EL-MO Elemente und Moleküle, Schulbuch

KM-6: Übertragung – Umgang mit Materie 143 143 Die quantitative Spannungsreihe Bestimmung von E ∅ Die Messung eines Einzelpotenzials E ist nicht möglich, sondern nur die von Potenzialdifferenzen zwischen zwei Halbzellen. Daher muss man eine Bezugs- halbzelle festlegen. Die Wahl fiel auf die Halbzellenkombination H 2 /2 H + . Die Standardwasserstoffelektrode Der Halbreaktion 2 H + + 2 e – → H 2 wurde dabei das (in Wirklichkeit nicht mess- bare) Einzelpotenzial von 0,00 V zugeordnet. Diese Halbzelle nennt man die Standardwasserstoffelektrode . Sie besteht aus einer Elektrode aus Platin, die von Wasserstoff-Gas unter einem Druck von 1 bar umspült wird. Die Elektrode taucht in eine Säure mit einer H 3 O + -Ionenkonzent- ration von 1 mol/L, dh. der pH-Wert der Lösung ist 0. Mit dieser Standardwasserstoffhalbzelle werden die übrigen Halbzellen bei Standardbedingungen ( T ∅ = 298 K, p ∅ = 1 bar, c ∅ = 1 mol/L) zur Reaktion gebracht und die Potenzialdifferenzen gemessen. Je nach Stärke des Partners kann der Elektronentransfer zwischen den Halbzel- len in unterschiedliche Richtungen erfolgen. Standardeinzelpotenziale E ∅ Da der Standardwasserstoffhalbzelle willkürlich das Einzelpotenzial E ∅ = 0 V zugeordnet wurde, kann man die gemessenen Potenzialdifferenzen als Einzel- potenzial der jeweiligen Halbzelle interpretieren. Beispiele Beispiel mit einer Halbzelle aus einem edlen Metall Red.: Cu 2+ + 2 e – → Cu E ∅ = ? V Ox.: H 2 → 2 H + + 2 e – E ∅ = 0,00 V gemessene Potenzialdifferenz ∆ E ∅ = 0,35 V Die gemessene Potenzialdifferenz von 0,35 V wird jetzt als Standardeinzelpo- tenzial E ∅ = 0,35 V für die Reduktion von Cu 2+ + 2e – → Cu verwendet. Beispiel mit einer Halbzelle aus einem unedlen Metall Red.: 2 H + + 2 e – → H 2 E ∅ = 0,00 V Ox.: Zn → Zn 2+ +2 e – E ∅ = ? V gemessene Potenzialdifferenz ∆ E ∅ = 0,76 V Die gemessene Potenzialdifferenz von 0,76 V wird jetzt als Standardeinzeloxida- tionspotenzial E ∅ = 0,76 V von Zn → Zn 2+ + 2e – verwendet. Das Reduktionspoten- zial für Zn 2+ + 2e – → Zn beträgt –0,76 V. Die Spannungsreihe – quantitativ In der in diesem Buch verwendete Spannungsreihe (Seite 315) sind die Halb- reaktionen alle als Reduktionen formuliert. OM + x e – → RM Das stärkste Oxidationsmittel steht links oben in der Spannungsreihe. Das bei seiner Reduktion entstehende Reduktionsmittel ist das schwächste. Dieses Re- duktionspotenzial hat den höchsten Wert. Die Halbreaktionen sind nach sinkenden Reduktionspotenzialen geordnet. Es nimmt die Stärke der Oxidationsmittel ab und die der Reduktionsmittel zu. Ab 0 V, dem Potenzial der Standardwasserstoffelektrode, folgen negative Werte. Bei allen Reaktionen, an denen H + -Ionen beteiligt sind, beziehen sich die Stan- dard-Potenziale auf pH = 0. ZB: NO 3 – + 3 e – + 4 H + → NO + 2 H 2 O Für wässrige Lösungen mit pH = 7 benötigt man eine Umrechnungsmethode, die Nernst´sche Gleichung . H 2 starke Säure pH = 0 Pt-Blech Abb. 143–1: Anordnung der Standardwasser- stoffelektrode Abb. 143–3: Standardwasserstoffelektrode mit einer Halbzelle aus unedlem Metall und seinen Ionen Volt e – e – Zn H 2 H + (aq) Zn 2+ (aq) c = 1 mol/L c = 1 mol/L p = 1 bar PLUS Abb. 143–2: Standardwasserstoffelektrode mit einer Halbzelle aus edlem Metall und seinen Ionen e – e – Cu H + (aq) Cu 2+ (aq) c = 1 mol/L c = 1 mol/L Volt H 2 p = 1 bar Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv