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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)