Analytik: Quali. und Quant. Analyse
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Analytik: Quali. und Quant. Analyse Nasschemische Nachweise (z.B. Trennungsgang) und Gehaltsbestimmungen per Titration, Gravimetrie, Konduktometrie, etc.

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Alt 04.12.2017, 22:50   #1   Druckbare Version zeigen
Zucchini895 weiblich 
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Themenerstellerin
Beiträge: 14
Elektrochemie

Hallo,
ich habe eine Frage zu einer Formel bei Elektrochemie!

Warum unterscheiden sich diese beiden Formeln in verschiedenen Lehrbüchern und welche ist nun richtig?

E=E(Red) -0,059V/n*log(c(ox)/c(Red))

E=E + 0,059/z*log(c(ox)/c(Red))

bin grad voll verwirrt! Hoffe jmd kann mir helfen!
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Alt 05.12.2017, 09:54   #2   Druckbare Version zeigen
HansC Männlich
Mitglied
Beiträge: 361
AW: Elektrochemie

Das beste Verständnis bekommt man m.E. wenn man von dem Donor- (Donator)und Akzeptorbegriff und den Halbreaktionen der Standardelektrodenpotential-Liste ausgeht.

E(Red)ist deshalb verwirrend, weil damit eine der 2 Halbreaktionen (Halbzelle) gemeint ist während in der entspr. Gleichung mit "Red" die reduzierte Form des Stoffes dieser selben Halbreaktion gemeint ist.

Früher gab (bzw. anderswo gibt) man den Halbreaktionen die Bezeichungen

E(Acceptor)
das ist die Halbreaktion bei der Elektronen aufgenommen werden:
A + e- -> A^-
oder
A^+ + e^- -> A
Da liegt das Standardpotential mit den positiveren Werten, z.B. für edle Metalle wie Silber 0,8V

E(Donor) - ist die Elektronenabgebende Halbreaktion.
M -> M^+ + e^-
Standardpotentiale mit dem niedrigeren Wert, z.B. Zink -0,76V

Die Gleichung
E(Donor) = E(0-Donor) + 0,059V/n*log(c(ox)/c(Red))
(z.B: für das Zink)
und E(Akzeptor) = E(0-Akzeptor) + 0,059V/n*log(c(ox)/c(Red))
(z.B. für das Silber)
vermeiden m.E. diese Verwirrung.

Die Differenz gibt ja das Potential der Gesamtzelle.

Geändert von HansC (05.12.2017 um 10:00 Uhr)
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Alt 05.12.2017, 13:35   #3   Druckbare Version zeigen
HansC Männlich
Mitglied
Beiträge: 361
AW: Elektrochemie

Statt "Die Differenz gibt ja das Potential der Gesamtzelle" muss es besser heissen:

Die Differenz* gibt ja die Spannung/ die Potentialdifferenz der Gesamtzelle.


---
*
U = deltaE = E(Akzeptor) - E(Donor)

Bei dem Beispiel mit Zink und Kupfer (Daniell Element) entfallen natürlich die Werte der Rein-Metalle und es wird 1 dafür eingesetzt:

E(Zink) = E(0-Zink) + (0,059V/n) * log(c(Ox)) (Kupfer ananlog)
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Alt 06.12.2017, 00:51   #4   Druckbare Version zeigen
Zucchini895 weiblich 
Mitglied
Themenerstellerin
Beiträge: 14
AW: Elektrochemie

Hallo HansC,

erstmal vielen Dank für die Antwort und habe auch verstanden, was du erklärt hast, trotzdem weiß ich immer noch nicht welche Formel von beiden ich benutzen soll...

Also ich wiederhole nochmal, um sicher zu gehen, dass ich alles verstanden habe, was du erklärt hast:

Also es gibt zwei Gleichungen, eine für E(Red) und eine für E(Ox). Die Differenz von beiden ergibt das Potential der Gesamtzelle.

Hoffe ich habs richtig verstanden

LG

Geändert von Zucchini895 (06.12.2017 um 01:01 Uhr)
Zucchini895 ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 06.12.2017, 12:04   #5   Druckbare Version zeigen
HansC Männlich
Mitglied
Beiträge: 361
AW: Elektrochemie

Nochmal im Zusammenhang: Es ist am einfachsten, wenn man
1. zunächst die Halbzellenreaktionen separat in Form der Nernst Gleichungen aufstellt. Separat für E(Acceptor) und E(Donor); wie schon geschrieben sind das m.E. bessere Begriffe als die gelegentlich verwendeten E(Red) die Verwirrungsgefahr bringen.
(Aber letztlich sollten Sie den Begriff nehmen, der von Ihrem Professor bevorzugt wird.)

Basis für die 2 Halbzellengleichungen ist:

E = E(0) + (0,059V/n) * log(c(Ox))/c(Red)
Die c(Red) entfallen, wenn es sich um elementare Metalle handelt und werden zu "1". Wenn es aber um so etwas wie Fe^2+ -> Fe^3+ geht, entfällt c(Red) natürlich nicht!

2. Wenn n in beiden Halbzellenreaktionen gleich ist, kann man die Gleichungen so kombinieren, wie z.B. für das Zn/Cu Element:
U = E(Cu) - E(Zn)
U = E(0-Cu) - E(0-Zn) + (0,059V/n) * log( c(Cu^2+) / c(Zn^2+) )
Da steht natürlich die Ox-Form des Zinks unter dem Bruchstrich, weil der gesamte Zink-Term ja ab gezogen wird.
Denn log a - log b = log a/b

Ich empfehle aber, die Halbzellenpotentiale getrennt auszurechen und nur die Differenz der Volt-Ergebnisse zu bilden, das vermeidet Fehler.
HansC ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 07.12.2017, 20:02   #6   Druckbare Version zeigen
Zucchini895 weiblich 
Mitglied
Themenerstellerin
Beiträge: 14
AW: Elektrochemie

Danke schön für die ausführliche Antwort HansC
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Stichworte
elektrochemie, nernst gleichung, quanti

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