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Ausgewählte Experimente der Elektrochemie

Ausgewählte Experimente der Elektrochemie. Sara Metten. Gliederung. 1. Begriffsklärung 2. Grundlagen 3. Galvanische Zellen Primärelement Sekundärelement 4. Elektrolysezelle 5. Einsatz in Alltag und Technik 6. Lehrplan 7. Didaktische Aspekte. Begriffsklärung. Elektrochemie.

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Ausgewählte Experimente der Elektrochemie

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Presentation Transcript

  1. Ausgewählte Experimente der Elektrochemie Sara Metten

  2. Gliederung 1. Begriffsklärung 2. Grundlagen 3. Galvanische Zellen Primärelement Sekundärelement 4. Elektrolysezelle 5. Einsatz in Alltag und Technik 6. Lehrplan 7. Didaktische Aspekte

  3. Begriffsklärung Elektrochemie Umwandlung chemischer in elektrische Energie Elektrolyse Ionenwanderung Korrosion

  4. Begriffsklärung Begriffsklärung • Teilgebiet der physikalischen Chemie • gegenseitige Umwandlung von chemischer in elektrischer Energie • Umfasst folgende Vorgänge: • Wanderung von Elektronen und Ionen • Ausbildung von elektrochemischen Potentialen

  5. Demo 1 Spannungsreihe

  6. Grundlagen - Cu(s) Cu2+(aq) + 2 e - 2 Ag+(aq) + 2 e Ag(s) Spannungsreihe - Cu2+(aq) + 2 e Cu(s) - Fe(s) Fe2+(aq) + 2 e Fe(s) + Cu2+(aq) Fe2+(aq) + Cu(s) Cu(s) + 2 Ag+(aq)Cu2+(aq) + 2 Ag(s)

  7. Grundlagen Folgernde Spannungsreihe Starke Oxidationsmittel Ag/Ag+ Cu/Cu2+ Fe/Fe2+ Starke Reduktionsmittel

  8. Grundlagen Elektrochemische Spannungsreihe • Einordnung der Salze nach der Größe ihrer Potentialdifferenz, die sich an der Phasengrenze der Elemente ergibt • je unedler ein Metall um so: • negativer sein Potential • schneller oxidiert es • stärker wirkt es als Reduktionsmittel • stärker reagiert es mit Säuren und Wasser

  9. Demo 2 Ionenwanderung

  10. Grundlagen Ionenwanderung • Permanganat Ionen wandern zur Anode • beim Anlegen eines Stroms bewegen sich Ionen im elektrischen Feld • wandern gemäß ihrer formalen Ladung • in flüssigen Lösungen nicht Elektronen sondern Ionen Ladungsträger

  11. Grundlagen Elektrochemische Zellen • bestehen aus zwei Leitern (Elektroden) • diese müssen mit einem elektrisch leitenden Medium (Elektrolyten) in Kontakt stehen • Zwei unterschiedliche Typen: • Galvanische Zelle • Elektrolysezelle

  12. Grundlagen

  13. Galvanische Zellen Galvanische Zelle • benannt nach Luigi Galvani • spontane chemische Reaktion wird zur Erzeugung des Stromes ausgenutzt • besteht im einfachsten Fall aus zwei verschiedenen Metallen • die elektrolytisch und metallisch leitend verbunden sind

  14. Versuch 1 Daniell-Element

  15. Galvanische Zellen 0 - 2+ Anode: Zn(s) Zn(aq) + 2 e 0 2+ - Kathode: Cu(aq) + 2 e Cu(s) Gesamtreaktion: Zn(s) + Cu(aq) Zn(aq) + Cu(s) 2+ 2+ Elektrodenreaktionen 0 0

  16. Galvanische Zellen Elektrodenreaktionen im Überblick

  17. Galvanische Zellen Elektromotorische Kraft (EMK) • Potential einer galvanischen Zelle • je größer die Tendenz zum Ablaufen der chemischen Reaktion, desto größer die EMK • ist abhängig von: • beteiligten Substanzen • Konzentrationen der Lösungen • Temperatur

  18. Galvanische Zellen Berechnung der EMK Zn(s)/Zn2+(aq)|| Cu2+(aq)/Cu(s) Nernst Gleichung

  19. Galvanische Zellen Berechnung der EMK

  20. Galvanische Zellen Kommerziell genutzte Zellen • Primärelement • nach Gebrauch nicht wieder aufladbar • Sekundärelement • wiederaufladbar

  21. Versuch 2 Leclanché Element

  22. Galvanische Zellen Kathode: 2 MnO2 (s) + 2 H(aq) + 2 e 2 MnO(OH)(s) +3 +4 + - Anode: Zn(s) + 2 NH4Cl(aq) [Zn(NH3)2Cl2](aq)+ 2 H (aq) + 2 e +2 0 + - Gesamtreaktion: Zn(s) + 2 NH4Cl(aq) + 2 MnO2(s) [Zn(NH3)2Cl2](aq) + MnO(OH)(s) Elektrodenreaktionen +4 +3 0 +2

  23. Galvanische Zellen Elektrodenreaktionen im Überblick Kathode Anode

  24. Galvanische Zellen Alkali-Mangan-Batterie • ähnlich wie das Leclanché Element • enthalten NaOH oder KOH anstatt NH4Cl • längere Lebensdauer • höhere Spannung • teurer

  25. Galvanische Zellen Sekundärelement • wiederaufladbar • Entladen: Galvanische Zelle • Laden: Elektrolysezelle • sorgfältig ausgewählte Elektroden • Produkte der Entladereaktion müssen schwer löslich sein

  26. Versuch 3 Bleiakkumulator

  27. Galvanische Zellen +4 0 Pb(s) + 6 H2O(l) PbO2(s) + 4 e- + 4 H3O+ Blei Blei Blei(IV)oxid Formierung Kathode Anode 0 +1 4 H3O+ + 4 e- 2 H2 + 4 H2O Schwefelsäure 20%ig

  28. Galvanische Zellen Entladevorgang Anode +2 0 Kathode SO42-(aq) + Pb(s) PbSO4(s) + 2 e- +4 SO42-(aq) + PbO2(s) + 2 e- + 4 H3O+(aq) +2 Verbraucher Bleisulfat PbSO4(s) + 6 H2O(l)

  29. Galvanische Zellen Laden Entladen Galvanische Zelle: Pb/Pb2+ || PbO2/Pb2+ Anode: PbSO4(s) + 2 e Pb(s) + SO42-(aq) Laden +2 0 - Kathode: PbSO4(s)+ 6 H2O PbO2(S) + SO42-(aq) + 2 e + 4 H3O(aq) Laden +4 - +2 + Gesamtreaktion: 2 PbSO4(s) + 2 H2O Pb(s) + PbO2(s) + 2 H2SO4(aq)

  30. Galvanische Zellen Aufbau eines Bleiakkus (Autobatterie)

  31. Elektrolysezelle Elektrolyse • Redoxreaktionen, die nicht spontan ablaufen • Unterschiede zur galvanischen Zelle: • 2 Elektroden im selben Elektrodenraum • nur einen Elektrolyten

  32. Elektrolysezelle Prinzip der Elektrolyse • mit elektrischem Strom eine Reaktion entgegen ihrer spontanen Richtung zu erzwingen • größere Spannung anlegen, als Reaktion bei ihrer spontanen Richtung liefert • Entscheidend für die Produkte: • angelegte Spannung

  33. Elektrolysezelle

  34. Versuch 4 Elektrolyse von Wasser

  35. Elektrolysezelle - - Anode: 4 OH(aq) O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e - + Kathode: 4 H3O(aq) + 4 e 2 H2(g) + 4 H2O(l) Elektrodenreaktionen Gesamtreaktion: 2 H2O(l) 2 H2(g) + O2(g)

  36. Elektrolysezelle Auswertung des V/t Diagramms I = 0,2 A

  37. Elektrolysezelle Auswertung des I/t Diagramms t = 2 min.

  38. Elektrolysezelle Ergebnis der quantitativen Elektrolyse • Anhand der Versuche ist folgendes gezeigt worden: • V ~ t (I = konst.) • V ~ I (t = konst.) • Volumina der abgeschiedenen Gase sind dem Produkt aus Stromstärke und Zeit proportional • V ~ I · t bzw. V ~ Q

  39. Elektrolysezelle Herleitung des 1. Faraday-Gesetzes • mit dem molaren Volumen Vm = V/n erhält man n • n ~ I · t bzw. n ~ Q • z ist Anzahl der Elektronen, die für die Abscheidung eines Teilchens übertragen werden • Q = I · t = N · e · z

  40. Elektrolysezelle Herleitung des 1. Faraday-Gesetzes • mit N = n · NA • Q = N · e · z = n · NA · e · z = n · F · z • F = NA · e = 96485 C · mol-1 • um 1 Mol einfach geladener Ionen an einer Elektrode zu entladen braucht man: • Q = 1 mol · F = 96485 C 1. Faraday-Gesetz

  41. Elektrolysezelle 2. Faraday-Gesetz Herleitung des 2. Faraday-Gesetzes • Das Verhältnis der Stoffmengen n1/n2 von Portionen verschiedener Elektrolyseprodukte, die durch die gleiche elektrische Ladung abgeschieden werden folgt aus: Q = n1· z1 · F = n2 · z2 · F

  42. Elektrolysezelle - - Anode: 4 OH(aq) O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e - + Kathode: 4 H3O(aq) + 4 e 2 H2(g) + 4 H2O(l) 2. Faraday-Gesetz 2. Faraday-Gesetz n1= 2 mol H2 n2= 1 mol O2 z1= 2 Elektronen z2= 4 Elektronen

  43. Einsatz Einsatzgebiete • Industrie • Haushalt • Handys

  44. Lehrplan Lehrplan (G8) • 10.1 Redoxreaktionen • Elektrochemische Spannungsquellen • Elektrolyse • 12.2 LK Elektrochemie (Wahlpflicht) • Nernst Gleichung

  45. Didakt. Aspekte Didaktische Aspekte • Fächerübergreifender Unterricht • Physik • Politik/Wirtschaft • einfach durchführbare Experimente • hoher Alltagsbezug

  46. Vielen Dank für Ihre Aufmerksamkeit !

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