Chemie /

Elektrochemie Abi 22

Elektrochemie Abi 22

 Redoxreaktion: Elektronenübertragungsreaktionen
Bsp.
Oxidation (Elektronenabgabe): 21
Reduktion (Elektronenaufnahme): Br₂ + 2e-
Redoxpaar 1

Kommentare (2)

Teilen

Speichern

147

Elektrochemie Abi 22

M

Mia

49 Followers
 

Chemie

 

12/13

Lernzettel

Übersicht zum Thema Elektrochemie

Nichts passendes dabei? Erkunde andere Fachbereiche.

Redoxreaktion: Elektronenübertragungsreaktionen Bsp. Oxidation (Elektronenabgabe): 21 Reduktion (Elektronenaufnahme): Br₂ + 2e- Redoxpaar 1 Redoxreaktion: 2 1 (aq) + Br₂ (aq) sind Galvanische Zellen lodid- lonen Elektronen-Donator Reduktionsmittel Brom-Moleküle sind Elektronen-Akzeptor → Oxidationsmittel - Minuspol (Donator-Halbzelle): Zink wird oxidiert. Zn (s) → Zn²+ (aq) + 2e- -Pluspol (Akzeptor -Halbzelle) : Cu²+-lonen werden reduziert. Cu2+ (aq) + 2e² → Cu (s) In galvanischen Zellen laufen Redoxreaktionen freiwillig räumlich getrennt in zwei Halbzellen ab. Chemische Energie wird in elektrische Energie umgewandelt. Aufbau einer Zink / Kupfer- Zelle: unedlere Elektrode Minuspol → 1₂ + 2e- 2 Br Redoxpaar 2 Die elektrochemische ↓ 1₂ (aq) + 2 Br- (aq) 2e Elektrochemische Spannungsreihe: Spannungsreihe enthält die Standard Elektrodenpotentiale von Redox paauren. Die Werte ermöglichen Vorhersagen über die Lage von Redoxgleichge- wichten. Je niedriger das Standard- Elektrodenpotential ist, desto stärker reduzierend wirkt die reduzierte Form des Redoxpaaures. Je höher das Standard- Elektroden potential ist, desto stärker Oxidierend wirkt die oxidierte Form des Redoxpaares. Diaphragma lonen der unedleren Elektrode in Lösung Zn²+ (aq) Zn²+ (aq) Zn Cu - Ein Diaphragma ermöglicht die für den zwischen den Ladungsausgleich Anode Kathode Elektrolytlösungen Elektronenfluss und lonenwanderung in einer notwendige lonenwanderung' Zink/Kupfer-Zelle - Zelldiagramm: Zn/ Zn²+ // Cu²+ / Cu Anzahl der auf ein lon übertragenen Elektronen Elektroden potential: - An den Elektroden der Hallbzellen ensteht eine elektro- chemische Doppelschicht. Dadurch laden sich die Elektroden auf und bilden Elektroden potentiale UH aus. - Das Elektrodenpotential ist ein Maß für das Redox- verhalten eines Redoxpaares. M 9,059 v Z - Das Standard - Elektrodenpotential ui entspricht der Spannung zwischen einer Standard -Halbzelle und einer Standard Wasserstoff-Halbzelle. Zellspannung berechnen: Die Zellspannung u ist die Potential differenz zwischen den Halbzellen. U = U₁H (Akzeptor -Halbzelle) - UH (Donator - Halbzelle) oxidierte Form lonen der edleren Elektrode...

Mit uns zu mehr Spaß am Lernen

Hilfe bei den Hausaufgaben

Mit dem Fragen-Feature hast du die Möglichkeit, jederzeit Fragen zu stellen und Antworten von anderen Schüler:innen zu erhalten.

Gemeinsam lernen

Mit Knowunity erhältest du Lerninhalte von anderen Schüler:innen auf eine moderne und gewohnte Art und Weise, um bestmöglich zu lernen. Schüler:innen teilen ihr Wissen, tauschen sich aus und helfen sich gegenseitig.

Sicher und geprüft

Ob Zusammenfassungen, Übungen oder Lernzettel - Knowunity kuratiert alle Inhalte und schafft eine sichere Lernumgebung zu der Ihr Kind jederzeit Zugang hat.

App herunterladen

Alternativer Bildtext:

in Lösung Li* (aq) + e Na (aq) + e Mg2+ (aq) + 2 e Zn²+ (aq) + 2 e Fe2+ (aq) + 2 e 2 H+ (aq) + 2 e Cu2+ (aq) + 2 e Cu²+ (aq) so² (aq) Redoxpaar 12 (aq) + 2 e Pluspol 19 reduzierte Form Li (s) Na (s) Mg(s) Zn (s) Fe (s) H₂(g) Cu (s) 21 (aq) = Fe²+ (aq) edlere Elektrode 0,00 0,34 0,62 Fe³+ (aq) + e Ag (aq) + e = Ag (s) 0,77 0,80 1,23 Mn2+ (aq) + 2 H₂0 (1) MnO₂ (s) + 4 H* (aq) + 2 e Cr₂O72 (aq) + 14 H* (aq) + 6 e 2 Cr³+ (aq) + 7 H₂0 (1) 1,33 Cl₂ (g) + 2 e 2 Cl(aq) MnO4 (aq) + 8 H* (aq) + 5 e Mn²+ (aq) + 4H₂0 (1) F₂ (aq) + 2 e 2 F (aq) Standard-Elektrodenpotentiale U einiger Redoxpaare 1,36 1,51 2,85 c (Me²+) mol.e-1 U in V NERNSTsche Gleichung: Elektroden potential Ut ein er Halbzelle hängt von der Elektrolytkonzentration" ab. Für Metallhalbzellen gilt: UH (Me²+ / Me) = U₁1 (Me²+ / Me) + -3,04 -2,71 -2,36 -0,76 -0,44 Oxidationszahlen Die Oxidationszahl gibt die Anzahl der tatsäch- Lichen oder formalen Ladungen eines Atoms an. Bei Redoxreaktionen ändern sich die Oxidationszahlen. Oxidation ist eine Erhöhung, Reduktion eine Erniedrigung der Oxidationszahl. Regeln zur Bestimmung von Oxidationszahlen 1. Elemente: Die Atome elementarer Stoffe haben die Oxidationszahl Null. 2. Verbindungen: Metall-Atome haben positive Oxidationszahlen. Wasserstoff - - Atome haben die Oxidationszahl 1. Ausnahme: Metallhydride: -1 Sauerstoff- Atome Oxidationszahl -11. Ausnahme: Peroxide: -1 Die Summe der Oxidationszahlen ist Null. Galvanische Zelle freiwillig chemisch Energie in elektrische Energie Oxidation: Anode Reduktion: Kathode 3. lonen: Die Summe der Oxidationszahlen stimmt mit der lonenladung überein. Fe³+ Minuspol (Anode) : 2 e Zellspannung: → U = UH (Akzeptor) - U₁ (Donator) Zn(s) Galvanische Zelle (M -Zn²+ (aq) haben die 2 Br (aq) 2 e Graphit Stromfluss vom Minus- → Stromfluss: vom Plus- pol (Anode) zum Pluspol pol (Anode) zum (Kathode) Minuspol (Kathode) Pluspol (Kathode) le VS. Br₂(aq) Fe Minuspol (Kathode) 2e Naci Moch 1 NH3 H₂0 -1 NH Graphit Zn(s) O Cl₂ -11 -11 SO₂ H₂SO4 H₂0₂ No₂₂ IV -11 111 -11 NO₂ A1₂03 elektrische Energie in chemische Energie -1 MgHt₂ Oxidation : Anode Reduktion: Kathode Zn²+ (aq) Elektrolyse erzwungen Zersetzungsspannung Ига Ин (überspannung möglich) Elektrolysezelle + VII -11 MnO 2 Br (aq) 2e™ Graphit wässriger mehrere Stoffe abgeschieden werden. Pluspol (Anode) e™ Br₂(aq) Zersetzungsspannung U₂: Mindestspannung bei ein Elektrolyse, um nennens- werte Mengen an Elektrolyseprodukten zu erhalten. setzt sich aus den Abscheidungspotentialen für Reaktionen an Pluspol und am Minuspol zusammen. - Die Differenz zwischen der Zellspannung des ent- stehenden galvanischen Elements U und der an den jeweiligen Elektroden gemessenen Zersetzungs- spannung wird als Überspannung u* bezeichnet. 'U* = U₂² U -Überspannung tritt oft bei Aboscheidung von Gasen (2.B. H₂; ₂; Cl₂) auf. - Bei Elektrolysen laufen immer die Reaktionen ab, welche die kleinste Zersetzungsspannung erfordern: U₂ = (U₁ (Pluspol) + U* (Pluspol)) - (U₁ (Minuspol) + U* (Minuspol)) Abscheidungspotentiale: Bei der Elektrolyse Lösungen können in der Regel Batterien die Orts- Nicht wieder aufladbare galvanische Zelle unabhängige Geräte mit elektrischer Energie versorgt. Zink / Kohle Batterie - Zinkbecher: Donator; Kohlestab: Akzeptor - Chemische Energie wird in elektrische Energie umge- wandelt. Elektronen: Metallboden (Minuspol) Kohlestab (Pluspol) →→ Metallkappe/ -Minuspol: Oxidation von Zink Zn (s) → Zn²+ (aq) + 2 €² mehrere Reaktionen am Pluspol 1. Reduktion von Braunstein (MnO₂) zu Mangan (111)-oxid- hydroxid & Hydroxid-lonen: iv 2 MnO₂ (s) + 2 H₂O (l) +2e= +++++ 3. Ammoniak reagiert mit Zink-lonen: Zn²+ (aq) + 2 NH3(aq) Alkali/ Mangan - Batterie Weiterentwicklung der Kohle-Batterie Zink / - Minuspol: Paste aus Zink- Pulver - Elektrolyt: Kaliumhydroxid- Lösung Metallkappe (Pluspol) →→→→→ 2 MnOCH (S) + 2 OH¯ (aq) 2. Hydroxid-lonen reagieren mit Ammonium-Ionen zu Ammoniak und Wasser: Nay+ (aq) + OH¯ (aq) →→→→NH₂ (aq) + H₂0(e) Abdeckscheibe Kohlestab [Zn(NH,) In (aq) schwer löslichen 4. Diamminzink-lonen bilden mit Chlorid-lonen einen Niederschlag auf Elektroden: [Zn(NH₂)₂Cl₂ (s) [Zn(NH3), 32* (aq) + 2 Cl(aq) Lo Elektrischer Widerstand wird größer → Leistung sinkt; Zinkbecher kann löchrig werdeh kann auslaufen → Stahlmantel verhindert dies Kathode: Mangan (IV)oxid wird zu Mna₂ (s) + H₂O (l) + è¯ — MnO₂ → Zn(OH)₂ (s) + 2 e Zn (s) + 2 OH- (aq) Diese reagieren mit weiteren OH-Ionen lichen Hydroxyzinkat Zn(OH)₂ (s) + 2OH(aq) →→→→→ Zn [(OH)² (aq) Pappe, mitNH4Cl getränkt (Elektrolyt) Zinkbecher -Kunststoffmantel Metallboden (Minuspol). Elektrolytmasse Metallkappe (Pluspol) Anode: Metallboden (Minuspol) ·Zink wird oxidiert und die Elektronen wandern in den Kontaktnagel Zink-lonen und Hydroxid-lonen reagieren zum schwer löslichen Zinkhydroxid ionendurchlässige Trennschicht Kontaktnagel Zinkpaste tänkt mit kaliumhydroxid-Lösung (Kalibuge) Braunstein-Graphit-Gemisch •Kunststoffmantel -Stahlbecher zum gut lös- Mangan (111) hydroxid reduziert 111 →MnO (OH) (s) + OH" (aq) - Mangan (111) hydroxid wird I MnO(OH) (s) + H₂O (e) + e- →Mn (OH)₂ (aq) + OH (aq) zu Mangan(11) hydroxid reduziert größere Oberfläche chemische Reaktionen laufen schneller ab kann nicht auslaufen höher keine Stromdichte; längere Betriebsdauer Niederschläge auf Elektrodenflächen bei tieferen Temperaturen einsetzbar, da Kaliumhydroxid- Lösung erst bei -60°C erstarrt Beispiel: Elektrolyse einer neutralen Natrium- fluorid-Lösung (pH = 7) der Konzentration 1 mol/e an Platin Lo welche Reaktionen laufen an den Elektroden ab? mögliche Elektrodenreaktionen: Minuspol (Kathode): Na+ (aq) + e 2 H₂O (2)+2e- Na (s) H₂(g) +2 OH(aq) Pluspol (Anode): F₂ (g) + 2e- 2 (aq) H₂0 (2) - O₂(g) + 4H+ (aq) + 4e¯ Bildung von H₂ (Minuspol) & 0₂ (Pluspol): überspannungen u* (H₂) - 0,23 V u* (0₂) = 0,85 V mögliche Abscheidungspotentiale am Minuspol: Nat (aq) / Na (s) : U₁² = -2,71 V H,O (e) / Hg (g) (pH=7): U₁ = UH (H₂₂) + U* (H₂) = -0,41 V + (-0,23 V) 04 V → Am Minuspol werden die Teilchen mit dem größten Abscheidungspotential reduziert. → Dementsprechend wird im Beispiel Wasser zu gasförmigem Wasserstoff reduziert. Zink/Luft- Batterie - Luftsauerstoff als Oxidationsmittel ин Ин mögliche Abscheidungspotentiale am Pluspol: F₂ (g) / F¯ (aq): U = 2,85 V 0₂ (9) / H₂O (l): UH = UH (0₂) + U* (02₂) = 0,82 V + 0,85 V = 1,67 V → Am Pluspol werden die Teilchen mit dem kleinsten Abscheidungspotential oxidiert. - Minuspol: Zink-Pulver 22n (s)-2 Zn²+ (aq) + 4e² -Elektrolyt:Kaliumhydroxid- Lösung 4 mikroporose hydro- phobe Teflon- Schicht verhindert Austritt → Dementsprechend wird im Beispiel Wasser zu gasförmigem Sauerstoff Oxidiert Zink- anode U₁= -2,71V U₁ = -0,41 V (pH=7) = 2,85 V 0,82 V (pH=7) können kurzfristig hohe Ströme liefern ZnZn²+ 2e Bettrode Elektrolyt und Separator Gasdiffusions (Zn2+ Separator (OH) O₂ + 2 H₂O 4e 4 OH - Pluspol : luftdurchlässige, mehrschichtige Gaselektrode (0₂.10 O₂ (g) + 2H₂0 (2) + 4e¯→→→→→→ 4 OH- (aq) auf diese Schicht folgen ein elektrisch leitendes Graphit /Teflon-Gemisch und ein Katalysator - Zink-lonen reagieren mit Hydroxid-lonen zu Tetrahydroxozinkat-lonen Zn2+ (aq) + 4 OH- (aq) [Zn(OH)]²- Minuspol Pluspol Kaliumhydroxid- Lösung/Zinkpulver Lufteintritt Luft (Sauerstoff) Schnitt durch eine Zink/Luft-Knopfzelle Katalysator- schicht Graphit/ Teflon- Gemisch poröse Teflon-Schicht Lithium-Batterie Minuspol Lithium Pluspol Aufbau einer Li/MnO2-Knopfzelle Separator, getränkt mit Elektrolyt Kunststoff- dichtring Mangan(IV)-oxid/ Kohlenstoff-Gemisch Entladen Minuspol: Pb (s) + SO4²- (aq) (Oxidation) Aufladen Minuspol: PbSO4 (s) + 2€¯ (Reduktion) Lithium hat von allen Metallen das niedrigste Elek- troden potential und die kleinste Dichte + super geeignet als Elektrodenmaterial für den Minuspol Li+ + e O Li (s) Lithium reagiert mit Wasser nicht wässrige Elektrolyte I am weitesten verbreitet: Braunstein / Kohlenstoff - Gemisch Lithium-Ionen am Pluspol → Mangandioxid wird reduziert werden ins Mangan(IV)-oxid-Gitter eingelagert Li + e + LiMnO₂ (s) Akkumulatoren - galvanische zellen, deren Zellreaktionen umkehrbar sind nach der Entladung lassen sie sich wieder aufladen - Um die Spannung zu erhöhen, werden mehrere Akkumulatoren hintereinander geschaltet. Blei- Akkumulator PbSO4 (s) + 2e- IV 11 Pluspol: PbO₂ (s) + 4 H* (aq) + SO4²- (aq) + 2e² →→→→ PbSO4 (s) + 2 H₂O (l) (Reduktion) -Blei-lonen bilden mit Sulfat-lonen einen schwerlöslichen Niederschlag Pluspol: PbSO4 (s) + 2 H₂O (l)- (Oxidation) IV MnO₂ (s) O Cd + 2 NiO (OH) (s) + 2 H₂O (l): entladen laden 2- Pb (s) + SO4²- (aq) Nickel/Cadmium-Akkumulator im geladenen Zustand - Minuspol: Platten, die mit fein verteiltem Cadmium beladen sind IV 2- → PbQ₂ (s) + 4 H* (aq) + SO4²- (aq) + 2e- - Pluspol: Platten, die mit Nickel (111)-Oxidhydroxid beladen sind - Elektrolyt: 20% - Kaliumhydroxid-Lösung - Spannung: : ca. 1,3 V 11 11 Cd (OH)₂ (s) + 2 NiO(OH)₂ (s) Nickel / Metallhydrid - Akku -umweltfreundlicher Wasserstoff / Sauerstoff-Brennstoffzelle Minuspol: 2H₂ + 4 OH- →→ 4H₂O + 4 e² UH = -0,83 V Pluspol: 0₂ + 2H₂₁₂0 + 4e чон Ин = 0,¢ V Gesamtreaktion: 2H₂ (g) + O₂(g) → 2H₂O (2) UH = 1,23 V - Spannung: 1,2 V Metall-H (s) + Brennstoffzellen Galvanische Zelle, bei der die Reaktionspartner der Brennstoff und das Oxidationsmittel - kontinuierlich von außen zugeführt werden -Die bei der Redoxreaktion freiwerdende Energie wird unmittelbar in elektrische Energie umgewandelt. -Solange Brennstoff zugeführt wird, kann elektrischer Strom erzeugt werden. - umweltfreundlich; hoher Wirkungsgrad H₂ Anode e Motor Minuspol NiO (OH) palladinierte Nickel-Netzelektrode Separator Wasserstoff/Sauerstoff-Brennstoffzelle -Pluspol: selbe Reaktion wie Nickel/Cadmium - Akku - Minuspol: Metallegierungen können atomouren Wasserstoff im Metall-Gitter speichern Lo beim Entladen wird der Wasserstoff freigesetzt und oxidiert entladen laden Kathode Scheider 2e Laden und Entladen eines Blei-Akkumulators positiver Plattensatz 0₂ PbPb2+ Kalilauge -kostengünstig - geringe Selbstentladung lange Lebensdauer Langzeitanwendungen: bis zu 10 Jahre - Trägergitter Aufbau einer Starterbatterie PbSO4 positive Platte Spaltung von H₂O in Atome & dainn in Protonen und Elektronen bei Temperaturen bis -40°C einsetzbar 1 Metall + Ni (OH)₂ (s) negativer Plattensatz negative Platte Nickel/Cadmium-Akkumulator SO2- So Wasserstoff (ange- feuchtet) ist in Poren H₂ Platin (Katalysator) 2 H₂O + Pb2+ 4 H+ PbSO4 B 8 Motor Sicherheitsventil Pluspol Beschichtung. gasdurchlässiges Elektrodenmaterial Bau und Funktion einer PEM-Brennstoffzelle 2e™ elektrischer Leiter ∞ -0₂ Pluspol isolierende PVC-Scheibe PbO₂ Minuspol Nickel / Metallhydrid - Akku Luft- Sauerstoff PEM-Brennstoffzelle Proton-Exchange - Membrane - Brennstoffzelle → mobiles Akkuladegerät; Antrieb von Kraftfahrzeugen Minuspol: 2H₂ (g) 4 H* (aq) + 4e (Elektronen fließen über elektrischen Leiter zum Pluspol) Pluspol: 0₂ (g) + 4e²= + 4H+ (aq) → 2H₂O (9) (Protonen werden an Membran von Wasser - Molekülen aufge- nommen und als H₂0* -lonen an Pluspol transportiert) H₂O dampf Wasser- positive Elektrode: Nickel(III)oxid- hydroxid negative Elektrode: Legierung mit Metallhydrid Separator Protonenaus- →Seperator: verhindert, tauschmembran dass sich H₂ und 0₂ mischen Lo weitere Funktion: Elektrolyt Eloxalverfahren Elektrolytische Oxidation von Aluminium Aluminium oxidiert an der Luft →→ 5nm bis 10 nm dicke Oxidschicht (durchsichtig) Lo Aluminium (unedel) reagiert nicht es ist passiviert : - Saure & alkalische Lösungen können Schutzfilm zerstören → vollständige Oxidation von Aluminium Lo Verstärkung der Oxidschicht: Eloxal-Verfahren Anode: der zu eloxierende Gegenstand Kathode: Blei oder Aluminium Elektrolyt: verdünnte Schwefelsäure - gleichmäßige Schicht durch gleiche Stromdichte überall - Anode (Werkstück) wird zwischen 2 Kathoden positioniert Kathode: Bildung von Wasserstoff Anode: Abgabe von Elektronen → A1³+ - lonen → diffun- dieren durch feine Poren an Oberfläche der Aluminiumoxid-Schicht bilden dort mehr Aluminiumoxid 2 A13+ (aq) + зн20 се). - es entstehen dicht nebeneinander liegende Poren Weiterverarbeitung: - In die Poren der Aluminiumoxid-Schicht lassen sich Farbstoffe einlagern. •nach der Färbung. Behandlung mit heißem Wasser oder Wasserdampf - Bildung von Aluminiumhydroxid- Gel, Poren schließen -Schutzschicht ist besonders widerstandsfähig & kaum angreifbar durch aggressive Chemikalieh →→→→ Al₂O₂ (s) + 6 H* (ag) REM-Aufnahme einer nicht verdichteten Eloxalschicht + Schwefelsäure Eloxal-Verfahren dünne Oxidschicht Aluminium Anode (Aluminium- Werkstück) Wasserstoff Kathode (Al) Aluminium

Chemie /

Elektrochemie Abi 22

Elektrochemie Abi 22

M

Mia

49 Followers
 

Chemie

 

12/13

Lernzettel

Elektrochemie Abi 22

Dieser Inhalt ist nur in der Knowunity App verfügbar.

 Redoxreaktion: Elektronenübertragungsreaktionen
Bsp.
Oxidation (Elektronenabgabe): 21
Reduktion (Elektronenaufnahme): Br₂ + 2e-
Redoxpaar 1

App öffnen

Teilen

Speichern

147

Kommentare (2)

F

Vielen Dank, wirklich hilfreich für mich, da wir gerade genau das Thema in der Schule haben 😁

Übersicht zum Thema Elektrochemie

Ähnliche Knows

Elektrochemie / elektrische Energiequellen

Know Elektrochemie / elektrische Energiequellen thumbnail

104

 

11/12

6

chemie: redoxreaktion und elektrochemie

Know chemie: redoxreaktion und elektrochemie thumbnail

36

 

12/13

Elektrolyse

Know Elektrolyse  thumbnail

93

 

11/12/10

1

Zink-Kohle-Batterie

Know Zink-Kohle-Batterie thumbnail

31

 

11

Mehr

Redoxreaktion: Elektronenübertragungsreaktionen Bsp. Oxidation (Elektronenabgabe): 21 Reduktion (Elektronenaufnahme): Br₂ + 2e- Redoxpaar 1 Redoxreaktion: 2 1 (aq) + Br₂ (aq) sind Galvanische Zellen lodid- lonen Elektronen-Donator Reduktionsmittel Brom-Moleküle sind Elektronen-Akzeptor → Oxidationsmittel - Minuspol (Donator-Halbzelle): Zink wird oxidiert. Zn (s) → Zn²+ (aq) + 2e- -Pluspol (Akzeptor -Halbzelle) : Cu²+-lonen werden reduziert. Cu2+ (aq) + 2e² → Cu (s) In galvanischen Zellen laufen Redoxreaktionen freiwillig räumlich getrennt in zwei Halbzellen ab. Chemische Energie wird in elektrische Energie umgewandelt. Aufbau einer Zink / Kupfer- Zelle: unedlere Elektrode Minuspol → 1₂ + 2e- 2 Br Redoxpaar 2 Die elektrochemische ↓ 1₂ (aq) + 2 Br- (aq) 2e Elektrochemische Spannungsreihe: Spannungsreihe enthält die Standard Elektrodenpotentiale von Redox paauren. Die Werte ermöglichen Vorhersagen über die Lage von Redoxgleichge- wichten. Je niedriger das Standard- Elektrodenpotential ist, desto stärker reduzierend wirkt die reduzierte Form des Redoxpaaures. Je höher das Standard- Elektroden potential ist, desto stärker Oxidierend wirkt die oxidierte Form des Redoxpaares. Diaphragma lonen der unedleren Elektrode in Lösung Zn²+ (aq) Zn²+ (aq) Zn Cu - Ein Diaphragma ermöglicht die für den zwischen den Ladungsausgleich Anode Kathode Elektrolytlösungen Elektronenfluss und lonenwanderung in einer notwendige lonenwanderung' Zink/Kupfer-Zelle - Zelldiagramm: Zn/ Zn²+ // Cu²+ / Cu Anzahl der auf ein lon übertragenen Elektronen Elektroden potential: - An den Elektroden der Hallbzellen ensteht eine elektro- chemische Doppelschicht. Dadurch laden sich die Elektroden auf und bilden Elektroden potentiale UH aus. - Das Elektrodenpotential ist ein Maß für das Redox- verhalten eines Redoxpaares. M 9,059 v Z - Das Standard - Elektrodenpotential ui entspricht der Spannung zwischen einer Standard -Halbzelle und einer Standard Wasserstoff-Halbzelle. Zellspannung berechnen: Die Zellspannung u ist die Potential differenz zwischen den Halbzellen. U = U₁H (Akzeptor -Halbzelle) - UH (Donator - Halbzelle) oxidierte Form lonen der edleren Elektrode...

Nichts passendes dabei? Erkunde andere Fachbereiche.

Mit uns zu mehr Spaß am Lernen

Hilfe bei den Hausaufgaben

Mit dem Fragen-Feature hast du die Möglichkeit, jederzeit Fragen zu stellen und Antworten von anderen Schüler:innen zu erhalten.

Gemeinsam lernen

Mit Knowunity erhältest du Lerninhalte von anderen Schüler:innen auf eine moderne und gewohnte Art und Weise, um bestmöglich zu lernen. Schüler:innen teilen ihr Wissen, tauschen sich aus und helfen sich gegenseitig.

Sicher und geprüft

Ob Zusammenfassungen, Übungen oder Lernzettel - Knowunity kuratiert alle Inhalte und schafft eine sichere Lernumgebung zu der Ihr Kind jederzeit Zugang hat.

App herunterladen

Knowunity

Schule. Endlich Einfach.

App öffnen

Alternativer Bildtext:

in Lösung Li* (aq) + e Na (aq) + e Mg2+ (aq) + 2 e Zn²+ (aq) + 2 e Fe2+ (aq) + 2 e 2 H+ (aq) + 2 e Cu2+ (aq) + 2 e Cu²+ (aq) so² (aq) Redoxpaar 12 (aq) + 2 e Pluspol 19 reduzierte Form Li (s) Na (s) Mg(s) Zn (s) Fe (s) H₂(g) Cu (s) 21 (aq) = Fe²+ (aq) edlere Elektrode 0,00 0,34 0,62 Fe³+ (aq) + e Ag (aq) + e = Ag (s) 0,77 0,80 1,23 Mn2+ (aq) + 2 H₂0 (1) MnO₂ (s) + 4 H* (aq) + 2 e Cr₂O72 (aq) + 14 H* (aq) + 6 e 2 Cr³+ (aq) + 7 H₂0 (1) 1,33 Cl₂ (g) + 2 e 2 Cl(aq) MnO4 (aq) + 8 H* (aq) + 5 e Mn²+ (aq) + 4H₂0 (1) F₂ (aq) + 2 e 2 F (aq) Standard-Elektrodenpotentiale U einiger Redoxpaare 1,36 1,51 2,85 c (Me²+) mol.e-1 U in V NERNSTsche Gleichung: Elektroden potential Ut ein er Halbzelle hängt von der Elektrolytkonzentration" ab. Für Metallhalbzellen gilt: UH (Me²+ / Me) = U₁1 (Me²+ / Me) + -3,04 -2,71 -2,36 -0,76 -0,44 Oxidationszahlen Die Oxidationszahl gibt die Anzahl der tatsäch- Lichen oder formalen Ladungen eines Atoms an. Bei Redoxreaktionen ändern sich die Oxidationszahlen. Oxidation ist eine Erhöhung, Reduktion eine Erniedrigung der Oxidationszahl. Regeln zur Bestimmung von Oxidationszahlen 1. Elemente: Die Atome elementarer Stoffe haben die Oxidationszahl Null. 2. Verbindungen: Metall-Atome haben positive Oxidationszahlen. Wasserstoff - - Atome haben die Oxidationszahl 1. Ausnahme: Metallhydride: -1 Sauerstoff- Atome Oxidationszahl -11. Ausnahme: Peroxide: -1 Die Summe der Oxidationszahlen ist Null. Galvanische Zelle freiwillig chemisch Energie in elektrische Energie Oxidation: Anode Reduktion: Kathode 3. lonen: Die Summe der Oxidationszahlen stimmt mit der lonenladung überein. Fe³+ Minuspol (Anode) : 2 e Zellspannung: → U = UH (Akzeptor) - U₁ (Donator) Zn(s) Galvanische Zelle (M -Zn²+ (aq) haben die 2 Br (aq) 2 e Graphit Stromfluss vom Minus- → Stromfluss: vom Plus- pol (Anode) zum Pluspol pol (Anode) zum (Kathode) Minuspol (Kathode) Pluspol (Kathode) le VS. Br₂(aq) Fe Minuspol (Kathode) 2e Naci Moch 1 NH3 H₂0 -1 NH Graphit Zn(s) O Cl₂ -11 -11 SO₂ H₂SO4 H₂0₂ No₂₂ IV -11 111 -11 NO₂ A1₂03 elektrische Energie in chemische Energie -1 MgHt₂ Oxidation : Anode Reduktion: Kathode Zn²+ (aq) Elektrolyse erzwungen Zersetzungsspannung Ига Ин (überspannung möglich) Elektrolysezelle + VII -11 MnO 2 Br (aq) 2e™ Graphit wässriger mehrere Stoffe abgeschieden werden. Pluspol (Anode) e™ Br₂(aq) Zersetzungsspannung U₂: Mindestspannung bei ein Elektrolyse, um nennens- werte Mengen an Elektrolyseprodukten zu erhalten. setzt sich aus den Abscheidungspotentialen für Reaktionen an Pluspol und am Minuspol zusammen. - Die Differenz zwischen der Zellspannung des ent- stehenden galvanischen Elements U und der an den jeweiligen Elektroden gemessenen Zersetzungs- spannung wird als Überspannung u* bezeichnet. 'U* = U₂² U -Überspannung tritt oft bei Aboscheidung von Gasen (2.B. H₂; ₂; Cl₂) auf. - Bei Elektrolysen laufen immer die Reaktionen ab, welche die kleinste Zersetzungsspannung erfordern: U₂ = (U₁ (Pluspol) + U* (Pluspol)) - (U₁ (Minuspol) + U* (Minuspol)) Abscheidungspotentiale: Bei der Elektrolyse Lösungen können in der Regel Batterien die Orts- Nicht wieder aufladbare galvanische Zelle unabhängige Geräte mit elektrischer Energie versorgt. Zink / Kohle Batterie - Zinkbecher: Donator; Kohlestab: Akzeptor - Chemische Energie wird in elektrische Energie umge- wandelt. Elektronen: Metallboden (Minuspol) Kohlestab (Pluspol) →→ Metallkappe/ -Minuspol: Oxidation von Zink Zn (s) → Zn²+ (aq) + 2 €² mehrere Reaktionen am Pluspol 1. Reduktion von Braunstein (MnO₂) zu Mangan (111)-oxid- hydroxid & Hydroxid-lonen: iv 2 MnO₂ (s) + 2 H₂O (l) +2e= +++++ 3. Ammoniak reagiert mit Zink-lonen: Zn²+ (aq) + 2 NH3(aq) Alkali/ Mangan - Batterie Weiterentwicklung der Kohle-Batterie Zink / - Minuspol: Paste aus Zink- Pulver - Elektrolyt: Kaliumhydroxid- Lösung Metallkappe (Pluspol) →→→→→ 2 MnOCH (S) + 2 OH¯ (aq) 2. Hydroxid-lonen reagieren mit Ammonium-Ionen zu Ammoniak und Wasser: Nay+ (aq) + OH¯ (aq) →→→→NH₂ (aq) + H₂0(e) Abdeckscheibe Kohlestab [Zn(NH,) In (aq) schwer löslichen 4. Diamminzink-lonen bilden mit Chlorid-lonen einen Niederschlag auf Elektroden: [Zn(NH₂)₂Cl₂ (s) [Zn(NH3), 32* (aq) + 2 Cl(aq) Lo Elektrischer Widerstand wird größer → Leistung sinkt; Zinkbecher kann löchrig werdeh kann auslaufen → Stahlmantel verhindert dies Kathode: Mangan (IV)oxid wird zu Mna₂ (s) + H₂O (l) + è¯ — MnO₂ → Zn(OH)₂ (s) + 2 e Zn (s) + 2 OH- (aq) Diese reagieren mit weiteren OH-Ionen lichen Hydroxyzinkat Zn(OH)₂ (s) + 2OH(aq) →→→→→ Zn [(OH)² (aq) Pappe, mitNH4Cl getränkt (Elektrolyt) Zinkbecher -Kunststoffmantel Metallboden (Minuspol). Elektrolytmasse Metallkappe (Pluspol) Anode: Metallboden (Minuspol) ·Zink wird oxidiert und die Elektronen wandern in den Kontaktnagel Zink-lonen und Hydroxid-lonen reagieren zum schwer löslichen Zinkhydroxid ionendurchlässige Trennschicht Kontaktnagel Zinkpaste tänkt mit kaliumhydroxid-Lösung (Kalibuge) Braunstein-Graphit-Gemisch •Kunststoffmantel -Stahlbecher zum gut lös- Mangan (111) hydroxid reduziert 111 →MnO (OH) (s) + OH" (aq) - Mangan (111) hydroxid wird I MnO(OH) (s) + H₂O (e) + e- →Mn (OH)₂ (aq) + OH (aq) zu Mangan(11) hydroxid reduziert größere Oberfläche chemische Reaktionen laufen schneller ab kann nicht auslaufen höher keine Stromdichte; längere Betriebsdauer Niederschläge auf Elektrodenflächen bei tieferen Temperaturen einsetzbar, da Kaliumhydroxid- Lösung erst bei -60°C erstarrt Beispiel: Elektrolyse einer neutralen Natrium- fluorid-Lösung (pH = 7) der Konzentration 1 mol/e an Platin Lo welche Reaktionen laufen an den Elektroden ab? mögliche Elektrodenreaktionen: Minuspol (Kathode): Na+ (aq) + e 2 H₂O (2)+2e- Na (s) H₂(g) +2 OH(aq) Pluspol (Anode): F₂ (g) + 2e- 2 (aq) H₂0 (2) - O₂(g) + 4H+ (aq) + 4e¯ Bildung von H₂ (Minuspol) & 0₂ (Pluspol): überspannungen u* (H₂) - 0,23 V u* (0₂) = 0,85 V mögliche Abscheidungspotentiale am Minuspol: Nat (aq) / Na (s) : U₁² = -2,71 V H,O (e) / Hg (g) (pH=7): U₁ = UH (H₂₂) + U* (H₂) = -0,41 V + (-0,23 V) 04 V → Am Minuspol werden die Teilchen mit dem größten Abscheidungspotential reduziert. → Dementsprechend wird im Beispiel Wasser zu gasförmigem Wasserstoff reduziert. Zink/Luft- Batterie - Luftsauerstoff als Oxidationsmittel ин Ин mögliche Abscheidungspotentiale am Pluspol: F₂ (g) / F¯ (aq): U = 2,85 V 0₂ (9) / H₂O (l): UH = UH (0₂) + U* (02₂) = 0,82 V + 0,85 V = 1,67 V → Am Pluspol werden die Teilchen mit dem kleinsten Abscheidungspotential oxidiert. - Minuspol: Zink-Pulver 22n (s)-2 Zn²+ (aq) + 4e² -Elektrolyt:Kaliumhydroxid- Lösung 4 mikroporose hydro- phobe Teflon- Schicht verhindert Austritt → Dementsprechend wird im Beispiel Wasser zu gasförmigem Sauerstoff Oxidiert Zink- anode U₁= -2,71V U₁ = -0,41 V (pH=7) = 2,85 V 0,82 V (pH=7) können kurzfristig hohe Ströme liefern ZnZn²+ 2e Bettrode Elektrolyt und Separator Gasdiffusions (Zn2+ Separator (OH) O₂ + 2 H₂O 4e 4 OH - Pluspol : luftdurchlässige, mehrschichtige Gaselektrode (0₂.10 O₂ (g) + 2H₂0 (2) + 4e¯→→→→→→ 4 OH- (aq) auf diese Schicht folgen ein elektrisch leitendes Graphit /Teflon-Gemisch und ein Katalysator - Zink-lonen reagieren mit Hydroxid-lonen zu Tetrahydroxozinkat-lonen Zn2+ (aq) + 4 OH- (aq) [Zn(OH)]²- Minuspol Pluspol Kaliumhydroxid- Lösung/Zinkpulver Lufteintritt Luft (Sauerstoff) Schnitt durch eine Zink/Luft-Knopfzelle Katalysator- schicht Graphit/ Teflon- Gemisch poröse Teflon-Schicht Lithium-Batterie Minuspol Lithium Pluspol Aufbau einer Li/MnO2-Knopfzelle Separator, getränkt mit Elektrolyt Kunststoff- dichtring Mangan(IV)-oxid/ Kohlenstoff-Gemisch Entladen Minuspol: Pb (s) + SO4²- (aq) (Oxidation) Aufladen Minuspol: PbSO4 (s) + 2€¯ (Reduktion) Lithium hat von allen Metallen das niedrigste Elek- troden potential und die kleinste Dichte + super geeignet als Elektrodenmaterial für den Minuspol Li+ + e O Li (s) Lithium reagiert mit Wasser nicht wässrige Elektrolyte I am weitesten verbreitet: Braunstein / Kohlenstoff - Gemisch Lithium-Ionen am Pluspol → Mangandioxid wird reduziert werden ins Mangan(IV)-oxid-Gitter eingelagert Li + e + LiMnO₂ (s) Akkumulatoren - galvanische zellen, deren Zellreaktionen umkehrbar sind nach der Entladung lassen sie sich wieder aufladen - Um die Spannung zu erhöhen, werden mehrere Akkumulatoren hintereinander geschaltet. Blei- Akkumulator PbSO4 (s) + 2e- IV 11 Pluspol: PbO₂ (s) + 4 H* (aq) + SO4²- (aq) + 2e² →→→→ PbSO4 (s) + 2 H₂O (l) (Reduktion) -Blei-lonen bilden mit Sulfat-lonen einen schwerlöslichen Niederschlag Pluspol: PbSO4 (s) + 2 H₂O (l)- (Oxidation) IV MnO₂ (s) O Cd + 2 NiO (OH) (s) + 2 H₂O (l): entladen laden 2- Pb (s) + SO4²- (aq) Nickel/Cadmium-Akkumulator im geladenen Zustand - Minuspol: Platten, die mit fein verteiltem Cadmium beladen sind IV 2- → PbQ₂ (s) + 4 H* (aq) + SO4²- (aq) + 2e- - Pluspol: Platten, die mit Nickel (111)-Oxidhydroxid beladen sind - Elektrolyt: 20% - Kaliumhydroxid-Lösung - Spannung: : ca. 1,3 V 11 11 Cd (OH)₂ (s) + 2 NiO(OH)₂ (s) Nickel / Metallhydrid - Akku -umweltfreundlicher Wasserstoff / Sauerstoff-Brennstoffzelle Minuspol: 2H₂ + 4 OH- →→ 4H₂O + 4 e² UH = -0,83 V Pluspol: 0₂ + 2H₂₁₂0 + 4e чон Ин = 0,¢ V Gesamtreaktion: 2H₂ (g) + O₂(g) → 2H₂O (2) UH = 1,23 V - Spannung: 1,2 V Metall-H (s) + Brennstoffzellen Galvanische Zelle, bei der die Reaktionspartner der Brennstoff und das Oxidationsmittel - kontinuierlich von außen zugeführt werden -Die bei der Redoxreaktion freiwerdende Energie wird unmittelbar in elektrische Energie umgewandelt. -Solange Brennstoff zugeführt wird, kann elektrischer Strom erzeugt werden. - umweltfreundlich; hoher Wirkungsgrad H₂ Anode e Motor Minuspol NiO (OH) palladinierte Nickel-Netzelektrode Separator Wasserstoff/Sauerstoff-Brennstoffzelle -Pluspol: selbe Reaktion wie Nickel/Cadmium - Akku - Minuspol: Metallegierungen können atomouren Wasserstoff im Metall-Gitter speichern Lo beim Entladen wird der Wasserstoff freigesetzt und oxidiert entladen laden Kathode Scheider 2e Laden und Entladen eines Blei-Akkumulators positiver Plattensatz 0₂ PbPb2+ Kalilauge -kostengünstig - geringe Selbstentladung lange Lebensdauer Langzeitanwendungen: bis zu 10 Jahre - Trägergitter Aufbau einer Starterbatterie PbSO4 positive Platte Spaltung von H₂O in Atome & dainn in Protonen und Elektronen bei Temperaturen bis -40°C einsetzbar 1 Metall + Ni (OH)₂ (s) negativer Plattensatz negative Platte Nickel/Cadmium-Akkumulator SO2- So Wasserstoff (ange- feuchtet) ist in Poren H₂ Platin (Katalysator) 2 H₂O + Pb2+ 4 H+ PbSO4 B 8 Motor Sicherheitsventil Pluspol Beschichtung. gasdurchlässiges Elektrodenmaterial Bau und Funktion einer PEM-Brennstoffzelle 2e™ elektrischer Leiter ∞ -0₂ Pluspol isolierende PVC-Scheibe PbO₂ Minuspol Nickel / Metallhydrid - Akku Luft- Sauerstoff PEM-Brennstoffzelle Proton-Exchange - Membrane - Brennstoffzelle → mobiles Akkuladegerät; Antrieb von Kraftfahrzeugen Minuspol: 2H₂ (g) 4 H* (aq) + 4e (Elektronen fließen über elektrischen Leiter zum Pluspol) Pluspol: 0₂ (g) + 4e²= + 4H+ (aq) → 2H₂O (9) (Protonen werden an Membran von Wasser - Molekülen aufge- nommen und als H₂0* -lonen an Pluspol transportiert) H₂O dampf Wasser- positive Elektrode: Nickel(III)oxid- hydroxid negative Elektrode: Legierung mit Metallhydrid Separator Protonenaus- →Seperator: verhindert, tauschmembran dass sich H₂ und 0₂ mischen Lo weitere Funktion: Elektrolyt Eloxalverfahren Elektrolytische Oxidation von Aluminium Aluminium oxidiert an der Luft →→ 5nm bis 10 nm dicke Oxidschicht (durchsichtig) Lo Aluminium (unedel) reagiert nicht es ist passiviert : - Saure & alkalische Lösungen können Schutzfilm zerstören → vollständige Oxidation von Aluminium Lo Verstärkung der Oxidschicht: Eloxal-Verfahren Anode: der zu eloxierende Gegenstand Kathode: Blei oder Aluminium Elektrolyt: verdünnte Schwefelsäure - gleichmäßige Schicht durch gleiche Stromdichte überall - Anode (Werkstück) wird zwischen 2 Kathoden positioniert Kathode: Bildung von Wasserstoff Anode: Abgabe von Elektronen → A1³+ - lonen → diffun- dieren durch feine Poren an Oberfläche der Aluminiumoxid-Schicht bilden dort mehr Aluminiumoxid 2 A13+ (aq) + зн20 се). - es entstehen dicht nebeneinander liegende Poren Weiterverarbeitung: - In die Poren der Aluminiumoxid-Schicht lassen sich Farbstoffe einlagern. •nach der Färbung. Behandlung mit heißem Wasser oder Wasserdampf - Bildung von Aluminiumhydroxid- Gel, Poren schließen -Schutzschicht ist besonders widerstandsfähig & kaum angreifbar durch aggressive Chemikalieh →→→→ Al₂O₂ (s) + 6 H* (ag) REM-Aufnahme einer nicht verdichteten Eloxalschicht + Schwefelsäure Eloxal-Verfahren dünne Oxidschicht Aluminium Anode (Aluminium- Werkstück) Wasserstoff Kathode (Al) Aluminium