LernstraÃŸe Elektrochemie V1.9 (pdf) - Chik.die-sinis.de

Weitere Magazine

Empfehlungen

Info

Stärke des Elektronendonators /Reduktionsvermögen nimmt zu Stärke des Elektronenakzeptors/ Oxidationsvermögen nimmt zu 3 Die Standard-Wasserstoff-Elektrode als Bezugselektrode 9 1.1 Info: Redoxreihe der Metalle Je nach Reaktionspartner können Kupfer-Atome als Reduktionsmittel wirken und oxidiert werden oder Kupfer-Ionen als Oxidationsmittel wirken und reduziert werden. Cu(s) Cu 2+ (aq) +2e - Reduktionsmittel Oxidationsmittel +z e - Elektronendonator Elektronenakzeptor Tabelle 1.1 Redoxreihe der Metalle (mit Wasserstoff) Reduktor Oxidator + z·e - Na(s) Na + (aq) + e - Mg(s) Mg 2+ (aq) + 2 e - Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e - Fe(s) Fe 2+ (aq) + 2 e - Ni(s) Ni 2+ (aq) + 2 e - Sn(s) Sn 2+ (aq) + 2 e - Pb(s) Pb 2+ (aq) + 2 e - H 2 (g) + 2 H 2 O(l) 2 H 3 O + (aq) + 2 e - Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2 e - Ag(s) Ag + (aq) + e - Hg(s) Hg 2+ (aq) + 2 e - Ein System aus einem Elektronendonator und dem dazugehörigen Elektronen akzeptor nennt man korrespondierendes Redoxpaar (Me/Me z+ ). Ordnet man nun die Redoxpaare aus Metall-Atom und deren korrespondierenden Ionen nach dem Reduktionsvermögen der Metall- Atome oder dem Oxidationsvermögen der Ionen, erhält man die Redoxreihe der Metalle. In dieser Reihe stehen die Alkalimetalle, deren Atome die stärksten Elektronen-Donatoren sind, am oberen Ende. Die Edelmetalle Gold und Platin, deren Ionen die stärksten Elektronen-Akzeptoren sind, stehen am unteren Ende dieser Reihe. Metalle, deren Atome von Oxonium-Ionen oxidiert werden, bezeichnet man als unedel. Metalle, deren Atome von Oxonium-Ionen nicht oxidiert werden, bezeichnet man als edel. 1.2 Info: Galvanische Zellen Taucht man ein Stück Zink in eine wässrige Kupfer(II)sulfat- Lösung, reagiert ein Teil des Zinks und metallisches Kupfer schlägt sich auf der Zinkoberfläche ab. Es läuft folgende Redoxreaktion ab: Au(s) Au 3+ (aq) + 3 e - Abb. 1.1 galvanische Zelle Zn(s) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s) Während der Reaktion werden Elektronen vom Zink auf Cu 2+ - Ionen übertragen. Die Elektronen reduzieren die Cu 2+ -Ionen zu Cu-Atomen. Diese bleiben auf der Zinkoberfläche haften. Das Stück Zink wird in dem Maße kleiner, wie seine Atome Elektronen abgeben und Zn 2+ -Ionen bilden. Man kann nun Zink von der Kupfer-Lösung abtrennen. (siehe Abb. 1.1 ) Wenn die beiden Elektroden miteinander verbunden sind, läuft dieselbe Redoxreaktion ab, aber die Elektronen können die Cu 2+ -Ionen nur über den externen Stromkreis erreichen. In dem Maße, wie Cu 2+ -Ionen in einem Raum zu neutralen Cu-Atomen und Zn-Atome im anderen Raum zu Zn 2+ -Ionen umgewandelt werden, müssen sich Ionen (Sulfat-Ionen) zwischen den Räumen bewegen (durch die poröse Wand des Porzellanbechers), damit die Lösungen neutral bleiben. Zink Kupfersulfat- Lösung Kupfer Zinksulfat- Lösung poröser Becherr
3 Die Standard-Wasserstoff-Elektrode als Bezugselektrode 10 Mit der beschriebenen Versuchsanordnung hat man eine galvanische Zelle aufgebaut, die aus zwei Halbzellen besteht. Die Redoxpaare Zn/Zn 2+ und Cu/Cu 2+ bilden die Halbzellen der galvanischen Zelle (häufig auch galvanisches Element genannt). Verbindet man die beiden Elektroden miteinander, so fließen Elektronen vom Zink zum Kupfer. Dieser Elektronenfluss lässt sich mit Hilfe eines Strommessgerätes nachweisen. Damit Strom fließen kann muss zwischen den Elektroden eine Potentialdifferenz, eine Spannung, bestehen. Auch diese lässt sich mit einem Spannungsmessgerät messen. Die Spannung zwischen der Zink- und Kupfer- Elektrode beträgt unabhängig von der Versuchsanordnung 1,1 V, wenn in beiden Halbzellen die gleiche Konzentration an Metallionen vorliegt. Die Zink-Elektrode bildet dabei den Minuspol, die Kupferelektrode den Pluspol. Man bezeichnet die Zink-Halbzelle auch als Donator-Halbzelle, die Kupferhalbzelle als Akzeptor-Halbzelle Die gemessene Spannung ist eine charakteristische Größe für die Kombination der Redoxpaare Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2 e - Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2 e - Abb. 1.2 Halbzellen Donator-Halbzelle Akzeptor-Halbzelle Diese Gleichgewichte bilden sich beim Eintauchen der Metalle in die wässrige Lösung an der Metalloberfläche aus. Aus dem Metallgitter gehen Metall-Ionen in Lösung und Elektronen bleiben im Metall zurück. Das dadurch negativ aufgeladene Metall zieht die in Lösung gegangenen positiv geladenen Metall-Ionen wiederum an. Es bildet sich eine elektrische Doppelschicht aus. Da die Tendenz der Zink-Atome Elektronen abzugeben und Ionen zu bilden größer ist als die der Kupfer- Atome, ist die Zink-Elektrode gegenüber der Kupferelektrode negativ geladen. Nimmt man die galvanische Zelle in Betrieb, d.h. man verbindet die beiden Elektroden, nimmt allmählich die Masse der Zinkelektrode ab und die der Kupferelektrode zu. Gleichzeitig steigt die Konzentration der Zink-Ionen in Lösung, während die Konzentration der Kupfer-Ionen in der Lösung fällt. Zn 2 + Zn 2 + Zn 2 + Zn 2 + Zn 2 + Zn 2 + Zn 2 + Zn 2 + Zn 2 + Cu 2 + Cu 2 + Cu 2 + Cu 2 + Cu 2 + e - e - e - e - + Zn 2+ Cu 2+ + Zn (s) Zn 2+ SO 4 2- Cu (s) nach längerem Betrieb der Zelle e - e - e - e - + Zn 2+ Cu 2+ + Zn (s) Zn 2+ SO 4 2- Cu (s) Abb. 1.3 Galvanische Zelle im Betrieb Eine galvanische Zelle kann sowohl als Spannungsquelle als auch als Stromquelle dienen. Während die gemessene Spannung vom Versuchsaufbau unabhängig ist, ist die Stromstärke je nach Versuchsanordnung sehr unterschiedlich. Sie hängt z.B. von der Oberfläche und dem Abstand der Elektroden ab. Die beschriebenen Vorgänge lassen sich auf jede andere Kombination zweier verschiedener Halbzellen übertragen. Das unedlere Metall bildet dabei immer den Minuspol, das edlere den Pluspol.
Seite 1: Unterrichtsreihe Wenn der Strom nic
Seite 4 und 5: Inhaltsverzeichnis 0 Theoretischer
Seite 6 und 7: 0 Theoretischer Vorspann 3 0.1.5 Me
Seite 8 und 9: 0 Theoretischer Vorspann 5 0.2.3 Sp
Seite 10 und 11: 7 1 Die Spannungsreihe der Metalle
Seite 14 und 15: 3 Die Standard-Wasserstoff-Elektrod
Seite 20 und 21: 4 Erweiterung der Spannungsreihe II
Seite 22 und 23: 5 Hinführung zur Nernst-Gleichung
Seite 24 und 25: 21 6 Historische und klassische Ele
Seite 26 und 27: 6 Historische und klassische Elemen
Seite 28 und 29: 7 Hilfen 25 7.3 Abgestufte Lösungs
Seite 30 und 31: 27 8 Lösungen A 1.1 Beobachtungen:
Seite 32 und 33: Fehler! Verweisquelle konnte nicht
Seite 34 und 35: Fehler! Verweisquelle konnte nicht
Seite 36: 33 10 Anhang Standard-Redoxpotentia

LernstraÃŸe Elektrochemie V1.9 (pdf) - Chik.die-sinis.de

Sie wollen auch ein ePaper? Erhöhen Sie die Reichweite Ihrer Titel.

Template löschen?

Als Template speichern?