Besprechung der Klausur "Physikalische Chemie II" zu den Themen
Elektrochemie
und Reaktionskinetik. Die erste Klausuraufgabe befasst sich mit dem Redoxpotential
dem Stoffumsatz
an Elektroden.
Eine Silberchlorid-Elektrode
und eine Sauerstoff-Elektrode werden bei 25°C zusammengeschaltet.
Ermitteln Sie das Redoxpotential der Silberchlorid-Elektrode,
und das Redoxpotential der Sauerstoff-Elektrode.
Eine Silberchlorid-Elektrode ist eine Elektrode 2. Art.
An ihr stehen im Gleichgewicht:
Silber,
festes Silberchlorid und eine Chlorid-Lösung. Die Nernstsche Gleichung für
diese Elektrode ist hier
formuliert.
Wir setzen
die Zahlenwerke ein:
da alle
beteiligten Spezies im Standardzustand vorliegen,
entspricht das Potential dem Standard-Potential: 0.222 V.
Für die Sauerstoff-Elektrode lautet die Nernstsche Gleichung
wie folgt:
Wir setzen die entsprechenden Zahlenwerte ein:
4 aufgetauschte Elektronen,
[Partialdruck von Sauerstoff] = 0.21 bar;
[Molenbruch von Wasser] =  1
und [Konzentration der OH(-)-Ionen] = 10^(-7)
mol/L.
Wir errechnen
ein Potential von 0.805 V.
Dieser Wert ist positiver als das Potential der Silberchlorid-Elektrode, also ist die Sauerstoff-Elektrode
die
Kathode
und der Plus-Pol.
Der Stromkreis wird geschlossen und ein Strom der Stärke 0.156 A fließt.
Für welche Zeit muss dieser Strom fließen, so dass 1 mg Silber umgesetzt wird?
Zur Lösung dieser Aufgabe benötigen wir
die Faradaysche Gleichung.
Diese lautet:
n = I x t / (nü x F)
Die Stoffmenge n ersetzen wir durch Masse und Molmasse: 0.001 g Silber
geteilt durch 107.8682 g/mol (Molmasse von Silber)
Stromstärke I gleich 0.156
Ampere
nü gleich 1 (ein Elektron
wird benötigt, um Silber(+)Ionen zu reduzieren.
Die Faraday-Konstante F beträgt 96 485 C/mol. Wir lösen die Gleichung
nach der Zeit auf und erhalten
5.73 Sekunden.
