Schü­ler­ver­such

Bil­dungs­plan­be­zug

In­halts­be­zo­ge­ne Kom­pe­ten­zen

(IBK) 3.4.7 Elek­tro­che­mie

(7) die we­sent­li­chen Pro­zes­se in gal­va­ni­schen Zel­len und Elek­tro­ly­se­zel­len dar­stel­len und ver­glei­chen (Elek­tro­den­re­ak­tio­nen, Anode, Ka­tho­de, Zell­span­nung, Zer­set­zungs­span­nung, Fa­ra­day-Ge­setz)

Pro­zess­be­zo­ge­ne Kom­pe­ten­zen (PBK)

2.1 Er­kennt­nis­ge­win­nung

(7) Ver­glei­chen als na­tur­wis­sen­schaft­li­che Me­tho­de nut­zen

(8) aus Ein­zel­er­kennt­nis­sen Re­geln ab­lei­ten und deren Gül­tig­keit über­prü­fen.

2.2 Kom­mu­ni­ka­ti­on

(4) che­mi­sche Sach­ver­hal­te unter Ver­wen­dung der Fach­spra­che und ge­ge­be­nen­falls mit­hil­fe von Mo­del­len und Dar­stel­lun­gen be­schrei­ben, ver­an­schau­li­chen oder er­klä­ren

Ma­te­ria­li­en

• Be­cher­glas (100 mL)
• Span­nungs­quel­le
• Kabel
• Kro­ko­dil­klem­men
• Strom­stär­ke­mess­ge­rät (Am­pereme­ter)
• Uhr
• Föhn
• Fein­waa­ge

Che­mi­ka­li­en:

• 2 Kup­fer­ble­che (ent­fet­tet, ohne Oxi­dschicht)
• Kup­fer­sul­fat-Lö­sung c(CuSO₄) = 1 mol ⋅ L^-1
• Schwe­fel­säu­re-Lö­sung c(H₂SO₄) = 0,5 mol⋅L^-1

Si­cher­heits­hin­wei­se

Die in dem Ver­such an­ge­leg­te Gleich­span­nung ist nicht be­rüh­rungs­ge­fähr­lich. Den­noch sind die Schü­ler:innen ge­son­dert auf die Ge­fah­ren und Ver­hal­tens­re­geln hin­zu­wei­sen, die bei Ex­pe­ri­men­ten mit elek­tri­schem Strom auf­tre­ten kön­nen bzw. ein­ge­hal­ten wer­den müs­sen:

• Auf­bau des Strom­krei­ses nur bei aus­ge­schal­te­ter Span­nungs­quel­le, die zudem vom Netz ge­trennt ist (Ste­cker muss ge­zo­gen sein!)
• Ver­wen­den einer Span­nungs­quel­le, die einen Si­cher­heits­trenn­trans­for­ma­tor be­sitzt
• Ein­schal­ten der Gleich­span­nungs­quel­le und Durch­füh­rung des Ver­suchs erst nach Kon­trol­le durch die Lehr­kraft!

Ver­suchs­auf­bau

Durch­füh­rung:

1. Zu­nächst wird die Masse der bei­den Elek­tro­den (Kup­fer­ble­che) mit­hil­fe der Waage ge­mes­sen. Die Mess­wer­te wer­den no­tiert.
2. Eine Elek­tro­ly­se­ap­pa­ra­tur mit dem Strom­stär­ke­mess­ge­rät und den bei­den Kup­fer­ble­chen als Elek­tro­den wird auf­ge­baut.
3. Nun wer­den 70 mL der Kup­fer­sul­fat­lö­sung und 30 mL Schwe­fel­säu­re in das Be­cher­glas ge­ge­ben.
4. Die Span­nungs­quel­le wird so ge­re­gelt, dass sich eine kon­stan­te Strom­stär­ke von ca. 0,4 A ein­stellt und keine Gasent­wick­lung ein­setzt. Wäh­rend der Elek­tro­ly­se muss die Strom­stär­ke kon­stant blei­ben. Die Strom­stär­ke wird am Am­pereme­ter ab­ge­le­sen, und der Mess­wert no­tiert. Nach un­ge­fähr 600 Se­kun­den wird die Elek­tro­ly­se ab­ge­bro­chen und die ge­naue Zeit­dau­er no­tiert.
5. Nach Ab­bruch der Elek­tro­ly­se wer­den die Elek­tro­den ab­ge­spült, mit einem Föhn vor­sich­tig ge­trock­net und er­neut ge­wo­gen. Die Mess­wer­te für die Masse bei­der Elek­tro­den wer­den no­tiert.

Mess­er­geb­nis­se

Zeit­dau­er Δt = 616 s, Strom­stär­ke I = 0,8 A

Aus­wer­tung

Kup­fer­blech 1 (Anode): Δm₁ = - 0,164 g

Kup­fer­blech 2 (Ka­tho­de): Δm₂ = 0,162 g

Fach­li­cher Hin­ter­grund

Die Masse des Kup­fer­blechs, das an den Mi­nus­pol der Span­nungs­quel­le an­ge­schlos­sen war und somit als Ka­tho­de fun­gier­te, ist ab­ge­se­hen von dem auf­ge­tre­te­nen klei­nen Mess­feh­ler um den Be­trag grö­ßer ge­wor­den, um den die Masse des an­de­ren Blechs, also der Anode, ab­ge­nom­men hat. Er­klä­rung: Dies ist dar­auf zu­rück­zu­füh­ren, dass an der Ober­flä­che der Anode Kup­fer-Atome durch Elek­tro­nen­ab­ga­be zu zwei­fach po­si­tiv ge­la­de­nen Kup­fer-Ionen oxi­diert wor­den sind. Diese Kup­fer-Ionen tra­ten in die Elek­tro­lyt­lö­sung über, so dass die Masse des Kup­fer­blechs ab­nahm. Gleich­zei­tig wur­den an der Ka­tho­de pro Zeit­ein­heit ge­nau­so viele Kup­fer-Ionen zu Kup­fer-Ato­men re­du­ziert, wel­che sich an der Ober­flä­che der Ka­tho­de an­la­ger­ten. Folg­lich nahm die Masse der Ka­tho­de zu.

Nun wird die Mas­sen­zu­nah­me durch Ein­set­zen der er­mit­tel­ten Werte in die Glei­chung des 1. Fa­ra­day­schen Ge­set­zes der Elek­tro­ly­se über­prüft:

$$n=\frac{I\cdot \mathrm{\Delta }t}{z\cdot F}$$

Mit: n: Stoff­men­ge des an der Ka­tho­de ab­ge­schie­de­nen Stof­fes (hier Kup­fer), I: ge­mes­se­ne Strom­stär­ke in A, Δt = Zeit­dau­er der Elek­tro­ly­se in s, La­dungs­zahl z = 2 (Cu²⁺ + 2 e^- → Cu), Fa­ra­day-Kon­stan­te $$F=96845\frac{A\cdot s}{\mathit{mol}}=96845\frac{C}{\mathit{mol}}$$

$$\Rightarrow n(\mathit{Cu})=\frac{0\mathrm{,8}A\cdot 616s}{2\cdot 96485\frac{C}{\mathit{mol}}}\cong 2\mathrm{,55}\cdot {10}^{-3}\mathit{mol}$$

Für die Masse des an der Ka­tho­de ab­ge­schie­de­nen Kup­fers er­gibt sich dar­aus:

$$\mathrm{m}(\mathrm{Cu})=2\mathrm{,55}\cdot {10}^{-3}\mathrm{mol}\cdot 63\mathrm{,5}\mathrm{g}\cdot \mathrm{mol}\cong \mathrm{0,162}\mathrm{g}$$

Die mit­tels Dif­fe­renz­wä­gung er­mit­tel­te Mas­sen­zu­nah­me der Ka­tho­de stimmt sehr gut über­ein mit dem Wert, der sich aus dem 1. Fa­ra­day­schen Ge­setz er­gibt.

Hin­wei­se für die Lehr­kraft

Das sorg­fäl­ti­ge Föh­nen der Kup­fer­elek­tro­den ist wich­tig, um an­haf­ten­des Was­ser kom­plett zu ent­fer­nen. Das Tro­cken­rei­ben der Kup­fer­elek­tro­den darf nicht mit Pa­pier oder Hand­tü­chern durch­ge­führt wer­den.

Ent­sor­gung

Die kup­fe­rio­nen­hal­ti­ge Elek­tro­lytflüs­sig­keit wird in den Be­häl­ter für Schwer­me­tall­salz­lö­sun­gen ge­ge­ben.

Quel­le: Ver­än­dert nach che­mie­un­ter­richt.de

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Prak­ti­kum/Ar­beits­auf­trag: Fa­ra­day-Ge­set­ze

Kon­text

Die nach ihrem Ent­de­cker Mi­cha­el Fa­ra­day (1791-1867) be­nann­ten Fa­ra­day­schen Ge­set­ze be­schrei­ben den Zu­sam­men­hang zwi­schen der ge­sam­ten, ge­flos­se­nen elek­tri­schen La­dung und dem Stoff­um­satz bei elek­tro­che­mi­schen Re­ak­tio­nen, z.B. bei der Elek­tro­ly­se. Sie sind daher Grund­ge­set­ze der Elek­tro­che­mie und der Elek­tro­ly­se. Tra­di­tio­nell hei­ßen die Ge­set­ze „Fa­ra­day­sche Ge­set­ze der Elek­tro­ly­se“, sie sind aber auch für die Stoff­um­sät­ze in gal­va­ni­schen Zel­len, d.h. Bat­te­ri­en, Ak­ku­mu­la­to­ren und Brenn­stoff­zel­len, gül­tig. Mit dem fol­gen­den Ex­pe­ri­ment soll die Gül­tig­keit der Fa­ra­day­schen Ge­set­ze be­stä­tigt wer­den.

Ma­te­ria­li­en

• Be­cher­glas (100 mL)
• Span­nungs­quel­le
• Kabel
• Kro­ko­dil­klem­men
• Strom­stär­ke­mess­ge­rät (Am­pereme­ter)
• Uhr
• Föhn
• Fein­waa­ge

Che­mi­ka­li­en

• 2 Kup­fer­ble­che (ent­fet­tet, ohne Oxi­dschicht)
• Kup­fer­sul­fat-Lö­sung c(CuSO₄) = 1 mol ⋅ L^-1
• Schwe­fel­säu­re-Lö­sung c(H₂SO₄) = 0,5 mol ⋅ L^-1

Durch­füh­rung

1. Zu­nächst wird die Masse der bei­den Elek­tro­den (Kup­fer­ble­che) mit­hil­fe der Waage ge­mes­sen. Die Mess­wer­te wer­den no­tiert.
2. Eine Elek­tro­ly­se­ap­pa­ra­tur mit dem Strom­stär­ke­mess­ge­rät und den bei­den Kup­fer­ble­chen als Elek­tro­den wird auf­ge­baut.
3. Nun wer­den 70 mL der Kup­fer­sul­fat­lö­sung und 30 mL Schwe­fel­säu­re in das Be­cher­glas ge­ge­ben.
4. Die Span­nungs­quel­le wird so ge­re­gelt, dass sich eine kon­stan­te Strom­stär­ke von ca. 0,4 A ein­stellt und keine Gasent­wick­lung ein­setzt. Wäh­rend der Elek­tro­ly­se muss die Strom­stär­ke kon­stant blei­ben. Die Strom­stär­ke wird am Am­pereme­ter ab­ge­le­sen, und der Mess­wert no­tiert. Nach un­ge­fähr 600 Se­kun­den wird die Elek­tro­ly­se ab­ge­bro­chen und die ge­naue Zeit­dau­er no­tiert.
5. Nach Ab­bruch der Elek­tro­ly­se wer­den die Elek­tro­den ab­ge­spült, mit einem Föhn vor­sich­tig ge­trock­net und er­neut ge­wo­gen. Die Mess­wer­te für die Masse bei­der Elek­tro­den wer­den no­tiert.

Be­ob­ach­tung/Mess­er­geb­nis­se

• Zeit­dau­er Δt = ... s
• Strom­stär­ke I = ... A

Aus­wer­tung

Kup­fer­blech 1 (Anode): Δm1 = m_nachher – m_vorher = ... g

Kup­fer­blech 2 (Ka­tho­de): Δm2 = m_nachher – m_vorher = ... g

In­for­ma­ti­on: Das 1. Fa­ra­day­sche Ge­setz lau­tet:

$$n=\frac{I\cdot ∆t}{z\cdot F}$$

Mit: n: Stoff­men­ge des an der Ka­tho­de ab­ge­schie­de­nen Stof­fes (hier Kup­fer), I: ge­mes­se­ne Strom­stär­ke in A, Δt = Zeit­dau­er der Elek­tro­ly­se in s, La­dungs­zahl z = 2 (Cu²⁺ + 2 e^- → Cu), Fa­ra­day-Kon­stan­te

$$F=96845\frac{A\cdot s}{\mathit{mol}}=96845\frac{C}{\mathit{mol}}$$

Auf­ga­ben

1. Be­rech­nen Sie mit­hil­fe des oben an­ge­ge­be­nen 1. Fa­ra­day­schen Ge­set­zes die theo­re­tisch zu er­war­ten­de Mas­sen­zu­nah­me der Ka­tho­de.
2. Ver­glei­chen Sie diese theo­re­tisch zu er­war­ten­de Mas­sen­zu­nah­me der Ka­tho­de mit Ihrem ge­mes­se­nen Wert.
3. Be­rech­nen Sie die re­la­ti­ve Ab­wei­chung des ge­mes­se­nen Wer­tes vom theo­re­ti­schen Wert.
4. Dis­ku­tie­ren Sie mög­li­che Feh­ler, die die Ab­wei­chung ver­ur­sacht haben könn­ten.