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Lernzettel Galvanische Elemente, Wasserzersetzung, elektrochem. Spannungsreihe, Elektrolyse in wässr. Lösungen, Faradaysche Gesetze

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Redoxreaktion: Elektronen übertragungsreaktion
→ Oxidation: Abgabe von Elektronen und Aufnahme von Sauerstoff - Erhöhung der Oxidati

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-Redoxreaktion - Reaktionsgleichung -Galvanische Elemente -Elektrochemische Spannungsreihe -Batterien, Akkumulatoren -Elektrolyse in wässr. Lösungen -Hoffmannsche Wasserzersetzungsapparat -Chloralkalielektrolyse -Faraday´sche Gesetze

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с hemi Redoxreaktion: Elektronen übertragungsreaktion → Oxidation: Abgabe von Elektronen und Aufnahme von Sauerstoff - Erhöhung der Oxidationszahl, Notieren von e- bei R-Gleichung auf rechter Seite (X →x++e) Ein Oxidationsmittel ist ein Stoff, der anderen Stoffen zur Oxidation verhilft. Schritt 3' →Reduktion: Aufnahme von è und Abgabe von Sauerstoff - Erniedrigung der Oxidationszahl, Notieren der è bei R-Gleichung auf linker Seite (Xª+e¯ → X) Ein Reduktionsmittel ist ein Stoff, der anderen Stoffen zur Reduction verhilft. Oxidationszahlen können zeigen, ob es sich um Reduktion oder Oxidation handelt Alkalimetalle + [ | Erdalkalimetalle +II (Metalle immer positiv) Halogene (8. HG, Edelgase) - I I Wasserstoff + I | Sauerstoff -I Aufstellen einer Redoxreaktionsgleichung Schritt 1: Schritt 2. Anode (Oxidation) Elektranendonator ↑ Elektronenfluss Aufstellen der Teilgleichungen (zuordnen von Oxidation und Reduktion mithilfe der Oxidationszahlen) a) Oxidationszahlen bei beiden Redoxpaaren aufstellen b) Ausgleich der Oxidationszahlen durch Elektronen c) Ausgleich der Elementarladungen (saure und neutrale Lösungen H₂O", alkalische Lösungen : OH) d) Ausgleich der Atombilanzen (H und O) durch H₂O a) Multiplizieren der beiden Teilgleichungen (um auf gleiche Elektronen zu kommen) b) Addreren beider Feilgleichungen zu einer Redoxreaktion, Vereinfachen der Reaktionsgleichung 2e → GALVANISCHE ELEMENTE (freiwillige, exergonische Rkt.) • Elektronenstrom von Redoxreaktion wird nutzbar gemacht → räumliche Trennung von Oxidation und Reduktion → Z.B. Einsatz eines Diaphragmas - galvanische Zelle aus Zink und Kupfer: Daniell-Element Zn²+ Zn²+ (aq) ↑ Zn Zn²+ (aq) zinkhalbzelle Lektrodel M еве а и s von Diaphragma Elektromotor nach + 2e → Cu²+ (agt •SO₂² (aq) 2e" ur wichtig:...

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lonen = Ladung Kupferhalbzelle (Elektrodle) Kathodte (Reduktion) Elektronenakzepter (steigt: Oxidation; sinkt, Reduktion) elementare Stoffe: immer o Beispiel 1 -Angalee der Standard potentiale Eº (Nullpunkt: H₂/H₂B") Elektrolytlösung Ho Elektronen fließen vom Ort des hoheren e-Drucks zum Ort des geringeren Elektronendrucks. -II *Hx2 DIE ELEKTROCHEMISCHE SPANNUNGSREIHE -Spannung eines galvanischen Elements: abhängig von Elektrodenmateriaal, Elektrolytlösung (Konzentration), Temperatur →Elektrochemische Spannungsreihe Berechnung der Spannung Eº (kathode) E (Anoole) --Pol +- Pol Standardbedingungen: 25°C: 1013 hPa; C(H+) = 1 mol/L (E wird in der elektrochem. Spannungsreihe abgelesen) ↳Angabe des Reduktions- und Oxidationsvermögens in wässr. Lösung -je negativer das Standart potential, umso stärker das Reduktionsmittel → das korrespondierende Ox-mittel ist umso schwächer -das höher Stehende Reduktionsmittel reduziert das tiefer stehende Oxidationsmittel (Bergab-Regel) OBEN: unedle Metalle, hohes Bestreben zur e--Abgabe, stärkere Reduktionsmittel ↑ UNTEN. edlere Metalle, hohes Bestreben zur e-Aufnahme, stärkere Oxidationsmittel ↓ (stärkstes: Flucr) Batterien & Akkumulatoren Batterien: in Reihe geschaltete geschaltete galvanische Elemente (Erhöhung der Spannung als Grund) bei der Entladung wird chem. Energie zu elektrischer Energie umgewandelt Beispiel: Zink-kohle-Batterie, Spannung 1.5V Kathode: Graphitstab, Anode, Zinkbecher Akkumulator: Elektrolyse und galv. Zelle im Wechsel → Laden: Elektrolyse, Entladen: Galvanisches Element Beispiel: Bleiakkumulator Minuspol Pb + S0₂² PbSO₂ +2e= Pluspol: PbO₂ +2e + S0₂² + 4H₂O* = Pb+ PbQ₂ +250₂²¯ + 4H₂O+ DIE ELEKTROLYSE (IN WASSRIGEN LÖSUNGEN) galvanisches Element -Erzeugen von Strom: frei- williger Ablauf der Reaktion Elektrolyse -Stromverbrauch: Ablauf einer erzwungenen Redolreaktion -Elektronen wandern von dem •Elektronen wander von dem Halbelement mit größerem Oxida- Halbelement mit geningerem Oxi- tionspotential zu HE mit geringe- dactions potential zu HE mit rem Oxidationspotential größerem Oxidationspotential Minus Pol: Kathode - Reduktion →Elektronen überschuss Plus-Pol: Anode - Oxidation → Elektronenmangel -Ladevorgang Akkumulator -Energieumwandlung' elektrisch → chemisch 0 0,5 Salasäure an blanken Platinelektrodeh Stromstärke - Spannungskurve: I in mA Kupfer (II)-sulfat-Lösung an kupferelektrocen ų 1,5 · Minus -Pol: Anode-Oxidation → Elektronen überschuss Plus-Pal: Kathade-Recluttion → Elektronenmangel ·Batterie /Entlade vorgang - Energleumwandlung: chemisch elektrisch Salasäure an Graphitelekroden 240 25 u in V 3,0 unfreiwillige, endergonische Reaktion 7 Spannung U=R·I_ ↑ el. Widerstand Zersetzungsspannung: Zur ständigen Abscheidung der Produkte der Elektrolyse benötigte Mindestspannung U₂ (Ermittlung aus Stromstärke- Spannungs-kurve) Linear Ohm'sches Gesetz Entladen Polarisationsspannung: geringe Spannung → Abscheidung kcl. Mengen Cl und H₂ →Adsorption an Elektrode (Polarisierung der Elektrode) →galv. El. → Ugaar. G. ist Polarisations- spannung und der angelegten äußeren Spannung ent gegengesetzt Erhöhen der äußeren Spannung führt zu Anstieg d. Polarisationsspannung max. Polarisationsspannung - U₂ Laden Die Elektrolyse ist die Umbehr eines galvanischen Elements. Merke: Be einer elektrolyse findet die Reaktion statt, welche die kleinste Differenz der Abscheidungspotentiale ergilot. U₂ = AE Abscheidungspotential: Zuordnung zu den Elektrodenvorgängen →ent- Sprechen bei Platinelektroden annähernd den Redox- potentialen Uz =EA (Anode) - EA (kathooke) Bei Graphitelektroden: höhere Zersetzungsspannung →Differenz zwischen berechneter Uz und gemessener (z. B. durch vom Elektrodenmaterial U₂ = Überspannung abhängige Aktivierungsenergie) Differenz zwischen Abscheidungs- und Redoxpotential -Verringerung durch Maßnahmen, z.B. Platinieren von Platinelektrodlen (EA) wichtig E₁=E(Red/Ox)+ Eu Überspannung: Uberpotential: PbSO₂ + 6H₂O 2PbSQ + 6H₂O Stromstärke in A Der Hoffmannsche Wasserzersetzungsapparat (Wasser lässt sich in O₂ und H, Zersetzen) Hahn fü Gasentnahme Batterie Soda (Wasser + leitende lonen Pluspol (Anoole): 201² → Cl₂ + 2€¯ ЧОН →O2 + 2H2O + че Minuspol (kathode): Na+ + è¯ → Na CHLORALKALIELEKTROLYSE Natronlauge, Chlor und Wasserstoff werden durch Elektrolyse von Natriumchloridlsg. hergestellt →lonen Na+, Cl, H₂0 und OH kabel +Leiter FARADAY'SCHE GESETZE 1. Faraday'sches Gesetz Beobachtungen: volumen Anode (+-Pol): Gasentwicklung 1 Glimmspanprobe pos. → 0₂ Kathode (--Pol): Gasentwicklung 2 knallgasprobe pos. → H₂ Auswertung: lanen in sg,, die Reaktionen eingehen können: OH" und H₂O* Mögliche Rict. (vgl. Spannungsreihe). (+) Anode (Oxidation): YOH → O₂ + 2H₂O + 4e² (-) Kathode (Reduktion): 2H₂O* + 2e →→→→ H₂ + 2H₂O 1.2 |€° = 1,36V |E=0₁8V (plt=7) |E° = -2,71 V 2H₂O* +2e →→H₂ + 2H₂O -Bildung von Sauerstoff statt Chlor muss verhindert werden Membranverfahren Verwendung bei jeder neueren Anlage 2. Faraday'sches Gesetz Q=n· z. F | E= -0,41V (pH=7) m (Masse in g) M Imolare Masse PSE in - Natronlauge und Chlar dürfen sich nicht mischen (sonst Reaktion zu Natriumhypochlorit (Naoci) ·Chlor darf sich nicht mit Wasserstoff zu Chlorknallgas mischen → 3 wichtige Verfahren: Amalgamverfahren, Diaphragmaver fahren, Membranverfahren YOH + 4H₂O +Ye →Q₂ + 6H₂O+ 2H₂ +Y€¯ 28H₂0 → O₂ + 6H₂O + 2H₂ 2H₂O₂ + 2H₂ N - Chlar: Abscheidung an Titananode, Wasserstoff und Natronlauge bilden sich direkt an Stahlkathode - chloridfrere Natronlauge durch Polymermembran (für Hydroxid- und Chloridianen undurchlässig) -besser für Umwelt als Diaphragmaverfahren Q~n Die Ladung (a, gemessen in Coulomb () ist proportional zur Stoffmenge in. Stromstärke Zeit Ladung Q=I-t² bedbachtetes Zahlenverhältnis n-Stoffmenge in mol Z-Anzahl der übertragenen Elektronen F- Faraday konstante 96485 C/mol (bzw. A.s/mol)

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Lösung -je negativer das Standart potential, umso stärker das Reduktionsmittel → das korrespondierende Ox-mittel ist umso schwächer -das höher Stehende Reduktionsmittel reduziert das tiefer stehende Oxidationsmittel (Bergab-Regel) OBEN: unedle Metalle, hohes Bestreben zur e--Abgabe, stärkere Reduktionsmittel ↑ UNTEN. edlere Metalle, hohes Bestreben zur e-Aufnahme, stärkere Oxidationsmittel ↓ (stärkstes: Flucr) Batterien & Akkumulatoren Batterien: in Reihe geschaltete geschaltete galvanische Elemente (Erhöhung der Spannung als Grund) bei der Entladung wird chem. Energie zu elektrischer Energie umgewandelt Beispiel: Zink-kohle-Batterie, Spannung 1.5V Kathode: Graphitstab, Anode, Zinkbecher Akkumulator: Elektrolyse und galv. Zelle im Wechsel → Laden: Elektrolyse, Entladen: Galvanisches Element Beispiel: Bleiakkumulator Minuspol Pb + S0₂² PbSO₂ +2e= Pluspol: PbO₂ +2e + S0₂² + 4H₂O* = Pb+ PbQ₂ +250₂²¯ + 4H₂O+ DIE ELEKTROLYSE (IN WASSRIGEN LÖSUNGEN) galvanisches Element -Erzeugen von Strom: frei- williger Ablauf der Reaktion Elektrolyse -Stromverbrauch: Ablauf einer erzwungenen Redolreaktion -Elektronen wandern von dem •Elektronen wander von dem Halbelement mit größerem Oxida- Halbelement mit geningerem Oxi- tionspotential zu HE mit geringe- dactions potential zu HE mit rem Oxidationspotential größerem Oxidationspotential Minus Pol: Kathode - Reduktion →Elektronen überschuss Plus-Pol: Anode - Oxidation → Elektronenmangel -Ladevorgang Akkumulator -Energieumwandlung' elektrisch → chemisch 0 0,5 Salasäure an blanken Platinelektrodeh Stromstärke - Spannungskurve: I in mA Kupfer (II)-sulfat-Lösung an kupferelektrocen ų 1,5 · Minus -Pol: Anode-Oxidation → Elektronen überschuss Plus-Pal: Kathade-Recluttion → Elektronenmangel ·Batterie /Entlade vorgang - Energleumwandlung: chemisch elektrisch Salasäure an Graphitelekroden 240 25 u in V 3,0 unfreiwillige, endergonische Reaktion 7 Spannung U=R·I_ ↑ el. 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B. durch vom Elektrodenmaterial U₂ = Überspannung abhängige Aktivierungsenergie) Differenz zwischen Abscheidungs- und Redoxpotential -Verringerung durch Maßnahmen, z.B. Platinieren von Platinelektrodlen (EA) wichtig E₁=E(Red/Ox)+ Eu Überspannung: Uberpotential: PbSO₂ + 6H₂O 2PbSQ + 6H₂O Stromstärke in A Der Hoffmannsche Wasserzersetzungsapparat (Wasser lässt sich in O₂ und H, Zersetzen) Hahn fü Gasentnahme Batterie Soda (Wasser + leitende lonen Pluspol (Anoole): 201² → Cl₂ + 2€¯ ЧОН →O2 + 2H2O + че Minuspol (kathode): Na+ + è¯ → Na CHLORALKALIELEKTROLYSE Natronlauge, Chlor und Wasserstoff werden durch Elektrolyse von Natriumchloridlsg. hergestellt →lonen Na+, Cl, H₂0 und OH kabel +Leiter FARADAY'SCHE GESETZE 1. Faraday'sches Gesetz Beobachtungen: volumen Anode (+-Pol): Gasentwicklung 1 Glimmspanprobe pos. → 0₂ Kathode (--Pol): Gasentwicklung 2 knallgasprobe pos. → H₂ Auswertung: lanen in sg,, die Reaktionen eingehen können: OH" und H₂O* Mögliche Rict. (vgl. Spannungsreihe). 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Stromstärke Zeit Ladung Q=I-t² bedbachtetes Zahlenverhältnis n-Stoffmenge in mol Z-Anzahl der übertragenen Elektronen F- Faraday konstante 96485 C/mol (bzw. A.s/mol)