Ziel des Versuchs: Um diesen Versuch durchführen und auswerten zu können, müssen die SuS die oben beschriebenen Lernziele bereits beherrschen. Dieser Versuch dient der Anwendung der Nernst-Gleichung und somit der Berechnung des Löslichkeitsprodukts über die Messung der EMK an einer Konzentrationszelle.
| Thema: Löslichkeits- und Ionenprodukt | Tags: Löslichkeitsprodukt, Konzentrationszelle, Multimeter, EMK, Berechnung | Klassenstufen: 11-12 | Versuchsart: LV |
Materialien
2 Bechergläser (100 mL), 2 Silberelektroden, Multimeter und 2 Kabel, Filterpapierstreifen, Magnetrührer und Rührfisch
Chemikalien
Silbernitrat, Kaliumnitrat, Natriumchlorid
Durchführung
In 2 Bechergläser werden je 40 mL 0,01 molare Silbernitratlösung gegeben. Die Silberelektroden werden mit dem Multimeter verbunden und in die Bechergläser gestellt. Die Lösungen in den Bechergläsern werden mit einem in Kaliumnitrat getauchten Filterpapierstreifen verbunden. Dieser dient als Elektronenbrücke. In eines der Bechergläser werden 3,4 g festes Natriumchlorid gegeben. Bei abweichender Einwaage muss der Wert notiert werden. Anschließend wird die EMK gemessen.
Beobachtung
Die Lösung wird schnell milchig und ein weißer Niederschlag ist zu erkennen.
Deutung
Durch die Zugabe von Natriumchlorid in eines der Bechergläser wird in diesem Silber ausgefällt. Die Konzentration der Silber-Ionen in einer Halbzelle sinkt also. Zwischen den Halbzellen kann jetzt eine Spannung gemessen werden. Da die sich die Silberelektrode in einer Lösung befindet, die Silber-Ionen enthält, stellt sich ein Gleichgewicht ein, das auf Seiten des Feststoffs liegt.
Ag(s) ⇌ Ag+(aq) + e-
Da die Bildung von Silber-Ionen in der Halbzelle mit höherer Silber-Kationen-Konzentration nicht bevorzugt wird, findet in dieser Halbzelle die Reduktion statt.
Die Oxidation erfolgt somit in der Halbzelle mit geringerer Silber-Ionen-Konzentration.
Für die Berechnung des Löslichkeitsprodukts wird zuerst das Potential der Halbzelle ohne Natriumchlorid:
| E1 = | E0 + 0,059 V · log[Ag+] | = | 0,80 V + 0,059 V · log(10-2) | = | 0,682 V |
und anschließend das Potential der Halbzelle mit Natriumchlorid berechnet:
| ΔE | = | ERed - EOx | ||
| ⇒ | EOx | = | ERed - ΔE | |
| ⇒ | E2 | = | E1 - ΔE | = 0,682 V - 0,417 V = 0,266 V |
Anschließend wird die Silberionenkonzentration in die Nernst-Gleichung integriert:
| [Ag+] = |
|
| ΔE = | E0 + 0,059 V · log |
|
| ΔE = | E0 + 0,059 V · log(KL) - 0,059 V · log([Cl-]) |
Damit ergibt sich:
| log(KL) = |
|
Die Konzentration der Chlorid-Ionen wird über die Einwaage und die bekannte Konzentration der Natriumchlorid-Lösung berechnet:
| n = |
| = 0,058 mol |
| c = |
| = 1,45 mol/L |
Durch Einsetzen der bekannten Größen in die oben hergeleitete Formel folgt:
| log(KL) = |
| = - 8,8898 |
KL = 10-8,8898 = 1,2889 · 10-9
Für das Löslichkeitsprodukt ergibt sich demnach ein gerundeter Wert von KL = 1,29 · 10-9 mol2/L2 (Vergleich Literaturwert: 2 · 10-10 mol2/L2).
Entsorgung
Silberhaltige Abfälle müssen im Abfall für Schwermetalle entsorgt werden.
Anmerkungen & Unterrichtsanschlüsse:
Alternativ oder auch als Erweiterung des Versuchs kann er abgewandelt werden, indem statt des festen Natriumchlorids sukzessive 0,1 molare Natriumchloridlösung hinzugegeben wird (0,5 mL oder 1mL Schritte sind geeignet). Währenddessen wird die EMK gemessen, aus der ebenfalls das Löslichkeitsprodukt berechnet werden kann. Die SuS könnten dadurch das Prinzip potentiometrischer Messungen erlernen.
Anschließend können die SuS Fehlerbetrachtungen vornehmen und diskutieren, welche Vorgehensweise zu dem korrekteren Ergebnis führt.
Literatur
R. Herbst-Irmer, Anorganisch-Chemisches Praktikum, Praktikumsskript 2013, Georg-August Universität Göttingen, S. 81ff.
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