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2e- (Anode) = 2+ Reduktion Cu²(aq) + 2€¯ = Cu(s) (Kathode) ₁+(U₁5) 2+ Redox: 20₁5+C² (9) 201²(aq) (aq) Chemie •Bereich mit positiven und negativen Ladungsträgern an der Grenze zwischen Metall und Lösung ・Anziehung von negativ geladenem Metall und positiv geladenen Metall-lonen •Metall-lonen reagieren wieder zurück ↳ Grund, warum sich die Anode nur allmählig abnutzt und nicht sofort vollständig Gleichgewicht: Me=Me ² (aq) + ze- Spannung Galvanischer Zellen: Redox-/ und Elektrodenpotential E gibt an, welche elektrische Spannung eine Elektrode liefern kann Potentialdifferenz kann als zellspannung Ugemessen werden Berechnung der Spannung zwischen zwei Halbzellen: unter Standardbedingungen (47) AE = E°(Kathode)-E°(Anode) Metall Li к Na Mg Al Mn 2n Fe Cd H₂ Cu Ag Hg Au Pt F₂ +2e V n-fach positives IA 1x L ↑ Metallion Ke Na + e Mg2 2e Al³+ + 3e7 Mn²+ 2e7 Zn²+ + 2e Fe²+2e Cd²+ + 2 Ni²+ 2e7 Pb²+ 2e 2H+ 2e7 Cu 2e Ag+ e Hg² +2e Au3+ 3e Pt² +2e 2F Normalpotential (V) bei 25°C -3,04 -2,92 -2,71 -2,38 -2,34 -1,18 076 -0,76 -0,44 -0,40 -0,23 -0,13 0,00 +0,34 16.00 +0,80 +0,80 +1,50 +1,60 +2,87 Bsp.: (20/2021/C²/C₁ )= 0,34 V-(-0,76V) = 7,7V Se-Donatoren. e--Akzeptoren. Folge von in Reihe geschalteten galvanischen Zellen unter beliebigen Bedingungen (cox 7m0y/1) : Nernst-Gleichung => E=Eº+0,059 V·lg Rea Für beide Halbzellen berechnen! [0x] [Red Bergab-Regel: Das in der Spannungsreihe weiter oben zu findende Reduktions- mittel reduziert immer das tiefer stehende Oxidationsmittel: nicht möglich möglich Bsp.: (20/20²+//Cu²+/Cu), [2,₁²+] = 0,01 mol/l; [Cu ²+] = 0,1 mol/l E(Culcu²+) = 0,0590 (02) = 0,34 +0,0295 V (-1) = 0, 34-0,0295 ≈ 0,31|V E(20/20²+) = -0,76 +0,059 v 19 (907) = -0,76+ 2059 0₁ (-2) = -0,76 -0,059 = -0,815√ E(20/20"//Cu/Cu²+) = 0,311V-(-0,81SV)=1,126V • 19.3h.: vorläufer der heutigen Batterie erste brauchbare kontinuierliche Säule, ermöglichte Erforschung der Elektrizität entdeckung der Elektrolyse VOLTASÄULE Aufbau: Voltaelement Logeringe Spannung wird erhöht durch Staplung mehrerer Voltaelemente Funktionsweise: Minuspol: Oxidation des unedleren Metalls 20->20² +2e² lonen gehen in Lösung, Zinkelektrode negativ aufgeladen Pluspol: Cu²+2e->Cu ->Kupferplatte kan poliert oder unpoliert sein unpoliert mit Oxidschicht bedeckt, Reduktion läuft zuerst ab poliert kein Cut vorhanden, Reduktion: 0₂ + 4e¯ + H₂O -> 40H¯ falls saurer Elektrolyt (2.B. HCI): am Kupfer: 2H+ + 2e → H₂ LC2+ verbraucht: 2H* +2e -> H₂; Gesamtreaktion: 2n+2H¹->20² + H₂ Chemie Luftsauerstoff Zink/Zinnplättchen - elektrolytgetränktes Pappstückchen/Leder Kupfer/Silberplättchen Aufbau: zwei Halbzellen aus den gleichen Elektroden und Metallsalzlösungen Lverschiedene Konzentrationen - -Messgerät Zinkelektrode (Kathode) Elektrolytlösung L>[2n²"]=1001/1 2² 26" 20² Diaphragma 20² 2,24 2,24 20² + 2,2+ 2024 KONZENTRATIONSELEMENTE -Kabel/ Letendes Material -Zinkelektrode (Anode) 20² -Elektrolytlösung L>[20²]=0,1 mol Chemie Funktionsweise 2+ +2ě Auf der Seite mit der niedrigeren Konzentration herrscht das Prinzip von Le Chatelier, welches besagt, dass auf der Seite mit der niedrigen Konzentration viele Atome zu lonen reagieren. Die Zink-Atome der Elektrode gehen als Zn²+-lonen in Lösung: 20(s) = 20²2 (aq)] Die Elektronen werden dabei an der Elektrode zurückgelassen, weshalb sie sich negativ auflädt und zum Minuspol wird und die Halbzelle mit der höheren Konzentration wird zum Pluspol. Die abgegebenen Elektronen wandern durch die Leitfähige Verbindung von der Anode zur Kathode, wo die Zn2+-lonen zu elementarem Zink reduziert werden. Dadurch, dass auf der Anoden-Seite immer mehr lonen in Lösung gehen und auf der Ka- thoden-Seite immer mehr lonen zu Atomen reduziert werden und lonen durch das Diaphragma von der Kathodenhalbzelle zur Anodenhalbzelle wandern, wird das Konzentrationsgefälle allmählig kleiner, bis es schließlich vollständig ausge- glichen ist. Berechnung der Spannung: 2 E(20/20²+(1²/1) = -0,76 V+ 0,039 v 19 (7) = - 0,76V E[20/202²+ (0,701)) = -0,76V+ 0 059 0.1g (0,1)= -0,7895V AE=E(Uathode)-E(Anode) = -0,76V-(-0,7895V) = 0,0295V Zink-Kohle-Batterie Metallkappe (Pluspol) Separator Masse Abdeckscheibe Kohlestab Netz MO Stützring Pappe, mit NHC (Elektrolyt Zinkbecher Kunststoffmantel Zink-Luft-Batterie Metalboden (Minuspol) Zink-Luft-Batterie (Querschnitt) Anwendungsbereiche: Alltagsgeräte mit niedriger Anforderung an Dauerleistung: Wecker, Fernbedienung, etc. Filterpapier Teflonfolie Lithium Batterie Negativer Pol Vorteile: kostengünstig hohe Energiedichte Umweltfreundlich Positiver Pol Luftloch Deckel (Negativer Pol) -Anode (Zinkpulver) Becher (Positiver Pol) -Kunststoffdichtring Redoxgleichungen: Ox.:20(s)-20g) + 2e² BATTERIETYPEN Red. MnO2 (s) + H₂O +² -> MnO(OH)(3) + OH(aq) Redox:20+ MnO2 (s) + H₂O ->2n²+ + MnO(OH) (s) + OH(aq) Lithium (Anode) Organischer Elek- trolyt (Separator) Kunststoffdichtung Mangandioxid (Kathode) Nebenreaktionen. +(99 OH(aq) + NH(aq NH3(aq) + H₂0 (aq) => entstandenes OH reagiert mit dem NHL, d. Elektrolyten NH3(aq) +2²+ (aq) →>[Zn(NH3)2] (aq) => Ammoniak reagiert mit den 2²-lonen [2n(NH3)2(aq) +2Cl(aq) [2n(NH3)₂]C12(3) schwer löslicher Komplex, senkt Leistung und Lebenserwartung nach einiger Zeit Leistung 1,5v Nachteile: Abfallprodukt 200 entsteht hohe Selbstentladung Funktionsweise und Redoxgleichungen: Zink wird vom Sauerstoff der Umgebung in KOH oxidiert Entladung: Ox: 220 220² +4e² Red: O₂+2H₂0 +4e-> 40H Redox: 220+0₂ + H₂0->22n²+ +40H¯->22n(OH)₂ Spannung: 1,35-1,4V Redoxgleichungen: Ox.: Li-Li++e² Vorteil: preiswert Nachteil: Spannung nimmt deutlich ab Red.: Mo(II) 0₂+e → Mo(III) 0₂ Redox: Li+MnO₂-> LiMnO₂ Vorteile: • weite Temperaturbereiche: -40°C-+70°C niedrige Selbstentladung hohe Spannung: 1,5V Chemie Nachteile: Dendriten Anwendungsbereiche: Hörgeräte Taschenrechner Armbanduhren Anwendungsbereiche Herzschrittmacher Fotoapparate Knopfzellen Lithium ist sehr reaktiv mit seiner Umwelt Abbau von Lithium ist umweltschädlich Reduktion Hochofenprozess: Gewinnung von Stahl aus Eisenerz und Kohlenstoff Stahl-Legierung aus Eisen und Kohlenstoff 1. Trocken- und Vorwärmzone (200°C): Eisenerz + Koks + Zuschläge oben in den Hochofen L>Luftstrom von unten nach oben, kommt als Gichtgas (CO/CO₂) oben raus, trocknet und heizt Gemisch auf 2. Reduktionszone (400°C): 900°C Fe₂O3 +CO •2Fe +3C0₂ (CO entsteht, da bei der Hitze ein Gleichgewicht entsteht: C+CO₂=CO) 3. Kohlungszone (1200°C): Gemisch aus Eisen und Kohlenstoff entsteht VERFAHREN 4. Schmelzzone (2000°C): Kohlenstoff + Sauerstoff -> Kohlenstoffmonoxid/Kohlenstohlenstoffdioxid ((koks) (Luft) Thermitverfahren: Viel Hitze wird frei -> Eisen-Kohlenstoff-Gemisch schmilzt L>2 Schichten gewünschtes Roheisen, Schlacke (Abfallstoffe) LC-Gehalt im Roheisen noch zu hoch Aus fixengemisch entweder Blasverfahren (Zufuhr von O₂: C+0₂ -> CO₂) oder Zugabe von Schrott oder Erz->darin enthaltener Sauerstoff reagiert mit im Gemisch zu CO₂ ↳niedriger Kohlenstoffgehalt-geht als Stahl durch Chemie exotherme Reaktion (2400°C) genutzt beim Schweißen oder Schmieden Thermit: Gemisch aus Eisenoxid (Fe₂03) und Aluminium Verfahren zur Reduktion von Metalloxiden im Alltag -> Gewinnung von Metallen aus Erzen Redoxreaktion Reaktionsgleichung Fe₂O3+ Alz->Fe₂+ Al₂O3 Aufbau: Umkehrprozess der Redoxreaktion einer galvanischen Zelle durch elektrische Energie · Genutzt zur Gewinnung von Stoffen aus einer Lösung oder Laden von Akkumulatoren umgekehrte Pole: Anode = Pluspol (Oxidation), Kathode=Minuspol (Reduktion) Elektrische Energie in chemische Energie umgewandelt. Spannungsquelle entfernt -> Rückreaktion läuft ab Kathode Platin- elektra 202+ Zersetzungs-U₂ spannung kiu Spannungsquelle ¡Graphit- Elektrode 21" + ELEKTROLYSE Anode Funktionsweise: Am Pluspol werden lodidionen zu lod oxidiert, welches sich dann an der Graphitelektrode abscheidet: 21 (aq) = 12 +2e` Die abgegebenen Elektronen wandern dann durch die elektrisch leitende Verbindung zur Kathode. Dort werden die Zn²+-lonen von der negativ geladenen Elektrode angezogen und dort zu Zink reduziert: 2nztagit 2e = Zn(s) Redoxreaktion 21+ 20 ²+ = 1₂ + 20 Da sich durch die Abscheidung von Zink und lod ein galvanisches Element bildet, entsteht eine Spannung, die der Zersetzung von Zink entgegen arbeitet. Diese Spannung wird Polarisationsspannung genannt: sie wirkt der Zersetzung entgegen. Damit die Elektrolyse also ablaufen kann, muss die Spannung der Spannungsquelle über der Zersetzungsspannung liegen. (Zersetzungsspannung=max. Polarisationsspannung) Chemie Elektrolyt: Zinkiodid-Lösung Abscheidepotential- mind. Spannung damit Elektrolyse stattfinden kann Berechnung d. Zersetzungsspannung & nur unter Standardbedingungen! U₂-4E=E (Pluspol)-E (Minuspol) Abscheidungspotentiale EA entsprechen unter Standard- bedingungen den Standard potentialen Überspannung(n): höhere Spannung, die benötigt wird, wenn die Elektrolyse nicht unter idealen Standardbedingungen abläuft Gründe andere Elektrode, Temperatur, Konzentration, Gase als Produkt Berechnung: n=0₂(gemessen) - U₂ (berechnet) FARADEYGESETZ 1. Faradeysches Gesetz: Die Stoffmenge, die an einer Elektrode während der Elektrolyse abgeschieden wird, ist proportional zur elektrischen Ladungsmenge Faradey-Konstante F: nötige Ladungsmenge, um Imol lonen der Ladungszahl 1 abzuscheiden F=96485 A.S.MOT-1 2. Faradeysches Gesetz: Die abgeschiedene Stoffmenge hängt von der Ladungszahl(z) der Kationen ab It It 0 = = = = = = M ==> m(stoff) ==== · M(Stoff) Chemie Berechnung von I,t und m am Beispiel von Kupfer gesucht benötigte Stromstärke; gegeben:t=5 Tage=432000s, M=15kg = 15000g Mccu)=63,54% mol in Gleichung einsetzen: 1500037 2:9648515/201 ·63,5%/ MOT I.432008 Lösen mit nSolve => I = 105,45A gesucht m; gegeben I= 105,4 SA, t=5 Tage=432000s, M(cu)=63,54% mol ·63,5%/mol: = 105,45A-432000s in Gleichung einsetzen: m = 2.96485 A²/MOL 105,45-432000-63,5g ~15000g = 15kg 2.96485 gesucht:t; gegeben: I = 105,45A, m(Cu) = 15kg, M(CU)=63,54% Mol 105,45 At in Gleichung einsetzen: 15000g = 2.9648545/mol ·63,548/mol Lösen mit nsolve t≈ 4320003s = 5 Tage Nickel-Metallhydrid-Akku Separator Metalhydrid Kathode Negaver Pol Entladung: Ox. MH OH² →→M+ H₂O +e=² Lithium-Ionen-Akku Blei-Akku AKKUMULATORTYPEN Ladung: Ox Ni(OH)₂ + OH² → Ni O(OH) + H₂O + e Red M+H₂0+eMH+ + OH¯ Redox Ni(OH)₂+M N:O(OH) + MH Anwendungsbereiche Akkugeräte, Spielzeug Red Ni0(OH) + H₂O+e²¯ →→ Ni(OH)₂ + OH² Redox: MH+ OH+NiO(OH) →→→ M+ Ni(OH)₂ Bleiplatten Separator Bleidioxidplatten Schwefelsäure Minus-Pol der 2. Zelle Entladung: Ox. LiC66C+Lite Red :Lit-xMOy+xLit xe limOy Redox: Lil-xMOy+xLiC6-> 6C + LiMoy Aufladung: Anwendungsbereiche Handys, Flugzeuge, Elektrorollstühle Leistung:Ladeschlussspannung: 3,6V, Entladeschlussspannung: 2,5V Vorteile: Umweltfreundlich hält Temperaturen von -15°C-40°C aus verträgt Tiefenentladung + Überladung Nachteile: Memory-Effekt (Kapazitätsverlust) hohe Selbstentladung niedrige Spannung: 1,2-1,3V Interkalation-Einlagerung von Molekülen/lonen, Entladung: Ox.: Pb+SO->PbSO4 + 2e² Red: PbO2+ SO42- +4H30*+2e->PbSO4 + 6H₂0 Vorteile: keine Dendriten kein Memory-Effekt sehr leicht Nachteile: ohne die Struktur wesentlich zu verändern Chemie teuer nicht Umweltfreundlich Vorteile: recycelbar einfache Kontrolle & Ladezustands Redox: Pb+PbO₂+ H₂SO4 ->2Pb504 + 2H₂0+ elektrische Energie kurzfristig hohe Stromstäden mögl Ladung: Nachteile: Ox: PbSO4+6H₂0-PbO₂ + SO4₂²² + 4H₂0++ 2€¯ Red PbSO4 +2ePb+504²2- Leistung:2,04V Redox elektr. Energie+H₂O+2PbSO4 ->Pb+PbO₂+H₂SO4 kurze Lebensdauer ((0 Jahre) groß und schwer giftige Bestandteile Anwendungsbereiche Zentrale Notversorgungssysteme für Notfallbeleuchtung, Elektrofahrzeuge, Solarbatterie für Photovoltaikanlagen . Definition: Zerstörung eines Metalls durch elektrochemische Reaktionen mit Sauerstoff oder sauren Lösungen, wird von Lokalelementen, die durch im Metall einge- schlossene edlere Metalle entstehen, beschleunigt Lokalelement kurzgeschlossene galvanische Zelle zwischen zwei Metallen je unedler das Metall, desto anfälliger für Korrosion Säurekorrosion: • Redoxreaktion von H+-lonen der Säure und Metall Protonen der Säure wirken als Oxidationsmittel Ox.: 2nZn²+ +2e= Red. 2H+2eH₂ Redox: Zn+2H*→202*+ H₂ →26²+-lonen reagieren mit Säurerest zu Metallsalz, z. B. ZnCI (Zinkchlorid aus HCl) Sauerstoff korrosion: Umgebungssauerstoff oxidiert Oberfläche des Metalls Ox.: 2Fe →→→2Fe²+ + 4e¯ Red.: 0₂+2H₂0+4e¯¯ →→ 40H KORROSION + 2OH(aq) → Fe(OH)2 (3) Redox: Fe2+ + (aq) reagiert weiter: Fe(OH)2 (3) + O₂(g) Chemie 4 FeO(OH) (s) + 2H₂O Rost Korrosionsschutz: 1 Passivierung: Metall schützt sich selber, indem die Oberfläche mit dem Sauerstoff der Umgebung reagiert und sich eine wenig reaktive Schutzschicht bildet bei Aluminium und Zink: Schicht aus Al₂O3 1200 entsteht, sehr stabil, wirkt wie Schutzschild • Freiheitsstatue grüne Schicht aus Kupfersalzen, schützt vor Korrosion durch H₂0, O₂, Säuren, etc. (Patina) 2. Überzüge aus Nichtmetallen: ·Bsp.: Lackierung von Autos wenig reaktive Schutzschicht für Metalle, die sich nicht passivieren können 3. Überzüge aus Metallen: entwizu schützendes Metall wird mit unedlerem Metall überzogen ↳›unedles Metall wird schnell vom Umgebungssauerstoff oxidiert => Bildung einer stabilen Oxidschicht oder zu schützendes Metall wird mit edlerem Metall (2.B.Cu) überzogen Ledles Metall ist weniger reaktiv =>tendiert nicht dazu, oxidiert zu werden. 4. Kathodischer Korrosionsschutz Bildung eines Lokalelements mit unedlem Metall, unedles Metall wird anstelle des 20 schützenden Metalls abgenutzt => muss erneuert werden, wenn aufgebraucht zu schützendes Metall-Kathode, uned leres Metall-Anode => Opferanode"