Die Zitronenbatterie
AFB I–IIIn eine Zitrone werden ein blank geschmirgeltes Magnesiumband und ein Kupfernagel gesteckt und mit einem Voltmeter verbunden. Mehrere Zitronen in Reihe bringen eine Leuchtdiode zum Leuchten. Am Kupfernagel bilden sich kleine Gasbläschen, das Magnesiumband wird angegriffen. Zitronensaft enthält Citronensäure, die Oxonium-Ionen bildet. M1 zeigt Messwerte.
| Elektrodenpaar in der Zitrone | Spannung |
|---|---|
| Magnesium – Kupfer | 1,6 V |
| Zink – Kupfer | 0,9 V |
| Kupfer – Kupfer | 0,0 V |
- Nennen Sie für die Magnesium-Kupfer-Zitrone den Elektronendonator, den Elektronenakzeptor, den Elektrolyten und den Minuspol.
- Formulieren Sie die Teilgleichungen an Anode und Kathode sowie die Gesamtgleichung.
- Erklären Sie die Messwerte in M1, insbesondere den Wert für zwei Kupfernägel.
- Beurteilen Sie die Aussage eines Mitschülers: „Die elektrische Energie stammt aus dem Kupfernagel.“
Hinweise
Hinweis zu Aufgabe a)
Hinweis zu Aufgabe b)
Hinweis zu Aufgabe c)
Hinweis zu Aufgabe d)
Erwartungshorizont
Erwartungshorizont zu Aufgabe a)
Elektronendonator: Magnesium; Elektronenakzeptor: Oxonium-Ionen aus dem Zitronensaft; Elektrolyt: Zitronensaft (Ionenlösung); Minuspol: Magnesiumband (Anode).
Erwartungshorizont zu Aufgabe b)
Anode (−): \(\ce{Mg -> Mg^2+ + 2 e-}\); Kathode (+, Kupfernagel): \(\ce{2 H3O+ + 2 e- -> H2 + 2 H2O}\).
Gesamt: \(\ce{Mg + 2 H3O+ -> Mg^2+ + H2 + 2 H2O}\).
Erwartungshorizont zu Aufgabe c)
Die Spannung hängt vom Unterschied der Elektrodenpotenziale ab. Magnesium ist unedler als Zink, gibt leichter Elektronen ab und liefert daher die größere Spannung (1,6 V statt 0,9 V). Mit zwei Kupfernägeln sind beide Elektroden gleich; es gibt keinen Potenzialunterschied und keinen Elektronendonator, der freiwillig reagiert — 0 V.
Erwartungshorizont zu Aufgabe d)
Die Aussage ist falsch. Der Kupfernagel wird nicht verbraucht; er dient nur als Elektronenleiter, an dem die Oxonium-Ionen reduziert werden. Die Energie stammt aus der Redoxreaktion von Magnesium mit Oxonium-Ionen; verbraucht werden das Magnesium und die Säure. Richtig ist aber: Ohne zweite, edlere Elektrode wäre der Aufbau keine nutzbare Zelle.
Eine Zelle mit Aluminium
AFB II–IIIEine galvanische Zelle wird aus einer Aluminium- und einer Nickel-Halbzelle aufgebaut (M2). Vor dem Versuch und nach zwei Stunden Betrieb über einen kleinen Motor werden die trockenen Elektroden gewogen (M3). Das Voltmeter zeigt anfangs 0,95 V; schmirgelt man das Aluminiumblech vorher kräftig ab, steigt der Wert deutlich.
| Elektrode | Masse vorher | Masse nachher |
|---|---|---|
| Aluminium | 5,000 g | ? |
| Nickel | 8,000 g | 8,176 g |
- Stellen Sie die Teilgleichungen und die Gesamtgleichung auf und kennzeichnen Sie Anode, Kathode, Plus- und Minuspol.
- Zeichnen Sie in eine Skizze von M2 die Richtung des Elektronenflusses sowie die Wanderungsrichtung der Kalium- und Nitrat-Ionen in der Salzbrücke ein.
- Berechnen Sie mit M3 die Masse der Aluminiumelektrode nach dem Versuch.
- Diskutieren Sie, warum die Spannung durch Schmirgeln steigt und ob Aluminium als Anodenmaterial für Batterien geeignet ist.
Hinweise
Hinweis zu Aufgabe a)
Hinweis zu Aufgabe b)
Hinweis zu Aufgabe c)
Hinweis zu Aufgabe d)
Erwartungshorizont
Erwartungshorizont zu Aufgabe a)
Anode (Minuspol, Aluminium): \(\ce{Al -> Al^3+ + 3 e-}\) \(|\cdot 2\)
Kathode (Pluspol, Nickel): \(\ce{Ni^2+ + 2 e- -> Ni}\) \(|\cdot 3\)
Gesamt: \(\ce{2 Al + 3 Ni^2+ -> 2 Al^3+ + 3 Ni}\)
Erwartungshorizont zu Aufgabe b)
Elektronen im Draht von der Aluminium- zur Nickelelektrode (durch Motor/Voltmeter). In der Salzbrücke wandern \(\ce{NO3-}\)-Ionen zur Aluminium-Halbzelle (dort entstehen Kationen), \(\ce{K+}\)-Ionen zur Nickel-Halbzelle (dort werden Kationen verbraucht).
Erwartungshorizont zu Aufgabe c)
\(n(\ce{Ni}) = 0{,}176\,\mathrm{g}/58{,}69\,\mathrm{g\,mol^{-1}} = 3{,}00\,\mathrm{mmol}\); \(n(\ce{Al}) = \tfrac{2}{3}\cdot 3{,}00 = 2{,}00\,\mathrm{mmol}\); \(m(\ce{Al}) = 2{,}00\cdot 26{,}98\,\mathrm{mg} = 54\,\mathrm{mg}\).
Masse nachher: \(5{,}000 - 0{,}054 = 4{,}946\,\mathrm{g}\).
Erwartungshorizont zu Aufgabe d)
Die Oxidschicht (\(\ce{Al2O3}\)) behindert den Übertritt von \(\ce{Al^3+}\)-Ionen und den Elektronenaustausch; die Doppelschicht bildet sich nicht wie am blanken Metall aus, die gemessene Spannung ist kleiner. Schmirgeln entfernt die Schicht — die Spannung steigt, sinkt aber mit der Zeit wieder, wenn die Schicht nachwächst.
Pro Aluminium: sehr unedel (große Spannung möglich), leicht, billig, gibt drei Elektronen je Atom ab. Contra: Passivierung durch die Oxidschicht, in neutralen Lösungen träge Reaktion. Fazit: nur geeignet, wenn die Oxidschicht ständig entfernt oder gelöst wird (z. B. in stark basischen Elektrolyten); als einfache Anode in einer Salzlösung ist es ungeeignet.