Skript zum AC-Teil - Anorganische Chemie, AK Röhr, Freiburg
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24 KAPITEL 2. ELEKTROCHEMIE 2 2.5 Nernst-Gleichung: Fe 2+ /Fe 3+ // Mn 2+ /Mn 7+ Geräte • 2 100-ml-Bechergläser • Filtrierpapier • 2 blanke Platin-Elektroden • Kabel • heizbarer Magnetrührer • Stativ-Material • Spannungsmessgerät (Innenwiderstand >1 MΩ) Chemikalien • Kaliumpermanganat-Lösung, c(KMnO4) = 0,1 mol l • frisch angesetzte Ammoniumeisen(II)sulfat- Lösung, c((NH4)2Fe(SO4)2) = 0,1 mol l • konz. Ammoniumeisen(III)sulfat-Lösung • konz. Schwefelsäure • Natriumfluorid, NaF(s) Platinelektrode Eisen(II)− Lösung 1,05 V + − Salzbrücke (mit KNO getränktes Filterpapier) 3 Permanganat− Lösung Abb. 2.5: Beeinflussung des Elektrodenpotentials nach Nernst Durchführung Das eine Becherglas wird zur Hälfte mit Kaliumpermanganat-Lösung, das andere mit Ammoniumeisen(II)sulfat-Lösung gefüllt. Beide werden mit einem in Kaliumnitrat-Lösung getränkten Filterpapierstreifen verbunden. Die Zellspannung wird gemessen, wie auch nachfolgend bei jeder Veränderung einer Halbzelle. Nun werden wenige ml konzentrierte Schwefelsäure zur Kaliumpermanganat-Halbzelle gegeben, anschließend wenige ml konzentrierte Ammoniumeisen(III)sulfat-Lösung zur Eisen- Halbzelle. Zur Eisen-Halbzelle wird noch eine gute Spatelspitze festes Natriumfluorid gegeben. Der Versuch wird mit den Ausgangslösungen an Kaliumpermanganat und Ammoniumeisen(II)sulfat wiederholt, wobei dieses Mal eine der beiden Lösungen kurz mit dem Brenner erhitzt wird. Die erneute Zugabe der vorherigen Lösungen und Stoffe ist nicht mehr notwendig. Theorie Zur Berechnung der von den Standardpotentialen verschiedenen Elektrodenpotentiale steht eine wichtige Gleichung zur Verfügung, die Nernst-Gleichung: E = E o + RT zF ln cOx cRed Diese Gleichung ist abhängig von den Konzentrationen des Redox-Paares und der Temperatur. Um diese Abhängigkeit zu zeigen wurde hier als Beispiel eine Permanganat- und eine Eisen-Halbzelle gewählt, die zusätzlich noch Beispiele für Ionenumladungsreaktionen sein sollen, nachdem bisher nur Halbzellen vorgestellt wurden, die aus dem Element und dem zugehörigem Ion bestanden. Das Redox-Paar der Permanganat-Halbzelle lautet MnO − 4 + 8 H3O + + 5 e − → Mn 2+ + 12 H2O. Gegenüber der Eisen-Halbzelle entspricht diese Teilgleichung dem Reduktionsvorgang. Zur Berechnung des Elektrodenpotentials der Permanganat-Halbzelle mit Hilfe obiger Formel taucht die linke Seite, oxidierte Form, der Teilgleichung entsprechend der Form des Massenwirkungsgesetzes im Nenner auf, die rechte Seite im Zähler. E = Eo + RT 5F ln c MnO − · c 4 8 H3O + cMn2+
2.5. NERNST-GLEICHUNG: FE 2+ /FE 3+ // MN 2+ /MN 7+ 25 Eine Veränderung des Elektrodenpotentials auf Seiten der Permanganat-Halbzelle ist somit durch Konzentrationsänderungen der Permanganat-, der Mangan(II)- und der Hydroxonium-Ionen, d.h des pH-Werts, zu erzielen. Die Teilgleichung des Oxidationsvorgangs wird durch die Eisen-Ionen beschrieben Fe 2+ → Fe 3+ + 1 e − . Das Elektrodenpotential der Eisen-Halbzelle berechnet sich nach E = E o + RT 1F ln c Fe 3+ c Fe 2+ . Eine Beeinflussung des Elektrodenpotentials in diesem Fall wird durch Ändern der Eisen(II)- bzw. der Eisen(III)-Ionen- Konzentration erreicht. Dies geschieht z.B. durch Versetzen mit konzentrierter Eisen(III)- Lösung oder durch Maskierung der Eisen- Ionen mit Fluorid. Literatur Skript zum Demo-Praktikum AC, alte Version, s. [6] .
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2.5 Nernst-Gleichung:<br />
Fe 2+ /Fe 3+ // Mn 2+ /Mn 7+<br />
Geräte<br />
• 2 100-ml-Bechergläser<br />
• Filtrierpapier<br />
• 2 blanke Platin-Elektroden<br />
• Kabel<br />
• heizbarer Magnetrührer<br />
• Stativ-Material<br />
• Spannungsmessgerät<br />
(Innenwiderstand >1 MΩ)<br />
Chemikalien<br />
• Kaliumpermanganat-Lösung,<br />
c(KMnO4) = 0,1 mol<br />
l<br />
• frisch angesetzte Ammoniumeisen(II)sulfat-<br />
Lösung, c((NH4)2Fe(SO4)2) = 0,1 mol<br />
l<br />
• konz. Ammoniumeisen(III)sulfat-Lösung<br />
• konz. Schwefelsäure<br />
• Natriumfluorid, NaF(s)<br />
Platinelektrode<br />
Eisen(II)−<br />
Lösung<br />
1,05 V<br />
+ −<br />
Salzbrücke<br />
(mit KNO<br />
getränktes<br />
Filterpapier)<br />
3<br />
Permanganat−<br />
Lösung<br />
Abb. 2.5: Beeinflussung des Elektrodenpotentials<br />
nach Nernst<br />
Durchführung<br />
Das eine Becherglas wird zur Hälfte mit<br />
Kaliumpermanganat-Lösung, das andere mit<br />
Ammoniumeisen(II)sulfat-Lösung gefüllt. Beide<br />
werden mit einem in Kaliumnitrat-Lösung<br />
getränkten Filterpapierstreifen verbunden. Die<br />
Zellspannung wird gemessen, wie auch nachfolgend<br />
bei jeder Veränderung einer Halbzelle.<br />
Nun werden wenige ml konzentrierte Schwefelsäure<br />
zur Kaliumpermanganat-Halbzelle gegeben,<br />
anschließend wenige ml konzentrierte<br />
Ammoniumeisen(III)sulfat-Lösung zur Eisen-<br />
Halbzelle. Zur Eisen-Halbzelle wird noch eine<br />
gute Spatelspitze festes Natriumfluorid gegeben.<br />
Der Versuch wird mit den Ausgangslösungen<br />
an Kaliumpermanganat und Ammoniumeisen(II)sulfat<br />
wiederholt, wobei dieses Mal<br />
eine der beiden Lösungen kurz mit dem Brenner<br />
erhitzt wird. Die erneute Zugabe der vorherigen<br />
Lösungen und Stoffe ist nicht mehr<br />
notwendig.<br />
Theorie<br />
Zur Berechnung der von den Standardpotentialen<br />
verschiedenen Elektrodenpotentiale<br />
steht eine wichtige Gleichung zur Verfügung,<br />
die Nernst-Gleichung:<br />
E = E o + RT<br />
zF<br />
ln cOx<br />
cRed<br />
Diese Gleichung ist abhängig von den Konzentrationen<br />
des Redox-Paares und der Temperatur.<br />
Um diese Abhängigkeit zu zeigen wurde<br />
hier als Beispiel eine Permanganat- und eine<br />
Eisen-Halbzelle gewählt, die zusätzlich noch<br />
Beispiele für Ionenumladungsreaktionen sein<br />
sollen, nachdem bisher nur Halbzellen vorgestellt<br />
wurden, die aus dem Element und dem<br />
zugehörigem Ion bestanden. Das Redox-Paar<br />
der Permanganat-Halbzelle lautet<br />
MnO − 4 + 8 H3O + + 5 e − → Mn 2+ + 12 H2O.<br />
Gegenüber der Eisen-Halbzelle entspricht<br />
diese <strong>Teil</strong>gleichung dem Reduktionsvorgang.<br />
Zur Berechnung des Elektrodenpotentials der<br />
Permanganat-Halbzelle mit Hilfe obiger Formel<br />
taucht die linke Seite, oxidierte Form, der<br />
<strong>Teil</strong>gleichung entsprechend der Form des Massenwirkungsgesetzes<br />
im Nenner auf, die rechte<br />
Seite im Zähler.<br />
E = Eo + RT<br />
5F ln c MnO − · c<br />
4<br />
8<br />
H3O +<br />
cMn2+
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