3B SCIENTIFIC PHYSICS ELEKTROCHEMIE U11110 ...

3B SCIENTIFIC ® PHYSICS 

ELEKTROCHEMIE 

U11110 

ALF 05/04 

Praktikumsversuche 

für die Sekundarstufe I und II 

... going one step further

Inhaltsverzeichnis 

Vorwort 4 

Inhalt des Elektrochemie-Arbeitskoffers 5 

Zusammenbau und Reinigung des Zellblockes 6 

Beschreibung des Messinstrumentes 7 

Spannungsmessung von galvanischen Elementen – Lehrerblatt 8 

Spannungsmessung von galvanischen Elementen – Schülerblatt 9 

Spannungsmessung eines Daniell-Elementes – Lehrerblatt 10 

Spannungsmessung eines Daniell-Elementes – Schülerblatt 11 

Spannungsmessung an drei Daniell-Elementen in Parallelschaltung – Lehrerblatt 12 

Spannungsmessung an drei Daniell-Elementen in Parallelschaltung – Schülerblatt 13 

Spannungsmessung an drei Daniell-Elementen in Reihenschaltung – Lehrerblatt 14 

Spannungsmessung an drei Daniell-Elementen in Reihenschaltung – Schülerblatt 15 

Messung der Standardpotentiale einiger Metalle – Lehrerblatt 16 

Messung der Standardpotentiale einiger Metalle – Schülerblatt 17 

Messung der Standardpotentiale einiger Nichtmetalle – Lehrerblatt 18 

Messung der Standardpotentiale einiger Nichtmetalle – Schülerblatt 19 

Messung der Spannung eines Leclanché-Elementes – Lehrerblatt 20 

Messung der Spannung eines Leclanché-Elementes – Schülerblatt 21 

Messung der Spannung bei unterschiedlicher Konzentration der Elektrolytlösungen – Lehrerblatt 22 

Messung der Spannung bei unterschiedlicher Konzentration der Elektrolytlösungen – Schülerblatt 23 

Messung der Spannung bei unterschiedlichen Temperaturen der Elektrolytlösungen – Lehrerblatt 24 

Messung der Spannung bei unterschiedlichen Temperaturen der Elektrolytlösungen – Schülerblatt 25 

Aufbau, Laden und Entladen eines Stahlakkumulators – Lehrerblatt 26 

Aufbau, Laden und Entladen eines Stahlakkumulators – Schülerblatt 27 

Versuch pH-Messung – Lehrerblatt 28 

Versuch pH-Messung – Schülerblatt 29 

Elektrochemische Spannungsreihe 30 

Hinweise zum Experimentieren und zur Entsorgung 31 

Literatur 32 

3 

Seite

Vorwort 

Der Elektrochemie-Arbeitskoffer ist ein Lehrmittel, welches ausschließlich für Schülerexperimente 

in den Fächern Chemie und Physik eingesetzt werden kann. 

Die selbständige Tätigkeit der Schüler erhöht deren Verständnis für die zu behandelnden Sachverhalte. 

In kleinen Schülergruppen (2 bis max. 3 Schüler) sollten die Versuche durchgeführt 

werden. Der Lehrer hat dabei nur noch die Aufsichtspflicht und kann bei gezielten Fragen, die von 

den Schülern allein nicht beantwortet werden können, entsprechende Hinweise geben. So kann 

durch eine gezielte Zusammenstellung der Arbeitsgruppen das Leistungsniveau, das Verständnis 

und die Freude am Experimentieren aller Schüler gefördert werden. 

Die beiliegende Literatur minimiert für den Fachlehrer dessen Vorbereitungszeit, die gerade bei 

Schülerexperimenten recht erheblich sein kann. Zu jedem beschriebenen Versuch liegt ein Lehrer- 

und ein Schülerblatt vor. Im Lehrerblatt sind alle für die Durchführung des Versuchs notwendigen 

Fakten beschrieben. Bei allen Versuchen findet der Lehrer auf dem Lehrerblatt das zu erwartende 

Versuchsergebnis (welches von den theoretischen Ergebnissen in der Fachliteratur gering 

abweichen kann). Hinweise erhält der Lehrer auch zur Herstellung der entsprechenden 

Elektrolytlösungen. 

Die Schülerblätter können vom Lehrer kopiert und den Schülern zur Verfügung gestellt werden. 

Damit entfällt das aufwendige Führen eines Protokolls, die Schüler können sich auf das 

Wesentliche der Versuche konzentrieren. 

Zu Sicherheitsfragen sind bei allen eingesetzten Chemikalien die R- und S-Sätze angegeben und 

die Gefahrensymbole aufgeführt. 

Am Ende der Literatur findet man Hinweise zur Entsorgung der Chemikalien. Wir empfehlen, im 

Sinne des sparsamen Umgangs mit Chemikalien nach Beendigung der Versuche die eingesetzten 

Elektrolytlösungen aus den Kammern des Troges mit der beiliegenden Pipette herauszusaugen 

und in eine beschriftete Vorratsflasche zu füllen, um diese für weitere Versuche erneut zu 

verwenden. Damit leistet man auch einen Beitrag für unsere Umwelt. 

Für Hinweise und Abänderungen (auch eventuelle Fehler) der Versuche sind wir dankbar. Wenden 

sie sich dazu bitte an den Lieferanten des Elektrochemie-Arbeitskoffers. 

Viel Erfolg bei der Durchführung der Experimente! 

4

Inhalt des Elektrochemie-Arbeitskoffers 

1 Messinstrument, betrieben mit Akku bzw. Steckernetzgerät, für elektrochemische 

Versuche und pH-Messung 

1 3V-Adapter zum elektrolysieren der Platin-Netzelektrode 

1 Steckernetzgerät Prim: 115..240VAC , 50-60Hz Sec: 12V–500mA 

1 Einstabmesskette zur pH-Messung, Elektrode mit Aufbewahrungsflasche 

2 Plastik Bechergläser 25 ml 

2 Tropfpipetten 

1 Aufbewahrungskasten mit: 

2 Ag-Elektroden, 4 Zn-Elektroden, 2 Fe-Elektroden, 2 Kohleelektroden, 2 Al-Elektroden, 

2 Ni-Elektroden, 4 Cu-Elektroden, 1 Mg-Elektrode (Magnesiumband zum Umwickeln 

eines Plastikplättchens), 1 Pt-Netzelektrode 

2 Halbzellen, für je 4 Elektroden, 1 Satz Filterpapierstreifen, 

1 Kabelsatz-Elektrochemie (bestehend aus: 3 Kabel mit Krokoklemmen, rot, je 20 cm lang, 

1 Kabel mit Krokoklemme und Stecker, rot, 30 cm lang; 3 Kabel mit Krokoklemmen, blau, je 

20 cm lang, 1 Kabel mit Krokoklemme und Stecker, blau, 30 cm lang), 

1 Schmirgelstein 

1 Versuchsanleitung 

5

Zusammenbau und Reinigung des Zellblockes 

Der Zellblock ist bei Lieferung komplett zusammengebaut und kann für den ersten Versuch direkt 

benutzt werden. Er befindet sich im Aufbewahrungskasten des Arbeitskoffers. 

Wurde der Zellblock eingesetzt, muss er nach Beendigung des Versuches komplett auseinander 

genommen werden, indem man nach dem Absaugen der Elektrolytflüssigkeit und dem Entnehmen 

der Elektroden die beiden Rändelschrauben löst, so dass die beiden Halbzellen voneinander 

getrennt werden können. Nach dem Entfernen des Filterpapiers sollten die beiden Halbzellen mit 

Wasser ausgewaschen und anschließend gut getrocknet werden. 

Den Zellblock für weitere Experimente wieder zusammenbauen. Dazu wird zwischen die beiden 

Halbzellen ein mitgelieferter Filterpapierstreifen bündig gelegt. Nun drückt man zunächst die eine 

und danach die zweite Rändelschraube durch das Filterpapier und schraubt so die beiden 

Halbzellen fest zusammen. (Hinweis: Die 4 innen liegenden Öffnungen müssen jeweils zu den 

Filterpapierstreifen zeigen – siehe Abbildung.) 

Durch das Filterpapier, welches beim Befüllen mit Elektrolytlösung feucht wird, sind gleichzeitig die 

8 Kammern elektrisch miteinander verbunden. 

Bitte beachten Sie: 

Nach dem Gebrauch des Arbeitskoffers müssen alle verwendeten Teile gründlich gesäubert und 

anschließend getrocknet werden. 

Entfernen Sie das zwischen den Zellblöcken befindliche Filterpapier, trocknen Sie dabei auch die 

beiden Rändelschrauben. 

Die verwendeten Elektroden unter fließendem Wasser reinigen und trocknen, um einer Korrosion 

vorzubeugen. Es empfiehlt sich auch, die Elektroden vor dem Zurücklegen mit dem Schmirgelstein 

abzureiben, um anhaftende Chemikalienreste gründlich zu entfernen. 

Wenn Sie diese Hinweise beachten, werden Sie viel Freude an dem Arbeitskoffer haben. 

6

Messinstrument 

F rontseite 

Bereichsanzeige/Akkuladung → 

←―――――― LCD-Anzeige 

Aus/Bereichsschalter ―――→ ←― 

Nullpunktregler ( bei pH ) 

Messbuchsen ――――――→ 

R ückseite 

Steckernetzteilanschluss ―→ ←――――――― pH-Buchse 

Kurzanleitung galv.-Messung → 

← Kurzanleitung pH-Messung 

Das 

Messinstrument ist Akku betrieben, kann aber auch mit dem mitgelieferten Steckernetzgerät eingesetzt 

werden. Der Akku wird grundsätzlich beim Betreiben mit dem Steckernetzgerät geladen, ein Überladen des 

Akkus ist dabei ausgeschlossen. Das Steckernetzgerät wird an der Unterseite des Messinstrumentes 

eingesteckt. 

Neben der galvanischen 

Messung kann mit dem Messinstrument auch eine pH-Messung durchgeführt 

werden. 

1. Galvanische Messung: 

Bei der galvanischen Messung wird das Messinstrument mit dem Bereichsschalter eingeschaltet und 

befindet sich dann sofort im Messbereich von 0 - 2V. Soll eine höhere Spannung gemessen werden, kann 

man am Messinstrument durch Weiterschalten des Bereichsschalters die Anzeige auf 20V erweitern. Zur 

Messung werden die Elektroden über die 2 mm Buchsen mit dem Messinstrument (rot / blau) verbunden. 

2. pH-Messung: 

Soll eine pH-Messung 

erfolgen, wird über die an der Unterseite vorhandene pH-Buchse die mitgelieferte pH- 

Elektrode angeschlossen. Nun den Bereichsschalter auf „pH“ stellen. Um die pH-Elektrode zu kalibrieren, 

wird eine Pufferlösung verwendet (entweder pH 4 oder pH 9). Es handelt sich hierbei um eine 

Einpunktkalibrierung, dabei wird, nachdem die pH-Elektrode in die entsprechende Pufferlösung eingetaucht 

worden ist, der Nullpunktregler solange verändert, bis am Display der Wert der Pufferlösung angezeigt wird. 

Es können nun pH-Messungen durchgeführt werden, dabei darf aber an den Stellknöpfen keine 

Veränderung mehr vorgenommen werden. 

7

Versuch 1 zur Spannungsmessung Lehrerblatt 

Spannungsmessung von galvanischen Elementen 

Chemikalien Gefahrensymbole 

Kupfer (II)-sulfat-5-hydrat 

Zinksulfat-7-hydrat 

Silbernitrat 

Eisen (II)-sulfat-7-hydrat 

R-Sätze S-Sätze Geräte 

22-36/38-50/53 22-60-61 Messinstrument 

36/38-50/53 22-25-60-61 Elektroden: 

1 Cu, 1 Zn,1 Ag, 1 Fe, 1 Ni 

34-50/53 26-45-60-61 2 Experimentierkabel 

22-36/38 24/25 2 Tropfpipetten 

Nickelsulfat-6-hydrat 

22-40-42/43- 22-36/37-60- 

50/53 

61 

dest. Wasser --- --- 

Warnhinweis : Bitte beachten: Schwermetallsalze sind giftig ! 

Versuchsdurchführung: 

1. Die vorbereiteten 1,0 und 0,1 molaren Elektrolytlösungen den Schülern zur Verfügung stellen. Jeder Schüler 

benötigt maximal 10 ml der entsprechenden Lösung. 

2. Zellblock wie beschrieben zusammensetzen. 

3. In die Kammern die Elektrolytlösungen mit der Tropfpipette (im Arbeitskoffer enthalten) einfüllen und die 

entsprechenden Elektroden einsetzen. Die Tropfpipette vor dem Einfüllen der nächsten Elektrolytlösung gut 

reinigen. 

4. Nachdem die Kammern (mindestens 2, maximal 8) für den Versuch, wie beschrieben, vorbereitet sind, mit der 

Spannungsmessung beginnen. In diesem Versuch sind 5 Kammern mit je einer Elektrolytlösung und 

der entsprechenden Elektrode als galvanische Elemente aufgebaut: 

Cu / CuSO4 , Zn / ZnSO4 , Ag / AgNO3 , Fe / FeSO4 , Ni / NiSO4 

5. Zur Spannungsmessung werden zwei Experimentierkabel (rot/blau mit 2 mm Buchsen – im Arbeitskoffer vorhanden) 

mit dem Messinstrument verbunden. Mittels der Abgreifklemmen wird die Verbindung zwischen den beiden 

Elektroden und dem Messgerät hergestellt. 

6. Am Messgerät kann die von dem galvanischen Element abgegebene Spannung abgelesen werden. Bei negativem 

Anzeigewert die Polung an den Elektroden verändern. 

Beobachtung und Auswertung: 

Bei den galvanischen Elementen bildet das unedlere Metall immer den negative Pol. 

Die Elektronen fließen jeweils vom negativen zum positiven Pol, d.h. bei einer Kombination Zink/Kupfer vom Zink zum Kupfer und bei 

einer Kombination Kupfer/Silber vom Kupfer zum Silber. 

Bei Kombinationen mit Zink ist Zink immer der negative Pol und bei Kombinationen mit Silber ist Silber der positive Pol der galvanischen 

Elemente. Daraus folgt eine galvanische Spannungsreihe der Metalle mit folgender Reihenfolge: 

Zn → Fe → Ni → Cu → Ag 

Welche der Elektroden den negativen Pol bildet, kann durch Umpolung festgestellt werden. 

Galvanisches Element Spannung (V) 

Spannung (V) 

Elektrolytlösung 1,0 mol/l Elektrolytlösung 0,1 mol/l 

Cu / Zn ca. 1,086 ca. 1,086 

Cu / Ag ca. 0,383 ca. 0,383 

Cu / Fe ca. 0,670 ca. 0,670 

Cu / Ni ca. 0,044 ca. 0,044 

Zn / Ag ca. 1,416 ca. 1,416 

Zn / Fe ca. 0,378 ca. 0,378 

Zn / Ni ca. 1,095 ca. 1,095 

Fe / Ag ca. 1,089 ca. 1,089 

Fe / Ni ca. 0,700 ca. 0,700 

Ag / Ni ca. 0,290 ca. 0,290 

Berechnung der Massen für die Herstellung der 0,1 molaren Lösungen: 

Die Elektrolytlösungen sollten vor dem Unterricht vom Lehrer in entsprechend ausreichender Menge (bewährt hat sich 1 Liter) 

hergestellt werden. 

1. 1 Liter einer 1,0 molaren CuSO4 - Lösung: 249,50 g CuSO4 ⋅ 5 H2O in einem Maßkolben mit Wasser auf 1 Liter auffüllen. 

2. 1 Liter einer 1,0 molaren ZnSO4 - Lösung: 287,40 g ZnSO4 ⋅ 7 H2O in einem Maßkolben mit Wasser auf 1 Liter auffüllen. 

3. 1 Liter einer 1,0 molaren AgNO3- - Lösung: 169,88 g AgNO3 in einem Maßkolben mit Wasser auf 1 Liter auffüllen. 

4. 1 Liter einer 1,0 molaren FeSO4 - Lösung : 277,90 g FeSO4 ⋅ 7 H2O in einem Maßkolben mit Wasser auf 1 Liter auffüllen. 

5. 1 Liter einer 1,0 molaren NiSO4 – Lösung: 262,70 g NiSO4 ⋅ 6 H2O in einem Maßkolben mit Wasser auf 1 Liter auffüllen. 

Zur Herstellung der 0,1 molaren Lösungen verwenden Sie bitte von den angegebenen Mengen (zur Herstellung von 1 molarer 

Lösung) nur 1/10 und füllen diese mit Wasser in einem Maßkolben auf 1 Liter auf. 

8

Versuch 1 zur Spannungsmessung Schülerblatt 

Spannungsmessung von galvanischen Elementen 




Silbernitrat 

Eisen (II)-sulfat-7-hydrat 

Nickelsulfat-6-hydrat 

dest. Wasser 


22-36/38-50/53 22-60-61 Messinstrument 

36/38-50/53 22-25-60-61 Elektroden: 

1 Cu, 1 Zn, 1 Ag, 1 Fe, 1 Ni 

34-50/53 26-45-60-61 2 Experimentierkabel 


22-40-42/43- 

50/53 

Warnhinweis: Bitte beachten: Schwermetallsalze sind giftig ! 

--- 

22-36/37-60- 

61 


1. Die vorbereiteten 1,0 und 0,1 molaren Elektrolytlösungen den Schülern zur Verfügung stellen. Jeder Schüler 

benötigt maximal 10 ml der entsprechenden Lösung. 


3. In die Kammern die Elektrolytlösungen mit der Tropfpipette (im Arbeitskoffer enthalten) einfüllen und die 

entsprechenden Elektroden einsetzen. Die Tropfpipette vor dem Einfüllen der nächsten Elektrolytlösung gut 

reinigen. 

4. Nachdem die Kammern (mindestens 2, maximal 8) für den Versuch, wie beschrieben, vorbereitet sind, 

mit der Spannungsmessung beginnen. 

In diesem Versuch sind 5 Kammern mit je einer Elektrolytlösung und der entsprechenden Elektrode als 

galvanische Elemente aufgebaut:. 


5. Zur Spannungsmessung werden zwei Experimentierkabel (rot/blau mit 2 mm Buchsen – im Arbeitskoffer vorhanden) 

mit dem Messinstrument verbunden. Mittels der Abgreifklemmen wird die Verbindung zwischen den beiden 

Elektroden und dem Messgerät hergestellt. 

6. Am Messgerät kann die von dem galvanischen Element abgegebene Spannung abgelesen werden. Bei negativem 

Anzeigewert die Polung an den Elektroden verändern. 


Die Versuchsergebnisse in der Tabelle zusammenstellen und auswerten. 

Galvanisches Element Spannung 

Elektrolytlösung 1,0 mol/l 

Cu / Zn 

Cu / Ag 

Cu / Fe 

Cu / Ni 

Zn / Ag 

Zn / Fe 

Zn / Ni 

Fe / Ag 

Fe / Ni 

Ag / Ni 

9 

--- 

Spannung 

Elektrolytlösung 0,1 mol/l


Spannungsmessung eines Daniell-Elementes 






22-36/38-50/53 22-60-61 Elektroden: 

1 Cu, 1 Zn 

36/38-50/53 22-25-60-61 2 Experimentierkabel 

dest. Wasser --- --- 2 Tropfpipetten 



1. Die vorbereiteten 0,1 molaren Elektrolytlösungen den Schülern zur Verfügung stellen. Jeder Schüler benötigt 

maximal 10 ml der entsprechenden Lösung. 


3. In je eine Kammer die Elektrolytlösungen mit der Tropfpipette (im Arbeitskoffer enthalten) einfüllen. Die Tropfpipette 

vor dem Einfüllen der nächsten Elektrolytlösung gut reinigen. 

4. In die Elektrolytlösung die entsprechende Elektrode einsetzen, CuSO4 / Cu und ZnSO4 / Zn. 

5. Nachdem die beiden Kammern für den Versuch, wie beschrieben, vorbereitet sind, mit den Experimentierkabeln das 

Messinstrument verbinden und mit der Spannungsmessung beginnen. Sollte eine negative Anzeige erfolgen, 

müssen die Anschlüsse an den Elektroden umgepolt werden. 

6. Der Versuch kann auch mit einer 1,0 molaren Kupfersulfat- und Zinksulfatlösung wiederholt werden. 

Beobachtung und Auswertung : 

Skizze des Versuchsaufbaus: 

Cu 

Zn 

+ + 

- 



hergestellt werden 


1. 1 Liter einer 0,1 molaren CuSO4 – Lösung: 24,95 g CuSO4 ⋅ 5 H2O in einem Maßkolben mit Wasser auf 1 Liter auffüllen. 

2. 1 Liter einer 0,1 molaren ZnSO4 – Lösung: 28,74 g ZnSO4 ⋅ 7 H2O in einem Maßkolben mit Wasser auf 1 Liter auffüllen. 




Beim Anschluss des Messinstrumentes an das Daniell-Element Cu / CuSO4 // Zn / ZnSO4 kann eine Spannung gemessen werden, die 

bei der Elektrolytkonzentration von 0,1 mol/l theoretisch 1,08 V beträgt. Das Messergebnis bleibt in der Regel etwas unter dem 

theoretischen Wert und liegt bei 1,06 V. 

Verwendet man in einem Daniell-Element eine 1,0 molare Lösung dann kann ebenfalls eine Spannung von 1,06 V gemessen werden. 

10


Spannungsmessung eines Daniell-Elementes 






22-36/38-50/53 22-60-61 Elektroden: 

1 Cu, 1 Zn 








3. In je eine Kammer die Elektrolytlösungen mit der Tropfpipette (im Arbeitskoffer enthalten) einfüllen. Die Tropfpipette 

vor dem Einfüllen der nächsten Elektrolytlösung gut reinigen. 

4. In die Elektrolytlösung die entsprechende Elektrode einsetzen, CuSO4 / Cu und ZnSO4 / Zn. 

5. Nachdem die beiden Kammern für den Versuch, wie beschrieben, vorbereitet sind, mit den Experimentierkabeln das 

Messinstrument verbinden und mit der Spannungsmessung beginnen. Sollte eine negative Anzeige erfolgen, 

müssen die Anschlüsse an den Elektroden umgepolt werden. 

6. Der Versuch kann auch mit einer 1,0 molaren Kupfersulfat- und Zinksulfatlösung wiederholt werden. 

Beobachtung und Auswertung : 


Ergebnis der Spannungsmessung: 

1. Daniell-Element mit 1,0 molaren Lösungen CuSO4 / Cu // ZnSO4 / Zn: 

2. Daniell-Element mit 0,1 molaren Lösungen CuSO4 / Cu // ZnSO4 / Zn: 

11 

V 

V


Spannungsmessung an drei Daniell-Elementen in Parallelschaltung 

Chemikalien Gefahren- 

Symbole 




22-36/38-50/53 22-60-61 


Elektroden: 

3 Cu, 3 Zn 








3. In drei Kammern auf der einen Hälfte des Zellblockes die 0,1 molare CuSO4-Lösung geben und danach die 

Kupferelektroden einsetzen. 

4. Nun in drei Kammern der anderen Hälfte des Zellblockes die 0,1 molare ZnSO4-Lösung geben und die 

Zinkelektroden einsetzen. 

5. Mit den Experimentierkabeln und den Abgreifklemmen die Kupferelektroden untereinander und die letzte 

Kupferelektrode mit dem Messinstrument verbinden. 

6. Wie bei Punkt 5 beschrieben, die Zinkelektroden untereinander und mit dem Messinstrument verbinden. 

7. Spannung am Messinstrument ablesen. 

(Sollte ein negativer Wert am Messinstrument angezeigt werden, Polung am Messinstrument ändern.) 



Cu 

Zn 

+ + 

- 


Bei der Parallelschaltung beträgt die gemessene Spannung bei drei miteinander verbundenen Elektroden U= ca.1,06 V. Man erkennt, 

dass bei einer Parallelschaltung der Elektroden keine Spannungszunahme erfolgt. Es fließt hierbei nur ein höherer Strom, der mit einem 

Multimeter gemessen werden kann. 


hergestellt werden. 




12


Spannungsmessung an drei Daniell-Elementen in Parallelschaltung 





22-36/38-50/53 22-60-61 


Elektroden: 

3 Cu, 3 Zn 












5. Mit den Experimentierkabeln und den Abgreifklemmen die Kupferelektroden untereinander und die letzte 

Kupferelektrode mit dem Messinstrument verbinden. 

6. Wie bei Punkt 5 beschrieben, die Zinkelektroden untereinander und mit dem Messinstrument verbinden. 






13


Spannungsmessung an drei Daniell-Elementen in Reihenschaltung 





22-36/38-50/53 22-60-61 


Elektroden: 

3 Cu, 3 Zn 












5. Mit den Experimentierkabeln und den Abgreifklemmen jeweils zwei Kupferelektroden mit zwei Zinkelektroden 

verbinden und die erste Kupferelektrode und die letzte Zinkelektrode an das Messinstrument anschließen. 





Cu 

Zn 

+ + 

- 


Bei der Reihenschaltung beträgt die gemessene Spannung bei drei miteinander verbundenen Elektroden U= ca.3,18 V. Man erkennt, 

dass bei einer Reihenschaltung der Elektroden eine Spannungszunahme entsprechend der Anzahl der miteinander verbundenen 

Elemente erfolgt. Es fließt hierbei jedoch kein höherer Strom. 

Soll eine Spannung erhöht werden, gelingt dies nur mittels Reihenschaltung. 


hergestellt werden 




14


Spannungsmessung an drei Daniell-Elementen in Reihenschaltung 





22-36/38-50/53 22-60-61 


Elektroden: 

3 Cu, 3 Zn 












5. Mit den Experimentierkabeln und den Abgreifklemmen jeweils zwei Kupferelektroden mit zwei Zinkelektroden 

verbinden und die erste Kupferelektrode und die letzte Zinkelektrode an das Messinstrument anschließen. 






15


Messung der Standardpotentiale einiger Metalle 




Silbernitrat 

Eisen(II)-sulfat-7-hydrat 

Salzsäure 1 mol / l 


22-36/38-50/53 22-60-61 


Elektroden: 

1 Cu, 1 Zn, 1 Ag, 1 Fe, 

1 Pt-Netz 


34-50/53 26-45-60-61 1 Steckernetzgerät 


36/37/38 26 1 3V-Adapter 


Warnhinweis: Bitte beachten: Schwermetallsalze sind giftig ! Salzsäure wirkt ätzend ! 



maximal 10 ml der entsprechenden Lösungen. 


3. In eine Kammer des Zellblockes wird mittels Tropfpipette die 1 molare Salzsäure eingefüllt und die Platin- 

Netzelektrode in diese Kammer eingesetzt. 

4. In eine zweite Kammer (gegenüber der Platin-Netzelektrode) wird eine 1 molare CuSO4-Lösung gefüllt und die 

Kupferelektrode eingesetzt. 

5. Zur Bildung der Normal-Wasserstoffelektrode wird nun der 3V-Adapter mit dem Steckernetzgerät verbunden. An 

den –Pol des 3V-Adapter mit einem Experimentierkabel die Pt-Netzelektrode und an den +Pol die Kupferelektrode 

anschließen. Das Steckernetzgerät mit 230V verbinden und ca. 30 s das Platinnetz elektrolysieren. Am Pt-Netz 

bildet sich Wasserstoff, welcher das Pt-Netz umgibt. 

6. Der 3V-Adapter wird anschließend gegen das Messinstrument ausgetauscht und die Spannung kann abgelesen 

werden. 

7. Mit den anderen Metallen wird der Versuch, wie bei Punkt 4 bis 6 beschrieben, analog durchgeführt, wobei die 

entsprechende Elektrolytlösung für die einzelnen Metalle verwendet werden muss (AgNO3 / Ag , ZnSO4 / Zn und 

FeSO4 / Fe). 


Fe Ag Zn Cu 

(4) (3) (2) (1) 

Pt _ Anschluss 

3V-Adapter 

+ 230V 

Die gemessenen Standardpotentiale betragen für die Redoxpaare 

(1) Cu / Cu 2+ = + 0,34 V, (2) Zn / Zn 2+ = - 0,76 V, (3) Ag / Ag + = + 0,80 V, (4) Fe / Fe 2- = - 0,44 V 

Berechnung der Massen für die Herstellung von 1 Liter der 1 molaren Lösungen: 

1. Für CuSO4 - Lösung werden 249,50 g CuSO4⋅ 5 H2O benötigt. 

2. Für ZnSO4 - Lösung werden 287,40 g ZnSO4 ⋅ 7 H2O benötigt. 

3. Für AgNO3 - Lösung werden 169,88 g AgNO3 benötigt. 

4. Für FeSO4 - Lösung werden 277,91 g FeSO4 ⋅ 7 H2O benötigt. 

16


Messung der Standardpotentiale einiger Metalle 




Silbernitrat 

Eisen(II)-sulfat-7-hydrat 



22-36/38-50/53 22-60-61 


Elektroden: 

1 Cu, 1 Zn, 1 Ag, 1 Fe, 

1 Pt-Netz 


34-50/53 26-45-60-61 1 Steckernetzgerät 


36/37/38 26 1 3V-Adapter 


Warnhinweis: Bitte beachten: Schwermetallsalze sind giftig ! Salzsäure wirkt ätzend ! 







4. In eine zweite Kammer (gegenüber der Platin-Netzelektrode) wird eine 1 molare CuSO4-Lösung gefüllt und die 

Kupferelektrode eingesetzt. 


den –Pol des 3V-Adapter mit einem Experimentierkabel die Pt-Netzelektrode und an den +Pol die Kupferelektrode 



6. Der 3V-Adapter wird anschließend gegen das Messinstrument ausgetauscht und die Spannung kann abgelesen 

werden. 

7. Mit den anderen Metallen wird der Versuch, wie bei Punkt 4 bis 6 beschrieben, analog durchgeführt, wobei die 

entsprechende Elektrolytlösung für die einzelnen Metalle verwendet werden muss (AgNO3 / Ag , ZnSO4 / Zn und 

FeSO4 / Fe). 



Ergebnisse der Spannungsmessung: 

Cu / Cu 2+ V 

Zn / Zn 2+ V 

Ag / Ag + V 

Fe / Fe 2+ V 

17


Messung der Standardpotentiale einiger Nichtmetalle 




Natriumchlorid --- 

--- Elektroden: 

2 C, 1 Pt-Netz 

Kaliumbromid --- --- 2 Experimentierkabel 

Kaliumiodid --- --- 1 Steckernetzgerät 


36/37/38 26 2 Tropfpipetten 

dest. Wasser --- --- 1 3V-Adapter 

Warnhinweis: Bitte beachten: Salzsäure wirkt ätzend ! 







4. In eine zweite Kammer (gegenüber der Platin-Nertzelektrode) wird eine 1 molare NaCl-Lösung gefüllt und die 

Kohleelektrode in diese Lösung eingesetzt. 


den –Pol des 3V-Adapter mit einem Experimentierkabel die Pt-Netzelektrode und an den +Pol die Kohleelektrode 



6. Der 3V-Adapter wird anschließend gegen das Messinstrument ausgetauscht und die Spannung zwischen Cl - / Cl2 

kann abgelesen werden. 

7. Mit den anderen Nichtmetallen wird der Versuch, wie bei Punkt 4 bis 6 beschrieben, analog durchgeführt, wobei die 

Kohleelektrode nacheinander in eine Kaliumbromid und Kaliumiodidlösung eingetaucht wird und so die Potentiale 

Br - / Br2 und I - / I2 bestimmt werden können. 


C C C 

Pt _ Anschluss 

(3) (2) (1) 

Die gemessenen Standardpotentiale betragen für die Redoxpaare 

(1) Cl - / Cl2 = + 1,35 V, (2) Br - / Br2 = + 1,06 V, (3) I - / I2 = + 0,54 V 

Berechnung der Massen für die Herstellung von 1 Liter der 1 molaren Lösungen: 

1. Für NaCl - Lösung werden 58,44 g NaCl benötigt. 

2. Für KBr - Lösung werden 119,01 g KBr benötigt. 

3. Für KI - Lösung werden 166,00 g KI benötigt. 

18 

3V-Adapter 

+ 230V


Messung der Standardpotentiale einiger Nichtmetalle 




Natriumchlorid --- 


2 C, 1 Pt-Netz 

Kaliumbromid --- --- 2 Experimentierkabel 

Kaliumiodid --- --- 1 Steckernetzgerät 


36/37/38 26 2 Tropfpipetten 

dest. Wasser --- --- 1 3V-Adapter 

Warnhinweis: Bitte beachten: Salzsäure wirkt ätzend ! 


1. Die vorbereiteten 1,0 molaren Elektrolytlösungen den Schülern zur Verfügung stellen. Jeder Schüler 

benötigt maximal 10 ml der entsprechenden Lösungen. 


3. In eine Kammer des Zellblockes wird mittels Tropfpipette die 1 molare Salzsäure eingefüllt und die 

Platin-Netzelektrode in diese Kammer eingesetzt. 

4. In eine zweite Kammer (gegenüber der Platin-Netzelektrode) wird eine 1 molare NaCl-Lösung gefüllt und 

die Kohleelektrode in diese Lösung eingesetzt. 

5. Zur Bildung der Normal-Wasserstoffelektrode wird nun der 3V-Adapter mit dem Steckernetzgerät 

verbunden. An den –Pol des 3V-Adapter mit einem Experimentierkabel die Pt-Netzelektrode und an den 

+Pol die Kohleelektrode anschließen. Das Steckernetzgerät mit 230V verbinden und ca. 30 s das 

Platinnetz elektrolysieren. Am Pt-Netz bildet sich Wasserstoff, welcher das Pt-Netz umgibt. 

6. Der 3V-Adapter wird anschließend gegen das Messinstrument ausgetauscht und die Spannung 

zwischen Cl - / Cl2 kann abgelesen werden. 

7. Mit den anderen Nichtmetallen wird der Versuch, wie bei Punkt 4 bis 6 beschrieben, analog 

durchgeführt, wobei die Kohleelektrode nacheinander in eine Kaliumbromid und Kaliumiodidlösung 

eingetaucht wird und so die Potentiale Br - / Br2 und I - / I2 bestimmt werden können. 




Cl - / Cl2 V 

Br - / Br2 V 

I - / I2 V 

19


Messung der Spannung eines Leclanché-Elementes 




Graphitpulver --- 


1 C, 1 Zn 

Mangan (IV)-oxid 

20/22 25 2 Experimentierkabel 

Ammoniumchlorid 

22-36 22 1 Plastikbecherglas 


Warnhinweis: Vorsicht beim Umgang mit Chemikalien ! 


1. Zum Aufbau des Leclanché-Elementes werden eine 20%ige Ammoniumchloridlösung und eine 

Depolarisierungspaste benötigt. Diese werden den Schülern zur Verfügung gestellt. 


3. In eine Kammer die 20%ige Ammoniumchloridlösung einfüllen und die Zinkelektrode hineinstecken. In die 

gegenüberliegende Kammer die Depolarisierungspaste aus Graphitpulver, Mangan(IV)-oxid (Braunstein) und 

Ammoniumchloridlösung einfüllen und die Kohleelektrode einsetzen. Das Depolarisierungsmittel hat die Aufgabe, 

die Bildung von Wasserstoff an der Kohleelektrode zu verhindern. 

4. Die beiden Elektroden mittels Abgreifklemmen und 2 Experimentierkabeln mit dem Messinstrument verbinden und 

die vom Leclanché-Element abgegebene Spannung messen. 


Batterien sind dort bedeutungsvoll, wo elektrischer Strom nicht vorhanden ist. Batterien sind galvanische Elemente, die chemische 

Energie direkt in elektrische Energie umwandeln können. 

Die Trockenbatterie (Leclanché-Element) ist ein wichtiges wirtschaftlich bedeutsames galvanisches Element. Es liefert eine Spannung 

zwischen 1,3 und 1,4V, was am Messinstrument abgelesen werden kann. 

C 

Zn 

+ + 

- 


Berechnung der Masse von NH4Cl, die zur Herstellung von 1 Liter einer 20%igen Lösung benötigt werden: 

Auf einer Waage das Becherglas auf 0,0 g austarieren. In das Becherglas 200 g NH4Cl geben und danach mit Wasser solange 

auffüllen, bis die Waage eine Masse von 1000 g anzeigt. Damit ist eine 20%ige Lösung hergestellt worden. 

Zur Herstellung der Depolarisierungspaste für ca. 30 Schüler: 

45 g Graphitpulver werden mit 225 g Mangan(IV)-oxid und 225 ml der 20%igen Ammoniumchloridlösung gut vermischt. Die entstehende 

Paste sollte nicht länger als 1 Tag aufbewahrt werden. 

Nach dem Gebrauch dem Entsorgungsbehälter für anorganische Substanzen zuführen. 

20


Messung der Spannung eines Leclanché-Elementes 




Graphitpulver --- 


1 C, 1 Zn 

Mangan(IV)-oxid 

20/22 25 2 Experimentierkabel 

Ammoniumchlorid 

22-36 22 1 Plastikbecherglas 


Warnhinweis: Vorsicht beim Umgang mit Chemikalien ! 


1. Zum Aufbau des Leclanché-Elementes werden eine 20%ige Ammoniumchloridlösung und eine 

Depolarisierungspaste benötigt. Diese werden den Schülern zur Verfügung gestellt. 


3. In eine Kammer die 20%ige Ammoniumchloridlösung einfüllen und die Zinkelektrode hineinstecken. In die 

gegenüberliegende Kammer die Depolarisierungspaste aus Graphitpulver, Mangan(IV)-oxid (Braunstein) und 

Ammoniumchloridlösung einfüllen und die Kohleelektrode einsetzten. Das Depolarisierungsmittel hat die Aufgabe, 

die Bildung von Wasserstoff an der Kohleelektrode zu verhindern. 

4. Die beiden Elektroden mittels Abgreifklemmen und 2 Experimentierkabeln mit dem Messinstrument verbinden und 

die von Leclanché-Element abgegebene Spannung messen. 




Das Leclanché-Element gibt eine Spannung von V ab. 

21


Messung der Spannung bei unterschiedlicher Konzentration der Elektrolytlösungen 




Silbernitrat 

34-50/53 26-45-60-61 Elektroden: 

2 Ag 

dest. Wasser --- --- 2 Experimentierkabel 


Warnhinweis: Vorsicht beim Umgang mit Silbernitrat ! Silbernitrat wirkt ätzend ! 


1. Die Silbernitratlösungen unterschiedlicher Konzentration werden den Schülern zur Verfügung gestellt. 


3. In zwei gegenüberliegende Kammern des Zellblockes wird die 0,1 molare Silbernitratlösung eingefüllt und jeweils 

eine Silberelektrode eingesteckt. 

4. In zwei weitere Kammern wird die 1 molare und 0,01 molare Silbernitratlösung eingefüllt. 

5. Zunächst wird die Spannung des galvanischen Elements Ag / AgNO3 (0,1 mol/l) //Ag / AgNO3 (0,1 mol/l) 

gemessen. Dazu werden die beiden Silberelektroden mit dem Messinstrument verbunden. 

6. Eine Silberelektrode wird nun aus der 0,1 mo/l Silbernitratlösung herausgenommen, gut mit Wasser abgespült und 

in die 1 molare Silbernitratlösung eingesetzt. Die Spannung des galvanischen Elements 

Ag / AgNO3 (0,1 mol/l) // Ag / AgNO3 (1,0 mol/l) kann am Messinstrument abgelesen werden. 

7. Anschließend wird die Silberelektrode aus der 1 molaren Silbernitratlösung herausgenommen, wieder gut mit 

Wasser abgespült und in die 0,01 molaren Silbernitratlösung eingesetzt. Die Spannung des galvanischen Elements 


8. In einem weiteren Versuch wird die Silberelektrode aus der 0,1 molaren Silbernitratlösung herausgenommen, gut 

mit Wasser abgespült und in die 1,0 molaren Silbernitratlösung eingesetzt. Die Spannung des galvanischen 

Elements Ag / AgNO3 (1,0 mol/l) // Ag / AgNO3 (0,01 mol/l) kann am Messinstrument abgelesen werden. 


Galvanisches Element Gemessene Spannung 

Ag / AgNO3 (0,1 mol/l) // Ag / AgNO3 (0,1 mol/l) -- 

Ag / AgNO3 (0,1 mol/l) // Ag / AgNO3 (1,0 mol/l) 0,058 V 



Die Spannungsmessung bei Konzentrationsketten mit gleicher Elektrolytkonzentration ist nicht möglich. Zur Spannungsmessung 

müssen sich die Elektrolytkonzentrationen unterscheiden. Liegt zwischen den Elektrolytkonzentrationen eine Zehnerpotenz 

Unterschied, beträgt die gemessene Spannung 0,058V, dabei ist es gleich, ob zwischen 1,0 mol/l und 0,1 mol/l oder 0,1 mol/l und 0,01 

mol/l gemessen wird. Bei jeder Steigerung der Zehnerpotenz erhöht sich die gemessene Spannung um den Wert 0,058V. Durch die 

Diffusion der konzentrierteren Elektrolytlösung durch das Papierdiaphragma gleichen sich die Konzentrationen in den Halbzellen immer 

mehr an, so dass die Potentialdifferenz mit der Zeit abnimmt. 

In der konzentrierteren Silbernitratlösung werden die Silberionen zu Silber reduziert und in der verdünnteren Silbernitratlösung geht das 

Silber in Lösung, es entstehen Silberionen. Damit ist die Silberelektrode in der konzentrierteren Silbernitratlösung die Kathode (+Pol) 

und die in der verdünnteren Silbernitratlösung die Anode (-Pol). 

1,0 mol/l 0,01mol/l 0,1 mol/l 

+ + 

0,1 mol/l Messinstrument 

Herstellung von 1 Liter der erforderlichen Lösungen: 

1. Zur Herstellung einer 1 molaren AgNO3-Lösung müssen 169,8 g AgNO3 in einem Liter Wasser gelöst werden 

2. Zur Herstellung einer 0,1 molaren AgNO3-Lösung müssen 16,98 g AgNO3 in einem Liter Wasser gelöst werden. 

3. Zur Herstellung einer 0,01 molaren AgNO3-Lösung müssen 1,69 g AgNO3 in einem Liter Wasser gelöst werden. 

22 

-


Messung der Spannung bei unterschiedlicher Konzentration der Elektrolytlösungen 




Silbernitrat 

34-50/53 26-45-60-61 Elektroden: 

2 Ag 





1. Die Silbernitratlösungen unterschiedlicher Konzentration werden den Schülern zur Verfügung gestellt. 


3. In zwei gegenüberliegende Kammern des Zellblockes wird die 0,1 molare Silbernitratlösung eingefüllt und jeweils 

eine Silberelektrode eingesteckt. 

4. In zwei weitere Kammern wird die 1 molare und 0,01 molare Silbernitratlösung eingefüllt. 

5. Zunächst wird die Spannung des galvanischen Elements Ag / AgNO3 (0,1 mol/l) //Ag / AgNO3 (0,1 mol/l) 

gemessen. Dazu werden die beiden Silberelektroden mit dem Messinstrument verbunden. 

6. Eine Silberelektrode wird nun aus der 0,1 mo/l Silbernitratlösung herausgenommen, gut mit Wasser abgespült und 

in die 1 molare Silbernitratlösung eingesetzt. Die Spannung des galvanischen Elements 


7. Anschließend wird die Silberelektrode aus der 1 molaren Silbernitratlösung herausgenommen, wieder gut mit 

Wasser abgespült und in die 0,01 molaren Silbernitratlösung eingesetzt. Die Spannung des galvanischen 


8. In einem weiteren Versuch wird die Silberelektrode aus der 0,1 molaren Silbernitratlösung herausgenommen, gut 

mit Wasser abgespült und in die 1,0 molaren Silbernitratlösung eingesetzt. Die Spannung des galvanischen 





Galvanisches Element Gemessene 

Spannung 

Ag / AgNO3 (0,1 mol/l) // Ag / AgNO3 (0,1 mol/l) 




23


Messung der Spannung bei unterschiedlichen Temperaturen der Elektrolytlösungen 




Silbernitrat 

34-50/53 26-45-60-61 Elektroden: 

2 Ag 


1 Becherglas 

1 Brenner 

1 Thermometer 




1. Die 0,01 molare Silbernitratlösung wird den Schülern zur Verfügung gestellt. 


3. In einem Becherglas ca. 15 ml der 0,01 molaren Silbernitratlösung auf ca. 70 - 80°C erhitzen. 

4. In eine Kammer des Zellblockes die 0,01 molare Silbernitratlösung mit Raumtemperatur und in die dieser Kammer 

gegenüberliegenden die heiße 0,01 molare Silbernitratlösung einfüllen. 

5. In beide Elektrolytlösungen je eine Silberelektrode einstecken, diese mit dem Messinstrument verbinden und die 

Spannung ablesen. 


Im Gegensatz zu der Beobachtung, dass bei gleicher Konzentration keine Spannung gemessen werden kann, beobachtet man hier, 

dass auf Grund der unterschiedlichen Temperaturen der gleich konzentrierten Elektrolytlösungen sehr wohl eine Spannung gemessen 

werden kann. Das bedeutet, dass sich unterschiedliche Temperaturen der Elektrolytlösungen auf das Potential auswirken können 

(theoretisch ca. 2 mV / 10K). Im Versuch wird eine Spannung von etwa 20 mV gemessen, die durch den stattfindenden 

Temperaturausgleich zwischen den Elektrolytlösungen immer mehr absinkt und bei Temperaturausgleich 0 V beträgt. 

Silbernitratlösung mit Raumtemperatur 

+ + 

0,01 mol/l Messinstrument 

0,01 mol/l 

Silbernitratlösung mit 70 - 80° C 

Herstellung von 1 Liter der Elektrolytlösung: 

Zur Herstellung einer 0,01 molaren Silbernitratlösung müssen 1,69 g AgNO3 in einem Liter Wasser gelöst werden. 

24 

-


Messung der Spannung bei unterschiedlichen Temperaturen der Elektrolytlösungen 




Silbernitrat 

34-50/53 26-45-60-61 Elektroden: 

2 Ag 


1 Becherglas 

1 Brenner 

1 Thermometer 




1. Die 0,1 molare Silbernitratlösung wird den Schülern zur Verfügung gestellt. 


3. In einem Becherglas ca. 15 ml der 0,1 molaren Silbernitratlösung auf ca. 70 - 80° C erhitzen. 

4. In eine Kammer des Zellblockes die 0,1 molare Silbernitratlösung mit Raumtemperatur und in die dieser 

Kammer gegenüberliegenden die heiße 0,1 molare Silbernitratlösung einfüllen. 

5. In beide Elektrolytlösungen je eine Silberelektrode einstecken, diese mit dem Messinstrument verbinden und 

die Spannung ablesen. 



Beobachtung während des Versuches: 

25


Aufbau, Laden und Entladen eines Stahlakkumulators 




Kalilauge, ca. 20%ig 

22-35 26-36/37/39-45 Elektroden: 

(≈ 4 molar) 

1 Ni, 1 Fe 



Warnhinweis: Vorsicht beim Umgang mit Kalilauge ! Schutzbrille verwenden ! 


1. Die zum Versuch notwendige Kalilauge in der entsprechenden Konzentration (20%ig) den Schülern zur Verfügung 

stellen. 


3. In je eine gegenüberliegende Kammer der Halbzellen die 20%ige Kalilauge einfüllen. 

4. In eine Kammer eine Eisenelektrode und in die andere Kammer eine Nickelelektrode einsetzen. 

5. Zum Laden den 3V-Adapter anschließen, wobei die Nickelelektrode mit dem +Pol und die Eisenelektrode mit 

dem –Pol verbunden wird. 

6. Nachdem das Steckernetzgerät an den 3V-Adapter angeschlossen worden ist, das Steckernetzgerät mit 230V 

verbinden und den Akkumulator ca. 10 Minuten laden. 

7. Der 3V-Adapter wird gegen das Messinstrument ausgetauscht und die von Akkumulator abgegebene Spannung 

gemessen. 


20%ige Kalilauge 

Fe 

20%ige Kalilauge Ni 

_ Anschluss 

3V-Adapter 

+ 230V 

Die am Messinstrument angezeigte Spannung wird abgelesen und aufgeschrieben. Die unbelastete Klemmenspannung beträgt 

ca. 1,3 V. 

Man kann bei längerem Anschluss des Messinstrumentes beobachten, dass die Spannung sehr schnell abfällt, da die Kapazität dieses 

so genannten Edison-Akkumulators sehr gering ist. 

Am Edison-Akkumulator laufen folgende chemische Prozesse ab: 

Entladen 

2 NiO(OH) + Fe + 2 H2O 2 Ni(OH)2 + Fe(OH)2 

Laden 

26


Aufbau, Laden und Entladen eines Stahlakkumulators 




Kalilauge, ca. 20%ig 

22-35 26-36/37/39-45 Elektroden: 

(≈ 4 molar) 

1 Ni, 1 Fe 



Warnhinweis: Vorsicht beim Umgang mit Kalilauge ! Schutzbrille verwenden ! 


1. Die zum Versuch notwendige Kalilauge in der entsprechenden Konzentration (20%ig) den Schülern zur Verfügung 

stellen. 


3. In je eine gegenüberliegende Kammer der Halbzellen die 20%ige Kalilauge einfüllen. 

4. In eine Kammer eine Eisenelektrode und in die andere Kammer eine Nickelelektrode einsetzen. 

5. Zum Laden den 3V-Adapter anschließen, wobei die Nickelelektrode mit dem +Pol und die Eisenelektrode mit dem 

–Pol verbunden wird. 

6. Nachdem das Steckernetzgerät an den 3V-Adapter angeschlossen worden ist, das Steckernetzgerät mit 230V 

verbinden und den Akkumulator ca. 10 Minuten laden. 

7. Der 3V-Adapter wird gegen das Messinstrument ausgetauscht und die von Akkumulator abgegebene Spannung 

gemessen. 



Beobachtung des Versuches: 

27

Versuch 11 pH-Messung Lehrerblatt 



Pufferlösung 4 oder 7 --- 

--- Messinstrument 

Salzsäure 

Natronlauge 

36/37/38 

Natriumchloridlösung --- 

34 

26 

26-36/37/39-45 

Natriumacetatlösung --- --- 

--- 

Elektroden: 

pH-Einstabmesskette 

Warnhinweis: Vorsicht beim Umgang mit Säuren und Laugen ! Schutzbrille verwenden ! 

Im Elektrochemie-Arbeitskoffer befindet sich zur Messung von pH-Werten eine pH-Einstabmesskette. Das 

Messinstrument mit einer Einpunktkalibrierung zeigt sehr gute Messwerte. Da das Messinstrument 

akkubetrieben ist, kann man pH-Messungen auch außerhalb des Klassenraumes, z.B. an Gewässern, 

problemlos durchführen. 


1. Die pH-Einstabmesskette aus dem Arbeitskoffer entnehmen und mit dem pH-Anschluss auf der Unterseite des 

Messinstrumentes verbinden. 

2. Auf der Vorderseite des Messinstrumentes den Messbereich von galvanischer Messung auf pH-Messung umstellen. 

3. Nun die Einstabmesskette aus der Aufbewahrungsflasche entfernen und mit destilliertem Wasser abwaschen. 

4. Die Einstabmesskette in die Pufferlösung eintauchen, einen Moment warten und am Nullpunktregler solange 

regulieren, bis der Wert der Pufferlösung angezeigt wird. Nun an diesem Drehregler keine Veränderung mehr 

vornehmen. 

5. Nacheinander die Einstabmesskette nun in die vorbereiteten Lösungen eintauchen und die jeweiligen pH-Werte am 

Messinstrument ablesen. Nach jeder Messung die Einstabmesskette gründlich säubern – dabei Vorsicht – den 

Glaskopf nicht beschädigen! 


Um den Grad der Säureeigenschaften oder der alkalischen Eigenschaften von Flüssigkeiten feststellen zu können, bestimmt man den 

pH-Wert. Der pH-Wert kann entweder mit Hilfe von Indikatoren ermittelt werden, dabei ändern sich in einer sauren oder in einer 

basischen Flüssigkeit deren Farbe, oder mit einer Einstabmesskette einer pH-Elektrode, die den pH-Wert sehr genau über ein 

Messinstrument digital anzeigt. Der mit der Einstabmesskette ermittelte pH-Wert ist sehr viel genauer, da er auch Nachkommazahlen 

anzeigt. Verantwortlich für den pH-Wert ist die H3O + -Ionenkonzentration in einer Lösung. 

Die Skale beginnt bei pH 0 und endet bei pH 14. 

pH 0 – 6 = sauer 

pH 7 = neutral 

pH 8 – 14 = basisch 

Versuchsergebnis: 

Je nach der verwendeten Konzentration der zu untersuchenden Lösungen sind auch die ermittelten pH-Werte unterschiedlich. Daher 

können hier keine Ergebnisse der pH-Messung dargestellt werden. Verwenden Sie eine Tabelle und schreiben hier die von den 

Schülern ermittelten pH-Werte der verschiedenen Untersuchungslösungen ein. 

Untersuchungslösung Gemessener pH-Wert 

Salzsäure 

Natronlauge 

Natriumchloridlösung 

Natriumacetatlösung 

28

Versuch 11 pH-Messung Schülerblatt 



Pufferlösung 4 oder 7 --- 

--- Messinstrument 

Salzsäure 

Natronlauge 

36/37/38 

Natriumchloridlösung --- 

34 

26 

26-36/37/39-45 

Natriumacetatlösung --- --- 

--- 

Elektroden: 

pH-Einstabmesskette 

Warnhinweis: Vorsicht beim Umgang mit Säuren und Laugen ! Schutzbrille verwenden ! 

Im Elektrochemie-Arbeitskoffer befindet sich zur Messung von pH-Werten eine pH-Einstabmesskette. Das 

Messinstrument mit einer Einpunktkalibrierung zeigt sehr gute Messwerte. Da das Messinstrument 

akkubetrieben ist, kann man pH-Messungen auch außerhalb des Klassenraumes, z.B. an Gewässern, 

problemlos durchführen. 


1. Die pH-Einstabmesskette aus dem Arbeitskoffer entnehmen und mit dem pH-Anschluss auf der Unterseite des 

Messinstrumentes verbinden. 

2. Auf der Vorderseite des Messinstrumentes den Messbereich von galvanischer Messung auf pH-Messung umstellen. 

3. Nun die Einstabmesskette aus der Aufbewahrungsflasche entfernen und mit destilliertem Wasser abwaschen. 

4. Die Einstabmesskette in die Pufferlösung eintauchen, einen Moment warten und am Nullpunktregler solange 

regulieren, bis der Wert der Pufferlösung angezeigt wird. Nun an diesem Drehregler keine Veränderung mehr 

vornehmen. 

5. Nacheinander die Einstabmesskette nun in die vorbereiteten Lösungen eintauchen und die jeweiligen pH-Werte am 

Messinstrument ablesen. Nach jeder Messung die Einstabmesskette gründlich säubern – dabei Vorsicht – den 

Glaskopf nicht beschädigen! 


Untersuchungslösung gemessener pH-Wert 

Salzsäure 

Natronlauge 

Natriumchloridlösung 

Natriumacetatlösung 

29

Elektrochemische Spannungsreihe 

Zusammenstellung einiger wesentlicher theoretischer Standardpotentiale: 

Reduktionsmittel � Oxidationsmittel + n e - Standardpotential 

( in V ) 

Au � Au + + e - + 1,70 

Au � Au 3+ + 3 e - + 1,42 

Pt � Pt 2+ + 2 e - + 1,20 

Ag � Ag + + e - + 0,81 

Fe � Fe 3+ + e - + 0,77 

Cu � Cu 2+ + 2 e - + 0,34 

Cu + � Cu 2+ + e - + 0,15 

H2 � 2 H + + 2 e - 0,00 

Cu � Cu + + 3 e - - 0,036 

Pb � Pb 2+ + 2 e - - 0,12 

Ni � Ni 2+ + 2 e - - 0,23 

Fe � Fe 2+ + 2 e - - 0,44 

Zn � Zn 2+ + 2 e - - 0,76 

Al � Al 3+ + 3 e - - 1,66 

Mg � Mg 2+ + 2 e - - 2,37 

K � K + + e - - 2,92 

Li � Li + + e - - 3,02 

Zunahme der Stärke des Zunahme der Stärke des 

Oxidationsmittels Reduktionsmittels 

Auf Grund der gemessenen Spannungsdifferenz kann man edlere Metalle von unedleren Metallen unterscheiden. Edle 

Metalle haben positive Potentiale und unedle Metalle negative Potentiale. 

Weist man dem Zink als einem unedlen Metall das Potential 0 zu, so kann man auf Grund der Spannungsdifferenzen 

den edler werdenden Charakter der Metalle in einer Übersicht wie folgt darstellen: 

Zn Fe Pb Ni Cu Ag 

0 0,5 1,0 1,5 

Zunahme des edlen Charakters 

30

Hinweise zum Experimentieren: 

Für die ordnungsgemäße Durchführung der Experimente der Schüler ist der Fachlehrer in jeder 

Weise verantwortlich. Der Lehrer muss sich vor der Durchführung der Experimente mit der 

Handhabung der Geräte und dem Ablauf des Versuches intensiv auseinandersetzen, die Schüler 

auf mögliche Gefahren hinweisen und sie über den Unfallschutz aufklären. 

Deshalb muss sich jede Chemielehrerin und jeder Chemielehrer in allen Fragen der 

Sicherheitsbestimmungen, der Unfallverhütung und des Unfallschutzes kundig machen und ist 

verpflichtet, diese einzuhalten. 

Die Sicherheitsbestimmungen und das Handhaben von Chemikalien sind im Chemikaliengesetz 

(ChemG), in der Gefahrstoffverordnung (GefStoffV), in den Technischen Regeln Gefahrstoffe 

(TRGS) 450 und in anderweitigen Erlassen und Richtlinien der einzelnen Bundesländer für die 

jeweilige Schule verbindlich geregelt. 

Entsorgungshinweise: 

Alle Geräte und Elektroden sind nach dem Ende der Versuche möglichst umgehend zu reinigen 

und zu trocknen, um eine sichere Funktion weiterhin gewährleisten zu können. 

Reste und Abfälle bitte umweltbewusst entsorgen. 

Verwendeten Chemikalien, die nicht wieder rückgewonnen werden können und damit vernichtet 

werden müssen, sind in gesonderten Behältern aufzubewahren und danach der fachgerechten 

Entsorgung zuzuführen. 

Abfallarten: 

1. Anorganische Säuren 

Entsorgung: Im Sammelbehälter für Säuren und Laugen 

2. Laugen 

Entsorgung: Im Sammelbehälter für Säuren und Laugen 

3. Anorganische Salze 

Entsorgung: Im Sammelbehälter für anorganische Salze 

4. Schwermetallsalze 

Entsorgung: Mit dem Entsorger die Entsorgung abstimmen. 

Die Entsorgung der Stoffe immer mit dem Entsorger abstimmen, gegebenenfalls nach 

Absprache mit etwas Wasser auflösen, um eine Phlegmatisierung herbeizuführen. 

31

Literatur: 

F. Bukatsch / W. Glöckner Experimentelle Schulchemie; Band 4 /I, Aulis Verlag Köln, 1972 

B. Galda Einführung in die Galvanotechnik; Eugen G. Leuze Verlag, Saulgau/Württ., 

1986 

R. Stein Einführung in die Elektrochemie; Lehrmittelbau Maey, Bonn, 1978 

R. Stein Redoxreaktionen und Elektrochemie; Klett Verlag, Stuttgart, 1984 

3B Scientific GmbH • Rudorffweg 8 • 21031 Hamburg • Deutschland • www.3bscientific.com • 

Technische Änderungen vorbehalten 

32

3B SCIENTIFIC ® PHYSICS 

ELECTROCHEMISTRY 


ALF 05/04 

Practical experiments 

for secondary levels I and II 

... going one step further

Contents 

Preface 4 

Contents of the Electrochemistry case 5 

Assembly and cleaning of the battery block 6 

Description of the meter 7 

Measuring the voltage of galvanic cells - teacher's instructions 8 

Measuring the voltage of galvanic cells - student instructions 9 

Measuring the voltage of a Daniell cell - teacher's instructions 10 

Measuring the voltage of a Daniell cell - student instructions 11 

Measuring the voltage of three Daniell cells connected in parallel - teacher's instructions 12 

Measuring the voltage of three Daniell cells connected in parallel - student instructions 13 

Measuring the voltage of three Daniell cells connected in series - teacher's instructions 14 

Measuring the voltage of three Daniell cells connected in series - student instructions 15 

Measuring the standard electrochemical potential of various metals - teacher's instructions 16 

Measuring the standard electrochemical potential of various metals - student instructions 17 

Measuring the standard electrochemical potential of various non-metals - teacher's instructions 18 

Measuring the standard electrochemical potential of various non-metals - student instructions 19 

Measuring the voltage of a zinc-carbon (Leclanché) cell - teacher's instructions 20 

Measuring the voltage of a zinc-carbon (Leclanché) cell - student instructions 21 

Measuring the voltage for various electrolyte concentrations - teacher's instructions 22 

Measuring the voltage for various electrolyte concentrations - student instructions 23 

Measuring the voltage for various electrolyte temperatures - teacher's instructions 24 

Measuring the voltage for various electrolyte temperatures - student instructions 25 

Design, charging and discharging of a steel accumulator - teacher's instructions 26 

Design, charging and discharging of a steel accumulator - student instructions 27 

Experiment - measuring pH - teacher's instructions 28 

Experiment - measuring pH - student instructions 29 

Standard electrochemical potential series 30 

Notes on performing experiments and disposing of materials 31 

Bibliography 32 

3 

Page

Preface 

The electrochemistry case is a teaching aid exclusively designed for chemistry and physics 

experiments in schools. 

The fact that students can perform experiments themselves deepens their understanding of the 

subjects being treated. The experiments should be performed in small groups of not more than two 

or three students. Thus the teacher is only required to supervise and may also give suitable advice 

on specific questions that students are unable to answer themselves. Careful organization of 

workgroups can therefore add to the achievement, understanding and enjoyment of all students. 

The accompanying literature reduces to a minimum the teacher's preparation time, which may for 

school experiments in particular be quite lengthy. With each experiment there are instructions for 

both teacher and students. The teacher's instructions include descriptions of all the facts required 

for the conduct of the experiment. The expected results for each experiment can be found in the 

teacher's instructions. (These may differ slightly from the theoretical results given in text books.) 

The teacher is also given instructions on how to prepare suitable electrolyte solutions. 

The student instructions can be copied by the teacher and distributed to the students. This means 

that there is no need to go to the extra lengths of writing down an experiment procedure, freeing 

the student to concentrate on the essentials of the experiments themselves. 

To ensure safety, German R (Risk) and S (Safety) phrases and hazard symbols are included for all 

chemicals used. 

At the end of the instructions, notes can be found on the disposal of chemicals. In order to prevent 

wastage on chemicals, we recommend that once an experiment is finished, the electrolyte 

solutions that have been used should be removed from the chambers of the trough using the 

supplied pipette and stored in a labelled container for use in subsequent experiments. This also 

makes a contribution to the environment. 

We would be grateful for comments and modifications (or notification of any errors) pertaining to 

the experiments. Please contact your supplier for the Electrochemistry case. 

We wish you success in carrying out the experiments. 

4

Contents of the Electrochemistry case 

1 Meter for electrochemical and pH experiments, 

powered by battery or mains power supply. 

1 3V adapter for electrolyzing platinum gauze electrode 

1 Mains power supply prim: 115..240VAC , 50-60Hz sec: 12V–500mA 

1 Combined probe for measuring pH, electrode in storage vessel 

2 Plastic beakers 25 ml 

2 Pipettes 

1 Storage box with: 

2 silver electrodes, 4 zinc electrodes, 2 iron electrodes, 2 carbon electrodes, 

2 aluminum electrodes, 2 nickel electrodes, 4 copper electrodes, 1 magnesium electrode 

(magnesium strip to wrap around a plastic plate), 1 platinum gauze electrode 

2 half cells for 4 electrodes each, 1 set of filter paper strips, 

1 set of cables for electrochemistry (consisting of: 3 cables with crocodile clips, red, 

each 20 cm long, 

1 cable with crocodile clip and plug, red, 30 cm long, 3 cables with crocodile clips, blue, 

each 20 cm long, 1 cable with crocodile clip and plug, blue, 30 cm long), 

1 emery stone 

1 set of instructions for experiments 

5

Assembly and cleaning of the battery block 

The battery block is supplied fully assembled and can be used for experiments immediately. It is 

stored in the storage box inside the case. 

If the battery block is used, it must be disassembled after the experiment is finished by undoing the 

knurled screws to completely separate the two half cells so that the electrolyte can be sucked out 

and the electrolytes removed. After removing the filter paper, the two half cells should be rinsed out 

with water and then thoroughly dried. 

Reassemble the battery block for use in subsequent experiments. This involves placing one of the 

supplied filter paper strips flush between the two half cells. When this is done, first one and then 

the second knurled screw should be poked through the filter paper and the two half cells should 

then be screwed firmly together. (Note: The four openings on the inside must all face the filter 

paper (as in the illustration). 

The 8 chambers are electrically connected via the filter paper, which becomes wet when the 

chambers are filled with electrolyte. 

Please take care: 

After the set is used, all the components employed must be thoroughly cleaned and dried. 

Remove the filter paper between the battery blocks and dry both the knurled screws. 

The electrodes used should be cleaned under running water and dried in order to avoid corrosion. 

It is recommended that the electrodes be rubbed with the emery stone after use in order to 

thoroughly remove any chemical residues that may have been deposited. 

If you follow these instructions, you should get plenty of enjoyment from your case. 

6

Meter 

Front 

Range display/ 

battery charge ――――――> 

7 

 

Rear 

Mains power supply socket ―> 

Experiment 1 - Measuring voltage Teacher's instructions 

Measuring the voltage of galvanic cells - teacher's instructions 

Chemicals Hazard 

symbols 

Copper (II)-sulfate-(5 H2O) 

Zinc sulfate-(7H2O) 

Silver nitrate 

Iron (II)-sulfate-(7 H2O) 

R phrases S phrases Equipment 

22-36/38-50/53 22-60-61 Meter 

36/38-50/53 22-25-60-61 Electrodes: 

1 Cu, 1 Zn,1 Ag, 1 Fe, 1 Ni 

34-50/53 26-45-60-61 2 Experiment cables 

22-36/38 24/25 2 Pipettes 

Nickel sulfate-(6H2O) 

22-40-42/43- 22-36/37-60- 

50/53 

61 

Distilled water --- --- 

Warning: Please take care: Salts of heavy metals are poisonous! 

Experiment procedure: 

1. The prepared 1.0 and 0.1 molar electrolyte solutions should be given to the students. Students require no more than 

10 ml of the relevant solution each. 

2. Assemble the battery block as described. 

3. Fill the chambers with electrolyte using the pipette (included in the case) and insert the appropriate electrodes. 

Clean the pipette thoroughly before using it add the next electrolyte. 

4. After the chambers (at least 2, at most 8) have been prepared for the experiment as described, start measuring 

voltages. In this experiment, each of 5 chambers is filled with a separate electrolyte and 

the corresponding electrode is inserted to make up a galvanic cell: 


5. To measure voltage, two experiment cables (red/blue with 2mm plugs - included in case) should be connected to the 

voltmeter. The connection between the two electrodes and the meter is made by means of crocodile clips. 

6. The voltage produced by the galvanic cell can be read off the meter. If a negative voltage is displayed, reverse the 

polarity of the two electrodes. 

Observation and evaluation: 

In galvanic cells, the less electropositive metal always forms the negative pole. 

Electrons always flow from negative to positive poles, i.e. for a zinc/copper combination, they flow from the zinc to the copper and in a 

copper/silver combination, they flow from copper to silver. 

The combinations involving zinc always have zinc as the negative pole and those involving silver always have silver as the positive pole 

of the galvanic element. An electrochemical potential series for these metals thus has the following order: 


Which of the electrodes forms the negative pole can be determined by reversing the polarity. 

Galvanic cell Voltage (V) 

Voltage (V) 

Electrolyte 1.0 mol/l Electrolyte 0.1 mol/l 

Cu / Zn 1.086 approx. 1.086 approx. 

Cu / Ag 0.383 approx. 0.383 approx. 

Cu / Fe 0.670 approx. 0.670 approx. 

Cu / Ni 0.044 approx. 0.044 approx. 

Zn / Ag 1.416 approx. 1.416 approx. 

Zn / Fe 0.378 approx. 0.378 approx. 

Zn / Ni 1.095 approx. 1.095 approx. 

Fe / Ag 1.089 approx. 1.089 approx. 

Fe / Ni 0.700 approx. 0.700 approx. 

Ag / Ni 0.290 approx. 0.290 approx. 

Calculation of masses required to prepare a 0.1 molar solution: 

The electrolyte solutions should be made up by the teacher in sufficient quantities (usually 1 liter suffices) in advance of the lesson. 

1. 1 liter of 1.0 molar CuSO4 solution: Add water to 249.50 g CuSO4 (5 H2O) up to 1 liter in a measuring flask. 

2. 1 liter of 1.0 molar ZnSO4 solution: Add water to 287.40 g ZnSO4 (7 H2O) up to 1 liter in a measuring flask. 

3. 1 liter of 1.0 molar AgNO3 solution: Add water to 169.88 g AgNO3 up to 1 liter in a measuring flask. 

4. 1 liter of 1.0 molar FeSO4 solution: Add water to 277.90 g FeSO4 (7 H2O) up to 1 liter in a measuring flask. 

5. 1 liter of 1.0 molar NiSO4 solution: Add water to 262.70 g NiSO4 (6 H2O) up to 1 liter in a measuring flask. 

To make up a 0.1 molar solution, simply use 1/10 of the quantities given above (for making a 1.0 molar solution) 

and add water up to 1 liter in a measuring flask. 

8

Experiment 1 - Measuring voltage Student instructions 

Measuring the voltage of galvanic cells 


symbols 





Nickel sulfate-(6H2O) 

Distilled water 


22-36/38-50/53 22-60-61 Meter 

36/38-50/53 22-25-60-61 Electrodes: 

1 Cu, 1 Zn,1 Ag, 1 Fe, 1 Ni 

34-50/53 26-45-60-61 2 Experiment cables 

22-36/38 24/25 2 Pipettes 

22-40-42/43- 

50/53 


--- 

9 

22-36/37-60- 

61 


1. The prepared 1.0 and 0.1 molar electrolyte solutions should be given to the students. Students require no more than 

10 ml of the relevant solution each. 


3. Fill the chambers with electrolyte using the pipette (included in the case) and insert the appropriate electrodes. 

Clean the pipette thoroughly before using it add the next electrolyte. 

4. After the chambers (at least 2, at most 8) have been prepared for the experiment as described, start measuring 

voltages. 

In this experiment, each of 5 chambers is filled with a separate electrolyte and 

the relevant electrodes are added to form a galvanic cell 


5. To measure voltage, two experiment cables (red/blue with 2mm plugs - included in case) should be connected to the 

voltmeter. The connection between the two electrodes and the meter is made by means of crocodile clips. 

6. The voltage produced by the galvanic cell can be read off the meter. If a negative voltage is displayed, reverse the 

polarity of the two electrodes. 


Enter the results of the experiment in the following table and evaluate them. 

Galvanic cell Voltage (V) 

Electrolyte 1.0 mol/l 

Cu / Zn 

Cu / Ag 

Cu / Fe 

Cu / Ni 

Zn / Ag 

Zn / Fe 

Zn / Ni 

Fe / Ag 

Fe / Ni 

Ag / Ni 

--- 

Voltage (V) 

Electrolyte 0.1 mol/l


Measuring the voltage of a Daniell cell 


symbols 




22-36/38-50/53 22-60-61 

Meter 

Electrodes: 

1 Cu, 1 Zn 

36/38-50/53 22-25-60-61 2 Experiment cables 

Distilled water --- --- 2 Pipettes 



1. The prepared 0.1 molar electrolyte solutions should be given to the students. Students require no more than 10 ml of 

the relevant solution each. 


3. Fill one chamber each with electrolyte using the pipette (included in the case). Clean the pipette thoroughly before 

using it add the next electrolyte. 

4. Insert the appropriate electrodes into the electrolyte solutions, CuSO4 / Cu and ZnSO4 / Zn. 

5. After the chambers have been prepared for the experiment as described, connect the experiment cables to the 

meter and start measuring voltages. If a negative voltage is displayed, reverse the polarity of the two electrode 

connections. 

6. The experiment can also be repeated using 1.0 molar copper sulfate and zinc sulfate solutions. 


Sketch of experiment set-up: 





10 

Cu 

Zn 

+ + 

- 

Meter 




When the meter is connected to the Daniell cell with Cu / CuSO4 or Zn / ZnSO4 the measured voltage should theoretically be 1.08 V for 

an electrolyte concentration of 0.1 mol/l. The result of the actual measurement is usually slightly less than the theoretical value at 

1.06 V. 

If a 1.0 molar solution is used in the Daniell cell, the measured voltage should still be 1.06 V.


Measuring the voltage of a Daniell cell 


symbols 




22-36/38-50/53 22-60-61 

Meter 

Electrodes: 

1 Cu, 1 Zn 








3. Fill one chamber each with electrolyte using the pipette (included in the case). Clean the pipette thoroughly before 

using it add the next electrolyte. 

4. Insert the appropriate electrodes into the electrolyte solutions, CuSO4 / Cu and ZnSO4 / Zn. 

5. After the chambers have been prepared for the experiment as described, connect the experiment cables to the 

meter and start measuring voltages. If a negative voltage is displayed, reverse the polarity of the two electrode 

connections. 

6. The experiment can also be repeated using 1.0 molar copper sulfate and zinc sulfate solutions. 



Results of voltage measurement: 

1. Daniell cell with 1.0 molar solutions CuSO4 / Cu and ZnSO4 / Zn: 

2. Daniell cell with 0.1 molar solutions CuSO4 / Cu and ZnSO4 / Zn: 

11 

V 

V


Measuring the voltage of three Daniell cells connected in parallel 


symbols 




22-36/38-50/53 22-60-61 

Meter 

Electrodes: 

3 Cu, 3 Zn 








3. Fill three chambers on one side of the battery block with 0.1 molar CuSO4 solution then insert the copper electrodes. 

4. Now fill three chambers on the other side of the battery block with 0.1 molar ZnSO4 solution then insert the zinc 

electrodes. 

5. Connect the copper electrodes together using experiment cables with crocodile clips and then connect the last one 

to the meter. 

6. As described in step 5, connect the zinc electrodes together then connect them to the meter. 

7. Read off the voltage from the meter. 

(If a negative value is displayed on the meter, reverse the polarities of the cables to the meter.) 



In the parallel circuit, the measured voltage with three electrodes connected together should be V= 1.06 V approx. It can be seen that 

connecting the electrodes in parallel does not lead to any increase in the voltage. What does increase in this case is the current as can 

be measured using a multimeter. 





12 

Cu 

Zn 

+ + 

- 

Meter


Measuring the voltage of three Daniell cells connected in parallel 


symbols 




22-36/38-50/53 22-60-61 

Meter 

Electrodes: 

3 Cu, 3 Zn 










electrodes. 

5. Connect the copper electrodes together using experiment cables with crocodile clips and then connect the last one 

to the meter. 

6. As described in step 5, connect the zinc electrodes together then connect them to the meter. 






13


Measuring the voltage of three Daniell cells connected in series 


symbols 




22-36/38-50/53 22-60-61 

Meter 

Electrodes: 

3 Cu, 3 Zn 










electrodes. 

5. Connect two copper electrodes to two zinc electrodes using experiment cables with crocodile clips and then connect 

the last copper and the last zinc electrode to the meter. 





In the series circuit, the measured voltage with three electrodes connected together should be V= 3.18 V approx. It can be seen that 

connecting the electrodes in series leads to an increase in voltage proportional to the number of cells connected. The current that flows 

in this case is no higher than for the basic arrangement. 

If a higher voltage is required, this can only be achieved by connecting cells in series. 





14 

Cu 

Zn 

+ + 

- 

Meter


Measuring the voltage of three Daniell cells connected in series 


symbols 




22-36/38-50/53 22-60-61 

Meter 

Electrodes: 

3 Cu, 3 Zn 










electrodes. 

5. Connect two copper electrodes to two zinc electrodes using experiment cables with crocodile clips and then connect 

the last copper and the last zinc electrode to the meter. 






15


Measuring the standard potential of various metals 


symbols 





Hydrochloric acid 1 mol/l 


22-36/38-50/53 22-60-61 

Meter 

Electrodes: 

1 Cu, 1 Zn, 1 Ag, 1 Fe, 

1 platinum gauze 


34-50/53 26-45-60-61 1 Mains power supply 

22-36/38 24/25 2 Pipettes 

36/37/38 26 1 3V adapter 


Warning: Please take care: Salts of heavy metals are poisonous! Hydrochloric acid is corrosive! 





3. Add the 1 molar hydrochloric acid to one chamber of the battery block using the pipette and insert the platinum 

gauze electrode into this cell. 

4. Add a 1 molar CuSO4 solution to a second chamber (opposite the platinum gauze electrode) and insert a copper 

electrode. 

5. To form a normalized hydrogen electrode, a 3V adapter is connected to the power supply. Connect the negative 

pole of the 3V adapter to the platinum gauze electrode and the positive pole to the copper electrode using 

experiment cables. Connect the power supply to the 230 V mains and electrolyze the platinum gauze for about 30 

seconds. Hydrogen forms at the platinum gauze and completely surrounds the gauze. 

6. The 3V adapter is then replaced by the meter and the voltage can then be read off. 

7. Proceed as in steps 4 to 6 with each of the other metals using the corresponding electrolyte for each metal (AgNO3 / 

Ag , ZnSO4 / Zn and FeSO4 / Fe). 


Fe Ag Zn Cu 

(4) (3) (2) (1) 

Pt _ connection 

16 

3V adapter 

+ 230V 

For each redox pair, the standard electrochemical potentials as measured should be: 

(1) Cu / Cu 2+ = + 0.34 V, (2) Zn / Zn 2+ = - 0.76 V, (3) Ag / Ag + = + 0.80 V, (4) Fe / Fe 2- = - 0.44 V 

Calculation of masses required to prepare 1 liter of a 1 molar solution: 

1. For a CuSO4 solution 249.50 g of CuSO4⋅ 5 H2O is needed. 

2. For a ZnSO4 solution 287.40 g of ZnSO4⋅ 7 H2O is needed. 

3. For a AgNO3 solution 169.88 g of AgNO3 is needed. 

4. For an FeSO4 solution 277.91 g of FeSO4⋅ 7 H2O is needed.


Measuring the standard potential of various metals 


symbols 







22-36/38-50/53 22-60-61 

Meter 

Electrodes: 

1 Cu, 1 Zn, 1 Ag, 1 Fe, 

1 platinum gauze 


34-50/53 26-45-60-61 1 Mains power supply 

22-36/38 24/25 2 Pipettes 

36/37/38 26 1 3V adapter 


Warning: Please take care: Salts of heavy metals are poisonous! Hydrochloric acid is corrosive! 







4. Add a 1 molar CuSO4 solution to a second chamber (opposite the platinum gauze electrode) and insert a copper 

electrode. 


pole of the 3V adapter to the platinum gauze electrode and the positive pole to the copper electrode using 



6. The 3V adapter is then replaced by the meter and the voltage can then be read off. 

7. Proceed as in steps 4 to 6 with each of the other metals using the corresponding electrolyte for each metal (AgNO3 / 

Ag , ZnSO4 / Zn and FeSO4 / Fe). 



Result of voltage measurement: 

Cu / Cu 2+ V 

Zn / Zn 2+ V 

Ag / Ag + V 

Fe / Fe 2+ V 

17


Measuring the standard electrochemical potentials of various non-metals 


symbols 


Meter 

Sodium chloride --- 

--- Electrodes: 

2 C, 1 Pt gauze 

Potassium bromide --- --- 2 Experiment cables 

Sodium iodide --- --- 1 Mains power supply 


36/37/38 26 2 Pipettes 

Distilled water --- --- 1 3V adapter 

Warning: Please take care: Hydrochloric acid is corrosive! 







4. Add a 1 molar NaCl solution to a second chamber (opposite the platinum gauze electrode) and insert a carbon 

electrode. 


pole of the 3V adapter to the platinum gauze electrode and the positive pole to the carbon electrode using 



6. The 3V adapter is then replaced by the meter and the Cl - / Cl2 voltage can then be read off. 

7. Proceed as in steps 4 to 6 with each of the other non metals dipping the carbon electrode into potassium bromide 

and potassium iodide solutions one after the other to determine the electrochemical potentials of Br - / Br2 and I - / I2 . 


C C C 

Pt _ connection 

(3) (2) (1) 

For each redox pair, the standard electrochemical potentials as measured should be: 

(1) Cl - / Cl2 = + 1.35 V, (2) Br - / Br2 = + 1.06 V, (3) I - / I2 = + 0.54 V 

Calculation of masses required to prepare 1 liter of a 1 molar solution: 

1. For an NaCl solution 58.44 g of NaCl is needed. 

2. For a KBr solution 119.01 g of KBr is needed. 

3. For a KI solution 166.00 g of KI is needed. 

18 

3V adapter 

+ 230V


Measuring the standard electrochemical potentials of various non-metals 


symbols 


Meter 

Sodium chloride --- 


2 C, 1 Pt gauze 

Potassium bromide --- --- 2 Experiment cables 

Sodium iodide --- --- 1 Mains power supply 


36/37/38 26 2 Pipettes 

Distilled water --- --- 1 3V adapter 

Warning: Please take care: Hydrochloric acid is corrosive! 


1. The prepared 1.0 molar electrolyte solutions should be given to the students. Students require no more 

than 10 ml of the relevant solution each. 


3. Add the 1 molar hydrochloric acid to one chamber of the battery block using the pipette and insert the 

platinum gauze electrode into this cell. 

4. Add a 1 molar NaCl solution to a second chamber (opposite the platinum gauze electrode) and insert a 

carbon electrode. 

5. To form a normalized hydrogen electrode, a 3V adapter is connected to the power supply. Connect the 

negative pole of the 3V adapter to the platinum gauze electrode and the positive pole to the carbon 

electrode using experiment cables. Connect the power supply to the 230 V mains and electrolyze the 

platinum gauze for about 30 seconds. Hydrogen forms at the platinum gauze and completely surrounds 

the gauze. 

6. The 3V adapter is then replaced by the meter and the Cl - / Cl2 voltage can then be read off. 

7. Proceed as in steps 4 to 6 with each of the other non metals dipping the carbon electrode into potassium 

bromide and potassium iodide one after the other to determine the electrochemical potentials of Br - / Br2 

and I - / I2 . 




Cl - / Cl2 V 

Br - / Br2 V 

I - / I2 V 

19


Measuring the voltage of a zinc-carbon (Leclanché) cell 


symbols 


Meter 

Graphite powder --- 


1 C, 1 Zn 

Manganese (IV) oxide 

20/22 25 2 Experiment cables 

Ammonium chloride 

22-36 22 1 Plastic beaker 


Warning: Be careful when handling chemicals! 


1. To assemble a zinc-carbon or Leclanché cell a 20% ammonium chloride solution and some depolarizing paste are 

required. These should be given to the students. 


3. Fill one chamber each with 20% ammonium chloride solution and insert the zinc electrode. Fill the chamber opposite 

with a depolarizing paste consisting of graphite powder, manganese (IV) oxide (battery manganese) and ammonium 

chloride solution and insert the carbon electrode. The depolarizing paste is there to prevent hydrogen forming at the 


4. Connect the two electrodes to the meter using 2 experiment cables with crocodile clips and measure the voltage 

generated by the Leclanché cell. 


Batteries are important where there is no electric current. Batteries are galvanic cells that can convert chemical energy directly into 

electrical energy. 

The dry cell (Leclanché cell) is an economically important type of galvanic cell. It supplies a voltage of between 1.3 and 1.4 V, as can be 

read from the meter. 

Calculation of the mass of NH4Cl required to prepare 1 liter of a 20% solution: 

Put the beaker on a set of scales and adjust the scales to show 0.0 g. Fill the beaker with 200 g of NH4Cl then add water until the scales 

display a mass 1000 g . This makes up a 20% solution. 

To make depolarizing paste for about 30 students: 

45g of graphite powder should be well mixed with 225 g of manganese (IV) oxide and 225 ml of 20% ammonium chloride solution. The 

resulting paste should not be stored for more than 1 day. 

After use, the paste should be disposed of in the container for inorganic substances. 

20 

C 

Zn 

+ + 

- 

Meter


Measuring the voltage of a zinc-carbon (Leclanché) cell 


symbols 


Meter 

Graphite powder --- 


1 C, 1 Zn 

Manganese (IV) oxide 

20/22 25 2 Experiment cables 

Ammonium chloride 

22-36 22 1 Plastic beaker 


Warning: Be careful when handling chemicals! 


1. To assemble a zinc-carbon or Leclanché cell a 20% ammonium chloride solution and some depolarizing paste are 

required. These should be given to the students. 


3. Fill one chamber each with 20% ammonium chloride solution and insert the zinc electrode. Fill the chamber opposite 

with a depolarizing paste consisting of graphite powder, manganese (IV) oxide (battery manganese) and ammonium 

chloride solution and insert the carbon electrode. The depolarizing paste is there to prevent hydrogen forming at the 


4. Connect the two electrodes to the meter using 2 experiment cables with crocodile clips and measure the voltage 

generated by the Leclanché cell. 




The Leclanché cell supplies a voltage of V. 

21


Measuring the voltage for various electrolyte concentrations 


symbols 


Meter 


34-50/53 26-45-60-61 Electrodes: 

2 Ag 

Distilled water --- --- 2 Experiment cables 

Warning: Be careful when handling silver nitrate! Silver nitrate is corrosive! 

22 

2 Pipettes 


1. Silver nitrate solutions of various concentrations should be given to the students. 


3. Fill two chambers located opposite one another in the battery block with 0.1 molar silver nitrate solution and insert a 

silver electrode into both of them. 

4. Fill two more chambers with 1 molar and 0.01 molar silver nitrate solution. 

5. First measure the voltage for the Ag / AgNO3 (0.1 mol/l) //Ag / AgNO3 (0.1 mol/l) cell. Both silver electrodes should 

be connected to the meter. 

6. Remove one silver electrode from the 0.1 molar silver nitrate solution, rinse thoroughly with water and insert into the 

1 molar silver nitrate solution. The voltage produced by the 

Ag / AgNO3 (0.1 mol/l) //Ag / AgNO3 (1.0 mol/l) cell can now be read off from the meter. 

7. Next remove the silver electrode from the 1 molar silver nitrate solution, rinse thoroughly with water again and insert 

into the 0.01 molar silver nitrate solution. The voltage from the Ag / AgNO3 (0.1 mol/l) //Ag / AgNO3 (0.01 mol/l) cell 

can now be read off from the meter. 

8. For the next experiment remove the silver electrode from the 0.1 molar silver nitrate solution, rinse thoroughly with 

water and insert into the 1.0 molar silver nitrate solution. The voltage from the Ag / AgNO3 (1.0 mol/l) //Ag / AgNO3 

(0.01 mol/l) cell can now be read off from the meter. 


Galvanic cell Measured voltage (V) 


Ag / AgNO3 (0,1 mol/l) // Ag / AgNO3 (1.0 mol/l) 0.058 V 

Ag / AgNO3 (0,1 mol/l) // Ag / AgNO3 (0.01 mol/l) 0.058 V 

Ag / AgNO3 (1,0 mol/l) // Ag / AgNO3 (0,01 mol/l) 0.116 V 

Measuring a voltage from chains of electrolyte of equal concentration is impossible. To measure a voltage the electrolyte concentrations 

have to be different. If the electrolyte concentrations differ by a factor of 10, the voltage measured is 0.058 V, regardless of whether 

measurement is made between 1.0 mol/l and 0.1 mol/l or 0,1 mol/l and 0.01 mol/l concentrations. Each further increase by a factor of 10 

increases the measured voltage by another 0.058 V. Due to the diffusion of the more concentrated electrolyte solution through the paper 

diaphragm, the concentrations in the two half cells tend to become more equal so that the potential difference decreases over time. 

In the more concentrated silver nitrate solution, silver ions are reduced to silver and in the more dilute solution the silver goes into 

solution creating silver ions.. This means that the silver electrode in the more concentrated solution is the cathode (+ pole) and the one 

in the more dilute solution is the anode (- pole). 

1.0 mol/l 0.01 mol/l 0.1 mol/l 

+ + 

0,1 mol/l Meter 

To make 1 liter of the required solutions: 

1. To make a 1 molar solution of AgNO3 solution, 169.8 g of AgNO3 should be dissolved in a liter of water. 

2. To make a 0.1 molar solution of AgNO3 solution, 16.98 g of AgNO3 should be dissolved in a liter of water. 

3. To make a 0.01 molar solution of AgNO3 solution, 1.69 g of AgNO3 should be dissolved in a liter of water. 

-


Measuring the voltage for various electrolyte concentrations 


symbols 


Meter 


34-50/53 26-45-60-61 Electrodes: 

2 Ag 



23 

2 Pipettes 


1. Silver nitrate solutions of various concentrations should be given to the students. 


3. Fill two chambers located opposite one another in the battery block with 0.1 molar silver nitrate solution and insert a 

silver electrode into both of them. 

4. Fill two more chambers with 1 molar and 0.01 molar silver nitrate solution. 

5. First measure the voltage for the Ag / AgNO3 (0.1 mol/l) //Ag / AgNO3 (0.1 mol/l) cell. Both silver electrodes should 

be connected to the meter. 

6. Remove one silver electrode from the 0.1 molar silver nitrate solution, rinse thoroughly with water and insert into the 

1 molar silver nitrate solution. The voltage produced by the 


7. Next remove the silver electrode from the 1 molar silver nitrate solution, rinse thoroughly with water again 

and insert into the 0.01 molar silver nitrate solution. The voltage produced by the 


8. For the next experiment remove the silver electrode from the 0.1 molar silver nitrate solution, rinse thoroughly with 

water and insert into the 1.0 molar silver nitrate solution. The voltage from the Ag / AgNO3 (1.0 mol/l) //Ag / AgNO3 

(0.01 mol/l) cell can now be read off from the meter. 




Galvanic cell Measured 

voltage (V) 

Ag / AgNO3 (0.1 mol/l) // Ag / AgNO3 (0,1 mol/l) 

Ag / AgNO3 (0.1 mol/l) // Ag / AgNO3 (1.0 mol/l) 

Ag / AgNO3 (0.1 mol/l) // Ag / AgNO3 (0.01 mol/l) 

Ag / AgNO3 (0.1 mol/l) // Ag / AgNO3 (1.0 mol/l)


Measuring the voltage for various electrolyte temperatures 


symbols 


Meter 


34-50/53 26-45-60-61 Electrodes: 

2 Ag 



24 

1 Beaker 

1 Bunsen burner 

1 Thermometer 

2 Pipettes 


1. The 0.01 molar silver nitrate solution should be given to the students. 


3. Put about 15 ml of 0.01 molar silver nitrate solution in a beaker and heat it to about 70-80°C . 

4. Fill one chamber of the battery block with 0.01 molar silver nitrate at room temperature and put the hot 0.01 molar 

silver nitrate solution into the chamber opposite. 

5. Insert one silver electrode into both electrolyte solutions, connect the electrodes to the meter and read off the 

voltage. 


By contrast with the previous observation that no voltage can be measured between electrolytes of the same concentration, it can be 

observed here that a voltage is indeed measured if the equally concentrated electrolytes are at different temperatures. This means that 

differences in temperature between electrolyte solutions can have an effect on the resulting potential (theoretically about 2 mV/10K). In 

the experiment a voltage of about 20 mV is measured. This gradually decreases as the temperatures of the two electrolyte solutions 

converge. When the temperatures are equal, the measured voltage is 0 V. 

Silver nitrate solution at room temperature 

+ + 

0.01 mol/l Meter 

0.01 mol/l 

Silver nitrate solution at 70-80°C 

To make 1 liter of the electrolyte solution: 

To make a 0.01 molar solution of AgNO3 , 1.69 g of AgNO3 should be dissolved in a liter of water. 

-


Measuring the voltage for various electrolyte temperatures 


symbols 


Meter 


34-50/53 26-45-60-61 Electrodes: 

2 Ag 



25 

1 Beaker 

1 Bunsen burner 

1 Thermometer 

2 Pipettes 


1. The 0.1 molar silver nitrate solution should be given to the students. 


3. Put about 15 ml of 0.1 molar silver nitrate solution in a beaker and heat it to about 70-80° . 

4. Fill one chamber of the battery block with 0.1 molar silver nitrate at room temperature and 

put the hot 0.01 molar silver nitrate solution into the chamber opposite. 

5. Insert one silver electrode into both electrolyte solutions, connect the electrodes to the meter and 

read off the voltage. 



Observation during the experiment:


Assembly, charging and discharging of a steel accumulator 


symbols 


26 

Meter 

Electrodes: 

1 Ni, 1 Fe 

Potassium hydroxide 20% 

approx. 

(≈ 4 molar) 

22-35 26-36/37/39-45 


2 Pipettes 

Warning: Be careful when handling potassium hydroxide! Wear protective glasses! 


1. The suitably concentrated potassium hydroxide (20%) required for the experiment should be given to the students. 


3. Fill two opposing half cell chambers with 20% potassium hydroxide. 

4. Insert an iron electrode into one chamber and a nickel electrode into the other. 

5. To charge up the cell, connect the 3V adapter so that the nickel electrode is connected to the + pole and the iron 

electrode is connected to the - pole. 

6. After connecting the 3V adapter to the mains power supply and plugging the latter into the 230V mains, allow the 

accumulator to charge up for about 10 minutes. 

7. The 3V adapter is then replaced by the meter and the voltage produced by the accumulator can then be measured. 


20% potassium hydroxide 

Fe 

20% potassium hydroxide Ni 

_ connection 

3V adapter 

+ 230V 

The voltage displayed on the meter should be read off and written down. The no-load voltage at the terminals is 

1.3 V approx. 

If the meter is connected for a longer period of time, it can be observed that the voltage decreases rapidly because the capacitance of 

this co-called Edison accumulator is very low. 

The following chemical processes take place within the Edison accumulator: 

Discharging 


Charging


Assembly, charging and discharging of a steel accumulator 


symbols 


27 

Meter 

Electrodes: 

1 Ni, 1 Fe 

Potassium hydroxide 20% 

approx. 

(≈ 4 molar) 

22-35 26-36/37/39-45 


2 Pipettes 

Warning: Be careful when handling potassium hydroxide! Wear protective glasses! 


1. The suitably concentrated potassium hydroxide (20%) required for the experiment should be given to the students. 


3. Fill two opposing half cell chambers with 20% potassium hydroxide. 

4. Insert an iron electrode into one chamber and a nickel electrode into the other. 

5. To charge up the cell, connect the 3V adapter so that the nickel electrode is connected to the + pole and the iron 

electrode is connected to the - pole. 

6. After connecting the 3V adapter to the mains power supply and plugging the latter into the 230V mains, allow the 

accumulator to charge up for about 10 minutes. 

7. The 3V adapter is then replaced by the meter and the voltage produced by the accumulator can then be measured. 



Observation for the experiment:

Experiment 11 - measuring pH Teacher's instructions 


symbols 


Buffer solution pH 4 or 7 --- 

--- Meter 

Hydrochloric acid 

Sodium hydroxide 

36/37/38 

Sodium chloride solution --- 

34 

28 

26 

26-36/37/39-45 

Sodium acetate solution --- --- 

Warning: Be careful when handling acids and alkalis! Wear protective glasses! 

--- 

Electrodes: 

Combined pH probe 

The Electrochemistry case contains a combined pH probe electrode for measuring pH. The meter displays 

highly accurate measurements with a single point calibration. Since the meter is battery powered, it can also 

be used to make pH measurements outside the classroom, e.g. in lakes and rivers. 


1. Take the combined pH probe out of the case and plug it into the pH connection on the underside of the meter. 

2. Change the range switch on the front of the meter from voltage measurement to pH measurement. 

3. Now take the pH probe out of its storage flask and rinse it with distilled water. 

4. Immerse the pH probe in the buffer solution, wait for a moment and then adjust the zero point until it shows the 

correct value for the buffer solution. Make no more adjustments to the rotary knob thereafter. 

5. Immerse the probe in the prepared solutions one after the other and read off the corresponding pH values. After 

each measurement, thoroughly clean the probe. Take care when doing this not to damage the probe's glass head. 


In order to determine the degree of acidity or alkalinity of fluids, one determines their pH value. The pH value can either be determined 

with the help of indicators, which change their color depending on whether they are in an acid or alkaline solution, or with a combined 

pH probe, which displays the pH highly accurately on the digital display of a meter. The pH value measured with the probe is much 

more accurate as it can also measure fractional values. The pH value is dependent on the concentration of H3O - ions in a solution. 

The scale runs from pH 0 to pH 14. 

pH 0 – 6 = acid 


pH 8 -14 = alkali 

Experimental result: 

A variety of pH values are found depending on the concentrations of the solutions under investigation Therefore no specific results for 

the pH can be given. Use the table to record the pH values measured by the students for the various tested solutions. 

Tested solution Measured pH value 



Sodium chloride solution 

Sodium acetate solution

Experiment 11 - measuring pH Student instructions 


symbols 


Buffer solution pH 4 or 7 --- 

--- Meter 



36/37/38 

Sodium chloride solution --- 

34 

29 

26 

26-36/37/39-45 

Sodium acetate solution --- --- 

Warning: Be careful when handling acids and alkalis! Wear protective glasses! 

--- 

Electrodes: 

Single probe pH 

measuring equipment 

The Electrochemistry case contains a combined pH probe electrode for measuring pH. The meter displays 

highly accurate measurements with a single point calibration. Since the meter is battery powered, it can also 

be used to make pH measurements outside the classroom, e.g. in lakes and rivers. 


1. Take the pH probe out of the case and plug it into the pH connection on the underside of the meter. 

2. Change the range switch on the front of the meter from voltage measurement to pH measurement. 

3. Now take the pH probe out of its storage flask and rinse it with distilled water. 

4. Immerse the pH probe in the buffer solution, wait for a moment and then adjust the zero point until it shows the 

correct value for the buffer solution. Make no more adjustments to the rotary knob thereafter. 

5. Immerse the probe in the prepared solutions one after the other and read off the corresponding pH values. After 

each measurement, thoroughly clean the probe. Take care when doing this not to damage the probe's glass head. 


Tested solution Measured pH value 



Sodium chloride 

solution 

Sodium acetate 

solution

Standard electrochemical potential series 

Summary of some important theoretical standard electrochemical potentials: 

Reducing agent � Oxidizing agent + n e - Standard potential 

( in V ) 

Au � Au + + e - + 1.70 

Au � Au 3+ + 3 e - + 1.42 

Pt � Pt 2+ +2 e - + 1.20 

Ag � Ag + + e - + 0.81 

Fe � Fe 3+ + e - + 0.77 

Cu � Cu 2+ +2 e - + 0.34 

Cu + � Cu 2+ + e - + 0.15 

H2 � 2 H + +2 e - 0.00 

Cu � Cu + + 3 e - - 0.036 

Pb � Pb 2+ +2 e - - 0.12 

Ni � Ni 2+ +2 e - - 0.23 

Fe � Fe 2+ +2 e - - 0.44 

Zn � Zn 2+ +2 e - - 0.76 

Al � Al 3+ + 3 e - - 1.66 

Mg � Mg 2+ +2 e - - 2.37 

K � K + + e - - 2.92 

Li � Li + + e - - 3.02 

Increasing concentration of Increasing concentration of 

Oxidizing agent Reducing agent 

Noble metals can be distinguished from less noble metals on the basis of the difference in voltage that is measured. 

Noble metals have positive potentials and ignoble metals have negative potentials. 

If zinc, not a noble metal, is assigned the potential 0, then the electropositivity of metals towards the most noble metals 

can be shown in an overview such as the following, based on the differences in voltage: 


0 0,5 1,0 1,5 

Increasingly electropositive (noble) 

30

Notes on performing experiments 

The teacher is responsible in all aspects for ensuring that pupils conduct the experiments in an 

orderly and proper fashion. The teacher must become thoroughly familiar with the experimental 

procedure and the handling of the appropriate equipment before the experiment is performed. 

Students should be warned of possible dangers and be advised on the prevention of accidents. 

All chemistry teachers should be informed concerning all aspects of safety regulations, accident 

avoidance and prevention and are obliged to abide by these. 

Safety regulations and regulations for the handling of chemicals are specified in the laws 

concerning chemicals, hazardous materials and in the technical regulations for hazardous 

materials. Further byelaws and guidelines for local regions are legally binding upon the school. 

Instructions for disposal: 

All equipment and electrodes should be cleaned and dried as thoroughly as possible after 

experiments are completed in order to ensure their continued functionality. 

Please dispose of residues and waste with due regard to the environment. 

Those chemicals that have been used, which cannot be recycled for further use and need to be 

destroyed, should be stored in special containers and disposed of in an appropriate manner. 

Types of waste: 

1. Inorganic acids 

Disposal: container for acids and alkalis! 

2. Alkalis 

Disposal: container for acids and alkalis 

3. Inorganic salts 

Disposal: container for inorganic salts 

4. Salts of heavy metals 

Disposal: to be agreed with the party responsible for their disposal. 

Disposal of substances should always be agreed with the party responsible for disposal. If 

so agreed, substances may be dissolved in water in order to stabilize them. 

31

Bibliography 

F. Bukatsch / W. Glöckner Experimentelle Schulchemie; Band 4 /I, Aulis Verlag Cologne, 1972 

B. Galda Einführung in die Galvanotechnik; Eugen G. Leuze Verlag, Saulgau/Württ., 

1986 


R. Stein Redoxreaktionen and Elektrochemie; Klett Verlag, Stuttgart, 1984 

3B Scientific GmbH Rudorffweg 8 21031 Hamburg Germany www.3bscientific.com The 

company reserves the right to make technical alterations to the product 

32

ELECTROQUÍMICA 


Experimentos de 

demostración 

para los niveles secundarios I y II

Índice 

2 

Página 

Prólogo .........................................................................................................................................3 

Contenido del maletín de trabajo de electroquímica .....................................................................4 

Montaje y limpieza del bloque de celdas.......................................................................................5 

Descripción del instrumento de medición......................................................................................6 

Medición de tensión de elementos galvánicos – Hoja de trabajo del profesor ..............................8 

Medición de tensión de elementos galvánicos – Hoja de trabajo del estudiante...........................10 

Medición de tensión de una pila de Daniell – Hoja de trabajo del profesor ...................................11 

Medición de tensión de una pila de Daniell – Hoja de trabajo del estudiante................................13 

Medición de tensión en tres pilas de Daniell conectadas en paralelo – 

Hoja de trabajo del profesor .........................................................................................................14 

Medición de tensión en tres pilas de Daniell conectadas en paralelo – 

Hoja de trabajo del estudiante ......................................................................................................15 

Medición de tensión en tres pilas de Daniell conectadas en serie – 

Hoja de trabajo del profesor..........................................................................................................16 

Medición de tensión en tres pilas de Daniell conectadas en serie – 

Hoja de trabajo del estudiante .....................................................................................................17 

Medición del potencial estándar de algunos metales – Hoja de trabajo del profesor ....................18 

Medición del potencial estándar de algunos metales – Hoja de trabajo del estudiante.................20 

Medición del potencial estándar de algunos no metales – Hoja de trabajo del profesor ...............22 

Medición del potencial estándar de algunos no metales – Hoja de trabajo del estudiante............24 

Medición de la tensión de una pila de Leclanché – Hoja del trabajo del profesor .........................26 

Medición de la tensión de una pila de Leclanché – Hoja del trabajo del estudiante......................27 

Medición de tensión con diferente concentración de soluciones electrolíticas – 


Medición de tensión con diferente concentración de soluciones electrolíticas – 


Medición de tensión con soluciones electrolíticas a diferentes temperaturas- 


Medición de tensión con soluciones electrolíticas a diferentes temperaturas- 


Montaje, carga y descarga de un acumulador de acero – Hoja de trabajo del profesor................33 

Montaje, carga y descarga de un acumulador de acero – Hoja de trabajo del estudiante ............34 

Experimento 11, medición de pH – 


Experimento 11, medición de pH - Hoja de trabajo del estudiante................................................36 

Serie electromotriz........................................................................................................................37 

Notas para la experimentación y eliminación de desechos...........................................................38 

Literatura: .....................................................................................................................................39

3 

Prólogo 

La maleta de trabajo de electroquímica consta de material didáctico que se puede emplear 

en experimentos de demostración de las materias de química y física. 

El trabajo autónomo de los alumnos aumenta su compresión de los fenómenos estudiados. 

Los experimentos se deben llevar a cabo en pequeños grupos de estudiantes (2 a un 

máximo de 3 alumnos). El profesor tiene, en este caso, sólo una tarea de supervisión y 

puede proporcionar indicaciones adecuadas como respuesta a las preguntas orientadas de 

los alumnos, que no pudieran ser resueltas por ellos mismos. De esta manera, por medio de 

una selectiva formación de los grupos de trabajo, se puede elevar el nivel de rendimiento y 

de comprensión, además del placer de todos los alumnos por la experimentación. 

La literatura adjunta reduce el tiempo de preparación requerido por el profesor de la materia, 

el mismo que podría ser verdaderamente extenso tratándose, precisamente, de 

experimentos de demostración. Para cada uno de los experimentos descritos existe una 

hoja de trabajo, tanto para el profesor como para los alumnos. En la hoja de trabajo del 

profesor se encuentran todas las informaciones necesarias para la ejecución del 

experimento. El profesor encontrará allí, para cada experimento, los resultados de 

experimentación esperados (los cuales pueden diferenciarse de manera mínima de los 

resultados teóricos presentes en la literatura especializada). El profesor también encontrará 

indicaciones para la preparación de las correspondientes soluciones electrolíticas. 

El profesor puede copiar las hojas de trabajo de los estudiantes y proporcionárselas a cada 

uno de ellos. De esta manera, se ahorra la laboriosa confección de un protocolo y los 

alumnos podrán concentrarse en las partes esenciales de la experimentación. 

En lo relativo a las cuestiones de seguridad, para todas las sustancias químicas empleadas 

se han anotado las frases R y S, así como los símbolos de peligro, de acuerdo con las 

directrices de la UE, 67/548/EWG. 

Al final de la literatura se encuentran indicaciones relacionadas con la eliminación de 

desechos químicos. En aras de conseguir una manipulación económica de las sustancias 

químicas, recomendamos, tras la finalización del experimento, absorber las soluciones 

electrolíticas de las cámaras, por medio de los goteros suministrados, y verterlas en botellas 

de almacenamiento rotuladas, de manera que cada sustancia se pueda volver a emplear en 

un nuevo experimento. Así se realizará también una contribución a la preservación del 

medio ambiente. 

Agradecemos eventuales indicaciones y rectificaciones referentes a los experimentos 

(también el señalamiento de posibles errores). Para ello, diríjase, por favor, a su proveedor 

del maletín de trabajo de electroquímica. 

¡Les deseamos mucho éxito en la realización de los experimentos!

Contenido del maletín de trabajo de electroquímica 

1 instrumento de medición, alimentado por batería o fuente de alimentación, para 

experimentos electroquímicos y medición de pH 

1 adaptador de 3V para electrolización del electrodo reticular de platino 

1 fuente de alimentación prim.: 115..240VAC , 50-60Hz sec.: 12V–500mA 

1 electrodo combinado de medición de pH, con botellita de almacenamiento 

2 vasos de precipitados de plástico de 25 ml 

2 goteros 

1 caja de almacenamiento con: 

2 electrodos de Ag, 4 electrodos de Zn, 2 electrodos de Fe, 2 electrodos de carbón, 

2 electrodos de Al, 2 electrodos de Ni, 4 electrodos de Cu, 1 electrodo de Mg 

(tira de magnesio para envolver una plaquita de plástico), y 1 electrodo reticular de Pt 

2 semiceldas, cada una para 4 electrodos, 1 juego de láminas de papel de filtro, 

1 juego de cables de electroquímica (compuesto de: 3 cables con pinzas de cocodrilo, 

rojos, cada uno de 20 cm de largo, 1 cable con pinza de cocodrilo y conector, rojo, 30 cm 

de largo; 3 cables con pinzas de cocodrilo, azul, cada uno de 20 cm de largo, 1 cable 

con pinza de cocodrilo y conector, azul, 30 cm de largo), 1 piedra esmeril 

1 manual de instrucciones 

4

Montaje y limpieza del bloque de celdas 

El bloque de celdas se suministra completamente montado y se puede emplear 

directamente para la realización del primer experimento. El bloque se encuentra en la caja 

de almacenamiento del maletín de trabajo. 

Si se emplea el bloque de celdas, una vez finalizado el experimento, se lo deberá desmontar 

completamente desatornillando ambos tornillos moleteados, después de extraer el fluido 

electrolítico y de retirar los electrodos, de manera que ambas semiceldas se puedan 

separar. Después de retirar la lámina de papel de filtro, se deben lavar ambas semiceldas 

con agua, y a continuación se las debe secar muy bien. 

Para los demás experimentos se debe volver a montar el bloque de celdas. Esto se realiza 

colocando, a ras, una lámina de filtro de papel entre ambas semiceldas. A continuación se 

oprime primeramente uno, y luego otro de los tornillos moleteados, de manera que 

atraviesen el papel de filtro, y se procede a atornillar fijamente ambas semiceldas. (Nota: 

Los 4 orificios internos de cada semicelda deben encontrarse frente a la lámina de papel de 

filtro – ver imagen.) 

A través del papel de filtro, el cual se humedece cuando se vierte la solución electrolítica, se 

comunican eléctricamente las cámaras al mismo tiempo. 

Por favor, tome en cuenta lo siguiente: 

Tras el uso del maletín de trabajo, se deben lavar cuidadosamente todos los componentes 

empleados, secándolos a continuación. 

Retire el papel de filtro que se encuentra entre los dos bloques de celdas, y seque también 

ambos tornillos. 

Lavar los electrodos empleados bajo un chorro de agua y secarlos para evitar corrosión. 

Antes de volver a guardar los electrodos, también se recomienda frotarlos con la piedra de 

esmeril para así desprender los restos de sustancias químicas que permanecieran 

adheridos. 

Si observa estas indicaciones obtendrá mucho esparcimiento con esta maletín de 

trabajo. 

5

Instrumento de medición 

Cara frontal 

Indicación de rango/carga de 

batería ―――> 

Off/conmutador de 

rango ―――> 

Clavijeros de medición 

――――――> 

Cara posterior 

Conexión de fuente de 

alimentación ―> 

Breves instrucciones para 

medición galvánica ―――> 

6 

que se ha sumergido el electrodo de pH en la respectiva solución, se debe modificar el 

regulador de punto cero hasta que en el display se visualice el valor de la solución tope. A 

partir de ese momento se podrán llevar a cabo mediciones de pH, tomando en cuenta que 

ya no se debe efectuar ninguna modificación de los botones de ajuste. 

7

Experimento 1, medición de tensión Hoja de trabajo del profesor 

Medición de tensión de elementos galvánicos 

Químicos Símbolos 

de peligro 

Cobre (II)-sulfato-5-hidrato 

Sulfato de zinc-7-hidrato 

Nitrato de plata 

Hierro (II)-sulfato-7-hidrato 

Frases R Frases S Equipos 

22-36/38-50/53 22-60-61 Instrumento de medición 

36/38-50/53 22-25-60-61 Electrodos: 

1 Cu, 1 Zn,1 Ag, 1 Fe, 1 Ni 

34-50/53 26-45-60-61 2 cables de 

experimentación 

22-36/38 24/25 2 goteros 

Sulfato de níquel-6-hidrato 

22-40-42/43- 22-36/37-60- 

Agua destilada 

50/53 

--- 

61 

--- 

Aviso de seguridad: Por favor, atención: ¡Las sales de metales pesados son venenosas! 

Ejecución del experimento: 

1. Poner a disposición de los estudiantes las soluciones electrolíticas 1,0 y 0,1 molar ya preparadas. Cada 

alumno necesita un máximo de 10 ml de la solución correspondiente. 

2. Montar el bloque de celdas tal como se describió anteriormente. 

3. Verter la solución electrolítica en las cámaras por medio de un gotero (del volumen de suministro del maletín 

de trabajo) e introducir los electrodos respectivos. Limpiar muy bien el gotero antes del llenado de la 

siguiente solución electrolítica. 

4. Una vez que se han preparado las cámaras (mínimo 2, máximo 8) como se ha descrito, iniciar la medición 

de tensión. En este experimento se han montado 5 cámaras, cada una con una solución electrolítica y 

los electrodos correspondientes como elementos galvánicos: 


5. Para la medición de tensión se conectan al instrumento de medición dos cables de experimentación 

(rojo/azul con clavijeros de 2 mm – incluidos en el suministro del maletín) Por medio de las pinzas de toma 

de los cables, realizar la conexión entre los dos electrodos y el instrumento de medición. 

6. En el instrumento de medición se puede leer la tensión suministrada por el elemento galvánico. Si el valor 

visualizado es negativo, se deben permutar los polos de los electrodos. 

Observación y evaluación: 

En el caso de los elementos galvánicos, el metal menos noble forma siempre el polo negativo. 

Los electrones fluyen, respectivamente, del polo negativo al positivo, esto significa que, en la combinación zinc/cobre, van del 

zinc al cobre, y en una combinación cobre/plata, del cobre a la plata. 

En las combinaciones que contengan zinc, este elemento constituirá siempre el polo negativo, y en combinaciones que 

contengan plata, ésta constituirá siempre el polo positivo del elemento galvánico. De ello se deduce una sucesión de la tensión 

de los metales que presenta el siguiente orden: 


Se puede determinar cuál de los electrodos forma el polo negativo permutando los polos. 

Elemento galvánico Tensión (V) 

Solución electrolítica 

1,0 mol/l 

8 

Tensión (V) 


0,1 mol/l 

Cu / Zn aprox. 1,086 aprox. 1,086 

Cu / Ag aprox. 0,383 aprox. 0,383 

Cu / Fe aprox. 0,670 aprox. 0,670 

Cu / Ni aprox. 0,044 aprox. 0,044 

Zn / Ag aprox. 1,416 aprox. 1,416 

Zn / Fe aprox. 0,378 aprox. 0,378 

Zn / Ni aprox. 1,095 aprox. 1,095 

Fe / Ag aprox. 1,089 aprox. 1,089 

Fe / Ni aprox. 0,700 aprox. 0,700 

Ag / Ni aprox. 0,290 aprox. 0,290 

Cálculo de las masas para preparación de soluciones 0,1 molar: 

Antes de la hora de clases, el profesor debe preparar las soluciones electrolíticas en la cantidad adecuada (se ha comprobado 

que 1 litro es suficiente). 

1. 1 litro de una solución de CuSO4 1,0 molar: mezclar con agua 249,50 g CuSO4 ⋅ 5 H2O, en un matraz graduado, hasta 

completar un litro.

2. 1 litro de una solución de ZnSO4 1,0 molar: mezclar con agua 287,40 g ZnSO4 ⋅ 7 H2O, en un matraz graduado, hasta 

completar un litro. 

3. 1 litro de una solución de AgNO3- 1,0 molar: mezclar con agua 169,88 g AgNO3 , en un matraz graduado, hasta completar 

1 litro. 

4. 1 litro de una solución de FeSO4 1,0 molar : mezclar con agua 277,90 g FeSO4 ⋅ 7 H2O, en un matraz graduado, hasta 


5. 1 litro de una solución de NiSO4 1,0 molar: mezclar con agua 262,70 g NiSO4 ⋅ 6 H2O, en un matraz graduado, hasta 


Para preparar soluciones 0,1 molar, utilice, por favor, de las cantidades indicadas (para preparación de una solución 1 molar) 

sólo 1/10 y complétela con agua en un matraz graduado hasta llegar a 1 litro. 

9

Experimento 1, medición de tensión Hoja de trabajo del estudiante 

Medición de tensión de elementos galvánicos 


de peligro 





Sulfato de níquel-6-hidrato 



22-36/38-50/53 22-60-61 Instrumento de medición 

36/38-50/53 22-25-60-61 Electrodos: 

1 Cu, 1 Zn, 1 Ag, 1 Fe, 1 Ni 

34-50/53 

22-36/38 

26-45-60-61 

24/25 

2 cables de 


2 goteros 

22-40-42/43- 

50/53 

10 

--- 

22-36/37-60- 

61 



1. Poner a disposición de los estudiantes las soluciones electrolíticas 1,0 y 0,1 molar ya preparadas. Cada 

alumno necesita un máximo de 10 ml de la solución correspondiente. 


3. Verter la solución electrolítica en las cámaras por medio de un gotero (del volumen de suministro del maletín 

de trabajo) e introducir los electrodos respectivos. Limpiar muy bien el gotero antes del llenado de la 

siguiente solución electrolítica. 

4. Una vez que se han preparado las cámaras (mínimo 2, máximo 8) como se ha descrito, iniciar la medición 

de tensión. 

En este experimento se han montado 5 cámaras, cada una con una solución electrolítica y 

los elementos galvánicos como electrodos:. 


5. Para la medición de tensión se conectan al instrumento de medición dos cables de experimentación 

(rojo/azul con clavijeros de 2 mm – incluidos en el suministro del maletín) Por medio de las pinzas de toma 

de los cables, realizar la conexión entre los dos electrodos y el instrumento de medición. 

6. En el instrumento de medición se puede leer la tensión suministrada por el elemento galvánico. Si el valor 

visualizado es negativo, se deben permutar los polos de los electrodos. 


Anotar los resultados del experimento en la tabla y evaluarlos. 

Elemento galvánico Tensión 


Cu / Zn 

Cu / Ag 

Cu / FeCu / Fe 

Cu / Ni 

Zn / Ag 

Zn / Fe 

Zn / Ni 

Fe / Ag 

Fe / Ni 

Ag / Ni 

1,0 mol/l 

--- 

Tensión 


0,1 mol/l


Medición de tensión de una pila de Daniell 


de peligro 




22-36/38-50/53 

36/38-50/53 

22-60-61 

22-25-60-61 

Instrumento de 

medición 

Electrodos: 

1 Cu, 1 Zn 

2 cables de 

Agua destilada --- --experimentación 

2 goteros 



1. Poner a disposición de los estudiantes las soluciones electrolíticas 0,1 molar, ya preparadas. Cada alumno 

necesita un máximo de 10 ml de la solución correspondiente. 


3. Verter las soluciones electrolíticas, una en cada cámara, por medio de un gotero (incluido en el maletín de 

trabajo). Limpiar muy bien el gotero antes del llenado de la siguiente solución electrolítica. 

4. Introducir los electrodos correspondientes en la solución electrolítica, CuSO4 / Cu y ZnSO4 / Zn. 

5. Una vez que ambas cámaras se han preparado para el experimento, tal como se ha descrito, conectar el 

instrumento de medición con los cables de experimentación e iniciar la medición de tensión. Si se obtiene un 

valor negativo, se deben permutar las conexiones de los electrodos. 

6. El experimento también se puede repetir con una solución de sulfato de cobre y sulfato de zinc 1,0 molar. 


Diagrama del arreglo experimental: 

11 

Cu 

Zn 

+ + 

- 













completar 1 litro.

Al conectar el instrumento de medición a la pila de Daniell Cu / CuSO4 // Zn / ZnSO4 se puede medir una tensión que, de 

acuerdo con la teoría, alcanza 1,08 V para una concentración electrolítica de 0,1 mol/l. Por lo general, el resultado de medida 

se encuentra un poco por debajo del valor teórico y es de 1,06 V. 

Si en una pila de Daniell se emplea una solución 1,0 molar, se puede medir, de igual manera, una tensión de 1,06 V. 

12


Medición de tensión de una pila de Daniell 


de peligro 





22-36/38-50/53 

36/38-50/53 

--- 

22-60-61 

22-25-60-61 

--- 


medición 

Electrodos: 

1 Cu, 1 Zn 

2 cables de 


2 goteros 






3. Verter las soluciones electrolíticas, una en cada cámara, por medio de un gotero (incluido en el maletín de 

trabajo). Limpiar muy bien el gotero antes del llenado de la siguiente solución electrolítica. 

4. Introducir los electrodos correspondientes en la solución electrolítica, CuSO4 / Cu y ZnSO4 / Zn. 

5. Una vez que ambas cámaras se han preparado para el experimento, tal como se ha descrito, conectar el 

instrumento de medición con los cables de experimentación e iniciar la medición de tensión. Si se obtiene un 

valor negativo, se deben permutar las conexiones de los electrodos. 

6. El experimento también se puede repetir con una solución de sulfato de cobre y sulfato de zinc 1,0 molar. 



Resultados de la medición de tensión: 

1. Pila de Daniell con soluciones CuSO4 / Cu // ZnSO4 / Zn 1,0 molar: 

2. Pila de Daniell con soluciones CuSO4 / Cu // ZnSO4 / Zn 0,1 molar: 

13 

V 

V


Medición de tensión en tres pilas de Daniell conectadas en paralelo 


de peligro 





22-36/38-50/53 

36/38-50/53 

--- 

22-60-61 

22-25-60-61 

--- 


medición 

Electrodos: 

3 Cu, 3 Zn 

6 cables de 


2 goteros 






3. Verter en tres cámaras, en una de las mitades del bloque de celdas, la solución de CuSO4 0,1 molar, e 

introducir a continuación los electrodos de cobre. 

4. Ahora, en tres cámaras de la otra mitad del bloque de celdas, verter la solución de ZnSO4 0,1 molar, e 

introducir a continuación los electrodos de zinc. 

5. Conectar los electrodos de cobre entre sí, y el último electrodo de cobre con el instrumento de medición, por 

medio de las pinzas de toma de los cables de experimentación. 

6. Conectar los electrodos de zinc entre sí y con el instrumento de medición, como se describió en el punto 5. 

7. Leer la tensión en el instrumento de medición. 

(Si se visualiza un valor negativo en el instrumento de medición, se deben permutar los polos del mismo.) 



14 

Cu 

Zn 

+ + 

- 


En la conexión en paralelo, la tensión medida en los electrodos conectados entre sí es de = aprox. 1,06 V. Por tanto, se 

reconoce que, al conectar en paralelo los electrodos, no se produce un incremento de tensión. Sólo fluye aquí una corriente 

más elevada, la cual se puede medir con un multímetro. 







completar 1 litro.


Medición de tensión en tres pilas de Daniell conectadas en paralelo 


de peligro 





22-36/38-50/53 

36/38-50/53 

--- 

22-60-61 

22-25-60-61 

--- 


medición 

Electrodos: 

3 Cu, 3 Zn 

6 cables de 


2 goteros 










5. Conectar los electrodos de cobre entre sí, y el último electrodo de cobre con el instrumento de medición, por 

medio de las pinzas de toma de los cables de experimentación. 

6. Conectar los electrodos de zinc entre sí y con el instrumento de medición, como se describió en el punto 5. 






15


Medición de tensión en tres pilas de Daniell conectadas en serie 


de peligro 





22-36/38-50/53 

36/38-50/53 

--- 

22-60-61 

22-25-60-61 

--- 


medición 

Electrodos: 

3 Cu, 3 Zn 

4 cables de 


2 goteros 










5. Conectar por medio de las pinzas de toma de los cables de experimentación, respectivamente, dos 

electrodos de cobre con dos electrodos de zinc, y el primer electrodo de cobre así como el último de zinc al 

instrumento de medición. 





16 

Cu 

Zn 

+ + 

- 


En la conexión en serie, la tensión medida en los tres electrodos conectados entre sí es de = aprox. 3,18 V. Por tanto, se 

reconoce que, al conectar los electrodos en serie, se produce un incremento de tensión correspondiente a la cantidad de 

elementos conectados entre sí. No obstante, aquí no fluye una corriente más elevada. 

Si se debe elevar el valor de una tensión, esto se puede conseguir por medio de una conexión en serie. 







completar 1 litro.


Medición de tensión en tres pilas de Daniell conectadas en serie 


de peligro 




22-36/38-50/53 

36/38-50/53 

22-60-61 

22-25-60-61 


medición 

Electrodos: 

3 Cu, 3 Zn 

4 cables de 

Agua destilada --- --experimentación 

2 goteros 










5. Conectar por medio de las pinzas de toma de los cables de experimentación, respectivamente, dos 

electrodos de cobre con dos electrodos de zinc, y el primer electrodo de cobre así como el último de zinc al 

instrumento de medición. 






17


Medición del potencial estándar de algunos metales 


de peligro 





Ácido clorhídrico 1 mol / l 


22-36/38-50/53 22-60-61 


Electrodos: 

1 Cu, 1 Zn, 1 Ag, 1 Fe, 

1 electrodo reticular de Pt 

36/38-50/53 22-25-60-61 2 cables de 


34-50/53 26-45-60-61 1 fuente de alimentación 

22-36/38 24/25 2 goteros 

Agua destilada --- --- 

36/37/38 26 1 adaptador de 3V 

Aviso de seguridad: Por favor, atención: ¡Las sales de metales pesados son venenosas! ¡El 

ácido clorhídrico es corrosivo! 





3. Por medio del gotero, en una cámara del bloque de celdas se vierte el ácido clorhídrico 1 molar, y se 

introduce el electrodo reticular de platino en esta cámara. 

4. En una segunda cámara (frente al electrodo reticular de platino) se vierte una solución de CuSO4 1 molar, y 

se introduce el electrodo de cobre. 

5. Para formar el electrodo de hidrógeno normal, se conecta ahora el adaptador de 3V con la fuente de 

alimentación. Con un cable de experimentación, se conecta al polo negativo del adaptador de 3V el 

electrodo reticular de platino y al positivo el electrodo de cobre. Conectar la fuente de alimentación a la red y 

electrolizar la retícula de platino durante un tiempo aproximado de 30 s. En la retícula de platino se forma 

hidrógeno, el cual rodea dicha retícula. 

6. A continuación se cambia el adaptador de 3V por el instrumento de medición, con lo cual se puede leer la 

tensión. 

7. Se realiza el experimento, de manera análoga con los otros metales, tal como se describe en los puntos 4 a 

6, tomando en cuenta que se debe utilizar la correspondiente solución electrolítica para los metales 

individuales (AgNO3 / Ag , ZnSO4 / Zn y FeSO4 / Fe). 


Fe Ag Zn Cu 

(4) (3) (2) (1) 

Pt _ Conexión 

18 

Adaptador de 3V 

+ 230V

El potencial estándar medido para los pares redox es: 

(1) Cu / Cu 2+ = + 0,34 V, (2) Zn / Zn 2+ = - 0,76 V, (3) Ag / Ag + = + 0,80 V, (4) Fe / Fe 2- = - 0,44 V 

Cálculo de las masas para preparación de 1 litro de soluciones 1 molar: 

1. Para la solución de CuSO4 se necesitan 249,50 g CuSO4⋅ 5 H2O. 

2. Para la solución de ZnSO4 se necesitan 287,40 g ZnSO4 ⋅ 7 H2O. 

3. Para la solución de AgNO3 se necesitan 169,88 g AgNO3. 

4. Para la solución de FeSO4 se necesitan 277,91 g FeSO4 ⋅ 7 H2O. 

19


Medición del potencial estándar de algunos metales 


de peligro 







22-36/38-50/53 22-60-61 


medición 

Electrodos: 

1 Cu, 1 Zn, 1 Ag, 1 Fe, 

1 electrodo reticular de 

Pt 

36/38-50/53 22-25-60-61 2 cables de 


34-50/53 26-45-60-61 1 fuente de 

alimentación 

22-36/38 24/25 2 goteros 

Agua destilada --- --- 

36/37/38 26 1 adaptador de 3V 

Aviso de seguridad: Por favor, atención: ¡Las sales de metales pesados son venenosas! ¡El 

ácido clorhídrico es corrosivo! 







4. En una segunda cámara (frente al electrodo reticular de platino) se vierte una solución de CuSO4 1 molar, y 

se introduce el electrodo de cobre. 



electrodo reticular de platino y al positivo el electrodo de cobre. Conectar la fuente de alimentación a la red y 

electrolizar la retícula de platino durante un tiempo aproximado de 30 s. En la retícula de platino se forma 


6. A continuación se cambia el adaptador de 3V por el instrumento de medición, con lo cual se puede leer la 

tensión. 

7. Se realiza el experimento, de manera análoga con los otros metales, tal como se describe en los puntos 4 a 

6, tomando en cuenta que se debe utilizar la correspondiente solución electrolítica para los metales 

individuales (AgNO3 / Ag , ZnSO4 / Zn y FeSO4 / Fe). 



20


Cu / Cu 2+ V 

Zn / Zn 2+ V 

Ag / Ag + V 

Fe / Fe 2+ V 

21


Medición del potencial estándar de algunos no metales 


de peligro 


Cloruro de sodio 

Bromuro potásico 

Yoduro de potasio 


--- 

--- 

--- 

36/37/38 

--- 

--- 

--- 

26 


medición 

Electrodos: 

2 C, 1 electrodo 

reticular de Pt 

2 cables de 


1 fuente de 

alimentación 

2 goteros 

Agua destilada --- --- 1 adaptador de 3V 

Aviso de seguridad: Por favor, atención: ¡El ácido clorhídrico es corrosivo! 







4. En una segunda cámara (frente al electrodo reticular de platino) se vierte una solución de NaCl 1 molar, y se 

introduce el electrodo de carbón en esta solución. 



electrodo reticular de platino y al positivo el electrodo de carbón. Conectar la fuente de alimentación a la red 

y electrolizar la retícula de platino durante un tiempo aproximado de 30 s. En la retícula de platino se forma 


6. A continuación se cambia el adaptador de 3V por el instrumento de medición y se puede leer la tensión entre 

Cl - / Cl2. 

7. El experimento se realiza de manera análoga con los otros no metales, como se describe en los puntos 4 a 

6, sumergiendo el electrodo de carbón en una solución de bromuro de potasio y luego en una de yoduro de 

potasio para poder determinar los potenciales Br - / Br2 y I - / I2. 


C C C 

Pt _ Conexión 

(3) (2) (1) 

El potencial estándar medido para los pares redox es: 

(1) Cl - / Cl2 = + 1,35 V, (2) Br - / Br2 = + 1,06 V, (3) I - / I2 = + 0,54 V 

22 


+ 230V

Cálculo de las masas para preparación de 1 litro de soluciones 1 molar: 

1. Para la solución de NaCl se necesitan 58,44 g NaCl . 

2. Para la solución de KBr se necesitan 119,01 g KBr . 

3. Para la solución de KI se necesitan 166,00 g KI . 

23


Medición del potencial estándar de algunos no metales 


de peligro 


Cloruro de sodio 

Bromuro potásico 

Yoduro de potasio 

--- 

--- 

--- 

--- 

--- 

--- 


medición 

Electrodos: 

2 C, 1 electrodo 

reticular de Pt 

2 cables de 


1 fuente de 

alimentación 


36/37/38 26 2 goteros 

Agua destilada --- --- 1 adaptador de 3V 

Aviso de seguridad: Por favor, atención: ¡El ácido clorhídrico es corrosivo! 


1. Poner a disposición de los estudiantes las soluciones electrolíticas 1,0 molar, ya preparadas. 

Cada alumno necesita un máximo de 10 ml de la solución correspondiente. 


3. Por medio del gotero, en una cámara del bloque de celdas se vierte el ácido clorhídrico 1 molar, y 

se introduce el electrodo reticular de platino en esta cámara. 

4. En una segunda cámara (frente al electrodo reticular de platino) se vierte una solución de NaCl 1 

molar, y se introduce el electrodo de carbón en esta solución. 

5. Para formar el electrodo de hidrógeno normal, se conecta ahora el adaptador de 3V con la fuente 

de alimentación. Con un cable de experimentación, se conecta al polo negativo del adaptador de 

3V el electrodo reticular de platino y al positivo el electrodo de carbón. Conectar la fuente de 

alimentación a la red y electrolizar la retícula de platino durante un tiempo aproximado de 30 s. En 

la retícula de platino se forma hidrógeno, el cual rodea dicha retícula. 

6. A continuación se cambia el adaptador de 3V por el instrumento de medición y se puede leer la 

tensión entre Cl - / Cl2. 

7. El experimento se realiza de manera análoga con los otros no metales, como se describe en los 

puntos 4 a 6, sumergiendo el electrodo de carbón en una solución de bromuro de potasio y luego 

en una de yoduro de potasio para poder determinar los potenciales Br - / Br2 y I - / I2. 



24


Cl - / Cl2 V 

Br - / Br2 V 

I - / I2 V 

25


Medición de la tensión de una pila de Leclanché 


de peligro 


Polvo de grafito 

Manganeso (IV)-óxido 

Cloruro de amonio 

--- 

20/22 

22-36 

--- 

25 

22 


medición 

Electrodos: 

1 Cu, 1 Zn 

2 cables de 


1 vaso de precipitados 

de plástico 

Agua destilada --- --- 2 goteros 

Aviso de seguridad: ¡Tenga cuidado al manipular elementos químicos! 


1. Para la pila de Leclanché se necesita una solución de cloruro de amonio al 20% y una pasta de 

despolarización. Éstas se pondrán a disposición de los alumnos. 


3. Verter en una cámara la solución de cloruro de amonio al 20%, e insertar en ella los electrodos de zinc. 

Llenar la cámara que se encuentre enfrente con la pasta de despolarización conformada por polvo de grafito, 

manganeso(IV)-óxido (pirosulita) y la solución de cloruro de amonio, e introducir los electrodos de carbón. 

La sustancia de despolarización tiene la tarea de evitar la formación de hidrógeno en los electrodos de 

carbón 

4. Por medio de las pinzas de toma de 2 cables de experimentación, conectar ambos electrodos con el 

instrumento de medición, y medir la tensión suministrada por la pila de Leclanché. 


Las baterías cobran importancia en los lugares en donde no se dispone de corriente eléctrica. Las baterías son elementos o 

pilas galvánicas capaces de convertir directamente la energía química en energía eléctrica. 

La batería seca (pila de Leclanché) es un elemento galvánico de importante significado económico. Suministra una tensión que 

se sitúa entre 1,3V y 1,4V, lo cual se puede leer en el instrumento de medición. 

26 

C 

+ + 


Cálculo de la masa de NH4Cl, necesaria para la preparación de 1 litro de solución al 20%: 

Tarar en una balanza el vaso de precipitados a 0,0 g. Verter 200 g de NH4Cl en el vaso de precipitados y agregar agua hasta 

que la balanza indique un peso de 1000 g. De esta manera se ha preparado una solución al 20%. 

Preparación de la sustancia de despolarización para aprox. 30 estudiantes: 

Se mezcla muy bien 45 g de polvo de grafito con 225 g de manganeso(IV)-óxido y 225 ml de la solución de cloruro de amonio 

al 20%. La pasta resultante no se debe almacenar por un periodo de tiempo superior a un día. 

Tras el uso, verter en el recipiente de eliminación de sustancias inorgánicas. 

Zn 

-


Medición de la tensión de una pila de Leclanché 


de peligro 


Polvo de grafito 

Manganeso (IV)-óxido 

Cloruro de amonio 

--- 

20/22 

22-36 

--- 

25 

22 


medición 

Electrodos: 

1 Cu, 1 Zn 

2 cables de 



de plástico 

Agua destilada --- --- 2 goteros 

Aviso de seguridad: ¡Tenga cuidado al manipular elementos químicos! 


1. Para la pila de Leclanché se necesita una solución de cloruro de amonio al 20% y una pasta de 

despolarización. Éstas se pondrán a disposición de los alumnos. 


3. Verter en una cámara la solución de cloruro de amonio al 20%, e insertar en ella los electrodos de zinc. 

Llenar la cámara que se encuentra enfrente con la pasta de despolarización conformada por polvo de grafito, 

manganeso(IV)-óxido (pirosulita) y la solución de cloruro de amonio, e insertar el electrodo de carbón. La 

sustancia de despolarización tiene la tarea de evitar la formación de hidrógeno en los electrodos de carbón 

4. Por medio de las pinzas de toma de 2 cables de experimentación, conectar ambos electrodos con el 

instrumento de medición, y medir la tensión entregada por la pila de Leclanché. 




La pila de Leclanché suministra una tensión de V. 

27


Medición de tensión con diferente concentración de soluciones electrolíticas 


de peligro 




34-50/53 

--- 

26-45-60-61 

--- 


medición 

Electrodos: 

2 Ag 

2 cables de 


2 goteros 

Aviso de seguridad: ¡Tenga cuidado al manipular nitrato de plata! ¡El nitrato de plata es 

corrosivo! 


1. Poner a disposición de los estudiantes las soluciones de nitrato de plata con diferentes concentraciones. 


3. En dos cámaras del bloque de celdas, que se encuentren frente a frente, verter la solución de nitrato de 

plata 0,1 molar, e insertar en cada una un electrodo de plata. 

4. En otras dos cámaras se vierten las soluciones de nitrato de plata 1 molar y 0,01 molar. 

5. Primeramente se mide la tensión de la pila galvánica Ag / AgNO3 (0,1 mol/l) //Ag / AgNO3 (0,1 mol/l). Para 

ello se conectan ambos electrodos de plata al instrumento de medición. 

6. Se retira uno de los electrodos de plata de la solución de nitrato de plata 0,1 mol/l, se lo enjuaga bien con 

agua y se introduce en la solución de nitrato de plata 1 molar. La tensión de la pila galvánica 

Ag / AgNO3 (0,1 mol/l) // Ag / AgNO3 (1,0 mol/l) se puede leer en el instrumento de medición. 

7. Se retira uno de los electrodos de plata de la solución de nitrato de plata 1 molar, se lo enjuaga nuevamente 

bien con agua y se introduce en la solución de nitrato de plata 0,01 molar. La tensión de la pila galvánica Ag 

/ AgNO3 (0,1 mol/l) // Ag / AgNO3 (0,01 mol/l) se puede leer en el instrumento de medición. 

8. En otro experimento, se retira el electrodo de plata de la solución de nitrato de plata 0,1 molar, se lo enjuaga 

bien con agua y se introduce en la solución de nitrato de plata 1,0 molar. La tensión de la pila galvánica Ag / 

AgNO3 (1,0 mol/l) // Ag / AgNO3 (0,01 mol/l) se puede leer en el instrumento de medición. 


Elemento galvánico Tensión medida 





No es posible realizar una medición de tensión en cadenas con idéntica concentración de electrolitos. Para una medición de 

tensión, las concentraciones de electrolitos deben diferenciarse. Si entre las concentraciones de electrolitos se encuentra 

presente una diferencia elevada a la décima potencia, el resultado de la medición de tensión será de 0,058V, 

independientemente de si la medición se realiza entre 1,0 mol/l y 0,1 mol/l, o entre 0,1 mol/l y 0,01 mol/l. Cada vez que se 

aumenta el valor a la décima potencia, la tensión medida se incrementa en 0,058V. Debido a la difusión de la solución 

electrolítica concentrada, en el diafragma de papel, en las semiceldas, las concentraciones se asemejan cada vez más, de 

manera que con el paso del tiempo la diferencia de potencial disminuye. 

En la solución de nitrato de plata concentrada, los iones de plata se reducen a plata y, en la solución diluida, la plata se diluye y 

aparecen iones de plata. Por tanto, en la solución concentrada de nitrato de plata, el electrodo de plata es el cátodo (polo 

positivo) y en la solución diluida es el ánodo (polo negativo). 

28

1,0 mol/l 0,01mol/l 0,1 mol/l 

29 

+ + 

0,1 mol/l Instrumento de medición 

Preparación de 1 litro de la solución requerida: 

1. Para preparar la solución de AgNO3 1 molar se debe disolver 169,8 g AgNO3 en un litro de agua 

2. Para preparar la solución de AgNO3 0,1 molar se debe disolver 16,98 g AgNO3 en un litro de agua 

3. Para preparar la solución de AgNO3 0,01 molar se debe disolver 1,69 g AgNO3 en un litro de agua 

-


Medición de tensión con diferente concentración de soluciones electrolíticas 


de peligro 




34-50/53 

--- 

26-45-60-61 

--- 


medición 

Electrodos: 

2 Ag 

2 cables de 


2 goteros 


corrosivo! 


1. Poner a disposición de los estudiantes las soluciones de nitrato de plata con diferentes concentraciones. 


3. En dos cámaras del bloque de celdas, que se encuentren frente a frente, verter la solución de nitrato de 

plata 0,1 molar, e insertar en cada una un electrodo de plata. 

4. En otras dos cámaras se vierten las soluciones de nitrato de plata 1 molar y 0,01 molar. 

5. Primeramente se mide la tensión de la pila galvánica Ag / AgNO3 (0,1 mol/l) //Ag / AgNO3 (0,1 mol/l). Para 

ello se conectan ambos electrodos de plata al instrumento de medición. 

6. Se retira uno de los electrodos de plata de la solución de nitrato de plata 0,1 mol/l, se lo enjuaga bien con 

agua y se introduce en la solución de nitrato de plata 1 molar. La tensión de la pila galvánica 

Ag / AgNO3 (0,1 mol/l) // Ag / AgNO3 (1,0 mol/l) se puede leer en el instrumento de medición. 

7. A continuación se retira el electrodo de plata de la solución de nitrato de plata 1 molar, se lo vuelve a 

enjuagar bien con agua y se introduce en la solución de nitrato de plata 0,01 molar. La tensión de la pila 

galvánica Ag / AgNO3 (0,1 mol/l) // Ag / AgNO3 (0,01 mol/l) se puede leer en el instrumento de medición. 

8. En otro experimento, se retira el electrodo de plata de la solución de nitrato de plata 0,1 molar, se lo enjuaga 

bien con agua y se introduce en la solución de nitrato de plata 1,0 molar. La tensión de la pila galvánica Ag / 

AgNO3 (1,0 mol/l) // Ag / AgNO3 (0,01 mol/l) se puede leer en el instrumento de medición. 




Elemento galvánico Tensión medida 





30


Medición de tensión con diferentes temperaturas de las soluciones electrolíticas 


de peligro 




34-50/53 

--- 

26-45-60-61 

--- 


medición 

Electrodos: 

2 Ag 

2 cables de 



1 termómetro 

2 goteros 


corrosivo! 


1. Poner a disposición de los estudiantes la solución de nitrato de plata 0,01 molar. 


3. Calentar entre aproximadamente 70 °C y 80 °C, en un vaso de precipitados, aprox. 15 ml de solución de 

nitrato de plata 0,01 molar. 

4. Verter en una cámara del bloque de celdas la solución de nitrato de plata 0,01 molar a temperatura ambiente 

y, en la cámara que se encuentre frente a ésta, la solución calentada. 

5. Introducir en cada una de las soluciones electrolíticas un electrodo de plata, y conectarlos con el instrumento 

de medición para proceder a leer la tensión. 


Por el contrario de la observación realizada, de que con una concentración de igual valor no se puede medir la tensión, aquí se 

observa que, debido a las temperaturas diferentes de la solución electrolítica con igual concentración, sí es perfectamente 

posible medir una tensión. Esto significa que la diferencia de temperatura de las soluciones electrolíticas puede ejercer una 

influencia sobre el potencial (teóricamente, aprox. 2 mV / 10K). En el experimento se mide una tensión aproximada de 20 mV, 

la misma que desciende progresivamente debido a la compensación de temperatura presente y que alcanza el valor de 0 V 

cuando la temperatura se ha compensado por completo. 

Solución de nitrato de plata a temperatura ambiente 

31 

+ + 

0,01 mol/l Instrumento de medición 

0,01 mol/l 

Solución de nitrato de plata a 70 - 80° C 

Preparación de 1 litro de la solución electrolítica: 

Para preparar la solución de nitrato de plata 0,01 molar se debe disolver 1,69 g AgNO3 en un litro de agua 

-


Medición de tensión con diferentes temperaturas de las soluciones electrolíticas 


de peligro 




34-50/53 

--- 

26-45-60-61 

--- 


medición 

Electrodos: 

2 Ag 

2 cables de 



1 termómetro 

2 goteros 


corrosivo! 


1. Poner a disposición de los estudiantes la solución de nitrato de plata 0,1 molar. 


3. Calentar entre aproximadamente 70 °C y 80 °C, en un vaso de precipitados, aprox. 15 ml de solución de 

nitrato de plata 0,1 molar. 

4. Verter en una cámara del bloque de celdas la solución de nitrato de plata 0,1 molar y en la 

cámara que se encuentre frente a ésta verter la solución calentada. 

5. Introducir en cada una de las soluciones electrolíticas un electrodo de plata, y conectarlos con el instrumento 

de medición para proceder a leer la tensión. 



Observación realizada durante el experimento: 

32


Montaje, carga y descarga de un acumulador de acero 


de peligro 



medición 

Potasa cáustica, aprox. al 

20% (≈ 4 molar) 


22-35 

--- 

26-36/37/39-45 

--- 

Electrodos: 

1 Ni, 1 Fe 

2 cables de 


2 goteros 

Aviso de seguridad: ¡Tenga cuidado al manipular la potasa cáustica! ¡Utilice gafas de 

protección! 


1. Poner a disposición de los estudiantes la potasa cáustica necesaria, en la concentración correspondiente 

(20%) 


3. Verter la potasa cáustica al 20% en dos cámaras de las semiceldas que se encuentren frente a frente. 

4. Introducir en una cámara un electrodo de hierro y en la otra el electrodo de níquel. 

5. Para suministrar la carga, conectar el adaptador de 3V tomando en cuenta que el electrodo de níquel se 

conecte al polo positivo y el de hierro al negativo. 

6. Una vez que se haya conectado la fuente de alimentación al adaptador de 3V, conectar la fuente de 

alimentación a la red y dejar que el acumulador se cargue por aproximadamente 10 minutos. 

7. Reemplazar el adaptador de 3V por el instrumento de medición y leer la tensión suministrada por el 

acumulador. 


Potasa cáustica al 20% 

33 

Fe 

Potasa cáustica al 20% Ni 

_ Conexión 


+ 230V 

Leer y anotar la tensión indicada por el instrumento de medición. La tensión de bornes sin carga es: aprox. 1,3 V. 

Se puede observar, que si el instrumento de medición permanece conectado largo tiempo, la tensión decrece muy 

rápidamente, dado que la capacitancia de esta batería, conocida como acumulador de Edison, es muy baja. 

En el acumulador de Edison tienen lugar los siguientes procesos químicos: 

Descarga 


Carga


Montaje, carga y descarga de un acumulador de acero 


de peligro 

Potasa cáustica, aprox. al 

20% 

(≈ 4 molar) 


22-35 

34 


medición 

26-36/37/39-45 Electrodos: 

1 Ni, 1 Fe 

Agua destilada --- --- 2 cables de 


2 goteros 

Aviso de seguridad: ¡Tenga cuidado al manipular la potasa cáustica! ¡Utilice gafas de 

protección! 


1. Poner a disposición de los estudiantes la potasa cáustica necesaria, en la concentración correspondiente 

(20%) 


3. Verter la potasa cáustica al 20% en dos cámaras de las semiceldas que se encuentren frente a frente. 

4. Introducir en una cámara un electrodo de hierro y en la otra el electrodo de níquel. 

5. Para la carga, conectar el adaptador de 3V tomando en cuenta que el electrodo de níquel se conecte al polo 

positivo y el de hierro al negativo. 

6. Una vez que se haya conectado la fuente de alimentación al adaptador de 3V, conectar la fuente de 

alimentación a la red y dejar que el acumulador se cargue por aproximadamente 10 minutos. 

7. Reemplazar el adaptador de 3V por el instrumento de medición y leer la tensión suministrada por el 

acumulador. 



Observación del experimento:

Experimento 11, medición de pH Hoja de trabajo del profesor 

Químicos 

Solución tope 4 ó 7 

Ácido clorhídrico 

Símbolos 

de peligro 

Frases R 

--- 

36/37/38 

Frases S 

--- 

26 

Equipos 


medición 

Electrodos: 

Sosa cáustica 

34 

electrodo combinado 

de medición de pH 

26-36/37/39-45 

Solución de cloruro de 

sodio 

Solución de acetato de 

sodio 

35 

--- 

--- 

--- --- 

Aviso de seguridad: ¡Cuidado al manipular ácidos y lejías! ¡Utilice gafas de protección! 

En el maletín de trabajo de electroquímica se encuentra un electrodo combinado de medición de pH. 

El instrumento de medición posee una calibración de un punto y muestra muy buenos valores de 

medida. Dado que el instrumento de medición funciona alimentado por batería, la medición de pH 

también se puede llevar a cabo, sin problema alguno, fuera del salón de clases, por ejemplo, en 

aguas estancadas. 


1. Tomar el electrodo combinado de medición de pH del maletín de trabajo y conectarlo al terminal de pH de la 

parte inferior del instrumento de medición. 

2. En la parte frontal del instrumento de medición, variar el rango de medición galvánica a medición de pH. 

3. Sacar ahora el electrodo combinado de la botella de almacenamiento y lavarlo con agua destilada. 

4. Sumergir el electrodo combinado de medición en la solución tope, esperar un momento y regular el control 

de punto cero hasta que se visualice el valor de la solución tope. A partir de ahora no se debe realizar 

ninguna otra modificación en este regulador. 

5. Sumergir ahora, progresivamente, el electrodo combinado en la solución preparada y leer en el instrumento 

de medición los respectivos valores de pH. Tras cada medición se debe limpiar cuidadosamente el electrodo 

combinado; ¡al hacerlo, se debe tener cuidado de no dañar la cabeza de vidrio! 


Se determina el valor pH para poder establecer el grado de propiedades ácidas o alcalinas de los fluidos. El valor pH se puede 

obtener por medio de indicadores, procedimiento por el cual éstos cambian su color al entrar en contacto con un ácido o fluido 

base; o también, con una gran exactitud, por medio de la indicación digital de un instrumento de medición, obtenida gracias a 

un electrodo combinado de medición de pH. El valor pH obtenido por medio de un electrodo de medición es muy preciso 

puesto que indica incluso los valores decimales. El valor pH es el resultado de la concentración de iones de H3O + presentes en 

una solución. 

La escala se inicia con pH 0 y finaliza con pH 14. 

pH 0 – 6 = ácido 


pH 8 – 14 = base 

Resultados del experimento: 

Los valores pH obtenidos se diferencian de acuerdo con la concentración empleada para las soluciones que se analizan. Por 

tanto, aquí no se pueden indicar resultados generales de la medición de pH. Utilice una tabla de valores y anote en ella los 

valores pH obtenidos por los alumnos con las distintas soluciones examinadas. 

Solución examinada Valor pH medido 



Solución de cloruro de sodio 

Solución de acetato de sodio

Experimento 11, medición de pH Hoja de trabajo del estudiante 

Químicos 

Solución tope 4 ó 7 


Símbolos 

de peligro 

Frases R 

--- 

36/37/38 

Frases S 

--- 

26 

Equipos 


medición 

Electrodos: 


34 

electrodo combinado 

de medición de pH 

26-36/37/39-45 

Solución de cloruro de 

sodio 

Solución de acetato de 

sodio 

36 

--- 

--- 

--- --- 

Aviso de seguridad: ¡Cuidado al manipular ácidos y lejías! ¡Utilice gafas de protección! 

En el maletín de trabajo de electroquímica se encuentra un electrodo combinado de medición de pH. 

Con este electrodo combinado, además de determinar los valores de pH de las soluciones 

electrolíticas empleadas, se puede realizar la medición de pH. 

El instrumento de medición posee una calibración de un punto y muestra muy buenos valores de 

medida. Dado que el instrumento de medición funciona alimentado por batería, la medición de pH 

también se puede llevar a cabo, sin problema alguno, fuera del salón de clases, por ejemplo, en 

aguas estancadas. 


1. Tomar el electrodo combinado de medición de pH del maletín de trabajo y conectarlo al terminal de pH de la 

parte inferior del instrumento de medición. 

2. En la parte frontal del instrumento de medición, variar el rango de medición galvánica a medición de pH. 

3. Sacar ahora el electrodo combinado de la botella de almacenamiento y lavarlo con agua destilada. 

4. Sumergir el electrodo combinado de medición en la solución tope, esperar un momento y regular el control 

de punto cero hasta que se visualice el valor de la solución tope. A partir de ahora no se debe realizar 

ninguna otra modificación en este regulador. 

5. Sumergir ahora, progresivamente, el electrodo combinado en la solución preparada y leer en el instrumento 

de medición los respectivos valores de pH. Tras cada medición se debe limpiar cuidadosamente el electrodo 

combinado; ¡al hacerlo, se debe tener cuidado de no dañar la cabeza de vidrio! 


Solución examinada Valor pH medido 



Solución de cloruro de sodio 

Solución de acetato de sodio

Serie electromotriz 

Resumen de algunos valores teóricos esenciales de potenciales estándar: 

Agente reductor � Oxidante + n e - Potencial estándar 

( en V ) 

Au � Au + + e - + 1,70 

Au � Au 3+ +3 e - + 1,42 

Pt � Pt 2+ + 2 e - + 1,20 

Ag � Ag + + e - + 0,81 

Fe � Fe 3+ + e - + 0,77 

Cu � Cu 2+ + 2 e - + 0,34 

Cu + � Cu 2+ + e - + 0,15 

H2 � 2 H + + 2 e - 0,00 

Cu � Cu + + 3 e - - 0,036 

Pb � Pb 2+ + 2 e - - 0,12 

Ni � Ni 2+ + 2 e - - 0,23 

Fe � Fe 2+ + 2 e - - 0,44 

Zn � Zn 2+ + 2 e - - 0,76 

Al � Al 3+ +3 e - - 1,66 

Mg � Mg 2+ + 2 e - - 2,37 

K � K + + e - - 2,92 

Li � Li + + e - - 3,02 

Aumento de la intensidad Aumento de la intensidad del 

del oxidante agente reductor 

A partir de las diferencias de tensión medidas se puede diferenciar entre metales nobles y no nobles. Los 

metales nobles tienen un potencial positivo mientras que el de los no nobles es negativo. 

Si se asigna al zinc, como metal no noble, el potencial 0, se puede entonces, a partir de las tensiones 

diferenciales, representar de manera sinóptica el carácter de nobleza de los metales, tal como se indica a 

continuación: 


0 0,5 1,0 1,5 

Aumento del carácter de nobleza 

37

Notas para la experimentación: 

El profesor es en todo caso responsable en lo relativo a la correcta ejecución de los 

experimentos por parte de los alumnos. Antes de llevar a cabo los experimentos, el profesor 

debe confrontarse intensamente con lo relativo a la manipulación de los equipos y el 

desarrollo de los experimentos, e instruir a los alumnos acerca de los posibles peligros y de 

las medidas de protección contra accidentes. 

Por esta razón, todos los profesores y profesoras de química están obligados a conocer 

todas las cuestiones relativas a las normas de seguridad, la prevención y la protección 

contra accidentes, y observar las estipulaciones establecidas. 

En la República Federal Alemana, de manera obligatoria para cada escuela, las normas de 

seguridad y de manipulación de sustancias químicas se encuentran estipuladas en la ley 

sobre sustancias químicas (ChemG), en la ordenanza sobre sustancias peligrosas 

(GefStoffV), y en el Reglamento Técnico sobre Sustancias Peligrosas (TRGS) 450 así como 

en otros decretos y directrices de cada uno de los Länder. 

Notas sobre la eliminación de desechos: 

Todos los equipos y electrodos se deben limpiar y secar lo más rápidamente posible una vez 

que ya se hayan realizado los experimentos, para garantizar así su seguro funcionamiento 

posterior. 

Eliminar los restos y desechos pensando en la preservación del medio ambiente. 

Las sustancias químicas empleadas que no se puedan reciclar y que, por tanto, es 

necesario desechar, se deben almacenar en recipientes especiales para eliminarlas 

apropiadamente más tarde. 

Tipos de desechos: 

1. Ácidos inorgánicos 

Eliminación: En el recipiente colector de ácidos y lejías 

2. Lejías 

Eliminación: En el recipiente colector de ácidos y lejías 

3. Sales inorgánicas 

Eliminación: En el recipiente colector de sales inorgánicas 

4. Sales de metales pesados 

Eliminación: Acordar el método con la empresa de eliminación de desechos. 

El método de eliminación de sustancias se debe aclarar siempre con la empresa de 

eliminación de residuos, dado el caso, tras el acuerdo, se las debe diluir con algo de 

agua para conseguir una estabilización. 

38

Literatura: 

F. Bukatsch / W. Glöckner Experimentelle Schulchemie; Band 4 /I, Aulis Verlag Köln, 1972 

B. Galda Einführung in die Galvanotechnik; Eugen G. Leuze Verlag, 

Saulgau/Württ., 

1986 


R. Stein Redoxreaktionen und Elektrochemie; Klett Verlag, Stuttgart, 1984 

39

3B SCIENTIFIC PHYSICS ELEKTROCHEMIE U11110 ...

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