Ausgewählte Experimente der Elektrochemie

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

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

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

8 Elektrochemische Spannungsreihe
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 Ionenwanderung Permanganat Ionen wandern zur Anode
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 Elektrochemische Zellen
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 Elektroden-bezeichnung
Grundlagen Zelltyp Elektr. Anschluss Elektroden-bezeichnung Reaktions-typ Galvanische Zelle Minuspol Pluspol Anode Kathode Oxidation Reduktion Elektrolyse- zelle

13 Galvanische Zelle benannt nach Luigi Galvani
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 Elektrodenreaktionen
Galvanische Zellen Elektrodenreaktionen - 2+ Anode: Zn(s) Zn(aq) + 2 e - 2+ Kathode: Cu(aq) + 2 e Cu(s) Gesamtreaktion: Zn(s) + Cu(aq) Zn(aq) + Cu(s) 2+

16 Elektrodenreaktionen im Überblick
Galvanische Zellen Elektrodenreaktionen im Überblick

17 Elektromotorische Kraft (EMK)
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 Berechnung der EMK Zn(s)/Zn2+(aq) || Cu2+(aq)/Cu(s) Nernst Gleichung
Galvanische Zellen Berechnung der EMK Zn(s)/Zn2+(aq) || Cu2+(aq)/Cu(s) Nernst Gleichung

19 Galvanische Zellen Berechnung der EMK

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

21 Versuch 2 Leclanché Element

22 Elektrodenreaktionen
Galvanische Zellen Elektrodenreaktionen Kathode: 2 MnO2 (s) + 2 H(aq) + 2 e MnO(OH)(s) - + +4 +3 Anode: Zn(s) + 2 NH4Cl(aq) [Zn(NH3)2Cl2](aq)+ 2 H (aq) + 2 e - + +2 Zink 2+ d10 tetraedrisch, wenn Wasser dran dann oktaedrisch Gesamtreaktion: Zn(s) + 2 NH4Cl(aq) + 2 MnO2(s) [Zn(NH3)2Cl2](aq) + MnO(OH)(s) +4 +2 +3

23 Elektrodenreaktionen im Überblick
Galvanische Zellen Elektrodenreaktionen im Überblick Kathode Anode

24 Alkali-Mangan-Batterie
Galvanische Zellen Alkali-Mangan-Batterie ähnlich wie das Leclanché Element enthalten NaOH oder KOH anstatt NH4Cl längere Lebensdauer höhere Spannung teurer Längere Lebensdauer, weil das Zink nicht mehr der sauren Umgebung ausgesetzt ist, die in der konventionellen Zelle durch die NH4+ Ionen entsteht.

25 Sekundärelement wiederaufladbar Entladen: Galvanische Zelle
Galvanische Zellen Sekundärelement wiederaufladbar Entladen: Galvanische Zelle Laden: Elektrolysezelle sorgfältig ausgewählte Elektroden Produkte der Entladereaktion müssen schwer löslich sein Produkte der Entladereaktion müssen schwer löslich sein, damit sie an den Elektroden haften bleiben und nicht durch Diffusion in den Elektrolyten verloren gehen.

26 Versuch 3 Bleiakkumulator

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

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

29 Galvanische Zelle: Pb/Pb2+ || PbO2/Pb2+ Anode:
Galvanische Zellen Galvanische Zelle: Pb/Pb2+ || PbO2/Pb2+ Anode: PbSO4(s) + 2 e Pb(s) + SO42-(aq) +2 Laden - Kathode: PbSO4(s)+ 6 H2O PbO2(S) + SO42-(aq) + 2 e + 4 H3O(aq) Laden +2 +4 - + Beim Laden wird wegen der Überspannung des H2 am Pb, keine H2 Entwicklung. Bei Verunreinigung des Elektrolyten wird Überspannung aufgehoben und der Akku kann nicht mehr geladen werden. Bei Stromentnahme wird Schwefelsäure verbraucht und Wasser gebildet, also wird die Schwefelsäure verdünnt. Ladungszustand kann daher durch Messung der dichte der Schwefelsäure überprüft werden. Verwendung: Autobatt. Gesamtreaktion: 2 PbSO4(s) + 2 H2O Pb(s) + PbO2(s) + 2 H2SO4(aq) Entladen Laden

30 Aufbau eines Bleiakkus (Autobatterie)
Galvanische Zellen Aufbau eines Bleiakkus (Autobatterie)

31 Elektrolyse Redoxreaktionen, die nicht spontan ablaufen
Elektrolysezelle Elektrolyse Redoxreaktionen, die nicht spontan ablaufen Unterschiede zur galvanischen Zelle: 2 Elektroden im selben Elektrodenraum nur einen Elektrolyten Zu 1. Weil sie eine pos. Freie Reaktionsenthalpie besitzen

32 Prinzip der Elektrolyse
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 Elektroden-bezeichnung
Elektrolysezelle Zelltyp Elektr. Anschluss Elektroden-bezeichnung Reaktions-typ Elektrolyse-zelle Pluspol Minuspol Anode Kathode Oxidation Reduktion Galvanische Zelle

34 Elektrolyse von Wasser
Versuch 4 Elektrolyse von Wasser

35 Elektrodenreaktionen
Elektrolysezelle Elektrodenreaktionen Anode: 4 OH(aq) O2(g) + 2 H2O(l) + 4 e - Kathode: 4 H3O(aq) + 4 e H2(g) + 4 H2O(l) - + Gesamtreaktion: 2 H2O(l) H2(g) + O2(g) Die OH- Ionen stammen aus dem Autoprotolyse GG des Wassers

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

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

38 Ergebnis der quantitativen Elektrolyse
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 Q ist die elektrische Ladung (Stromstärke mal Zeit)

39 Herleitung des 1. Faraday-Gesetzes
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 e ist Elementarladung, Q=Ladung in Coulomb C; N Anzahl der Teilchen

40 Herleitung des 1. Faraday-Gesetzes
Elektrolysezelle Herleitung des 1. Faraday-Gesetzes mit N = n · NA Q = N · e · z = n · NA · e · z = n · F · z F = NA · e = C · mol-1 um 1 Mol einfach geladener Ionen an einer Elektrode zu entladen braucht man: Q = 1 mol · F = C F ist Faradaykonstante auch 26,8 A · h · mol-1 1. Faraday-Gesetz

41 Herleitung des 2. Faraday-Gesetzes
Elektrolysezelle 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 Die quantitativen Zusammenhänge der Elektrolyse wurden erstmals 1832 &1833 von Michael Faraday beschrieben 2. Faraday-Gesetz

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

43 Einsatz Einsatzgebiete Industrie Haushalt Handys

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

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

46 Vielen Dank für Ihre Aufmerksamkeit !