Redoxpaar zur Berechnung des Löslichkeitsprodukt von AgSCN?
Das Standardelektrodenpotential der Reaktion AgSCN + e(- ) = Ag +SCN(- ) beträgt 0,0895. Gefragt ist mit Hilfe eines weiteren geeigneten Standardredoxpotential das Löslichekeitsprodukt zu berechnen.
Welches andere Standardredoxpotential kann hierfür genommen werden? Mein erster Gedanke war das Potential von Ag(+) + e(-) = Ag zu nehmen, jedoch kommt dafür dann ein positiver Wert für das Standardpotential der Zelle heraus. Ich weiß aber das AgSCN schwer löslich ist. Somit muss das Standardpotential der Zelle negativ sein.
1 Antwort
Da ich nicht verstehe, was DU in Deinem letzten Absatz schreibst, rechne ich das Beispiel einfach durch.
Ag⁺ + e¯ ⟶ Ag ε⁰=+0.7996 V
AgSCN + e¯ ⟶ Ag + SCN¯ ε⁰=+0.0895 V
Wenn diese beiden Potentiale gegeben sind, dann können wir das Löslichkeitsprodukt Kₛₚ von AgSCN ausrechnen. Das Löslichlkeitsgleichgewicht ist bekanntlich einfach anzuschreiben als
Ag⁺ + SCN¯ ⟶ AgSCN↓ Kₛₚ=c(Ag⁺)⋅c(SCN¯)
und damit können wir leicht in die Nernstsche Gleichung gehen; für die AgSCN-Elektrode gilt nämlich c(SCN¯)=1 mol/l und c(Ag⁺) kriegen wir dann simpel aus der obigen Gleichung als (mit schlampigem Einheitenchaos) c(SCN¯)=Kₛₚ, also schreiben wir das alles an und lösen nach Kₛₚ auf:
Das paßt auch zum Literaturwert 1.03·10¯¹² mol²/l² auf Wikipedia.
In Deiner Frage hattest Du geschrieben:
Gefragt ist mit Hilfe eines weiteren geeigneten Standardredoxpotential das Löslichekeitsprodukt zu berechnen.
daher habe ich das ausgerechnet. Dann hast Du noch einen zweiten Absatz hingeschrieben, in dem von einer Spannung die Rede ist, aber Du hast nicht angegeben, von welcher Zelle die Rede ist, also habe ich das ignoriert.
Jetzt sieht es so aus, als ob Du ein Element aus einer Standard-Silber-Elektrode und einer AgSCN-Elektrode basteln willst. Für letztere hast Du auch ein Potential angegeben, für erstere nicht, deshalb habe ich den Wert ε⁰=+0.7996 V von Wikipedia geklaut.
Bei diesem Element handelt es sich um eine Konzentrationszelle, der relevante Prozeß ist also simpel, daß die Ag⁺-Ionen die Konzentrationsdifferenz ausgleichen wollen. Folglich verschwinden welche aus der Standard-Silber-Halbzelle (Reduktion zum Metall = Kathode = Pluspol) und es bilden sich neue in der AgSCN-Halbzelle (Oxidation des Ag-Metalls zum Ag⁺ = Anode = Minuspol). Die Gesamtzellspannung ist das Potential der Kathode minus dem der Anode (weil die Potentiale per Definition Reduktionspotentiale sind, sich also auf die Kathode beziehen und für die Anode mit minus Eins multipliziert werden müssen).
Die gemessene Spannung ist also positiv, und das ist immer so, weil nur ein positives ΔE einem negativen ΔG entspricht (weil ΔG=−zFΔE), und nur ein negatives ΔG ergibt eine spontane Reaktion und damit eine funktionsfähige elektrochemische Zelle.
Wenn Deine vorgegebene Lösung negativ ist, dann sehe ich nur zwei Möglichkeiten: Entweder ist das falsch, oder ist es etwas sehr Spezifisches gefragt, das nicht der der experimentell meßbaren Zellspannung entspricht, z.B. „Welche Spannungsdifferenz durchläuft ein Elektron von der Ag⁺-Elektrode (Pluspol) zur AgSCN-Elektrode (Minuspol)?“. Der Witz ist natürlich, daß die Elektronen in echt den Gegenweg (also vom Minuspol zum Pluspol) nehmen.
Ich bilde mir ein, daß die Umformung richtig ist. Erinnere Dich: ln(1/Kₛₚ) = −ln(Kₛₚ)
Vielen herzlichen Dank für die ausführliche Antowort!
Dann muss die Lösung die ich habe für das Standardpotential der Zelle tatsächlich falsch sein..
Eine frage hätte ich aber tatsächlich noch: Du schreibst ".... weil die Potentiale per Definition Reduktionspotentiale sind, sich also auf die Kathode beziehen und für die Anode mit minus Eins multipliziert werden müssen).
Nehmen wir ein klassiches Daniell Element als Veranschaulichung her. Die Halbzellengleichungen sind wie folgt:
Zn(2+) + 2e(-) --> Zn mit E=-0,7628V
Cu(2+) + 2e(-) --> Cu mit E=+0,337V
In desem Fall ist die Zinkelektrode die Anode und die Kupferelektrode die Kathode.
Die Zellspannung beträgt mit Kath. - Anode = 0,337-(-0,7628) = 1,1V
Hier muss keine der beiden gegeben Spannungen mit -1 multipliziert werden um zum richtigen Ergebnis zu kommen.
Wann bzw. unter welchen Bedingungen muss also eines der beiden Potential im Vorzeichen umgedreht werden?
Kath. - Anode
Hier muss keine der beiden gegeben Spannungen mit -1 multipliziert werden
Doch, die Anode. So wie Du es auch richtig gemacht hast — letztlich ist die Spannung die Summe vom Oxidationspotential der Anode und dem Reduktionspotential der Kathode. Und da das Oxidationspotential nur ein vorzeichenumgedrehtes Reduktionspotential ist, kommt man daraus zum Vorgehen Kathode−Anode (jeweils in Reduktionspotentialen).
Vielen Dank erstmal für deine Antwort!
Wie mit der Nernst-Gleichung umzugehen ist, ist mir bekannt, jedoch versteh ich nicht wie ich auf das Richtige Ergbenis der Zellspannung komme.
Laut Lösung sollte dieses -0,7105V betragen.
Ich bekomme aber +0,7101 heraus, also genau das umgekehrt positive (bis auf die letzte Nachkommerstelle).
(I) Ag⁺ + e¯ ⟶ Ag ε⁰=+0.7996 V
(II) AgSCN + e¯ ⟶ Ag + SCN¯ ε⁰=+0.0895 V
In dem Fall ist doch (II) die Anode (wegen des niedrigeren Standardreduktionspotentials) und (I) die Kathode.
Mit E(zelle)=E(Kathode) - E(Anode) bekommt man doch E(zelle)=0,7101V
Weiters verstehe ich deine Umformung von Ksp nicht ganz. In der Klammer (ε - ε⁰) ist doch ein Fehler, das ganze sollte doch (ε⁰ - ε) sein, oder?
Vielen Dank im Voraus für deine Antwort.
Lg