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Die Standardwasserstoffelektrode

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Die Autor*innen
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André Otto
Die Standardwasserstoffelektrode
lernst du in der 11. Klasse - 12. Klasse - 13. Klasse

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.

  • 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.

  • 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.

  • 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.

  • 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.

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