30 Tage kostenlos testen:
Mehr Spaß am Lernen.

Überzeugen Sie sich von der Qualität unserer Inhalte.

Jetzt Teil der Test-Community werden und tolle Dankeschöns kassieren!

Die Standardwasserstoffelektrode 12:53 min

Textversion des Videos

Transkript Die Standardwasserstoffelektrode

Hallo und ganz herzlich willkommen. In diesem Video geht es um die Standardwasserstoffelektrode. Elektroden: Wir betrachten eine elektrochemische Elektrode, kurz Elektrode. Dabei handelt es sich um ein Metall, das in eine Salzlösung dieses Metalls eintaucht. Elektrode eins: Metallisches Zink taucht in eine Lösung mit Zinksulfat ein. Zwischen den Zinkionen und den Zinkatomen bildet sich ein elektrochemisches Gleichgewicht heraus: Zn2+ + 2e- stehen im Gleichgewicht mit Zn. Elektrode zwei: Metallisches Kupfer taucht in eine Lösung mit Kupfersulfat ein. Zwischen den Kupferionen und den Kupferatomen bildet sich ein elektrochemisches Gleichgewicht heraus: Cu2+ + 2e- stehen im Gleichgewicht mit Cu. Elektrodenpotenziale: An der Grenzschicht zwischen dem Metall und der Salzlösung bildet sich ein Elektrodenpotenzial. Man hat zu berücksichtigen: Verschiedene Elektroden eins und zwei zeigen verschiedene Potenziale: E1 und E2. Für eine isolierte Elektrode ist das Potenzial E nicht experimentell bestimmbar. Potenzialdifferenzen: Potenziale E1 und E2 isolierter Elektroden sind nicht messbar. Die Potenzialdifferenz Delta E = E2 - E1 ist messbar. Nachweis: Man schließt beide Elektroden zusammen. Wir erhalten eine galvanische Zelle, das Daniell-Element. Dafür schreibt man Cu/Cu2+//Zn2+/Zn. Im Ergebnis fließt ein Strom. Schlussfolgerung: Die Potenzialdifferenz ist gleich der elektromotorischen Kraft. Delta E = U. Standardelektrodenpotentiale: Potenziale verschiedener Elektroden heißt Standardelektrodenpotentiale. Zwei wichtige Bemerkungen: Erstens: Die Potenziale sind keine absoluten Werte, sie werden willkürlich festgelegt. Lediglich die Differenz zweier Potenziale bleibt immer gleich. Delta E = E2 - E1 = konstant. Zweitens: Die Werte beziehen sich auf Standardbedingungen, das heißt zum Beispiel für die Kupferelektrode: Konzentration c von Cu2+ = 1 mol pro Liter. Temperatur T = 298,15 Kelvin = 25 Grad Celsius. Wahl einer Bezugsgröße: Für das Daniell-Element misst man unter Standardbedingungen: Delta E = E2 - E1 = 1,10 Volt. Nun könnte man willkürlich festlegen: E1 = 0 Volt für Zn2+/Zn. Daraus ergäbe sich: E2 = 1,10 Volt für Cu2+/Cu. Man geht jedoch einen anderen Weg. Zink ist ein unedles Metall, es reagiert mit Säuren. Zn + 2H+ reagieren zu Zn2+ + H2. Die Zink-Atome werden oxidiert. Zn reagiert zu Zn2+ + 2e-. Kupfer ist ein edles Metall. Es reagiert mit Säuren nicht. Cu + 2H+ reagieren nicht zu Cu2+ + H2. Die Kupfer-Ionen werden reduziert. Cu2+ + 2e- reagieren zu Cu. Wasserstoff liegt zwischen Zink und Kupfer. 2H+ + 2e- stehen im Gleichgewicht mit H2. Reduktion und Oxidation halten sich die Waage. Daher ist es sinnvoll, das Standardelektrodenpotenzial der Wasserstoffelektrode als Bezugswert festzulegen. Die Standardwasserstoffelektrode: Die Standardwasserstoffelektrode ist die Bezugselektrode in der Elektrochemie. Das Potential dieser Elektrode wird nicht gemessen. Dennoch ist ein sorgfältiger Versuchsaufbau sehr wichtig. Die Reaktion 2H+ + 2e- stehen im Gleichgewicht zu H2 wird im Experiment verwirklicht. Man kann auch schreiben: 2H30+ + 2e- stehen im Gleichgewicht mit H2 + 2H2O. Dabei wird auf die wässerige Lösung verwiesen. Versuchsaufbau: In einem Gefäß befindet sich Salzsäure der Konzentration 1 mol pro Liter. In die Lösung taucht ein Platinblech ein. Das Blech wird umspült von gasförmigem Wasserstoff. Dabei stellt sich ein Gleichgewicht zwischen den Oxoniumionen und dem gasförmigen Wasserstoff ein. Die Elektrode wird unter Standardbedingungen betrieben, c von HCl = 1 mol pro Liter, sowie T = 298,15 Kelvin. Zusätzlich ist der Gasdruck mit P von H2 = 1,01325 bar festgelegt. Das entspricht dem Atmosphärendruck. Festlegung: Unter den genannten Bedingungen besitzt die Standardwasserstoffelektrode ein Potenzial E von 0 Volt. Standardpotentiale von Halbzellen: Wir können nun die Standardpotentiale der Elektroden aus dem Daniell-Element messen. Die Elektroden nennt man auch Halbzellen. Die Halbzelle wird mit der Wasserstoffelektrode verbunden. Die gemessene Spannung ist dann das Standardpotential E0 = U. Die hochgestellte 0 bedeutet Standardbedingungen. Wir messen: Zinkhalbzelle: 2H+/H2//Zn/Zn2+. Man erhält: E10 = -0,76 Volt. Der negative Wert bedeutet bevorzugte Elektronenabgabe. Zn reagiert zu Zn2+ + 2e-. Diese Halbzelle heißt Anode. Kupferhalbzelle: Cu/Cu2+//2H+/H2. Wir erhalten E20 = +0,34 Volt. Der positive Wert bedeutet bevorzugte Elektronenaufnahme. Cu2+ + 2e- reagieren zu Cu. Die Halbzelle hier heißt Kathode. Die elektrochemische Spannungsreihe: Das bedeutet einfach Tabellierung der Standardpotentiale. Wichtig: Man betrachtet stets die Reaktion in Richtung Elektronenaufnahme in Richtung der Reduktion. Betrachten wir einige Beispiele: Element, Reaktion und E0 in Volt. Gold +1,50, Silber +1,20, Kupfer auch noch positiv +0,34, Wasserstoff haben wir festgelegt als 0, für Eisen erhält man -0,41, für Zink -0,76 und für Calcium -2,87. Interpretation: Positive Werte: Edle Metalle reagieren nicht mit Säuren, Reduktion bevorzugt. Negative Werte: Unedle Metalle reagieren mit Säuren, Oxidation bevorzugt. Vorhersagbarkeit der Reaktion: Die Veränderung der Gibbs-Energie, freien Enthalpie G sagt, ob eine chemische Reaktion abläuft. Delta G ist kleiner als Null, die Reaktion läuft spontan ab, Delta G ist größer als Null, die Reaktion läuft nicht spontan ab, und Delta G gleich Null, es besteht ein Gleichgewicht zwischen den Edukten und Produkten. Es gibt einen Zusammenhang zwischen Delta G und E. Delta G ist gleich minus -z mal F mal E. z ist die Zahl übertragener Elektronen, F ist die Faraday-Konstante, etwa 96500 Ampere/Sekunden pro mol. Betrachten wir die Zinkhalbzelle. Zn2+ + 2e- stehen im Gleichgewicht mit Zink. E ist gleich E10 ist gleich minus 0,76 Volt und Z gleich 2. Man erhält: Delta G ist gleich +147 Kilojoule pro mol. Zinkionen werden nicht reduziert. Und nun betrachten wir die Kupferhalbzelle. Cu2+ + 2e- stehen im Gleichgewicht mit Cu. E ist gleich E20 ist gleich plus 0,34 Volt und Z gleich 2. Man erhält: Delta G ist gleich minus 66 Kilojoule pro mol. Kupferionen werden reduziert. Je positiver das Standardpotential eines Redox-Paares ist, umso höher ist seine Tendenz zur Elektronenaufnahme. Das war es erst einmal. Heute sage ich ungewohnt: „Auf Wiedersehen“. Vielleicht kann ich euch irgendwann einmal wieder helfen. Euer André.

Die Standardwasserstoffelektrode Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Die Standardwasserstoffelektrode kannst du es wiederholen und üben.

  • Definiere die Begriffe Elektrode und Elektrodenpotential.

    Tipps

    Dies ist die Schreibweise einer Elektrode (hier Bsp. Zinkelektrode)

    Es können nur Differenzen $(\Delta E)$ gemessen werden, keine absoluten Potentiale.

    Lösung

    Metalle haben verschiedene Bestreben, Elektronen abzugeben. Das bedeutet, dass einige Metalle dazu neigen, zu oxidieren und andere nicht. Das ist ganz deutlich bei der Metallgewinnung sichtbar.

    Gold kann in seiner elementaren (d.h. metallischen) Form in der Natur gefunden werden. Es ist ein Edelmetall.
    Dahin gegen findet man Eisen nur in Form von Eisenerzen. Diese Erze sind Eisenverbindungen. Sie liegen also nicht in elementarer, sondern in oxidierter Form vor. Eisen ist also ein unedles Metall.

    Durch die Bestimmung des Elektrodenpotentials war es möglich, Metalle und andere Stoffe in der elektrochemischen Spannungsreihe zu ordnen. In dieser kann man schnell erkennen, welche Metalle edel und welche unedel sind.

    Die meisten Elektroden bestehen aus Metall, es sind aber eigentlich alle leitfähigen Festkörper geeignet.

  • Beschrifte das Daniell-Element.

    Tipps

    Die Verbindungen zwischen den Halbzellen ermöglicht das Fließen von Strom und von Ionen (Bestandteile der Salze).

    Ein galvanisches Element besitzt eine Anode und eine Kathode.

    Lösung

    Das Daniell-Element steht exemplarisch für viele galvanische Elemente. An ihm kannst du die Bestandteile nachvollziehen.

    Benötigt werden natürlich die beiden Halbzellen. Zink ist das unedlere Metall. Es wird daher oxidiert und bildet die Anode. Die Anode ist immer der Ort der Oxidation. Das ist das A und O der Elektrochemie (Merksatz).
    Oxidation: $Zn \to~Zn^{2+} + 2~e^-$

    Kupfer ist das edlere Metall und wird daher reduziert. Es bildet die Kathode, die immer Ort der Reduktion ist.
    Reduktion: $Cu^{2+} + 2~e^- \to~Cu$

    Die Elektronen wandern über den elektrischen Leiter. An diesem kann auch die Spannung (entspricht der Potentialdifferenz) gemessen werden. Auch die Anionen (negative Ionen eines Salzes) müssen wandern können, da sich im Verlauf der Reaktion die Konzentrationen der Metall-Ionen ändern. Dies wird ermöglicht über die Salzbrücke. Erst durch beide Verbindungen ist der Kreislauf geschlossen und ein Strom kann fließen.

  • Vervollständige die Skizze der Standard-Wasserstoff-Elektrode.

    Tipps

    Standardbedingungen sind 25°C und 1 atm Druck.

    Die Konzentration der Salzsäure im Inneren der Zelle beträgt $1~\frac{mol}{l}$.

    Der Kreis mit dem Pfeil stellt einen Spannungsmesser dar.

    Lösung

    Die in der Standardwasserstoffzelle ablaufende Reaktion siehst du hier links. Je nachdem, was für eine Zelle angeschlossen wird, läuft die Hinreaktion (Oxidation) oder die Rückreaktion (Reduktion) ab.

    Die Standardwasserstoffzelle wurde als Referenzelektrode geschaffen, um Werte für alle anderen Elektroden ermitteln zu können. Aus diesem Grund wurde ihr Standardpotential willkürlich auf $0~V$ festgelegt. Sie trennt die elektrochemische Spannungsreihe in edel und unedel.

    Wird eine Zelle mit einem negativen Elektrodenpotential angeschlossen, so läuft in der Standardwasserstoffzelle die Reduktion ab. Wenn eine Halbzelle mit einem positiven Elektrodenpotential angeschlossen wird, läuft dementsprechend die Oxidation ab.

  • Formuliere die Elektrodenreaktionen und berechne die Potentialdifferenz für das galvanische Element.

    Tipps

    Unedle Metalle neigen eher zur Oxidation als edle.

    Je niedriger das Standardpotential eines Metalls, desto unedler ist es.

    Die Anode ist der Ort der Oxidation (A und O der Elektrochemie).

    Lösung

    Verbindet man zwei Halbzellen über eine stromleitende und eine ionenleitende Verbindung, entsteht ein galvanisches Element. Dieses ist im eigentlichen Sinne eine Batterie. Mithilfe dieses Aufbaus ist es möglich, chemische Energie in elektrische umzuwandeln und so nutzbar zu machen.

    Das Metall mit dem kleineren Elektrodenpotential wird oxidiert. Es gibt also Elektronen ab, die über die stromleitende Verbindung zur anderen Elektrode fließen. Dort werden Ionen aus der Lösung mithilfe dieser Elektronen reduziert und diese lagern sich an der Elektrode an. Die Differenz der Potentiale ist die gemessene Spannung. Sie berechnet sich aus dem Potential des reduzierten Metalls (Kathode) minus dem Potential des oxidierten Metalls (Anode). So ist der Wert der Potentialdifferenz immer positiv.

    Der Vorgang ist auch umkehrbar. Dafür muss man Energie in Form von Strom aufwenden. Schließt man also eine Stromquelle an, so läuft die Reaktion in die andere Richtung ab. Diesen Vorgang nennt man Elektrolyse.

  • Entscheide mithilfe der elektrochemischen Spannungsreihe, welche der Reaktionen spontan ablaufen.

    Tipps

    Unedle Metalle neigen eher zur Oxidation (Elektronenabgabe) und edle Metalle zur Reduktion (Elektronenaufnahme).

    Wenn ein Metall in seiner elementaren Form vorliegt, kann es nur oxidiert werden.

    Lösung

    Mithilfe der elektrochemischen Spannungsreihe ist es möglich, vorherzusagen, ob eine Reaktion eintritt.

    Dafür muss man wissen, dass ein Metall umso mehr bestrebt ist zu oxidieren je niedriger sein Elektrodenpotential ist. Ein Metall kann aber nur oxidieren, wenn es in seiner elementaren Form vorliegt (oder es mehrere Oxidationsstufen besitzt).

    Ein edleres Metall kann also nur mit einem unedleren Metall reagieren, wenn das edle in seiner oxidierten Form $(Me^+)$ und das unedle in der reduzierten Form $(Me)$ vorliegt.

    Beispiel für eine ablaufende Reaktion:
    $Zn + Fe^{2+} \longrightarrow~Zn^{2+} + Fe$

    $E(Zn/Zn^{2+})= -0,76~V$
    $E(Fe/Fe^{2+})= -0,44~V$

  • Beschreibe die Entstehung eines elektrochemischen Potentials mithilfe der elektrochemischen Doppelschicht.

    Tipps

    In Metallen sind die Außenelektronen frei beweglich. Sie bewegen sich zwischen den Atomrümpfen (Kationen).

    Unedle Metalle besitzen einen hohen Lösungsdruck. Edle Metalle besitzen einen hohen Abscheidungsdruck.

    Lösung

    An der Grenzschicht zwischen Metall und Lösung bildet sich eine Doppelschicht aus Metall-Ionen in der Lösung und Elektronen im Metall. Es stellt sich ein Gleichgewicht ein, das vom Lösungs- und Abscheidungsdruck des Metalls abhängig ist.

    Bei einem hohen Lösungsdruck gehen viele Kationen in Lösung. Die Elektrode wird immer negativer und es lagern sich viele Kationen an der Grenzfläche an. Das entstandene Potential ist negativ. Dies ist der Fall bei unedlen Metallen.

    Ist der Lösungsdruck klein, dann ist der Abscheidungsdruck höher. Kationen aus der Lösung wandern in die Elektrode und erhöhen damit die Anzahl der positiven Ladungen. Es lagern sich daher mehr negative Ladungsträger (Anionen) an der Elektrode an. Das entstandene Potential ist positiv. Dies ist der Fall bei edlen Metallen.