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Elektrochemie: Elektrolyse, Galvanisches Element, Akku, Batterie

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 Elektrochemie
Redoxreaktionen
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Elektronen übertragung/austausch.
Elektronendonator gibt Elektronen ab + wird axidiert
(Reduktionsmittel)

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Elektrochemie Redoxreaktionen ● • Elektronen übertragung/austausch. Elektronendonator gibt Elektronen ab + wird axidiert (Reduktionsmittel) (Oxidation > Erhöhung der 02↑ AB:0X Bestimmung der Oxidation zahlen: 1. Elemente = 0 Elektronenakzeptor nimmt Elektronen auf + wird reduziert (Reduction) AUF: RED (Eselsbrücke) (Oxidationsmittel) Reduzierung der of 2. Die Summe der OZ ist NULL. 3. Metalle haben positive OZ: 4. H ist immer +I 5.0 ist I 6. Bei Ionen zählt die Ionenladung (Die Summe der 02 stiment mit ) Ionenladung überein Î Galvanische Zelle Oxidation Anode niedrigeres Standardelektroden- potensial Zn ZnSO₂-Lösung Zn2+ Zn²+ Galvanische Zelle Voltmeter Donatorhalbzelle. Zn (20²4 Diaphragma - SO,² -SO 2- Ionenfluss (um Stromkreis Lu ermöglichen) Na, F₂, -- Oxidation: 2n → Minuspol / Anode AL₂O3 (-2.3 +-3·2-0) +[ Mg 10 Cl₂ HOT NH₂ (Ausnahme: Metallhydride Nalt²) 1 H₂, H₂SO (Ausnahme: Peroxide wie 150) Fe³ MÃO, Ⓒ (-2-4 + 7 =-1). > Cu2+ +IJ Na, MgCl₂ Elektronenfluss Cu Reduktion Kathode e-Akzeptorhalbzelle Cu²+ /cu -Elektrode Elektrolyt CuSO-Lösung Vergleich mit Säure-Base-Reaktionen: Redoxrealtion Protonen austausch. Asäure-Base- Paare. Zelldiagramm. Zn/Zn²+ Donator Säure-Base Ⓒ beides Gleichgewichtsreaktionen // Protonendonator und Protonenakzeptor wird nach Möglichkeit, Patanen abzugeben, bestimmt Donator - Akzeptar- Prinzip eine Gleichgewichts- reaktion Oxidationszahlen ändern Sich NICHT Reduktion = Pluspol. Diese e wandern zur Cu-Halbzelle und reduzieren die Cu²+-Ionen zu Cu 2+ Reduktion: Cu²+ + 2e - → Cu Pluspol/kathede Cu²+ / Cu Auzeptor Ꮎ freiwillige Reaktion, die chemische Energie in elektrische umwandelt. Oxidation=Minuspol = Anode OMA Elektronen austausch Redoxpaare. Zum Ladungsaustausch wandern Ionen durch das Diaphragma und schließen so den Strom kreis. Elektionen donator und Elektronenakzeptor L Ⓒ wird nach Redox potenzial bestimmt Kathode Lösungstension: → Zn hat eine höhere Lösungstension als Cu, daher lädt sich die Zn-Elektrode negativ auf (→ Minuspol) Das Bestreben von Metallen in wässriger Lösung Ionen zu bilden. Zn²+ + 2e- Oxidation Reduktion als Teilgleichungen, Redoxreaktion als Gleichgewichtsreaktion Oxidations zahlen ändern sich & helfen dabei die Redox paare zu bestimmen In der elektrochemischen Spannungsreihe (Tafelwerk) : der negativere /niedrigere...

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wert/ das niedrigere Redox potential → höhere Lösungstension Elektrolyse Minuspol- e 2 e (Kathode) Zn(s) Elektrolysezelle+. Oxidation Pluspol Anode Zn²+ (aq) erzwungene Reaktion Minuspol, Kathode (Reduktion): Zn²+ (aq) + 2 e ⇒ Zn (s) (Anode) Br₂(aq) 2 Br (aq) 2 e Pluspol + e Pluspol, Anode (Oxidation): 2 Br (aq) Br₂ (aq) + 2 e Gesamtreaktion: ZnBr₂ (aq) → Zn (s) + Br₂ (aq) OPA : Nach Abschalten der Elektrolyse elektrische Chemie Minuspol Zustandekommen einer elektrisch geladenen Schicht: Beispiel: metallisches Kupfer tauche in eine Kupfersalzlösung ein: Cu²+ + 2e → Cu Je nach der Gleichgewichtslage wird nun entweder die Hin- oder die Rückreaktion bevorzugt ablaufen, wodurch im Metall ein Elektronenüberschuß oder - unterschuß entsteht. → Oberflächenladungen im Metall, welche entgegengesetzt geladene Ionen in der Lösung anziehen! e 2 e (Anode) Zn(s) Galvanische Zelle <-4+ Minuspol, Anode (Oxidation): Zn (s) ⇒ Zn²+ + 2 e Elektrochemische Doppelschicht Zn²+ (aq) M chemischer Energie (Kathode) →Br wandert zum Pluspol und gibt am Pluspol eine ab: wird zu Br₂ Oxidation: 2Br Br₂ +2e Br₂ (aq) 2 Br (aq) Elektronen wandern zur Kathode (Minuspol), da der Stromkreis sich so schließt Ladungsausgleich/Elektronenübertragungsreduktion: Zn²+ Reduktion: Zn²+ + 2e² → Zn²+ nimmt 2e- auf Zn → elektrische Doppelschicht aus zwei parallelen Ladungsschichten (H.v.Helmholtz 1821-1894, 1853, 1879). Zn/Zn²+(Graphit)//Br₂/Br(Graphit) U=U (Kathode) - U(Anode) U=U (Br/Br₂)-U(Zn²+/Zn) U=1,09 V-(-0,76 V) = 1,85 V Gesamtreaktion: Zn (s) + Br₂ (aq) → ZnBr₂ (aq) Zelldiagramm: 2 e Pluspol, Kathode (Reduktion): Br₂ (aq)+ 2 e ⇒ 2 Br (aq) Pluspol+ e Batterie, Akku, Brennstoffzelle (Batterie). Primärzellen: keine umkehrbare Zellreaktion →→ galvanische Zellen lassen sich nur entladen, aber nicht aufladen Sekundärtellen:/ Akku) umkehrbare Zellreaktion galvanische Zellen lassen sich mehrfach entladen und wieder aufladen (` Brennstoffzellen: Primärzellen, bei denen die Reaktanden kontinuierlich zugeführt und an Elektroden mit Katalysator wirkung elektrochemisch umgesetzt von einer fremden Stromquelle Minuspol/Anode Pb Pb 2e Voltmeter PbSO4 H₂SO PbSO4 Clentrely t SO² so -Pb²+ 2 H₂O + Pb2+ 4H+ 2e Diaphragma Pluspol/kathode + Pb0₂ Pb0₂ Kodhode: Pb0₂ Elektrolyt: H₂SO4 (e-Pol) Oxidation: ; Anode: Pb : 10 PD + SO4 +I 201504 PbSOy +2e Elektronen fluss von zu Ⓒ Pol 2- Reduktion PbO₂ + 4H+S0₂²¯¯ + 2€¯ → Redoxreaktion: PbO₂ + Pb + 4H+ + 250,² 2- entladen Laden PbSO₂ + 2H₂O 2 PbSO4 + 2H₂O

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Cool, mit dem Lernzettel konnte ich mich richtig gut auf meine Klassenarbeit vorbereiten. Danke 👍👍

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