Installiere die Dokumente-Online App

<
>
Download
Dokumenttyp

Protokoll
Chemie

Universität, Schule

Westfälische Hochschule Gelsenkirchen

Note, Lehrer, Jahr

2, Zyuzin,2015

Autor / Copyright
Hugo P. ©
Metadaten
Preis 2.00
Format: pdf
Größe: 0.07 Mb
Ohne Kopierschutz
Bewertung
sternsternsternstern_0.2stern_0.3
ID# 51310







Vorbereitung Versuch 6



Kupfersulfat (CuSO4 •5 H2O):

R 22 Gesundheitsschädlich beim Verschlucken.

R 36 Reizt die Augen.

R 38 Reizt die Haut.

S 22 Staub nicht einatmen.



Silbernitrat AgNO3 :

R 34 Verursacht Verätzungen.

S 26 Bei Berührung mit den Augen sof ort gründlich mit Wasser abspulen und Arzt konsultieren.

S 45 Bei Unfall oder Unwohlsein sofort Arzt zuziehen (wenn möglich dieses Etikett vorzeigen).



Zinknitrat (Zn(NO3)2 • 6 H2O):

R 8 Feuergefahr bei Berührung mit brennbaren Stoffen.

R 22 Gesundheitsschädlich beim Verschlucken.

R 36 Reizt die Augen.

R 37 Reizt die Atmungsorgane

R 38 Reizt die Haut.



Eisensulfat (FeSO4• 7 H2O)

R 22 Gesundheitsschädlich beim Verschlucken.

R 36 Reizt die Augen.

R 38 Reizt die Haut.

S 24 Berührung mit der Haut vermeiden.

S 25 Berührung mit den Augen vermeiden.



1.) Die Elektrochemische Spannungsreihe ist eine Auflistung von Redox-Paaren nach ihrem Standardelektrodenpotential (Redoxpotential unter Standardbedingungen). Vor allem bei Metallen wird sie auch Redoxreihe genannt. Aus der Elektrochemischen Spannungsreihe lässt sich das Redoxverhalten eines Stoffes ableiten. Jede Redox-Reaktion kann man so durch zwei Paare beschreiben und aus der elektrochemischen Spannungsreihe die Richtung von Reaktionen voraussagen. Redox-Paaren Als Redox-Paar oder auch Redoxsystem werden in der Chemie zwei Stoffe in unterschiedlichen Zusammenhängen benannt. Einmal werden damit zwei Stoffe bezeichnet, die miteinander reagieren, aber auch zwei Stoffe, die wechselseitig ineinander übergehen.



2.) Das Elektrodenpotential wird durch eine einfache Spannungsmessung bestimmt. In der Lösung vor der Referenzelektrode tritt ein ohmscher Spannungsabfall auf, wenn ein Strom fließt. Daher muss für genaue Potentialmessungen entweder komplett stromlos oder zumindest möglichst hochohmig gemessen werden



3.) Die Akzeptorhalbzelle ist diejenige Halbzelle in einem Galvanischen Element, in der die Reduktion (Elektronen-Aufnahme) der oxidierten Form eines Redoxpaares (die mit weniger Elektronen - meist positiv geladenes Metallion) zur reduzierten Form (die mit mehr Elektronen - meist ungeladenes Metallatom) des Redoxpaares stattfindet. Die Folge ist, dass sich die Metallatome an der Elektrode der Halbzelle anlagern und die Elektrode „wächst“. Die Halbzelle in einem Galvanischen Element mit dem positiveren Normalpotential ist immer die Akzeptorhalbzelle. Der Name kommt daher, dass bei der Reduktion Elektronen von der anderen Halbzelle (Donatorhalbzelle) aufgenommen werden (akzeptiert werden). In einem Daniell-Element ist die Kupferhalbzelle die Akzeptorhalbzelle, an der Elektrode der Kupferhalbzelle scheidet sich metallisches Kupfer ab.













4.)

5.) Für die Elektrolyse wird an die beiden Metallelektroden eine Gleichspannungangelegt. Der negative Pol liegt an der Zinkelektrode. Dieses ist die Kathode. Elektronen fließen von der Stromquelle zur Zink-Elektrode. Zink-Kationen aus der Lösung werden an der Zinkelektrode entladen und scheiden sich als metallisches Zink ab. An der Kupfer-Elektrode gehen Kupfer-Ionen in Lösung. Die frei werdenden Elektronen fließen zum positiven Pol der Stromquelle. Die Kupfer- Elektrode ist die Anode. Die Richtung des Elektronenflusses und damit die Reaktionsrichtung wird durch die Richtung des angelegten elektrischen Feldes bestimmt.



6.) Das Filterpapier dient als Verbindungsbrücke(Salzbrücke) zwischen den beiden Lösungen. Es ist mit einem Elektrolyt z.B. Kaliumchlorid(KCl) getränkt, damit der der Elektronenfluss gewährleistet bleibt. Es dient somit der Ladungsübertragung.













7.) Man darf keine Salzsäure verwenden, da es in Wasser gelöst Chlorionen und Protonen bildet. Dadurch kann es passieren, dass man bei dem Versuch die Chlorionen von der Salzsäure (was man dann nicht weiß) nachweist obwohl es sich bei dem Salz möglicherweise überhaupt nicht um ein Chlorid handelt. Man nimmt aus diesem Grund Salpetersäure, welches überhaupt nicht an der Reaktion beteiligt ist und daher nur als Katalysator dient. Chloridionen und Silberionen reagieren und bilden einen weißen Niederschlag, welcher dann Silberchlorid heißt. Aus der Reaktionsgleichung geht hervor, dass auch noch ungelöstes Kaliumnitrat vorliegen muss.

AgNO3 + KCl AgCl + KNO3



8.) Kupfer: +0,35V (Cu2+ + 2e− → Cu)

Silber: +0,80V (Ag+ + e− → Ag)

Zink: -0,76V (Zn2+ 2e− → Zn)

Eisen: -0,41V (Fe2+ + 2e− → Fe)


9.) ∆E° = E° (Kathode) + (-E° (Anode)) 7 Möglichkeiten

U° = E°(Reduktion) – E°(Oxidation)


Zn / Zn2+ // Cu2+ / Cu

(+) Kupfer und (-) Zink E = E° (+0,35V) + (-E° (-0,76V)) = +1,1V


Cu2+ / Cu // Ag+ / Ag

(-) Kupfer und (+) Silber E = E° (-0,35V) + (-E° (+0,80V)) = +0,45V


Fe / Fe2+ // Cu2+ / Cu

(+) Kupfer und (-) Eisen E = E° (+0,35V) + (-E° (-0,41V)) = +0,76V


Zn / Zn2+ // Ag+ / Ag

(-) Zink und (+) Silber E = E° -(-0,76V) + (-E° (+0,80V)) = +1,56V


Zn / Zn2+ // Fe / Fe2+

(-) Zink und (+) Eisen E = E° -(-0,76V) + (-E° (-0,41V)) = +1,17V


Fe / Fe2+ // Ag+ / Ag

(+) Silber und (-) Eisen E = E° (+0,80V) + (-E° (-0,41V)) = +1,21V


Fe / Fe2+ // Cu2+ / Cu

(+) Eisen und (-) Kupfer E = E° (+0,41V) + (-E° (-0,35V)) = +0,76V


10.) Ja, es besteht eine Abhängigkeit des Elektrodenpotentials von der Konzentration der Salzlösung. Die Nernstsche Gleichung beschreibt die Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotentials eines Redox-Paares.



11.) Gleichung gültig bei 25°C ∆E= 0,05916/n log[c1(Ox)/c2(Red)]


E° in mol/l R= molare Gaskonstante T= Temperatur in Kelvin

z= Anzahl der übertragenen Elekt. F= Faraday-Konstante

c= Stoffmengenkonzentration der gelöst. Teilchen

E= E° + RT/zF + ln [c(Ox)/c(Red)]

(∆E) Potentialdifferenz ; (n) Wertigkeit des Ions

(c1) Wert der höheren Elektrolytkonzentration

(c2) Wert der geringeren Elektrolytkonzentration



12.) Kupfersulfat-Pentahydrat (CuSO4 * 5H2O)


M (Cu) ≈ 63,55g/mol enthält Kristallwasser

M (S) ≈ 32,10g/mol

M (O) ≈ 16,00g/mol

M (H) ≈ 1,00g/mol


M (CuSO4 * 5H2O)  CuH10O9S ∑ 249,65g/mol

63,55g/mol + (10*1,00g/mol) + (9*16,00g/mol) + 32,10g/mol

249,65g/mol/100= 2,4965g/100ml



Silbernitrat (AgNO3)


M (Ag) ≈ 107,87g/mol

M (N) ≈ 14,00g/mol

M (O) ≈ 16,00g/mol

M (AgNO3) ∑ 169,87g/mol

107,87g/mol + 14,00g/mol + (3*16,00g/mol)

169,87g/mol/100= 1,6987g/100ml


Zinknitrat-Hexahydrat ((Zn(NO3))2 * 6H2O)



M (Zn) = 65,38g/mol enthält Kristallwasser

M (N) ≈ 14,00g/mol

M (O) ≈ 16,00g/mol

M (H) ≈ 1,00g/mol

M (Zn(NO3))2 * 6H2O  H12N2O12Zn ∑ 297,38g/mol

(12*1,00g/mol) + (2*14,00g/mol) + (12*16,00g/mol) + 65,38g/mol

297,38g/mol/100ml = 2,9738g/100ml


Eisensulfat-Heptahydrat (FeSO4 * 7H2O)


M (Fe) = 55,85g/mol enthält Kristallwasser

M (S) ≈ 32,10g/mol

M (O) ≈ 16,00g/mol

M (H) ≈ 1,00g/mol

M (FeSO4 * 7H2O)  FeH14O11S ∑ 277,95g/mol

55,85g/mol+ (14*1,00g/mol) + (11*16,00g/mol) + 32,10g/mol

277,95g/mol/100 = 2,7795g/100ml


Swop your Documents

G 2 - Cached Page: Thursday 28th of March 2024 10:09:44 AM