Allgemeine Chemie
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Allgemeine Chemie Fragen zur Chemie, die ihr nicht in eines der Fachforen einordnen könnt, gehören hierher.

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Alt 01.05.2007, 20:03   #1   Druckbare Version zeigen
liederwieorkane Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 38
Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Hallo.
Wie der Titel bereits verrät, nähert sich der Termin meiner Prüfung und hinter einige Dinge steig ich einfach nicht hinter. Mag sein, dass meine Überlegungen für einen "Grundkurs" nicht relevant sind werden, trotzdem kann ich nicht zum nächsten Thema gehen, ohne die Sache richtig verinnerlicht zu haben.

Thema: Elektrochemie (Galvanische Zellen)...

Bei der Entstehung der Elektrodenpotentiale einer Halbzelle ist ja häufig die Rede von einem Gleichgewicht, das sich an der Doppelschicht/Phasengrenze einstellt.
Beispiel: Zn <-> Zn(2+) + 2e
Wenn nun die Elektronen in die andere Halbzelle wandern, lösen sich ja auch die zugehörigen Zink-Ionen und gehen (endgültig) in Lösung. Doch wie interpretiert man diesen Vorgang nun bezüglich des Gleichgewichts?Würde man eher sagen, dass das Gleichgewicht zu "ungunsten" der rechten Seite gestört wurde, weil ja Zink-Ionen verloren gegangen sind oder bezieht sich das Gleichgewicht auf die ganzen Zelle, wonach dann durch den endgültigen Lösungsvorgang der Zink-Ionen die Gesamtkonzentration der Zink-Ionen angestiegen wäre?

Noch mehr verwundert mich jedoch, dass überall behauptet wird, während dem Betrieb einer galvanischen Zelle würde sich die Zinkelektrode immer mehr auflösen, um neue Elektronen zu "produzieren". Denn gemäß LeChatelier müsste doch das o.g. Gleichgewicht auf jede Störung reagieren, um das Gleichgewicht aufrechtzuerhalten. Hier müsste man nun wissen, wie weit das Gleichgewicht zu interpretiern ist (s.oben).
Definitiv ist aber, dass die Zink-Ionen-Konzentration innerhalb der Lösug zunehmend ansteigen müsste, was eigentlich bewirken müsste, dass die Oxidation der Zink-Atome gehemmt würde. Zumindest vermittelt mir das die Nernst-Gleichung, gemäß der ja die negative Aufladung einer Elektrode mit der Zunahme der Ionen-Konzentration sinkt.
Oder ist die Sache mit dem Ladungsausgleich über die Ionenbrücke zu erklären?

Was ich mir dennoch bei bestem Willen nicht erklären kann, sind die gängigen Beschreibungen bezüglich der andere Halbzelle. Angenommen hier handelt es sich um eine Kupfer-Zelle:
Cu <-> Cu (2+) + 2e
In dem Moment, wo Cu(2+) mittels der ankommenden Elektronen zu Cu reduziert wird, wird doch das Gleichgewicht zweifach einseitig gestört. Sprich: Cu(2+) verschwindet und es lagert sich als Folge zudem weiteres Kupfer an der Elektrode an.
LeChatelier sagt mir jetzt, dass das Gleichgewicht mit einer zunehmenden Reaktion nach "rechts" reagieren müsste, um die Störung wieder auszugleichen. So wäre es also eben nicht der Fall, dass ich unter dem Strich Kupfer bilden würde oder sehe ich das so falsch?

Ferner ist mir auch nicht ganz klar, wann und wieso der Betrieb einer galvanischen Zelle zum Erliegen kommt...

Wäre äußerst freundlich, wenn jemand Licht in meine dunklen Chemie-Niederungen bringen könnte, denn entweder greifen die gängigen Erkläungen zu kurz oder aber ich habe hier gewaltige Denkfehler drin.
DANKE
liederwieorkane ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 01.05.2007, 23:25   #2   Druckbare Version zeigen
baltic Männlich
Mitglied
Beiträge: 1.468
AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Ich glaube, du hast tatsächlich einen kleinen Denkfehler in deinen Überlegungen, denn du betrachtest immer nur eine Halbzelle.
Und natürlich kann man man für den Vorgang
{Cu \rightleftharpoons Cu^{2+} + 2e^-}
sagen, dass nach Le Chatelier die Abscheidung von elementarem Kupfer die Auflösungsreaktion begünstigt und der Abscheidung so entgegenwirkt.
Bei dieser ganzen Sache spielt es aber eine gewaltige Rolle, was auf der anderen Seite passiert!

Es gibt ja nicht umsonst Redoxpotentiale, die ja nichts anderes ausdrücken, als die Willigkeit des Stoffes, Elektronen abzugeben.
Wenn dann insgesamt ein Gewinn für das System herauskommt, nimmt es ein bisschen flapsig gesagt in Kauf, dass ein "unangenehmer" Vorgang ablaufen muss.

Mathematisch bzw. elektrochemisch-thermodynamisch ausgedrückt wäre das:
{\Delta G=-zF\Delta E}
Dabei hängt {\Delta E} von beiden Halbzellenreaktionen ab. Wenn insgesamt ein positives {\Delta E} herauskommt, ist {\Delta G} negativ, das heißt, die Reaktion läuft ab.

Ich hoffe, ich habe dir ein bisschen weitergeholfen!
Wenn du weitere Fragen hast oder dir die Antwort zu allgemein / nicht tief genug gehend ist, melde dich!

Lg, baltic
baltic ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 01.05.2007, 23:29   #3   Druckbare Version zeigen
baltic Männlich
Mitglied
Beiträge: 1.468
AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Zitat:
Ferner ist mir auch nicht ganz klar, wann und wieso der Betrieb einer galvanischen Zelle zum Erliegen kommt...
Das zeigen zwei Formeln ganz vortrefflich (warum die gelten, ist vermutlich nicht Thema eines Grundkurses ):
{\Delta G=-zF\Delta E}
und die Nernst'sche Gleichung
{E=E^{\circ}+\frac{RT}{zF}\ln\frac{c_{ox}}{c_{red}}}
{E} und damit auch {\Delta E} hängen also von den Konzentrationen beider Redoxpaare ab. Die eine Konzentration nimmt bei der Reaktion zu, die andere ab (einer wird abgeschieden). Irgendwann sind die Konzentrationen genau so, dass {\Delta E=0}.
Dann ist auch {\Delta G=0} und die Reaktion kommt zum Erliegen!
baltic ist offline   Mit Zitat antworten
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Alt 02.05.2007, 01:46   #4   Druckbare Version zeigen
liederwieorkane Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 38
AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Zunächst einmal "Danke" für die rasche Antwort.
Wenn ich dich richtig verstanden habe, werden sonst geltende Prinzipien (wie LeChatelier) von Abläufen "größerer, chemischer Kraft" dominiert...

Bin mir noch nicht sicher, ob ich das gleiche unter dem "Gewinn für das System" verstehe. Die Tatsache, dass wir uns über den Effekt galvanischer Zellen "freuen", dürfte den vielen Elektronen, Ionen etc. ja relativ egal sein. Was ist also aus chemischer Sicht der "Gewinn für das System". Denn das führt mich zu einer weiteren Frage: Der Elektronenfluss resultiert ja daraus, dass ein "Spannungsgefälle" (mangelndes Fachvokabular bitte ich zu entschuldigen!) zwischen den Halbzellen besteht.
In meiner naiven Vorstellung gehe ich dann davon aus, dass dieses Ungleichgewicht durch die Elektronenwanderung überwunden werden soll, was ich mit einem "Gewinn für das System" gleichsetzen würde. In dem Moment,wo in der Halbzelle mit dem unedleren Metall die Oxidation (Entstehung von Ionen/Elektronen) fortschreitet, wird der Effekt der vorherigen Elektronenwanderung (Nivellierung der neg. Aufladung der Elektroden) revidiert und somit der ganze Ablauf "ad absurdum" geführt. Lässt sich dieser Sachverhalt auch/immernoch mit der "höherwertigen Kraft der Redoxpotentiale" erklären?

Zu den beiden Formeln: Gehe ich richtig in der Annahme, dass delta G (kann es leider nicht besser darstellen) eine Art Aktivität darstellt? Wenn also die Konzentrationen irgendwann so sind, dass die Reaktion zum Erliegen kommt, bedeutet das doch, dass die häufig(von meinem Lehrer) propagierte Vorstellung, dass die eine Elektrode mehr und mehr "schrumpft", während die andere "wächst", äußerst plakativ ist, oder?

Zu der Ionenbrücke: dient diese fast ausschließlich der Schaffung eines geschlossenen Kreislaufes oder hat der Ionenaustausch selbst auch nennenswerte Bedeutung für meine Gleichgewichts- und Konzentrationsüberlegungen?

Vielleicht kann ja jemand kommentieren, inwieweit nun meine Gesamtvorstellung des Ablaufes zutreffend ist...

1)Die Elektroden tauchen in die jeweiligen Lösungen ein. Art des Metalles (edel/unedel) und die Konzentration der entsprechenden Metallionen im Elektrolyt entscheiden nun über den Grad der neg. Aufladung der Elektroden, wobei das bereits erwähnte Gleichgewicht ein "Kompromiss" aus chemischem und elektrischem Potential darstellt.

Frage: Spielt die Masse der Elektrode eine Rolle für die Entstehung des Gleichgewichts?

2)Das Ungleichgewicht der jeweiligen Aufladung führt zu einem Elektronenfluss von der stärker zur schwächer neg. aufgeladenen Elektrode, wo Ionen aus der Lösung reduziert werden.

Frage: Wieso können die angekommenen Elektronen nicht in der Elektrode bleiben oder gilt hier nun doch wieder LeChatelier?

3)Angenommen, das unedlere Metal wäre Zink:
Zn <-> Zn(2+) + 2e
Da das Gleichgewicht durch den Elektronenfluss gestört wurde, werden Ionen/Elektronen "nachgebildet".
Parallel kann es zu einem Ladungsausgleich über die Ionenbrücke kommen.

Frage(von oben): Hat dieser Ladungsausgleich Konsequenzen für die jeweiligen Konzentrationen?

4)Das Prozedere wiederholt sich.

baltic, wenn ich dich richtig verstehe, sind die Konzentrationen zum Zeitpunkt des Erliegens derart, dass im Zusammenspiel mit den eigentlichen Redoxpotentialen ein Zustand ensteht, bei dem die beiden Elektroden identisch (negativ) aufgeladen sind? Das würde ja im Umkehrschluss bedeuten, dass während dem Betrieb der galvanischen Zelle, die Elektroden ständig von ihrem ursprünglichen Grad der Aufladung abweichen/abrücken und das obwohl z.B. an der Zinkelektrode ständig Elektronen nachgebildet werden?

Sorry für meine vielen, qüalenden Fragen, aber mich ärgert es, wenn Lehrer so Dinge oberflächlich angehen und davor Gelehrtes ignorieren
liederwieorkane ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 02.05.2007, 08:49   #5   Druckbare Version zeigen
baltic Männlich
Mitglied
Beiträge: 1.468
AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Zitat:
Zitat von liederwieorkane Beitrag anzeigen
Wenn ich dich richtig verstanden habe, werden sonst geltende Prinzipien (wie LeChatelier) von Abläufen "größerer, chemischer Kraft" dominiert...
Zitat:
Zitat von liederwieorkane Beitrag anzeigen
Bin mir noch nicht sicher, ob ich das gleiche unter dem "Gewinn für das System" verstehe. Die Tatsache, dass wir uns über den Effekt galvanischer Zellen "freuen", dürfte den vielen Elektronen, Ionen etc. ja relativ egal sein. Was ist also aus chemischer Sicht der "Gewinn für das System".
Um das zu beantworten, muss ich jetzt ein bisschen tiefer in die Materie eintauchen, versuche aber, es möglichst anschaulich zu halten.
Jeder Stoff hat das sogenannte chemische Potential. Das Potential sorgt ganz automatisch dafür, dass, wann immer die Möglichkeit besteht, es zu verringern, der Stoff es auch tut, da Potentialdifferenzen immer unvorteilhaft sind.
Zum Vergleich: Jeder Gegenstand auf der Erde hat ein Ortspotential, die "potentielle Energie". Wird ihm die Möglichkeit gegeben, dieses Potential zu erniedrigen (=runterzufallen), wird er das auch tun.

Das chemische Potential lässt sich auf verschiedenen Wegen verringern. Zum Einen durch Verdünnung (in der Mischung ist das Potential geringer als im Reinstoff) oder eben durch chemische Reaktion.
Da an Reaktionen aber mehr als ein Stoff beteiligt ist, kommt es häufig dazu, dass nicht alle ihr Potential erniedrigen können.

Beim galvanischen Element beispielsweise, wo ein Stoff in reiner Form abgeschieden wird, erhöht sich das Potential. Dafür erniedrigt es sich auf der anderen Seite, wo ein Stoff oxidiert wird und in Lösung geht.

Ich hoffe, soweit ist es dir verständlich.

Was jetzt betrachtet werden muss, ist die Potentialdifferenz des Gesamtsystems, also das, was "unterm Strich" rauskommt. Es wird dabei vom in System in Kauf genommen, dass der eine Stoff sein Potential erhöhen muss, wenn dafür ein anderer das Potential um einen größeren Betrag erniedrigen kann und damit die Gesamtdifferenz <0 ist.

Insofern kann das System sich durchaus "freuen", wenngleich ihm die menschliche Nutzung des galvanischen Elemtents natürlich tatsächlich herzlich egal sein dürfte
(Ich gehe einen Schritt weiter und sage: Die Tatsache, dass wir uns über das galvanische Element freuen, ist darin begründet, dass es auch das Element selbst tut, aber das ist jetzt philosophisch)

Diese Potentialdifferenz um die es hier geht, ist {\Delta G}.
Jetzt kannst du natürlich fragen, wo denn der Gewinn herkommt, wenn ox->red und red->ox.
Es hat ja scheinbar nur ein Austausch stattgefunden. Und hier kommt das Redoxpotential bzw. die elektrochemische Spannungsreihe ins Spiel. Auch wenn alles auf das chemische Potential zurückzuführen ist, geht es bei Redoxreaktionen etwas einfacher, da man sehr leicht Potentialdifferenzen (in Volt) messen kann, die dann das System ins Gleichgewicht (aber ins globale Gleichgewicht, also nicht nur in das auf der einen oder anderen Seite) bringen.

Damit hat Le Chatelier weiterhin Gültigkeit, denn Le Chatelier beinhaltet nur Fragestellungen, die ein System im Gleichgewicht betreffen. Solange ein galvanisches Element existiert, ist es aber im Ungleichgewicht, denn genau aus diesem Ungleichgewicht können wir den iPod, Laptop und was auch immer zum Laufen kriegen!

Ist die Batterie "leer", gilt Le Chatelier wieder "so wie man's kennt"

Zitat:
Zitat von liederwieorkane Beitrag anzeigen
Zu den beiden Formeln: Gehe ich richtig in der Annahme, dass delta G (kann es leider nicht besser darstellen) eine Art Aktivität darstellt? Wenn also die Konzentrationen irgendwann so sind, dass die Reaktion zum Erliegen kommt, bedeutet das doch, dass die häufig(von meinem Lehrer) propagierte Vorstellung, dass die eine Elektrode mehr und mehr "schrumpft", während die andere "wächst", äußerst plakativ ist, oder?
Aktivität ist nicht ganz das richtige. Ich habe ja schon eine Menge zu {\Delta G} (btw:
Code:
[tex]\Delta G[/tex ] aber ohne das Leerzeichen vor ]
geschrieben und vielleicht erklärt sich das schon von selbst.
Dass eine Elektrode "schrumpft", währende die andere "wächst", ist zwar korrekt, es ist aber für die Zellspannung m.E. kaum von Bedeutung. Im MWG ist die Aktivität von Feststoffen 1. Das heißt, wie groß die Elektrode ist, ist für das Gleichgewicht ohne Belang, wohingegen die Aktivitäten (in der Schule = Konzentrationen) des gelösten Elektrodenmaterials sehr wichtig sind!

Zitat:
Frage: Spielt die Masse der Elektrode eine Rolle für die Entstehung des Gleichgewichts?
Nein.

Zitat:
2)Das Ungleichgewicht der jeweiligen Aufladung führt zu einem Elektronenfluss von der stärker zur schwächer neg. aufgeladenen Elektrode, wo Ionen aus der Lösung reduziert werden.

Frage: Wieso können die angekommenen Elektronen nicht in der Elektrode bleiben oder gilt hier nun doch wieder LeChatelier?
Das verstehe ich leider nicht. Warum sind beide Elektroden negativ geladen?! Dann könnte doch die Ladungsbilanz niemals 0 sein?!
Zitat:
3)Angenommen, das unedlere Metal wäre Zink:
Zn <-> Zn(2+) + 2e
Da das Gleichgewicht durch den Elektronenfluss gestört wurde, werden Ionen/Elektronen "nachgebildet".
Parallel kann es zu einem Ladungsausgleich über die Ionenbrücke kommen.

Frage(von oben): Hat dieser Ladungsausgleich Konsequenzen für die jeweiligen Konzentrationen?
Es gibt (noch) kein Gleichgewicht und damit auch kein Le Chatelier.

Ich hoffe, es ist alles ein bisschen klarer, aber frag einfach weiter nach!

Lg, baltic

Geändert von baltic (02.05.2007 um 09:15 Uhr)
baltic ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 02.05.2007, 15:42   #6   Druckbare Version zeigen
liederwieorkane Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 38
AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Ich gehe jetzt erstmal auf baltics Post ein, weil ich den Eindruck habe, das erstmal begreifen zu müssen, um ehemaliges Mitglieds Ausführungen zu verstehen.
Denn die Gefahr, dass eure Bemühungen bei einem Grundkursschüler nur teilweise fruchten, ist ja recht groß (nebenbei wirken sich solche Unterhaltungen angesichts meines bescheidenen Wissensstandes und der Tiefe dieses (nur) speziellen Themas aus dem Gesamtbereich Chemie negativ auf meinen einstigen Bestrebungen aus, Chemie zu studieren).

Ich glaube verstanden zu haben, dass es dem System ein "Anliegen" ist, die Potentialdifferenz zu reduzieren und das System immer mehr einem Zustand zuzuführen, der einem Gleichgewicht entspricht (Potentialdifferenz gleich null).
Der eigentliche Motor (Potentialdifferenz) der galvanischen Zelle sollte also im weiteren verlauf immer "schwächer" werden?!

baltic, jetzt hast du gesagt, dass LeChatelier nur bei Gleichgewichtssituationen greift. Jedoch spricht mein Schulbuch (Schroedel) von einem "elektrochemischen Gleichgewicht", dass sich an den beiden Elektroden einstellt. Mir erschien das auch sinnig, weil die Lösungstension des Metalles (kann man hier von einem chemischen Potential reden?) dem elektrischen Potential gegenübersteht und sich so ein Gleichgewicht, eine Art "Kompromiss" einstellt. Entweder sind nun das Buch und ich auf dem Holzweg und es handelt sich an den Elektroden eben nicht um Gleichgewichte oder aber diese Gleichgewichte sind den Kräften im Zusammenhang mit dem Gesamtsystem (Potentialdifferenz) untergeordnet?!

Ferner bereitet mir m.E. auch die Trennung zwischen den Begriffen "chemisches Potential" und "Redoxpotential" (s. Spannungsreihe) noch Probleme...
Nach meinem bisherigen Verständnis sind die Redoxpotentiale Ausdruck der Lösungstension eines Stoffes, bei Metallen also ein Indikator dafür, wie edel/unedel es ist.
Hier bin ich mir nun auch nicht ganz sicher, was die genauere Interpretation dieser Begriffe betrifft.
Würde sich jedes Metall in einer Lösungirgendwannauflösen, wonach das Redoxpotential also ein Maß für das Tempo dieses Ablaufes wäre?
Oder aber gibt dieses Redoxpotential quantitativ Aufschluss darüber, "wieviel" eines Metalles sich auflöst? Daher rührte auch meine Frage (s.oben), ob die Masse der Elektrode von Belang sei.

Nun die Brücke zum chemischen Potantial:
Ein chemisches Potenzial ist ein anderer Begriff für ein Konzentrationsgefälle. Der Begriff "chemisches Potenzial" betont vor allem, dass ein solches Konzentrationsgefälle in der Lage ist, chemische Arbeit zu leisten.
Ausgehend von diesm Zitat: Besitzt solche ein chemisches Potential ein "Gleichgewicht" (bei dem die linke Seite stärker als die rechte ist) oder ist es stets bemüht, die Kräfte auf der linken und rechten Seite anzugleichen?
Wenn ich dich, baltic, richtig verstanden habe, ändern sich die chemischen Potentiale während dem Betrieb der galvanischen Zelle. Bedeutet das auch, dass die Redoxpotentiale sich verändern? Denn mein Verständnis war eigentlich, dass ein Redoxpotential (natürlich abhängig von der konzentration der Ionen im Elektrolyt) konstant ist.
Wenn nach deiner Aussage "jeder Stoff ein chemisches Potential bstitzt", bin fast schon geneigt zu glauben, dass chemisches Potential und Redoxpotential hier identisch sind.
liederwieorkane ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 02.05.2007, 16:00   #7   Druckbare Version zeigen
liederwieorkane Männlich
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Beiträge: 38
AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Zitat:
Zitat von baltic Beitrag anzeigen
Diese Potentialdifferenz um die es hier geht, ist {\Delta G}.
Jetzt kannst du natürlich fragen, wo denn der Gewinn herkommt, wenn ox->red und red->ox.
Es hat ja scheinbar nur ein Austausch stattgefunden. Und hier kommt das Redoxpotential bzw. die elektrochemische Spannungsreihe ins Spiel. Auch wenn alles auf das chemische Potential zurückzuführen ist, geht es bei Redoxreaktionen etwas einfacher, da man sehr leicht Potentialdifferenzen (in Volt) messen kann, die dann das System ins Gleichgewicht (aber ins globale Gleichgewicht, also nicht nur in das auf der einen oder anderen Seite) bringen.
Angewandt verstehe ich nun:
Elektronen wandern (im Daniell-Element) von der Zink-Elektrode herüber und reduzieren Kupfer-Ionen zu Kupfer-Atomen, die sich an der Elektrode absondern.
Wenn das alles nur betrieben wird, um die Potentialdifferenz zu reduzieren, heißt das für mich, dass sich gleichzeitig was an den chemischen Potentialen innerhalb der Halbzellen tun muss.
Wenn also für jedes abgegebene Elektron aus der Zink-Elektrode wieder genau ein Elektron nachgebildet würde, bliebe ja die Aufladung der Elektrode unverändert, gleiches gilt in der Kuper-Halbzelle. Oder stellt die Zunahme an Zink-Ionen bereits eine Reduzierung des (chem.)Potentials dar,
wegen Zn<-> Zn(2+) +2e ?

Anderernfalls würde ich mir die Sache sonst über Nernst erklären. Je größer die Elektrolyt-Konzentration ist, umso weniger Elektronen entstehen in der Elektrode (vgl.Konzentrationszelle). Heißt also, dass die Anzahl der "nachgebildeten" Elektronen während einer gewisse Zeiteinheit nachlassen würde, da gleichzeitig die Zn(2+)-Konzentration kontinuierlich steigt. Über diesen Weg würde also die neg. Aufladung der Elektrode trotz der Nachbildung von Zn(2+)/2e sukzessive nachlassen und so die Reduzierung der Potentialdifferenz(damit mein ich immer die des Gesamtsystems) gewährleisten...?!
liederwieorkane ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 02.05.2007, 16:22   #8   Druckbare Version zeigen
liederwieorkane Männlich
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AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Zitat:
Zitat von baltic Beitrag anzeigen
a)Das verstehe ich leider nicht. Warum sind beide Elektroden negativ geladen?! Dann könnte doch die Ladungsbilanz niemals 0 sein?!

b)Es gibt (noch) kein Gleichgewicht und damit auch kein Le Chatelier.
Habe es jetzt leider nicht hinbekommen, dich so zitieren, dass auch das Zitat, auf das du dich bezogen hast, mit reinkommt(ggfls. oben nachsehen).

zu a) Ich habe es so verstanden, dass schon beide Elektroden negativ geladen sind, da beide (bezugslose) Elektronen besitzen.
Das Entscheidende war meiner Meinung aber, dass die eine gegenüber der anderen stärker (neg.) aufgeladen ist - vgl. Redoxpotentiale - und so eine Potentialdifferenz zwischen den Zellen besteht.

zu b) Wie schon oben erwähnt, meine ich damit dieses "elektrochemische Gleichgewicht". Ich zitiere mal mein Lehrbuch:
Überwiegt zunächst die Abgabe von Metall-Ionen aus der festen in die flüssige Phase (meine Anmerkung: diese Vorgang hat was mit der Lösungstension zu tun?!), lädt sich die feste Phase gegenüber der flüssigen Phase auf (meine Anmerkung: elektrisches Potential?!). Die negative Aufladung wirkt einem weiteren Übergang von positiven Metall-Ionen entgegen und führt zu einem elektrochemischen Gleichgewicht. Pro Zeiteinheit treten gleich viele Ionen in beide Richtungen durch die Phasengrenze. An der Phasengrenze entsteht eine elektrische Doppelschicht aus positiven und negativen Ladungsträgern. Nernst beschrieb diese Vorgänge anschaulich als Gleichgewicht zwischen dem Lösungsdruck und dem Abscheidungsdruck eines Metalls. Nach Einstellung des elektrochemischen Gleichgewichtes sind die Elektroden unterschiedlicher Halbzellen verschieden aufgeladen, zwischen ihnen ist eine Spannung meßbar.
liederwieorkane ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 02.05.2007, 16:33   #9   Druckbare Version zeigen
liederwieorkane Männlich
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Themenersteller
Beiträge: 38
AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

@ehemaliges Mitglied:

Klar, als Schüler fehlen da die Vorkenntnisse. Demnach gehe ich mal davon aus/hoffe ich, dass mich solche Fragen auch kommenden Mittwoch nicht erwarten. Trotzdem finde ich es nervig, wenn Lehrer und Schulbücher es sich einfach machen: Metalle verschieden edel/unedel -> verschiedene Aufladungen -> Spannung -> Ionenbrücke und fertig ist die Sache...

Dennoch eine Nachfrage: Die Bestrebungen eines chem.Potentials besitzen aber doch Grenzen, oder nicht?Zum Beispiel das elektr. Potential, worunter ich die neg. Aufladung der festen gegenüber der flüssigen Phase verstehe...

Sind chem.Potential und Redoxpotential hier von einander zu trennen?
liederwieorkane ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 02.05.2007, 16:42   #10   Druckbare Version zeigen
baltic Männlich
Mitglied
Beiträge: 1.468
AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Zitat:
Im Übrigen habe ich den Eindruck , dass es besser wäre, dem Begriff "chemisches Potenzial" in der weiteren Argumentation möglichst zu vermeiden, da dessen Verwendung eine hinreichende begriffliche Klarheit voraussetzt, wovon bei liederwieorkane m.E. nicht ausgegangen werden kann.
Wunderbar, dann sind wir uns einig! So etwas ähnliches wollte ich auch gerade schreiben!

Das Letzte, was ich dazu noch einmal betonen möchte, ist, dass man alles auf das chemische Potential zurückführen kann und dass es insofern für die sehr genaue Betrachtung der Vorgänge von Nutzen sein kann. Die Redoxpotentiale haben aber einen so anschaulichen Charakter, dass man mit ihnen auch das meiste ganz gut erklären kann!

Zitat:
Zitat von liederwieorkane
Nach meinem bisherigen Verständnis sind die Redoxpotentiale Ausdruck der Lösungstension eines Stoffes, bei Metallen also ein Indikator dafür, wie edel/unedel es ist.
Das hört sich ganz gut an. Lösen heißt bei Metallen oxidieren.

Zitat:
Zitat von liederwieorkane
Würde sich jedes Metall in einer Lösungirgendwannauflösen, wonach das Redoxpotential also ein Maß für das Tempo dieses Ablaufes wäre?
Nein!
Zitat:
Zitat von liederwieorkane
Oder aber gibt dieses Redoxpotential quantitativ Aufschluss darüber, "wieviel" eines Metalles sich auflöst?
Auch nicht! Es ist weder die Geschwindigkeit, noch die Menge des Gelösten, sondern eher ein Maß für die Bereitschaft, sich zu lösen / Elektronen abzugeben.

Zitat:
Zitat von liederwieorkane
Wenn ich dich, baltic, richtig verstanden habe, ändern sich die chemischen Potentiale während dem Betrieb der galvanischen Zelle. Bedeutet das auch, dass die Redoxpotentiale sich verändern?
Ganz genau, das tun sie! Nur in einem hinreichend großen Element, wo man davon ausgehen kann, dass die Konzentrationen über längere Zeit konstant bleiben, bleiben auch die Potentiale gleich.

Zitat:
Zitat von liederwieorkane
Denn mein Verständnis war eigentlich, dass ein Redoxpotential (natürlich abhängig von der konzentration der Ionen im Elektrolyt) konstant ist.
Naja, falsch ist das nicht. Du schreibst ja eigentlich nichts anderes als "solange sich nichts verändert, bleibt alles gleich"... Sobald die Reaktionen ablaufen, ändern sich die Konzentrationen und damit ändert sich auch das Potential der Zelle.

Zitat:
Zitat von liederwieorkane
Wenn nach deiner Aussage "jeder Stoff ein chemisches Potential bstitzt", bin fast schon geneigt zu glauben, dass chemisches Potential und Redoxpotential hier identisch sind.
Identisch sind sie nicht. Wie ich schon geschrieben hatte, gilt:
{\Delta G = -zF\Delta E}.
Daran siehst du, dass sie nicht gleich sind, aber schon eine sehr enge Beziehung haben. {\Delta G=\mu_2-\mu_1}, wobei die µ1 und µ2 die chemischen Potentiale sind.

Zitat:
Zitat von liederwieorkane
Das Entscheidende war meiner Meinung aber, dass die eine gegenüber der anderen stärker (neg.) aufgeladen ist - vgl. Redoxpotentiale - und so eine Potentialdifferenz zwischen den Zellen besteht.
Ich habe eine Befürchtung, was bei dir für ein Missverständnis gesorgt haben könnte: Die einzelnen Redoxpotentiale für die Halbzellen sind womöglich beide negativ. Das heißt aber keinesfalls, dass beide Elektroden negativ geladen wären oder so. Das Redoxpotential ist (und das ist WICHTIG!) KEIN Wert, der irgendeine physikalische Bedeutung hätte! Es ist lediglich ein Vergleichswert! Man hat absolut willkürlich die Wasserstoffelektrode zum Standard erhoben (SHE)und für sie ein Potential von null DEFINIERT!
Dann konnte man die Potentialdifferenzen zu anderen Systemen MESSEN.

Wenn also irgendwo steht: E(Zn/Zn2+)=-0,76V, dann heißt das nur, dass eine Potentialdifferenz von -0,76V gegenüber dem Potential besteht, dass benötigt wird, H2 zu H3O+ zu oxidieren!
Das ist ein prinzipielles Problem bei energieartigen Größen: Man kann keine Werte messen, sondern nur Differenzen! Anders ausgedrückt: Jedes Messen ist Vergleichen mit einem vorher festgelegten Standard!
Und dabei muss der Nullpunkt willkürlich definiert werden.

(Vielleicht habt ihr ja mit Standardbildungsenthalpien gerechnet, da gibt's das auch, dass man Standards festlegt und die "null" nennt.)

Lg, baltic
baltic ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 02.05.2007, 16:47   #11   Druckbare Version zeigen
liederwieorkane Männlich
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AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Zitat:
Zitat von ehemaliges Mitglied Beitrag anzeigen
Ähnlich ist es bei elektrochemischen Vorgängen. Ausschlaggebend für die Lage des GGWs ist nicht allein das chemische Potenzial der Reaktionspatner, es sei denn, man betrachtet auch die Elektronen als Reaktionspartner. Da man dies üblicherweise nicht tut,...
Aaaha, hatte das bis dato anders vestanden:

http://www.u-helmich.de/che/12/02-ec/03/index.html

Gemäß dem letzten Satz auf dieser Seite dachte ich, dass Elektronen "vollwertige Bestandteile" eines Gleichgewichts sind.
liederwieorkane ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 02.05.2007, 17:09   #12   Druckbare Version zeigen
liederwieorkane Männlich
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AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

@baltic:

zu den Redoxpotentialen und ihrer möglichen Veränderlichkeit:
Angenommen ich sitze auf einem Fahrrad und trampel mit einer konstanten Kraft, die ich jetzt mal mit Redoxpotentialen vergleiche, erreiche ich eine bestimmte Geschwindigkeit.
Wenn nun Gegenwind aufkommt, wird meine Geschwindigkeit geringer, obwohl ich mit der gleichen Kraft wie vorher trete.

Demnach würden sich die Redoxpotentiale m.E EIGENTLICH nicht ändern, sprich das Bestreben, zu oxidieren bleibt als stoffeigene Eigenschaft gleich, nur die Wirkung fällt aufgrund äußerer Umstände (z.B. Konzentrationsänderung) anders aus.

Bezüglich meinem potentiellen Missverständnis:
Dass es sich bei Redoxpotentialen um Vergleichswerte handelt, ist mir klar und entsrechend war für mich das Vorzeichen absolut unbedeutend.
Trotzdem - wenn die Bereitschaft, zu oxidieren mit edleren Metallen abnimmt, muss das ja nicht heißen, dass sie überhaupt nicht mehr oxidieren/Elektronen abgeben.
Jetzt besteht eine Elektrode ursprünglich nur aus Atomen und besitzt keine (Auf)Ladung. Bei dem Oxidationsprozess in einem Elektrolyt bleiben ja nun die Elektronen in der Elektroe zurück, während die korrespondierenden Ionen in Lösung gehen. Demnach müsste sich auch eine Kupfer-Elektrode (NEGATIV -> wegen den zurückbleibenden Elektronen) aufladen, wenn auch - das war bisher für mich das Entscheidende in Bezug auf die entstehende Spannung zwischen den Halbzellen - unterschiedlich stark (gegenüber beispielsweise einer Zink-Halbzelle).
http://www.u-helmich.de/che/12/02-ec/03/index.html (die vorletzte Grafik sagt mir eigentlich, dass beiden Elektroden negativ geladen sind)


Ich fürchte, dass ich mich mit den vereinfachten Erklärungen im Lehrbuch abfinden muss, die dann hoffentlich ausreichen werden. Denn wenn ich hier voll und ganz hintersteigen will, verstehe ich das bis Mittwoch vielleicht mit viel Ehrgeiz, aber Farbstoffchemie&Co dürften dann auf der Strecke bleiben.
Bin also ich so schwer von Begriff oder bedarf die Sache in ihrer Gesamtheit weitreichende(re) Vorkenntnisse? Ohne indiskret werden zu wollen, baltic, aber woher besitzest du dann das ganze Wissen mit 19, wo man ja noch nicht lange studieren kann...
a)weil ich mich, wie befürchtet, doof anstelle oder
b)weil du Chemie als Hobby betreibst...

Geändert von liederwieorkane (02.05.2007 um 17:16 Uhr)
liederwieorkane ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 02.05.2007, 17:48   #13   Druckbare Version zeigen
liederwieorkane Männlich
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AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Ok, ich erahne, dass das mit der Elektrode und ihrer Aufladung nicht so "einfach" ist. Dem prüfenden Lehrer dürfte es aber doch reichen, wenn ich ihm sage, dass in der einen Elektrode weniger Elektronen sind als in der anderen und somit eine Spannung entsteht, oder nicht?

Zu der Sache, mit den Kationen, die an der Metalloberfläche von den Elektronen gebunden werden können? Gelten diese trotzdem als gelöst, sprich hätte sie hier
Zn<-> Zn(2+) +2e
Einfluss auf die rechte Seite?
liederwieorkane ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 02.05.2007, 18:56   #14   Druckbare Version zeigen
baltic Männlich
Mitglied
Beiträge: 1.468
AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Zitat:
Bin also ich so schwer von Begriff oder bedarf die Sache in ihrer Gesamtheit weitreichende(re) Vorkenntnisse? Ohne indiskret werden zu wollen, baltic, aber woher besitzest du dann das ganze Wissen mit 19, wo man ja noch nicht lange studieren kann...
a)weil ich mich, wie befürchtet, doof anstelle oder
b)weil du Chemie als Hobby betreibst...
Nein, du bist nicht schwer von Begriff! Es ist klar, dass man in der Schule, wo man 3, vielleicht 5 Chemiestunden in der Woche hat, weniger tief als im Vollzeitstudium gehen kann. Und man braucht wirklich einige Zeit um alles zu verarbeiten und langsam einen Durchblick im vielen Nebel zu entwickeln


Zitat:
wenn ich ihm sage, dass in der einen Elektrode weniger Elektronen sind als in der anderen und somit eine Spannung entsteht
Das ist die Quintessenz des Ganzen. Warum die Situation so ist haben wir ja lang erörtert!

Zitat:
Zu der Sache, mit den Kationen, die an der Metalloberfläche von den Elektronen gebunden werden können? Gelten diese trotzdem als gelöst, sprich hätte sie hier
Zn<-> Zn(2+) +2e
Einfluss auf die rechte Seite?
Einmal davon abgesehen, dass der Einfluss dieses Effekts so oder so ziemlich gering sein dürfte, muss ich feststellen, dass ich passen muss und nur mit Gefühlen argumentieren kann
Ich vermute, dass ein Kation, das auf diese Weise ja sozusagen an der Oberfläche gebunden ist, quasi koordiniert, kaum als gelöst gelten dürfte.

Lg, baltic
baltic ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 02.05.2007, 19:09   #15   Druckbare Version zeigen
liederwieorkane Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 38
AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Vielen Dank für die Geduld und ausführlichen Antowrten.
Ich denke, dass ich doch ein bisschen was mitnehmen konnte und bei etwaigen Transferaufgaben, die über die im Unterricht behandelten Oberflächlichkeiten hinaus gehen, nicht ganz im Dunkeln tappen werde. Gleichzeitig bin ich jedoch noch weiter von einem möglichen Chemie-Studium entfernt, kann schon abschreckend wirken
liederwieorkane ist offline   Mit Zitat antworten
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