Lernzettel für die 1. Chemiearbeit – Galvanische Zellen-

Lernzettel für die 1. Chemiearbeit – Galvanische ZellenCHEM
1) Enthalpien
Molare Standardbildungsenthalpie
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Enthalpie bedeutet soviel wie Wärme
Die Bildungsenthalpie ist dabei also die Wärme die frei, oder benötigt wird, wenn ein Stoff
gebildet wird.
Ein Stoff hat keine feste Enthalpie, daher kann diese auch nicht direkt gemessen werden.
Es wird die Energiedifferenz gemessen, die zwischen dem Edukt und dem Produkt liegt
Allgemein wird die Standardbildungsenthalpie wie folgt aufgeschrieben : △ 𝐵 𝐻 𝑚∘ ( )
Das Dreieck bedeutet Delta und bezeichnet die Differenz, die zwischen den beiden
Zuständen liegt
Das B steht für BildungsDas H steht für Enthalpie
Der Kreis steht für Standard und bedeutet, dass der Energiewert nur dann gilt, wenn
die äußeren Standard-Bedingungen (STP) erfüllt sind (298°K, 1013hPa)
Das m steht für 1 Mol undbedeutet, dass der Energiewert nur für die Stoffmenge 1
Mol gilt
In den Klammern steht jeweils der zu bildende Stoff
Reaktionsenthalpie
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-
-
Die Reaktionsenthalpie beschreibt die Energie, bzw. Wärme, die bei einer Reaktion frei wird,
bzw. gebraucht wird.
Sie unterscheidet sich von der Standardbildungsenthalpie davon, dass sie unter Umständen
mehrere Bildungsenthalpien vereint. Es wird also die gesamte Energie berechnet, die
während einer Reaktion gebraucht, bzw. frei wird und nicht berechnet, wieviel dabei jedes
einzelne Element abgibt oder aufnimmt.
Geschrieben wird die Reaktionsenthalpie wie folgt: △ 𝑟 𝐻 𝑚∘
Das r steht dabei für Reaktions- . Sonst gelten die selben Bezeichnungen, wie bei der
Bildungsenthalpie
Erweiterter Aufbau.: △ 𝑟 𝐻 𝑚∘ = ∑ △ 𝐵 𝐻 𝑚∘ 𝑃𝑟𝑜𝑑𝑢𝑘𝑡𝑒 − ∑ △ 𝐵 𝐻 𝑚∘ 𝐸𝑑𝑢𝑘𝑡𝑒
Die Reaktionsenthalpie ist die Energiesumme aller Bildungsenthalpien der Produkte minus
die Energiesumme aller Bildungsenthalpien der Edukte, also der Ausgangsstoffe.
Bsp.: △ 𝑟 𝐻 𝑚∘ = △ 𝐵 𝐻 𝑚∘ 2𝑀 𝑔𝑂 − △ 𝐵 𝐻 𝑚∘ 2𝑀 𝑔 + △ 𝐵 𝐻 𝑚∘ 𝑂 2
𝑘𝐽
-
△ 𝑟 𝐻 𝑚∘ =
-
△ 𝑟 𝐻 𝑚∘ = − 1202 𝑚 𝑜𝑙
-
− 1202 𝑚 𝑜𝑙
𝑘𝐽
−
𝑘𝐽
0 𝑚 𝑜𝑙 +
𝑘𝐽
0 𝑚 𝑜𝑙
Es werden bei der Reaktion von 2 Mol Magnesium und einem Mol Sauerstoff − 1202 𝑘𝐽frei.
© Stefan Pielsticker und Hendrik-Jörn Günther
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Detailrechnung (Born-Haber-Kreisprozess)
2 Mg2+ (g)
2 ∗ 2200
2 O2-(g)
𝑘𝐽
𝑚 𝑜𝑙
2 ∗ 733
𝑘𝐽
𝑚 𝑜𝑙
(Elektronenaffinität)
(Ionisierungsenergie)
𝑘𝐽
𝑚 𝑜𝑙
(Gitterenergie)
2 O(g)
2 Mg(g)
2 ∗ 146
2 ∗ − 3929
𝑘𝐽
𝑚 𝑜𝑙
498
𝑘𝐽
𝑚 𝑜𝑙
(Dissoziationsenergie)
(Sublimierungsenergie)
+
2 Mg(s)
O2 (g)
2MgO
− 1202
𝑘𝐽
𝑚 𝑜𝑙
(Reaktionsenergie)
Lokalelement (lokale Reaktion)
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Bei dieser Reaktion liegen die beiden Stoffe, die miteinander reagieren direkt nebeneinander
vor.
Dies können sowohl zwei feste Stoffe sein, (Bsp.: ein Stück Kupfer liegt auf einem Stück
Eisen).
Meistens handelt es sich jedoch um einen festen und einen flüssigen Stoff (Bsp.: ein
Kupferstab in eine Bromlösung getaucht).
Die Elektronen können bei der Reaktion direkt vom einen Stoff in den anderen übergehen
und werden nicht , wie bei der galvanischen Zelle über einen Elektronenleiter miteinander
verbunden.
In einem Lokalelement kann sich keine Spannung aufbauen, da die Reaktion sofort
stattfindet und erst gestoppt wird, wenn eines der Elemente aufgebraucht ist.
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Was ist eine Galvanische Zelle?
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Eine Galvanische Zelle ist ein Gerät, das aus chemischer Energie elektrische Energie formen
kann.
In der Zelle findet eine spontane Reaktion statt, die einen Elektronenaustausch mit sich zieht.
Wie ist eine Galvanische Zelle aufgebaut?
Diaphragma
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Es muss unbedingt beachtet werden, dass die beiden Elektronen in einer Elektrolyt-Lösung
stehen.
Welche Reaktion läuft in einer Galvanischen Zelle ab?
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Allgemein lässt sich sagen, dass die Galvanische Zelle auf einer Redox-Reaktion beruht. Eine
Redox-Reaktion ist eine Reaktion bei der sowohl oxidiert, wie auch reduziert wird.
Oxidieren heißt Elektronenabgabe und findet an der Anode statt
Reduzieren heißt Elektronenaufnahme und findet an der Kathode statt.
Oxidationsmittel: Die Substanz, die Elektronen aufnimmt und der Ausgangsstoff somit
reduziert wird.
Reduktionsmittel: Eine Substanz, daß das Potential hat, eine andere Substanz zu reduzieren.
Bestimmung der reduzierten und oxidierten Elemente mit Hilfe der Oxidationszahlen.
Im Folgenden werden zuerst Oxidationszahlen erklärt; Anschließend das Prinzip und
Stöchiometrie von einer Redox-Reaktion und dann die Idee der Redoxreaktion auf das Prinzip
der Galvanischen Zelle übertragen.
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Was sind Oxidationszahlen und werden sie vergeben?
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Eine Oxidationszahl gibt die Anzahl von Elektronen an, die zu einem Element hinzugegeben
oder entfernt werden müssen, um das Element in die elementare, also neutrale Form zu
bringen.
Regeln:
The Oxidationszahl (im Folgenden OZ genannt) von jedem freien, unkombinierten
Element ist 0.
Die OZ von jedem monoatomaren Ion ist gleich der Ladung dieses Ions.
Die OZ von Fluor ist immer -1, weil es das elektronegativste Element ist
In einer Verbindung haben Elemente der 1, 2 und 3 Hauptgruppe eine OZ von +1,+2,
respektive +3
Die OZ von Wasserstoff in einer Verbindung ist +1; Es sei denn es ist mit einem
Metall-Atom verbunden, dann ist es -1
Die OZ für Sauerstoff ist -2; Es sei denn es ist kombiniert mit Fluor, dann ist es +2. In
Peroxiden hat es eine OZ von -1
Die Summe aller OZ (evtl. multipliziert mit der Anzahl der Atome in einem
Molekül) muss 0 ergeben.
Die Summe aller OZ in einem polyatomaren Ion (evtl. multipliziert mit der Anzahl
der Atome in einem Molekül) muss der Ladung des Ions entsprechen.
Bsp.: Die OZ für 𝑆2 𝑂 72−
− 𝐼𝐼
Für Sauerstoff gilt: -2. Also:
dieses ergibt eine negative Ladung von -2*7=-14.
𝑆2 𝑂 72−
Da wir eine Gesamtladung von -2 erreichen wollen fehlen uns nun noch 12 positive
Ladungen. Da wir aber 2 Schwefel-Atome haben, müssen wir nur 6 positive Ladungen
+𝑉𝐼− 𝐼𝐼
hinzufügen. Dieses entspricht der Oxidationszahl für den Schwefel :
𝑆2 𝑂 72−
Stöchiometrie in einer Redoxreaktion
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Für eine Galvanische Zelle ist es wichtig zu wissen, was eine Redoxreaktion ist und wie sie
ausgeglichen werden kann.
Bsp: Gleichen Sie folgende Reaktionsgleichung aus.
𝐻 3 𝑂 + + 𝑀 𝑛𝑂4− + 𝐹𝑒2+ → 𝑀 𝑛2+ + 𝐹𝑒3+
Bei Befolgung der Oxidationszahlregeln muss man zuerst die OZ verteilen um auf die
Reduzierten, bzw. Oxidierten Elemente zu schließen:
+𝐼 − 𝐼𝐼
𝐻3𝑂 +
+
+𝑉𝐼𝐼 − 𝐼𝐼
𝑀 𝑛𝑂4− +
+𝐼𝐼
𝐹𝑒2+
→
+𝐼𝐼
𝑀 𝑛2+
+
+𝐼𝐼𝐼
𝐹𝑒3+
OXIDATION Fe
REDUKTION Mn
Das Mangan wird reduziert, weil es Elektronen aufnimmt, was man an der
Verminderung der Oxidationszahl sehen kann
Das Eisen wurde oxidiert, weil es Elektronen abgibt und somit eine kleinere OZ erhält.
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Nun schreibt man die Reduktionsgleichung und Oxidationsgleichung in s.g. Halbreaktionen
ab:
Oxidation: 𝐹𝑒2+ → 𝐹𝑒3+
Reduktion: 𝑀 𝑛𝑂4− → 𝑀 𝑛2+
Wie man feststellt, sind die Reaktionsgleichungen nicht ausgeglichen. Allgemein kann man
folgende Regeln verwenden:
Die Elemente auf beiden Seiten ausgleichen (abgesehen von O und H), wenn nötig mit
Koeffizienten
Jedes O mit einem 𝐻 2 𝑂 auf der anderen Seite ausgleichen
Nun die Zahl vor dem 𝐻 2 𝑂 mit 2 multiplizieren, und dementsprechend HydroniumIonen (𝐻 3 𝑂 +) auf der anderen Seite hinzufügen.
Die Zahl, die nun vor den Hydronium-Ionen stehen, addiert man nun noch zu den
Wasser-Molekülen
Nun nur noch die Elektronen ausgleichen
Somit ergibt sich:
Oxidation: 𝐹𝑒2+ → 𝐹𝑒3+ + e−
Reduktion: 𝑀 𝑛𝑂4− + 8H3 O+ + 5e− → 𝑀 𝑛2+ + 12H2 O
Nun muss man nur nuch die Elektronen in beiden Gleichungen gleichstellen, indem man die
obere Gleichung mit 5 multipliziert. Man erhält:
Oxidation: 5𝐹𝑒2+ → 5𝐹𝑒3+ + 5e−
Reduktion: 𝑀 𝑛𝑂4− + 8H3 O+ + 5e− → 𝑀 𝑛2+ + 12H2 O
Nun kann man die Reaktionen in einer Redox-Reaktion aufschreiben und erhält:
5𝐹𝑒2+ +: 𝑀 𝑛𝑂4− + 8H3 O+ + 5e− → 5𝐹𝑒3+ + 5e− + 𝑀 𝑛2+ + 12H2 O
Die 5 Elektronen auf beiden Seiten lassen sich wegkürzen und man erhält als
Endergebnis:
5𝐹𝑒2+ +: 𝑀 𝑛𝑂4− + 8H3 O+ → 5𝐹𝑒3+ + 𝑀 𝑛2+ + 12H2 O
Was ist eine elektrochemische Doppelschicht
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Eine Ladungsschicht, die sich zwischen Elektrode und Elektrolyt bildet.
An der äußeren Schicht des Metalls befinden sich Elektronen, die frei werden, wenn sich
positive Metall-Ionen ablösen
Gleichzeitig werden diese positiven Ionen und die anderen positiven Teilchen der ElektrolytLösung wieder von den Elektronen angezogen, sodass sie sich an der Grenze zum Metall
anlagern
Ist die elektrochemische Doppelschicht dick genug, können sich keine Metall-Ionen mer
lösen und die Reaktion stoppt
Dies kann beispielsweise dazu führen, dass die Funktion einer galvanischen Zelle nachlässt.
Wie hängen Redoxreaktionen mit Galvanischen Zellen zusammen?
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In einer Galvanischen Zelle finden an den Elektroden auch Reduktion und Oxidation statt.
An der Anode wird Oxidiert, also Elektronen abgegeben. Deshalb wird diese Elektrode auch
häufig als Minuspol bezeichnet. Bei diesem Prozess wollen die Atome der Anode Ionen
bilden und lösen sich somit in der Elektrolyt-Lösung und geben ihre Elektroden durch die
Anode ab.
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Dieses passiert auch nur, weil die Ionen in der Elektrolyt-Lösung auf der Kathoden-Seite sich
gerne zu ihrem elementaren Zustand begeben wollen und somit Elektronen benötigen um
dies zu erreichen. Diese Elektronen bekommen sie von der Anode. Aus diesem Grunde
findet an der Kathode Reduktion statt, also Elektronenaufnahme!
Da die beiden Elektroden durch z.B. ein Kabel verbunden sind, kann man ein Messgerät
einbinden. Beim Einbau eines Spannungsmessgerätes kann man das Potential dieser Zelle
messen.
Als Potential versteht man zwischen den Elektroden der beiden Halbzellen einer Galvanische
Zelle die Potentialdifferenz, also eine messbare Spannung. [Es drückt also vereinfacht nichts
anderes aus, als das Verlangen eines Stoffes dem anderen Stoff gegenüber Elektronen
abzugeben oder aufzunehmen)
Wie werden Elektrodenpotentiale gemessen?
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Um die Standardelektrodenpotentiale eines Stoffes zu messen, muss man einen international
anerkannten Vergleichswert haben. Man hat sich dazu entschlossen die Standard Hydrogen
Elektrode (SHE) auch Wasserstoffelektrode als 0-Zelle anzuerkennen. Die Wasserstoff-PlatinZelle hat die kleinste messbare Spannung und man hat deshalb diese Elektrode als
Standardvergleichselektrode benützt. (siehe unten)
Man hat die Elektrodenpotentiale als Tabelle in einer s.g. Spannungsreihe aufgeführt. Je
negativer das Element ist, desto lieber will das Element seine Elektronen abgeben (Bsp:
Lithium mit -3.04 V ist ein sehr gutes Reduktionsmittel, weil es gerne die Elektronen abgibt
und somit selbst Oxidiert wird.)
Je größer der Wert ist, desto lieber will ein Stoff Elektronen aufnehmen und dient somit als
Oxidationsmittel
Aus diesem „Verlangen“ zw eier Stoffe,Elektronen abzugeben und aufzunehm en lässt sich
das Elektrodenpotential bestimmen.
Beispiel zur Errechnung der Redoxpotentiale:
Zink-Lithium-Halbzelle.
1. Aufschreiben und feststellen der Elektrodenpotentiale:
 Zink: 𝑍𝑛2+ + 2𝑒− ↔ 𝑍𝑛 | − 0,76𝑉
 Lithium: 𝐿𝑖+ + 𝑒− ↔ 𝐿𝑖| − 3,04𝑉

Lithium ist der Donator; Zink der Akzeptor
2. Aufschreiben der beiden Stoffe in Donator // Akzeptor Schreibweise
 𝐿𝑖/𝐿𝑖+ //𝑍𝑛2+/𝑍𝑛
3. Aufschreiben der daraus zu schließenden Reaktionen:
 Oxidaion: 𝐿𝑖↔ 𝐿𝑖+ + 𝑒− | − 3,04𝑉
 Reduktion: 𝑍𝑛2+ + 2𝑒− ↔ 𝑍𝑛 | − 0,76𝑉
 Redox: : 2𝐿𝑖+𝑍𝑛2+ ↔ 2𝐿𝑖+ + 𝑍𝑛
4. Berechnung des Redoxpotentials mit:
 ∆𝐸° = 𝐸° 𝐴𝐾 𝑍𝐸𝑃𝑇𝑂𝑅 − 𝐸° 𝐷 𝑂𝑁 𝐴𝑇𝑂𝑅
 ∆𝐸° = 𝐸° 𝑍𝑖𝑛𝑘 − 𝐸° 𝐿𝑖𝑡𝑕𝑖𝑢𝑚
 ∆𝐸° = − 0,76𝑉 − − 3,04𝑉
 ∆𝐸° = 2,28 𝑉
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Aufbau und Funktion der Standard-Wasserstoff-Halbzelle
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Das Potential einer Wasserstoff-Halbzelle ist definitionsgemäß 0.
Ein Platinblech taucht man in eine saure Lösung mit einer Hydronium-Ionen von 1 mol*l-1 Das
Blech wird nun unter STP mit Wasserstoff umspült . Die Platin-Elektrode hat die Eigenschaft,
Wasserstoff an ihrer Oberfläche zu adsorbieren, was sie auch tut. Die Platinelektrode wird
nun versuchen, ein elektrochemisches Equilibrium (Gleichgewicht) zwischen adsorbierten
Wasserstoff-Molekülen und hydratisierten Wasserstoff-Ionen herzustellen.
Der Elektronenaustausch findet an der Elektronenoberfläche statt, wodurch die PlatinElektrode ein bestimmtes Potential erhält
Somit gilt für die allgemeine Bestimmung von Standard-Elektronenpotentialen die RedoxSchreibweise:
Me /Mez+ (c = 1 Mol L)//H + (c = 1 Mol L)/H2
-
Somit ist die Wasserstoff-Halbzelle die Akzeptorzelle.
Die Nernst-Gleichung
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Mit Hilfe der Nernst-Gleichung kann man das Standard-Potential eines Daniell-Elements
aurechnen, wobei bei beiden Halbzellen das gleiche Elektrodenmaterial und die gleiche
Metallsalzlösung benützt; mit dem Unterschied, dass eine der beiden Salzlösungen weniger
konzentriert ist.
Die Nernst-Gleichung lautet:
𝑈 =𝐸
𝑀𝑒
𝑀 𝑒 𝑧+
+
𝐴𝑙𝑠 𝐾 𝑢𝑟𝑧𝑓𝑜𝑟𝑚 :
𝑐 𝑀 𝑒 𝑧+
, wobei
1𝑀 𝑜𝑙 𝐿
0,059𝑉
𝑐(𝐴𝑘𝑧𝑒𝑝𝑡𝑜𝑟 )
∗log 𝑐(𝐷𝑜𝑛𝑎𝑡𝑜𝑟 )
𝑧
0,059𝑉
𝑧
∗ log
z die Anzahl der Ionenladung darstellt.
Stöchiometrie –c,V,m,M
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Die allgemeine Formel zur Berechnung von entweder c (Konzentration), V (Volumen), m
(Masse), M (Molare Masse) lautet: 𝑚 = 𝑐 ∗ 𝑉 ∗𝑀
Nun muss man nur noch die gegebenen Werte einsetzen und nach dem Gesuchten auflösen.
Bsp: Es soll eine 0,1 molare lösung von einem Stoff erstellt werden. Gegeben sind folgende
𝑔
Werte: 𝑀 = 249,69 𝑚 𝑜𝑙, 𝑐 = 0,1 𝑚 𝑜𝑙 𝐿 , 𝑉 = 0,025𝐿. Wie viel gramm des Stoffes werden
benötigt, um genau diese Lösung zu erstellen?
𝑔
𝑚 = 249,69 𝑚 𝑜𝑙∗ 0,1 𝑚 𝑜𝑙 𝐿 ∗0,025𝐿
𝑚 = 0,624𝑔
Zink-Brom-Element
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Die eine Halbzelle besteht aus einer Kohlenstoffelektrode, die von Bromwasser umgeben ist.
Die andere Halbzelle besteht aus eine Zinkelektrode, die von Wasser umgeben ist.
Werden die beiden Halbzellen nun potentiell miteinander verbunden, beispielsweise über
ein Voltmeter, so ist eine Spannung messbar.
In der Brom-Halbzelle wollen Brom-Moleküle zu Bromid-Ionen reduziert werden.
In der Zink-Halbzelle will Zink zu Zink-Ionen oxidiert werden.
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Bei der Oxidation werden Elektronen frei, die über den Draht in die Brom-Halbzelle fließen
wollen, werden jedoch durch das Voltmeter daran gehindert.
In der Brom-Halbzelle haben die Brom-Moleküle dann das Potential, diese Elektronen wieder
aufzunehmen
Daniel-Element
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Die eine Halbzelle besteht aus einer Kupferelektrode, die von Kupfersulfat-Lösung umgeben
ist.
Die andere Halbzelle besteht aus eine Zinkelektrode, die von Zinksulfat-Lösung umgeben ist.
Wiederum ist einer Spannung messbar.
An der Kupferelektrode haben die Kupfer-Ionen das Potential, elementares Kupfer zu bilden
und dabei Elektronen aufzunehmen, also werden Kupfer-Ionen zu elementarem Kupfer
reduziert
An der Zinkelektrode hingegen werden potentiell Zink-Ionen aus dem Zinkstab oxidiert,
sodass sie Elektronen abgeben, die dann zum Kupfer fließen wollen, jedoch durch das
Voltmeter daran gehindert werden.
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