EL-MO Elemente und Moleküle, Schulbuch

142 142 Potenziale – Potenzialdifferenz – Halbzellen 6.4 Elektrochemie Redox-Reaktionen und elektrische Energie Die Reaktion zwischen Kupfer(II)-sulfat und Zink ist eine freiwillig ablaufende Reaktion. Taucht man einen Zinkstab in eine Kupfer(II)-sulfat-Lösung ein, wer- den Elektronen an der Phasengrenzfläche von Zink zu den Kupferionen übertra- gen, und die frei werdende Energie erwärmt die Lösung. Führt man diese Reaktion so durch, dass die Elektronen in einem Stromkreis fließen müssen, so kann man diese Energie nützen. Dies erfolgt durch räum- liche Trennung der Reaktionspartner. Der Zinkstab und die Kupfersalz-Lösung werden getrennt, müssen allerdings durch ein leitfähiges System verbunden werden. Um unerwünschte Nebenreaktionen zu verhindern, taucht man in die Kupfer(II)-sulfat-Lösung einen Kupferstab und in eine Zinksulfat-Lösung einen Zinkstab. Die beiden Metallstäbe (Elektroden) werden über einen Verbraucher verbunden, die Salzlösungen durch einen Stromschlüssel (Glasrohr mit einem Elektrolyten gefüllt). Damit ist der Stromkreis geschlossenen. 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-Lö- sung zur Zink-Lösung. Elektronen fließen nun über einen Stromkreis und können Arbeit verrichten. Diesen Aufbau nennt man Daniell-Element oder Kupfer-Zink-Zelle. Nach diesem Grundprinzip funktionieren alle elektrochemischen Spannungsquellen (zB Bat- terien). Halbzellen - Einzelpotenzial Das System aus Reduktionsmittel und konjugiertem Oxidationsmittel (zB Metall und Metallsalzlösung) bezeichnet man als Halbzelle mit der entsprechenden Halbreaktion. Jede Halbreaktion besitzt ein gewisses Potenzial E ∅ , ein Maß für die Tendenz, Elektronen aufzunehmen oder abzugeben. In der Spannungsreihe (Seite 315) ist das Reduktionspotenzial E ∅ angegeben. Das Oxidationspotenzial der entsprechenden Halbreaktion erhält das entgegen- gesetzte Vorzeichen (– E ∅ ). (Wie diese Werte ermittelt wurden zeigt Kapitel 6.5). Halbzellenkombination - Potenzialdifferenz ∆ E ∅ Halbzellenkombinationen werden üblicherweise so angeschrieben: edleres Metall/entsprechendes Ion//Ion des unedleren Metalls/Metall Me edler / Me x+ edler // Me x+ unedler /Me unedler zB (Cu/Cu 2+ //Zn 2+ /Zn) Die Potenzialdifferenz ∆ E ∅ zwischen zwei Halbzellen kann mit einem Voltmeter gemessen werden, lässt sich aber auch aus der Spannungsreihe berechnen. Freiwillig ablaufende Redox-Reaktionen besitzen immer eine positive Potenzi- aldifferenz. Beispiele #1 Berechne ∆ E ∅ für eine Kupfer–Zink–Zelle (Cu/Cu 2+ //Zn 2+ /Zn) Red.: Cu 2+ + 2e – → Cu E ∅ Red = 0,35 V Ox.: Zn → Zn 2+ + 2 e – E ∅ Ox = –(–076 V) Zn + Cu 2+ → Zn 2+ + Cu ∆ E ∅ = E ∅ Red + E ∅ Ox = 0,35 + 0,76 = 1,11 V #2 Berechne ∆ E ∅ für eine Silber-Kupfer-Zelle (Ag/Ag + //Cu 2+ /Cu): Red.: Ag + + e – → Ag / . 2 E ∅ Red = 0,80 V Ox.: Cu → Cu 2+ + 2 e – E ∅ Ox = – 0,35 V Cu + 2 Ag + → Cu 2+ + 2 Ag ∆ E ∅ = E ∅ Red + E ∅ Ox = 0,80 – 0,35 = 0,45 V Die hier berechneten Werte sind nur für Standardbedingungen gültig: T = 298 K p = 1 bar c = 1 mol/L Abb. 142–2: Das Daniell-Element Abb. 142–1: Zementation von Kupfer Zementation: Ein Metall scheidet sich aus seiner Salz-Lösung an der Oberfläche eines unedleren Metal- les ab. 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 – 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 Üb Übung 142.1 Berechne ∆ E 0 für folgende Kombinationen: a) Ag/Ag + //Zn 2+ /Zn b) Au/Au 3+ //Cu 2+ /Cu c) Hg/Hg 2+ //Fe 2+ /Fe Schüler-Experiment 6.6 Potenzialdifferenz bei Halbzellenkombinationen VS Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv