Sind Standardpotentiale pH-Wert abhängig?
So zum Beispiel hat Kupfer ein Standardpotential von 0.34V bei pH=0 und -0.22V bei pH gleich 14. Warum ist das so? Aber bezieht sich das Standardpotential nicht immer auf pH=7 und kann man die Standardpotentiale bei bestimmten pH-Werten berechnen?
2 Antworten
Wenn ich das richtig im Kopf habe, ist ein Standardpotential nur dann pH-abhängig, wenn H⁺ in der Reaktionsgleichung auftaucht. Also nicht nur bei der Wasserstoffzelle, sondern auch (und viel stärker sogar) beim Permanganat <-> Mangan(II), wegen der Gleichung MnO₄⁻ + 8 H⁺ + 5 e⁻ <-> Mn²⁺ + 4 H₂O.
Beim Kupfer ist es ein Unterschied, ob Cu²⁺(aq) entsteht oder Cu(OH)₂, nämlich genau 2 Protonen.
Ich glaube, das sind 2 verschiedene gleichwertige Ansätze:
- Man nimmt die Cu²⁺-Konzentration gem. dem LP bei pH=14, dann geht diese Konz. in die Nernst-Gleichung ein.
- Man nimmt die Konzentration der Feststoffe Cu und Cu(OH)₂ als 1 an und bestimmt für die Reaktion Cu + 2 OH⁻ -> Cu(OH)₂ + 2 e⁻ das Potential.
In jedem Fall werden die Werte ja gemessen und für beide Methoden sollte sich die gleiche pH-Abhängigkeit ergeben. Bin aber zu träge, das mathematisch herzuleiten.
Das Potential gilt ohnehin nur für den Gleichgewichtszustand. Dass sich der erst mit der Zeit einstellt, ist der Normalfall.
jetzt frage ich mich nur: wenn ich einen Kupferstab in eine alkalische Lösung halte, entsteht dabei Cu(OH)₂ ? Geht nun solange Cu in Lösung, bis das Gleichgewicht entsprechend des Löslichkeitsprodukts erreicht ist?
Metalle werden durch Laugen ja nicht aufgelöst hab ich geglaubt... bin nun verwirrt...
Das Oxidatonsmittel für Kupfer ist so oder so nicht Oxonium bzw. Wasser, sondern Sauerstoff oder ähnliches.
Ein Potential von 0,0 Volt für die Wasserstoffzelle gilt ja auch nur für pH=0 und sinkt merklich mit steigendem pH-Wert.
Aluminium löst sich in Säuren und in starken Laugen (zum Aluminat), nur nicht im Neutralen, weil das Hydroxid oder Oxid(hydrat) eine Schutzschicht bildet.
Nur leicht unedle Metalle mögen sich unter Wasserstoffentwicklung im stark Sauren lösen, im schwach Sauren nicht, aber da hab ich jetzt kein Beispiel.
und wie ist das Beispiel hinter der Frage nun zu interpretieren?
Ich denke, dass meine Interpretation kompletter Unsinn war -> daher Antwort gelöscht. Verstanden hab ich es immer noch nicht: Welche Reaktionen gehen da nun ab? Ich bin naiverweise vom Lösungsprodukt des Cu(OH)2 ausgegangen. Ich habe aber keine Erklärung dafür, warum man hier einen Hydroxykomplex ins Spiel bringen sollte, von dem anfangs bei der Frage ja gar keine Rede war. Warum stimmt dann aber das Rechenergebnis mit der angeblich richtigen Antwort überein? Zufall? oder stimmt letztere etwa gar nicht?
Bitte um Erklärung eines Chemikers...ich habe meine Antwort gelöscht, da ich nicht glaube, dass sie richtig war: Das Ergebnis kann wohl nicht von der Annahme einer Reaktion (Löslichkeitsprdukt von Cu(OH)2) abhängig sein, denn der Wert für Ks (den ich ursprünglich aus einer Tabelle hatte) war in der Frage ja gar gar nicht gegeben...Man soll halt nichts schreiben, von dem man keine Ahnung hat - sorry.
Bei meiner vorgeschlagenen Lösung wird sowieso präjudiziert, dass sich das Konzentrationsgleichgewicht für das Löslichkeitsprodukt von Cu(OH)2 schon eingestellt hat. Wenn ich einen Kupferstab in eine alkalische Lösunhg eintauche, habe ich aber nicht sofort die entsprechende Cu2+ Konzentration. Irgendwie ist es mir nun unklarer, als es gestern für mich noch aussah...