Chemie-Arbeitsblatt _ _ Klasse _ _ _ Name ____________________________Datum _ _ ._ _._ _

Die Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotenzials

Inwiefern hängt des Potenzial einer galvanischen Zelle von der Konzentration ab? Zur Klärung dieser Frage werden drei Versuche unternommen: Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotentials

Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotentials

V1: In ein U-Rohr mit Fritte werden zwei gleich konzentrierte Zinksulfat-Lösungen mit c(ZnSO₄) = 1 mol/L und zwei Zinkelektroden eingefüllt. Die Spannung zwischen den beiden Halbelementen wird gemessen. Danach wird die Lösung in einer Halbzelle schrittweise um eine Zehnerpotenz erniedrigt, also auf 0,1 mol/L, dann 0,01 mol/L usw.

V2: In der gleichen Anordnung wird die Spannung zwischen zwei Halbzellen mit der Kombination Ag/Ag⁺(aq) gemessen, ebenfalls angefangen mit der Konzentration c(AgNO₃) = 1 mol/L, dann schrittweise um eine Zehnerpotenz erniedrigt, also 0,1 mol/L, dann 0,01 mol/L usw.

V3: Der gleiche Versuch wird mit einer Kombination aus zwei Chlor-Halbzellen durchgeführt. Dabei wird zuerst in zwei getrennten galvanischen Elementen durch Elektrolyse von HCl(aq) mit der Konzentration c(HCl) = 1 mol/L in Wasser gelöstes Chlor Cl₂(aq) hergestellt. Durch Verbindung der entsprechenden Halbzellen mit gelöstem Chlor über eine Salzbrücke und entsprechende Verdünnung einer Halbzelle wird die Abhängigkeit des Potenzials von der Konzentration festgestellt.

Messergebnisse: in mV

Konzentrationen der Halbzellen	0,1 mol/L- 1 mol/L	0,01 mol/L - 1 mol/L	0,001 mol/L - 1 mol/L	0,0001 mol/L- 1 mol/L	0,00001 mol/L - 1 mol/L
Zn/ZnSO₄(verd. Lsg)// ZnSO₄(konz. Lsg)/Zn	29,5	59	88,5	118	147,5
Ag/AgNO₃(verd. Lsg)// AgNO₃(konz. Lsg)/Ag	59	118	177	236	295
Cl₂/2 Cl^-(verd. Lsg) // 2 Cl^-(konz. Lsg) Cl₂	-29,5	-59	-88,5	-118	-147,5

Arbeitsaufträge:
1. Erläutere das Zustandekommen der gemessenen Spannungen: welche Einzelreaktionen laufen in den jeweiligen Halbzellen ab? Definiere dabei: welche Zelle ist Elektronen-Donator, Oxidationszelle, -Pol bzw. Elektronen-Akzeptor, Reduktionszelle, +Pol?

2. Vergleiche die Messwerte aus den Versuchen 1-3: stelle Gemeinsamkeiten und Unterschiede fest!

3. Stelle die Versuchsergebnisse graphisch dar: x-Achse: Logarithmus des Konzentrationsverhältnisses Konz. Lsg : verd. Lsg, y-Achse: Spannungswert [mV]

4. Wie verändert sich die Spannung bei einer Konzentrationsdifferenz von 1:10 bzw. bei einer Zehnerpotenz?

5. Wie kann der Konzentrations-Spannungszusammenhang in einer mathematischen Formel ausgedrückt werden?

Lösungen:

Arbeitsaufträge:

1. Erläutere das Zustandekommen der gemessenen Spannungen: welche Einzelreaktionen laufen in den jeweiligen Halbzellen ab? Definiere dabei: welche Zelle ist Elektronen-Donator, Oxidationszelle, -Pol bzw. Elektronen-Akzeptor, Reduktionszelle, +Pol?

In beiden Halbzellen befinden sich dieselben Ionen in gelöster Form und im Metallgitter des festen, atomaren Zustandes. Die Entstehung einer Spannung=Potentialdifferenz ist somit allein auf den Konzentrationsunterschied zurückzuführen. Der Konzentrationsunterschied sucht nach dem "Prinzip des kleinsten Zwanges" einen Ausgleich: "Wo ein Unterschied, ist auch eine Bewegung". Die einzig mögliche Bewegung für einen solchen Konzentrationsausgleich ist die von Elektronen durch den Draht, die aber durch das hochohmige Messinstrument effektiv behindert wird. Also "stauen" sich gewissermaßen die Elektronen am Minus-Pol-Anschluss des Voltmeters, was einem Elektronendefizit am Plus-Pol entspricht. Beides, Überschuss und Mangel, führen zu einer Anzeige des Messinstruments. Ohne Voltmeter würde die konzentriertere Lösung durch Reduktion von Metallionen und Übergang der Metallatome ins Metallgitter verdünnt und die verdünnte Lösung konzentrierter werden durch Oxidation von Metallatomen aus dem Metallgitter und Übergang der Ionen in die gelöste Phase, verbunden mit entsprechendem Elektronenübergang durch den Draht. Dieser Vorgang würde so lange anhalten, bis in beiden Halbzellen ein Konzentrationsausgleich hergestellt ist.

Elektronendonator = Oxidationszelle = -Pol ist die Zelle mit der geringeren Konzentration: Zink-Atome aus dem Metallgitter (fester Zustand) werden oxidiert und Zink-Ionen gehen in den gelösten Zustand über: die Konzentration an gelösten Zinkionen steigt an.

Elektronenakzeptor = Reduktionszelle = +Pol ist die Zelle mit der höheren Konzentration: Zink-Ionen aus gelösten Zustand werden reduziert und dem Metallgitter (fester Zustand) zugeführt: die Konzentration an gelösten Zink-Ionen sinkt.

2. Vergleiche die Messwerte aus den Versuchen 1-3: stelle Gemeinsamkeiten und Unterschiede fest!
Die Messwerte zeigen in allen drei Versuchen, dass der Potentialunterschied linear vom Konzentrationsunterschied abhängt. Weiter ist er der Anzahl ausgetauschter Elektronen umgekehrt proportional ist: Bei einem Konzentrationsunterschied von einer Zehnerpotenz um 59 mV bei einem Elektron, entsprechend die Hälfte bei 2 Elektronen. Zudem zeigt der Vergleich des Zn/ZnSO₄-System mit dem Cl₂/2Cl^--System, dass die verdünnte Lösung in der erste Konzentrationskette den Minus-Pol darstellt, in der letzten aber den Plus-Pol.

3. Stelle die Versuchsergebnisse graphisch dar: x-Achse: Logarithmus des Konzentrationsverhältnisses Konz. Lsg : verd. Lsg, y-Achse: Spannungswert [mV]

Pourbaix-Diagramm

4. Wie verändert sich die Spannung bei einer Konzentrationsdifferenz von 1:10 bzw. bei einer Zehnerpotenz?
Bei einer Konzentrationsdifferenz von 1:10 bzw. einer Zehnerpotenz ändert sich die Spannung um 59 mV bei einem ausgetauschten Elektron, um 59/2 mV bei zwei ausgetauschten Elektronen usw.

5. Wie kann der Konzentrations-Spannungszusammenhang in einer mathematischen Formel ausgedrückt werden?

Verdünnte Lösung

Zn(s) ---> Zn²⁺(aq) + 2 e ̶
Elektronen-Donator-Zelle
Minus-Pol
Oxidationszelle
Anode

Konzentrierte Lösung

Zn(s) <--- Zn²⁺(aq) + 2 e ̶
Elektronen-Akzeptor-Zelle
Plus-Pol
Reduktionszelle
Kathode

Zn / ZnSO₄(aq)(c=0,1 mol/L)

ZnSO₄(aq)(c=1 mol/L) / Zn

U = E°(Kath.) - E°(Anode) = E°(Akzeptorhalbzelle) - E°(Donatorhalbzelle)

E_An = E°_An + 0,059 V * log c(verdünnte Lösung)

E_Kath = E°_Kath + 0,059 V * log c(konzentrierte Lösung)

ΔE = E_Kath - E_An = E°_Kath + 0,059 V * log c(konzentrierte Lösung) - (E°_An + 0,059 V * log c(verdünnte Lösung))
= E°_Kath - E_An + 0,059 V * (log c(konz) - log c (verd))
= 0,059 V * log (c(konz) / c(verd))

Beispiel: Ag/Ag⁺
	konzentrierte Lösung	1 mol/L	1 mol/L	1 mol/L	1 mol/L
	verdünnte Lösung	0,1 mol/L	0,01 mol/L	0,001 mol/L	0,0001 mol/L
	log c((konz)/c(verd))	1	2	3	4
	ΔE	0,059 V	2 * 0,059 V	3 * 0,059 V	4 * 0,059 V

update: 15.02.21 zurück zur Hauptseite