Potentialdifferenz bei pH = 3?
Hallo Community,
ich hätte folgende Frage:
Der Gehalt an Wasserstoffperoxid kann im schwefelsauren Milieu permanganometrisch bestimmt werden. Das Standardpotential (MnO4^- / Mn^2+) beträgt 1,51 V. Das Standardpotenzial von (O2/H202) beträgt 0,680 V. Wie gross ist die Potentialdifferenz bei pH = 3?
Vielen Dank im Voraus! :)
1 Antwort
Zuerst brauchen wir einmal eine Reaktionsgleichung:
2 MnO₄¯ + 5 H₂O₂ + 6 H₃O⁺ ⟶ 2 Mn²⁺ + 5 O₂ + 14 H₂O
Als nächstes schreiben wir dazu die Nernst-Gleichung auf:
Dabei ist ΔE⁰ die Standardpotentialdifferenz, also die Differenz
ΔE⁰ = ε⁰(MnO₄¯/Mn²⁺) − ε⁰(O₂/H₂O₂) = +0.83 V
und beim großen Quotienten können wir das meiste weglassen, weil MnO₄¯, Mn²⁺, H₂O₂ und O₂ ja in ihren Standardkonzentrationen anwesend sein sollen (zumindest steht nicht Gegenteiliges da), also können wir 1 mol/l bzw. 1 bar annehmen, und die fallen dann alle weg; übrig bleibt nur die Konzentration von H₃O⁺. Das schreiben wir neu an und rechnen vom natürlichen auf den dekadischen Logarithmus um, damit wir gleich zum pH-Wert kommen:
Beim Einsetzen beachte z=10 (weit die zwei MnO₄¯-Ionen zusammen 10 Elektronen aufnehmen bzw. die fünf H₂O₂-Moleküle ebensoviele abgeben), und im übrigen gilt natürlich F=96485 C/mol und R=8.3145 J mol¯¹ K¯¹ (Naturkonstanten) sowie T=298 K (per Konvention).
Das ΔE wird durch den Wechsel von pH=0 → pH=3 verringert, und das ist auch sofort intuitiv verständlich: H₃O⁺ ist ein Edukt, und die Verringerung (1 mol/l → 10¯³ mol/l) einer Eduktkonzentration verschiebt das Gleichgewicht tendenziell zur Eduktseite, die Reaktion läuft also schlechter ab, und das entspricht einem kleineren ΔE.
