Chemie Praktikum Klasse 10/11

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Die Elektrolyse

Allgemeine Grundlagen

Elektrolyse:
Spaltung von Elektrolyten (chemische Verbindungen mit freien Ionen) durch Strom. Dabei wandern die positiven Ionen an die Kathode, die negativen an die Anode. Bei der Abgabe ihrer freien Ladungen entstehen Elemente oder neutrale Gruppen.
Die Elektrolyse ist eine Analyse durch elektrischen Strom.
Anode:
[gr.], positiv geladene Elektrode.
Das Wort Anode kommt aus dem griechischen und bedeutet "hinab". Da der elektrische Strom von + nach - gewissermaßen hinab fließt, hat die positive Elektrode die Bezeichnung Anode erhalten.
Kathode:
Negative Elektrode.
In der Elektronenröhre emittiert die Kathode freie Elektronen, die zur Anode wandern.
Anion:
Ein negativ geladenes Ion.
Durch die Aufnahme eines Elektrons werden Atome wie z.B. Chlor und Brom zu den negativ geladenen Anionen Chlorid und Bromid. Neben Atomen können auch Moleküle Ionen aufnehmen und werden dadurch zu Molekül-Anionen, wie beispielsweise das Sulfat-Ion. Im elektrischen Feld wandern negativ geladene Ionen zur Anode, weshalb sie Anionen genannt werden.
Kation:
Positiv geladenes Ion bei der Elektrolyse.
Elektron:
[gr.], negativ geladenes Elementarteilchen (unteilbar, nicht zusammengesetzt aus noch kleineren Bausteinen). Elektronen kommen gebunden (im Atom) und frei vor. Das Elektron hat sowohl Teilchen- als auch Wellencharakter (siehe auch Quantentheorie). Sein Antiteilchen ist das Positron.
Metalle:
[lat./gr.], Metalle sind Elemente, die (bis auf Quecksilber) fest sind, sie haben Metallglanz, leiten Wärme und elektrischen Strom gut, sind mechanisch und thermisch gut verformbar, bilden Legierungen, ergeben mit Säuren Salze. Die Halbmetalle, z.B. Bor, Silizium, Arsen, stehen zwischen Metallen und Nichtmetallen. Der Dichte nach unterscheidet man Leichtmetalle (Dichte unter 5g/cm) und Schwermetalle, nach der chemischen Beständigkeit edle Metalle und unedle Metalle. Buntmetalle sind die Metalle außer Eisen- und Edelmetallen.
Zink:
Chemisches Element mit dem Symbol Zn, Ordnungszahl: 39, relative Atommasse: 65,38, Schmelztemperatur: 419,4C, Siedetemperatur: 908,5C. Zink ist ein blauweißes Metall, das mit Luftsauerstoff leicht oxydiert und dabei Zinkcarbonat und -oxid bildet. Es wurde 1746 von Andreas Sigismund Marggraf entdeckt. Zink erhielt seinen Namen von dem Zinkmineral Galmei, das häufig Zacken (Zinken) aufweist.

Vorkommen:

Zink ist am Aufbau der Erdkruste beteiligt.

Gewinnung:

Zink gewinnt man durch Reduktion von Zinkoxid (trockenes Verfahren) oder durch Elektrolyse von Zinksalzlösungen (nasses Verfahren).

Verwendung:

Zink wird in großem Umfang als Korrosionsschutzschicht auf Metalle aufgetragen. Eine weitere Verwendung ist die Herstellung von Messing, einer Zink-Kupfer-Legierung.
Eisen:
Chemisches Element mit dem Symbol Fe (Ferrum), silberweißes, verformbares Metall, Ordnungszahl: 26, relative Atommasse: 55,85, Schmelzpunkt: 1.535C, Siedepunkt: 2.750C.

Vorkommen:

Eisen ist mit 6,2 % am Aufbau der Erdkruste beteiligt. Damit ist es nach Aluminium das am häufigsten vorkommende Metall. Man findet Eisen hauptsächlich in den Erzen Magneteisenstein (auch Magnetit) Fe3O4, Roteisenstein Fe2O3, und Brauneisenstein Fe2O3/H2O, Spateisenstein FeCO3 und Pyrit FeS2.

Gewinnung:

Die Gewinnung von Eisen erfolgt im Hochofen. Die Erdrinde besteht zu ca. 4,7 % aus Eisenverbindungen, der Erdkern besteht wahrscheinlich überwiegend aus Eisen und Nickel. Eisen wurde im 4. Jh. v. Chr. in Ägypten bereits verwendet, in Europa erst ca. 500 v. Chr. (Eisenzeit).

Verwendung:

Eisen ist das wichtigste Metall überhaupt. Es gibt kaum einen Bereich in der Industrie und im alltäglichen Leben, in dem das Eisen nicht in irgendeiner Form vorhanden ist. Eisen mit reduziertem Kohlenstoffgehalt wird Stahl genannt.
Kupfer:
Chemisches Element mit dem Zeichen: Cu, Ordnungszahl: 29, relative Atommasse: 63,55, Schmelztemperatur: 419,6C, Siedepunkt: 1.083C. Kupfer war schon bei den ältesten Völkern bekannt und hat seinen Namen aus der lateinischen Bezeichnung aes cyprium erhalten, was soviel heißt, wie Erz Cyperns, weil man es dort schon im Altertum abgebaut hat. Es hat nach Silber die besten Eigenschaften, Elektrizität zu leiten, und ist ein dehnbares, sehr zähes, rotes Schwermetall. Wie Gold und Silber ist es geeignet, um zu sehr dünnen Blättern oder Drähten ausgeschlagen zu werden.

Vorkommen:

Kupfer ist am Aufbau der Erdkruste beteiligt. Kupfer kommt hauptsächlich in den Erzen Kupferkies (CuFeS2), Kupferglanz (Cu2S), Buntkupferkies (Cu5FeS4) vor. Die größten Kupfererzvorkommen befinden sich in Chile, Afrika, USA, der GUS sowie in Kanada.

Verwendung:

Kupfer ist ein wichtiges Gebrauchsmetall. Es ist Grundstoff für die Elektroindustrie, für den Schiffsbau und für die Herstellung von Legierungen wie Bronze, Messing, Konstantan und Weißgold.
Silber:
Chemische Element mit dem Symbol Ag, Ordnungszahl: 47, relative Atommasse: 107,87, Schmelzpunkt: 962C, Siedepunkt: 2.212 C. Silber ist ein weißes, glänzendes, sehr dehnbares Edelmetall, weicher als Kupfer, härter als Gold, leitet Wärme und Elektrizität am besten von allen Metallen. In starker Salpetersäure löst es sich bei Zimmertemperatur, von Schwefelsäure wird es erst bei erhöhter Temperatur angegriffen, von Salzsäure fast gar nicht. Mit Schwefelwasserstoff bildet es eine schwarze Silbersulfidschicht.

Vorkommen:

Silber ist mit am Aufbau der Erdkruste beteiligt. Wichtigste Silbererze: Silberglanz AgS, Silberhornerz und Rotgültigerz.

Gewinnung:

Silber wird nach dem Verfahren der Cyanidlaugerei gewonnen. Dabei wird das Silber mit Natriumcyanid als Silbercyanid aus den Erzen herausgelöst und anschließend mit Zinkstaub reduziert, wobei das elementare Silber anfällt. Ein weiters Vefahren ist das Parkesverfahren. Hierbei wird das bei der Blei- und Kupfergewinnung anfallende Silber aus dem elementaren Blei oder Kupfer mit flüssigem Zink extrahiert. Die dabei entstehende Zink-Silber-Legierung wird durch Destillation getrennt.

Verwendung:

Silber dient als Münzmetall sowie als Grundstoff in der Schmuckherstellung und aufgrund seiner ausgezeichneten elektrischen Leitfähigkeit in der Elektronik.
Batterie:
Als elektrische Quellen, Stromquellen, Spannungsquellen oder Elektrizitätsquellen bezeichnet man alle die Anordnungen, die den elektrischen Strom antreiben und damit Voraussetzung für das Fließen eines elektrischen Stromes in einem Stromkreis sind. Durch elektrische Quellen wird elektrische Energie zur Verfügung gestellt, die in Geräten, Bauelementen und Anlagen in andere Energieformen umgewandelt wird.
Zu den elektrochemischen Quellen oder galvanischen Elementen gehören alle Arten von Batterien wie Flachbatterien, Knopfzellen oder Monozellen. In ihnen wird chemische Energie in elektrische Energie umgewandelt. Da dieser Vorgang nicht rückgängig gemacht werden kann, haben Batterien nur eine begrenzte Lebensdauer. Batterien sind Gleichspannungsquellen. Spezielle elektrochemische Quellen sind Akkumulatoren, die es ebenfalls in sehr unterschiedlichen Bauformen gibt und die im Unterschied zu Batterien wieder aufgeladen werden können. Akkumulatoren sind ebenfalls Gleichspannungsquellen.
Luigi Galvani:
Luigi Galvani (geb. 1737, gest. 1798), italienischer Physiker und Arzt. Galvani führte Froschschenkelexperimente durch, bei denen er die Gliedmaßen durch Anlegen einer elektrischen Spannung (Batterie) an die Nervenbahnen in Bewegung versetzen konnte. Durch Elektrizität können also chemische Reaktionen in den Muskeln hervorgerufen werden. Der umgekehrte Fall, also die Gewinnung elektrischer Energie aus chemischen Reaktionen, wird als "galvanische Elektrizität" bezeichnet
Galvanisieren:
Das Überziehen von Metallen oder leitend gemachten Oberflächen mit dünnen Metallschichten. Durch Galvanisieren können z.B. edle Metalle vor Korrosion geschützt werden.
galvanisches Element:
Einrichtung, in der chemische Energie in elektrische Energie umgewandelt wird, sogenannte Primärelemente. Es besteht aus zwei Elektroden in einer Säure oder Salzlösung, die aus Stoffen mit elektrischer Leitfähigkeit und verschiedenen Standardpotentialen bestehen.
«Opferanode»:
Wasser spielt bei allen Korrosionsvorgängen eine wichtige Rolle. Den sichersten Korrosionsschutz bietet daher Trockenheit. Der Kontakt mit Wasser kann aber auch durch geeignete dünne Überzüge verhindert werden. Schon die alten Römer benutzten Wasser abweisende Pflanzenöle, um Eisenteile zu pflegen. Fette und Öle bieten jedoch nur einen kurzzeitigen Korrosionsschutz. Stabiler sind fest haftende Überzüge aus Kunststoff oder Lack. Besonders unedle Metalle, wie Aluminium oder Zink, verfügen zu einem gewissen Grad über einen natürlichen Korrosionsschutz, da sie an ihrer Oberfläche mit Luftsauerstoff reagieren. Durch die Oxidation entsteht eine dünne luft- und wasserundurchlässige Metalloxidschicht, die weitere Oxidationen verhindert. Diesen Vorgang bezeichnet man als Passivierung. Eine natürliche Passivierung tritt beim Eisen nicht auf. Eisenwerkstoffe werden daher häufig mit Metallüberzügen versehen. Edlere Metalle wie Zinn, Kupfer, Silber oder Gold bieten sich an, da sie nur ein geringes Bestreben zur Elektronenabgabe aufweisen und dadurch korrosionsbeständig sind. Bei Beschädigung der Schutzschicht bilden sich jedoch Lokalelemente, die die Korrosion des Eisens noch verstärken. Deutlich in Erscheinung tritt die korrosionsverstärkende Wirkung bei verzinntem Eisen, dem so genannten Weißblech, wenn die Zinnoberfläche verletzt wurde. Eine besondere Form des Korrosionsschutzes wird angewendet, um Schiffswände, unterirdische Rohrleitungen oder Tanks zu schützen. Man verbindet die Eisenteile leitend mit Blöcken aus Magnesium. Magnesium ist unedler als Eisen. Die Blöcke lösen sich langsam auf und übertragen ihre Elektronen an die Eisenteile, die dadurch vor Oxidationen geschützt werden ("Opferanode").
Korrosion:
Sie ist die von der Oberfläche ausgehende Zerstörung eines metallischen Stoffes durch REDOX-Reaktionen des Metalls mit seiner Umgebung.
unedle Metalle->Edle Metalle
K->Ca->Na->Mg->Al->Zn->Fe->Pb->Cu->Ag->Hg->Pt->Au !
Raffination:
[frz.], Reinigung von Natur- (Zucker) und technischen Produkten (Erdöl u.a.).
Kalilauge:
Die Kalilauge besteht aus Kaliumhydroxid, das in Wasser gelöst wurde. Beim Lösen kann man Schlieren sehen.
Seifen
Waschmittel, aus pflanzlichen und tierischen Ölen und Fetten und Alkalihydroxiden. Die Fettsäuren verbinden sich mit den Hydroxyden zu Seifenleim, aus dem sich nach Zusatz von Kochsalz ein fester Seifenkern absondert (Aussalzen). Nebenprodukt: Glyzerin. Durch Verseifen mit Natronlauge entstehen harte Seife (Kernseife), mit Kalilauge: weiche Seife (Schmierseife).

Versuch 1: Verhalten farbiger Salze im Stromkreis

Geräte:

  • rundes Filterpapier
  • Petrischale
  • zwei Bleiblechelektroden
  • zwei Krokodilklemmen
  • Spannungsmessgerät
  • Pinzette
  • Schere

Chemikalien:

  • Kaliumnitratlösung
  • Kaliumpermanganat
  • Kupfersulfat

Durchführung:

Schneide ein Rundfilterpapier an den Seiten so zu, dass es in die Petrischale gelegt und mit den Bleiblechelektroden an die Wand und den Boden gedrückt werden kann. Befestige die Elektroden mit den Krokodilklemmen am Rand der Petrischale (siehe Skizze) und verbinde sie mit der Spannungsquelle. Tränke das Filterpapier mit der Kaliumnitratlösung. Gib mit der Pinzette auf die Mittellinie des Filterpapiers nebeneinander einzelne Kristalle von Kaliumpermanganat und Kupfersulfat. Lege eine Spannung von 20 - 25 V an und beobachte.

Beobachtung:

Das Kaliumpermanganat (violett) geht zum Pluspol (und wird rot-braun), das Kupfersulfat (blau) sollte eigentlich zum Minuspol gehen. Dies funktionierte allerdings nicht, weil wir das Filterpapier wahrscheinlich mit zu wenig Kaliumnitratlösung getränkt haben.

Auswertung/Ergebnis:

Es wurde bei diesem Versuch eine Spannung von 22,5 V angelegt!

Die positiv geladenen Ionen gehen zur Kathode, die negativ geladenen Ionen zur Annode, weil sich die Teilchen anziehen, die nicht die selbe Ladung haben. Das Kaliumpermanganat und das Kupfersulfat lösen sich ein wenig auf dem in Kaliumnitratlösung getränkten Filterpapier, über das der Stromkreis geschlossen ist, da die Lösung den Strom leitet.

Versuch 2: Apfelkraftwerk

Aufgabenstellung:

Was lässt sich bei den Messwerten feststellen?

Geräte:

  • Kupferblech
  • Zinkblech
  • Apfelstück
  • Strommessgerät
  • Eisenblechstreifen
  • Silberblech
  • Strommessgerät
  • Kabel
  • Krokodilklemmen

Durchführung:

Stecke ein schmales Kupferblech und ein gleichgroßes Zinkblech in ein Apfelstück. Verbinde beide Metalle über ein Strommessgerät. Wiederhole den Versuch mit einem Eisenblechstreifen und einen Silberblech. Überprüfe alle Metallpaarkombinationen und halte die entsprechenden Messwerte in einer Tabelle fest. Was lässt sich feststellen?

Messtabelle:

angegebene
Stromspannung
gemessene
Stromspannung:
Stoffe Polen, zu denen sie gehen:
1 Volt 0,8 Volt Kupfer + Zink Cu = +; Zn = -
1 Volt 0,64 Volt Kupfer + Eisen Cu = +; Fe = -
1 Volt 0,15 Volt Zink + Eisen Zn = +; Fe = -
1 Volt 0,84 Volt Eisen + Silber Ag = +; Fe = -
1 Volt 1,2 Volt Zink + Silber Ag = +; Zn = -
1 Volt 1,4 Volt Kupfer + Silber Ag = +; Cu = -

Auswertung / Ergebnis:

Die edleren Stoffe gehen immer zum Plus-Pol. Je edler die Metallpaare sind, desto höher ist die gemessene Spannung!

So müssten die Metalle geordnet sein, wenn sie von den weniger edlen zu den edleren steigen:
unedel->edel
Fe -> Zn -> Cu -> Ag

Eigentlich müsste die Spannung zwischen zwei Stoffen größer sein, wenn sie in der Spannungsreihe weiter voneinander entfernt sind.

Versuch 3: Das Verkupfern

Aufgabenstellung:

Beschreibe, was du siehst, wenn du eine Zinkgranalie in eine Kupfersulfatlösung legst.
Deute die Beobachtungen, die du nach kurzer Zeit gemacht hast.

Benötige Gegenstände für den Aufbau:

  • blanker, entfetteter Eisennagel
  • Kupferblech
  • Zinkgranalie
  • Kupfersulfatlösung
  • Eisensalzlösung
  • Bechergläser

Durchführung:

Hänge einen blanken, entfetteten Eisennagel in eine Kupfersulfatlösung und einen in eine Eisensalzlösung. Deute die Beobachtungen, die du nach kurzer Zeit gemacht hast. Lege dann statt dem Eisennagel eine Zinkgranalie in die Kupfersulfatlösung. Wie sieht es jetzt aus?

Beobachtung:

Bei dem Eisennagel, der in der Eisensalzlösung liegt, passiert nichts. Der andere, der in der Kupfersulfatlösung liegt, «kupfert» (das heißt: er wird rötlich). Wenn etwas kupfert, dann ist es so ähnlich, wie wenn etwas rostet, nur dass es auf Grund des Materials nicht rosten kann. Wenn man die Zinkgranalie längere Zeit in der Kupfersulfatlösung lassen würde, müsste er sich eigentlich auflösen. Bei unserem Versuch haben sich bereits Bläschen gebildet. Für eine längere Beobachtung genügte die Zeit nicht mehr.

Auswertung/Ergebnis:

Die edlen Metalle geben keine Elektronen ab, aber die unedlen Metalle (Eisennagel, Zinkgranalie) geben Elektronen ab und deshalb lösen sie sich im edlen Metall (Kupfersulfatlösung) auch auf! Die edleren (Kupferblech) bleiben in den unedlen Lösungen (hier: Eisensalzlösung) erhalten. Die Zinkgranalie löst sich auf.

An Stelle der linken Anode kann man auch einen anderen Gegenstand in die Lösung hängen.

Versuch 4: Batterie

Aufgabenstellung:

Welche Spannungen liefern die Versuchsbatterien? Wie kommen sie zustande?

Verwendete Gegenstände:

  • Zinkblech
  • Kohlenstab
  • Becherglas
  • Kalilauge
  • Spannungsmessgerät

Durchführung:

Als Taschenlampenbatterie bekannt ist die Zink-Kohle-Batterie. Beim Zerlegen der Batterie findet man ein Zinkblech als Minuspol und einen Kohlenstift als Pluspol.
Tauche ein Zinkblech und einen Kohlenstab in ein Becherglas mit Kalilauge und miss die Spannung.
Welche Spannung gibt es bei diesen Batterien? Wie kommen sie zustande?

Beobachtung:

Wenn man beim Spannungsmessen am Spannungsmessgerät den Messbereich bis 1 Volt einstellt, dann zeigt es 0,6 Volt an. Die Kohle geht zum positiven Pol, das Zink zum negativer Pol.

Auswertung/Ergebnis:

Georg Leclanche baute 1865 die noch heute übliche Zink-Kohle-Batterie. Am Minuspol ist ein Zinkblech befestigt, der Pluspol wird durch einen Kohlestab gebildet. Jede der galvanischen Zellen braucht die Elektrolytlösung. Das Elektrolyt ist eine Ammoniumchloridlösung. Ist der Stromkreis geschlossen, so wird deren Zinkmantel oxidiert. Die Elektronen gehen zum Graphitstab. Dort werden die Mangan(IV)ionen reduziert. Der Zinkbecher kann sich nach sehr langer Zeit auch auflösen. Dies sollte verhindert werden, denn das Auslaufen der Batterie kann wegen der austretenden Säure gefährlich sein.

Fehlerquellen:

Wenn man die Krokodilklemmen nicht richtig befestigt, kann ein falscher Wert herauskommen. (Und zwar zu kleine Werte). Es passiert ab und zu, dass man nicht die exakten Werte abliest, die das Spannungs- bzw. Stromstärkemessgerät anzeigt. Manchmal kommt es auch vor, dass das Messgerät falsche Werte anzeigt. Außerdem hat das Messgerät auch einen Widerstand, durch den die Messergebnisse beeinträchtigt werden können.

Versuch 5: Opferanode

Aufgabenstellung:

Was geschieht, wenn sich die Metalle berühren bzw. wenn sie sich nicht berühren? Warum werden bei einigen modernen Autos die Karosserien vor der Lackierung verzinkt?

Benötigte Gegenstände:

  • Zinkblech
  • Kupferblech
  • verdünnte Salzsäure
  • Strommessgerät
  • Becherglas

Durchführung:

Halte einen Streifen Zink- und einen Streifen Kupferblech gleichzeitig in verdünnte Salzsäure. Beobachte, was geschieht, wenn sich die Metalle berühren bzw. wenn sie sich nicht berühren. Verbinde dazu die beiden Bleche mit einem Strommessgerät. Überlege: Warum werden bei einigen modernen Autos die Karosserien vor der Lackierung verzinkt?

Beobachtung:

Das Kupfer müsste sich auflösen, weil es das unedlere Metall ist. Es wurden 2 Volt angelegt, und 1 Volt gemessen. Es bilden sich Bläschen, wenn sich die Metalle berühren. Außerdem entsteht auch ein sehr übler Geruch!
Das Zinkblech löst sich auf.

Auswertung/Ergebnis:

Das Zinkblech löst sich auf->es gibt Elektronen ab.->Dann bleibt das Kupfer erhalten.

Es wanderten Elektronen. Die Zinkionen (zweifach positiv geladen) der Salzlösung gehen zum Metall, das es dann verzinkt. Die Chloridionen (negativ geladen) gehen dann zur Zinkplatte. Dabei wird Chorgas freigesetzt.

Fehlerquellen:

Wenn die Krokodilklemmen nicht richtig befestigt wurden, dann können falsche Ergebnisse herauskommen.
Dadurch, dass die Messgeräte auch eine Spannung haben und Strom verbrauchen, sind die Ergebnisse nicht ganz exakt.

weitere Aufgaben

Aufgabe 1:

Stelle eine Reihenfolge für die untersuchten Metalle nach ihrem Bestreben Elektronen abzugeben auf. Welche «Regel» lässt sich formulieren?

Die unedlen Metalle geben Elektronen ab, die edlen Metalle nehmen Elektronen auf.

Das Bestreben der Metallatome zur Elektronenabgabe nimmt ab
unedle Metalle -> edle Metalle
K -> Ca -> Na -> Mg -> Al -> Zn -> Fe -> Pb -> Cu -> Ag -> Hg -> Pt -> Au !

Das Bestreben der Metallionen zur Elektronenaufnahme nimmt zu!

Aufgabe 2: Anwendung im Fotolabor:

Bei den Arbeiten in Fotolabors fällt viel Silbersalzlösung an. Um daraus das Silber wiederzugewinnen, wirft man einfach Eisenwolle hinein. Welche Reaktionen laufen dabei ab? Beschreibe!

Die Silbersalzlösung enthält positiv geladene Silberionen. Es findet dann eine elektrochemische Reaktion statt, wenn man die Eisenwolle hineinwirft. Die Eisenwolle, gibt Elektronen ab, weil es ein unedles Metall ist. Dann nehmen die Silberionen die Elektronen auf (weil Silber ein edles Metall ist) und werden zu Silber.

Aufgabe 3: Eine weitere Anwendung - die elektrochemische Kupferraffination

In der Elektroindustrie benötigt man sehr reines Kupfer, das eine wesentlich bessere Leitfähigkeit als Rohkupfer zeigt. Zur Reinigung von Rohkupfer geht das Metall in einem Elektrolysebad an der Anode in Lösung, und gleichzeitig wird es an der Kathode wieder abgeschieden. Schon bei niedriger Gleichspannung gehen alle unedleren Metalle im Rohkupfer, wie Eisen und Zink, als Ionen in Lösung. Die edleren Metalle, wie Silber oder Gold, gehen nicht in Lösung. Sie sinken als Anodenschlamm auf den Boden des Elektrolysegefäßes und werden als wertvolle Nebenprodukte weiterverarbeitet. An der Kathode nehmen Kupferionen Elektronen auf und werden zu Kupferatomen. Das Kathodenblech überzieht sich dadurch mit einer immer dickeren Schicht von reinem Kupfer. Die Ionen der unedleren Metalle bleiben in Lösung.

a) Beschreibe die Vorgänge an der Anode und an der Kathode.

Die Kupfer-, Eisen- und die Zink-Ionen lösen sich von der Anode und geben Elektronen ab, an der Kathode nehmen sie jedoch wieder Elektronen auf. Die Gold- und Silber-Ionen lösen sich nicht. Diese setzen sich als Anodenschlamm auf dem Boden ab.
Das Eisen und das Zink reagiert mit dem Kupfersulfat. Anschließend bleibt Eisen- und Zinksulfat, sowie das Reinkupfer an der Kathode zurück.

b) Formuliere Reaktionsgleichungen zu allen an der Elektrode im Schema der elektrolytischen Kupferraffination dargestellten Reaktionen.

CuSO4 + Zn->Cu + ZnSO4
CuSO4 + Fe->Cu + FeSO4
Das Kupfersulfat reagiert an der Katode.

Quellen:

 
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