pH-Abhängigkeit des Elektrodenpotentials

Das Elektrodenpotential hängt stark von dem pH-Wert der jeweiligen Halbzellen ab, da neben dem oxidierten Metallion ebenfalls bei niedrigen pH-Werten das oxidierte Säure-Ionen vorliegt.


Erklärung

Das Elektrodenpotential und die damit gemessene Spannung bei:

  • der galvanischen Zelle
  • der Konzentrationszelle (Nernst-Gleichung)

hängt von:

  • der verwendeten Halbzellen (zum Beispiel: Kupfer/Kupfersulfat, Zink/Zinksulfat usw.)
  • der Konzentration des zu reduzierenden und oxidierenden Stoffes
  • den verschiedenen Konzentrationen eines Stoffes

ab.

Nun ist es so, dass der pH-Wert in den Halbzellen einen großen Einfluss auf die gemessene Spannung hat.

Dafür wird die Definition des pH-Werts gebraucht. Der pH-Wert ist definiert, als der negativ dekadische Logarithmus der Wasserstoffionenkonzentration.

\text{pH} = - \text{log}_{\text{10}} (\text{c(H}^{+}))pH=log10(c(H+))\text{pH} = - \text{log}_{\text{10}} (\text{c(H}^{+}))

Lange Definition, kurzer Sinn: wenn ein pH-Wert von x vorliegt, liegt dadurch eine Konzentration an Säure-Ionen von 10 mit der Potenz von -x vor.

\text{[H}_{\text{3}}\text{O}^{+}] =\text{ 10}^{-x}[H3O+]= 10x\text{[H}_{\text{3}}\text{O}^{+}] =\text{ 10}^{-x}

Wenn wir uns nun die Nernst-Gleichung nochmal anschauen, sehen wir, dass in dem Logarithmus (log) die Variable c(Ox.) angegeben ist, damit ist die Konzentration an oxidierten Substanzen gemeint.

Nernst-Gleichung:

\text{E} = \text{E}^{\text{0}} + \frac{\text{0,059 V}}{\text{z}} \text{log}\left(\frac{\text{c(Ox.)}}{\text{c(Red.)}}\right)E=E0+0,059 Vzlog(c(Ox.)c(Red.))\text{E} = \text{E}^{\text{0}} + \frac{\text{0,059 V}}{\text{z}} \text{log}\left(\frac{\text{c(Ox.)}}{\text{c(Red.)}}\right)

Das hier vorhandene Problem ist, dass nicht nur die Metall-Ionen oxidiert sind, sondern auch die Säure-Ionen eine oxidierte Form sind.

Dadurch wird das Elektrodenpotential und die dadurch gemessene Spannung stark beeinflusst.

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