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Transkript Elektromotorische Kraft (EMK) und Elektrodenpotentiale

Guten Tag und herzlich willkommen, in diesem Video geht es um die Elektromotorische Kraft, EMK und Elektrodenpotenziale. Das Video gehört zur Reihe Oxidation und Reduktion. Du solltest bereits solide Vorkenntnisse besitzen. Dazu zählen unter anderem Redoxreaktionen, Spannungsreihe und Elektrochemische Zelle. Mein Ziel ist es, dir Verständnis für die Elektromotorische Kraft und Elektrodenpotenziale zu vermitteln. Das Video ist dreigeteilt. 1. Elektrochemische Zelle 2. Elektromotorische Kraft und 3. Elektrodenpotenziale

  1. Elektrochemische Zelle Eine elektrochemische Zelle besteht aus 2 sogenannten Halbzellen. Diese sind durch ein Diaphragma voneinander abgetrennt. Über die Funktion des Diaphragmas werden wir noch sprechen. Jede Halbzelle besitzt Elektroden. Die linke Halbzelle hat eine Zinkelektrode. Die rechte Halbzelle hat eine Kupferelektrode. Die Zinkelektrode taucht in eine Lösung, die Zink-Ionen enthält. In der linken Halbzelle besteht die Flüssigkeit aus einer 1-Molaren Zinksulfatlösung. Man trifft in der linken Halbzelle ein Elektrodengleichgewicht. Zink-Ionen stehen im chemischen Gleichgewicht mit metallischem Zink. Die Kupferelektrode taucht in eine Lösung die Kupfer2 Ionen enthält. Die Flüssigkeit der rechten Halbzelle ist eine 1-Molare Kupfersulfatlösung. Das Elektrodengleichgewicht der rechten Halbzelle besteht zwischen Kupfer2 Ionen und elementarem Kupfer. Verbindet man die Zinkelektrode mit der Kupferelektrode, so stellt man fest, dass der Strom vom Zink zum Kupfer fließt. Die Kupferelektrode ist die positive Elektrode, die Kathode. Die Zinkelektrode die negative Elektrode, die Anode. Wir können somit eine Anodenreaktion formulieren. Das Experiment hat gezeigt, das sich Zink- Ionen bilden und deswegen schreiben wir die Reaktion von rechts nach links. Man kann auch stofflich formulieren, Zink geht in Lösung. Bei der Kathodenreaktion werden Kupfer2 Ionen durch Elektronen zu elementarem Kupfer reduziert. Im Ergebnis wird an der Elektrode, rotbraunes Kupfer abgeschieden. Die Umwandlung metallischen Zinks in Zink-Ionen ist eine Oxidation. Die Reduktion der Kupfer-Ionen mit Elektronen ist eine Reduktion. Das bedeutet, dass an der Anode eine Oxidation stattfindet. Die Kathodenreaktion ist eine Reduktion. Man sagt auch, Zink ist unedler als Kupfer oder aber Kupfer ist edler als Zink. Noch ein Wort zum Diaphragma. Es ist nicht durchlässig für Kationen, Zink-Ionen oder Kupfer2-Ionen. Es ist sehr wohl durchlässig für Sulfat-Ionen, SO42- Ionen. In Übereinstimmung mit der Elektronenstromrichtung bewegen sich die negativ geladenen Sulfat-Ionen von rechts nach links. Von der Kathode zur Anode.

  2. Elektromotorische Kraft EMK Die Elektromotorische Kraft, EMK wird auch als Urspannung oder Quellspannung bezeichnet. Betrachten wir die beiden Elektroden, so sagt man, dass sie Elektrodenpotenziale besitzen. Beide Potenziale sind verschieden. Im Ergebnis bildet sich zwischen Kathode und Anode eine Spannung von 1,1 V heraus. Zwischen Kathode und Anode gibt es eine Potenzialdifferenz. Wir formulieren ΔE=E(Kathode)-E(Anode). Diese Potenzialdifferenz bezeichnet man als Elektromotorische Kraft. Wann ist diese Potenzialdifferenz Triebkraft einer Redoxreaktion? Genau dann, wenn ΔE>0 ist und das bedeutet, dass ΔG, die freie Gibbsenergie kleiner 0 ist, läuft die Reaktion spontan ab. ΔG und ΔE sind über die Beziehung ΔG=-z×F×ΔE mit einander verknüpft. Z ist die Zahl der übertragenen Elektronen. Bei unseren beiden Elektroden wäre das jeweils 2. F hat einen Zahlenwert von 96485 und eine Einheit von Coulomb pro mol. F ist die sogenannte Farraday-Konstante.

  3. Elektrodenpotenziale Wir überprüfen nun die Elektromotorische Kraft für unsere elektrochemische Zelle. Die Elektomotorische Kraft ist die Differenz beider Elektrodenpotenziale. Wir schreiben; ΔE=+0,35V-(-0,76V). Die Elektrodenpotenziale für Kupfer und Zink entnehmen wir der Spannungsreihen. Somit erhalten wir, ΔE, die Elektromotorische Kraft beträgt =1.11V, das sind rund 1.1V. Der Eingangs genannte Wert für die Elektromotorische Kraft wurde bestätigt. Die wichtigste Frage nun aber ist, woher kommen die Elektrodenpotenziale?  Woher kommt +0,35 für das Kupfer/Kupfer-2-ionen Halbelement und woher kommt -0,76 für das Zink, Zink-Ionen Halbelement. Wir ahnen es schon, die Potenziale kann man nicht absolut bestimmen, aber man kann eine Vergleichselektrode einführen. Grundsätzlich ist zu sagen, generell ist jede zuverlässige Elektrode als Vergleichselektrode geeignet. Unsere Vergleichselektrode, die international anerkannt ist, ist die Wasserstoffelektrode. Warum aber gerade die Wasserstoffelektrode? Das hängt sicher damit zusammen, dass die Wasserstoffelektrode, das hat man dann gefunden, in der elektrochemischen Spannungsreihe, zwischen den unedlen und edlen Metallen liegt. Es wird einfach festgelegt, die Wasserstoffelektrode besitzt das sogenannte Normalpotenzial. Und man legt fest, E0=0V. Wir wollen uns nun eine elektrochemische Zelle anschauen, deren rechte Halbzelle, die Wasserstoffelektrode ist. Der Elektrolyt der Wasserstoffelektrode ist 0,5 Molare Schwefelsäure. Der Hintergrund für diese Konzentration ist, dass diese Säure eine Konzentration von 1 mol/l an Hydroniumionen liefert. In die Lösung an Hydroniumionen taucht metallisches Platin. In die Lösung wird gasförmiger Wasserstoff eingeleitet, der das metallische Platin umspült. Es kommt an der Wasserstoffelektrode zu einem Elektrodengleichgewicht. 2 Hydroniumionen stehen mit zwei Elektronen in Anwesenheit des Katalysators Platin mit Wasserstoffgas im Gleichgewicht. Außerdem bilden sich 2 Moleküle Wasser, die ich nicht aufgeführt habe, weil die Konzentration des Wassers groß ist. Die Reaktion wird bei Standardbedingungen durchgeführt. 298K, 1013 k Pa und PH=0. Unter diesen Standardbedingungen setzt man das Normalpotenzial der Wasserstoffelektrode =0. Standardbedingungen sollen auch für die Zinkelektrode gelten. Man verwendet eine 1 Molare Zinksulfatlösung, die Konzentration der Zinkionen beträgt dann 1 Mol/Liter. Der Druck ist für die Zinksulfatlösung uninteressant, aber die Temperatur muss stimmen, 298K. Man kann nun den Elektrodenfluss bestimmen. Die Elektronen fließen vom Zink zur Wasserstoffelektrode. Wir messen ΔE=-0,76V und eben diese -0,76V sind das Normalpotenzial für die Zink, Zink2+Ionenelektrode. Das Halbelement links ist die Anode, die Wasserstoffelektrode ist die Kathode. Analoge Untersuchungen kann man anstellen, wenn man anstelle der Zinkionen Zinkelektrode, eine Kupfer2Ionen Kupferelektrode verwendet. In diesem Fall fließen die Elektronen in entgegengesetzte Richtung. Man erhält unter Standardbedingungen ein Normalpotenzial, für die Kupfer Kupfer2 Ionenelektrode, von 0,35V. In diesem Fall allerdings ist die Wasserstoffelektrode die Anode und die Partnerelektrode, die Kathode. Wir stellen fest, die Ionen edler Metalle werden leicht reduziert. Kupfer2 Ionen werden durch Elektronen zu Kupferatomen reduziert. Unedle Metalle hingegen werden leicht oxidiert. Zinkatome geben leicht Elektronen unter Bildung von Zinkionen ab. Normalpotenziale erhält man folglich unter zu Hilfenahme einer Vergleichselektrode, der Wasserstoffelektrode, unter Standardbedingungen.

Ich wünsche euch alles Gute und viel Erfolg. Auf Wiedersehen.

Informationen zum Video
2 Kommentare
  1. 001

    Das ist eigentlich viel mehr, als wir mit diesen Videos erreichen wollten.

    Alles Gute und viel Erfolg!

    Von André Otto, vor etwa 4 Jahren
  2. Default

    Oft gehört, nie geglaubt: Chemie kann Spaß machen! Ich schau mir für die anstehende Klausur die Augen eckig und bin begeistert von meinem Lernzuwachs!!!
    Immer weiter so!
    Vielen Dank!

    Von Bs1985, vor etwa 4 Jahren