Einfache elektrochemische Prozesse

Eine Batterie ist ein Gerät, das dank einer in ihrem Inneren ablaufenden chemischen Reaktion chemische Energie in elektrische Energie umwandelt. Erkläre mit eigenen Worten, was dieser Satz bedeutet, und nenne zwei Geräte bei dir zu Hause, die mit Batterien funktionieren.

Auf der Wissenschaftsmesse steckt eine Gruppe ein Zinkblech und ein Kupferblech in eine Zitrone, verbindet beide mit einer LED und diese leuchtet: Sie haben eine „Zitronenbatterie“ gebaut, wie in der Abbildung dargestellt.

1. a) Was übernimmt in diesem Aufbau die Rolle des Elektrolyten (des Mediums, das den Strom im Inneren der Batterie leitet)?
2. b) Warum, glaubst du, braucht man zwei verschiedene Metalle und zwei gleiche Bleche würden nicht genügen?

Du möchtest auf der Wissenschaftsmesse eine LED mit Zitronen zum Leuchten bringen.

1. a) Nenne die drei unverzichtbaren „Zutaten“ deiner selbstgebauten Batterie (zwei Elektroden und einen Elektrolyten) und welches Material du jeweils verwendest.
2. b) Sage voraus, was passiert, wenn du statt eines Kupfer- und eines Zinkblechs zwei gleiche Kupferbleche in die Zitrone steckst, und begründe es.
3. c) Eine einzelne Zitrone liefert nur sehr wenig Spannung: Erkläre, wie du mehrere Zitronen verbinden würdest, um mehr Spannung zu erhalten.

Eine LED benötigt mindestens $1,8\ \text{V}$, um zu leuchten, und jede Zitronenbatterie liefert etwa $0,9\ \text{V}$.

1. a) Wie viele in Reihe geschaltete Zitronenbatterien brauchst du mindestens, um die LED zum Leuchten zu bringen? Begründe deine Antwort.
2. b) Zeichne in dein Heft den Aufbau mit $3$ Zitronen und gib an, welche Elektrode (Kupfer oder Zink) jeder Zitrone mit welcher der nächsten verbunden wird.
3. c) Wenn eine der drei Zitronen mit umgekehrter Polung gegenüber den anderen angeschlossen wird, welche Gesamtspannung liefert dann die Anordnung? Begründe, ob die LED leuchten wird.

Du kannst es auf Papier bearbeiten und ein Foto deiner Antwort schicken.

Das Daniell-Element hat eine Zinkelektrode, die in Zinksulfatlösung taucht, und eine Kupferelektrode in Kupfersulfatlösung, die miteinander verbunden sind, wie in der Abbildung dargestellt.

Solange das Element arbeitet, verliert die Zinkelektrode an Masse und die Kupferelektrode nimmt an Masse zu.

1. a) Welches Metall geht in Form von Ionen in die Lösung über?
2. b) Welches Metall scheidet sich ab und woher stammen seine Atome?
3. c) Erkläre, welchen Weg die Elektronen nehmen, die die an das Element angeschlossene Glühlampe zum Leuchten bringen.

Im Daniell-Element laufen diese beiden Teilreaktionen ab: an der Zinkelektrode $Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2\ e^-$; an der Kupferelektrode $Cu^{2+} + 2\ e^- \rightarrow Cu$.

1. a) Addiere die beiden Teilreaktionen und schreibe die Gesamtreaktion des Elements.
2. b) Welche Elektrode wirkt als Minuspol, also als die, die Elektronen an den Stromkreis abgibt?
3. c) Erkläre anhand der Teilreaktionen, warum die Zinkelektrode an Masse verliert und die Kupferelektrode zunimmt, solange das Element arbeitet.

Die Elektrolyse ist der umgekehrte Prozess zur Batterie: Ein elektrischer Strom erzwingt eine chemische Reaktion, die von allein nicht ablaufen würde. Vervollständige das Schema mit den fehlenden Wörtern: „In der Batterie $\dots$ eine chemische Reaktion elektrischen Strom; bei der Elektrolyse $\dots$ der elektrische Strom eine chemische Reaktion.“

Wenn man Gleichstrom durch Wasser leitet (mit ein paar Tropfen Säure, damit es den Strom leitet), steigen an den Elektroden Blasen zweier verschiedener Gase auf, wie in der Abbildung dargestellt.

1. a) Schreibe die ausgeglichene Reaktionsgleichung der Zersetzung von Wasser.
2. b) Nenne die beiden Gase, die frei werden.

Bei der Elektrolyse von Wasser, $2\ H_2O \rightarrow 2\ H_2 + O_2$, ist das aufgefangene Volumen an Wasserstoff immer doppelt so groß wie das an Sauerstoff, wie in der Abbildung dargestellt.

Erkläre anhand der Koeffizienten der ausgeglichenen Reaktionsgleichung, warum das so ist.

Im Labor wird Wasser elektrolysiert, wobei die Gase in zwei über den Elektroden umgekehrt aufgestellten Messröhren aufgefangen werden, wie in der Abbildung dargestellt.

Wenn die Röhre mit dem Wasserstoff $20\ \text{mL}$ enthält, welches Volumen Sauerstoff erwartest du in der anderen Röhre, gemessen unter denselben Bedingungen? Erkläre das Verhältnis mithilfe der Koeffizienten der ausgeglichenen Reaktionsgleichung.

Um Wasser im Labor zu elektrolysieren, muss man ein paar Tropfen Schwefelsäure oder eine Prise Natriumsulfat hinzufügen.

1. a) Erkläre, welche Rolle die gelösten Ionen bei der Stromleitung durch das Wasser spielen.
2. b) Sage voraus, was du beobachten würdest, wenn du versuchen würdest, völlig reines destilliertes Wasser mit einer $9\ \text{V}$-Batterie zu elektrolysieren, und begründe es.
3. c) Schlage jeweils einen Nachweis vor, um das Gas in jeder Röhre zu identifizieren, wenn du weißt, dass Sauerstoff einen glimmenden Holzspan wieder aufflammen lässt und Wasserstoff mit einem leisen „Knall“ verbrennt, wenn man eine Flamme nähert.

Verchromte Wasserhähne oder versilbertes Besteck werden durch Galvanisieren hergestellt: Der Gegenstand aus Stahl wird an den Minuspol einer Spannungsquelle angeschlossen und in eine Lösung getaucht, die Ionen des Metalls (Chrom oder Silber) enthält; das Metall scheidet sich darauf als sehr dünne Schicht ab. Erkläre zwei Gründe, warum es sinnvoll ist, Stahl mit diesen Metallen zu überziehen.

Um einen Löffel zu versilbern, wird der Löffel an den Minuspol einer Spannungsquelle und ein Silberblech an den Pluspol angeschlossen; beide tauchen in eine Silbernitratlösung ($AgNO_3$), wie in der Abbildung dargestellt.

1. a) Auf welcher der beiden Elektroden scheidet sich das Silber ab?
2. b) Die Lösung würde nach und nach Silberionen verlieren, wenn sich das Blech nicht auflösen würde: Erkläre, welche Rolle das am Pluspol angeschlossene Blech spielt.
3. c) Begründe, was mit dem Löffel geschehen würde, wenn wir ihn versehentlich an den Pluspol anschließen würden.

Aluminium wird durch Elektrolyse seines geschmolzenen Oxids (der Tonerde) gewonnen, ein Prozess, der enorme Mengen an Strom verbraucht.

1. a) Erkläre mit der Idee der „durch den Strom erzwungenen Reaktion“, warum die Herstellung von Aluminium energetisch so aufwendig ist.
2. b) Das Recycling einer Dose verbraucht nur $5\ \%$ der Energie, die die Herstellung von neuem Aluminium kostet. Berechne für je $100\ \text{kWh}$, die die Herstellung von Primäraluminium kosten würde, wie viel Energie eingespart wird, wenn dieses Aluminium durch Recycling gewonnen wird.
3. c) Argumentiere mithilfe dieser Angabe, warum das Recycling von Dosen sowohl aus chemischer Sicht als auch für die Umwelt eine wichtige Maßnahme ist.

Ordne diese Batterien und Akkus den Kategorien „Einwegbatterie“ oder „wiederaufladbar“ zu: die Alkalibatterie einer Fernbedienung, der Lithium-Ionen-Akku eines Handys, die Bleibatterie eines Autos und die Knopfzelle einer Uhr. Erkläre mit eigenen Worten, was es bedeutet, dass ein Akku wiederaufladbar ist.

Wenn du das Handy an das Ladegerät steckst, läuft die chemische Reaktion in seinem Akku „rückwärts“ ab. Erkläre mit der Idee des umgekehrten Prozesses, was das Ladegerät mit dem elektrischen Strom macht und worin das Aufladen eines Akkus einer Elektrolyse ähnelt.

Der Akku des Handys arbeitet „in beide Richtungen“.

1. a) Beschreibe die Energieumwandlung, die stattfindet, wenn das Handy in Gebrauch ist (Entladen), und die, die stattfindet, wenn es am Ladegerät angeschlossen ist (Laden).
2. b) Begründe, warum wir sagen, dass das Aufladen des Akkus im Grunde ein Elektrolyseprozess ist.

Vergleiche Batterie und Elektrolyse, indem du diese drei Fragen für jeden Prozess beantwortest:

1. a) Welcher Prozess erzeugt elektrischen Strom und welcher verbraucht ihn?
2. b) Bei welchem läuft die chemische Reaktion freiwillig ab und bei welchem wird sie durch den Strom erzwungen?
3. c) Welche Energieumwandlung findet jeweils statt?

Nenne außerdem für jeden Prozess ein reales Beispiel.

Die Batterie eines Benzinautos enthält $6$ in Reihe geschaltete Bleizellen, und jede Zelle liefert etwa $2\ \text{V}$, wie in der Abbildung dargestellt.

1. a) Welche Gesamtspannung liefert die Batterie?
2. b) Erkläre, warum die Zellen in Reihe und nicht parallel geschaltet werden.
3. c) Der Anlasser benötigt einen Strom von $120\ \text{A}$ für $2\ \text{s}$. Berechne die elektrische Ladung, die durch ihn fließt ($Q = I \cdot t$).

Ein abgelegenes Haus hat Solarmodule, die tagsüber eine Batterie laden, und nachts versorgt die Batterie die Lampen.

1. a) Beschreibe die vollständige Kette der Energieumwandlungen, vom Auftreffen des Lichts auf das Modul bis zum Leuchten einer Glühlampe in der Nacht.
2. b) Ordne in dieser Kette einen Prozess, der wie eine Batterie funktioniert, und einen, der wie eine Elektrolyse funktioniert, ein und erkläre jeden.
3. c) In jedem Schritt geht etwas Energie in Form von Wärme verloren: Begründe, warum kein Abschnitt der Kette einen Wirkungsgrad von $100\ \%$ hat und welches allgemeine Prinzip der Energie immer gilt.

Eine Alkalibatterie kostet $0,50\ \text{€}$ und hält nur für eine Verwendung. Ein Akku kostet $4\ \text{€}$ und lässt $500$ Ladungen zu; das Ladegerät und der Strom für all diese Ladungen kosten insgesamt etwa $6\ \text{€}$.

1. a) Berechne, wie viel $500$ Verwendungen mit Alkalibatterien kosten und wie viel mit dem Akku.
2. b) Begründe, welchen Umweltvorteil der Akku über die Kostenersparnis hinaus hat, wenn du an die anfallenden Abfälle denkst.
3. c) Gebrauchte Batterien dürfen nicht in den normalen Hausmüll geworfen werden: Erkläre, warum, im Hinblick auf die Chemie dessen, was sie enthalten.

In einem Wasser-Elektrolyseapparat wurden $4\ \text{mol}$ Wasserstoff aufgefangen.

1. a) Berechne mit der Gleichung $2\ H_2O \rightarrow 2\ H_2 + O_2$, wie viel Mol Sauerstoff frei geworden sind.
2. b) Wie viel Mol Wasser wurden insgesamt zersetzt?

In einem Elektrolysegefäß wird Wasser zersetzt und zwischen den beiden Elektroden werden insgesamt $72\ \text{mL}$ Gas aufgefangen, gemessen unter denselben Bedingungen.

1. a) Welches Volumen Wasserstoff und welches Volumen Sauerstoff wurden aufgefangen?
2. b) Unter diesen Bedingungen nimmt $1\ \text{mol}$ eines beliebigen Gases $24\ \text{L}$ ein: Berechne die Stoffmenge jedes Gases.
3. c) Berechne mit der molaren Masse von Wasser, $18\ \text{g/mol}$, welche Masse Wasser zersetzt wurde.

An den Stahlrumpf von Schiffen sind Zinkblöcke angeschweißt, sogenannte „Opferanoden“: Das Zink korrodiert anstelle des Eisens, wie in der Abbildung dargestellt.

1. a) Berücksichtige, was im Daniell-Element geschieht, wo sich das Zink abbaut, weil es Elektronen leichter abgibt als Kupfer: Erkläre, warum ein Zinkblock das Eisen des Rumpfes schützt.
2. b) Begründe, was passieren würde, wenn die Blöcke aus Kupfer statt aus Zink wären.
3. c) Warum müssen diese Blöcke kontrolliert und in bestimmten Abständen ersetzt werden?