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3.9.2021
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redoxreaktionen Reduktion: Oxidation: Redoxreaktion: Elektronen donatoren: Elektronenakzeptoren: Reduktionsmittel (Red): Oxidationsmittel (Ox): Redoxpaare: Allgemeine Redoxgleichung Reduktion Ox₁ +2e= -> Red Oxidation Red₂> Ox₂ + ze Redoxreak Ox₁ + Red₂ Red₁ + 0x₂ (Redoxpaare Ox/Rech und Ox₂/Redz Je uneder ein Metall ist, desto mehr tendieren die Atome dazu Elektronen abzu- geben redoxreihe dermetalle Ordnung der Metalle nach ihrem edlen Charakter. Damit ein Metall aus seiner Salzlösung abgeschieden werden kann, muss es mit einem unedleren Metall kombiniert werden. Atome unedler Metalle geben leicht Elektronen ab, sie werden von verdünnten Säuren unter Wasserstoff entwicklung zu den entsprechenden Metall- Kationen oxidiert. Edelmetalle lassen sich nur schwer oxidieren Aufnahme von Elektronen Abgabe von Elektronen Elektronen übertragungs reaktion Teilchen, die Elektronen abgeben Teilchen, die Elektronen aufnehmen Stoff, dessen Teilchen Elektronen abgeben Stoff, dessen Teilchen Elektronen aufnehmen Teilchenpaare, die durch Elektronen übertragung ineinander überführt werden - (₁+ LI Mg Al Tendenz zur Elektronenabgabe unedel elektrische energiequellen Mg²+ A1³+ galvanische zellen Kennzeichen: 2n Fe N₁ ze Red Sn Elektrolyt: Stoffe oder Mischungen, die lonen enthalten Elektrode: Elektronenleiter in Kontakt mit Elektrolyten Pb Zn²+ Fe³+ N₁ ²+ Sn²+ Pb²+ elektrochemische Quellen, die chemische in elektrische Energie wandeln Reduktion und Oxidation laufen freiwillig räumlich getrennt in zwei Halbzellen ab. Bestandteile: Elektroden und Elektrolyte H₂ Cu An den Elektroden einer galvanischen Zelle kann eine Spannung gemessen werden → Bei Anschluss eines Energie Wandlers an die Zelle fließt ein elektrischer Strom und an den Elektroden werden Stoffe umgesetzt → Ziel: chemische Energie in elektrische Energie umwandeln (Umkehrung Elektrolyse) Tendenz zur Elektronen aufnahme H+ (z ist die Zahl der ausgetauschten Elektronen) Ag Hg Cu²+ Ag+ Hg²+ Au³+ Redoxpaar mit negativerem Potential Au Anode O (Oxidation) 0000€ Elektrolyt edel je...
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edler ein metall ist, desto mehr tendieren die Metallionen dazu, Elektronen aufzunehmen Redoxpaar mit positiverem Potential Kathode Elektrodengleichgewichte: An der Elektroden Oberfläche bildet sich ein Gleichgewicht zwischen reduzierter und oxidierter Form des Redoxpaares aus: Ox + (Reduktion) Daniell-Zelle: Minuspol Zn²+ 2n²+ 2n²+ სს b b 199 é !! 90 c Tone leter Zn²+ 2n ²+ Zn²+ CU 24 Znso Lösung Donatorhalbzelle (Minuspol): Zn/Zn Zink wird bei Stromfluss oxidiert. 2n(s) 2n²+ (aq) +2e= (Elektronenüberschuss) → unedleres Metall 22 ს ს Pluspol Cu²+ Cu²+ CuSO-Lösung Akzeotorhalbzelle (Pluspol): Cu²/Cu, Cu wird bei Stromfluss reduziert. Cu²+ (aq) +2e-> Cu (s) (Elektrodenmangel) → edleres Metall Beide Halbzellen sind über einen lonen leiter miteinander verbunden, der die für den Ladungs ausgleich nötige lonen wanderung ermöglicht. Zelldiagramm Zn (s) | Zn²+ (aq) Cu²+ (aq) | Cu(s) Oxidation Reduktion Zellspannung etwa 1,1V Je unedler das Metall ist, desto kleiner ist das Standard elektronen- potenzial und desto eher liegt es in der oxidierten Form vor und desto eher agiert es als Donator Je edler das Metall ist, desto größer ist das Standard elektronen- potenzial und desto eher liegt es in der reduzierten Form vor und agiert als Akzeptor Standard Wasserstoffelektrode: platiniertes Platinblech in wässriger Lösung mit Standard Konzentration an H*lonen c 100 mol umspült von Wasserstoffgas mit dem Standarddruck pᵒ= 100kPa E° (H/H₂) 0.00V bei 25°C Platin ⇒edel und daher reaktionsträge (6. Schale große Atome - H₂-Teilchen passen in Hohlräume Zelldiagramm einfache Form der Beschreibung galvanischer Zellen senkrechter Balken: Phasengrenze gestrichelter senkrechter Balken: Diaphragma - zwei gestrichelte senkrechte Balken: zwei aufeinander folgende Diaphragma in einer Salzbrücke - Minuspol (Donatorzelle): links - Pluspol (Akzeptorzelle): rechts Pb (s) | Pb (aq) Beispiel -Hinuspol - Ondation - Donator- halbzelle Cu²+ (aq) | Cu(s - Pluspol - Reduktion -Akzeptorhalb- zelle Elektroden potential E → Ursache: Unterschiedliche elektrische Aufladung der Elektroden aufgrund der Ausbildung des Elektroden gleichgewichts Elektroden potentiale einzelner Elektroden sind nicht direkt messbar ) Zellspannung Uzelle An den Elektroden messbare Spannung, es gilt: Uzelle - E(Akzeptorhalb Zelle)-E (Donatorhalb Zelle) (cc Standard elektroden potential Eº Elektrodenpotential unter Standardbedingungen 101 11₁ pᵒ=100 kPa), das gegen eine Standard-Wasserstoffelektrode gemessen wird. Elektrochemische Spannungsreihe Ordnung von Redox paaren nach ihren Standardelektrodenpotentialen - Bezugspunkt ist das Potential der Standard Wasserstoffelektrode - Je kleiner das Standard elektroden potential ist, umso leichter wird die reduzierte Form eines Redoxpaares oxidiert BATTERIEN galvanische Zellen, die nicht wieder aufgeladen werden können (Primärzellen) • Beispiele: Zink- Kohle Batterie, Alkali- Mangan- Batterie, Zink-Luft- Batterie, Zink- Silberoxid- Batterie, Lithium- Manganoxid- Batterie . Zink-Luft-Batterie negativer Pol Kunststoff- dichtring Zinkpulver positiver Pol - Luftloch Masse Netz Filterpapier Separator Teflonfolie Minuspol: 2 Zn (s) 2 Zn²+ (aq) + 4 e Pluspol: O₂(g) + 2 H₂O (1) +4e-4 OH(aq) Elektrolyt: Kaliumhydroxidlösung Nennspannung U in V: 1,45 Verwendung: Hörgeräte, Sicherheits- leuchten im Straßenbau, Weide- zäune Hohlräume ermöglichen kurzzeitiges einlagern der Li- lonen Zink-Silberoxid-Batterie Stützring negativer Pol Quellblatt positiver - Silberoxid Pol Separator Minuspol: Zn (s) Zn²+ (aq) + 2 e Pluspol: Ag₂0 (s) + H₂0 (1) +2 e-→→ 2 Ag (s) + 2 OH(aq) Elektrolyt: Kaliumhydroxidlösung LITHIUM-IONEN-AKKU Donatorhalbzelle (Minuspol): Graphit Akzeptorhalbzelle (Pluspol): Lithium- metalloxid Reduktion Minuspol <-e Nennspannung U in V: 1,55 Verwendung: Uhren, Taschenrechner, medizinische Geräte Graphenschicht Kunststoff- dichtring Zinkpulver Elektrolyse Laden 1 1 Lithium-Mangandioxid-Batterie negativer Pol Stützring IIIV Pluspol: LCoCoO4 + L₁ + (solu) + e- Minuspol: Li(s) - Li+e Kunststoffdichtring Lithium organischer positiver Elektrolyt Pol (Separator) Lithium- Cobaltoxidschicht Pluspol: MnO₂ (s) + Li+eLiMnO₂ (s) Mangandioxid Elektrolyt: LICIO4 in wasserfreiem Lösemittel, Festelektrolyte Nennspannung U in V: 1,5 bis 3,7 Verwendung: Kameras, Uhren, Herzschri tmacher, Sicherheits- und Alarmsysteme || 24 C00₂ Li+- lonen dienen nur als Ladungsträger und werden in die Elektrodenmaterialien zum Ladungsausgleich eingelagert. Zwischen den Elektroden befindet sich ein wasserfreier, organischer Elektrolyt, indem Lithiumsalze gelöst sind. (Rockig-Chair- Prinzip) Zellspannung etwa 3,7 V Oxidation Oxidation Pluspol Minuspol Zink- Kohle- Batterie Graphenschicht Minuspol Zn (s)-> Zn*(aq) + 2e Kohlestab (Kathode) Galvanische Zelle Entladen 1 Laden und Entladen eines Lithium-Ionen-Akkumulators (Lithium-Ionen violett, Anionen des Elektrolyten grün) Entladen Minuspol: +[C] (s) L₁* (solv) + C6 (s) +e¯ Entladen Laden Mangandioxid (Braunstein) Ammoniumchlorid (Elektrolyt) Pluspol MnO₂ (s)+ H₂O + e-> MnÖOH (s) + OH Nennspannung: 1,5 V mit Zink gefüllter Becher (Anode) Reduktion Pluspol Lithium- Cobaltoxidschicht Beim Laden werden Cobalt(III)- lonen zu Cobalt (IV)- lonen in Form von LiCo "CoOoxidiert. Dabei werden Li-lonen freigesetzt. BLEIAKKU Aufbau: - mehrere positive und negative Elektroden ergeben einen Plattensatz. Mehrere Plattensätze ergeben einen Plattenblock. - der Plattensatz dient dazu dass die Fläche möglichst groß ist und deshalb beim Start eine höhere Anzahl Strom vorhanden ist - der in Schwefelsäure getrennte Seperator ist lonendurchlässig und trennt Kathode und Anode räumlich voneinander, um Kurzschlüsse zu verhindern Negative Platte (Pb) Negativer Plattensatz Trennwand Plattenblock für eine 2 V-Zelle Unterschiede zum Lithium-Ionen Akku: - Aufbau - Spannung - Art der Reaktion (Rocking Chair Prinzip) - beim Li-lonen Akku keine Trennwand ● Positiver Plattensatz -Positive Platte (PbO₂) Minuspol Pb ● 2e PbSO4 Pb²+ so H30+ Sou² BRENNSTOFFZELLEN • Vorteil: Edukte und Produkte können kontinuierlich zu und abgeführt werden, sodass fortlaufend chemische in elektrische Energie umgewandelt werden kann So 1 Laden und Entladen eines Bleiakkumulators Elektrolyt: - Bleiakku H₂SO - Lithiumionenakku: wasserfrei, polar -> Organisches Lösemittel, leicht entflammbar Wasserstoff- Sauerstoff- Brennstoffzellen: Wasserstoff und Sauerstoff reagieren zu Wasser. Die beiden am häufigsten verwendeten Typen sind die alkalische Brennstoffzelle und die Polymerelektrolyt- Brennstoffzelle. PbSO4 2H₂O+Pb²+ PbO₂ 4H* • Direkt- Methanol- Brennstoffzellen: Statt Wasserstoff wird Methanol mit Luftsauerstoff zu Kohlenstoffdioxid und Wasser umgesetzt 2e Pluspol Laden H₂ Minuspol (Reduktion, PbSo4 als Akzeptor, Kathode) 11 PbSOy (s) +2e-> Pb(s) + SO4²- Pluspol (Oxidation, Donator, Anode) 11 IV PbSO4 (s) + 2 H₂O (e) PbO₂ (s) + 4H+ Entladen Minuspol (Pb als Donator, Oxidation, Anode) O 11 Pb (s) + SO₂²(aq). PbSO4(s)+2e Pluspol (Reduktion, Pb02 als Akzeptor, Kathode) PbO₂ (s) + 4H+ (aq) + S0₂²³² (aq) + ²e² ->PbSO4 (s) + 2H₂O(e) L> schwerlöslich, an Elektroden M Motor palladinierte Nickel-Netzelektrode Separator (Protonendurchlässig) Minuspol/ Oxidation: H₂ (9) Pluspol/ Reduktion 4H+ + Gesamt 2 H₂(g) + O₂(g) + AKKUMULATOREN galvanische Zellen, die bei Anlegen einer Spannung durch Umkehrung der Zellreaktion wieder aufgeladen werden können • Laden: elektrische Energie wird in chemische Energie umgewandelt Entladen: chemische Energie wird in elektrische Energie umgewandelt Viele Lade- Entlade- Zyklen sind möglich Beispiele: Bleiakkumulatoren, Nickel- Metallhydrid- Akkumulatoren, Lithium-Ionen- Akkumulatoren Kalilauge 0₂ 2 H+ + 2e¯ 4e¯¯ + 0₂92>2 H ₂0 (0) 2 H₂O (e)