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MnOy + SO 3²- → 4.2 MnOy + S03²- + 2OH- → 5. 2 MnOn + S0₂²- + 20H - Oxidationszahlen -durch die Anderung der Oxidationszahl werden Oxidation. Reduktion und Redoxreaktion ersichtlich Elektronenabgabe und Elektronenowfnahme sind umkehrbare Vorgänge Reduktionsmittel wird clurch Elektronabgabe zum korrespondierenden Oxidationsmittel Oxidationsmittel wird durch Elektronenowfnahme zum korespondierenden Reduktionsmittel 2- 2 MnO4 ²- + SO4²- 2- 2 Mn Ou ² + SO4 ²- 2 MnO₂²² + SO4²- + H₂O 2- 2- - steigt die Oxidationszahl während der Reaktion →> Oxidation - sinkt die Oxidationszahl während der Reaktion → Reduktion - Bestimmung: 1 Elemente bekommen die 62 = 0 1 2. Metalle in Verbindungen erhalten die OZ entsprechend der Ladung ihrer Kationen. meistens 3. Wasserstoff erhält in Verbindungen die 02= + I 4. Saverstoff erhält in Verbindungen die 02= -II (außer in Peroxiden - 02=-1) 5. Fwor-Atom hat immer 02 = - I 5. Die Summe der 02 aller Bauteile einer neutral geladenen Verbindung entspricht +/- 0 6. Die Summe der 02 aller Bauteile eines lans entspricht dem Gesamtladegemchts des lans Beispiel: Permanganat-lonen + Sulfit - lonen in sauter Lösung Oz wird kleiner Reduktion + VII - II MnOy +IV-11 11+ VI-II 2- + S03²- →> Mn²+ + SO4²- Oxidation -Oz wird grober 0 H₂ Mg 2+ 4. 5 5032 + 2 MnOy + 6H₂O + → 550₁²- + 2 Mn²+ 2- 5. 55032+2 MnOy + 6H30+5504²- + 2Mn²+ + 9H₂0 +II MgCl2 +I H₂0 2- 2+3 Oxidation S03²→→Soy² +2e- 5 Reduktion: MnOy + 5e² → Mn²+ 2 Redoxreakt: 5803²- + 2 MnO4 + Joé →> 550₁²- +10€¯+ 2 Mn²+ --> -IL H₂0 CO + III AL203 +I нсе +I-II-II +II Mg² H₂O AD3 2+ _I+I OH - III+I NH Oxidationsprodukte der Alkohole -IL +III HH +1 H-C-C-H 4A Primāres C-Atom HHH I LI! H-C-C=C-H 1 AHH sekundares C-Atom Metall- atome Unedel Metall- Tonen -I H-C-C-H H OH H H primarer Alkohol I Nimmt schwer e auf →lonen sind stabil I H I- HH-C-H 1-I H-C—C—C-H 1 H Sekundarer Alkohol H H H 110 H-C-C-C - H H OH H H 1 H Mg Al 2n Fe Ni TENDEN2 2UR ELEKTRONABGABE Sn Pb +I H H i +I H-C-C-H H₂O₂ H Aldehyd H H₂ --- H-CCC - H -H₂ #₂ I I OH ( H Redoxreihe der Metalle -Atome von 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 etab. Cu +I Ад H H 1+1 H-C-C-C-H H₂O, H Keton Hg AU TENDENZ ZUR ELEKTRON AUFNAHME 2+ , Liz+ Mg²+ A13+ 2n²+ Fe2+ Ni²+ Sn²+ Pb²+ Ht Cu²+ Ag+ Hg²+ AU³+ H Gibt schwere ab Edel 13 I+I H-C-C-OH но Nimmt leichte auf →lonen sind instabil Zinkstab -Kupfersulfatlösung -Schicht aus Kupfer Galvanische Zelle - Zinkstab in Kupfersulfatläsung → auf dem Zinkstab scheidet sich eine kupferschicht ab -an des 2inkoberfläche findet eine Elektronübertragung statt > Elektronen von Zn-Atomen ou Cu²+ - lonen übertragen dabei entstehen 2n²t-lonen, die in die Lösung übergehen Anode Oxiclation unedles Metall => um die chemische Energie nicht nur in Wärme, sondern elektrische Energie umzuwandeln, durfen die Elektronen nicht direkt vom zn auf Cu²+ ↳ dazu werden Reduction + Oxidation räumlich gerennt: Zink |2e Leiterkabel Ze> So₂² Zinksulfatlösung 2n Zn²1² - Halbzelle 2n als medles Metall gibt Elektronen ab -Zn²+ gent in die Lösung 2e bleiben im Stab dies Vorgang findet die ganze Zeit staft Zn → Zn²+ + 2e Oxid.: Zn → 2n²+ + 2e² Red.: Cu²+ + 2e → Cu > Anode: negativ geladen - 2e- wandern zur Kupferkathode 12e -S0₂2+ Cu2+ Cust Cu2+ -cladurch, dass immer mehr 2n²+ in die Lösung gehen wird die Lösung positiv L> keine weitere Zn²+ können in die Lösung Closung zu (+) + Kathode Reduktion edles Metall Kupfer Zn +²+→ Zn²+ + Cu exotherm ~ -Kupfer-lonen in Losing nehmen Elektronen auf -Kupfersulfatlösung Cu2+ + 2e → Cu - Kupfer-lonen (Cu²+) werden zu elementaren Kupfer (Cu) ↳ 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 SO 2²+ über →Reaktionen stoppen< um Ladungen/lonen auszutauschen-> Diaphragma SO2-lonen der Kathode gehen in die Lösung der Anode Zn²+-lonen der Anode gehen in die Lösung der Kathode Zell diagramm - Metallstab + Salzlösung: Halbzelle -Metallstäbe in Halbzellen: Elektrode -Lösungen: Elektrolyte - Zelldiagramm = burzschreibweise 42.B. Zn/Zn²+ (c= 1 mol·11) Cu²+ ( c = 1 mol · 1~^) | (u ↳>Donatorhalbzelle Diaphragma "Akzeptorhalbzelle Elektrodengleichgewichte -zuordnung von Minus-/Pluspol beruht auf Gleichgewichtsreaktion an der Oberfläche cher Elektroden - einzelne Atome aus Metallgitter geben Elektronen ab Les 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 M wie Metall-kationen reduziert. Metall-Atome oxidiert - an Phasengrenze entstent elektrochemische Doppelschicht aus negativen & positiven Ladungsträgern -Lage des Gleichgewichts hängt von edelheit des Metalls ab Ls bei medlen: mehr Metall-lonen in Lösung +höherer Elektronen überschuss in Elektrode + starker ausgeprägte elektrochem. Doppelschicht → höherer Elektronendruck ↳bei edlen: weniger Metall-lonen in Lösung + weniger Elektronen zn geringerer Elektronendruck - wenn man die Halbzellen versch. Metalle leitend verbindet wird das 66W claverhaft gestort ZnSoy-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 Ladungshenning entstent Potential L>Kennzeichnend für edlen/unedlen Charakter des Metalls ↳ Elektrodenpotential E • medlere Elektroden hat negativeres Elektrodenpotential • 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 - Standard bedienungen: Temperatur 25°C, Konzentration c = 1 mol Gasdruck p= = 1000h Po - Messung von Elektrodenpotentialen unter Standardbed., in kombination mit Wasserstoffelektrode ↳ Standardelektronenpotentiale Eº Beispiel: Wasserstoffhalbzelle und Kupfer hallozelle H² (PH) 12 H+ (aq) Cu²+ (ag) | Cu (s) U° = 0,34V Wasserstoffhalbzelle E° = 0,00V →Kupferhalbzelle E°((√²+1(u) = + 0,34 V ↑ da Cu-habzelle Pluspol ist Akzeptorhalbzelle Zinkhalbzelle und Wasserstoffhalbzelle 2n (s) 2n²(aq) 2H(aq) | H² (Pt) Uº= -76V zink halbzelle E [2n²+/2n) = elektrochemische Spannungsreihe - Redoxpaare mit negativen E°-Werten: Minuspol/Donatorhallozelle -Redoxpaare mit positiven E°-Werten: Pluspol / Akzeptorhalbzelle Beispiel 2inkpulver in lodlösung E°(12/1) = 0,62V € (2²/2) = -0,76V >2n-Atome nahezu vollständig von 12-Molekulen 20 2n²+ Oxidiert 2n(s) + 1₂ = 2n²+ + 21- Recloxggw auf Seite der Produkte Natriumchloriel in lodlosing ECC₂/C) 1,36 V E°(1₂/1) = 0,62V → 12- Molekülen können die C1`-lonen praktisch nicht oxidieren 201 cag) + 1 cag (1₂ caq) + 21° cag) Redoxggw auf Seite der Edukte ) == 0,76V ↑ da 2n-habzelle Minuspol ist. Donatorhalbzelle Wasserstoffhalbzele -Wasserstoff habzelle - Bezugshallozelle LE = 0.00V H2₂- Moleküle -Platinblech + soure Losung (enthalt H30¹) Wasserstoffgas - Platinblech wird in eine saure Lösung getaucht - Platinblech wird von Wasserstoffgas umspult - 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 (P) = 2H+ (aq) + 2e- Berechnung der Zellspannung Uzelle ECAkzeptorhallozelle) - E°(Donatorhalbzelle) Zur Bestimmung ob eine Redoxreaktion freiwillig abläuft: 1. Redoxpaare identifizieren + Standardetektrodenpotential angeben 2. Elektrondonator/-akzeptor zuordnen Camhand von Eº-Werten) 3. Redoxgleichung über Teilgleichungen aufstellen + Lage des GGW begründen (4. Berechnung der Zellspannung (°) Batterien - Primārzellen können nicht weiterverwendet werden, wenn Stoffe in Zelle erschöpft sind - Sekundarzellen (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: Mangandioxiclpulver (Mn 0₂) mit Graphitpulver (elektrischer Leiter) und Graphitstab (zurückführen von e) - Elektrolyt: Ammoniumchland lösung (NH₂, CI) - Entlading: · 2n- Atome zu 2n²t-lonen oxidiert, Zn²+ gehen in Lösung 2nZn²+ + 2e² - Zinkbecher wird beim Betrieb aufgebraucht > Gefahr: Beches löchrig → Electrolyt tritt aus lösung: Kunststofffolie + Stanimantel Mangandioxid wird zu Mangan (111)oxidhydroxid reduziert 2MnO2+2H₂0+2e¯ →>2MnOOH + 2OH- Gesamtreakt. 2n (s) + 2 MnO₂ (s) + 2 H₂O(aq) → Zn²+ (aq) + 2 MnOOH(s) + 2OH(aq) -Sekundar zelle - wiederaufladbare galvanische Zelle - Entsorgung: in Sammelboxen, nicht Hausmüll Bleiakkumulatoren -Startbatterie in Fahrzeugen. • Elektrolyt: wässrige Lösung von Schwefelsäure - Auto übliche Spannung (1 Folgereaktionen in Elektrolytlösung: NHy+ (aq) + OH- (aq) → NH3 (aq) + H₂O (e) S Zn²+ (aq) + 2NH3(aq) →> (Zn (NH3) ₂)² + (aq) Diamminzink-lonen Akkus Alkali-Mangan - Batterie - Weiterentwicklung der Zink-kohle Batterie - 1,5 V (12V) durch Reihenschaltung von 6 Bleiakkuzellen - Minuspol: Paste aus Zinkpulver in Kalium hydroxidlasung L> größere Oberfläche des Zinks I - Minuspol: Blei => Pb (s) + 504²¯ (aq) →> PloS04 (s) + 2e- - Pluspol: Blejoxid (PbO₂) => IV II PbO₂ (s) + 4H+ (aq) + So₂₂²= (ag) + 2€¯ -> PbSO4(s) + 2H₂0 (1) (zn (NH3)2)2+ (aq) + 2Cl (ag) →> (Zn(NH3) }) ({ (s) →> Widerstand steigt/ Leistung sinkt 2- - Minuspol: PbSOy (s) + 2e → Pb(s) + SO₂ ² (aq) - Pluspol: PbSO4 (s) + 2H₂0 (1) -> Pb O₂ (s) + 4H) + (aq) + SO₂² (aq) + 2e² L> Batterie kann über längere Zeit höhere Ströme bei gleichbleibender Spannung entnommen werden ·Pluspol: MnO₂ (s) + 2 H₂Oce) + 2€¯ -> Mn(OH) 2 (s) + 2 OH¯(aq) -im Elektrolyt (Kaliumhydroxidlösg.): Zn²+ + 40H--> (2n(OH)4₂) ²+ Beim Entladen - damit die Reaktionen ablaufen + kein knallgas entsteht wird der Ladevorgang durch einen Laderegler gestevert > halt Spannung unter kritischem Wert • Elektrodenflächen möglichst groß, damit hohe Stromstärke beim Start geliefert werden kann. > dinne Platten aus Blei + Bleioxid abwechseind nebeneinander verbout + Leitend verbunden L> zur Kurzschluss verhinderung: Trennwände /Seperatoren zwischen positiven/negativen Platten Nickel-Metallhybrid- Akkus - Ersatz für Nickel-Cadmium-Akkus -Pluspol: Nickel (1) oxidhydroxid (NiOOH) - Minuspol: Legierung versch. Metalle (2.B. Lanthan, Nickel etc.) - Elektrolyt: 2.B. Kaliumhydroxidlösung (KOH) -1,2V 00 Entladen · Minuspol: MH(s) + OH- (aq) < Laden durch Anlegen einer au Beren Spannung wird die Reaktion umgekehrt/Bleiakku aufgeladen III - Pluspol: NiOOH(s) + H₂Oce) + e². Entladen Laden M(s) + √₂0(e) + e- ㅇㅍ Ni(OH)₂ (s) + OH (aq). - reine Energiewandler - Stoffe werden zu- & abgeführt ohne in der Zelle gespeichert werden zu müssen L> dawerhaft lässt sich elektrische Energie bereitstellen (ohne wiederaufladen/wechseln) Wasserstoff-Sauerstoff-Zelle Brennstoffzellen -Reaktionsenergie der knallgasprobe genutzt zur Umwandlung in elektrische Energie - Wasser- und Sauerstoff werden an den Elektroden katalytisch zur Reaction gebracht -Produkt: Wasser - Elektrolyten: savre ader alkalische Umgebungen L> in sauter Umgebung: Minuspol H₂cg) → 2H+ (aq) + 2e- Pluspol O₂ (g) + 4H+ (aq) + 4e¯ -> 2H₂0(e) Standardspanning = 1,23V in alkalischer Umgebung: Minuspol H₂cg) + 20H (ag) → 2H₂0 (1) + 2e² Pluspol O₂(g) + 2H₂0(e) + Ye` -> 4 OH - (aq) Standardspanning = 1,23V Elektrolyse-Zellen -in Galvanischen Zellen laufen Redoxreaktionen freiwillig ab (exotherm) Umwandlung chemischer Energie in elektrische Energie - Umkehren des Entladens in Akkus = Elektrolyse - zugeführte Energie wird als chemische in den Produkten gespeichert Beispiel: Elektrolyse von Zinkiodidlösung - 2 Graphitelektroden in Lösung von Zinkiodid (2nl₂) Gleichspannung wird angelegt - am Pluspol: :lraungelbe Schlieren -> elementares lod • Elektronenmangel · negativ geladene 1--lonen geben je 1e- ab & werden zu 12 oxidiert 21-cago 1₂ cag) + 2e² - am Minuspol: Elektrode wird von gräulicher Schicht aus metallischem Zink überzogen • durch angelegte Gleichspanning Elektronenüberschuss positiv geladene 2n²+ nehmen je 2 e auf & werden zu 2n reduziert Zn2+ cag) + 2e →→> 2n (s) - lonen = Ladungsträger in Elektrolyt L> bei Anlegung von Spannung: lonenwanderung in der Lösung durch Powing der Elektroden ↳ positive lonen zum negativen Pol und umgekehrt - bei Galvanischen Zellen bleibt Poling gleich ↳aber Elektronenfluss ändert die Richtung Zn²+ + 21-2n +1₂ Direktmethanol-Brennstoffzelle -Statt Wasserstoff Methanol als Brennstoff Minuspol: CH₂OH(aq) + H₂0 (e) →> 6H+ (aq) + 6e² + (0₂ (9) Pluspol: O₂(g) + 4H+ (aq) + Ye² -> 2H₂20(e) - zugegebene Energie größtenteils als chemische Energie gespeichert ↳aber auch in Wärmeenergie => • Umkehrung der Reaktionen einer galvanischen Zelle