Aufgaben zur Nernst-Gleichung < Chemie < Naturwiss. < Vorhilfe
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(Frage) beantwortet  | | Datum: | 22:12 Mo 05.02.2007 | | Autor: | oli_k |
| Aufgabe | 1. Leite die Nernst-Gleichung für das elektrochemische Potential der Wasserstoff-Standard-Elektrode her!
2. Das Elektrodenpotential einer Wasserstoffelektrode beträgt im neutralen Wasser -0,41V. Erläutere diesen Wert! Wäre es möglich, dass sich Cr und Al unter H2-Bildung in Wasser auflösen? |
Hallo,
habe leider weder viel Zeit dazu noch viel Ahnung :(
Zu A1: Weiss nicht genau, was die von mir wollen... Bei der SWE gilt doch c= 1 mol/l, daher ist lg(1)=0 und 0*0,59V ist ebenfalls 0, also ist E = E0 + 0 und somit E=0... Aber das wird wohl kaum die Lösung sein, oder?
Zu A2: Liegt das daran, das aus Wasserstoff und Wasser H30+ entsteht und dabei dementsprechend Elektronen freiwerden?
Den zweiten Aufgabenteil verstehe ich gar nicht, sehe da auch keinen Zusammenhang (ist es Zufall, das E0 von Cr2+ <-> Cr3+ auch -0,41V beträgt?
Danke und sorry, dass ich kein Hoch- und Tiefstellen benutzt habe, bin total im Stress...
Oli
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Hallo Oli,
Bei Aufgabe 1 weiß ich nicht auch nicht genau, was da Dein Chemie-Lehrer von Dir will. (Thermodynamisch herleiten kann man die Nernst-Gleichung schon; das wäre aber eine Aufgabe für einen Chemiestudenten, der schon einige Vorlesungen in physikalischer Chemie gehört hat.)
Vielleicht soll nur der ganze Formalismus für die SWE hingeschrieben werden, so, wie Du es vermutest? Also:
E = [mm] E_{0} [/mm] + [mm]\bruch{0,059 V}{z}[/mm] * lg [mm]\bruch{[Ox]}{[Red]}[/mm] bei STP.
angewendet auf: [mm] H_{2} [/mm] + 2 [mm] H_{2}O [/mm] <--> 2 [mm] H_{3}O^{+} [/mm] + 2 [mm] e^{-}
[/mm]
ergibt: E = [mm] E_{0}^{'} [/mm] + [mm]\bruch{0,059 V}{2}[/mm] * lg [mm]\bruch{[H_{3}O^{+}]^{2}}{[H_{2}]}[/mm]
Da die Wasserstoffkonzentration (p= 1013 hPa) konstant ist, wird sie mit in [mm] E_{0} [/mm] einbezogen:
E = [mm] E_{0} [/mm] + [mm]\bruch{0,059 V}{2}[/mm] * lg [mm] [H_{3}O^{+}]^{2}
[/mm]
[mm] E_{0} [/mm] ist gemäß Definition gleich Null, also:
E = + 0,059 V * lg [mm] [H^{+}] [/mm]
= - 0,059 V * pH
Daher gilt: - bei pH = 0 [mm] \Rightarrow [/mm] E = 0 V
- bei pH = 7 [mm] \Rightarrow [/mm] E = - 0,414 V
- bei pH = 14 [mm] \Rightarrow [/mm] E = - 0,828 V
Dementsprechend lassen sich z.B. die Wasserstoffionen des neutralen Wassers thermodynamisch nur durch solche Metalle zu elementarem Wasserstoff entladen, deren Potential < - 0,414 V ist, z.B. durch Alkali- und Erdalkalimetalle. Die Zahl der zur Darstellung von Wasserstoff aus Wasser geeigneten Metalle ist also kleiner als die zur Wasserstoffgewinnung aus Säuren in Frage kommende Zahl von Metallen mit einem Potential < 0 V.
Die Tatsache, dass Metalle wie Magnesium, Zink oder Aluminium mit Wasser entgegen ihrer Stellung in der Spannungsreihe keinen Wasserstoff entwickeln, beruht darauf, dass das bei der Umsetzung gebildete unlösliche Metallhydroxid (z.B. Al + 3 [mm] H_{2}O [/mm] --> [mm] Al(OH)_{3} [/mm] + 1,5 [mm] H_{2}) [/mm] eine Schutzschicht um das Metall bildet, welche den weiteren Angriff des Wassers verhindert, so dass die Reaktion gleich nach dem Beginn zum Stillstand kommt. Löst man die Hydroxidschicht durch Zugabe von Säure oder eines anderen Lösungsmittels auf, so geht die Wasserstoffentwicklung weiter.
Für Aluminium betragen die Normalpotentiale:
bei pH = 0 Al <--> [mm] Al^{3+} [/mm] + 3 [mm] e^{-} [/mm] ; [mm] E_{0} [/mm] = -1,676 V
bei pH = 14 Al + 4 [mm] OH^{-} [/mm] <--> [mm] Al(OH)_{4}^{-} [/mm] + 3 [mm] e^{-} [/mm] ; [mm] E_{0} [/mm] = -2,310 V
Auch an der Luft bildet Aluminium, trotz seines großen Bestrebens sich mit Sauerstoff zu verbinden, eine fest anhaftende, zusammenhängende dünne Schutzschicht aus Aluminiumoxid [mm] Al_{2}O_{3}, [/mm] die das darunter liegende Metall vor weiterem Angriff (Rosten) schützt.
Bei Chrom liegen ähnliche aber doch leicht verschiedene Verhältnisse vor:
Chrom oxidiert bei gewöhnlichen Temperaturen weder an Luft noch unter Wasser. Bei erhöhter Temperatur reagiert Chrom mit den meisten Nichtmetallen, so z.B. mit Sauerstoff zu [mm] Cr_{2}O_{3}. [/mm]
Das Verhalten des Chroms gegen Säuren hängt von seiner Vorbehandlung ab. Taucht man Chrom in starke Oxidationsmittel wie Salpetersäure oder Chromsäure oder macht das Metall zur Anode, so löst es sich nach dem Herausnehmen nicht in verdünnten Säuren auf, also auch nicht in Wasser. Sein Normalpotential beträgt in diesem "passiven" Zustand [mm] E_{0} [/mm] = + 1,33 V, entsprechend einer Stellung in der Spannungsreihe zwischen den edlen Metallen Quecksilber (+ 0,86 V) und Gold (+ 1,50 V).
Macht man das Chrom aber zur Kathode oder taucht es in eine reduzierende Lösung, so löst sich das so behandelte Chrom in verdünnten Säuren unter Wasserstoffentwicklung auf, da es in diesem "aktivem" Zustand (in welchem es z.B Cu, Sn und Ni aus den wässrigen Lösungen ihrer Salze zu verdrängen vermag) ein Normalpotential von nur [mm] E_{0} [/mm] = - 0,74 V besitzt, entsprechend einer Stellung in der Spannungsreihe zwischen den unedlen Metallen Zink (- 0,76 V) und Eisen (- 0,44 V).
Man erklärt diese Erscheinung in Analogie zum Aluminium durch die Annahme einer äußerst dünnen, zusammenhängenden Chrom(III)-oxid-Schutzhaut auf dem passiven Metall, welche bei der chemischen oder anodischen Oxidation gebildet, und bei der chemischen oder kathodischen Reduktion wieder entfernt wird.
lieben Gruß, Martinius
P.S. Hier noch ein Link: ![[]](/images/popup.gif) http://dc2.uni-bielefeld.de/dc2/auto/chrom.htm
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