Versuch 1. 1/48 Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotenzials

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1 1/48 Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotenzials Versuch 1 Wir stellen je 100 ml der folgenden Lösungen her: a) Silbernitrat AgNO3 (c = 0,1 mol/l) b) Kaliumnitrat KNO3 (c = 0,1 mol/l)

2 2/48 Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotenzials Versuch 1 Wir stellen je 100 ml der folgenden Lösungen her: a) Silbernitrat AgNO3 (c = 0,1 mol/l) b) Kaliumnitrat KNO3 (c = 0,1 mol/l) 10 ml der AgNO3-Lösung werden mit 90 ml KNO3-Lösung auf 100 ml aufgefüllt. Wir erhalten dann c) Silbernitrat AgNO3 (c = 0,01 mol/l)

3 Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotenzials 3/48 Versuch 1 Wir stellen je 100 ml der folgenden Lösungen her: a) Silbernitrat AgNO3 (c = 0,1 mol/l) Der linke Schenkel eines U-Rohrs b) Kaliumnitrat KNO3 wird mit der (c = 0,1 mol/l) AgNO3 -Lösung der Konzentration 0,01 mol/l gefüllt. 10 ml der AgNO3-Lösung werden mit 90 ml KNO3-Lösung auf 100 ml aufgefüllt. Wir erhalten dann c) Silbernitrat AgNO3 (c = 0,01 mol/l) 0,01 mol/l

4 Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotenzials 4/48 Versuch 1 Wir stellen je 100 ml der folgenden Lösungen her: a) Silbernitrat AgNO3 (c = 0,1 mol/l) Der linke Schenkel eines U-Rohrs b) Kaliumnitrat wird mit der KNO3 (c = 0,1 mol/l) AgNO3 -Lösung der Konzentration 0,01 mol/l gefüllt. 10 ml der AgNO3-Lösung werden mit 90 ml KNO3-Lösung auf 100 ml aufgefüllt. rechte Wir Schenkel erhalten des dann U-Rohrs Der wird mit der AgNO3 -Lösung der Konzentration c) Silbernitrat 0,1 AgNO3 mol/l gefüllt. (c = 0,01 mol/l) 0,01 mol/l 0,1 mol/l

5 Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotenzials 5/48 Versuch 1 Die beiden Silber-Elektroden werden mit einem Voltmeter verbunden. Der linke Schenkel eines U-Rohrs wird mit der AgNO3 -Lösung der Konzentration 0,01 mol/l gefüllt. 10 ml der AgNO3-Lösung werden mit 90 ml KNO3-Lösung auf 100 ml aufgefüllt. Der rechte Wir Schenkel erhalten des dann U-Rohrs wird mit der AgNO3 -Lösung der Konzentration c) Silbernitrat 0,1 AgNO3 mol/l gefüllt. (c = 0,01 mol/l) 0,01 mol/l 0,1 mol/l

6 Konzentrationsabhängigkeit 6/48 Versuch 1 0,059 Volt Die beiden Silber-Elektroden werden mit einem Voltmeter verbunden. Wir Der können linke Schenkel eine Spannung eines U-Rohrs von ca. wird mit der AgNO3 0,06 Volt ablesen! -Lösung der Konzentration 0,01 mol/l gefüllt. Der rechte Schenkel des U-Rohrs wird mit der AgNO3 -Lösung der Konzentration 0,1 mol/l gefüllt. 0,01 mol/l 0,1 mol/l

7 7/48 Versuch 1 Alternativ kann man den Versuch auch mit einem Elektrochemie-Kasten durchführen.

8 8/48 Versuch 1 Alternativ kann man den Versuch auch mit einem Elektrochemie- Kasten durchführen. Aufgabe: Finden Sie eine Erklärung für die Spannung, die man bei der Konzentrationszelle messen kann!

9 Konzentrationsabhängigkeit 9/48 Betrachten wir die Gleichgewichtsreaktion, die innerhalb einer Silber-Halbzelle abläuft:

10 Konzentrationsabhängigkeit 10/48 Betrachten wir die Gleichgewichtsreaktion, die innerhalb einer Silber-Halbzelle abläuft: Ag(s) VHin VRück + - Ag(aq) + e

11 Konzentrationsabhängigkeit 11/48 Betrachten wir die Gleichgewichtsreaktion, die innerhalb einer Silber-Halbzelle abläuft: Ag(s) VHin VRück + - Ag(aq) + e Das Gleichgewicht dieser Reaktion liegt weit auf der linken Seite.

12 Konzentrationsabhängigkeit 12/48 Betrachten wir die Gleichgewichtsreaktion, die innerhalb einer Silber-Halbzelle abläuft: Ag(s) VHin VRück + - Ag(aq) + e Das Gleichgewicht dieser Reaktion liegt weit auf der linken Seite. Prinzip des kleinsten Zwanges: Erhöhung von c(ag + ) Erniedrigung von c(ag + ) -> Gleichgewicht wird nach links verschoben. -> Gleichgewicht wird nach rechts verschoben.

13 13/48 0,059 Volt Das Gleichgewicht + - Ag(aq) + e Ag(s) Erniedrigung von c(ag + ) auf 1/10 der Standardkonzentration wird etwas nach rechts verschoben. 0,01 mol/l 0,1 mol/l

14 14/48 0,059 Volt Das Gleichgewicht + - Ag(aq) + e Ag(s) Erniedrigung von c(ag + ) auf 1/100 der Standardkonzentration wird stark nach rechts verschoben. Das Gleichgewicht + - Ag(aq) + e Ag(s) Erniedrigung von c(ag + ) auf 1/10 der Standardkonzentration wird etwas nach rechts verschoben. 0,01 mol/l 0,1 mol/l

15 15/48 0,059 Volt Elektronendichte etwas erhöht. Das Gleichgewicht + - Ag(aq) + e Ag(s) wird stark nach rechts verschoben. Das Gleichgewicht + - Ag(aq) + e Ag(s) wird etwas nach rechts verschoben. 0,01 mol/l 0,1 mol/l

16 16/48 0,059 Volt Elektronendichte stark erhöht. Elektronendichte etwas erhöht. Das Gleichgewicht + - Ag(aq) + e Ag(s) Das Gleichgewicht + - Ag(aq) + e Ag(s) wird stark nach rechts verschoben. wird etwas nach rechts verschoben. 0,01 mol/l 0,1 mol/l

17 17/48 0,059 Volt Elektronendichte stark erhöht. Elektronendichte etwas erhöht. Minuspol Pluspol 0,01 mol/l 0,1 mol/l

18 18/48 0,059 Volt Elektronendichte stark erhöht. Elektronendichte etwas erhöht. Aufgabe: Konzentrationen in dem linken U-Rohr-Schenkel: 0,01 mol/l Wiederholen Sie den Versuch 1 mit folgenden Ag + - Minuspol 0,01 mol/l 0,001 mol/l Verwenden Sie zum Verdünnen stets Kaliumnitratlösung der Konzentration 1 mol/l. Pluspol 0,1 mol/l

19 NERNSTsche Gleichung 19/48 Versuch 2 Wir wiederholen den Versuch 1, kombinieren jetzt aber eine AgNO3- Lösung der Konzentration 0,1 mol/l mit einer AgNO3-Lösung der Konzentration 0,001 mol/l. 0,001 mol/l 0,1 mol/l

20 NERNSTsche Gleichung 20/48 Versuch 2 0,118 Volt Wir wiederholen den Versuch 1, kombinieren jetzt aber eine AgNO3- Lösung der Konzentration 0,1 mol/l mit einer AgNO3-Lösung der Kon-zentration 0,001 - mol/l. Wir können eine Spannung von ca. 0,12 Volt ablesen! 0,001 mol/l 0,1 mol/l

21 NERNSTsche Gleichung 21/48 Versuch 3 0,118 Volt Wir wiederholen den Versuch 1, kombinieren Wir wiederholen jetzt aber den eine Versuch AgNO3-1, Lösung kombinieren der Konzentration jetzt aber 0,1 eine mol/l AgNO3- mit einer Lösung AgNO3-Lösung der Konzentration der Konzentration mit einer 0,001 AgNO3-Lösung mol/l. der Kon- 0,1 mol/l e Wir zentration können eine 0,0001 Spannung mol/l. von - ca. 0,12 Volt ablesen! 0,0001 mol/l 0,1 mol/l

22 NERNSTsche Gleichung 22/48 Versuch 3 0,177 Volt Wir wiederholen den Versuch 1, kombinieren Wir wiederholen jetzt aber den eine Versuch AgNO3-1, Lösung kombinieren der Konzentration jetzt aber 0,1 eine mol/l AgNO3- mit einer Lösung AgNO3-Lösung der Konzentration der Konzentration mit einer 0,001 AgNO3-Lösung mol/l. der Kon- 0,1 mol/l zentration 0,0001 mol/l. Wir können eine Spannung von ca. 0,18 Volt ablesen! 0,0001 mol/l 0,1 mol/l

23 NERNSTsche Gleichung 23/48 0,177 Volt Aufgabe: Wir wiederholen Fassen Sie den die Ergebnisse Versuch 1, der Versuche 1 bis 3 kombinieren tabellarisch jetzt aber zusammen! eine AgNO3- Lösung der Konzentration 0,1 mol/l mit einer AgNO3-Lösung der Konzentration 0,0001 mol/l. e Wir können eine Spannung von ca. - 0,18 Volt ablesen! 0,0001 mol/l 0,1 mol/l

24 NERNSTsche Gleichung 24/48 Fassen wir unsere Versuchsergebnisse 0,177 tabellarisch Volt zusammen... c(links) c(rechts) U in mol/l in emol/l - in Volt

25 NERNSTsche Gleichung 25/48 Fassen wir unsere Versuchsergebnisse 0,177 tabellarisch Volt zusammen... c(links) c(rechts) U in mol/l in emol/l - in Volt 0,1 0,1 0 0,01 0,1 0,059 0,001 0,1 0,118 0,0001 0,1 0,177

26 NERNSTsche Gleichung 26/48 so erkennen wir, dass... 0,177 Volt c(links) c(rechts) U in mol/l in mol/l in Volt 0,1 0,1 0 0 * 0,059 0,01 0,1 0,059 1 * 0,059 0,001 0,1 0,118 2 * 0,059 0,0001 0,1 0,177 3 * 0,059

27 NERNSTsche Gleichung 27/48 so erkennen wir, dass eine logarithmische 0,177 Volt Beziehung vorliegt... log c(links) c(rechts) c(links) c(rechts) U in mol/l in mol/l in Volt 0,1 0,1 e0-0 0 * 0,059 0,01 0,1-1 0,059 1 * 0,059 0,001 0,1-2 0,118 2 * 0,059 0,0001 0,1-3 0,177 3 * 0,059

28 NERNSTsche Gleichung 28/48 so erkennen wir, dass eine logarithmische 0,177 Volt Beziehung vorliegt... U= 0,059 z *lg c(donator) c(akzeptor)... die sogenannte NERNSTsche Gleichung für Konzentrationszellen.

29 NERNSTsche Gleichung Konstante Donator-Halbzelle = die Halbzelle mit der geringeren Elektrolyt-Konzentration. 29/48 U= 0,059 z *lg c(donator) c(akzeptor) Ladung des Metall-Ions Akzeptor-Halbzelle = die Halbzelle mit der höheren Elektrolyt-Konzentration.

30 NERNSTsche Gleichung, Anwendung 1 30/48 Allgemeine Anwendung der NERNSTschen Gleichung: Standardredoxpotenzial Elektrolyt-Konzentration U H = U H 0 + 0,059V z * lg c(mez+ ) mol / l Ladung des Metall-Ions mathematisch notwendig, damit der zu logarithmierende Ausdruck dimensionslos ist

31 NERNSTsche Gleichung, Anwendung 1 31/48 Allgemeine Anwendung der NERNSTschen Gleichung: Standardredoxpotenzial Elektrolyt-Konzentration U H = U H 0 + 0,059V z * lg c(mez+ ) mol / l So kann man das Redoxpotenzial einer Halbzelle berechnen, bei der die Elektrolytkonzentration von 1 mol/l abweicht.

32 NERNSTsche Gleichung, Anwendung 1 32/48 Aufgabe: Allgemeine Anwendung der NERNSTschen Gleichung: Berechnen Sie die Spannung, die folgende Zelle liefert: Cu/Cu Standardredoxpotenzial 2+ (c = 1 mol/l) // Ag + /Ag (c = 0,1 mol/l) Elektrolyt-Konzentration U H = U H 0 + 0,059V z * lg c(mez+ ) mol / l So kann man das Redoxpotenzial einer Halbzelle berechnen, bei der die Elektrolytkonzentration von 1 mol/l abweicht.

33 NERNSTsche Gleichung, Anwendung 1 33/48 Für die Kupferhalbzelle ergibt sich eine Spannung von U H = 0,34V + 0,059V 2 *lg 1 mol / l 0,34 Volt (Logarithmus von 1 = 0, daher UH = UH 0 ).

34 NERNSTsche Gleichung, Anwendung 1 34/48 Für die Silberhalbzelle ergibt sich eine Spannung von U H = 0,80V + 0,059V 1 * lg 0,1 mol / l 0,741 Volt (Logarithmus von 0,1 = -1, daher UH = 0,8-0,059).

35 NERNSTsche Gleichung, Anwendung 1 35/48 Für die Silberhalbzelle ergibt sich eine Spannung von U H = 0,80V + 0,059V 1 * lg 0,1 mol / l 0,741 Volt (Logarithmus von 0,1 = -1, daher UH = 0,8-0,059). Die Spannung des galvanischen Elementes beträgt also 0,401 Volt.

36 NERNSTsche Gleichung, Anwendung 2 36/48 c(donator) c(akzeptor) log c(donator) c(akzeptor) U in mol/l in mol/l in Volt 0,01 0,1-1,000-0,059 0,02 0,1-0,699-0,041 0,03 0,1-0,523-0,031 0,04 0,1-0,398-0,023 0,05 0,1-0,301-0,018 0,06 0,1-0,222-0,013 0,07 0,1-0,155-0,009 0,08 0,1-0,097-0,006 0,09 0,1-0,046-0,003 0,10 0,1 0,000 0,000

37 NERNSTsche Gleichung, Anwendung 2 37/48 c(donator) c(akzeptor) log c(donator) c(akzeptor) U in mol/l in mol/l in Volt 0,01 0,1-1,000-0,059 0,02 0,1-0,699-0,041 0,03 0,1-0,523-0,031 0,04 Aufgabe: 0,1-0,398-0,023 0,05 Erläutern 0,1 Sie, wi0,301 man die NERNSTsch0,018 Gleichung in der analytischen Chemie anwenden könnte! 0,06 0,1-0,222-0,013 0,07 0,1-0,155-0,009 0,08 0,1-0,097-0,006 0,09 0,1-0,046-0,003 0,10 0,1 0,000 0,000

38 NERNSTsche Gleichung, Anwendung 2 38/48 c(donator) c(akzeptor) log c(donator) U c(akzeptor) in mol/l in mol/l in Volt 0,01 0,1-1,000-0,059 0,02 0,1-0,699-0,041 0,03 0,1-0,523-0,031 0,04 0,1-0,398-0,023 0,05 0,1-0,301-0,018 0,06 0,1-0,222-0,013 0,07 0,1-0,155-0,009 0,08 0,1-0,097-0,006 0,09 0,1-0,046-0,003 0,10 0,1 0,000 0,000 Mit Hilfe solcher Tabellen und einer entsprechenden Versuchsanordnung kann man die Konzentration einer unbekannten Silberionen-Lösung ungefähr bestimmen.

39 NERNSTsche Gleichung, Anwendung 2 39/48 c(donator) c(akzeptor) log c(donator) U c(akzeptor) in mol/l in mol/l in Volt 0,01 0,1-1,000-0,059 0,02 0,1-0,699-0,041 0,03 0,1-0,523-0,031 0,04 0,1-0,398-0,023 0,05 0,1-0,301-0,018 0,06 0,1-0,222-0,013 0,07 0,1-0,155-0,009 0,08 0,1-0,097-0,006 0,09 0,1-0,046-0,003 0,10 0,1 0,000 0,000 Mit Hilfe solcher Tabellen und einer entsprechenden Versuchsanordnung kann man die Konzentration einer unbekannten Silberionen-Lösung ungefähr bestimmen. Wer sich mit Mathematik auskennt, kann die NERNST-Gleichung so umstellen, dass man die unbekannte Konzentration berechnen kann...

40 ph-messung 40/48 Für die Wasserstoff-Halbzelle ergibt sich eine Spannung von U H = 0V + 0,059V * lgc(h + )

41 41/48 ph-messung Für die Wasserstoff-Halbzelle ergibt sich eine Spannung von U H = 0V + 0,059V * lgc(h + ) Aufgabe: Leiten Sie aus dieser Beziehung eine Gleichung ab, mit der man den ph-wert aus der Spannung einer Konzentrationszelle H2 / H + (c = 1 mol/l) // H + / H2 (c = unbekannt) berechnen kann.

42 ph-messung 42/48 Für die Wasserstoff-Halbzelle ergibt sich eine Spannung von U H = 0V + 0,059V * lgc(h + ) Statt lg c(h + ) kann man auch -ph schreiben

43 ph-messung 43/48 Für die Wasserstoff-Halbzelle ergibt sich eine Spannung von U H = 0V + 0,059V * lgc(h + ) Statt lg c(h + ) kann man auch -ph schreiben: U H = 0,059V * ph

44 44/48 ph-messung Wir denken uns eine Konzentrationszelle, die aus einer Standard- Wasserstoffhalbzelle und einer Wasserstoffhalbzelle mit unbekannter H3O + -Ionenkonzentration besteht: H2 / H + (c(h + ) = 1 mol/l) // H + / H2 (c(h + ) = unbekannt)

45 45/48 ph-messung Wir denken uns eine Konzentrationszelle, die aus einer Standard- Wasserstoffhalbzelle und einer Wasserstoffhalbzelle mit unbekannter H3O + -Ionenkonzentration besteht: H2 / H + (c(h + ) = 1 mol/l) // H + / H2 (c(h + ) = unbekannt) Die Spannung dieser Konzentrationszelle berechnet sich aus der Differenz des Redoxpotenzials der Standard-H2-Zelle und der H2-Zelle mit der unbekannten Konzentration:

46 ph-messung 46/48 Wir denken uns eine Konzentrationszelle, die aus einer Standard- Wasserstoffhalbzelle und einer Wasserstoffhalbzelle mit unbekannter H3O + -Ionenkonzentration besteht: H2 / H + (c(h + ) = 1 mol/l) // H + / H2 (c(h + ) = unbekannt) Die Spannung dieser Konzentrationszelle berechnet sich aus der Differenz des Redoxpotenzials der Standard-H2-Zelle und der H2-Zelle mit der unbekannten Konzentration: U = 0V ( 0,059V * ph) = 0,059V * ph Standard-H2-Zelle H2-Zelle mit der unbekannten Konzentration

47 ph-messung 47/48 Schließlich lösen wir die Gleichung nach ph auf: ph = U 0,059V

48 48/48 ph-messung Schließlich lösen wir die Gleichung nach ph auf: ph = U 0,059V Aufgabe: Informieren Sie sich, wie eine ph-elektrode aufgebaut ist!