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Vergleich: Elektrolyse und galvanische Zellen
12.11.2021
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VERGLEICH:ELEKTROLYSE & GALVANISCHE ELEMENTE Zusammenfassung der Seiten 52-53. Redoxreaktionen vorgang auf der Teilchenebene (nicht mehr: Sauerstoffübertragung zwischen Stof- CHEM fen) -1.Redoxpartner wird oxidiert (gibt Elektronen ab) -2. Redoxpartner wird reduziert (nimmt Elektronen auf) Elektrolyse=eine durch die angelegte Spannung erzwungene Redoxreaktion läuft ab->Elektronen werden ausgetauscht Reaktionen an den Elektroden: -Minuspol: Kationen werden durch Elektronenaufnahme reduziert -> Kathode = Akzeptorhalbzelle -Pluspol.Anionen werden durch Elektronenabgabe oxidiert ->Anode=Donatorhalbzelle Elektrolyse und galvanische Zelle= Redoxreaktionen, bei denen Elektronen ausgetauscht werden - Elektrolysezelle-galvanische zelle, in der die umgekehrten Reaktionen ablaufen L>Minuspol.Metall-Atome werden durch Elektronenabgabe oxidiert L> Pluspol: Nichtmetall-Atome werden durch Elektronenaufnahme reduziert =>Polung bleibt gleich, Stromrichtung drent sich um Stoff- und Energiebilanz: -in galvanischer Zelle reagieren energiereiche Stoffe (z. B. Metall und Nichtmetall) mit einander -> elektrische Energie wird freigesetzt-> energieärmere Stoffe (z.B.Salze) bilden sich L> Elektrolyse: dieser Vorgang wird umgekehrt - Elektrolyse= Zufuhr von elektrischer Energie über angelegte Gleichspannung -> Bildung von energiereichen Stoffen wie Metall und Nichtmetall um die in den Salzen gebundenen Elemente zu gewinnen Wiederherstellung der in der galvanischen Zelle verbrauchten Stoffe -> zugeführte elektri- sche Energie wird in denen gespeichert & kann anschließend durch die Reaktionen der galva- nischen Zelle wieder freigesetzt werden -in Akkumulatoren (wichtig für die mobile Nutzung elektrischer Energie): Laden und Entla- den Wasserstoff: -elektrolytisch in die Elemente Wasserstoff und Sauerstoff zerlegbar -Wasserstoff Zugabe von geringer Menge an Säure, Leitfänig daraus entstehend, Wasserstoff- gas (sehr energiereich) durch Brennstoffzellen (mobil o. Stationär)...
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Umwandlung in, elektri- sche Energie Bearbeite auf S.53 A1,A2 A1. a) Skizzieren Sie den Aufbau einer galvanischen Zelle mit einer Zinkhalbzelle und einer Bromhalbzelle an Kohleelektroden. 2e- Zn Zn²+ (aq) Zinkhalbzelle 2e- Bra 2 Br (aq) Brombalbzelle galvanisches Element Zinkhalbzelle (b) Formulieren Sie für die Vorgänge an den Elektroden die Reaktionsgleichungen. Ordnen Sie die Be- griffe Anode, Kathode, Reduktion und Oxidation für die Reaktion in einer galvanischen Zelle zu. Anode-> Oxidation (Brom): 2 Br -> Br₂ +2e- Kathode-> Reduktion (zink): Zn²++2e ->2n Redoxreaktion. ZnBr₂ (aq)-> Zn (s) + Br₂ (aq) c) Vergleichen Sie diese galvanische Zelle mit der entsprechenden Elektrolysezelle. - 010- Zn²+ (aq) Br₂ 2 e- 2 Br (aq) 2 e- Bromhalbzelle Br₂ (9) Elektrolysezelle 2e- Zn Zn²+ (aq) Zinkhalbzelle Br₂ 2 Br (aq) Ⓒ 2 e- Brombalbzelle galvanisches Element Br₂(g) Weiterführung A1 c): kathegorie/Merkmal. Hauptvorgang: Voraussetzung: Bei Unterbrechung: Endprodukt: Redoxreaktion? erzwungen? galvanisches Element: umgekehrtes Ablaufen der Reak- tionen aus der Elektrolyse Ablaufen der Elektrolyse (da da- durch eine galvanische Zelle ent- Steht, ein edles und ein uned les Metall unklar Definition Kathode: Liefern Strom aus elektrischer Energie Elektrolysezelle: Kathode: Reduktion von Zink-lonen Anode:Oxidation von Bromid-lonen solange elektrische Arbeit verrich- tet wird (=endergonischer Vorgang), ein edles und ein unedles Metall zwischen den Elektroden besteht ei- ne Spannung von 1.8 V Entstehen einer galvanischen Zelle Czink- und Brombalbzelle) ja ja nein, da sie Strom aus elektr. Ener- ja, da unter Verbrauch elektr. Ener- Lgie Liefern Igie A2: Definieren Sie, ausgehend von den Vorgängen bei der Elektrolyse, Anode und Kathode. Anode Oxidation=Minuspol= Elektronenabgabe= Elektronenüberschuss >= Redoxreaktion Kathode = Reduktion = Pluspol= Elektronenaufnahme- Elektronenmangel nur Umkehrung der Stromrichtung! Die Kathode, die den Pluspol definiert, wird reduziert, wodurch es bei der Elektrolyse zu einem Elektronenmangel kommt. Definition Anode: Die Anode, die den Minuspol definiert, wird oxidiert, wodurch es bei der Elektrolyse zu einem Elek- tronenüberschuss kommt.