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Elektrochemie Komplett

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 ELEKTROCHEMIE
Redoxreaktionen:
-Oxidation: Elektronenabgabe (Oxidationszahl wird erhöht)
-Reduktion: Elektronenaufnahme (Oxidationszahl wir

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ELEKTROCHEMIE Redoxreaktionen: -Oxidation: Elektronenabgabe (Oxidationszahl wird erhöht) -Reduktion: Elektronenaufnahme (Oxidationszahl wird erniedrigt -Redoxreaktion: Elektronenübertragungsreaktion -Oxidation und Reduktion sind stets miteinander verbunden und bilden jeweils Teilreaktionen, gleichzeitiger Ablauf -die Elektronen gleicht man vor der Redoxreaktion immer aus, z.B. *2, sodass man sie streichen kann (siehe Schema komplizierte Redoxgleichungen) Galvanische Zelle/Element: -Zink-Stab und Kupfer(II)-sulfat-Lösung räumlich trennen, geschlossener Stromkreis -es lässt sich statt Wärme, elektrische Energie gewinnen -2 Halbzellen durch Diaphragma (poröse Wand) getrennt → Verhinderung Durchmischung → Ladungsaustausch und lonenwanderung möglich Donator-Halbzelle: Zn → 72+ + 2 e Akzeptor-Halbzelle: Cu²+ (aq) + 2e → Cu Redoxreaktion: Cu²+(aq) + Zn(s) → Zn²+(aq) + Cu(s) Oxidation Reduktion Redoxrealetion -Nernst: Lage des Gleichgewichtes hängt nicht nur vom Metall, sondern auch von der lonenkonzentration und der Temperatur ab Minuspol 1 2e Zn 210 Br₂ + Ze = Diaphragma Zn²+ (aq) Zn²+ (aq) (M 21+ Br₂ Daniell-Element: -Zink/Kupfer-Zelle, Kupferstab & Zinkstab werden in die entsprechende lonenlösung (Zinklösung & Kupferlösung) gestellt und leitend miteinander verbunden → 2 Halbzellen -eine Spannung von 1,10 V lässt sich messen, Zink → Minuspol (Elektronendonator), Kupfer → Pluspol (Elektronenakzeptor) → geschlossener Stromkreis! Kupfer ist edler als Zink Zn (s) Cu²+ (aq) SO² (aq) Redoxpoar Zelldiagramm und Zellspannung: -Zn/Zn²+ (1 mol * 1-¹) // Cu²+ (1 mol* 1-¹)/Cu → Zelldiagramm -Donator-Halbzelle (Minuspol) immer links, Akzeptor-Halbzelle (Pluspol) immer rechts -gemessene Spannung bei galvanischer Zelle → Zellspannung → hängt von den Halbzellen ab (z.B. Zink/Kupfer-Zelle = 1,10 V, Blei/Kupfer-Zelle = 0,47 V) Elektrodenpotentiale: -Redoxsystem einer Halbzelle → Elektrode (Kupfer-Elektrode = Kupfer und Kupfersalz-Lösung als Elektrolyt) → die Materialien,...

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die man in die Lösung taucht -elektrochemische Doppelschicht: bspw. Zink-Halbzelle positiv geladene Zink-lonen in Lösung, während die Elektronen auf dem Metall zurückbleiben → Entstehung aus negativ und positiven Ladungsträgern -ein elektrochemisches Gleichgewicht wird eingestellt Zn²+ (aq) + 2 e¯ -unterschiedliche Aufladungen, infolge des Lösungsvorganges → Elektrodenpotential →2 Br Doppelschicht Cu Elektrochemische Doppelschicht 1₂ +2e Pluspol 12105) + 2 Br Redoxpo 2 Elektrolyt-Lösung -Potential einer Elektrode ist nicht messbar → Spannung U dazwischen -Bezugselektrode, häufig Wasserstoff-Halbzelle: Potential O V Standard-Elektrodenpotentiale: (Tabelle Formelsammlung S.140) -meistens für die Werte: 298 K, cº = 1 mol * 1-¹, pº = 1000 hPa ELEKTROCHEMIE -Kombination Standard-Zink-Halbzelle mit Standard-Wasserstoff-Halbzelle (Elektronendonator): Spannung 0,76 V → Uᵒ□ (Zn²+/Zn) = -0,76 V (erst oxidierte, dann reduzierte Form angeben) + Uᵒ□ (Cu²+/Cu) = 0,34V Konzentrationszellen: Berechnung von Zellspannungen: -subtrahiert Elektrodenpotential der Donator-Halbzelle von der Akzeptor-Halbzelle → positiver Wert U = UD (Akzeptor-Halbzelle) -U (Donator-Halbzelle) Bsp. U = Uᵒ(Cu²+/Cu) - U°Ã(Zn²+/Zn) → U = 0,34 V -(-0,76 V) = 1,10 V (immer das positivere der beiden Stoffe stellt den Pluspol dar) Homogene Redoxsysteme: -Redoxpaare aus hydratisierten lonen, bei denen dasselbe Element in unterschiedlichen Oxidationsstufen vorliegt, bspw. Fe³+/Fe²+ Elektrochemische Spannungsreihe: p(H₂) = 1000 hPa -Standard-Elektrodenpotentiale nach der Größe geordnet -Wasserstoff zwischen unedlen Metallen (negative) und edlen Metallen (positive) -je niedriger das Elektrodenpotential ist, desto leichter werden Elektronen abgegeben -Edelmetalle regieren, aufgrund des hohen Elektrodenpotential nur mit starken Oxidationsmitteln -Redoxreaktionen: niedrigeres Elektrodenpotential gibt Elektronen ab, höheres Elektrodenpotential nimmt Elektronen auf UD (Me²+/Me) = 25 °C -Potential des Redoxpaares XY ist höher als das des Redoxpaares PQ, deshalb werden XY nahezu vollständig in PQ oxidiert → Gleichgewicht auf Seiten der Produkte = c(H¹) = 1 mol 1-1 Platin-Blech (platiniert) Wasserstoff-Halbzelle -galvanische Zellen, die aus Halbzellen des gleichen Redoxpaares mit unterschiedlichen Ionen-Konzentrationen aufgebaut sind Bsp. Ag/Ag+ (0,01 mol * 1-¹) // Ag+ (0,1 mol * 1-¹)/Ag -In der Halbzelle mit niedrigerer Konzentration gehen mehr lonen in die Lösung bis zur Einstellung eines elektrochemischen Gleichgewichtes -negative Aufladung (Minuspol) → niedrigeres Elektrodenpotential -aus der verdünnten Lösung müssen mehr lonen aus dem Metall in die Lösung gehen → Verstärkung negative Aufladung des Metalls Uᵒ (Me²+/Me) + Nernstsche Gleichung: -Zusammenhang zwischen Ionen-Konzentration und Elektrodenpotential einer Halbzelle 2 0,059V Z -g_c(Me²+) mol*1-1 Verbindung mit pH-Wert: Bsp. MnO4 + 8 H+ + 5 e¯ →Mn²+ + 4H₂O Uᵒ (MnO4/Mn²+) = 1,51 V + Minuspol (Kathode) Elektrolysen - erzwungene Redoxreaktionen: 2 e Graphit Zn(s) 0,059V c(MnO4¯)* c³(H+) -lg- 5 mol*l-1 Elektrolysezelle Zn²+ (aq) 2 Br (aq) L Pluspol (Anode) 2 e Graphit ELEKTROCHEMIE e- Br₂(aq) Elektrolysezelle und galvanische Zelle im Vergleich Minuspol (Anode) 2 e Graphit Zn(s) Galvanische Zelle -Zn²+ (aq) M 2 Br (aq) + Abscheidungspotentiale: -in der Lösung vorkommende Teilchen auflisten -mögliche Redoxpaare bilden → Standard-Elektrodenpotentiale -Teilgleichungen formulieren -dem Minuspol denkbare Reduktionsreaktionen zuordnen -dem Pluspol denkbare Oxidationsreaktionen zuordnen -mögliche Überspannungen berücksichtigen Pluspol (Kathode) 2 e Graphit Br₂(aq) Gas H₂ 0₂ Cl₂ Elektroden- material Stromdichte in A. cm²² 10-3 10-² 10-1 Pt (platiniert) -0,02 -0,04 -0,05 Pt (blank) Graphit Quecksilber Pt (platiniert) Pt (blank) Graphit Pt (platiniert) Pt (blank) Graphit 10⁰ -0,07 -0,12 -0,23 -0,35 -0,47 -0,60 -0,78 -0,97 -1,03 -0,94 -1,04 -1,15 -1,25 0,40 0,52 0,64 0,77 0,72 0,85 1,28 1,49 0,53 0,90 1,09 1,24 0,006 0,016 0,026 0,08 0,008 0,03 0,054 0,24 0,1 0,12 0,25 0,50 U* in Volt für die Abscheidung -führt man elektrische Energie von außen zu, so lassen sich die Redoxreaktionen umkehren → zugeführte Energie wird als chemische Energie im Produkt gespeichert -umgekehrt zur galvanischen Zelle -Elektrolyse: Anode (Pluspol) Galvanische Zelle: Anode (Minuspol) (siehe Abb. oben) -unterbricht man die Elektrolyse, verbindet man die Pole mit einem kleinem Elektromotor, oxidiert der Stoff der Kathode und reduziert der Stoff der Anode → entstehen galvanische Zelle -Zersetzungsspannung Uz → die Spannung der galvanischen Zelle muss überschritten werden, damit man bei der Elektrolyse Produkte erhalten kann Überspannungsanteile einiger Gase Zersetzungsspannung und Elektrodenmaterial: (könnte im Abi nicht dran kommen) -bei geringer Spannung führt ein Elektrolysesystem zur Abscheidung von etwas (Anode) und (Kathode) an den Platin-Blechen -Bildung galvanische Zelle, deren Spannung etwa die Differenz der Standard-Elektrodenpotentiale entspricht_ Uz = U (galvanischer Zelle) -Überspannung: Differenz der Zellspannung und der Zersetzungsspannung → U* = Uz - U -wichtiger Faktor → Stromdichte (Abb. oben) ELEKTROCHEMIE -Am Pluspol werden die Teilchen mit dem kleinsten Abscheidungspotential oxidiert!!! -Am Minuspol werden die Teilchen mit dem größten Abscheidungspotential reduziert!!! U* (H₂) (Pt, blank) = -0,23 V U* (0₂) (Pt, blank) = 0,85 V Für die am Minuspol denkbaren Reaktionen ergeben sich folgende Abscheidungspotentiale: Na+ (aq)/Na(s): U = -2,71 V H2O (D)/H2 (g) (pH=7): UH = UH (H₂) + U* (H₂) = -0,41 V + (-0,23 V) = -0,64 V Das Elektrodenpotential für die Bildung von Wasser- stoff aus Wasser ist trotz Überspannung höher als das Elektrodenpotential für die Bildung von Natrium aus Zersetzungsspannung: Anode: Cu(s) → Cu²+ (aq) + 2 e¯ 2 H₂0 (1) O₂g) + 4 H+ (aq) + 4e¯ Au(s) Au³+ (aq) + 3 e 2 SO4²-(aq) → S₂O8²¯(aq) + 3 e Kathode: Cu²+ (aq) + 2 e➜ Cu(s) As³+ (aq) + 3 e¯ → As(s) 2 H*(aq) + 2 e → H2 Uz = [UD (Pluspol) +U* (Pluspol)] - [UD (Minuspol) +U* (Minuspol)] Bsp. Uz = [Uᵒ(O₂) +U* (O₂)] - [V°□ (H₂) -U*(H₂)] = [1,67V] -[-0,64 V] = 2,31 V Uᵒ0 = 0,34 V U⁹D = 1,23 V U⁹D = 1,50 V U⁹D = 2,01 V Natrium-Ionen. Deswegen sollte an der Kathode Wasse zu gasförmigem Wasserstoff reduziert werden. Für den Pluspol gilt entsprechend: Raffination von Kupfer: -Kupfer ist chemisch stabil, hohe Leitfähigkeit (von der Reinheit abhängig, Anteil von 0,07% Arsen vermindert bereits um 1/3) -Rohkup enthält auch unedle Metalle (wie Zink, Eisen, blei, Zinn oder Arsen), 99%-iges Rohkupfer ist nicht rein genug → Verunreinigungen werden durch Kupfer-Raffination weitestgehend entfernt folgende Reaktionen sind möglich: Uᵒ0 = 0,34 V UᵒD = 0,30 V Uᵒ0 =0,00 V F₂ (g)/F (aq): U = 2,85 V O₂ (g)/H₂O (1): UH UH (0₂) + U* (0₂) A = 0,82 V + 0,85 V = 1,67 V -geringste Zersetzungsspannung U = 0 V, Kupfer an Anode oxidiert und gleichzeitig Kupfer-lonen an der Kathode reduziert werden → Anode löst sich auf, an der Kathode scheidet sich reines Kupfer ab Technische Durchführung: -Spannung von 0,3 V, nur unedlen Metalle außer Kupfer gehen in die Lösung -edlen Metalle fallen als unlöslicher Schlamm an → Anodenschlamm → Edelmetalle wie Silber, Platin, Gold, Palladium werden gewonnen -elektrolytische Raffination von Kupfer: Lösung von Kupfersulfat mit verdünnten Schwefelsäure bei etwa 60°C elektrolysiert -Kathoden (dünne Edelstahlblechen) → Rohkupfer mit einem Gehalt von 99,99% scheidet sich ab, Anode (4 cm dicke Platten zu reinigenden Kupfers) -Elektrolyse-Zelle besteht aus 50 Kathoden/Anoden-Paaren → Abstand 4mm -Anode nach etwa 1 Monat zu 90% aufgelöst (Stromdichte 200A*m-2), höhere Stromdichte beschleunigt den Vorgang, jedoch auch Abscheidung der Nebenprodukte (Arsen) -abgeschiedene Kupfer an den Kathoden wird maschinell von den Edelstahlblechen abgezogen, eingeschmolzen, zu Zylindern, Platten oder Barren gegossen → Weiterverarbeitung im Handel -nur 0,3 kW an elektrischer Energie werden gebraucht pro Kilogramm -teuerste am Verfahren Umweltschutz-Emissionen für Blei, Arsen und Co (streng) ELEKTROCHEMIE Chloralkali-Elektrolyse: -Herstellung Chlor und Natronlauge, weiteres Produkt: Wasserstoff, Rohstoff: Steinsalz -3 wichtige Verfahren: 1. Membran-Verfahren, 2. Diaphragma-Verfahren, 3. Amalgam-Verfahren 2 NaCl(aq) + 2 H₂O(l) Cl₂(g) + 2 NaOH(aq) + H₂ ArHᵒ = 446 kj * mol-¹ -Natriumchlorid-Lösung → Sole → wird gereinigt, folgende Reaktionen sind denkbar: Anode: 2 Cl(aq) → Cl₂(g) + 2 e¯ 2 H2O(l) → Oz(g) + 4 H*(aq) + 4e Kathode 2 Nat(aq) + 2 e¯ → 2 Na(s) 2 H2O(l) + 2 e − 2 OH(aq) + Hz(g) Uᵒ0 = 1,36 V UD = 0,82 V (pH=7) UᵒD = -2,71 V UD = -0,41 V (pH=7) -niedrigste Zersetzungsspannung bei Sauerstoff (an Anode) und Wasserstoff (an Kathode) → Zersetzungsspannung von Wasser = 1,23 V -Vermischung der Produkte muss vermieden werden, z.B. explosive Gemische Membran-Verfahren: -umweltfreundlich & kostensparend → Verwendung neue Anlagen -Elektrolyse-Zelle nur durch eine für Wasser hydratisierte Natrium-Ionen durchlässig in Kathoden und Anoden Bereich getrennt -Anodenraum → Sole // Kathodenraum → verdünnte Natronlauge 5 w (NaCl) = 31 % Sole-Reinigung C1₂ H₂1 H₂ он- CI™ OH H₂O Na+ H₂O PTFE- Membran NaCl ↓ Sole-Aufsättigung Dünnsole Membran-Verfahren w (NaCl) = 20 % Natronlauge w (NaOH) = 33 % Eindampfung H₂O und Entsalzung w (NaOH) = 30 % Natronlauge w (NaOH) = 50 %

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die man in die Lösung taucht -elektrochemische Doppelschicht: bspw. Zink-Halbzelle positiv geladene Zink-lonen in Lösung, während die Elektronen auf dem Metall zurückbleiben → Entstehung aus negativ und positiven Ladungsträgern -ein elektrochemisches Gleichgewicht wird eingestellt Zn²+ (aq) + 2 e¯ -unterschiedliche Aufladungen, infolge des Lösungsvorganges → Elektrodenpotential →2 Br Doppelschicht Cu Elektrochemische Doppelschicht 1₂ +2e Pluspol 12105) + 2 Br Redoxpo 2 Elektrolyt-Lösung -Potential einer Elektrode ist nicht messbar → Spannung U dazwischen -Bezugselektrode, häufig Wasserstoff-Halbzelle: Potential O V Standard-Elektrodenpotentiale: (Tabelle Formelsammlung S.140) -meistens für die Werte: 298 K, cº = 1 mol * 1-¹, pº = 1000 hPa ELEKTROCHEMIE -Kombination Standard-Zink-Halbzelle mit Standard-Wasserstoff-Halbzelle (Elektronendonator): Spannung 0,76 V → Uᵒ□ (Zn²+/Zn) = -0,76 V (erst oxidierte, dann reduzierte Form angeben) + Uᵒ□ (Cu²+/Cu) = 0,34V Konzentrationszellen: Berechnung von Zellspannungen: -subtrahiert Elektrodenpotential der Donator-Halbzelle von der Akzeptor-Halbzelle → positiver Wert U = UD (Akzeptor-Halbzelle) -U (Donator-Halbzelle) Bsp. U = Uᵒ(Cu²+/Cu) - U°Ã(Zn²+/Zn) → U = 0,34 V -(-0,76 V) = 1,10 V (immer das positivere der beiden Stoffe stellt den Pluspol dar) Homogene Redoxsysteme: -Redoxpaare aus hydratisierten lonen, bei denen dasselbe Element in unterschiedlichen Oxidationsstufen vorliegt, bspw. Fe³+/Fe²+ Elektrochemische Spannungsreihe: p(H₂) = 1000 hPa -Standard-Elektrodenpotentiale nach der Größe geordnet -Wasserstoff zwischen unedlen Metallen (negative) und edlen Metallen (positive) -je niedriger das Elektrodenpotential ist, desto leichter werden Elektronen abgegeben -Edelmetalle regieren, aufgrund des hohen Elektrodenpotential nur mit starken Oxidationsmitteln -Redoxreaktionen: niedrigeres Elektrodenpotential gibt Elektronen ab, höheres Elektrodenpotential nimmt Elektronen auf UD (Me²+/Me) = 25 °C -Potential des Redoxpaares XY ist höher als das des Redoxpaares PQ, deshalb werden XY nahezu vollständig in PQ oxidiert → Gleichgewicht auf Seiten der Produkte = c(H¹) = 1 mol 1-1 Platin-Blech (platiniert) Wasserstoff-Halbzelle -galvanische Zellen, die aus Halbzellen des gleichen Redoxpaares mit unterschiedlichen Ionen-Konzentrationen aufgebaut sind Bsp. Ag/Ag+ (0,01 mol * 1-¹) // Ag+ (0,1 mol * 1-¹)/Ag -In der Halbzelle mit niedrigerer Konzentration gehen mehr lonen in die Lösung bis zur Einstellung eines elektrochemischen Gleichgewichtes -negative Aufladung (Minuspol) → niedrigeres Elektrodenpotential -aus der verdünnten Lösung müssen mehr lonen aus dem Metall in die Lösung gehen → Verstärkung negative Aufladung des Metalls Uᵒ (Me²+/Me) + Nernstsche Gleichung: -Zusammenhang zwischen Ionen-Konzentration und Elektrodenpotential einer Halbzelle 2 0,059V Z -g_c(Me²+) mol*1-1 Verbindung mit pH-Wert: Bsp. MnO4 + 8 H+ + 5 e¯ →Mn²+ + 4H₂O Uᵒ (MnO4/Mn²+) = 1,51 V + Minuspol (Kathode) Elektrolysen - erzwungene Redoxreaktionen: 2 e Graphit Zn(s) 0,059V c(MnO4¯)* c³(H+) -lg- 5 mol*l-1 Elektrolysezelle Zn²+ (aq) 2 Br (aq) L Pluspol (Anode) 2 e Graphit ELEKTROCHEMIE e- Br₂(aq) Elektrolysezelle und galvanische Zelle im Vergleich Minuspol (Anode) 2 e Graphit Zn(s) Galvanische Zelle -Zn²+ (aq) M 2 Br (aq) + Abscheidungspotentiale: -in der Lösung vorkommende Teilchen auflisten -mögliche Redoxpaare bilden → Standard-Elektrodenpotentiale -Teilgleichungen formulieren -dem Minuspol denkbare Reduktionsreaktionen zuordnen -dem Pluspol denkbare Oxidationsreaktionen zuordnen -mögliche Überspannungen berücksichtigen Pluspol (Kathode) 2 e Graphit Br₂(aq) Gas H₂ 0₂ Cl₂ Elektroden- material Stromdichte in A. cm²² 10-3 10-² 10-1 Pt (platiniert) -0,02 -0,04 -0,05 Pt (blank) Graphit Quecksilber Pt (platiniert) Pt (blank) Graphit Pt (platiniert) Pt (blank) Graphit 10⁰ -0,07 -0,12 -0,23 -0,35 -0,47 -0,60 -0,78 -0,97 -1,03 -0,94 -1,04 -1,15 -1,25 0,40 0,52 0,64 0,77 0,72 0,85 1,28 1,49 0,53 0,90 1,09 1,24 0,006 0,016 0,026 0,08 0,008 0,03 0,054 0,24 0,1 0,12 0,25 0,50 U* in Volt für die Abscheidung -führt man elektrische Energie von außen zu, so lassen sich die Redoxreaktionen umkehren → zugeführte Energie wird als chemische Energie im Produkt gespeichert -umgekehrt zur galvanischen Zelle -Elektrolyse: Anode (Pluspol) Galvanische Zelle: Anode (Minuspol) (siehe Abb. oben) -unterbricht man die Elektrolyse, verbindet man die Pole mit einem kleinem Elektromotor, oxidiert der Stoff der Kathode und reduziert der Stoff der Anode → entstehen galvanische Zelle -Zersetzungsspannung Uz → die Spannung der galvanischen Zelle muss überschritten werden, damit man bei der Elektrolyse Produkte erhalten kann Überspannungsanteile einiger Gase Zersetzungsspannung und Elektrodenmaterial: (könnte im Abi nicht dran kommen) -bei geringer Spannung führt ein Elektrolysesystem zur Abscheidung von etwas (Anode) und (Kathode) an den Platin-Blechen -Bildung galvanische Zelle, deren Spannung etwa die Differenz der Standard-Elektrodenpotentiale entspricht_ Uz = U (galvanischer Zelle) -Überspannung: Differenz der Zellspannung und der Zersetzungsspannung → U* = Uz - U -wichtiger Faktor → Stromdichte (Abb. oben) ELEKTROCHEMIE -Am Pluspol werden die Teilchen mit dem kleinsten Abscheidungspotential oxidiert!!! -Am Minuspol werden die Teilchen mit dem größten Abscheidungspotential reduziert!!! U* (H₂) (Pt, blank) = -0,23 V U* (0₂) (Pt, blank) = 0,85 V Für die am Minuspol denkbaren Reaktionen ergeben sich folgende Abscheidungspotentiale: Na+ (aq)/Na(s): U = -2,71 V H2O (D)/H2 (g) (pH=7): UH = UH (H₂) + U* (H₂) = -0,41 V + (-0,23 V) = -0,64 V Das Elektrodenpotential für die Bildung von Wasser- stoff aus Wasser ist trotz Überspannung höher als das Elektrodenpotential für die Bildung von Natrium aus Zersetzungsspannung: Anode: Cu(s) → Cu²+ (aq) + 2 e¯ 2 H₂0 (1) O₂g) + 4 H+ (aq) + 4e¯ Au(s) Au³+ (aq) + 3 e 2 SO4²-(aq) → S₂O8²¯(aq) + 3 e Kathode: Cu²+ (aq) + 2 e➜ Cu(s) As³+ (aq) + 3 e¯ → As(s) 2 H*(aq) + 2 e → H2 Uz = [UD (Pluspol) +U* (Pluspol)] - [UD (Minuspol) +U* (Minuspol)] Bsp. Uz = [Uᵒ(O₂) +U* (O₂)] - [V°□ (H₂) -U*(H₂)] = [1,67V] -[-0,64 V] = 2,31 V Uᵒ0 = 0,34 V U⁹D = 1,23 V U⁹D = 1,50 V U⁹D = 2,01 V Natrium-Ionen. Deswegen sollte an der Kathode Wasse zu gasförmigem Wasserstoff reduziert werden. Für den Pluspol gilt entsprechend: Raffination von Kupfer: -Kupfer ist chemisch stabil, hohe Leitfähigkeit (von der Reinheit abhängig, Anteil von 0,07% Arsen vermindert bereits um 1/3) -Rohkup enthält auch unedle Metalle (wie Zink, Eisen, blei, Zinn oder Arsen), 99%-iges Rohkupfer ist nicht rein genug → Verunreinigungen werden durch Kupfer-Raffination weitestgehend entfernt folgende Reaktionen sind möglich: Uᵒ0 = 0,34 V UᵒD = 0,30 V Uᵒ0 =0,00 V F₂ (g)/F (aq): U = 2,85 V O₂ (g)/H₂O (1): UH UH (0₂) + U* (0₂) A = 0,82 V + 0,85 V = 1,67 V -geringste Zersetzungsspannung U = 0 V, Kupfer an Anode oxidiert und gleichzeitig Kupfer-lonen an der Kathode reduziert werden → Anode löst sich auf, an der Kathode scheidet sich reines Kupfer ab Technische Durchführung: -Spannung von 0,3 V, nur unedlen Metalle außer Kupfer gehen in die Lösung -edlen Metalle fallen als unlöslicher Schlamm an → Anodenschlamm → Edelmetalle wie Silber, Platin, Gold, Palladium werden gewonnen -elektrolytische Raffination von Kupfer: Lösung von Kupfersulfat mit verdünnten Schwefelsäure bei etwa 60°C elektrolysiert -Kathoden (dünne Edelstahlblechen) → Rohkupfer mit einem Gehalt von 99,99% scheidet sich ab, Anode (4 cm dicke Platten zu reinigenden Kupfers) -Elektrolyse-Zelle besteht aus 50 Kathoden/Anoden-Paaren → Abstand 4mm -Anode nach etwa 1 Monat zu 90% aufgelöst (Stromdichte 200A*m-2), höhere Stromdichte beschleunigt den Vorgang, jedoch auch Abscheidung der Nebenprodukte (Arsen) -abgeschiedene Kupfer an den Kathoden wird maschinell von den Edelstahlblechen abgezogen, eingeschmolzen, zu Zylindern, Platten oder Barren gegossen → Weiterverarbeitung im Handel -nur 0,3 kW an elektrischer Energie werden gebraucht pro Kilogramm -teuerste am Verfahren Umweltschutz-Emissionen für Blei, Arsen und Co (streng) ELEKTROCHEMIE Chloralkali-Elektrolyse: -Herstellung Chlor und Natronlauge, weiteres Produkt: Wasserstoff, Rohstoff: Steinsalz -3 wichtige Verfahren: 1. Membran-Verfahren, 2. Diaphragma-Verfahren, 3. Amalgam-Verfahren 2 NaCl(aq) + 2 H₂O(l) Cl₂(g) + 2 NaOH(aq) + H₂ ArHᵒ = 446 kj * mol-¹ -Natriumchlorid-Lösung → Sole → wird gereinigt, folgende Reaktionen sind denkbar: Anode: 2 Cl(aq) → Cl₂(g) + 2 e¯ 2 H2O(l) → Oz(g) + 4 H*(aq) + 4e Kathode 2 Nat(aq) + 2 e¯ → 2 Na(s) 2 H2O(l) + 2 e − 2 OH(aq) + Hz(g) Uᵒ0 = 1,36 V UD = 0,82 V (pH=7) UᵒD = -2,71 V UD = -0,41 V (pH=7) -niedrigste Zersetzungsspannung bei Sauerstoff (an Anode) und Wasserstoff (an Kathode) → Zersetzungsspannung von Wasser = 1,23 V -Vermischung der Produkte muss vermieden werden, z.B. explosive Gemische Membran-Verfahren: -umweltfreundlich & kostensparend → Verwendung neue Anlagen -Elektrolyse-Zelle nur durch eine für Wasser hydratisierte Natrium-Ionen durchlässig in Kathoden und Anoden Bereich getrennt -Anodenraum → Sole // Kathodenraum → verdünnte Natronlauge 5 w (NaCl) = 31 % Sole-Reinigung C1₂ H₂1 H₂ он- CI™ OH H₂O Na+ H₂O PTFE- Membran NaCl ↓ Sole-Aufsättigung Dünnsole Membran-Verfahren w (NaCl) = 20 % Natronlauge w (NaOH) = 33 % Eindampfung H₂O und Entsalzung w (NaOH) = 30 % Natronlauge w (NaOH) = 50 %