2- Elektronenleiter Ionenleitung 25.12.2018 A. Soi.

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1 2- Elektronenleiter Ionenleitung A. Soi

2 e- - + Cu Zn IUPAC Red1∣ Ox1 ∣ ∣ Ox2 ∣ Red2 Zn ∣ Zn2+ ∣ ∣ Cu2+ ∣ Cu
1.11 V e- Cu2+ 1 M Cu NORMALKUPFER- ELEKTRODE Zn Zn2+ 1 M NORMALZINK- ELEKTRODE IUPAC Red1∣ Ox1 ∣ ∣ Ox2 ∣ Red2 Zn ∣ Zn2+ ∣ ∣ Cu2+ ∣ Cu Oxidation Reduktion Anode Kathode ANODE Zn ----> Zn e- KATHODE Cu e- ----> Cu DE = E°Kathode – E°Anode DE = 0.34 V –(-0.76 V) = 1.11 V Die Zn-Elektrode ist gegenüber der Kupferelektrode negativ aufgeladen. In der freiwilligen Redoxreaktion fließen Elektronen von der Zn-Elektrode zur Cu-Elektrode. A. Soi

3 e- - + Bestimmung des Elektrodenpotenzials H2 (1 bar) T = 298 K
P = 1 bar 0.34 V Pt Bestimmung des Elektrodenpotenzials e- H+ 1 M H2 (1 bar) Cu2+ 1 M Cu NORMALKUPFER- ELEKTRODE NORMALWASSERSTOFF- ELEKTRODE IUPAC Red1∣ Ox1 ∣ ∣ Ox2 ∣ Red2 Pt ∣ H2 ∣ H+ ∣ ∣ Cu2+ ∣ Cu Oxidation Reduktion Anode Kathode ANODE H2 ----> 2 H+ + 2 e- KATHODE Cu e > Cu DE = E°Kathode – E°Anode = 0.34V Def. : E°H2/H+ = 0 V, gemeinsamer Referenzpunkt E° Cu/Cu2+ = 0.34 V Die Cu-Elektrode ist gegenüber der Wasserstoffelektrode positiv aufgeladen. In der freiwilligen Redoxreaktion fließen Elektronen von der H2-Elektrode zur Cu-Elektrode. A. Soi

4 e- - + Bestimmung des Elektrodenpotenzials H2 (1 bar) T = 298 K
P = 1 bar 0.76 V Bestimmung des Elektrodenpotenzials Pt H+ 1 M H2 (1 bar) e- Zn NORMALWASSERSTOFF- ELEKTRODE NORMALZINK- ELEKTRODE Zn2+ 1 M IUPAC Red1∣ Ox1 ∣ ∣ Ox2 ∣ Red2 Zn ∣ Zn2+ ∣ ∣ H+ ∣ H2 ∣ Pt Oxidation Reduktion Anode Kathode ANODE Zn ----> Zn e- KATHODE 2 H+ + 2 e- ----> H2 DE = E°Kathode – E°Anode = 0.76 V Def. : E°H2/H+ = 0 V , gemeinsamer Referenzpunkt E° Zn/Zn2+ = V Die Zn-Elektrode ist gegenüber der Wasserstoffelektrode negativ aufgeladen. In der freiwilligen Redoxreaktion fließen Elektronen von der Zn-Elektrode zur H2-Elektrode. A. Soi

5 Die nächste Folie zeigt eine alternative Ableitung der
negativen Redoxpotenziale. Beachten Sie bitte, dass Vereinbarungsgemäss eine Positive Spannung DE am Voltmeter (Messgerät) immer dann vorliegt, wenn die Elektronen von der Anode (Minuspol) zur Kathode (Pluspol) wandern! Dies ist die Stromrichtung der spontanen Redoxreaktion. Das Elektrodenpotenzial wird also immer so gemessen, dass die Stromrichtung immer Anode  Kathode ist! AC A. Soi

6 e- + - - + H2 H2 (1 bar) (1 bar) 0.76 V Pt Pt Zn Zn IUPAC
NORMAL- WASSERSTOFF- ELEKTRODE -0.76 V Zn2+ 1 M NORMALZINK- H+ H2 (1 bar) Zn Umstecken 0.76 V Pt H+ 1 M H2 (1 bar) e- Zn2+ 1 M Zn KATHODE 2 H+ + 2 e > H2 ANODE Zn ----> Zn e- IUPAC Red1∣ Ox1 ∣ ∣ Ox2 ∣ Red2 Zn ∣ Zn2+ ∣ ∣ H+ ∣ H2 ∣ Pt Oxidation Reduktion Anode Kathode DE = E°Kathode – E°Anode = 0.76V Def. : E°H2/H+ = 0 V, gemeinsamer Referenzpunkt E° Zn/Zn2+ = V Die Zn-Elektrode ist gegenüber der Wasserstoffelektrode negativ aufgeladen. In der freiwilligen Redoxreaktion fließen Elektronen von der Zn-Elektrode zur H2-Elektrode. A. Soi

7 E° Prinzip Le Chatellier Lösungsdruck: Ist um so grösser, je
unedler das Metall ist. Lösungsdruck Abscheidungs- druck Abscheidungsdruck: Ist um so grösser je edler das Metall ist. E° Im Gleichgewichtszustand ist: Lösungsdruck = Abscheidungsdruck Me(s) Mez+ + z e E° Hierzu gehört das Elektrodenpotenzial E° Me(s) Mez+ + z e E° Prinzip Le Chatellier - Erhöht man [Mez+] => GG-Verschiebung nach links; => E° wird positiver - Verrringert man [Mez+] => GG-Verschiebung nach rechts; => E° wird negativer AC A. Soi