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Galvanisches Element, Elektrolyse und mehr

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 Elektrochemie
1. Pedox - Peaktionen
► Reduktions-Oxidations-Gleichung
L> chemische Reaktion, bei der Elektronen von einem auf den anderen
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Lernzettel zur Elektrochemie: 1. Redox Reaktionen 2. Das galvanische Element 3. Wasserstoffhalbzelle/ elektrochemische Spannungsreihe 4. Ionenkonzentration+Nernst 5. Spannungsquellen im Alltag 6. Elektrolyse+Faraday 7. Korrosion+Korrosionsschutz

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Elektrochemie 1. Pedox - Peaktionen ► Reduktions-Oxidations-Gleichung L> chemische Reaktion, bei der Elektronen von einem auf den anderen Reaktionspartner übertragen werden Reaktionspartner der Elektronen aufnimmt heißt Oxidationsmittel labgibt Reduktionsmittel ▶ Reduktion - Elektronen aufnahme Oxidation - Elektronenabgabe auch hier wieder: Donator-Akzeptor - Prinzip Red + 0x2 = Red2 + 0x1 Korrespondierend Ĵ korrespondierend engerer Sion Reduktion Oxidation -Aufnahme Sauerstoff -Abgabe Sauerstoff -Bildung Oxide -Zerfall Oxide Bsp: Bsp: Stickstoffmonoxid Schwefeldioxid S+ O₂ → SO₂ 2 NO →> N₂ + O₂ + Chlor CL ₂ ►BSP: Magnesium Mg + Oxidation Oxidationsmittel 2 Reduktionsmittel 1 Reduktion Reduktionsmittel Oxidation vs. # ->Eselsbrücke. erweiterter Sinn Oxidation Reduktion Abgabe Elektronen Aufnahme Elektronen Bsp: Magnesiumchlorid + 2C₁- Reduktion Ox: Fe Fe +2e 7 Magnesium-Ionen Chlorid-lonen Mg →→ Mg²² +2e² Cl₂ + 2e² CL² wichtig für Redox Mg 2+ REDubion=AUFnahme 3=3 Oxidation = AB gabe Oxidatio comitte 1 Oxidationsmittel ► Aufstellen : 1. Welche Stoffe sind am Anfang / Ende vorhanden ? 2. Halbgleichungen aufstellen Red: Cu²+ + 2e → Cu Reduktionsmittel 2 4. Ausgleichen (wenn notwendig) 5. kürzen 3. Halbgleichungen zusammenfügen, Redox: Cu²+ + 2e¯ + Fe → Cu + Fe ²+ + 2e² 2+ 2+ Redox: Cu²+ + Fe -> Cu + Fe¹ +24² Cu²+ + Fe -> Cu + Fe² 2+ 2+ HI ▶ Oxidationszahlen : (C+C² + C²) ² 4-I 2=2 2. galvanisches élément ➤ Vorrichtung zur spontanen Umwandlung chemischer zu ► Kombination von zwei Elektroden ▸ beruht auf Redoxreaktion ► Oxidation und Reduktion Laufen ab Präumliche Trennung (Halbzelle) M > Ein galvanisches Element macht eine Redoxreaktion als Spannungsquelle nutzbar. "1 ► Aufbau: Anode Donaternallo- selle Ort d. Oxidation Reduktionsmittel MINU POL welches Atom bekommt die Elektronen in welcher Hauptgruppe steht jedes Atom • bekommt" mehr Elektronen als es sonst hat = positiv Elektronen als es sonst hat = negativ bekommt" weniger ↳ •...

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jeweils wie viel mehr/weniger Danielle - Element: Diaphragma Kupferblech in Kupfer (11) sulfat · Zinkblech in Zink sulfat Kathode Akseptorhalb selle Ort d. Reduktion Quidationsmittel PLUSPOL Anode Anode-Ort der Oxidation Kathode-Ort der Reduktion 20 3. Wasserstoffhalbzelle/ -2 Halbzellen Lɔje eine Elektrolytlösung + Elektrode · Diaphragma (poröse Trennwand) Diaphragman Lazn Zn 2015 Cu²⁰ •Trennung durch Diaphragma Kupfer-+ Zinkblech durch Leitungodraht verbinden Funktion: lonenwanderung zwischen den Lösungen -S0₂ (1) elektrischer Energi Leitungsdraht: Energieverbraucher (Motor /Laupe) ► Schreibweise: Bsp: Zn/ZnSO₂₁ (c = A ²+2)// Cusa₂ (c=10²) / Cu kathode ↳aber keine schnelle Vermischung (durch Diaphragma) Stromkreis von einer Elektrode zur anderen (über Leitungsdraht) ·lonenwanderung (durch Diaphragma ·Plus- & Minuspol (kathode + Anode) T • Schrägstriche = Phasen grenze (Abtrennung Elektrolytlösung + Elektrods) · doppelter Schrägstrich - Diaphragma · Zuerst angegeben: Halbzelle am Minuspol e 3. wasserstoffhalbzelle Annungsreihe spannu Standard. Wasserstoffhalbzelle. Wasser stoffigen wird verwendet um Potentiale (einer Halbzelle) zu ermitteln ↳ Potential differenz Reaktion: H₂ + 2H₂O → 2 H₂0² +2e= · Ober: Elektrode aus Wasserstoff nicht möglich, daher Platinelektrode ausgelassen. -Platin- elektrode ► elektrochemische Saure Lösung (130) Spannungsreihe: 1. Standardpotentiale: • Die Spannung zwischen einem Halbelemen unter Standard be- dingungen und der Standardwasserstoffelektrode heißt Standardradox- potential, kurz Standardpotential." (Buch) 2. Aussage Spannungsreihe: BSP AE • Stärke Oxidations- oder Reduktionsvermögen · oberes Ende: unedle Metalle → starke Reduktionsmittel /einfache Oxidation • unteres Ende: edle Metalle → starke Oxidationsmittel /einfache Reduktion Je negativer das Standard potential, canso stärker ist das Reduktionsmittel. 11 Je stärker ein Reduktionsmittel ist, uuso schwächer ist sein korrespondierendes Oxidationsmittel und umgekehrt." (Buch) 3. Berechnung d. Spannung. •AE° = E° (Plus pol) - E°(Minuspol) AE = E° (Kathode) - E° (Anode) E = Standardpotential AE Potential differenz E°(Cu/Cu") - E° (Zn/Zn²+) AL = +0,34- (-0,76) = 1,1V 4. Bergab-Regel" : · Merkhilfe Voraussage Redoxreihe Eine Platinelektrode ist irrelevant für die Reaktion + wird daher bei der Rechnung →1. beide Redoxpaare raussuchen 2. welches steht weiter oben! 3. dieses überträgt Elektronen nur DENK DuzentatioN Elektronen werden nur ,bergab" von dem höher stehenden Redox paar übertragen bergab 4. ionenkonzentration ► Konzentrationselement: .,,Konzentrations zelle" Akku spannung Nernst - Gleichung: . chemische Reaktion ähnlich einer Batterie · Entstehung nutzbare elektrische Spannung · 2 Halbzellen->gleich aufgebaut Lunterscheiden sich nur in Konzentration der Elektrolyt Lösung • verwendet für Konzentrationselement Für die Konzentrations abhängigkeit des Elektrodenpaares eines Redox- paares S. dieses überträgt Elektronen nur bergab gilt bei v= 25°C Batterie gut für wenig wobei z die Anzahl der übertragenen Zn = Zn2+ + 2e- Bsp: Zn [c (0,1 moll)] Vor/Nachteile Ox + ze Red 5. Spannungsquellen im alltag ökologis Aspekle E = (-0,76)+ lg (0,1 mol/L) Strom- E [Red 10x] = E(Red10x) + verbrauchende Serale/ Seltener Einsatz · einmaliges Anschaffer günstig, durch nicht aufladbar auf Daver günstige Anschaffung aber teuer + nicht -Selbstentladung gut für Umwelt (mehr Mall) · nicht wieder aufladbar gut für hohen Anschaffung Stromverbrauch ·Ladegerät nötig Brennstoffzell hoher Wirkungsgrad Verchleiß- & wartungsarm ·elektrische Wärmer Energie • hohe Kosten Gorge wenig Gfahrung • hohe technische Anfordern. I che okunomisch Zwar teurer, aber längere Nutzung (gleich sich ans) häufiger Einsatz höhere Anschaffungukak · ökologisch nicht so gut (chlechte Stoffe) 0,059V 2 relativ gut für die Umwelt, aber teuer in Produktion Gesellschaft eher für sellen c(Ox) lg (Red) Elektronen darstellt. genutzte Geräte → aber wichtig, da oft höhere Spannung als Akkus M · sehr gut für Geräte die viel benutzt werden. für viele Geräte sehr wichtig noch sehr uner- forscht, neues Sebiet → noch nicht so in der Gesellschaft angekommen weing pareng • hohe technische Anforder. I 6. elektrolyse ► wird durch Zufuhr von elektrischer Energie erzwungen ▶ ▸ Zuerst: Teilchen mit kleinster Differenz im Abscheidungspotential oxidiert /redturzient ► Ablauf Gesautvorgang mit kleinster Zersetzungsspannung ► Aufbau: Gleichstromquelle + Anude Vergleich galv. Element vs. Elektrolyse galv. Element • Anode: Minuspol • Kathode: Plus pol exotherm • Verbraucher . Bsp: Batterie -Kathode ·•Spannungsquelle ←> + Stromquelle Diaphragma/Salzbräche nötig hier nicht notwending hier nicht notwendig Bsp: Akkumulator Elektrolyse · Anode: Pluspol · Kathode=Minuspol -endotherm Während die Anode beim galvanischen Element der Minuspol ist, ist sie bei der Elektrolyse der Pluspol (Kathode umgekehrt →> g.E: Phuopol /E: Minopol ABER: Anode Ort der Oxidation Kathode: Ort der Reduktion wwiges www. & Abscheidungspotential: · muss in der Halbzelle vorliegen, damit sich die lonen an die Elektrode anlagern (und nicht in die Lösung gehen) 88 überspannung: Potential differenz zwischen deur vorher errechneten Redox potential und dem was im Endeffekt vorliegt 88 Zersetzungsspannung: die mindestens benötigte Differenz der Elektroden- potentiale von Anode + Kathode n= Sloftmenge I= Strom stärke t = Elektrolyse zeit I.t 0= 2.F Faraday: Q=I⋅ t = N₁z·e=n· N₁₁·2·e=n· z. F 1. Gesetz: 7. korrosion & (bleibt IMMER 30) 2= Lo dungo zah! 2B: Ag* 1 F= Faraday konstank →GTR: Beechun, Buch 15, 3 (FXC), Konstanka, Fc korrosionsschutz ► Korrosion: Beschädigung/Zerstörung unedlem Metall von Gegenständen aus

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

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Wasserstoffhalbzelle/ -2 Halbzellen Lɔje eine Elektrolytlösung + Elektrode · Diaphragma (poröse Trennwand) Diaphragman Lazn Zn 2015 Cu²⁰ •Trennung durch Diaphragma Kupfer-+ Zinkblech durch Leitungodraht verbinden Funktion: lonenwanderung zwischen den Lösungen -S0₂ (1) elektrischer Energi Leitungsdraht: Energieverbraucher (Motor /Laupe) ► Schreibweise: Bsp: Zn/ZnSO₂₁ (c = A ²+2)// Cusa₂ (c=10²) / Cu kathode ↳aber keine schnelle Vermischung (durch Diaphragma) Stromkreis von einer Elektrode zur anderen (über Leitungsdraht) ·lonenwanderung (durch Diaphragma ·Plus- & Minuspol (kathode + Anode) T • Schrägstriche = Phasen grenze (Abtrennung Elektrolytlösung + Elektrods) · doppelter Schrägstrich - Diaphragma · Zuerst angegeben: Halbzelle am Minuspol e 3. wasserstoffhalbzelle Annungsreihe spannu Standard. Wasserstoffhalbzelle. Wasser stoffigen wird verwendet um Potentiale (einer Halbzelle) zu ermitteln ↳ Potential differenz Reaktion: H₂ + 2H₂O → 2 H₂0² +2e= · Ober: Elektrode aus Wasserstoff nicht möglich, daher Platinelektrode ausgelassen. -Platin- elektrode ► elektrochemische Saure Lösung (130) Spannungsreihe: 1. Standardpotentiale: • Die Spannung zwischen einem Halbelemen unter Standard be- dingungen und der Standardwasserstoffelektrode heißt Standardradox- potential, kurz Standardpotential." (Buch) 2. Aussage Spannungsreihe: BSP AE • Stärke Oxidations- oder Reduktionsvermögen · oberes Ende: unedle Metalle → starke Reduktionsmittel /einfache Oxidation • unteres Ende: edle Metalle → starke Oxidationsmittel /einfache Reduktion Je negativer das Standard potential, canso stärker ist das Reduktionsmittel. 11 Je stärker ein Reduktionsmittel ist, uuso schwächer ist sein korrespondierendes Oxidationsmittel und umgekehrt." (Buch) 3. Berechnung d. Spannung. •AE° = E° (Plus pol) - E°(Minuspol) AE = E° (Kathode) - E° (Anode) E = Standardpotential AE Potential differenz E°(Cu/Cu") - E° (Zn/Zn²+) AL = +0,34- (-0,76) = 1,1V 4. Bergab-Regel" : · Merkhilfe Voraussage Redoxreihe Eine Platinelektrode ist irrelevant für die Reaktion + wird daher bei der Rechnung →1. beide Redoxpaare raussuchen 2. welches steht weiter oben! 3. dieses überträgt Elektronen nur DENK DuzentatioN Elektronen werden nur ,bergab" von dem höher stehenden Redox paar übertragen bergab 4. ionenkonzentration ► Konzentrationselement: .,,Konzentrations zelle" Akku spannung Nernst - Gleichung: . chemische Reaktion ähnlich einer Batterie · Entstehung nutzbare elektrische Spannung · 2 Halbzellen->gleich aufgebaut Lunterscheiden sich nur in Konzentration der Elektrolyt Lösung • verwendet für Konzentrationselement Für die Konzentrations abhängigkeit des Elektrodenpaares eines Redox- paares S. dieses überträgt Elektronen nur bergab gilt bei v= 25°C Batterie gut für wenig wobei z die Anzahl der übertragenen Zn = Zn2+ + 2e- Bsp: Zn [c (0,1 moll)] Vor/Nachteile Ox + ze Red 5. Spannungsquellen im alltag ökologis Aspekle E = (-0,76)+ lg (0,1 mol/L) Strom- E [Red 10x] = E(Red10x) + verbrauchende Serale/ Seltener Einsatz · einmaliges Anschaffer günstig, durch nicht aufladbar auf Daver günstige Anschaffung aber teuer + nicht -Selbstentladung gut für Umwelt (mehr Mall) · nicht wieder aufladbar gut für hohen Anschaffung Stromverbrauch ·Ladegerät nötig Brennstoffzell hoher Wirkungsgrad Verchleiß- & wartungsarm ·elektrische Wärmer Energie • hohe Kosten Gorge wenig Gfahrung • hohe technische Anfordern. I che okunomisch Zwar teurer, aber längere Nutzung (gleich sich ans) häufiger Einsatz höhere Anschaffungukak · ökologisch nicht so gut (chlechte Stoffe) 0,059V 2 relativ gut für die Umwelt, aber teuer in Produktion Gesellschaft eher für sellen c(Ox) lg (Red) Elektronen darstellt. genutzte Geräte → aber wichtig, da oft höhere Spannung als Akkus M · sehr gut für Geräte die viel benutzt werden. für viele Geräte sehr wichtig noch sehr uner- forscht, neues Sebiet → noch nicht so in der Gesellschaft angekommen weing pareng • hohe technische Anforder. I 6. elektrolyse ► wird durch Zufuhr von elektrischer Energie erzwungen ▶ ▸ Zuerst: Teilchen mit kleinster Differenz im Abscheidungspotential oxidiert /redturzient ► Ablauf Gesautvorgang mit kleinster Zersetzungsspannung ► Aufbau: Gleichstromquelle + Anude Vergleich galv. Element vs. Elektrolyse galv. Element • Anode: Minuspol • Kathode: Plus pol exotherm • Verbraucher . Bsp: Batterie -Kathode ·•Spannungsquelle ←> + Stromquelle Diaphragma/Salzbräche nötig hier nicht notwending hier nicht notwendig Bsp: Akkumulator Elektrolyse · Anode: Pluspol · Kathode=Minuspol -endotherm Während die Anode beim galvanischen Element der Minuspol ist, ist sie bei der Elektrolyse der Pluspol (Kathode umgekehrt →> g.E: Phuopol /E: Minopol ABER: Anode Ort der Oxidation Kathode: Ort der Reduktion wwiges www. & Abscheidungspotential: · muss in der Halbzelle vorliegen, damit sich die lonen an die Elektrode anlagern (und nicht in die Lösung gehen) 88 überspannung: Potential differenz zwischen deur vorher errechneten Redox potential und dem was im Endeffekt vorliegt 88 Zersetzungsspannung: die mindestens benötigte Differenz der Elektroden- potentiale von Anode + Kathode n= Sloftmenge I= Strom stärke t = Elektrolyse zeit I.t 0= 2.F Faraday: Q=I⋅ t = N₁z·e=n· N₁₁·2·e=n· z. F 1. Gesetz: 7. korrosion & (bleibt IMMER 30) 2= Lo dungo zah! 2B: Ag* 1 F= Faraday konstank →GTR: Beechun, Buch 15, 3 (FXC), Konstanka, Fc korrosionsschutz ► Korrosion: Beschädigung/Zerstörung unedlem Metall von Gegenständen aus