Material 20 - Modul 3_Experiment

2. Umwandlung E(chem) <-> E(el)
Galvanische Zelle und Elektrolyse
Experiment
Versuch 1: Umwandlung von chemischer Energie in elektrische Energie
Galvanische Zelle - Definition: Eine galvanische Zelle besteht aus elektrisch (Kabel) und elektrolytisch
(Salzbrücke, Salzlösung im Glasrohr, getränktes Filterpapier) miteinander verbundenen, unterschiedlichen
Halbzellen.
Elektrischer Strom - Definition:
Elektrischer Strom ist die Bezeichnung für die gerichtete Bewegung von Ladungsträgern, zum Beispiel
Elektronen oder Ionen.
Anleitung zum Bau einer galvanischen Zelle:
Material: 2 kleine Bechergläser, Stativmaterial, Klemmen, Voltmeter, 2 Laborkabel, Filterpapier
Chemikalien: Zinkstab
, Kupferstab
, konzentrierte Kochsalzlösung, 1molare Zinksalzlösung
,
1molare Kupfersalzlösung
Sicherheit: Schutzbrille, Hautkontakt vermeiden, Reste ausnahmsweise in die Behälter zurückgießen,
Filterpapier in den Hausmüll.
1. Erstelle zwei Halbzellen. Eine Halbzelle ist meist ein Element in seiner Ionenlösung, zum Beispiel Kupferstab
2+
2+
in Kupfersulfatlösung (Cu/Cu ) oder Magnesium in Magnesiumchloridlösung (Mg/Mg ) oder
+
Wasserstoffgasstrom durch Salzsäure (H2/H3O ). Solche Paare nennt man Redoxpaar.
2+
2+
Stelle zwei Halbzellen her, die die Redoxpaare Cu/Cu und Zn/Zn beinhalten. Neben Stativmaterial werden
jeweils 1 Becherglas, 1 Metallstab und 50ml der korrespondierenden, 1molaren Salzlösung benötigt. Stelle die
beiden Gläser nahe aneinander. Setzte jetzt Stativmaterial so zusammen, dass die Metallstäbe in ihre jeweilige
Lösung tauchen.
2. Verbinde die Halbzellen elektrisch. Verbinde hierzu die Metallstäbe mit je einer Buchse am Voltmeter
(Kupfer als +Pol). Hierfür brauchst du eventuell passende Klemmen mit Kabelbuchsen.
3. Verbinde die Zellen elektrolytisch. Der Stromkreis wird nun geschlossen, indem du ein mit Kochsalzlösung
stark getränktes Filterpapier geknickt mit jeweils einem Ende in die Salzlösung eines Becherglases hängst. So
können Ladungsträger - Ionen - zwischen den beiden Lösungen fließen.
Quelle:
http://www.schulebw.de/unterricht/faecher/chemie/material
/nuetzliches/skizze/
(zuletzt abgerufen am 3.6.14)
© Florian Robens 2013
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Galvanische Zelle und Elektrolyse
Experiment
Beobachtung: Lies den Wert der Spannung in Volt ab: ___________
Aufgaben:
a) Durch das Voltmeter fließen offensichtlich Elektronen. Überlegt, welche Prozesse in den einzelnen
Halbzellen ablaufen müssen, damit Elektronen immer in der gleichen Richtung fließen. Nutzt dabei Begriffe aus
der beschrifteten Skizze, vor allem „Metall mit höherem / niedrigerem Elektronendruck“. Elektronendruck ist
hierbei das Bestreben, Elektronen abzugeben.
Erstelle dazu die Oxidationsgleichung, in der ein Metall Elektronen abgibt, und die Reduktionsgleichung, in der
ein Metallkation Elektronen aufnimmt. Setze diese beiden zusammen zu einer Redoxgleichung, in der die
Elektronen gekürzt werden können.
b) Allgemein wird ein Metall, welches von einer Salzlösung eines anderen Metalls oxidiert wird, als unedleres
Metall bezeichnet. Ist in diesem Beispiel Zink oder Kupfer edler?
2+
2+
c) Zeichne eine galvanische Zelle mit den Redoxpaaren Mg/Mg und Zn/Zn . Magnesium ist in diesem Fall das
unedlere Metall. Die Zelle liefert 1,6V Spannung. Bestimme mit diesen Informationen den Elektronenfluss, die
Teilgleichungen, sowie die vollständige Redoxgleichung dieser Zelle.
2+
2+
d) Wie hoch wäre die Spannung bei einer Verbindung der Halbzellen Mg/Mg und Cu/Cu ? Beschreibe deine
Überlegungen.
+
Eine galvanische Zelle besteht aus zwei elektrisch und
Halbzellen.
Eine Halbzelle ist ein Raum, in dem zwei unterschiedlich oxidierte
nebeneinander vorliegen.
Der Stromfluss ist immer gleichgerichtet (Gleichstrom) vom
Dies ist festgehalten in der Tabelle der „Spannungsreihe“. Sie
Redoxpaare, sortiert nach ihrer Oxidationskraft, manchmal auch
ihrer Hilfe kann man schnell ablesen, welche Halbzellen
müssen, um eine gewisse Spannung zu erhalten oder eine
lassen.
Li <-> Li
+ e´
-3,04
+
K <->
K
+ e´
-2,92
elektrolytisch
verbundenen
2+
Ca <-> Ca
+ 2e´
-2,87
+
Na <-> Na
+ e´
-2,71
2+
Mg <->
Mg
+
2e´
-2,36
Formen
3+ eines Elements
Al <-> Al
+ 3e´
-1,66
2+
Mn <-> Mn
+ 2e´
-1,18
2+
Zn <-> Zn
+ 2e´
-0,76
unedleren
zum edleren Stoff.
3+
Cr <-> Cr
+ 3e´
-0,74
2+
enthält
Fe <->
Fe korrespondierende
+ 2e´
-0,41
2+
Elektronendruck
Cd <->
Cd
+ 2e´ genannt.
-0,40 Mit
2+
zusammengeschlossen
werden
Co <-> Co
+ 2e´
-0,28
2+ Reaktion ablaufen zu
spezielle
Ni <-> Ni
+ 2e´
-0,23
2+
Sn <-> Sn
+ 2e´
-0,14
2+
Pb <-> Pb
+ 2e´
-0,13
2+
Cu <-> Cu
+ 2e´
+0,35
+
Ag <-> Ag
+ e´
+0,80
2+
Hg <-> Hg
+ 2e´
+0,85
Beispiel für eine Spannungsreihe
Glückwunsch!
Du kannst jetzt Batterien unterschiedlicher Spannung bauen.
historische
Hintergründe
Beispiel einer
komplexeren Batterie,
die weltweit genutzt
wird
© Florian Robens 2013
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Galvanische Zelle und Elektrolyse
Experiment
Versuch 2: Umwandlung von elektrischer in chemische Energie
Material: U-Rohr, zwei Graphitelektroden, zwei Laborkabel, eine Stromquelle, Stativmaterial, ein 50ml
Messzylinder, zwei Bechergläschen, zwei Pipetten
Chemikalien: dest. Wasser, Stärkelösung, Zinkjodid
Sicherheit: Schutzbrille, Reste in Schwermetallkanister,
Beim Umgang mit Strom immer zu beachten: Als letztes wird der Stromkreis geschlossen, indem das letzte
Kabelende in die Stromquelle gesteckt wird. Dann den Schalter betätigen. Sobald das Experiment gelaufen und
der Schalter auf ‘aus‘ gestellt ist, wird das Kabel wieder ausgesteckt. Erst dann wird weiter abgebaut.
Durchführung: Baue eine Elektrolysevorrichtung nach
nebenstehendem Bild auf 
Quelle:
http://www.schulebw.de/unterricht/faecher/chemie/
material/nuetzliches/skizze/
(zuletzt abgerufen am 3.6.14)
1. Löse in einem Becherglas 1g Zinkjodid in 50ml
destilliertem Wasser. Fülle die Lösung in das U-Rohr.
Schließe jetzt den Stromkreis. Stell die Gleichstromquelle
auf 10V Spannung.
Notiere deine Beobachtungen an den Elektroden
während der nächsten drei Minuten. Schalte dann die
Stromquelle ab.
2. Gib eine Pipette der Lösung aus dem U-Rohr in ein
Becherglas. Gib eine Pipette Stärkelösung zu.
Notiere deine Beobachtung.
Der Aufbau ähnelt sehr stark dem Aufbau einer galvanischen Zelle. Allerdings werden hier die eigentlich
freiwillig fließenden Elektronen durch den Einbau einer Gleichstromquelle in die andere Richtung gezwungen.
Es muss also erst der Elektronenfluss der galvanischen Zelle gestoppt und dann umgekehrt werden. Daher
findet die Reaktion erst ab einer Spannung statt, die mindestens der Spannung entspricht, die der
Spannungsreihe entnommen werden kann.
© Florian Robens 2013
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2. Umwandlung E(chem) <-> E(el)
Galvanische Zelle und Elektrolyse
Experiment
Einen Prozess, bei dem elektrischer Strom eine Redoxreaktion erzwingt, nennt man Elektrolyse. Sie
wird beispielsweise zur Gewinnung von Metallen verwendet, oder zur Herstellung von Stoffen,
deren Gewinnung durch rein chemische Prozesse teurer oder kaum möglich wäre.
Es muss zuerst der Elektronenfluss der freiwillig ablaufenden Redoxreaktion überwunden werden, um die
Elektrolyse zu ermöglichen.
Eine galvanische Zelle wandelt Energie, die in chemischen Bindungen gespeichert ist, in elektrische Energie um.
chemische Energie  elektrische Energie
(Chemische Bindung  Elektronenbewegung)
Eine Elektrolyse nutzt elektrische Energie, um sie in chemischen Bindungen zu speichern.
elektrische Energie  chemische Energie
(Elektronenbewegung Chemische Bindung)
Die Elektrolyse ist die Umkehrung der galvanischen Zelle
- Beschreibe die Reaktionen, die an den Elektroden ablaufen. Formuliere dazu jeweils eine
Reaktionsgleichung und ordne ihnen die Begriffe Oxidation bzw. Reduktion zu. Erstelle daraus dann
die Redoxgleichung.
- Stelle eine Voraussage auf, wie der Versuch verläuft, wenn statt Zinkjodid das Salz
Aluminiumbromid verwendet wird (mit Oxidations-, Reduktions- und Gesamtgleichung).
Glückwunsch!
Du kannst jetzt mit Strom viele nicht natürlich vorkommende Stoffe synthetisieren.
Weitere Beispiele für
Elektrolysen
(wie z.B. Aluminium ↑)
Eine besondere
Anwendung der Elektrolyse
ist das Galvanisieren, als
Experimentkasten
verfügbar.
Informiere dich, wie die Elektrolyse von KI Kaliumjodid verläuft und warum sie so
anders funktioniert als die oben beschriebene Elektrolyse.
© Florian Robens 2013
Seite 4