Name: using electrode potentials to predict reactions
Uploaded: 2020-09-24T15:06:52.000Z
Duration: 3 min 2 s
Channel: JoVE

Stellen Sie sich zwei Behälter mit unterschiedlichen Flüssigkeitsständen vor. Im angeschlossenen Zustand fließt die Flüssigkeit von der oberen in die untere Ebene. Durch die Messung der einzelnen Flüssigkeitsstände kann die Strömungsrichtung vorhergesagt werden. 
Im Vergleich dazu hilft die Kenntnis der einzelnen Elektrodenpotentiale in einer galvanischen Zelle, das Oxidationsmittel, das Reduktionsmittel und den Fluss von Elektronen vorherzusagen. Dabei hat jede Halbzelle ihr entsprechendes Elektrodenpotential. Das Potential der einzelnen Elektroden kann jedoch nicht direkt gemessen werden, sondern nur die Potentialdifferenz zwischen den beiden Halbzellen. Wie wird es also berechnet?
Um die einzelnen Elektrodenpotentiale zu bestimmen, wird einer Elektrode ein Potential von Null zugewiesen, und die Potentiale der anderen Elektrode werden relativ dazu gemessen.
Die Elektrode mit einem Potential von Null ist die Wasserstoffelektrode unter Normalzustandsbedingungen, auch Standard-Wasserstoffelektrode oder SHE genannt. Die SHE wird bei 25 °C betrieben und besteht aus einer inerten Platinelektrode, die teilweise in 1 molare Salzsäure getaucht und einem Wasserstoffgasstrom bei 1 Atmosphäre ausgesetzt ist.
Wenn eine Zinkelektrode an die SHE angeschlossen wird, verringert sich ihre Masse, was auf ihre Oxidation zu Zn2+-Ionen hinweist. Die gleichzeitige Erhöhung der Produktion von Wasserstoffgas bedeutet eine Reduzierung der Wasserstoffionen. 
Zink ist also die Anode und SHE die Kathode. Das Standardelektrodenpotential von Zink von -0,76 V weist auf ein größeres oxidatives Potenzial als das SHE hin.
Wenn jedoch eine Kupferelektrode mit der SHE verbunden ist, nimmt ihre Masse zu, da Cu2+ zu Kupfer reduziert wird. Kupfer ist also die Kathode und SHE die Anode. Das Standardreduktionspotenzial von Kupfer von +0,34 V weist auf ein größeres Reduktionspotenzial als das SHE hin.
Standardelektrodenpotentiale liefern ein Maß für die auftretenden Oxidationen oder Reduktionen – je positiver, desto größer ist die Tendenz zu einer Reduktion unter Standardbedingungen.
Die Richtung und Spontaneität einer Redoxreaktion werden durch die Untersuchung der einzelnen Standardelektrodenpotentiale bestimmt.
Eine positive Summierung der Elektrodenpotentiale impliziert eine spontane Reaktion. Bei einer galvanischen Kupfer-Zink-Zelle mit Zink als Anode und Kupfer als Kathode und einem Zellpotential von +1,10 V treten also beide Halbzellreaktionen spontan in Vorwärtsrichtung ab.
Schließlich ist das Standardelektrodenpotential eine intrinsische Eigenschaft und wird von keiner Änderung der Halbreaktionsstöchiometrie beeinflusst.

standardelektrodenpotentiale

Beim Vergleich der Reaktivität von Silber und Blei wird beobachtet, dass die beiden ionischen Spezies Ag+ (aq) und Pb2+ (aq) einen Unterschied in ihrer Redoxreaktivität gegenüber Kupfer aufweisen: Das Silberion unterliegt einer spontanen Reduktion, während dies beim Bleiion der Fall ist nicht. Diese relative Redoxaktivität kann in elektrochemischen Zellen leicht durch eine Eigenschaft namens Zellpotential quantifiziert werden. Diese Eigenschaft wird in der Elektrochemie allgemein als Zellspannung bezeichnet und ist ein Maß für die Energie, die mit der Ladungsübertragung einhergeht. Potentiale werden mit der SI-Einheit Volt gemessen, definiert als ein Joule Energie pro einem Coulomb Ladung. Daher, <img alt="Eq1" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_1.png" style="text-align: center; height: 70px;"> Standardelektrodenpotential Bei der Messung für elektrochemische Zwecke ist das Zellpotential ein Maß für die treibende Kraft für eine bestimmte Art von Ladungsübertragungsprozessen, nämlich den Elektronentransfer zwischen Reaktanten. Das Potenzial einer einzelnen Elektrode oder einer einzelnen Halbzelle kann nicht gemessen werden, da für die Elektronenübertragung ein Donor und ein Empfänger bzw. ein Reduktionsmittel und ein Oxidationsmittel erforderlich sind. Stattdessen kann das Potenzial einer Halbzelle nur relativ zu einer anderen Halbzelle gemessen werden. Daher ist es nur möglich, den Potentialunterschied zwischen zwei Halbzellen, Ecell, zu messen, der definiert ist als <img alt="Eq2" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_2.png" style="text-align: center; height: 50px;"> wobei Ecathode und Eanode die Potentiale zweier verschiedener Halbzellen darstellen, die jeweils als Kathode und Anode fungieren. Das Standardzellpotential, E°cell, ist das Zellpotential, das bei Standardzustandsbedingungen beider Halbzellen gemessen wird (d. h. 1 M Konzentrationen, 1 bar Druck, 298 K). <img alt="Eq3" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_3.png" style="text-align: center; height: 50px;"> Um Halbreaktionspotentiale einfach berechnen zu können, hat die wissenschaftliche Gemeinschaft eine bestimmte Halbzelle mit einem Potential von 0 V als universelle Referenz für alle Zellpotentialmessungen bestimmt. Diese Halbzelle ist als Standard-Wasserstoffelektrode (SHE) bekannt), und es basiert auf der folgenden Halbreaktion: <img alt="Eq4" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_4.png" style="text-align: center; height: 50px;"> Typischerweise besteht SHE aus einer inerten Platinelektrode, die in 1 M wässriges H+ eingetaucht ist, mit einem Strom aus sprudelndem H2-Gas bei 1 bar Druck und einer gleichmäßigen Temperatur von 298 K. Das Elektrodenpotential (EX) für eine Halbzelle X ist somit definiert als das gemessene Potenzial für eine Zelle X, die als Kathode fungiert, während die SHE als Anode fungiert. <img alt="Eq5" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_5.png" style="text-align: center; height: 70px;"> Daher, <img alt="Eq6" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_6.png" style="text-align: center; height: 50px;"> Unter Standardbedingungen ist das Potential der Halbzelle X gleich dem Standardelektrodenpotential E°X. Da die Definition des Zellpotentials voraussetzt, dass die Halbzellen als Kathoden fungieren, werden diese Potentiale auch als Standardreduktionspotentiale bezeichnet. Vorhersage der Spontaneität und der Richtung einer Redoxreaktion Die Zell- und Elektrodenpotentiale bestimmen die Spontaneität von Redoxreaktionen. Es ist zu beobachten, dass die spontanen Reaktionen ein positives Zellpotential aufweisen, während der nichtspontane Prozess ein negatives Zellpotential aufweist. Ist die Summe der Elektrodenpotentiale positiv, spricht man von einer spontanen Reaktion. Halbzellenreaktionen mit positivem Elektrodenpotential laufen in Vorwärtsrichtung ab, während solche mit Werten kleiner als das Wasserstoffelektrodenpotential meist in umgekehrter Reihenfolge ablaufen. Ein stärkeres Oxidationsmittel weist ein höheres Standardelektrodenpotential E° auf. Da Elektrodenpotentiale die Reduktionskapazität messen, entspricht ein erhöhter E° einer erhöhten treibenden Kraft hinter der Reduktion der Spezies und besseren Oxidationsfähigkeiten. Somit ist E°cell positiv, wenn E°cathode > E°anode. In Anbetracht dessen erklärt sich, warum Kupfer durch Silber oxidiert wird, nicht jedoch durch Blei: <img alt="Eq7" src="/files/ftp_upload/11435/11435_Equation_7v2.png" style="text-align: center; height: 125px;"> Vorhersage der Auflösung von Metall in Mineralsäuren Eine der wesentlichen Anwendungen der Halbzellenpotentiale besteht darin, zu verstehen, ob sich ein bestimmtes Metall in Mineralsäure auflöst. Die meisten Säuren wie Salzsäure lösen Metalle durch die Reduktion von Protonen zu Wasserstoffgas und die Oxidation von Metallen zu ihren jeweiligen Ionen. Bei der Reaktion von Zink mit Salzsäure erfolgt die Reaktion spontan, da das Standardelektrodenpotential von Zink niedriger ist als das von Wasserstoff. Aufgrund seines höheren Elektrodenpotentials reagiert Kupfer jedoch nicht mit Salzsäure. Dieser Text wurde angepasst von <a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/17-3-electrode-and-cell-potentials">OpenStax, Chemistry 2e, Section 17.3: Electrode and Cell Potentials. </a>

Standardelektrodenpotentiale

Beim Vergleich der Reaktivität von Silber und Blei wird festgestellt, dass die beiden ionischen Spezies Ag+ (aq) und Pb2+ (aq) einen Unterschied in ihrem Redox- ...

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Chemie

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Electrochemistry

Elektrochemie

KEY TERMS AND CONCEPTS

KERNBEGRIFFE UND KONZEPTE

Standard Electrode Potentials

using electrode potentials to predict reactions

Electrode potentials help predict whether a redox reaction will happen on its own. A redox reaction involves electron transfer. In electrochemistry, the measured value is called cell potential or cell voltage. It shows the energy linked to charge transfer and is measured in volts, where 1 volt equals 1 joule per coulomb.

A single half-cell cannot be measured by itself because electron transfer needs both a donor and a receiver. For that reason, scientists measure the difference between two half-cells. The cell potential, Ecell, is defined from the cathode and anode potentials, and the standard cell potential, E°cell, is taken under standard conditions of 1 M concentration, 1 bar pressure, and 298 K.

To compare half-cells, chemistry uses the standard hydrogen electrode, or SHE, as a zero-volt reference. The SHE uses an inert platinum electrode in 1 M aqueous H+ with hydrogen gas bubbling at 1 bar and 298 K. A half-cell X is measured against the SHE when X acts as the cathode. Under standard conditions, this gives the standard electrode potential, E°X. These values are also called standard reduction potentials because the half-cell is written as a reduction.

The sign of the potential helps show the direction of a redox reaction. A spontaneous reaction has a positive cell potential, while a nonspontaneous one has a negative cell potential. When the sum of the electrode potentials is positive, the reaction is spontaneous. Half-cell reactions with positive electrode potential tend to go forward, and reactions with values below the hydrogen electrode usually go in reverse. A stronger oxidant has a larger standard electrode potential because it has a greater drive to gain electrons.

This idea explains why silver ions and lead ions behave differently toward copper. Silver ion, Ag+ (aq), is reduced spontaneously, but lead ion, Pb2+ (aq), is not. It also helps explain metal dissolution in mineral acids such as hydrochloric acid. These acids dissolve metals by reducing protons to hydrogen gas and oxidizing the metal to its ions. Zinc reacts spontaneously with hydrochloric acid because its standard electrode potential is lower than hydrogen’s, while copper does not react because its electrode potential is higher.

Using Electrode Potentials to Predict Reactions

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balancing redox equations

Redox Reactions and Half-Reaction Balancing

Redox reactions involve electron transfer and changes in oxidation number. In electrochemistry, these reactions connect chemical changes with electrical energy. They also power technologies such as industrial metal processing and rechargeable batteries used in electric vehicles. Oxidation number is a way to track how an atom's electronic environment changes compared with the pure element, where the oxidation number is zero. For a simple ionic compound, the oxidation number matches the ion...

electromotive force

Cell Voltage and Electron Flow

Electric current is the flow of electric charge through a conducting medium or a solution. In wires, that charge is carried by electrons. In some solutions, ions can also move and carry charge. When electrons move through a wire, they produce an electric current. This idea connects to redox reactions, where electrons are lost and gained. In the spontaneous reaction between zinc and copper ions, zinc is oxidized to zinc ions. Copper ions are reduced to solid copper. Even so, this direct...

voltaic/galvanic cells

Galvanic Cells and Battery Reactions

Galvanic cells use spontaneous redox reactions to produce electric current. A common example is a disposable AA battery, which powers devices by turning chemical energy into electrical energy. Another example is a copper wire placed in silver nitrate solution, where the solution slowly turns bright blue and a grey solid forms on the wire. In the copper and silver reaction, copper is oxidized and silver ions are reduced. Copper forms cuprous ions, which give the solution its blue color. At the...

standard electrode potentials

Electrode potentials help predict whether a redox reaction will happen on its own. A redox reaction involves electron transfer. In electrochemistry, the measured value is called cell potential or cell voltage. It shows the energy linked to charge transfer and is measured in volts, where 1 volt equals 1 joule per coulomb. A single half-cell cannot be measured by itself because electron transfer needs both a donor and a receiver. For that reason, scientists measure the difference between two...

cell potential and free energy

Redox Cell Potential, ΔG°, and K

Redox cell potential connects chemical energy, free energy change, and the equilibrium constant in an electrochemical cell. In these reactions, chemical energy is converted into electrical energy. That link helps predict whether a reaction is spontaneous and how far it may proceed. Thermodynamics is the study of how heat and other forms of energy are related. In an electrochemical cell, cell potential can also reflect oxidizing strength or reducing strength. A similar idea appears in acid-base...

the nernst equation

Cell Potential Under Changing Conditions

Cell potential changes when a redox reaction does not run at standard conditions. Standard cell potentials connect with standard free energy change, ΔG°, and the equilibrium constant K, but those relationships only hold at 1 M concentration, 298 K, and 1 atmosphere. A zinc(II) and tin(II) redox cell with E°cell = +0.291 V and ΔG° = −56.2 kJ is spontaneous under those standard conditions. As a cell discharges, the reactant concentration changes and the cell potential steadily drops. Many redox...

concentration cells

Cell Potential from Concentration Differences

Concentration cells are voltaic cells that use two almost identical half-cells. The half-cells use the same electrode and the same half-reaction. They differ only in the concentration of one redox species, so the cell potential depends on that concentration difference. In a concentration cell, the Nernst equation can be used to find the cell potential. For the zinc example shown, the calculated cell potential is positive. A positive cell potential means the overall reaction is spontaneous. <br...

batteries and fuel cells

Primary, Rechargeable Batteries and Fuel Cells

Batteries and fuel cells are galvanic cells that supply electrical power for many applications. They range from tiny button batteries in wristwatches to large systems that can provide backup energy to municipal power grids. Some are primary cells, which are single-use and cannot be recharged. Others are secondary cells, which use reversible reactions and can be charged again by an external power source. A common primary battery is the dry cell. It uses zinc as both the container and the anode,...

corrosion

Rusting and Metal Protection

Corrosion is the natural breakdown of metals through electrochemical reactions. It can appear as rust on iron, tarnish on silver, or a blue-green patina on copper. In each case, the metal is oxidized. Some corrosion products can protect the surface, while others keep damaging the metal. Rusting is the harmful type of corrosion seen in iron. It happens when iron is exposed to oxygen and water. A galvanic cell forms on the iron surface, and this drives oxidation at the anodic region and...

electrolysis

Electrolysis in Batteries and Metal Production

Electrolysis uses electrical energy to drive a nonspontaneous redox reaction. In a galvanic cell, a spontaneous redox reaction does electrical work on the surroundings by sending electrons through an external circuit. In electrolysis, an external circuit does work on the redox system by applying a voltage large enough to force the reaction in the opposite direction. This process is used in several real-world settings. Recharging a battery is one example, because an outside power source drives...

key terms and concepts

Learn how electrode potentials and the standard hydrogen electrode help predict spontaneous redox reactions, metal reactivity, and whether metals dissolve in acid.

Using Electrode Potentials to Predict Reactions | JoVE K12

chemistry

JoVE Core Chemie erweckt allgemeine Konzepte der Chemie durch kompakte und leicht verständliche animierte Videolektionen zum Leben. Außerdem zeigen wir in den Videos Wissenschaftler in Aktion bei klassischen und neuartigen Forschungsexperimenten, wie sie heutzutage in Laboren weltweit durchgeführt wurden.

Using Electrode Potentials to Predict Reactions

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