Hi,
Bei der Elektrolyse einer wäßrigen NaCl Lösung bei pH = 7 und inerten Elektroden (Bsp aus Skript Seite 6-11) gibt es folgende Reaktionspartner.

Kathode:
H+ E°=0
Na+ E°= -2,7


Anode:
OH- E=0,82
Cl- E°= 1,35

Kathodenreaktion ist klar: 2H+ + e- --> H2(g)

Bei der Anodenreaktion steht im Skript, dass Cl- leichter oxidiert wird als OH-, da E(OH-) > E°(Cl-)...
In diesem Fall ist E(Cl-) aber größer E(OH-). Es sollte also die OH- Reaktion ablaufen, denke ich...

Kann mir bitte jemand meinen Fehler erklären?

Etwas ähnliches ist mit der Aufgabe 21.2 aus dem Mortimer (Auflage 9)
Hier geht es um die Elektrolyse einer wässrigen AgNO3 Lösung mit 2 Ag- Eektroden.
Laut meiner Berechnung müssten an der Anode die OH- Ionen (E°=0,4) oxidiert werden. Es werden aber die Ag- Atome oxidiert obwohl sie eine E° von 0,7 haben...

lg Andi

Bei pH = 7 hasd du nur eine sehr geringe Konzentration an OH- Ionen.
Deswegen läuft hier die andere Reaktion ab. (Prinzip des kl. Zwanges)

OH- hat unter Standardbedingungen ja eigentlich ein E° von 0,4. Bei pH 7 hat oH- ein E von 0,82. Der pH wurde also schon durch das geänderte Potential berücksichtigt.
Muss meiner Meinung nach an was anderem liegen.


lg

Hier die Seite von der ich die Potentiale habe:
http://www.pci.tu-bs.de/aggericke/PC1/K ... ential.htm

Das stimmt!
Du musst zusätzlich ein Elektrodenmaterial wählen, dessen Überspannung für die Bildung von O2 groß genug ist, um stattdessen die Reduktion von Chlor zu begünstigen.

Ich würde denken, dass die Richtung der Reaktion berücksichtigt werden muss, um das entsprechende Vorzeichen zu setzen.


Da OH- und Cl- die Oxidationen darstellen, würde ich folgendermaßen vorgehen (Beispiel Cl-):
1) Cl2 + 2 e- --> 2 Cl-_________________________E0 = +1,36 V
2) 2 Cl- --> Cl2 + 2 e-_________________________E0 = -1,36 V

Da hier oxidiert wird, werden Cl- Ionen zu Cl2 oxidiert - Reaktion 2 trifft zu. Dadurch ist das Potential nicht positiv, sondern negativ.
OH- analog.

Daraus folgt: E(Cl-) < E(OH-)
Cl- wird leichter oxidiert --> Anodenreaktion

Macht für mich jedenfalls am meisten Sinn. :V

Quelle, Seite 13

Potential wurde hier entnommen.

Mfg

Da hast du recht!

Wenn man sich dann aber das Bsp auf Seite 6-10 ansieht greift diese Regel jedoch nicht.
Bsp.: Elektrolyse einer wäßrigen Na2SO4 Lsg mit inerten Elektroden

Kathode:
H+ ---> E° = 0
Na+ ---> E° = -2,7 V

Anode:
OH- ---> E° = +0,4V ---> E= -0,4
SO4^2- ---> E° = +2,01 ---> E= -2,01 (S2O8^2- + 2e^- --> 2SO4^2-)

Hier würde also an der Kathode die H+ Reaktion ablaufen und an der Anode die SO4^2- Reaktion.
An der Anode läuft jedoch die OH- Reaktion ab...

Werden die Potentiale einfach angegeben oder aus einer Quelle entnommen?
In den Folien steht diesbezüglich kein Wert, lediglich die Angabe, dass E3 > E4 ist --> OH- wird oxidiert.

Bitte auch zu beachten, dass (jedenfalls in den Folien) mehr als regelmäßig Fehler enthalten sind. Beispielsweise sind hier relativ oft Reaktionsgleichungen nicht ausgeglichen worden...

Woher hast du den diese Werte her?
Auf Seite 6-5 im Skript wäre SO4^2- -----> E= 0,20 V

Und sind die Reduktionspotenziale dann bei der Prüfung angegeben?

LG