How do you construct a lead-copper galvanic cell in the lab?

Prepare 0.05 M copper sulfate and 0.05 M lead nitrate solutions using volumetric flasks and deionized water. Polish copper and lead strips with emery paper, then place them in their respective solutions in a 6-well plate. Connect the electrodes to a multimeter using alligator clips, and use a potassium nitrate-soaked string as a salt bridge between the wells to complete the circuit and measure voltage.

What role does the salt bridge play in a galvanic cell?

The salt bridge, made from a potassium nitrate-soaked string or filter paper, connects the two half-cells and allows ions to flow between them, maintaining electrical neutrality. It prevents direct contact between electrodes while enabling ion migration, which is essential for the galvanic cell to generate and sustain a measurable voltage difference between the anode and cathode.

How do you identify which electrode is the anode and which is the cathode?

Determine the half-reactions by comparing reduction potentials; the reaction with the higher reduction potential undergoes reduction at the cathode, while the lower potential reaction undergoes oxidation at the anode. In a lead-copper cell, copper has the higher reduction potential, making the copper electrode the cathode and the lead electrode the anode where oxidation occurs.

What is a concentration cell and how does it differ from a standard galvanic cell?

A concentration cell uses identical electrodes but different solution concentrations in each half-cell. As oxidation occurs in the dilute cell, ions enter the solution, increasing concentration. Simultaneously, reduction in the concentrated cell deposits metal onto the electrode, decreasing concentration. This concentration difference drives a voltage until equilibrium is reached, unlike standard galvanic cells that use different electrode materials.

How can you use the Nernst equation to determine unknown electrode composition?

Measure the voltage difference between a known electrode (copper) and an unknown electrode using a multimeter. Apply the Nernst equation, which relates measured voltage to standard reduction potentials, to calculate the unknown electrode's reduction potential. Compare this calculated value to known reduction potentials to identify the unknown metal, such as zinc or other common electrode materials.

Why must electrodes be polished with emery paper before use?

Polishing with emery paper removes surface oxidation, corrosion, and contaminants that can interfere with electron transfer and reduce the accuracy of voltage measurements. Clean electrode surfaces ensure consistent contact with solutions and reliable redox reactions, allowing the multimeter to accurately measure the true voltage generated by the galvanic cell.

How do you calculate the concentration of copper ions in a dilute solution using galvanic cell data?

Construct a concentration cell with dilute and concentrated copper solutions, measure the voltage, and apply the Nernst equation with known values including temperature, Faraday's constant, and the concentrated solution's copper concentration. Since standard electrode potential is zero for identical electrodes, the measured voltage directly reflects the concentration difference, allowing you to solve for the unknown copper ion concentration.

Galvanische Zellen

Konzepte Vorbereitung für Lehrkräfte Arbeitsanleitung für Studierende

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Eine elektrochemische Reaktion ist ein Prozess, bei dem Elektronen zwischen zwei Substanzen übertragen werden, wobei eine Elektronen verliert und die andere sie gewinnt. Wenn eine Substanz Elektronen verliert, sagen wir, dass sie oxidiert oder oxidiert wurde. Wenn es Elektronen gewinnt, sagen wir, dass es eine Reduktion erfahren hat oder reduziert wurde. Um Ihnen bei der Unterscheidung zwischen den beiden zu helfen, denken Sie an den Ausdruck "Bohrinsel", der für Oxidation bedeutet, zu verlieren, zu reduzieren, zu gewinnen. Einige elektrochemische Reaktionen laufen spontan ab, die wir in einer galvanischen Zelle untersuchen können.

Die galvanische Zelle besteht aus vier Hauptteilen. Zunächst gibt es zwei Metallelektroden, die jeweils in eine andere Elektrolytlösung getaucht sind. Die Lösungen bestehen aus den Ionen, die für die Halbreaktionen, entweder die Oxidations- oder die Reduktionsreaktion, benötigt werden, die an jeder Elektrode ablaufen. Die Lösungen sind durch eine Salzbrücke verbunden, die den Fluss von Ionen ermöglicht und die Ladungsneutralität der Lösungen aufrechterhält. Die Elektroden sind durch einen externen Stromkreis verbunden, den die Elektronen während der Reaktion durchlaufen.

Die Anode ist die Elektrode, die bei der Reaktion Elektronen abgibt oder oxidiert wird. Die Kathode ist die Elektrode, die Elektronen aufnimmt und reduziert wird. Um Ihnen bei der Unterscheidung zwischen diesen beiden Bezeichnungen zu helfen, denken Sie an den Ausdruck "rote Katze", da die Reduktion an der Kathode erfolgt.

Woher wissen wir also, welches Metall als Anode und welches als Kathode fungiert? Wir können das Standard-Elektrodenpotential des Metalls verwenden, das ein Maß für die Tendenz des Metalls ist, Elektronen zu verlieren. Ein negativeres Elektrodenpotential bedeutet, dass das Metall eine höhere Tendenz hat, Elektronen zu verlieren. Elektronen fließen immer von dem Metall mit dem niedrigeren Standardpotential zum Metall mit dem größeren Standardpotential.

In einer galvanischen Zelle fließen Elektronen von der Anode zur Kathode, so dass die Anode das Metall mit dem niedrigeren Standardpotential und die Kathode das Metall mit dem höheren Standardpotential ist. Während sich die Elektronen zwischen den beiden Elektroden bewegen, wird ein elektrisches Potential gemessen. Die Größe der erzeugten Spannung ist gleich dem Standardpotential der Kathode abzüglich des Standardpotentials der Anode.

Wenn also zwei Metalle mit ähnlichen Standardelektrodenpotentialen in der galvanischen Zelle verwendet werden, wie z. B. Blei und Zinn, ist die Größe der erzeugten Spannung gering. Wenn die Metalle unterschiedliche Standardpotentiale haben, wie Silber und Magnesium, ist die erzeugte Spannung hoch.

In diesem Labor konstruieren Sie eine galvanische Zelle mit zwei Metallelektroden und messen das Potential, das bei den Oxidations- und Reduktionsreaktionen entsteht. Anschließend identifizieren Sie unbekannte Metallelektroden anhand bekannter Standardpotentiale und bestimmen die Größe der erzeugten Spannung.

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Quelle: Smaa Koraym von der Johns Hopkins University, MD, USA

Konstruktion einer galvanischen Blei-Kupfer-Zelle
In diesem Experiment bauen Sie eine galvanische Blei-Kupfer-Zelle und messen dann die Spannung, die bei den Redoxreaktionen an Anode und Kathode entsteht.
- Um zu beginnen, ziehen Sie die notwendige persönliche Schutzausrüstung an, einschließlich eines Laborkittels, Handschuhe und einer Schutzbrille.
- Bereiten Sie 100 mL einer 0,05 M Kupfersulfatlösung vor. Berechnen Sie zunächst die Menge an Kupfersulfat, die Sie abwiegen müssen, indem Sie die Molmasse von Kupfersulfat-Pentahydrat verwenden.
- Messen Sie die Menge, die Sie berechnet haben, und übertragen Sie sie auf einen 100-ml-Messkolben.
- Messen Sie 50 ml deionisiertes Wasser, gießen Sie das Wasser in den Kolben und verschließen Sie den Kolben mit Paraffinfilm. Den Kolben so oft wie nötig schwenken, bis sich das Kupfersulfat aufgelöst hat.
- Messen Sie weitere 50 mL deionisiertes Wasser und füllen Sie den Kolben, bis das Wasser die 100-ml-Messlinie erreicht. Den Kolben mit Paraffinfolie abdecken und den Kolben umdrehen und schwenken, bis die Lösung homogen erscheint. Beschriften Sie den Kolben mit der genauen Konzentration des erzeugten Kupfersulfats.
- Bereiten Sie eine 20-ml-Lösung von 0,05 M Bleinitrat vor. Berechnen Sie die Menge an Bleinitrat, die Sie benötigen, wiegen Sie sie ab und geben Sie sie in einen 20-ml-Messkolben.
- Messen Sie 10 mL deionisiertes Wasser und fügen Sie es dem Bleinitrat hinzu. Den Kolben verschließen und die Lösung mischen, bis sich das Bleinitrat vollständig aufgelöst hat.
- Messen Sie weitere 10 mL Wasser und geben Sie es in den Kolben, bis der Füllstand der Lösung die Fülllinie erreicht. Verschließen Sie den Kolben und mischen Sie die Lösung gründlich. Beschriften Sie die Lösung mit der genauen vorbereiteten Konzentration.
- Richten Sie nun die galvanische Zelle ein. Hole zuerst zwei Stücke Kupferblech, einen Bleistreifen und ein Stück Schmirgelpapier.
- Nimm deine 6-Well-Reaktionsplatte und gieße etwas von der Kupfersulfatlösung in eine Vertiefung und fülle sie zu 3/4 voll. Füllen Sie eine angrenzende Vertiefung mit Bleinitratlösung. Achten Sie darauf, die beiden Vertiefungen zu beschriften.
- Beschriften Sie Ihren 600-ml-Becher als 'Abfall'.
- Verwenden Sie Schmirgelpapier, um die Kupfer- und Bleistreifen zu polieren. Spülen Sie jeden Streifen nach dem Polieren mit entionisiertem Wasser ab.
- Nehmen Sie Ihr Multimeter und verbinden Sie die roten und schwarzen Leitungen mit den entsprechenden Plus- und Minusanschlüssen. Verwenden Sie Krokodilklemmen, um den Kupferstreifen mit einer Leitung und den Leitungsstreifen (Pb) mit der anderen Leitung zu verbinden.
- Legen Sie den Kupferstreifen in die Kupfersulfatlösung und legen Sie den Bleistreifen (Pb) in die Bleinitratlösung. Stellen Sie beide Elektroden so ein, dass sich die Hälfte der Elektrode in der Lösung befindet, und biegen Sie sie gegebenenfalls, um sie an Ort und Stelle zu halten.
- Besorge dir einen String, der in der Kaliumnitratlösung eingeweicht wurde.
- Verwenden Sie eine Pinzette, um ein Ende des Strings in das Kupfersulfat und das andere Ende in das Bleinitrat zu stecken, und stellen Sie sicher, dass es nicht mit einer der Elektroden in Berührung kommt. Diese wird als Salzbrücke fungieren.
- Schalten Sie Ihr Multimeter auf die Spannungseinstellung ein und überprüfen Sie den Messwert. Wenn es negativ ist, müssen Sie die an den Elektroden befestigten Kabel umkehren. Notieren Sie den Spannungsmesswert in Ihrem Labornotizbuch.
  Tabelle 1: Galvanische Blei-Kupfer-Zelle
  
  ΔE gemessen (Volt)
  Anode
  Kathode
  Klicken Sie hier, um Tabelle 1 herunterzuladen
- Verwenden Sie ein Glasthermometer, um die Temperatur einer der Vertiefungen zu messen und sie in Ihrem Labornotizbuch aufzuzeichnen.
- Wenn Sie fertig sind, entfernen Sie die Elektroden aus den Vertiefungen, gießen Sie die Lösungen in das Abfallbecherglas und werfen Sie die Salzbrücke in den Müll. Spülen Sie die Kupfer- und Bleistreifen mit entionisiertem Wasser ab und trocknen Sie sie mit einem Papiertuch ab.

Galvanische Zelle mit unbekannten Elektroden

In diesem Teil des Experiments konstruieren Sie eine galvanische Zelle mit einer unbekannten Elektrode und der entsprechenden Lösung. Anschließend verwenden Sie das Reduktionspotenzial, um das Elektrodenmaterial zu identifizieren. Ihr Kursleiter wird Ihnen das Unbekannte zuweisen, das Sie testen werden.

Wählen Sie die entsprechende unbekannte Elektrode aus und verwenden Sie Ihren 10-ml-Messzylinder, um 8 mL der unbekannten Lösung zu entnehmen.
Gießen Sie die unbekannte Lösung in eine der unbenutzten Vertiefungen. Beschriften Sie die Vertiefung mit der unbekannten Lösung und gießen Sie Ihre Kupfersulfatlösung in die benachbarte Vertiefung.
Entfernen Sie den Leitungsstreifen (Pb) aus dem Multimeteranschluss und ersetzen Sie ihn durch einen unbekannten Streifen.
Lassen Sie den Kupferstreifen angeschlossen. Platzieren Sie die Elektroden in den entsprechenden Vertiefungen und biegen Sie sie gegebenenfalls, um sie an Ort und Stelle zu halten.
Holen Sie sich eine weitere Salzbrücke und platzieren Sie wie zuvor ein Ende in jeder Vertiefung, wobei Sie darauf achten müssen, dass es keine der Elektroden berührt.

Schalten Sie das Multimeter ein und zeichnen Sie den Spannungsmesswert auf.

Tabelle 2: Unbekannte galvanische Zellen

Metall 1	Lösung 1	Metall 2	Lösung 2	ΔE gemessen (Volt)	Eº copper (Volt)	Eº unbekannt (Volt)	ΔEº Standardbedingungen (Volt)	Temperature (K)	n	[Rot] (M)	[Ox] (M)
Cu	Copper Sulfat	Unbekannt #1	Unbekannt #1
Cu	Copper Sulfat	Unbekannt #2	Unbekannt #2

Klicken Sie hier, um Tabelle 2 herunterzuladen

Messen Sie die Temperatur des unbekannten Brunnens mit dem Glasthermometer und notieren Sie den Wert.
Wenn Sie fertig sind, entfernen Sie die Elektroden aus den Vertiefungen und spülen Sie sie mit Wasser ab. Trockne sie mit einem Küchenpapier ab und lege sie beiseite.
Gießen Sie die Lösungen in den Abfallbehälter. Wenn der Kursleiter Ihnen eine zweite Unbekannte zugewiesen hat, führen Sie das Experiment auf genau die gleiche Weise erneut durch.

Erstellen einer Konzentrationszelle
Im nächsten Experiment konstruieren Sie eine Kupferkonzentrationszelle. Eine Konzentrationszelle ist eine galvanische Zelle, bei der die beiden Elektroden aus dem gleichen Material bestehen. Eine Halbzelle enthält eine konzentrierte Lösung, während die andere eine verdünnte Lösung enthält. Wenn die Oxidation in der verdünnten Zelle stattfindet, gelangen Ionen aus der Elektrode in die Lösung, wodurch sie konzentrierter wird.

Die Reduktion erfolgt in der konzentrierten Zelle, da Metallionen reduziert und auf die Elektrode plattiert werden, wodurch die Konzentration der Lösung verringert wird. Die beiden Halbreaktionen treiben eine Spannungsdifferenz zwischen den beiden Elektroden an, bis ein Gleichgewicht erreicht ist.

Sie konstruieren eine Konzentrationszelle aus Kupferelektroden, konzentriertem Kupfersulfat und verdünntem Kupferoxalat. Sie messen die Spannungsdifferenz zwischen den beiden Zellen, die durch den Unterschied in der Kupferkonzentration verursacht wird. Da Kupferoxalat nur leicht löslich ist, verwenden Sie dann die Spannungsmessung, um die wahre Konzentration von Kupfer in der Kupferoxalatlösung zu bestimmen.
- Um zu beginnen, stellen Sie Kupferoxalat her. Besorgen Sie sich 0,1 M Oxalsäure von Ihrem Ausbilder und beschriften Sie dann ein 100-ml-Becherglas mit der chemischen Formel für Kupferoxalat.
- Messen Sie 50 mL der Oxalsäure und gießen Sie sie in das Becherglas. Verwenden Sie die volumetrische Pipette, um 2 mL der 0,05 M Kupfersulfatlösung abzumessen und in die Oxalsäure abzugeben.
- Verwenden Sie einen Rührstab aus Glas, um die Lösung etwa 5 Minuten lang zu rühren. Dies gibt der Reaktion genügend Zeit, um ein Gleichgewicht zu erreichen.
- Beschriften Sie nun ein sauberes 100-ml-Becherglas als 'Kupfersulfat' und gießen Sie die 0,05-m-Lösung hinein. Platzieren Sie das Kupfersulfat-Becherglas und das Kupferoxalat-Becherglas dicht beieinander.
- Erhalte 0,1 M Kaliumnitrat in einem beschrifteten 100-ml-Becherglas und tauche ein vorgeschnittenes Stück Filterpapier hinein und lasse es 20 s lang einweichen. Dieses mit Salz getränkte Filterpapier wirkt wie eine Salzbrücke.
- Setze das Filterpapier so über die Becher, dass es die beiden Halbzellen verbindet.
- Messen Sie die Temperatur der Lösung in einem der Bechergläser und notieren Sie sie in Ihrem Notizbuch.
- Verwenden Sie das Schmirgelpapier, um Ihre beiden Kupferstreifen zu polieren. Spülen Sie beide nach dem Polieren mit Wasser ab.
- Verbinden Sie die Kupferstreifen mit den Leitungen des Multimeters und platzieren Sie eine Elektrode in jedem Becherglas.
- Schalten Sie das Multimeter ein und messen Sie die Spannung. Notieren Sie diesen Wert in Ihrem Labornotizbuch.
  Tabelle 3: Kupfer-Konzentrationszelle
  
  ΔE gemessen (Volt)
  Temperatur (K)
  [Cu²⁺] (M)
  R (J/mol·K) 8.314
  F (C/mol) 96.485
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- Wenn Sie fertig sind, entfernen Sie die Elektroden aus dem Becherglas und werfen Sie das Filterpapier weg. Trennen Sie die Elektroden und spülen Sie sie mit entionisiertem Wasser ab. Trocknen Sie sie dann mit einem Papiertuch ab.
- Gießen Sie abschließend die Lösungen in Ihr Abfallbecherglas. Neutralisiere den flüssigen Abfall mit Backpulver, schwenke die Lösung und füge mehr Backpulver hinzu, bis die Lösung aufhört zu sprudeln. Gieße die neutralisierte Flüssigkeit in den von deinem Lehrer bereitgestellten Behälter für schwere Metallabfälle.
- Spülen Sie alle Glaswaren mit Wasser aus und geben Sie alle Geräte, einschließlich der Elektroden, an Ihren Lehrer zurück.
Results
- Bestimmen Sie zunächst die Halbreaktionen, die an jeder Elektrode stattfinden. Da die Oxidations- und Reduktionsreaktionen in galvanischen Zellen spontan ablaufen, ist die Reaktion mit dem höchsten Reduktionspotenzial die Reduktionsreaktion. Im Falle der Blei-Kupfer-Zelle hat die Kupfer-Halbreaktion das höhere Reduktionspotential; Somit wird Kupfer in unserer galvanischen Zelle reduziert.
- Die Oxidation erfolgt wiederum an der Elektrode. Die an der Bleielektrode stattfindende Halbreaktion ist also eine Oxidationsreaktion. Die Oxidation findet immer an der Anode statt; Daher ist die Bleielektrode die Anode. Die Reduktion erfolgt immer an der Kathode; Die Kupferelektrode ist also die Kathode. Ihr Multimeter-Messwert sollte der Spannungsdifferenz zwischen den beiden Halbreaktionen entsprechen, also 0,463 Volt.
- Bestimmen Sie die Richtung des Elektronenflusses. Da Elektronen immer von der Anode zur Kathode fließen, fließen Elektronen von der Bleielektrode zur Kupferelektrode.
- Schauen Sie sich als Nächstes Ihre erste unbekannte galvanische Zelle an. Denken Sie daran, dass das Multimeter die Potentialdifferenz zwischen den beiden Halbreaktionen gemessen hat, die der von Ihnen gemessenen Spannung entspricht.
- Wir wissen, dass eine Elektrode aus Kupfer besteht. Wenn also unsere Spannungsdifferenz 1,057 Volt beträgt, beträgt das Reduktionspotential der anderen Reaktion minus 0,720 Volt. Dies entspricht der Zink-Halbreaktion. Daher ist die unbekannte Elektrode Zink und die unbekannte Lösung Zinksulfat. Das Reduktionspotenzial von Kupfer ist höher als das von Zink, daher ist die Kupferzelle die Reduktionszelle und die Zinkzelle die Oxidationszelle.
- Berechnen Sie die Konzentration der Zinksulfatlösung mit der Nernst-Gleichung. Die Nernst-Gleichung setzt die gemessene Spannung E in Beziehung zu dem unter Standardbedingungen erwarteten Reduktionspotential E null. R ist die universelle Gaskonstante, T ist die Temperatur, F ist die Faradaysche Konstante, n ist die Anzahl der in der Halbreaktion übertragenen Elektronen und Q_h ist der Reaktionsquotient.
- Der Reaktionsquotient ist gleich der Konzentration der zu oxidierenden chemischen Spezies dividiert durch die Konzentration der zu reduzierenden Spezies. Für unsere galvanische Zelle wird Kupfersulfat reduziert und Zinksulfat oxidiert. Da wir die Konzentration von Kupfersulfat von 0,05 M kennen, können wir die Konzentration der Oxidationszelle berechnen, die in unserem Experiment Zinksulfat war.
- Schauen Sie sich zum Schluss die Kupferkonzentrationszelle an. Hier haben wir eine galvanische Zelle mit einer Halbzelle mit verdünntem Kupferoxalat und einer Halbzelle mit Kupfersulfat erstellt. Da sich die Kupferkonzentration in der verdünnten Halbzelle im Laufe des Experiments ändert, können wir die Konzentration der gelösten Kupferionen mit der Nernst-Gleichung berechnen.
- Die beiden Elektroden sind in einer Konzentrationszelle gleich, daher ist das Standard-Elektrodenpotential 0. Die Potentialdifferenz ist die Spannung, die wir gemessen haben, und sie ist auf den Unterschied in der Kupferkonzentration zwischen den beiden Zellen zurückzuführen. Nachdem wir die bekannten Werte eingegeben haben, können wir dann nach der Konzentration des Kupferions in der verdünnten Zelle auflösen. Hier betrug die Konzentration an Kupferionen 7,9 x ^10-7 M.