Lernzettel für die 1. Chemiearbeit – Galvanische Zellen- - guennet.de
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CHEM<br />
1) Enthalpien<br />
<strong>Lernzettel</strong> <strong>für</strong> <strong>die</strong> <strong>1.</strong> <strong>Chemiearbeit</strong> <strong>–</strong> <strong>Galvanische</strong> <strong>Zellen</strong>-<br />
Molare Standardbildungsenthalpie<br />
- Enthalpie be<strong>de</strong>utet soviel wie Wärme<br />
- Die Bildungsenthalpie ist dabei also <strong>die</strong> Wärme <strong>die</strong> frei, o<strong>de</strong>r benötigt wird, wenn ein Stoff<br />
gebil<strong>de</strong>t wird.<br />
- Ein Stoff hat keine feste Enthalpie, daher kann <strong>die</strong>se auch nicht direkt gemessen wer<strong>de</strong>n.<br />
- Es wird <strong>die</strong> Energiedifferenz gemessen, <strong>die</strong> zwischen <strong>de</strong>m Edukt und <strong>de</strong>m Produkt liegt<br />
- Allgemein wird <strong>die</strong> Standardbildungsenthalpie wie folgt aufgeschrieben : △ B H m<br />
∘<br />
( )<br />
Das Dreieck be<strong>de</strong>utet Delta und bezeichnet <strong>die</strong> Differenz, <strong>die</strong> zwischen <strong>de</strong>n bei<strong>de</strong>n<br />
Zustän<strong>de</strong>n liegt<br />
Das B steht <strong>für</strong> Bildungs-<br />
Das H steht <strong>für</strong> Enthalpie<br />
Der Kreis steht <strong>für</strong> Standard und be<strong>de</strong>utet, dass <strong>de</strong>r Energiewert nur dann gilt, wenn<br />
<strong>die</strong> äußeren Standard-Bedingungen (STP) erfüllt sind (298°K, 1013hPa)<br />
Das m steht <strong>für</strong> 1 Mol undbe<strong>de</strong>utet, dass <strong>de</strong>r Energiewert nur <strong>für</strong> <strong>die</strong> Stoffmenge 1<br />
Mol gilt<br />
In <strong>de</strong>n Klammern steht jeweils <strong>de</strong>r zu bil<strong>de</strong>n<strong>de</strong> Stoff<br />
Reaktionsenthalpie<br />
- Die Reaktionsenthalpie beschreibt <strong>die</strong> Energie, bzw. Wärme, <strong>die</strong> bei einer Reaktion frei wird,<br />
bzw. gebraucht wird.<br />
- Sie unterschei<strong>de</strong>t sich von <strong>de</strong>r Standardbildungsenthalpie davon, dass sie unter Umstän<strong>de</strong>n<br />
mehrere Bildungsenthalpien vereint. Es wird also <strong>die</strong> gesamte Energie berechnet, <strong>die</strong><br />
während einer Reaktion gebraucht, bzw. frei wird und nicht berechnet, wieviel dabei je<strong>de</strong>s<br />
einzelne Element abgibt o<strong>de</strong>r aufnimmt.<br />
- Geschrieben wird <strong>die</strong> Reaktionsenthalpie wie folgt: △ r H m<br />
∘<br />
Das r steht dabei <strong>für</strong> Reaktions- . Sonst gelten <strong>die</strong> selben Bezeichnungen, wie bei <strong>de</strong>r<br />
Bildungsenthalpie<br />
- Erweiterter Aufbau.: △ r H m<br />
∘<br />
= ∑ △ B H m<br />
∘<br />
(Produkte)− ∑ △ B H m<br />
∘<br />
(Edukte)<br />
- Die Reaktionsenthalpie ist <strong>die</strong> Energiesumme aller Bildungsenthalpien <strong>de</strong>r Produkte minus<br />
<strong>die</strong> Energiesumme aller Bildungsenthalpien <strong>de</strong>r Edukte, also <strong>de</strong>r Ausgangsstoffe.<br />
- Bsp.: △ r H m<br />
∘<br />
= △ B H m<br />
∘<br />
(2M gO)− ( △ B H m<br />
∘<br />
(2M g)+ △ B H m<br />
∘<br />
(O 2 ) )<br />
∘<br />
- △ r H m = − 1202 kJ<br />
m ol<br />
− 0 kJ<br />
m ol 0 kJ<br />
m ol<br />
∘<br />
- △ r H m = − 1202 kJ<br />
m ol<br />
- Es wer<strong>de</strong>n bei <strong>de</strong>r Reaktion von 2 Mol Magnesium und einem Mol Sauerstoff − 1202 kJ frei.<br />
© Stefan Pielsticker und Hendrik-Jörn Günther<br />
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<strong>Lernzettel</strong> <strong>für</strong> <strong>die</strong> <strong>1.</strong> <strong>Chemiearbeit</strong> <strong>–</strong> <strong>Galvanische</strong> <strong>Zellen</strong>-<br />
CHEM<br />
Detailrechnung (Born-Haber-Kreisprozess)<br />
2 Mg 2+ (g) 2 O 2- (g)<br />
2 ∗ 2200<br />
kJ<br />
m ol<br />
(Ionisierungsenergie)<br />
2 ∗ 733<br />
kJ<br />
m ol<br />
(Elektronenaffinität)<br />
2 ∗− 3929<br />
kJ<br />
m ol<br />
(Gitterenergie)<br />
2 Mg (g)<br />
2 O (g)<br />
2 ∗ 146<br />
kJ<br />
m ol<br />
(Sublimierungsenergie)<br />
498<br />
kJ<br />
m ol<br />
(Dissoziationsenergie)<br />
2 Mg (s)<br />
O 2MgO<br />
+<br />
2 (g)<br />
− 1202<br />
kJ<br />
m ol<br />
(Reaktionsenergie)<br />
Lokalelement (lokale Reaktion)<br />
- Bei <strong>die</strong>ser Reaktion liegen <strong>die</strong> bei<strong>de</strong>n Stoffe, <strong>die</strong> miteinan<strong>de</strong>r reagieren direkt nebeneinan<strong>de</strong>r<br />
vor.<br />
- Dies können sowohl zwei feste Stoffe sein, (Bsp.: ein Stück Kupfer liegt auf einem Stück<br />
Eisen).<br />
- Meistens han<strong>de</strong>lt es sich jedoch um einen festen und einen flüssigen Stoff (Bsp.: ein<br />
Kupferstab in eine Bromlösung getaucht).<br />
- Die Elektronen können bei <strong>de</strong>r Reaktion direkt vom einen Stoff in <strong>de</strong>n an<strong>de</strong>ren übergehen<br />
und wer<strong>de</strong>n nicht , wie bei <strong>de</strong>r galvanischen Zelle über einen Elektronenleiter miteinan<strong>de</strong>r<br />
verbun<strong>de</strong>n.<br />
- In einem Lokalelement kann sich keine Spannung aufbauen, da <strong>die</strong> Reaktion sofort<br />
stattfin<strong>de</strong>t und erst gestoppt wird, wenn eines <strong>de</strong>r Elemente aufgebraucht ist.<br />
© Stefan Pielsticker und Hendrik-Jörn Günther<br />
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CHEM<br />
Was ist eine <strong>Galvanische</strong> Zelle?<br />
<strong>Lernzettel</strong> <strong>für</strong> <strong>die</strong> <strong>1.</strong> <strong>Chemiearbeit</strong> <strong>–</strong> <strong>Galvanische</strong> <strong>Zellen</strong>-<br />
- Eine <strong>Galvanische</strong> Zelle ist ein Gerät, das aus chemischer Energie elektrische Energie formen<br />
kann.<br />
- In <strong>de</strong>r Zelle fin<strong>de</strong>t eine spontane Reaktion statt, <strong>die</strong> einen Elektronenaustausch mit sich zieht.<br />
Wie ist eine <strong>Galvanische</strong> Zelle aufgebaut?<br />
Diaphragma<br />
- Es muss unbedingt beachtet wer<strong>de</strong>n, dass <strong>die</strong> bei<strong>de</strong>n Elektronen in einer Elektrolyt-Lösung<br />
stehen.<br />
Welche Reaktion läuft in einer <strong>Galvanische</strong>n Zelle ab?<br />
- Allgemein lässt sich sagen, dass <strong>die</strong> <strong>Galvanische</strong> Zelle auf einer Redox-Reaktion beruht. Eine<br />
Redox-Reaktion ist eine Reaktion bei <strong>de</strong>r sowohl oxi<strong>die</strong>rt, wie auch reduziert wird.<br />
- Oxi<strong>die</strong>ren heißt Elektronenabgabe und fin<strong>de</strong>t an <strong>de</strong>r Ano<strong>de</strong> statt<br />
- Reduzieren heißt Elektronenaufnahme und fin<strong>de</strong>t an <strong>de</strong>r Katho<strong>de</strong> statt.<br />
- Oxidationsmittel: Die Substanz, <strong>die</strong> Elektronen aufnimmt und <strong>de</strong>r Ausgangsstoff somit<br />
reduziert wird.<br />
- Reduktionsmittel: Eine Substanz, daß das Potential hat, eine an<strong>de</strong>re Substanz zu reduzieren.<br />
- Bestimmung <strong>de</strong>r reduzierten und oxi<strong>die</strong>rten Elemente mit Hilfe <strong>de</strong>r Oxidationszahlen.<br />
Im Folgen<strong>de</strong>n wer<strong>de</strong>n zuerst Oxidationszahlen erklärt; Anschließend das Prinzip und<br />
Stöchiometrie von einer Redox-Reaktion und dann <strong>die</strong> I<strong>de</strong>e <strong>de</strong>r Redoxreaktion auf das Prinzip<br />
<strong>de</strong>r <strong>Galvanische</strong>n Zelle übertragen.<br />
© Stefan Pielsticker und Hendrik-Jörn Günther<br />
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CHEM<br />
<strong>Lernzettel</strong> <strong>für</strong> <strong>die</strong> <strong>1.</strong> <strong>Chemiearbeit</strong> <strong>–</strong> <strong>Galvanische</strong> <strong>Zellen</strong>-<br />
Was sind Oxidationszahlen und wer<strong>de</strong>n sie vergeben?<br />
- Eine Oxidationszahl gibt <strong>die</strong> Anzahl von Elektronen an, <strong>die</strong> zu einem Element hinzugegeben<br />
o<strong>de</strong>r entfernt wer<strong>de</strong>n müssen, um das Element in <strong>die</strong> elementare, also neutrale Form zu<br />
bringen.<br />
- Regeln:<br />
The Oxidationszahl (im Folgen<strong>de</strong>n OZ genannt) von je<strong>de</strong>m freien, unkombinierten<br />
Element ist 0.<br />
Die OZ von je<strong>de</strong>m monoatomaren Ion ist gleich <strong>de</strong>r Ladung <strong>die</strong>ses Ions.<br />
Die OZ von Fluor ist immer -1, weil es das elektronegativste Element ist<br />
In einer Verbindung haben Elemente <strong>de</strong>r 1, 2 und 3 Hauptgruppe eine OZ von +1,+2,<br />
respektive +3<br />
Die OZ von Wasserstoff in einer Verbindung ist +1; Es sei <strong>de</strong>nn es ist mit einem<br />
Metall-Atom verbun<strong>de</strong>n, dann ist es -1<br />
Die OZ <strong>für</strong> Sauerstoff ist -2; Es sei <strong>de</strong>nn es ist kombiniert mit Fluor, dann ist es +2. In<br />
Peroxi<strong>de</strong>n hat es eine OZ von -1<br />
Die Summe aller OZ (evtl. multipliziert mit <strong>de</strong>r Anzahl <strong>de</strong>r Atome in einem<br />
Molekül) muss 0 ergeben.<br />
Die Summe aller OZ in einem polyatomaren Ion (evtl. multipliziert mit <strong>de</strong>r Anzahl<br />
<strong>de</strong>r Atome in einem Molekül) muss <strong>de</strong>r Ladung <strong>de</strong>s Ions entsprechen.<br />
- Bsp.: Die OZ <strong>für</strong> S 2 O 7<br />
2−<br />
− II<br />
Für Sauerstoff gilt: -2. Also: 2− <strong>die</strong>ses ergibt eine negative Ladung von -2*7=-14.<br />
S2 O 7<br />
Da wir eine Gesamtladung von -2 erreichen wollen fehlen uns nun noch 12 positive<br />
Ladungen. Da wir aber 2 Schwefel-Atome haben, müssen wir nur 6 positive Ladungen<br />
hinzufügen. Dieses entspricht <strong>de</strong>r Oxidationszahl <strong>für</strong> <strong>de</strong>n Schwefel : +VI − II<br />
Stöchiometrie in einer Redoxreaktion<br />
- Für eine <strong>Galvanische</strong> Zelle ist es wichtig zu wissen, was eine Redoxreaktion ist und wie sie<br />
ausgeglichen wer<strong>de</strong>n kann.<br />
- Bsp: Gleichen Sie folgen<strong>de</strong> Reaktionsgleichung aus.<br />
H 3 O + + M nO − 4 + Fe 2+ → M n 2+ + Fe 3+<br />
Bei Befolgung <strong>de</strong>r Oxidationszahlregeln muss man zuerst <strong>die</strong> OZ verteilen um auf <strong>die</strong><br />
Reduzierten, bzw. Oxi<strong>die</strong>rten Elemente zu schließen:<br />
+I − II<br />
H 3 O +<br />
+II<br />
+VII − II<br />
−<br />
+ M nO 4 + Fe 2+<br />
REDUKTION Mn<br />
+II<br />
→ M n 2+ <br />
OXIDATION Fe<br />
+III<br />
+ Fe 3+<br />
S 2<br />
O 7<br />
2−<br />
Das Mangan wird reduziert, weil es Elektronen aufnimmt, was man an <strong>de</strong>r<br />
Vermin<strong>de</strong>rung <strong>de</strong>r Oxidationszahl sehen kann<br />
Das Eisen wur<strong>de</strong> oxi<strong>die</strong>rt, weil es Elektronen abgibt und somit eine kleinere OZ erhält.<br />
© Stefan Pielsticker und Hendrik-Jörn Günther<br />
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CHEM<br />
<strong>Lernzettel</strong> <strong>für</strong> <strong>die</strong> <strong>1.</strong> <strong>Chemiearbeit</strong> <strong>–</strong> <strong>Galvanische</strong> <strong>Zellen</strong>-<br />
- Nun schreibt man <strong>die</strong> Reduktionsgleichung und Oxidationsgleichung in s.g. Halbreaktionen<br />
ab:<br />
Oxidation: Fe 2+ → Fe 3+<br />
Reduktion: M nO − 4 → M n 2+<br />
- Wie man feststellt, sind <strong>die</strong> Reaktionsgleichungen nicht ausgeglichen. Allgemein kann man<br />
folgen<strong>de</strong> Regeln verwen<strong>de</strong>n:<br />
Die Elemente auf bei<strong>de</strong>n Seiten ausgleichen (abgesehen von O und H), wenn nötig mit<br />
Koeffizienten<br />
Je<strong>de</strong>s O mit einem H 2 O auf <strong>de</strong>r an<strong>de</strong>ren Seite ausgleichen<br />
Nun <strong>die</strong> Zahl vor <strong>de</strong>m H 2 O mit 2 multiplizieren, und <strong>de</strong>mentsprechend Hydronium-<br />
Ionen (H 3 O + ) auf <strong>de</strong>r an<strong>de</strong>ren Seite hinzufügen.<br />
Die Zahl, <strong>die</strong> nun vor <strong>de</strong>n Hydronium-Ionen stehen, ad<strong>die</strong>rt man nun noch zu <strong>de</strong>n<br />
Wasser-Molekülen<br />
Nun nur noch <strong>die</strong> Elektronen ausgleichen<br />
- Somit ergibt sich:<br />
Oxidation: Fe 2+ → Fe 3+ + e −<br />
Reduktion: M nO − 4 + 8H 3 O + + 5e − → M n 2+ + 12H 2 O<br />
- Nun muss man nur nuch <strong>die</strong> Elektronen in bei<strong>de</strong>n Gleichungen gleichstellen, in<strong>de</strong>m man <strong>die</strong><br />
obere Gleichung mit 5 multipliziert. Man erhält:<br />
Oxidation: 5Fe 2+ → 5Fe 3+ + 5e −<br />
Reduktion: M nO − 4 + 8H 3 O + + 5e − → M n 2+ + 12H 2 O<br />
- Nun kann man <strong>die</strong> Reaktionen in einer Redox-Reaktion aufschreiben und erhält:<br />
5Fe 2+ +: M nO − 4 + 8H 3 O + + 5e − → 5Fe 3+ + 5e − + M n 2+ + 12H 2 O<br />
Die 5 Elektronen auf bei<strong>de</strong>n Seiten lassen sich wegkürzen und man erhält als<br />
En<strong>de</strong>rgebnis:<br />
5Fe 2+ +: M nO − 4 + 8H 3 O + → 5Fe 3+ + M n 2+ + 12H 2 O<br />
Was ist eine elektrochemische Doppelschicht<br />
- Eine Ladungsschicht, <strong>die</strong> sich zwischen Elektro<strong>de</strong> und Elektrolyt bil<strong>de</strong>t.<br />
- An <strong>de</strong>r äußeren Schicht <strong>de</strong>s Metalls befin<strong>de</strong>n sich Elektronen, <strong>die</strong> frei wer<strong>de</strong>n, wenn sich<br />
positive Metall-Ionen ablösen<br />
- Gleichzeitig wer<strong>de</strong>n <strong>die</strong>se positiven Ionen und <strong>die</strong> an<strong>de</strong>ren positiven Teilchen <strong>de</strong>r Elektrolyt-<br />
Lösung wie<strong>de</strong>r von <strong>de</strong>n Elektronen angezogen, sodass sie sich an <strong>de</strong>r Grenze zum Metall<br />
anlagern<br />
- Ist <strong>die</strong> elektrochemische Doppelschicht dick genug, können sich keine Metall-Ionen mer<br />
lösen und <strong>die</strong> Reaktion stoppt<br />
- Dies kann beispielsweise dazu führen, dass <strong>die</strong> Funktion einer galvanischen Zelle nachlässt.<br />
Wie hängen Redoxreaktionen mit <strong>Galvanische</strong>n <strong>Zellen</strong> zusammen?<br />
- In einer <strong>Galvanische</strong>n Zelle fin<strong>de</strong>n an <strong>de</strong>n Elektro<strong>de</strong>n auch Reduktion und Oxidation statt.<br />
- An <strong>de</strong>r Ano<strong>de</strong> wird Oxi<strong>die</strong>rt, also Elektronen abgegeben. Deshalb wird <strong>die</strong>se Elektro<strong>de</strong> auch<br />
häufig als Minuspol bezeichnet. Bei <strong>die</strong>sem Prozess wollen <strong>die</strong> Atome <strong>de</strong>r Ano<strong>de</strong> Ionen<br />
bil<strong>de</strong>n und lösen sich somit in <strong>de</strong>r Elektrolyt-Lösung und geben ihre Elektro<strong>de</strong>n durch <strong>die</strong><br />
Ano<strong>de</strong> ab.<br />
© Stefan Pielsticker und Hendrik-Jörn Günther<br />
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CHEM<br />
<strong>Lernzettel</strong> <strong>für</strong> <strong>die</strong> <strong>1.</strong> <strong>Chemiearbeit</strong> <strong>–</strong> <strong>Galvanische</strong> <strong>Zellen</strong>-<br />
- Dieses passiert auch nur, weil <strong>die</strong> Ionen in <strong>de</strong>r Elektrolyt-Lösung auf <strong>de</strong>r Katho<strong>de</strong>n-Seite sich<br />
gerne zu ihrem elementaren Zustand begeben wollen und somit Elektronen benötigen um<br />
<strong>die</strong>s zu erreichen. Diese Elektronen bekommen sie von <strong>de</strong>r Ano<strong>de</strong>. Aus <strong>die</strong>sem Grun<strong>de</strong><br />
fin<strong>de</strong>t an <strong>de</strong>r Katho<strong>de</strong> Reduktion statt, also Elektronenaufnahme!<br />
- Da <strong>die</strong> bei<strong>de</strong>n Elektro<strong>de</strong>n durch z.B. ein Kabel verbun<strong>de</strong>n sind, kann man ein Messgerät<br />
einbin<strong>de</strong>n. Beim Einbau eines Spannungsmessgerätes kann man das Potential <strong>die</strong>ser Zelle<br />
messen.<br />
- Als Potential versteht man zwischen <strong>de</strong>n Elektro<strong>de</strong>n <strong>de</strong>r bei<strong>de</strong>n Halbzellen einer <strong>Galvanische</strong><br />
Zelle <strong>die</strong> Potentialdifferenz, also eine messbare Spannung. [Es drückt also vereinfacht nichts<br />
an<strong>de</strong>res aus, als das Verlangen eines Stoffes <strong>de</strong>m an<strong>de</strong>ren Stoff gegenüber Elektronen<br />
abzugeben o<strong>de</strong>r aufzunehmen)<br />
Wie wer<strong>de</strong>n Elektro<strong>de</strong>npotentiale gemessen?<br />
- Um <strong>die</strong> Standar<strong>de</strong>lektro<strong>de</strong>npotentiale eines Stoffes zu messen, muss man einen international<br />
anerkannten Vergleichswert haben. Man hat sich dazu entschlossen <strong>die</strong> Standard Hydrogen<br />
Elektro<strong>de</strong> (SHE) auch Wasserstoffelektro<strong>de</strong> als 0-Zelle anzuerkennen. Die Wasserstoff-Platin-<br />
Zelle hat <strong>die</strong> kleinste messbare Spannung und man hat <strong>de</strong>shalb <strong>die</strong>se Elektro<strong>de</strong> als<br />
Standardvergleichselektro<strong>de</strong> benützt. (siehe unten)<br />
- Man hat <strong>die</strong> Elektro<strong>de</strong>npotentiale als Tabelle in einer s.g. Spannungsreihe aufgeführt. Je<br />
negativer das Element ist, <strong>de</strong>sto lieber will das Element seine Elektronen abgeben (Bsp:<br />
Lithium mit -3.04 V ist ein sehr gutes Reduktionsmittel, weil es gerne <strong>die</strong> Elektronen abgibt<br />
und somit selbst Oxi<strong>die</strong>rt wird.)<br />
- Je größer <strong>de</strong>r Wert ist, <strong>de</strong>sto lieber will ein Stoff Elektronen aufnehmen und <strong>die</strong>nt somit als<br />
Oxidationsmittel<br />
- Aus <strong>die</strong>sem „Verlangen“ zw eier Stoffe,Elektronen abzugeben und aufzunehm en lässt sich<br />
das Elektro<strong>de</strong>npotential bestimmen.<br />
- Beispiel zur Errechnung <strong>de</strong>r Redoxpotentiale:<br />
Zink-Lithium-Halbzelle.<br />
<strong>1.</strong> Aufschreiben und feststellen <strong>de</strong>r Elektro<strong>de</strong>npotentiale:<br />
Zink: Zn 2+ + 2e − ↔ Zn | − 0,76V<br />
Lithium: Li + + e − ↔ Li | − 3,04V<br />
Lithium ist <strong>de</strong>r Donator; Zink <strong>de</strong>r Akzeptor<br />
2. Aufschreiben <strong>de</strong>r bei<strong>de</strong>n Stoffe in Donator // Akzeptor Schreibweise<br />
Li /Li + <br />
//Zn 2+ /Zn<br />
3. Aufschreiben <strong>de</strong>r daraus zu schließen<strong>de</strong>n Reaktionen:<br />
Oxidaion: Li↔ Li + + e − | − 3,04V<br />
Reduktion: Zn 2+ + 2e − ↔ Zn | − 0,76V<br />
Redox: : 2Li+Zn 2+ ↔ 2Li + + Zn<br />
4. Berechnung <strong>de</strong>s Redoxpotentials mit:<br />
∆E° = E°(AKZEPTOR)− E°(DON ATOR)<br />
∆E° = E°(Zink)− E°(Litium )<br />
∆E° = (− 0,76V)− (− 3,04V)<br />
∆E° = 2,28 V<br />
© Stefan Pielsticker und Hendrik-Jörn Günther<br />
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CHEM<br />
<strong>Lernzettel</strong> <strong>für</strong> <strong>die</strong> <strong>1.</strong> <strong>Chemiearbeit</strong> <strong>–</strong> <strong>Galvanische</strong> <strong>Zellen</strong>-<br />
Aufbau und Funktion <strong>de</strong>r Standard-Wasserstoff-Halbzelle<br />
- Das Potential einer Wasserstoff-Halbzelle ist <strong>de</strong>finitionsgemäß 0.<br />
- Ein Platinblech taucht man in eine saure Lösung mit einer Hydronium-Ionen von 1 mol*l -1 Das<br />
Blech wird nun unter STP mit Wasserstoff umspült . Die Platin-Elektro<strong>de</strong> hat <strong>die</strong> Eigenschaft,<br />
Wasserstoff an ihrer Oberfläche zu adsorbieren, was sie auch tut. Die Platinelektro<strong>de</strong> wird<br />
nun versuchen, ein elektrochemisches Equilibrium (Gleichgewicht) zwischen adsorbierten<br />
Wasserstoff-Molekülen und hydratisierten Wasserstoff-Ionen herzustellen.<br />
- Der Elektronenaustausch fin<strong>de</strong>t an <strong>de</strong>r Elektronenoberfläche statt, wodurch <strong>die</strong> Platin-<br />
Elektro<strong>de</strong> ein bestimmtes Potential erhält<br />
- Somit gilt <strong>für</strong> <strong>die</strong> allgemeine Bestimmung von Standard-Elektronenpotentialen <strong>die</strong> Redox-<br />
Schreibweise:<br />
Me /Me z+ <br />
(c = 1 Mol L<br />
)//H+ (c = 1 Mol L<br />
)/H 2<br />
- Somit ist <strong>die</strong> Wasserstoff-Halbzelle <strong>die</strong> Akzeptorzelle.<br />
Die Nernst-Gleichung<br />
- Mit Hilfe <strong>de</strong>r Nernst-Gleichung kann man das Standard-Potential eines Daniell-Elements<br />
aurechnen, wobei bei bei<strong>de</strong>n Halbzellen das gleiche Elektro<strong>de</strong>nmaterial und <strong>die</strong> gleiche<br />
Metallsalzlösung benützt; mit <strong>de</strong>m Unterschied, dass eine <strong>de</strong>r bei<strong>de</strong>n Salzlösungen weniger<br />
konzentriert ist.<br />
- Die Nernst-Gleichung lautet:<br />
U = E <br />
Stöchiometrie <strong>–</strong>c,V,m,M<br />
M e 0,059V<br />
M ez+ +<br />
z<br />
Als Kurzform : 0,059V<br />
z<br />
∗ log c(M ez+ )<br />
, wobei z <strong>die</strong> Anzahl <strong>de</strong>r Ionenladung darstellt.<br />
<br />
1 M ol L<br />
∗log c(Akzeptor )<br />
c(Donator )<br />
- Die allgemeine Formel zur Berechnung von entwe<strong>de</strong>r c (Konzentration), V (Volumen), m<br />
(Masse), M (Molare Masse) lautet: m = c∗V ∗M<br />
- Nun muss man nur noch <strong>die</strong> gegebenen Werte einsetzen und nach <strong>de</strong>m Gesuchten auflösen.<br />
Bsp: Es soll eine 0,1 molare lösung von einem Stoff erstellt wer<strong>de</strong>n. Gegeben sind folgen<strong>de</strong><br />
Werte: M = 249,69 g <br />
m ol<br />
, c = 0,1 m ol <br />
L<br />
, V = 0,025L. Wie viel gramm <strong>de</strong>s Stoffes wer<strong>de</strong>n<br />
benötigt, um genau <strong>die</strong>se Lösung zu erstellen?<br />
- m = 249,69 g <br />
m ol<br />
∗ 0,1 m ol L<br />
∗0,025L<br />
- m = 0,624g<br />
Zink-Brom-Element<br />
- Die eine Halbzelle besteht aus einer Kohlenstoffelektro<strong>de</strong>, <strong>die</strong> von Bromwasser umgeben ist.<br />
- Die an<strong>de</strong>re Halbzelle besteht aus eine Zinkelektro<strong>de</strong>, <strong>die</strong> von Wasser umgeben ist.<br />
- Wer<strong>de</strong>n <strong>die</strong> bei<strong>de</strong>n Halbzellen nun potentiell miteinan<strong>de</strong>r verbun<strong>de</strong>n, beispielsweise über<br />
ein Voltmeter, so ist eine Spannung messbar.<br />
- In <strong>de</strong>r Brom-Halbzelle wollen Brom-Moleküle zu Bromid-Ionen reduziert wer<strong>de</strong>n.<br />
- In <strong>de</strong>r Zink-Halbzelle will Zink zu Zink-Ionen oxi<strong>die</strong>rt wer<strong>de</strong>n.<br />
© Stefan Pielsticker und Hendrik-Jörn Günther<br />
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CHEM<br />
<strong>Lernzettel</strong> <strong>für</strong> <strong>die</strong> <strong>1.</strong> <strong>Chemiearbeit</strong> <strong>–</strong> <strong>Galvanische</strong> <strong>Zellen</strong>-<br />
- Bei <strong>de</strong>r Oxidation wer<strong>de</strong>n Elektronen frei, <strong>die</strong> über <strong>de</strong>n Draht in <strong>die</strong> Brom-Halbzelle fließen<br />
wollen, wer<strong>de</strong>n jedoch durch das Voltmeter daran gehin<strong>de</strong>rt.<br />
- In <strong>de</strong>r Brom-Halbzelle haben <strong>die</strong> Brom-Moleküle dann das Potential, <strong>die</strong>se Elektronen wie<strong>de</strong>r<br />
aufzunehmen<br />
Daniel-Element<br />
- Die eine Halbzelle besteht aus einer Kupferelektro<strong>de</strong>, <strong>die</strong> von Kupfersulfat-Lösung umgeben<br />
ist.<br />
- Die an<strong>de</strong>re Halbzelle besteht aus eine Zinkelektro<strong>de</strong>, <strong>die</strong> von Zinksulfat-Lösung umgeben ist.<br />
- Wie<strong>de</strong>rum ist einer Spannung messbar.<br />
- An <strong>de</strong>r Kupferelektro<strong>de</strong> haben <strong>die</strong> Kupfer-Ionen das Potential, elementares Kupfer zu bil<strong>de</strong>n<br />
und dabei Elektronen aufzunehmen, also wer<strong>de</strong>n Kupfer-Ionen zu elementarem Kupfer<br />
reduziert<br />
- An <strong>de</strong>r Zinkelektro<strong>de</strong> hingegen wer<strong>de</strong>n potentiell Zink-Ionen aus <strong>de</strong>m Zinkstab oxi<strong>die</strong>rt,<br />
sodass sie Elektronen abgeben, <strong>die</strong> dann zum Kupfer fließen wollen, jedoch durch das<br />
Voltmeter daran gehin<strong>de</strong>rt wer<strong>de</strong>n.<br />
© Stefan Pielsticker und Hendrik-Jörn Günther<br />
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