Elektrolyse - Hofmannscher Apparat: Ausarbeitung des Physikalischen Praktikums


Projektarbeit, 2011

26 Seiten, Note: 1,3


Leseprobe

Inhaltsverzeichnis

Physikalische Konstanten (PK)

1 Ziel des Versuchs

2 Physikalische Grundlagen
2.1 Definition Elektrolyse
2.2 Grundlagen zur elektrischen Leitung in Flüssigkeiten
2.3 Prinzip der Wasserzerlegung
2.4 Faradaysche Gesetze
2.4.1 Erstes Faradaysches Gesetz
2.4.2 Zweites Faradaysches Gesetz
2.5 Historische Bedeutung der Faradayschen Gesetze

3 Versuchsaufbau

4 Versuchsdurchführung und Auswertung
4.1 Versuchsdurchführung
4.2 Auswertung der Messwerte
4.2.1 Berechnung der transportierten Ladung
4.2.2 Berechnung des Luftdrucks [Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten]
4.2.3 Berechnung des Partialdrucks von Wasserstoff H2
4.2.4 Berechnung der Stoffmenge n und der Masse des erzeugten Wasserstoffes m

5 Elektrochemisches Äquivalent Ä und die Faraday-Konstante F
5.1 Theoretische Berechnung
5.1.1 Elektrochemisches Äquivalent A
5.1.2 Faraday-Konstante F
5.2 Berechnung anhand der Messwerte
5.2.1 Elektrochemisches Äquivalent A
5.2.2 Faraday-Konstante F

6 Energetischer Wirkungsgrad im physikalischen Praktikum
6.1 Berechnung des energetischen Wirkungsgrads
6.2 Fazit

7 Auswertung der Messunsicherheiten
7.1 Ladung [Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten]
7.2 Stoffmenge [Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten] und die Masse [Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten]
7.3 Elektrochemische Äquivalent Ä und die Faraday-Konstante F

8 Anhang
8.1 Bestimmen der gesamten Ladung als Summe der Einzelladungen
8.2 Berechnung der Siedetemperatur [Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten] im physikalischen Praktikum
8.3 Berechnung des Mittelwerts der elektrischen Stromstärke ધ

9 Eidesstaatliche Erklärung

10 Literaturverzeichnis

Physikalische Konstanten (PK)

Damit die Lesbarkeit im Fließtext gewahrt bleibt und für eine bessere Übersichtlichkeit, werden die wichtigsten im Versuch verwendeten Physikalischen Konstanten hier aufgelistet. Die Zahlenwerte sind aus den im Literaturverzeichnis besagten Quellen entnommen.

Naturkonstanten

Stoffspezifische Konstanten

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

1 Ziel des Versuchs

Unter Zuhilfenahme des Hofmanschen Zersetzungsapparats und dem Anlegen einer Gleichspannung soll eine Dissoziation des destillierten Wassers (H2O) in die Elemente Wasserstoff (H2) und Sauerstoff (O2) hervorgerufen werden, die sogenannte Elektrolyse. Hierbei lassen sich unter anderem das elektrochemische Äquivalent A und daraus die FaradayKonstante F bestimmen.

Zudem wird der Nutzungsgrad der Elektrolyse von Wasser anhand der Messdaten ermittelt.

Den Studierenden wird im Rahmen dieses Praktikums die Möglichkeit gegeben, ihr Vorwissen aus den Grundlagen zur Physik und Chemie mit einem anschaulichen Versuch zu ergänzen.

2 Physikalische Grundlagen

2.1 Definition Elektrolyse

In Anlehnung an ein physikalisches Lehrbuch ist die Elektrolyse wie folgt definiert :

„Die Zersetzung einer Lösung oder Schmelze durch elektrischen Strom nennt man Elektrolyse. Die leitfähigen Lösungen oder Schmelzen eines Salzes, einer Säure oder Lauge heißen Elektrolyte.“2

Durch die Elektrolyse zerfallen die Moleküle der Säuren, Salze oder Laugen in elektrisch geladene Teilchen, die Ionen bezeichnet werden. Dabei handelt es sich um eine erzwungene Reaktion im Gegensatz zu den "freiwillig" ablaufenden Reaktionen in galvanischen Elementen .

2.2 Grundlagen zur elektrischen Leitung in Flüssigkeiten

Der Vorgang der Elektrolyse kann nur dann stattfinden, wenn eine Flüssigkeit leitend ist. Das Hinzufügen eines wasserlöslichen Salzes (z.B. Glaubersalz), einer Lauge oder Säure zu einer Lösung (z.B. Wasser H2O) ist unabdingbar. Hierzu reichen auch wenige Tropfen aus :

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten3

Der Grund hierfür ist die vergleichsweise miserable spezifische Leitfähigkeit von Flüssigkeiten gegenüber Metallen oder geschmolzenen Salzen. „ Die spezifische Leifähigkeit von destilliertem Wasser, beispielsweise, bewegt sich mit [[Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten]] im Bereich von gut isolierenden Glassorten oder Kunststoffen, die keine freien Elektronen aufnehmen und somit auch keine Ladung transportieren können“4. Obwohl man die spezifische Leifähigkeit von Metallen nicht einmal ansatzweise tangiert, kann man die Leitfähigkeit des destillierten Wassers durch einen Schwefelsäurenanteil von circa 30% um mehrere Größenordnungen auf maximal ߢ = 0,7 Ω-1 cm-1 anheben.

2.3 Prinzip der Wasserzerlegung

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abbildung 1: Elektrolyse einer Natriumsulfat-Lösung

Die elektrische Leitung in Liquiden ist also auf einen Ladungstransport durch Ionen des Elektrolyts zurückzuführen, welche elektrolytische Leitung genannt wird. Anhand der Abbildung 1 erkennen wir den schematischen Vorgang dieses Ladungstransports in einem mit Wasser gefüllten Glasgefäß. In dieses Gefäß werden zwei Platin- bzw. Kupferbleche, sogenannte Elektroden, eingetaucht und mit

einer Spannungsquelle verbunden. Zur Verbesserung der spezifischen Leitfähigkeit (siehe 2.2) wird der Lösung noch Glaubersalz (Na2SO4) hinzugefügt. Die im Kristallgitter des Salzes befindlichen Ionen bezeichnet man als „Kationen : positive Ionen (Na+), die sich zur negativen Elektrode (Kathode) bewegen,und Anionen : negative Ionen (SO 42-) , die zur positiven Elektrode (Anode) wandern.“5

Die elektrostatische Kraft, die zwischen diesen herrscht, lässt sich nach dem allgemein bekannten Coulombschen Gesetz (Variablen siehe PK)

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

beschreiben. Durch die hohe Permittivitätszahl des Wassers (ߝr = 81,6) wird diese Anziehungskraft aber faktisch aufgehoben, so dass die Ionen in Lösung gehen und dort als bewegliche Ladungsträger fungieren. Man bezeichnet diesen Prozess als Dissoziation. Diese „ elektrolytische Abscheidung“ 6 bzw. Stromleitung lässt sich anhand nachstehender Ionenströme darstellen7:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Mutipliziert man die Gesamtreaktion aus (2.2), (2.3) und (2.4) mit dem Faktor zwei so erhält man (siehe8 ) :

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Damit wird als Ergebnis des Experiments ein Wasserstoff : Sauerstoff - Verhältnis von 2 : 1 erwartet. „ Die Kationen nehmen an der Kathode Elektronen auf, während die Anionen an der Anode durch Elektronenabgabe neutralisiert werden. Auf diese Weise können mittels Elektrolyse Metalle an der Kathode abgeschieden werden“ 9 . Die Bildung eines sog. Niederschlages an der Kathode, welcher aus den Metallionen des unedleren Metalls an einem edlerem Metall darstellt, bezeichnet man als Galvanisierung. In Anlehnung an die Thesis von galvanischen Elementen10 kann man bei der Elektrolyse im Hofmannschen Apparat des vorliegenden Versuchaufbaus, dessen Elektroden aus demselben Metall bestehen (Stahl), keine Spannung zwischen den Elektroden messen. Aus (2.3) und (2.4) erkennt man, dass aufgrund der Ladungserhaltung ein Gleichgewicht zwischen abgegebenen e- an der Anode und aufgenommen e- an der Kathode besteht.

In diesem Versuch wird nur die Sekundärreaktion an den Elektroden beobachtet. „Diese hat als Ergebnis der Elektrolyse die Zersetzung des Wassers zur Folge, d.h. Wasserstoffabscheidung an der Kathode und Sauerstoffabscheidung an der Anode.

Den Zusammenhang zwischen der an einer Elektrode abgeschiedenen Masse und der transportierten Ladung beschreiben die FARADAYschen Gesetze der Elektrolyse“ 11, welche Michael Faraday in seinen „Experimental Researches in Electricity“12 (1831-1839) formulierte.

2.4 Faradaysche Gesetze

Betrachtet man die transportierte Ladung Q in einem Zeitintervall t = t2 - t1 bei variierender Stromstärke Ȥ, so ergibt sich für die Elektrizitätsmenge13

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Für zeitlich konstante Ströme vereinfacht sich (2.6) zu

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Damit untersucht man quantitativ die Prozesse der Elektrolyse anhand folgender Gesetze :

2.4.1 Erstes Faradaysches Gesetz

„ Die elektrolytisch abgeschiedene Masse m eines Stoffes ist der elektrischen Stromstärke Ȥ und der Zeit t proportional.“14

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Mithilfe (2.8) kann man das elektrochemische Äquivalent Ä bestimmen. Diese Konstante ist zwar typisch für einen Stoff, doch keine unabhängige Naturkonstante wie z.B. die Elementarladung e , da sie von der molaren Masse M sowie der Stoffmenge n abhängig ist. Während des elektrischen Stromflusses im Elektrolyt wird eine Anzahl von N Ionen zwischen den Anschlüssen des Netzgeräts geführt, wobei jedes Ion die Masse mM besitzt. Die Molekülmasse mM kann man unter Verwendung der molaren Masse M und der AvogadroKonstanten (siehe PK) auch darstellen als15:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Mithilfe der Wertigkeit z eines Ions kann man nun die Ladung aus (2.7) auch folgendermaßen schreiben :

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Setzt man die Gleichung (2.10) in die oben stehende Gleichung (2.8) anstelle des Q ein, so lässt sich das elektrochemische Äquivalent Ä auch so berechnen :

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Es ist damit rechnerisch möglich, die Avogadro - Konstante NA zu beweisen. Dieses wird im Rahmen des Versuchs jedoch nicht gemacht.

Als „Äquivalentmenge“16 wird das Produkt aus „elektrolytisch abgeschiedener“17 Stoffmenge n und der Wertigkeit z bezeichnet. Die von der Stoffmenge n übertragenen Elementarladungen entsprechen NA ή n ή z, somit kann man eine unabhängige Naturkonstante definieren, die sog. Faradaykonstante F.

Die summa summarum geflossene Ladung18 bestimmt sich zu [[Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten]] ‡ (2.12)

2.4.2 Zweites Faradaysches Gesetz

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Die Faraday konstante „gibt die pro Äquivalentmenge zv transportierte Ladung an und ist, weil NA und e0 von der Stoffart unabhängig sind, eine unabhängige Naturkonstante.“19 Im Zitat steht das „v“ für das „n“. Zudem verwendet man „e0“ anstelle des „e“ aus dem PK.

Mit den vorliegenden Formeln (2.8) , (2.9) und (2.13) kann man einen Zusammenhang zwischen dem elektrochemischen Äquivalent Ä und der Faradaykonstante F herstellen :

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

2.5 Historische Bedeutung der Faradayschen Gesetze

In Anlehnung an den Artikel siehe20, kann man auf die historische Bedeutung der Elektrolyse schließen. Das Ergebnis des damaligen Experiments war u.a. die Erkenntnis, dass es Ladungsträger geben muss, die den elektrischen Strom als solches über eine Flüssigkeit hinweg transportieren können. Zudem zersetzen sich die Elektroden (benannt durch Faraday) in Teilchen, die sich an der Kathode absetzten. Eine Stütze für die Theorie der Existenz von Atomen. Mit dieser Erkenntnis führte auch L .Galvani diverse Experimente durch. Er setzte verschiedene Metalle als Elektroden ein und beobachtete, dass dadurch die Kathode mit einer metallischen Schicht überzogen wurde (vernickeln, vergolden, versilbern etc.). Das Verfahren wurde nach seinem „Schöpfer“ Galvanisieren benannt.

3 Versuchsaufbau

In der untenstehenden Fotoaufnahme erkennt man die komplette Versuchsanordnung für das Experiment

Elektrolyse. Die Versuchsdurchführung fand am Aufbau Nummer drei statt.

Die wichtigsten Komponenten sind :

1. Hofmannscher Wasserzersetzungsapparat
2. Ausgleichsgefäß
3. Netzgerät, zugleich Strommessgerät und Stoppuhr
4. Kontaktthermomether für die Glasrohre
5. Ventile
6. Quecksilber - Barometer

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Abbildung 2 : Versuchsaufbau

[...]


1 Paul Dobrinski, Gunter Krakau, Anselm Vogel., Physik für Ingenieure-1997, 9. Aufl., B.G.Teubner, Wiesbaden 1993, Seite 715

2Paul Dobrinski, Gunter Krakau, Anselm Vogel., Physik für Ingenieure-1997, 9. Aufl., B.G.Teubner, Wiesbaden 1993, Seite 280

3 Charles E.Mortimer : Chemie (Das Basiswissen der Chemie), 6.völlig neuberarbeitete und erweiterte Aufl. 1996 Stuttgart/New York, Seite 353

4 Paul Dobrinski, Gunter Krakau, Anselm Vogel., Physik für Ingenieure-1997, 9. Aufl., B.G.Teubner, Wiesbaden 1993, Seite 279

5 Heribert Stroppe : Physik für Studenten der Natur- und Ingenieurwissenschaften, 13.Aufl. 2005 Carl Hanser Verlag München Wien, Seite 240ff

6 Helmut Lindner, Physik für Ingenieure-2003, 16.,verb.Aufl., Carl Hanser Verlag München Wien, 2001/2003, Seite 623

7 Charles E.Motimer, Ulrich Müller, Chemie-2010, 10.Aufl., Georg Thieme Verlag KG, Würzburg 2010, Seite 360

8 Charles E.Motimer, Ulrich Müller, Chemie-2010, 10.Aufl., Georg Thieme Verlag KG, Würzburg 2010, Seite 360

9 Heribert Stroppe : Physik für Studenten der Natur- und Ingenieurwissenschaften, 13.Aufl. 2005 Carl Hanser Verlag München Wien, Seite 240

10 Paul Dobrinski, Gunter Krakau, Anselm Vogel :Physik für Ingenieure, 1o., überarb.Aufl. 2003 Wiesbaden, S.278

11 Heribert Stroppe : Physik für Studenten der Natur- und Ingenieurwissenschaften, 13.Aufl. 2005 Carl Hanser Verlag München Wien, Seite 240

12 Michael Faraday: Experimental Researches in Electricity, KWWS ZZZ JXWHQEHUJ RUJ ILOHV K K KWP

13 Heribert Stroppe : Physik für Studenten der Natur- und Ingenieurwissenschaften, 13.Aufl. 2005 Carl Hanser Verlag München Wien, Seite 229 ff

14 Helmut Lindner, Physik für Ingenieure-2003, 16.,verb.Aufl., Carl Hanser Verlag München Wien, 2001/2003, Seite 623

15 Helmut Lindner, Physik für Ingenieure-2003, 16.,verb.Aufl., Carl Hanser Verlag München Wien, 2001/2003, Seite 288f

16 Paul Dobrinski, Gunter Krakau, Anselm Vogel., Physik für Ingenieure-1997, 9. Aufl., B.G.Teubner, Wiesbaden 1993, Seite 282

17 Helmut Lindner, Physik für Ingenieure-2003, 16.,verb.Aufl., Carl Hanser Verlag München Wien, 2001/2003, Seite 623

18 Paul Dobrinski, Gunter Krakau, Anselm Vogel., Physik für Ingenieure-1997, 9. Aufl., B.G.Teubner, Wiesbaden 1993, Seite 282

19 Paul Dobrinski, Gunter Krakau, Anselm Vogel., Physik für Ingenieure-1997, 9. Aufl., B.G.Teubner, Wiesbaden 1993, Seite 282

20 Helmut Lindner, Physik für Ingenieure-2003, 16.,verb.Aufl., Carl Hanser Verlag München Wien, 2001/2003, Seite 622 Helmut Lindner, Physik für Ingenieure,16.Aufl.,Carl Hanser Verlag München Wien, 2001/2003, S.152

Ende der Leseprobe aus 26 Seiten

Details

Titel
Elektrolyse - Hofmannscher Apparat: Ausarbeitung des Physikalischen Praktikums
Hochschule
Hochschule München
Note
1,3
Autor
Jahr
2011
Seiten
26
Katalognummer
V194256
ISBN (eBook)
9783656210696
ISBN (Buch)
9783656210788
Dateigröße
995 KB
Sprache
Deutsch
Schlagworte
elektrolyse, hofmannscher, apparat, ausarbeitung, physikalischen, praktikums
Arbeit zitieren
Dominik Di Vincenzo (Autor), 2011, Elektrolyse - Hofmannscher Apparat: Ausarbeitung des Physikalischen Praktikums, München, GRIN Verlag, https://www.grin.com/document/194256

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