Silberbesteck im Aluminiumbad
AFB I–IIAngelaufenes Silberbesteck ist mit einer schwarzen Schicht aus Silbersulfid (Ag₂S) überzogen. Ein Haushaltstipp: Man legt eine Schale mit Aluminiumfolie aus, füllt heiße Kochsalzlösung ein und legt den Löffel so hinein, dass er die Folie berührt. Nach etwa zehn Minuten glänzt der Löffel wieder. Vereinfachend gilt für die Kathode: \(\ce{Ag2S + 2 e- -> 2 Ag + S^2-}\).
| Wägung | vorher | nachher |
|---|---|---|
| Silberlöffel | 45,312 g | 45,248 g |
\(M(\ce{S}) = 32{,}06\,\text{g/mol}\), \(M(\ce{Al}) = 26{,}98\,\text{g/mol}\)
- Beschreiben Sie den Versuch als galvanische Zelle: nennen Sie Anode, Kathode und die Funktion der Kochsalzlösung.
- Formulieren Sie die Elektrodenreaktionen und die Gesamtgleichung.
- Berechnen Sie aus der Wägung die Masse des umgesetzten Aluminiums.
- Erklären Sie, warum der Löffel ohne Kontakt zur Folie kaum reagiert und warum die Methode im Gegensatz zum Polieren kein Silber verbraucht.
Hinweise
Hinweis zu Aufgabe a)
Hinweis zu Aufgabe b)
Hinweis zu Aufgabe c)
Hinweis zu Aufgabe d)
Erwartungshorizont
Erwartungshorizont zu Aufgabe a)
Aluminium ist der stärkere Donator: Anode (Minuspol). Der Löffel mit Ag₂S ist die Kathode (Pluspol). Die Berührungsstelle ersetzt den Draht (Elektronenleitung), die Kochsalzlösung ist Elektrolyt und übernimmt die Ionenleitung.
Erwartungshorizont zu Aufgabe b)
Anode: \(\ce{Al -> Al^3+ + 3 e-}\) (·2); Kathode: \(\ce{Ag2S + 2 e- -> 2 Ag + S^2-}\) (·3); gesamt: \(\ce{2 Al + 3 Ag2S -> 2 Al^3+ + 6 Ag + 3 S^2-}\).
Erwartungshorizont zu Aufgabe c)
Massenverlust = Schwefel: \(0{,}064\,\text{g} : 32{,}06\,\tfrac{\text{g}}{\text{mol}} = 2{,}00\,\text{mmol}\) S bzw. Ag₂S. \(n(\ce{Al}) = \tfrac{2}{3} \cdot 2{,}00\,\text{mmol} = 1{,}33\,\text{mmol}\), \(m(\ce{Al}) = 1{,}33\,\text{mmol} \cdot 26{,}98\,\tfrac{\text{g}}{\text{mol}} = 36\,\text{mg}\).
Erwartungshorizont zu Aufgabe d)
Ohne Kontakt fehlt die Elektronenleitung, der Stromkreis ist offen; Aluminium und Ag₂S berühren sich nicht direkt. Beim Polieren wird Ag₂S abgerieben, das Silber geht verloren; hier wird Ag⁺ im Ag₂S zu Silber reduziert und bleibt auf dem Löffel.
Die Vanadium-Redox-Flow-Batterie
AFB II–IIIGroße Stromspeicher für Wind- und Solarparks nutzen Vanadium-Redox-Flow-Batterien. Zwei Tanks enthalten schwefelsaure Vanadiumlösungen, die durch eine Zelle mit Graphitelektroden gepumpt werden; eine Membran lässt H₃O⁺-Ionen passieren. Beim Entladen reagiert in der einen Halbzelle V²⁺ zu V³⁺, in der anderen VO₂⁺ zu VO²⁺. Die Zellspannung beträgt etwa 1,4 V.
| Teilchen | V²⁺ | V³⁺ | VO²⁺ | VO₂⁺ |
|---|---|---|---|---|
| Farbe | violett | grün | blau | gelb |
| c im geladenen Zustand | 1,60 mol/L | 0 | 0 | 1,60 mol/L |
Jeder Tank enthält 1000 L Lösung.
- Ermitteln Sie die Oxidationszahlen des Vanadiums und formulieren Sie die Elektrodenreaktionen beim Entladen.
- Erläutern Sie, warum sich die Graphitelektroden beim Entladen nicht verändern, und beschreiben Sie die Farbänderungen in beiden Tanks.
- Berechnen Sie die Konzentrationen in beiden Tanks, nachdem 400 mol Elektronen geflossen sind.
- Beurteilen Sie die Bauweise im Vergleich zu einer Zelle mit sich auflösender Metallanode und begründen Sie, warum die Membran keine Vanadium-Ionen durchlassen darf.
Hinweise
Hinweis zu Aufgabe a)
Hinweis zu Aufgabe b)
Hinweis zu Aufgabe c)
Hinweis zu Aufgabe d)
Erwartungshorizont
Erwartungshorizont zu Aufgabe a)
V²⁺: +II, V³⁺: +III, VO²⁺: +IV, VO₂⁺: +V. Anode (Minuspol): \(\ce{V^2+ -> V^3+ + e-}\); Kathode (Pluspol): \(\ce{VO2+ + 2 H3O+ + e- -> VO^2+ + 3 H2O}\).
Erwartungshorizont zu Aufgabe b)
Beide Redoxpaare liegen gelöst vor; Graphit leitet nur Elektronen und wird nicht umgesetzt. Negativer Tank: violett → grün (V²⁺ → V³⁺); positiver Tank: gelb → blau (VO₂⁺ → VO²⁺).
Erwartungshorizont zu Aufgabe c)
400 mol Elektronen setzen 400 mol V²⁺ und 400 mol VO₂⁺ um. Negativer Tank: \(c(\ce{V^2+}) = 1{,}20\,\text{mol/L}\), \(c(\ce{V^3+}) = 0{,}40\,\text{mol/L}\); positiver Tank: \(c(\ce{VO2+}) = 1{,}20\,\text{mol/L}\), \(c(\ce{VO^2+}) = 0{,}40\,\text{mol/L}\) — jeweils 25 % entladen.
Erwartungshorizont zu Aufgabe d)
Vorteile: Elektroden verschleißen nicht, kein Metall muss sich wieder gleichmäßig abscheiden; die Kapazität wächst einfach mit dem Tankvolumen, die Leistung mit der Zellfläche. Nachteile: geringe Energiedichte, große Tanks, Pumpen. Würden Vanadium-Ionen die Membran passieren, reagierten z. B. V²⁺ und VO₂⁺ direkt miteinander — die Batterie entlüde sich ohne Stromfluss (Selbstentladung); die H₃O⁺-Ionen dagegen gleichen die Ladungen aus.