Elemente und Moleküle, Schulbuch

68 4 ANoRGANISCHe ReAKtIoNStYPeN Die Spannungsreihe Elektrochemische Elemente • Standardpotenziale • Standardwasserstoffelektrode • Nernst´sche Gleichung Die Reaktion zwischen Kupfer(II)-sulfat und Zink ist eine exergone Reaktion. Taucht man einen Zinkstab in eine Kupfer(II)-sulfat-Lösung ein, kommt es zum Elektronen- austausch an der Phasengrenzfläche und die frei werdende Energie erwärmt die Lösung. Führt man diese Reaktion so durch, dass die Elektronen in einem Stromkreis fließen müssen, kann man diese Energie nützen. Dies erfolgt durch räumliche Tren- nung der Reaktionspartner. Der Zinkstab und die Kupfersalz-Lösung werden ge- trennt, müssen allerdings durch ein leitfähiges System verbunden werden. Um un- erwünschte Nebenreaktionen zu verhindern, taucht man in die Kupfer(II)-sulfat-Lösung einen Kupferstab und in eine Zinksulfat-Lösung einen Zinkstab. Die beiden Metall- stäbe (Elektroden) werden leitend, die Salzlösungen durch einen Stromschlüssel (Glasrohr mit einem Elektrolyten gefüllt) verbunden. Eine solche Anordnung bezeich- net man als elektrochemisches Element . Das metallische Zink geht in Form von Zink-Ionen in Lösung. Die überschüssigen Elektronen wandern zur Kupfer-Elektrode und Kupfer-Ionen nehmen Elektronen auf und werden zu metallischem Kupfer. Die Sulfat-Ionen wandern von der Kupfer-Lösung zur Zink-Lösung. Elektronen fließen nun über einen Stromkreis und können Arbeit verrichten. Die auftretende Spannung kann mit einem Voltmeter gemessen werden. Diesen Aufbau nennt man Daniell- Element (Abb. 68.4); er zeigt das Grundprinzip der elektrochemischen Spannungs- quellen (Batterien). Das System aus Reduktionsmittel und konjugiertem Oxidationsmittel (zB Metall und Metallsalzlösung) bezeichnet man als Halbzelle mit der entsprechenden Halbreakti- on . Jede Halbreaktion besitzt ein gewisses konzentrationsabhängiges Potenzial, dh. eine Tendenz, Elektronen aufzunehmen oder abzugeben. Die Messung dieses Einzel- potenzial s E ist allerdings nicht möglich, sondern nur die von Potenzialdifferenzen (= Spannung) ∆ E zwischen zwei Halbzellen. Es ist aber nicht notwendig, die Potenzialdifferenzen sämtlicher möglichen Halbzel- lenkombinationen zu messen. Kennt man zB die Spannung einer Ag/Ag + //Cu 2+ /Cu- Zelle und die einer Cu/Cu 2+ //Zn 2+ /Zn-Zelle, so kann man daraus die Spannung der Ag/ Ag + //Zn 2+ /Zn-Zelle durch einfache Addition berechnen. Die Kupfer-Elektrode ist in dem Fall gegen die Zink-Elektrode der positive, gegen die Silber-Elektrode aber der negative Pol. Zn Zn Zn Zn Zn Zn Zn Zn Zn Zn Zn Cu Cu Cu Cu Cu Cu Cu Cu Cu Cu Cu Cu Cu Cu 2+ Cu 2+ Cu 2+ Cu 2+ SO 4 2– SO 4 2– SO 4 2– SO 4 2– SO 4 2– SO 4 2– SO 4 2– SO 4 2– SO 4 2– SO 4 2– SO 4 2– Zn 2+ Zn 2+ Zn 2+ 2 e – V Halbzelle 2 Halbzelle 1 2 e – Zn Zn 2+ + 2 e – Halbreaktion 1 Cu 2+ + 2 e – Cu Halbreaktion 2 Zn Zn Zn Zn Zn Zn Zn Zn Zn Cu Cu 2+ Cu 2+ SO 4 2– SO 4 2– SO 4 2– Zn 2+ 2 e – Cu/Cu 2+ //Zn 2+ /Zn Ag + + e - Ag Cu 2+ + 2 e - Cu Zn 2+ + 2 e - Zn E 1 E 2 E 3 0,45 V 1,11 V 1,56 V ∆ ∆ ∆ ■ 68.1: Bestimmung von Potenzialfifferenzen Gib in jeweils ein Becherglas Silbernitrat- Lösung, Kupfer(II)-sulfat-Lösung und Zink- sulfat-Lösung! Stell die jeweils passende Metallelektrode hinein und kombinier je- weils 2 Halbzellen mit einem Stromschlüs- sel! Miss die Spannungen mit einem Volt- meter und überprüf damit die Werte in Abb. 68.3! Kleinere Abweichungen auf Grund unterschiedlicher Konzentrationen bzw. ungenauer Spannungsmessung sind möglich. Sollte kein Stromschlüssel zur Verfügung stehen, so können die Versuche auch in Bechergläsern und in Kaliumnitrat gewäs- serten Tonzellen durchgeführt werden. Entsorgung: Keine. Die Lösungen werden in die Vorratsgefäße zurückgegeben. SCHÜLeRVeRSUCH Abb. 68.3: Potenzialdifferenzen zwischen Redox- Paaren Abb. 68.2: Kurzschreibweise für elektrochemische Zellen Abb. 68.1: Zementation von Kupfer Zementation: Ein Metall scheidet sich aus seiner Salz-Lösung an der Oberfläche ei- nes unedleren Metalles ab Abb. 68.4: Das Daniell-Element Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv