Die Standard-Wasserstoff-Elektrode (Standard – Elektrodenpotenziale und ihre Anwendungen)

1. Die Standard-Wasserstoff-Elektrode (Standard – Elektrodenpotenziale und ihre Anwendungen) Dr. Gerd Gräber Studienseminar Heppenheim

2. Ergebnisse aus der Zitronenbatterie(Fotos- Sammlung am Smartboard)

3. Beispiel: Zink/Kupfer U= - 0,76V - Pol: Zn -> Zn2+(aq) + 2e- (Ox.) Probleme: • Cu2+ - Ionen sind in der Zitrone an der Kupferelektrode nur in ganz geringer Konzentration vorhanden! • Welche Teilchen werden dann reduziert? + Pol: 2H+(aq) + 2e- -> H2(g) (Red.) (aus der Säure!)

4. Beispiel:Magnesium/Kupfer U= - 2,36V - Pol: Mg -> Mg2+(aq) + 2e- (Ox.) + Pol: 2H+(aq) + 2e- -> H2(g) (Red.) aus der Säure! • Diese Reaktion setzt sogar schon dann ein, wenn das Mg-Band in die Zitronensäure getaucht wird (vgl. Beobachtungen!) • Diese Reaktion nimmt man nun zur Grundlage, die Stoffe in der Redoxreihe zahlenmäßig nach steigender Spannung anzuordnen!

5. Die Standard-Wasserstoff- Elektrode (Halbzelle)-DIN A4 quer!- Wasserstoffgas p= 1013 hPa Platinelektrode von H2(g) umspült Wässrige Säurelösung: C(H+) = 1mol/L (25°C) Halbzellenreaktion (H2/ 2H+): 2H+(aq) + 2e- - > H2(g)

6. V Die Standard-Wasserstoff- Halbzelle kombiniert man nun mit der entsprechenden Halbzelle aus einem Metall und seiner Metallsalzlösung (C = 1mol/L) Filterpapier mit Salzlösung Stromschlüssel (wie Diaphragma) Halbzellenreaktion (z.B. Me/Me2+): Me -> Me 2+(aq) + 2e- Halbzellenreaktion (H2/ 2H+): 2H+(aq) + 2e- - > H2(g)

7. Potenziale von Halbzellen, bei welchen Elektronen frei werden, wenn sie mit der Standard – Wasserstoff-Elektrode kombiniert werden, erhalten ein negatives Vorzeichen: z.B.: Mg/Mg 2+: • Pol: Mg(s) -> Mg 2+ (aq) + 2e- • + Pol: 2H+(aq) + 2e- -> H2(g) U0H = - 2,34V (Standard- Elektrodenpotenzial Mg/Mg 2+) Solche Halbzellen wirken auf das System H2/2H+reduzierend

8. Potentiale von Halbzellen, bei welchen Elektronen aufgenommen werden, wenn sie mit der Standard – Wasserstoff- Elektrode kombiniert werden, erhalten ein positives Vorzeichen: z.B.: Cu/Cu 2+: • Pol: H2(g) -> 2H+(aq) + 2e- • + Pol: Cu 2+ (aq) + 2e- -> Cu(s) U0H = +0,35V (Standard- Elektrodenpotenzial Cu/Cu 2+) Solche Halbzellen wirken auf das System H2/2H+ oxidierend

9. Diese sog. Standard- Elektrodenpotenziale sind in tabellierter Form vorhanden (vgl. Kopien!)- Die Doppelpfeile deuten die Möglichkeiten für Hin- und Rückreaktion an (chemisches Gleichgewicht) -

10. Anwendungen der Standard-Wasserstoff-Elektrode: Daniell-Element: 1. – Pol: Zn0(s) -> Zn2+(aq) +2e- Standard-Elektrodenpotenzial: U0H (Donator)= - 0,76V 2. +Pol: Cu 2+ (aq) + 2e- -> Cu0 (s) Standard-Elektrodenpotenzial: U0H (Akzeptor)= + 0,35V) Zellspannung 1,1V = + 0,35V – (-0,76V) Zellspannung einer galvanischen Zelle: U= U0H (Akzeptor) – U0H (Donator)

11. Aus den Standard-Elektrodenpotenzialen der Wasserstoffelektrode lassen sich die Zellspannungen galvanischer Zellen berechnen: Zellspannung einer galvanischen Zelle: U= U0H (Akzeptor) – U0H (Donator) • Aufgaben: Berechne die Zellspannungen von folgenden galvanischen Zellen: • Cu/Cu 2+ // Ag +/Ag • Cu/Cu 2+ // Fe 2+/Fe • Zn/Zn 2+ // Fe 2+/Fe U= 0,8V- 0,35V=0,45V U= 0,35V- (-0,44V=0,79V U= -0,44V- (-0,76V)= 0,32V

12. Jetzt geht‘s zu den neuen technischen Anwendungen • MM 14.11.2010: BASF baut Batterieteile • Artikel durchlesen! • Mit dem Nachbarn die wichtigsten Fragestellungen kurz diskutieren! • Kurz schriftlich festhalten!