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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 03.05.2007, 13:36   #16   Druckbare Version zeigen
liederwieorkane Männlich
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Beiträge: 38
AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Mich beunruhigt doch noch eine Frage zu dem Thema...
Wir hatten im Unterrichts Besipiele, wo das Elektrolyt einer Halbzelle nicht die Kationen der Elektrode enthielt...
Beispiel:
Zink-Kuper-System, wobei die Kuper-Elektrode in Schwefelsäure tauchte. Wenn wir dann die theoret. Spannung ausrechnen wollten, dienten die H(+)-Ionen als Akzeptor.
=> U= 0V - (-0.76V) = 0.76 V

Dabei heißt es doch, dass die unterschiedlichen Potentiale der Elektroden für die Spannung verantwortlich sind. In diesem Falle wäre ja zumindest die Kupfer-Elektrode völlig bedeutungslos. Könnte ich dann eine beliebige Elektrode dort verwenden oder muss das Metall nach wie vor edler sein als Zink? Was haben die H(+)-Ionen mit dem Potential der Halbzelle zu tun?
DANKE
liederwieorkane ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 06.05.2007, 19:15   #17   Druckbare Version zeigen
liederwieorkane Männlich
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Themenersteller
Beiträge: 38
AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Kann mir bei der Frage keiner helfen?

Habe noch eine, die ähnlich gelagert ist.
Wenn ein Zinkstab in Kupfersulfat-Lösung taucht, sagt man ja, dass sich Kuper abscheidet. Läuft da die Begründung über die Redoxpotentiale/Spannungsreihe?

Denn wie will man hier (gemäß) Nernst die tatsächlichen Potentiale ausrechnen? Einerseits fehlt eine Kupferelektrode (zur Ausbildung eines Potentials), andererseits liegen keine Zink-Kationen in Lösung vor, sodass man

U = Uh0 + 0.059V/z x lg (c(Zn2+)

gar nicht berechnen kann (lg (0) gibt es nicht!)...

Danke im Voraus
liederwieorkane ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 06.05.2007, 20:33   #18   Druckbare Version zeigen
liederwieorkane Männlich
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Beiträge: 38
AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Wenn das so rüber kommen sollte, tut es mir Leid - aber es ist sicher nicht so, dass ich wild durch meine Unterlagen stochere und Dinge dann bruchstückartig hier poste. Was Chemie in der Schule betrifft, gibt es sicher auch Ahnungslosere als mich

Wenn aber ein Schulbuch den Begriff Redoxpotential anhand von galvanischen Zellen einführt, wo die unterschiedlichen Ladungen der jeweiligen Elektroden als Grund für die entstehende Spannung deklariert werden, tu ich mich schlichtweg schwer damit, wenn eine Seite später, diese Potentiale ohne Überleitung zur Vorhersage von Redoxreaktionen in Lösungen genutzt werden und wieder eine Seite später die Redoxpotentiale auf galvanische Zellen bezogen werden, indem man die Nernst-Gleichung einführt. Dort betont man also die Abhängigkeit von Konzentrationen etc.

Habe dieses Problem meinem Lehrer die Tage geschildert und er gab mir auch Recht, dass die Schulbücher da einen logischen Bruch haben, konnte/wollte mir das aber auf die Schnelle nicht erklären.

Von daher verstehe ich ihren Vorwurf nicht ganz - halten sie die Fragen für unsinnig oder für zu leicht?

Zu ihrer Frage: Genau, um die Reaktion handelte es sich bei meinem vorletzen Post.
liederwieorkane ist offline   Mit Zitat antworten
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Alt 06.05.2007, 23:18   #19   Druckbare Version zeigen
liederwieorkane Männlich
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Beiträge: 38
AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Zitat:
Zitat von ehemaliges Mitglied Beitrag anzeigen
Auge in Auge und mit einem Stück Kreide in der Hand hätte ich ihnen garantiert lägst erklärt, was Sie wissen möchten.
Das "fürchte" ich auch - ein Nachteil der Kommunikation via Internet.

Dann versuche ich es noch einmal :

Im Unterricht wurde der Begriff Redoxpotential (und somit auch die Spannungsreihe) mit dem Komplex "galvanische Zellen" eingeführt. Soll heißen: die Spannung in einem galvanischen Element resultiert aus den verschiedenen Elektrodenpotentialen (bzw. deren Aufladung), welche wiederum unmittelbar mit der Spannungsreihe zusammenhängen. Denn bei dem unedlen Metall Zink gehen also mehr Ionen in Lösung als bei dem edleren Metall Kupfer. Folglich sind die Elektroden verschiedene aufgeladen/ besitzen unterschiedeliche Potentiale -> die gemessene Spannung ist der Ausdruck dieser Potentialdifferenz (hoffe das stimmt einigermaßen).

Kurz drauf wurden die Elektrodenpotentiale (welche bei c=1 mol/L den Werten der Spannungsreihe entsprechen) im Zusammenhang mit der Nernst-Gleichung auch noch von der Konzentration des jeweiligen Elektrolyts anhängig gemacht.

Redoxpotentiale (Spannungsreihe) waren und sind also für mich unmittelbar verknüpft mit galvanischen Zellen und den Potentialen der beiden Elektroden (in Abhängigkeit von der Elektrolytkonzentration), welche über die (gemessene) Spannung entscheiden.

Mein hauptsächliches Problem ist nun die generelle Verwendung der Spannungsreihe für (das Vorhersagen von) Redoxreaktionen, die erstmal mit galvanischen Zellen nichts zu tun haben.

Ich zitiere ein Klausurbeispiel:
Zur Entsorgung von kupfersulfathaltigen Lösungen wird vorgeschlagen, nicht mehr benötigte Eisennägel in die Lösung zu geben, so dass sich metallisches Kupfer bildet. Diskutieren sie, ob es sich hier um einen sinnvollen Vorschlag handelt.

Der "Schlüssel" zur Beantwortung der Frage sollte nachher die Spannungsreihe sein:

U = 0.35V - (-0.41V) = 0.76 V
U>O, sprich: die Reaktion könnte ablaufen, Vorschlag macht Sinn.

Mich stört nun die Tatsache (bzw. mir fehlt der Übergang), dass die Redoxpotentiale, mit denen ich normalerweise galvanische Elemente assoziiere, nun frei Schnauze verwendet werden, um Redoxreaktionen vorherzusagen, um gar eine theoretische "Spannung" zu berechnen!

Wie will man (gemäß meinem Verständnis) eine "Spannung" berechnen, wenn Elektroden fehlen? Wenn ich schon die Werte der Spannungsreihe verwende, wo bleibt dann hier der Konzentrationseinfluss?
liederwieorkane ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 06.05.2007, 23:42   #20   Druckbare Version zeigen
liederwieorkane Männlich
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Beiträge: 38
AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Nun mein zweites, ähnlich gelagertes Problem - wieder eine Klausuraufgabe, damit vielleicht klarer wird, was gefordert war und was dabei mein Problem ist.

Ein Eisenstab und ein Kupferstab befinden sich in einer Lösung, die Essigsäure enthält. Eine räumliche Trennung liegt also nicht vor, die Elektroden sind über einen Leiter miteinander verbunden.

Aufgabe war es nun, die chemischen Prozesse mit R.gleichungen zu erläutern und eine theoretisch zu erwartende Spannung zu berechen.

Lösung:
Fe -> Fe2+ + 2e-
2 H+ + 2e- -> H2

(Die Hydroniumionen stammen also aus der Lösung, genauer von der Essigsäure)

U = 0V - (-0.41)V = 0.41V

(Ferner sollte man noch versuchen, die Abweichung vom tatsächlich gemessenen Wert zu erklären; das schenke ich mir jetzt).

Mein Problem: Wie bereits geschrieben, ist mein Verständins, dass die Elektroden für die Spannung und somit auch für den Betrieb der galvanischen Zelle verantwortlich sind.
Das alte Spiel: Eisen ist unedler als Kupfer, folglich gehen dort mehr Ionen in Lösung, die Eisenelektrode ist negativer geladen als die Kupferelektrode. Infolge dieser unterschiedlichen Aufladung (Potentialdifferenz) entsteht eine Spannung und ein Elektronenfluss, mit dem das Elektrolyt doch erstmal nichts zu tun haben dürfte.

Wenn ich also nun die theoret. zu erwartende Spannung ausrechnen soll, würden für mich normal die Elektroden eine Rolle spielen, weil sie doch (in Abhängigkeit davon, wie edel/unedel die Metalle sind) für die Spannung verantwortlich sind.

In dem Moment, wo ich aber diese Rechnung

U = 0V - (-0.41)V = 0.41V

durchführen soll, wird zumindest die Kupferelektrode und ihre Aufladung doch völlig irrelevant, was meinem Wissensstand nach (s.oben) doch nicht sein dürfte...ganz zu schweigen davon, dass ich weder für die Eisen- noch für die Kupferelektrode das Potential in Abhängigkeit von der Elektrolytkonzentration ausrechnen kann, weil die entsprechenden Ionen (Fe2+ und/oder Cu2+)schlicht und ergreifend nicht vorliegen .

Bei einem Daniell-Element besipielsweise, was Schulbücher bevorzugt demonstrieren, stellt sich dieses Problem natürlich nicht, weil dort
a)eine räumliche Trennung der Elektroden und Lösungen vorliegt
b)die oxidierte Form, sprich das Kation der beiden Elektroden in der jeweiligen Lösung vorliegt und somit selbst Nernst ohne Schwierigkeiten angewendet werden kann.

Hoffe, ich konnte mich jetzt klarer ausdrücken
liederwieorkane ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 06.05.2007, 23:43   #21   Druckbare Version zeigen
liederwieorkane Männlich
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Beiträge: 38
AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Zitat:
Zitat von ehemaliges Mitglied Beitrag anzeigen
Lassen Sie mir Zeit bis morgen mittag.

Vielen Dank, können sie denn trotzdem schonmal sagen, ob mein Problem nun klarer geworden ist, respektive meine Fragen Sinn machen?
liederwieorkane ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 07.05.2007, 11:41   #22   Druckbare Version zeigen
liederwieorkane Männlich
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Themenersteller
Beiträge: 38
AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Zitat:
Zitat von ehemaliges Mitglied Beitrag anzeigen
Denkanstoß : Das Cu fungiert hier als Wasserstoffelektrode. Ist es dennoch auch gleichzeitig eine Kupferelektrode ? Wenn ja, warum dann nicht das einer Kupferelektrode entsprechende Potenzial. Oder sind die beiden Potenziale etwa gleich, so dass sich die Frage erübrigt ?
Ich setze mal hier an. Wenn ich das richtig verstanden habe, ist die Kupfer-Elektrode also nur eine Art "Medium", um die Elektronen zu übertragen. Das suggeriert ja auch die Aussage, Cu fungiere hier als Wasserstoffelektrode.

Zitat:
Zitat von ehemaliges Mitglied Beitrag anzeigen
Ist es dennoch auch gleichzeitig eine Kupferelektrode ?
Ich denke ja, weil ich davon ausgehe, dass irgendwo doch noch zwei Elektroden da sein müssen, von denen das eine edler (Kupfer) als das andere (Zink) ist, um einen Elektronenfluss zu ermöglichen.

Zitat:
Zitat von ehemaliges Mitglied Beitrag anzeigen
Wenn ja, warum dann nicht das einer Kupferelektrode entsprechende Potenzial. Oder sind die beiden Potenziale etwa gleich, so dass sich die Frage erübrigt ?
Ich vermute jetzt mal, dass das Potential nicht dem einer Kupferelektrode entspricht, da keine Cu2+/xx Lösung vorliegt und sich aufgrunde der Tatsache, dass Kupfer kaum oxidiert, folgendes Gleichgewicht

Cu <-> Cu2+ + 2e-

sich nicht einstellen kann.

2H+ + 2e- <-> H2

wird also zum neuen "Bezugsgleichgewicht"(sofern ich das alles richtig verstanden haben sollte).

Trotzdem bleiben für mich noch ein paar Fragen...

Spielt also hier die Konzentration eine Rolle (sie sprachen von pH=0)? Gut jetzt liegen hier Standardbedingungen vor, da -lg (1(mol/L)) = 0, aber wo würden die Konzentration in die Berechnung der SPannung hier einfließen?

Wenn die Kupferelektrode hier quasi zweckentfremdet wird, spielt es dann noch eine Rolle, um was für eine Elektrode es sich dort handelt?

Zitat:
Zitat von ehemaliges Mitglied Beitrag anzeigen
In diesem Fall werden die H + - Ionen am Kupfer entladen

Kathodenreaktion am Cu : {2H^+ \ + \ 2e^- \ --&gt; H_2}

wobei sich das Cu positiv aufladen würde, wenn es

a) nicht Cu 2+ - Kationen an die wässrige Lösung abgeben würde, was es als edles Metall ( von vernachlässigbaren Mengen einmal abgesehen ) nicht tut oder

b) nicht einen Zufluss von Elektronen aus dem Zink erhalten würde, das seinerseits den daraus resultierenden Überschuss an positiver Ladung dadurch ausgleicht, dass es Zn 2+ an die wässrige Lösung abgibt, was es als unedles Metall im Gegensatz zum Kupfer tut :

Anodenreaktion : {Zn \ --&gt; \ Zn^2^+ \ + \ 2e^-\}

Gesamtreaktion : {2H^+ \ + \ Zn \ --&gt; H_2  \ + \ Zn^2^+ \}
Sie knüpfen hier die Entladung am Kupfer an zwei Bedingungen. Sobald ich die Elektroden verbinde, wird aber doch Bedingung b) nicht erfüllt, da dann Elektronen vom Zink zum Kupfer fließen?!

(Ich bin jetzt davon ausgegangen, dass die positive Aufladung des Kupfers eigentlich "erwünscht" ist).

Geändert von liederwieorkane (07.05.2007 um 11:52 Uhr)
liederwieorkane ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 07.05.2007, 13:38   #23   Druckbare Version zeigen
liederwieorkane Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 38
AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Zitat:
Zitat von ehemaliges Mitglied Beitrag anzeigen
Die richtige Antwort lautet : Es ist auch eine Kupferelektrode, was aber letztlich nicht von Belang ist, weil diese Kupferelektrode das gleiche Potenzial hat wie die Wasserstoffelektrode, als die hier das Cu "fungiert". Überlegen Sie einmal, warum das so ist.
In dem Moment, wo sich die H+-Ionen am Kupfer "entladen" und zu Wasserstoff reduziert werdent, erkenne ich evtl. eine Analogie zur (Standard)Wasserstoffhalbzelle, zumal Kupfer recht edel ist.

2H++2e-->H2

Die für diese Reaktion benötigten Elektronen dürften jedoch von der Zink-Elektrode stammen, wodurch nach meinem Verständnis die Kupfer-Halbzelle erst zur "Wasserstoff-Halbzelle mutieren" könnte, nachdem die beiden Elektroden verbunden wurden und die Elektronen vom Zink zum Kupfer (Wasserstoff-Ionen) wandern.

Zitat:
Zitat von ehemaliges Mitglied Beitrag anzeigen
Bei der Wasserstoffstandardelektrode ist das Problem übrigens das Gleiche. Warum fragt eigentlich niemals ein Schüler seinen Lehrer nach diesem , ja keineswegs a priori trivialen Problem : "Warum ist die Wasserstoffstandardelektrode eine Wasserstoffelektrode und keine Platinelektrode "
Gute (Gegen)Frage. Ein Schüler unterscheidet da vielleicht - fälschlicherweise - unterbewusst, weil bei der Wasserstoffstandardelektrode ja die Platin-Elektrode ständig von Wasserstoff "umspült wird", wobei hier ja nur die Hydronium-Ionen in der Lösung vorliegen

Zitat:
Zitat von ehemaliges Mitglied Beitrag anzeigen
Das zieht nicht. Wenn man von eine Cu2+-Konzentration von 0 ausgeht, so würde das Potenzial "-unendlich". Bei endlichen , aber winzigen Konzentrationen ergäbe sich immer noch ein riesiger negativer Wert, der aber nicht gemessen wird. Was ist der Grund ?
Gewiss fehlen mir da nun physikalische Kenntnisse (nach der 10 abgewählt), deswegen muss ich jetzt spekulieren: vielleichte schlicht und ergreifend aufgrund der Tatsache, dass eben die Hydronium-Ionen Rekationspartner sind/sein müssen?!
liederwieorkane ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 07.05.2007, 13:47   #24   Druckbare Version zeigen
mk23 Männlich
Mitglied
Beiträge: 1
AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

hei

ich mache auch gerade abi und muss auch in chemie präsentationsprüfung machen. ich muss meinem lehrer morgen die themen vorstellen, aber ich hab leider erst 2 stück (brennstoffzelle und abgaskatalysator). hättest jemand noch ein paar themen auf lager?? wär eecht super. im voraus schon mal danke!
mk23 ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 07.05.2007, 13:48   #25   Druckbare Version zeigen
liederwieorkane Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 38
AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Zitat:
Zitat von ehemaliges Mitglied Beitrag anzeigen
oder
sorry...

Zitat:
Zitat von ehemaliges Mitglied Beitrag anzeigen
[
In den logarihmischen Term der NMERNST-Gleichung.
OK. Das war halt bisher neu/ungewohnt für mich, die Nernst-Gleichung anzuwenden, wenn keine Elektrode im eigentlichen Sinne vorhanden ist, sondern erstmal nur die Lösung selbst.

Zitat:
Zitat von ehemaliges Mitglied Beitrag anzeigen
Das ist mir einfach zu schlicht gedacht.
Betrachte das jetzt gar nicht als Vorwurf/Angriff. Aber sie müssen mir natürlich nachsehen, dass ich als Grundkursschüler bestenfalls 3 Schulstunden pro Woche habe/hatte und meine "Fragezeit" dann mit 27 anderen Schülern teilen muss. Zudem sind (angesichts meiner sich gegen 0 belaufenden Physik-Kenntnisse) meine Vorstellungen von Spannung beispielsweise sehr schwammig.
Folge:
a) Ich mache mir über Dinge Gedanken, wo mir das Basiswissen für fehlt und/oder
b) schleichen sich bei dem Versuch, diese für mich recht neuartigen Kenntnisse zu verstehen, schnell Fehler ein!
liederwieorkane ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 07.05.2007, 14:12   #26   Druckbare Version zeigen
liederwieorkane Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 38
AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Zitat:
Zitat von ehemaliges Mitglied Beitrag anzeigen

Um den Fall zum Abschluss zu bringen: Wenn überhaupt keine Kupferionen in der Lösung vorhanden sind, so ist die "Lösungstension" des Cu unendlich groß. Es gehen dann gerade so viele Cu2+ -Ionen in Lösung wie erforderlich sind, um das folgende Gleichgewicht einzustellen:

{Cu + 2H^+ &lt;-&gt; Cu^2^+ + H_2}
Daraus entnehme ich, dass die Hydronium-Ionen die Elektroden nicht ausschließlich von dem unedleren Metall Zink erhalten können/müssen, sondern zu geringen Teilen auch vom Kupfer(selbst wenn das ein größeres Redoxpotential als Wasserstoff hat)?

Ansonsten macht sich gerade ein recht breites Grinsen bei mir breit, weil ich glaube, die Sache (endlich) verstanden zu haben.

VIELEN DANK - es war ja nicht ganz einfach

Geändert von liederwieorkane (07.05.2007 um 14:35 Uhr)
liederwieorkane ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 07.05.2007, 17:33   #27   Druckbare Version zeigen
liederwieorkane Männlich
Mitglied
Themenersteller
Beiträge: 38
AW: Abitur: mündliche Prüfung in Chemie

Zitat:
Zitat von ehemaliges Mitglied Beitrag anzeigen
Dass das Standardpotenzial des Cu2+/Cu größer ist als das des H+/H2 wird hier ausgeglichen dadurch, dass im GGW
c(Cu2+) << c(H+) gilt.
Genauso hatte mir ich das schon gedacht, wollte aber nichts Falsches sagen Also nochmal: herzlichen Dank!
liederwieorkane ist offline   Mit Zitat antworten
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