Galvanische Zellen Anorganische Chemie PDF

Preview

Summary

Protokoll Praktikum...

Description

Protokoll Versuch: Galvanische Zellen (Galvanische Elemente)

Version I

10.01.2018

10.01.2018 1. Einleitung:

Es soll die Zellspannung einer aus Kupfer- und Silberhalbzelle bestehenden galvanischen Zelle in Abhängigkeit der Stoffmengenkonzentration an Silbernitrat in der Silberhalbzelle ermittelt werden. Redox-Reaktionen zugrunde Elektronenübergänge können in galvanischen Elementen direkt belegt oder gemessen werden. Die dabei stattfindenden Reaktionen lassen sich unter Beteiligung der Elemente X und Y wie folgt allgemein ausdrücken: a) X + Y2-

X2- + Y (X unedler als Y) mit den Teilreaktionen X2+ + 2 e-

b) X c) Y2+ + 2 e-

Y

Damit es zu einem Elektronenfluss kommt, verbindet man die beiden Halbzellen, bestehend aus den Metallen X und Y eingetaucht in ihre entsprechenden Salze wie bspw. X in XSO4 und Y in YNO3, über einen Stromschlüssel, gefüllt mit der Lösung eines Elektrolyten wie bspw. KCl und die Elektroden, sprich die beiden Metallstäbe, durch ein Voltmeter. Dabei gehen die Atome des Metalles X entsprechend der Teilreaktion a) in Lösung unter Abgabe von Elektronen. Letztere bewegen sich über den Draht in Richtung Y, wo sie gemäß Teilreaktion c) mit den Y 2+ unter Bildung des sich an der Oberfläche der Elektrode absondernden Atoms Y reagieren. Es findet also ein Elektronentransport über den metallischen Leiter vom Ort der höheren Elektronenkonzentration in Halbzelle X zum Ort der niederen Elektronenkonzentration in Halbzelle Y statt. Die dabei messbare Spannung kann als Index für die Verschiedenheit in der Lösungstendenz der beiden Metalle verwendet werden. Die Ionenkonzentration in der jeweiligen Salzlösung des Metalls ist ausschlaggebend für das Potential letzteren. Mit abnehmender Stoffmengenkonzentration der Salzlösung in einer der Halbzellen sinkt auch die Zellspannung. Mithilfe der NernstGleichung lässt sich diese Abhängigkeit errechnen. Sie ist wie folgt formuliert: E=E 0 +

0.059 c (Ox) lg n c (¿)

2. Durchführung: Zunächst wurde ein Becherglas mit 1 M Kupfersulfat-Lösung gefüllt, sowie vier weitere mit Silbernitrat-Lösungen von jeweils unterschiedlicher Konzentration {c(AgNO3) = 0,1; 0,01; 0,001 und 0,0001 mol/L}. Anschließend wurde eine Verbindung zwischen dem Becherglas mit der Kupfersulfat-Lösung und dem mit der Silbernitrat-Lösung über einen Stromschlüssel hergestellt. Dazu wurde dieser mit 1 Seite 2 von 5

10.01.2018 M Kaliumnitrat-Lösung aufgefüllt und seine beiden Öffnungen mit Filterpapierstopfen blockiert und in die beiden Lösungen eingetaucht. Der Kupferstab wurde in die Kupfersulfat-Lösung gegeben und der Silberstab in die Silbernitrat-Lösung, angefangen bei mit der kleinsten Konzentration. Darauf wurde der Minuspol des Voltmeters an der Kupferelektrode angeschlossen und der Pluspol an der Silberelektrode, wobei die Zellspannung abzulesen, in die Messtabelle einzutragen und mit dem zuvor berechneten Wert zu vergleichen war. Nach jeder Messung wurde der Silberstab mit VE-Wasser gereinigt und abgetrocknet.

Ergebnisse: Tabelle 1: Messergebnisse und Berechnungen für die Zellspannung ΔE der galvanischen Cu/Ag- Zelle mit jeweils unterschiedlicher Stoffmengenkonzentration an KNO3 in der Silberhalbzelle

Zelle 1 a) Messergebnisse c(Ag+) [mol/L] 0,0001 1 c(Cu2+) [mol/L] ΔE 0,232 b) Berechnungen 0,564 E(Ag/Ag+) [V] 0,34 E(Cu/Cu2+) [V] ΔE 0,224

2

3

4

0,001

0,01

0,1

1

1

1

0,287

0,345

4,000

0,623

0,682

0,741

0,34

0,34

0,34

0,283

0,342

0,401

Es war zu beobachten, dass mit abnehmender Stoffmengenkonzentration an Silbernitrat in den jeweiligen Bechergläsern auch die Zellspannung kontinuierlich abgenommen hat.

Auswertung: Auf Grund der räumlichen Trennung der Lösungen kommt es zu keiner direkten Durchmischung. Beiden Lösungen sind mithilfe eines Stromschlüssels miteinander verbunden. Durch diese Verbindung zwischen den beiden Lösungen wird eine leitende Verbindung zwischen den Elektroden hergestellt, so können die Elektronen von der Kupfer-Halbzelle zur Silber-Halbzelle fließen. An der Kupfer Elektrode findet die Oxidation statt. Dabei gehen deutlich mehr Cu2+Ionen in Lösung als sich Cu-Ionen abscheiden. Durch diesen Vorgang werden die Elektronen frei und ein Elektrodenüberschuss entsteht an der Anode, und bildet den Minuspol. Seite 3 von 5

10.01.2018 Oxidation: Cu  Cu+ + 2eAn der Silber- Elektrode findet dagegen die Reduktion statt, bei der die Ag+-Ionen Elektronen aufnehmen und sich als Ag an der Silberplatte ab. Dadurch entsteht ein Elektronenmangel und Kathode lädt sich positiv auf.

Reduktion: 2Ag+ + 2e-  2Ag Die Reaktionen der Elektronen und der daraus resultierende Stromfluss lassen sich aber nur aufrecht halten, wenn zwischen den Elektrolyt-Lösungen ein Ladungsausgleich möglich ist, welcher durch den Stromschlüssel gewährleistet ist. Dabei wandern Ionen von der Kathode zur Anode, also von der Silberhalbzelle zur Kupferhalbzelle. Kupfer hat im Gegensatz zu Silber ein niedrigeres Redoxpotential, sodass an der Kupfer-Elektrode mehr Ionen in Lösung abgegeben werden als an der Silber-Elektrode. Die negative Ladung in der Kupfer-Elektrode ist nun höher als die in der Silber-Elektrode, dadurch entsteht eine Spannung und somit ein geschlossener Stromkreis. Somit wird der Elektronenfluss in einer galvanischen Zelle wird durch die Spannung zwischen den Halbzellen hervorgerufen Vor Beginn des Experiments wurde durch Anwendung der Nernst-Gleichung das Elektrodenpotential des Silbers mit den verschiedenen Konzentrationen und die Zellspannung berechnet und in die Tabelle eingetragen. +

0,059 1

lg c(Ag+) Nernst-Gleichung: E = E°(Ag/Ag ) + + 2+ Zellspannung: E = E(Ag/Ag ) - E°(Cu/Cu ) Nernst beschrieb diese Vorgänge als Gleichgewicht zwischen dem Lösungsdruck und dem Abscheidungsdruck eines Metalls. Je edler ein Metall, desto weniger Ionen gehen in Lösung. In diesem Experiment sind Kupfer und Silber beides Edelmetalle, doch das Silber ist das deutlich edlere von beiden. Wenn Metallionen zu Metallatomen reagieren wird dieser Vorgang als Abscheidungsdruck bezeichnet. Jedes Metall besitzt einen bestimmten Lösungsdruck und Abscheidungsdruck. Mit der Einstellung eines elektrochemischen Gleichgewichts sind die Elektroden der beiden Halbzellen verschieden aufgeladen. Die Spannung zwischen den Halbzellen ist dabei abhängig von der Konzentration der edleren Metallionen, da zu erkennen ist, dass die Spannung bei 0,1 mol/L größer ist als bei 0,01; 0,001 und 0,0001 mol/L. Aufgrund der geringeren Anzahl der Silberionen resultiert ein geringerer Elektronenfluss, weil weniger Elektronen gebunden werden können. Quellen: Jander, Blasius Einführung in das anorganische Praktikum, 14. Auflage S. Hirzel Verlag Stuttgart, 1995, S. 33 ff. Prof. Dr. H.-J. Holdt, Vorlesungsskript, Experimentalvorlesung zur Allgemeinen und Anorganischen Chemie, S. 165 ff. Versuchsanleitung Galvanische Zellen, Moodle Kurs Seite 4 von 5

10.01.2018

Seite 5 von 5...