EMK, Standardpotential, elektrochem. Zelle ....

[_FlamingMoe_]

nochmal hier. war wohl im falschen Forum. Sorry. also.....

moin,


elektrochemische zellen sind die aufgabe.

ag°(s) | Ag+(aq) || Cl-(aq) | AgCl(s) | Ag°(s)
soll eine EMK von 0.0133V haben.

Pt(s) | H2(p=1bar) | H+(a=1) || Cl-(aq) | AgCl(s) | Ag°(s)
soll eine EMK von 0,518V haben.

Das Standardpotential der Ag+ / Ag° hat +0,8V
gefragt ist das Standardpot der AgCl / Ag°

Irgendwie kommt das bei mir nicht hin.

Einerseits ist doch die Pt...... die Normalzelle, also Null Volt. Daraus ergäbe sich bei EMK = standardpot (rechts) - standardpot (links) ebenfalls 0,518V

Wenn ich aber von der oberen Gleichung ausgehe, dann habe ich 0,0133V = AgCl/Ag° - 0,8V. Das ergibt sich dann zu 0,8133V ?!?!?!?

Wer sieht denn wahrscheinlich allzu offensichtlichen Fehler meiner Betrachtung?

Vielen Dank

[_FlamingMoe_]

das dicke ende kommt noch, habe ich eben gesehen... wie groß ist die Änderung der Gibbs-Energie bei Lösung eines Mols AgCl in Wasser?

Also hier habe ich beim besten Willen keinen blassen Schimmer....

[cyclobutan]

Also,

ag°(s) | Ag+(aq) || Cl-(aq) | AgCl(s) | Ag°(s)
soll eine EMK von 0.0133V haben.

Das ist in der rechten Halbzelle eine Silberchlorid-Referenzelektrode, die ein konstantes Potential hat, da die Ag+-Konzentration auf der rechten Seite durch das Löslichkeitsprodukt von AgCl kontrolliert wird.
In der linken Halbzelle ist eine Silber-Lösung unbekannter Konzentration )die Du aber aus dem Potential ausrechnen kannst, Du musst nur das Referenz-Potential der Silberchloridelektrode kennen...

Pt(s) | H2(p=1bar) | H+(a=1) || Cl-(aq) | AgCl(s) | Ag°(s)
soll eine EMK von 0,518V haben.

... das Dir durch diese Angaben geliefert wird! Damit ist Teil eins der Aufgabe (Standardpot. der Ag(s)|AgCl(s)|Cl-(aq) ) meines Erachtens bereits gelöst! Den Rest der Angaben braucht man für dei verbleibende Aufgabe...

Das Standardpotential der Ag+ / Ag° hat +0,8V
Wenn ich aber von der oberen Gleichung ausgehe, dann habe ich 0,0133V = AgCl/Ag° - 0,8V. Das ergibt sich dann zu 0,8133V ?!?!?!?

Das stimmt nur, wenn die Konzentration der Ag+(aq) einer Aktivität von a=1 entspricht, denn nur dann ist das Halbzellebpotential gleich dem Standardreduktionspontential von Silber. Die Konzentration der Lösung ist aber - nach meinem Verständnis der Aufgabe - unbekannt!

das dicke ende kommt noch, habe ich eben gesehen... wie groß ist die Änderung der Gibbs-Energie bei Lösung eines Mols AgCl in Wasser?

Was Du hierfür brauchst, ist die Beziehung

DeltaG = - RT ln K = - RT ln L (L als Löslichkeitsprodukt, Spezialfall einer GG-Konstante)

Für L gilt:

L = [Ag+][Cl-]

Die [Ag+] kannst Du ausrechnen aus:

ag°(s) | Ag+(aq) || Cl-(aq) | AgCl(s) | Ag°(s)
soll eine EMK von 0.0133V haben.

Denn das Potential der rechten Halbzelle kennst Du (siehe oben), das der linken muss nach Nernst sein

U0 = U00(Ag|Ag+) + RT/(zF) ln [Ag+]

Jetzt brauchst Du nur noch [Cl-]. Dazu müsste noch eine Angabe in der Aufgabe da sein, normalerweise hat man bei Silber/Silöberchlirodelektroden glaube ich 1M KCl, also [Cl-] = 1M. Aber sicher bin ich mir nicht.


Hilft Dir das weiter? Ich hoffe.

Viele Grüße,
Cyclobutan