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Hallihallo!
Ich schreibe dieses Jahr mein Abitur u.a. in Chemie (LK). Jetzt habe ich ein Problem. Ich weiß nämlich nicht, was ich mir unter dem Unterthema "Standardelektrodenpotentiale (Vorhersage für die Richtung des Reaktionsablaufs)" vorstellen soll. Vielleicht denke ich auch zu kompliziert. Ist mit der Vorhersage einfach gemeint, wo die Reduktion und wo die Oxidation stattfindet? Bei Metall-Halbzellen lässt sich dies ja mit der Spannungsreihe bzw. der Nernst-Gleichung feststellen. Aber wie sieht das bei Nichtmetall-halbzellen aus?
Liebe Grüße
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Hallo Marina,
> Ich schreibe dieses Jahr mein Abitur u.a. in Chemie (LK).
> Jetzt habe ich ein Problem. Ich weiß nämlich nicht, was ich
> mir unter dem Unterthema "Standardelektrodenpotentiale
> (Vorhersage für die Richtung des Reaktionsablaufs)"
> vorstellen soll. Vielleicht denke ich auch zu kompliziert.
> Ist mit der Vorhersage einfach gemeint, wo die Reduktion
> und wo die Oxidation stattfindet? Bei Metall-Halbzellen
> lässt sich dies ja mit der Spannungsreihe bzw. der
> Nernst-Gleichung feststellen. Aber wie sieht das bei
> Nichtmetall-halbzellen aus?
Nehmen wir als Beispiel mal ein elektrochemisches Element, welches aus [mm] Cu/Cu^{2+}-Lsg. [/mm] und [mm] Zn/Zn^{2+}-Lsg [/mm] besteht.
Einer tabellierten Spannungsreihe entnehmen wir die folgenden Normalpotentiale:
$Cu [mm] \rightleftharpoons Cu^{2+}+2e^-$ [/mm] ; [mm] $E_0 [/mm] = +0,340 V$
$Zn [mm] \rightleftharpoons Zn^{2+}+2e^-$ [/mm] ; [mm] $E_0 [/mm] = -0,7626V$
Beachte, dass die Reaktionen in der Spannungsreihe immer so geschrieben werden, dass links die reduzierte Spezies steht und rechts die oxidierte. Für genau diesen Reaktionsablauf von links nach rechts gilt auch das angegebene Normalpotential.
Jetzt stellst Du dir einmal mit den beiden Halbreaktionen zwei verschiedene Reaktionen zusammen:
I.)
$Cu [mm] \rightleftharpoons Cu^{2+}+2e^-$ [/mm] ; [mm] $E_0 [/mm] = +0,340 V$
[mm] $Zn^{2+}+2e^- \rightleftharpoons [/mm] Zn$ ; [mm] $E_0 [/mm] = +0,7626V$
--------------------------------------
[mm] $Zn^{2+}+Cu \rightleftharpoons Zn+Cu^{2+}$ [/mm] ; [mm] E_{MK}=+1,1026
[/mm]
Beachte, dass wenn Du eine Halbreaktion umkehrst, sich auch das Vorzeichen des Normalpotentials umkehrt.
Aus der Elektromotorischen Kraft der beiden addierten Halbreaktionen errechnet sich eine freie Enthalpie von:
[mm] $\Delta [/mm] G° = [mm] n*F*E_{MK} [/mm] = 2*96485 C/mol *1,1026V [mm] \approx [/mm] +212,8 kJ/mol$
Da die freie Enthalpie für diese Gesamtreaktion groß und positiv ist, läuft sie bestimmt nicht freiwillig ab.
Betrachten wir nun die umgekehrte Reaktion:
II.)
[mm] $Cu^{2+}+2e^- \rightleftharpoons [/mm] Cu$ ; [mm] $E_0 [/mm] = -0,340 V$
$Zn [mm] \rightleftharpoons Zn^{2+}+2e^-$ [/mm] ; [mm] $E_0 [/mm] = -0,7626V$
-----------------------------------------
[mm] $Zn+Cu^{2+} \rightleftharpoons Zn^{2+}+Cu$ [/mm] ; [mm] E_{MK}=-1,1026
[/mm]
Aus der Elektromotorischen Kraft der beiden addierten Halbreaktionen errechnet sich eine freie Enthalpie von:
[mm] $\Delta [/mm] G° = [mm] n*F*E_{MK} [/mm] = 2*96485 C/mol *(-1,1026V) [mm] \approx [/mm] -212,8 kJ/mol$
Die freie Enthalpie ist nun stark negativ; also läuft diese Reaktion freiwillig und spontan ab. (Über die Kinetik ist damit aber noch nichts gesagt.)
Bei Nichtmetallhalbzellen geht das genauso.
LG, Martinius
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