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chemie: redoxreaktion und elektrochemie

chemie: redoxreaktion und elektrochemie

 Oxidation
Reduktion
Grundbegriffe
= Reaktion unter Elektronenabgabe
(Oxidationszahl erhöht sich)
= Reaktion unter Elektromoufnahme
REDOXREA

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Oxidation Reduktion Grundbegriffe = Reaktion unter Elektronenabgabe (Oxidationszahl erhöht sich) = Reaktion unter Elektromoufnahme REDOXREAKTIONEN/ELEKTROCHEMIE (Oxidationszahl verringert sich) Redoxreaktion = Reaktion mit Elektronen übergang vom Elektronendonator zum-akzeptor دا Elektronenakzeptor = nimmt Elektron während einer Reduktion auf = gibt Elektron während einer Oxidation ab Elektronendonator Korrespondierendes Redoxpaar -Oxidierte und reduzierte Form eines Teilchens, die durch eine Redoxreaktion ineinander über- führt werden können. = L> Reduktion Aufnahme von Elektronen 4. Ladungen ausgleichen 5. Atomanzahlen ausgleichen Redoxreaktion Beispiel: Eisennagel in Kupfersulfatlösung → Blaufarbing der Lösung wird schwächer + Eisennagel wird mit Kupfer überzogen ↳an der Fläche zwischen Eisen und Lösung findet eine Elektronen übertragungsreaktion statt →> Cu²+ -lonen nehmen aus dem Elektronengas des Eisennagds je 2 Elektronen von den Fe-Atomen auf und werden dabei zu Cu- Atomen reduziert →Fe-Atomen geben 2 Elektronen ab und zu Fe 2+ oxidiert →Fe-Atome - Elektronendonator →> Cu2+-lonen = Elektronenakzeptoren Reduktionsmittel Oxidationsmittel Donator-Akzeptor-Konzept < Redox Icaktion L> Oxidation = Abgabe von Elektronen 2+ ↳ Teilgleichung: Red: (u ²+ (aq) + 2e² → (u(s) Oxd. Fel Fe²+ + 2e korrespondierend Redoxreaktion: Cu²+ (aq) + Fe (5) → (u (s) + Fe 2+ (aq) korrespondierend Redoxgleichung aufstellen 1. korrespondierende Redoxpaare notieren, Oxidation und Reduktion zuordnen. 2. Aufstellen der Teilgleichungen 3. Addition und Multiplikation des Teilgleichungen Beispiel 2: Permangat-lonen mit Sulfit-lonen in alkalischer Lösung + VII -11 +N-1 +VI -11 +V1-1) 1. MnOu +SO3²- →→ MnO4 ²- + Soy ² 2- 2- Reduction Oxidation Oxidationszahlen -durch die Anderung der Oxidationszahl werden Oxidation. Reduktion und Redoxreaktion ersichtlich Elektronenabgabe und Elektronenowfnahme sind umkehrbare Vorgänge Reduktionsmittel wird durch Elektronabgabe zum korrespondierenden Oxidationsmittel Oxidationsmittel wird...

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clurch Elektronenowfnahme zum korespondierenden Reduktionsmittel 2.+3. Reduktion: MnOy²+ 1e² → MnOy²-2 Oxidation: 3032 -> SO₂²² +2e= ·^ Redoxreakt: 2 MnOy + SO3²- → 2 MnO₂ ²- + SO4²- 4. 2 MnOy + S03²- + 2OH- → 2 Mn Ou ²¯ + SO4 ²- 5. 2 MnOn + S0₂²- + 2OH- → 2- 2- 2- 2- 2 MnO₂ ²- + SO4²- + H₂O - steigt die Oxidationszahl während der Reaktion → Oxidation - sinkt die Oxidationszahl während der Reaktion → Reduktion - Bestimmung: 1. Elemente bekommen die 02 = 0 1. 2. Metalle in Verbindungen erhalten die OZ entsprechend der Ladung ihrer Kationen. meistens 3. Wasserstoff erhält in Verbindungen die 02= + I 4. Sauerstoff erhält in Verbindungen die 02= -II (außer in Peroxiden - 02= -1) 5. Fwor-Atom hat immer Oz = - I 5. Die Summe der 02 aller Bauteile einer neutral geladenen Verbindung entspricht +/-0. 6. Die Summe der Oz aller Bauteile eines lans entspricht dem Gesamtladegewichts des lans Beispiel: Permanganat-lonen + Sulfit-Ionen in souter Lösung Oz wird kleiner Reduktion +VII -II мной +IV-11 11+ VI-II 2- + S03²- →> Mn²+ + SO4²- Oxidation 2 2+3. Oxidation S03² SO4²- + 2e- -02 wird größer 4. 5 5032 + 2 MnOy + 6H30+ → 550₁²- + 2 Mn²+ 2- 2- 5. 5503² + 2 MnOy + 6H30+→ 0 H₂ Mg 5504 ²- + 2Mn²+ + 9H₂0 +II MgCl₂ AL203 +I H₂0 5 2 Reduktion: MnOy + 5e- → Mn²+ Redoxreakt.: 5803²- + 2 MnOy + 10€ →> 550₂²¯ +10€ + 2 Mn²+ ---> +I + III I -II H₂0 CO +I-II-II +II Mg нсе H₂O AD3 2+ I+I OH I+III- NH₂ Oxidationsprodukte der Alkohole -IL +III HH 世 H-C-C-H GA Primāres C-Atom HH H I H-C-CC-H sekundares C-Atom 1 Metall- atome Unedel Metall- lonen -I H-C-C²- H H OH primarer Alkohol H H ㅐ HH-C-H 1-I T H-C—C— 1 H 1 Nimmt schwer e auf →lonen sind stabil. H sekundärer Alkohol H H-C-C-C-H H OH H 1 H H Mg Al 2n Fe Ni TENDENZ ZUR ELEKTRONABGABE H-C- I Sn Pb H H 1+I H-C-C-H H₂O₂ Aldehyd +I H --- H-C-H H H-C-CC-H I I OH H H₂ Cu +I Redoxreihe der Metalle -Atome van Alkali- und Erdalkalimetallen geben am leichtesten Elektronen ab → stärksten Elektrondonatoren - Atome von Edelmetallen geben am schwersten Elektronen ab Ly Kationen sind stärksten Elektranakzeptoren + leicht zu reduzieren - innerhalb des Redoxreihe nimmt die Oxidierbarkeit der Metall-Atome ab & die Reduzierbarkeit der Metall-kationen zu -Atome unedler Metalle werden von verdünnten Säuren unter Wasserentwicklung oxidiert -Je medler ein Metall ist, desto größer ist die Tendenz der Atome Elektronen abzugeben Gibt leicht e-ab Ад H H I+III H-C-C-C-H H₂O, H Keton Hg AU Li2+ Mg²+ A1³+ 2n²+ Fe²+ Ni²+ Sn²t Pb²+ Ht Cu²+ Ag+ Hg²+ TENDENZ ZUR EIEKTRONAUFNAHME 2+ AU³+ H + TIL Edel I+ Gibt schwere ab H-C-C-OH но Nimmt leichte auf →lonen sind instabil Zinkstab -Kupfersulfatlösung -Schicht aus Kupfer Galvanische Zelle - Zinkstab in Kupfersulfatlösung → auf dem Zinkslab scheidet sich eine kupferschicht ab -an des 2inkoberfläche findet eine Elektronübertragung statt Oxid.: ↳ Elektronen von Zn-Atomen ou Cu²+ - lonen übertragen Zn → Zn²+ + 2e² Red.: dabei entstehen 2n²t-lonen, die in die Lösung übergehen Cu2+ + 2e → Cu → um die chemische Energie nicht nur in Wärme, sondern elektrische Energie umzuwandeln, durfen die Elektronen nicht direkt vom zn auf Cu²+ ↳ dazu werden Reduktion + Oxidation räumlich gerennt: Anode Oxidation unedles Metall Zink |2e Leiterkabel Ze> So₂² Zinksulfatlösung 2n 2²1² Halbzelle 2n als medles Metall gibt Elektronen ab -Zn²+ gent in die Lösung 2e bleiben im Stab > dies Vorgang findet die ganze Zeit statt Zn → Zn²+ + 2e 2e> -S0₂ 2+ C√2+- ↳> Anode: negativ geladen - 2e wondern zur Kupferkathode 2e Last Cu2+ - dadurch, dass immer mehr 2n²+ in die Lösung gehen wird die Losing positiv L> keine weitere Zn²+ können in die Lösung (losung zu 4) Zn +²+→→ Zn²+ + Cu exotherm (+ Kathode Reduktion edles Metall Kupfer ~ -Kupfer-lonen in Lösung nehmen Elektronen auf Cu2+ + 2e → Cu - Kupfer-lonen (Cu²+) werden zu elementaren Kupfer (C) -Kupfersulfatlösung ↳ Kupfer scheidet sich am Stab ab -Kupfer kathode: positiv geladen LADUNGSAUSGLEICH - aus der Lösung gehen Cu²+ über zu elementarem kupfer (Cu) L> Lösung ist negativ geladen L> nur noch SO2+ über →Reaktionen stoppen< um Ladungen/lonen auszutauschen-> Diaphragma SO2-lonen der Kathode gehen in die Lösung der Anode 2n2+-lonen der Anode gehen in die Lösung der Kathode Zell diagramm - Metallstab + Salzlösung: Halbzelle -Metallstäbe in Halbzellen: Elektrode -Lösungen: Elektrolyte - Zel/diagramm = burzschreibweise 42.B. Zn/Zn²+ (c= 1 mol·11)¦ Cu²+ (c=^mol · 1¯¹) | Cu Diaphragma Donatorhalbzelle "Akzeptorhalbzelle Elektrodengleichgewichte -zuordnung von Minus-/Pluspol beruht auf Gleichgewichtsreaktion an der Oberfläche der Elektroden - einzelne Atome ows Metallgitter geben Elektronen ab ↳ es entstehen: nydratisierte Metall-lonen L> Elektronen bleiben im Metall → Elektronenüberschuss >> negative Ladung in Elektrode zieht hydratisierte Metall-lonen an → es kommt zur Rückreaktion + ein dynamisches Gleichgewicht stellt sich ein Metall Metall 2+ + (x)e- - es werden genauso viele Metall-Atome oxidiert wie Metall-kationen reduziert. -an Phasengrenze entstent elektrochemische Doppelschicht aws negativen & positiven Ladungsträgern -Lage des Gleichgewichts hängt von edelheit des Metalls ab L> bei wedlen: mehr Metall-lonen in Lösung +höherer Elektronen überschuss in Elektrode + starker ausgeprägte elektrochem. Doppelschicht → höherer Elektronendruck ↳bej edlen: weniger Metall-lonen in Lösung + weniger Elektronen >> geringerer Elektronendruck - wenn man die Hallozellen versch. Metalle leitend verbindet wird das 66W dlaverhaft gestort zn ZnSO₂-lsg. CU Cu Soy-Lsg. • Kupfer ist edler als Zink. ↳ weniger Kupfer-lonen als zink-lonen genen in die Lösung Elektrodenpotential -durch Ausbildung der elektrochemischen Doppelschicht, ist die Lösung um die negativ geladene Elektrode positiv (hydratisterte Metall-lonen) L> durch diese Ladungstenning entstent Potential L>Kennzeichnend für edlen/unedlen Charakter des Metalls ↳ Elektrodenpotential E • medlere Elektroden hat negativeres Elektroden potential - Elektronenfluss ist aber nicht messbar ohne 2. Halbzelle → messbare Spannung zwischen 2 miteinander verschalteten Halbzellen = Potential differenz U (der 2 einzelnen Elektrodenpotentiale) Standardelektrodenpotential - Zellspannung abhängig von: kombination der Halbzellen, Konzentration der Elektrolyle, Temperatur 1- - Standard bedienungen: Temperatur 25°C, Konzentration c = 1 mol, Gasdruck p= 0= 1000h Po - Messung von Elektrodenpotentiaten unter Standardbed., in kombination mit Wasserstoffelektrode L> Standardelektronenpotentiale Eº Beispiel: Wasserstoffhalbzelle und Kupfer hallozelle H² (Pt) 12 H+ (aq) Cu²+ (ag) | Cu (s) U° = 0,34V Wasserstoffhalbzelle E° = 0,00V → Kupferhalbzelle E°((u²+1(u) = + 0,34 V ↑ da Cu-habzelle Pluspol ist Akzeptorhalbzelle Zinkhalbzelle und Wasserstoffhalbzelle 2n (s) 2n²+ (aq)2H(aq) | H² (pt) Uº= -76V zinkhalbzelle E° [2n²+/2n) == 0,76V elektrochemische Spannungsreihe - Redoxpaare mit negativen Eº-Werten: Minuspol/Donatorhallozelle -Redoxpaare mit positiven E°-Werten: Pluspol / Akzeptorhalbzelle Beispiel: Zinkpulver in lodlösung E°(12/1) = 0,62V € (2²/2) = -0,76V → In-Atome nahezu vollständig von 12-Molekulen 20 2n²+ Oxidiert 2n(s) + 1₂ = 2n²+ + 21- Redoxggw auf Seite der Produkte Natriumchlorid in lodlosing ECC₂/C) 1,36 V E° (1₂/1) = 0,62V → 12- Molekülen können die C1`-lonen praktisch nicht oxidieren 20/ cag) + 1 cag Redoxggw auf Seite der Edukte (1₂ caq) + 21 cag) da 2n-habzelle Minuspol ist Donatorhallozelle Wasserstoffhalbzelle -Wasserstoffhabzelle - Bezugshallozelle LE = 0,00V H₂-Moleküle -Platinblech - Saute Lösung Centhalt H30¹) Wasserstoffgas - Platinblech wird in eine saure Lösung getaucht - Platinblech wird von Wasserstoffgas umspült - an der Platin-Oberfläche lagern sich H₂- Molekule an Ls es stellt sich ein Gleichgewicht an der Platin-Oberfläche ein zwischen H₂ und H30+ (kurz Ht H₂ (14) 2H+ (aq) + 2e- Berechnung der Zellspannung Uzelle E (Akzeptorhallozelle) - E° (Donatorhalbzelle) = Zur Bestimmung ob eine Redoxreaktion freiwillig abläuft: 1. Redoxpaare identifizieren + Standardetektrodenpotential angeben 2. Elektrondonator/-akzeptor zuordnen (amband von Eº-Werten) 3. Redoxgleichung über Teilgleichungen aufstellen + lage des G6W begründen (4. Berechnung der Zellspanning (°) Batterien - Primārzellen: können nicht weiterverwendet werden, wenn Stoffe in Zelle erschöpft sind - Sekundärzellen ( Akkumulatoren): können durch Umkehrung der Zellreaktion wieder aufgeladen werden - Bsp.: Daniell-Zelle - Batterie um 1800 → schlecht transportierbar Zink-Konle-Batterie → von Leclanché 1. Trockenbatterie - 1,5 V - Minuspol: Zinkbecher ·Pluspol: Mangandioxid pulver (Mm 0₂) mit Graphitpulver (elektrischer Leiter) und Graphitstab (zurückführen von e) - Elektrolyt: Ammoniumchlord lösung (NH₂C1) - Entlading: 2n- Atome zu 2n²+-lonen oxidiert, ZnZn²+ + 2e² Zn²+ - Zinkbecher wird beim Betrieb aufgebraucht > Gefahr: Beches löchrig → Electrolyt tritt aus lösung: Kunststofffolie + Stanimantel gehen in Lösung Mangandioxid wird zu Mangan (111)oxidhydroxid reduziert 2MnO2+2H₂0+2e →>2Mn00H + 20H- Gesamtreakt: 2n (s) + 2 MnO₂ (s) + 2 H₂O(aq) → Zn²+ (aq) + 2 MnOOH(s) + 20H (ag) Folgereaktionen in Elektrolytlösung: NH4+ (aq) + OH- (aq) → NH3 (aq) S Zn²+ (aq) + 2NH3 (aq) → (Zn(NH3) ₂) ²+ (aq) Diamminzink-lonen (zn (NH3)2)2+ (aq) + 2Cl¯(ag) → (Zn(NH3)}) ({ (s) →> Widerstand steigt/ Leistung sinkt Akkus -Sekundár zelle - wiederaufladbare galvanische Zelle - Entsorgung: in Sammelboxen, nicht Hausmüll Bleiakkumulatoren -Startbatterie in Fahrzeugen • Elektrolyt: wässrige Lösung von Schwefelsäure - Auto übliche Spannung (12V) durch Reihenschaltung von 6 Bleiakkuzellen Alkali-Mangan-Batterie - Weiterentwicklung der Zink-kohle Batterie -1,5 V - Minuspol: Paste aus Zinkpulver in Kaliumhydroxidlasung L> größere Oberfläche des Zinks L> Batterie kann über längere Zeit höhere Ströme bei gleichbleibender Spannung entnommen werden - Pluspol: MnO₂ (s) + 2 H₂Oce) + 2€¯ -> Mn(OH)2 (s) + 2OH¯ (aq) -im Elektrolyt (Kaliumhydroxidlösg.): Zn²+ + 90H¯ →> (2n(OH)4₂) ²+ I - Minuspol: Blei → Pb (s) + 504²- (aq) →> PloS04 (s) + 2e- TV - Pluspol: Bleioxid (PbO₂) => PbO₂ (s) + 4H+ (aq) + SO₂₂² (aq) + 2 €¯ -> PbSO4(s) + 2H₂0 (1) 2- - Minuspol: PbSOy (s) + 2 e² → Pb(s) + SO₂² (aq) -Pluspol: PbSOy (s) + 2H₂0 (₁)→> Pb O₂ (s) + 4H+ (aq) + Soy ² (aq) + 2e² + H₂0 (e) em Entladen - damit die Reaktionen ablaufen + kein knallgas entsteht wird der Ladevorgang durch einen Laderegles gesteert > halt Spannung unter kritischem Wert • Elektrodenflächen möglichst groß, damit hohe Stromstärke beim Start geliefert werden kann. L> dinne Platten aus Blei + Bleioxid abwechsend nebeneinander verbout + luitend verbunden. L> zur Kurzschluss verhinderung: Trennwände /Seperatoren zwischen positiven/negativen Platten Nickel-Metallhybrid- Akkus - Ersatz für Nickel-Cadmium-Akkus -Pluspol: Nickel (II)oxidhydroxid (NiOOH) - Minuspol: legiening versch. Metalle (2.B. Lanthan, Nickel etc.) - Elektrolyt: 2B. kaliumhydroxidlösung (KOH) -1,2V 00 Entladen - Minuspol: MH(s) + OH- (aq) < Laden durch Anlegen einer w Beren Spannung wird die Reaktion umgekehrt/Bleiakku aufgeladen III - Pluspol: NiOOH(s) + H₂Oce) + e². Entladen Laden M(s) + 1₂0(e) + e- 0 II Ni(OH)₂ (s) + OH(aq)

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clurch Elektronenowfnahme zum korespondierenden Reduktionsmittel 2.+3. Reduktion: MnOy²+ 1e² → MnOy²-2 Oxidation: 3032 -> SO₂²² +2e= ·^ Redoxreakt: 2 MnOy + SO3²- → 2 MnO₂ ²- + SO4²- 4. 2 MnOy + S03²- + 2OH- → 2 Mn Ou ²¯ + SO4 ²- 5. 2 MnOn + S0₂²- + 2OH- → 2- 2- 2- 2- 2 MnO₂ ²- + SO4²- + H₂O - steigt die Oxidationszahl während der Reaktion → Oxidation - sinkt die Oxidationszahl während der Reaktion → Reduktion - Bestimmung: 1. Elemente bekommen die 02 = 0 1. 2. Metalle in Verbindungen erhalten die OZ entsprechend der Ladung ihrer Kationen. meistens 3. Wasserstoff erhält in Verbindungen die 02= + I 4. Sauerstoff erhält in Verbindungen die 02= -II (außer in Peroxiden - 02= -1) 5. Fwor-Atom hat immer Oz = - I 5. Die Summe der 02 aller Bauteile einer neutral geladenen Verbindung entspricht +/-0. 6. Die Summe der Oz aller Bauteile eines lans entspricht dem Gesamtladegewichts des lans Beispiel: Permanganat-lonen + Sulfit-Ionen in souter Lösung Oz wird kleiner Reduktion +VII -II мной +IV-11 11+ VI-II 2- + S03²- →> Mn²+ + SO4²- Oxidation 2 2+3. Oxidation S03² SO4²- + 2e- -02 wird größer 4. 5 5032 + 2 MnOy + 6H30+ → 550₁²- + 2 Mn²+ 2- 2- 5. 5503² + 2 MnOy + 6H30+→ 0 H₂ Mg 5504 ²- + 2Mn²+ + 9H₂0 +II MgCl₂ AL203 +I H₂0 5 2 Reduktion: MnOy + 5e- → Mn²+ Redoxreakt.: 5803²- + 2 MnOy + 10€ →> 550₂²¯ +10€ + 2 Mn²+ ---> +I + III I -II H₂0 CO +I-II-II +II Mg нсе H₂O AD3 2+ I+I OH I+III- NH₂ Oxidationsprodukte der Alkohole -IL +III HH 世 H-C-C-H GA Primāres C-Atom HH H I H-C-CC-H sekundares C-Atom 1 Metall- atome Unedel Metall- lonen -I H-C-C²- H H OH primarer Alkohol H H ㅐ HH-C-H 1-I T H-C—C— 1 H 1 Nimmt schwer e auf →lonen sind stabil. H sekundärer Alkohol H H-C-C-C-H H OH H 1 H H Mg Al 2n Fe Ni TENDENZ ZUR ELEKTRONABGABE H-C- I Sn Pb H H 1+I H-C-C-H H₂O₂ Aldehyd +I H --- H-C-H H H-C-CC-H I I OH H H₂ Cu +I Redoxreihe der Metalle -Atome van Alkali- und Erdalkalimetallen geben am leichtesten Elektronen ab → stärksten Elektrondonatoren - Atome von Edelmetallen geben am schwersten Elektronen ab Ly Kationen sind stärksten Elektranakzeptoren + leicht zu reduzieren - innerhalb des Redoxreihe nimmt die Oxidierbarkeit der Metall-Atome ab & die Reduzierbarkeit der Metall-kationen zu -Atome unedler Metalle werden von verdünnten Säuren unter Wasserentwicklung oxidiert -Je medler ein Metall ist, desto größer ist die Tendenz der Atome Elektronen abzugeben Gibt leicht e-ab Ад H H I+III H-C-C-C-H H₂O, H Keton Hg AU Li2+ Mg²+ A1³+ 2n²+ Fe²+ Ni²+ Sn²t Pb²+ Ht Cu²+ Ag+ Hg²+ TENDENZ ZUR EIEKTRONAUFNAHME 2+ AU³+ H + TIL Edel I+ Gibt schwere ab H-C-C-OH но Nimmt leichte auf →lonen sind instabil Zinkstab -Kupfersulfatlösung -Schicht aus Kupfer Galvanische Zelle - Zinkstab in Kupfersulfatlösung → auf dem Zinkslab scheidet sich eine kupferschicht ab -an des 2inkoberfläche findet eine Elektronübertragung statt Oxid.: ↳ Elektronen von Zn-Atomen ou Cu²+ - lonen übertragen Zn → Zn²+ + 2e² Red.: dabei entstehen 2n²t-lonen, die in die Lösung übergehen Cu2+ + 2e → Cu → um die chemische Energie nicht nur in Wärme, sondern elektrische Energie umzuwandeln, durfen die Elektronen nicht direkt vom zn auf Cu²+ ↳ dazu werden Reduktion + Oxidation räumlich gerennt: Anode Oxidation unedles Metall Zink |2e Leiterkabel Ze> So₂² Zinksulfatlösung 2n 2²1² Halbzelle 2n als medles Metall gibt Elektronen ab -Zn²+ gent in die Lösung 2e bleiben im Stab > dies Vorgang findet die ganze Zeit statt Zn → Zn²+ + 2e 2e> -S0₂ 2+ C√2+- ↳> Anode: negativ geladen - 2e wondern zur Kupferkathode 2e Last Cu2+ - dadurch, dass immer mehr 2n²+ in die Lösung gehen wird die Losing positiv L> keine weitere Zn²+ können in die Lösung (losung zu 4) Zn +²+→→ Zn²+ + Cu exotherm (+ Kathode Reduktion edles Metall Kupfer ~ -Kupfer-lonen in Lösung nehmen Elektronen auf Cu2+ + 2e → Cu - Kupfer-lonen (Cu²+) werden zu elementaren Kupfer (C) -Kupfersulfatlösung ↳ Kupfer scheidet sich am Stab ab -Kupfer kathode: positiv geladen LADUNGSAUSGLEICH - aus der Lösung gehen Cu²+ über zu elementarem kupfer (Cu) L> Lösung ist negativ geladen L> nur noch SO2+ über →Reaktionen stoppen< um Ladungen/lonen auszutauschen-> Diaphragma SO2-lonen der Kathode gehen in die Lösung der Anode 2n2+-lonen der Anode gehen in die Lösung der Kathode Zell diagramm - Metallstab + Salzlösung: Halbzelle -Metallstäbe in Halbzellen: Elektrode -Lösungen: Elektrolyte - Zel/diagramm = burzschreibweise 42.B. Zn/Zn²+ (c= 1 mol·11)¦ Cu²+ (c=^mol · 1¯¹) | Cu Diaphragma Donatorhalbzelle "Akzeptorhalbzelle Elektrodengleichgewichte -zuordnung von Minus-/Pluspol beruht auf Gleichgewichtsreaktion an der Oberfläche der Elektroden - einzelne Atome ows Metallgitter geben Elektronen ab ↳ es entstehen: nydratisierte Metall-lonen L> Elektronen bleiben im Metall → Elektronenüberschuss >> negative Ladung in Elektrode zieht hydratisierte Metall-lonen an → es kommt zur Rückreaktion + ein dynamisches Gleichgewicht stellt sich ein Metall Metall 2+ + (x)e- - es werden genauso viele Metall-Atome oxidiert wie Metall-kationen reduziert. -an Phasengrenze entstent elektrochemische Doppelschicht aws negativen & positiven Ladungsträgern -Lage des Gleichgewichts hängt von edelheit des Metalls ab L> bei wedlen: mehr Metall-lonen in Lösung +höherer Elektronen überschuss in Elektrode + starker ausgeprägte elektrochem. Doppelschicht → höherer Elektronendruck ↳bej edlen: weniger Metall-lonen in Lösung + weniger Elektronen >> geringerer Elektronendruck - wenn man die Hallozellen versch. Metalle leitend verbindet wird das 66W dlaverhaft gestort zn ZnSO₂-lsg. CU Cu Soy-Lsg. • Kupfer ist edler als Zink. ↳ weniger Kupfer-lonen als zink-lonen genen in die Lösung Elektrodenpotential -durch Ausbildung der elektrochemischen Doppelschicht, ist die Lösung um die negativ geladene Elektrode positiv (hydratisterte Metall-lonen) L> durch diese Ladungstenning entstent Potential L>Kennzeichnend für edlen/unedlen Charakter des Metalls ↳ Elektrodenpotential E • medlere Elektroden hat negativeres Elektroden potential - Elektronenfluss ist aber nicht messbar ohne 2. Halbzelle → messbare Spannung zwischen 2 miteinander verschalteten Halbzellen = Potential differenz U (der 2 einzelnen Elektrodenpotentiale) Standardelektrodenpotential - Zellspannung abhängig von: kombination der Halbzellen, Konzentration der Elektrolyle, Temperatur 1- - Standard bedienungen: Temperatur 25°C, Konzentration c = 1 mol, Gasdruck p= 0= 1000h Po - Messung von Elektrodenpotentiaten unter Standardbed., in kombination mit Wasserstoffelektrode L> Standardelektronenpotentiale Eº Beispiel: Wasserstoffhalbzelle und Kupfer hallozelle H² (Pt) 12 H+ (aq) Cu²+ (ag) | Cu (s) U° = 0,34V Wasserstoffhalbzelle E° = 0,00V → Kupferhalbzelle E°((u²+1(u) = + 0,34 V ↑ da Cu-habzelle Pluspol ist Akzeptorhalbzelle Zinkhalbzelle und Wasserstoffhalbzelle 2n (s) 2n²+ (aq)2H(aq) | H² (pt) Uº= -76V zinkhalbzelle E° [2n²+/2n) == 0,76V elektrochemische Spannungsreihe - Redoxpaare mit negativen Eº-Werten: Minuspol/Donatorhallozelle -Redoxpaare mit positiven E°-Werten: Pluspol / Akzeptorhalbzelle Beispiel: Zinkpulver in lodlösung E°(12/1) = 0,62V € (2²/2) = -0,76V → In-Atome nahezu vollständig von 12-Molekulen 20 2n²+ Oxidiert 2n(s) + 1₂ = 2n²+ + 21- Redoxggw auf Seite der Produkte Natriumchlorid in lodlosing ECC₂/C) 1,36 V E° (1₂/1) = 0,62V → 12- Molekülen können die C1`-lonen praktisch nicht oxidieren 20/ cag) + 1 cag Redoxggw auf Seite der Edukte (1₂ caq) + 21 cag) da 2n-habzelle Minuspol ist Donatorhallozelle Wasserstoffhalbzelle -Wasserstoffhabzelle - Bezugshallozelle LE = 0,00V H₂-Moleküle -Platinblech - Saute Lösung Centhalt H30¹) Wasserstoffgas - Platinblech wird in eine saure Lösung getaucht - Platinblech wird von Wasserstoffgas umspült - an der Platin-Oberfläche lagern sich H₂- Molekule an Ls es stellt sich ein Gleichgewicht an der Platin-Oberfläche ein zwischen H₂ und H30+ (kurz Ht H₂ (14) 2H+ (aq) + 2e- Berechnung der Zellspannung Uzelle E (Akzeptorhallozelle) - E° (Donatorhalbzelle) = Zur Bestimmung ob eine Redoxreaktion freiwillig abläuft: 1. Redoxpaare identifizieren + Standardetektrodenpotential angeben 2. Elektrondonator/-akzeptor zuordnen (amband von Eº-Werten) 3. Redoxgleichung über Teilgleichungen aufstellen + lage des G6W begründen (4. Berechnung der Zellspanning (°) Batterien - Primārzellen: können nicht weiterverwendet werden, wenn Stoffe in Zelle erschöpft sind - Sekundärzellen ( Akkumulatoren): können durch Umkehrung der Zellreaktion wieder aufgeladen werden - Bsp.: Daniell-Zelle - Batterie um 1800 → schlecht transportierbar Zink-Konle-Batterie → von Leclanché 1. Trockenbatterie - 1,5 V - Minuspol: Zinkbecher ·Pluspol: Mangandioxid pulver (Mm 0₂) mit Graphitpulver (elektrischer Leiter) und Graphitstab (zurückführen von e) - Elektrolyt: Ammoniumchlord lösung (NH₂C1) - Entlading: 2n- Atome zu 2n²+-lonen oxidiert, ZnZn²+ + 2e² Zn²+ - Zinkbecher wird beim Betrieb aufgebraucht > Gefahr: Beches löchrig → Electrolyt tritt aus lösung: Kunststofffolie + Stanimantel gehen in Lösung Mangandioxid wird zu Mangan (111)oxidhydroxid reduziert 2MnO2+2H₂0+2e →>2Mn00H + 20H- Gesamtreakt: 2n (s) + 2 MnO₂ (s) + 2 H₂O(aq) → Zn²+ (aq) + 2 MnOOH(s) + 20H (ag) Folgereaktionen in Elektrolytlösung: NH4+ (aq) + OH- (aq) → NH3 (aq) S Zn²+ (aq) + 2NH3 (aq) → (Zn(NH3) ₂) ²+ (aq) Diamminzink-lonen (zn (NH3)2)2+ (aq) + 2Cl¯(ag) → (Zn(NH3)}) ({ (s) →> Widerstand steigt/ Leistung sinkt Akkus -Sekundár zelle - wiederaufladbare galvanische Zelle - Entsorgung: in Sammelboxen, nicht Hausmüll Bleiakkumulatoren -Startbatterie in Fahrzeugen • Elektrolyt: wässrige Lösung von Schwefelsäure - Auto übliche Spannung (12V) durch Reihenschaltung von 6 Bleiakkuzellen Alkali-Mangan-Batterie - Weiterentwicklung der Zink-kohle Batterie -1,5 V - Minuspol: Paste aus Zinkpulver in Kaliumhydroxidlasung L> größere Oberfläche des Zinks L> Batterie kann über längere Zeit höhere Ströme bei gleichbleibender Spannung entnommen werden - Pluspol: MnO₂ (s) + 2 H₂Oce) + 2€¯ -> Mn(OH)2 (s) + 2OH¯ (aq) -im Elektrolyt (Kaliumhydroxidlösg.): Zn²+ + 90H¯ →> (2n(OH)4₂) ²+ I - Minuspol: Blei → Pb (s) + 504²- (aq) →> PloS04 (s) + 2e- TV - Pluspol: Bleioxid (PbO₂) => PbO₂ (s) + 4H+ (aq) + SO₂₂² (aq) + 2 €¯ -> PbSO4(s) + 2H₂0 (1) 2- - Minuspol: PbSOy (s) + 2 e² → Pb(s) + SO₂² (aq) -Pluspol: PbSOy (s) + 2H₂0 (₁)→> Pb O₂ (s) + 4H+ (aq) + Soy ² (aq) + 2e² + H₂0 (e) em Entladen - damit die Reaktionen ablaufen + kein knallgas entsteht wird der Ladevorgang durch einen Laderegles gesteert > halt Spannung unter kritischem Wert • Elektrodenflächen möglichst groß, damit hohe Stromstärke beim Start geliefert werden kann. L> dinne Platten aus Blei + Bleioxid abwechsend nebeneinander verbout + luitend verbunden. L> zur Kurzschluss verhinderung: Trennwände /Seperatoren zwischen positiven/negativen Platten Nickel-Metallhybrid- Akkus - Ersatz für Nickel-Cadmium-Akkus -Pluspol: Nickel (II)oxidhydroxid (NiOOH) - Minuspol: legiening versch. Metalle (2.B. Lanthan, Nickel etc.) - Elektrolyt: 2B. kaliumhydroxidlösung (KOH) -1,2V 00 Entladen - Minuspol: MH(s) + OH- (aq) < Laden durch Anlegen einer w Beren Spannung wird die Reaktion umgekehrt/Bleiakku aufgeladen III - Pluspol: NiOOH(s) + H₂Oce) + e². Entladen Laden M(s) + 1₂0(e) + e- 0 II Ni(OH)₂ (s) + OH(aq)