Redoxreaktionen 2. Elektronenübertragungsreaktionen

Größe: px
Ab Seite anzeigen:

Download "Redoxreaktionen 2. Elektronenübertragungsreaktionen"

Transkript

1 Redoxreaktionen 2 Elektronenübertragungsreaktionen 1

2 Redoxpotential 1 Die Stärke von Reduktions- und Oxidationsmitteln ist abhängig von Änderung der freien Enthalpie G durch Elektronenabgabe bzw. aufnahme (geht in wesentlichen zurück auf die EN (Orbitalenergie) oder Elektronenaffinität). Ein Element in zwei unterschiedlichen Oxidationsstufen nennt man ein Redoxpaar. Jedes Redoxpaar hat ein Normalpotential. Das Normalpotential ist mit der Gibssenergie verknüpft. Redoxpaare und ihre zugehörigen Normalpotentiale sind tabelliert: Elektrochemische Spannungsreihe (Redoxreihe). Diese Einzelpotentiale werden gegen einen Nullpunkt gemessen. Praktisch entspricht ein Redoxpaar immer einer Halbzelle. Eine Halbzelle ist ein Behälter mit Elektroden (& ggf. Ionenleiter) wo die Redoxhalbgleichungen getrennt in ablaufen. Zwei kombinierte Halbzellen ergeben ein galvanisches Element. 2

3 Redoxpotential 2 Diesen Nullpunkt stellt die Normalwasserstoffelektrode als andere Halbzelle dar. Elektrisch verbunden mit einem weiteren Redoxpaar ergibt dies eine galvanische Zelle, mit der sich Normalpotentiale bestimmen lassen. Die Normalpotentiale gelten unter Normalbedingungen, insbesondere für 1 molare Lösungen. Die Elektroden werden über einen Draht samt Spannungsmesser, die Gefäße über eine Strombrücke verbunden. Stärkere Oxidationsmittel (Ox) als H + (1 molar) positives Redoxpotential E 0 Stärkere Reduktionmittel (Red) als H 2 (1 bar) negatives Redoxpotential E 0 3

4 Standardpotentiale messen Bestimmung der Standardpotentiale gegen eine Normalwasserstoff-Elektrode (willkürlich E 0 = 0 Volt gesetzt) unter Standardbedingen (25 C,1013 hpa,[h + ] = 1mol/L). E 0 =0 Volt Cu e - Cu(0) H 2 2 H + + 2e - 4

5 Elektrochemische Spannungsreihe 1 Ox. n e Red. E 0 Fluor (F) F 2 + 2e - 2F - +2,87 V Gold (Au) Au + + e - Au +1,69 V Platin (Pt) Pt e - Pt +1,20 V Oxidierende Wirkung nimmt zu Chlor (Cl) Sauerstoff (O 2 ) Silber (Ag) Schwefel (S) Kupfer (Cu) Wasserstoff (H 2 ) Blei (Pb) Zinn (Sn) Nickel (Ni) Cadmium (Cd) Eisen (Fe) Zink (Zn) Aluminium (Al) Magnesium (Mg) Cl 2 O 2 +4H + Ag+ S Cu 2+ 2H + Pb 2+ Sn 2+ Ni 2+ Cd 2+ Fe 2+ Zn 2+ Al 3+ Mg e - + 4e - + e - + 2e - + 2e - + 2e - + 2e - + 2e - + 2e - + 2e - + 2e - + 2e - + 3e - + 2e - 2Cl - 2 H 2 O Ag S 2- Cu H 2 Pb Sn Ni Cd Fe Zn Al Mg +1,31 V +1,23V +0,80 V +0,48 V +0,35 V 0-0,13 V -0,14 V -0,23 V -0,40 V -0,41 V -0,76 V -1,66 V -1,66 V Reduzierende Wirkung nimmt zu Natrium (Al) Na + + 1e - Na -2,71 V Lithium (Li) Li + + 1e - Li -3,02 V 5

6 Dem Potential der Normalwasserstoffelektrode wird der Wert E 0 = 0 Volt zugeordnet. Negative Normalpotentiale eines Redoxpaars bedeuten das die reduzierte Form von H + spontan oxidiert wird. Positive Normalpotentiale eines Redoxpaars bedeuten das die oxidierte Form von H 2 spontan reduziert wird. Anders formuliert: Die oxidierte Form eines Redoxpaars kann alle reduzierten Formen eines anderen Redoxpaars mit niedrigerem Potential oxidieren. Beispiele: Fluor oxidiert alle reduzierten Formen in der Reihe. H + oxidiert alle unedlen Metalle. Spannungsreihe 2 6

7 Spannungsreihe 3 Unedle Metalle lösen sich somit in Säuren, weil sie von H + oxidiert werden (und die entstandenen Ionen wasserlöslich sich). Bei dieser Reaktion wird H + zu Wasserstoff reduziert. Kupfer hingegen als edles Metall wird nicht von H + oxidiert und löst sich somit nicht in Säuren. 7

8 Edle/unedle Metalle Grundsätzlich reagieren alle Metalle in Redoxprozessen, indem sie Elektronen abgeben und in Metallkationen übergehen, d. h. oxidiert werden. Metalle unterscheiden sich in ihrer Oxidierbarkeit: Edelmetalle: (Au, Ag, Cu, Pt..) sind schwer oxidierbar und liegen in der Natur gediegen (elementar) vor. unedle Metalle: sind leicht oxidierbar, reaktiv, und liegen in der Natur in Verbindungen vor: alle Hauptgruppe-Metalle (Alkali-, Erdalkalimet. Aluminium), frühe Übergangsmetalle und viele der 3d-Elemente, z.b. Cadmium H Li Be B Na Mg Al K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Cs Ba La * Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl 8

9 Metalle edler unedler Gold Platin Palladium Quecksilber Silber Kupfer Blei Zinn Nickel Cobalt Cadmium Eisen Chrom Zink Aluminium Magnesium Natrium Calcium Kalium Lithium Oxidierbarkeit nimmt ab Reduzierende Wirkung nimmt zu Die Oxidierbarkeit von Metallen, d. h. ihre Neigung Elektronen abzugeben, durch direkte Reaktion miteinander vergleichen Reihung Die Begründung findet sich (wieder) in der effektiven Kernladung. Beispiele: Ag + Au + Ag + + Au Cu + 2 Ag + Cu Ag Ni + Cu 2+ Ni 2+ +Cu Fe + Ni 2+ Fe 2+ + Ni Zn + Fe 2+ Zn 2+ + Fe und: Cu + Zn 2+ keine (spontane Reaktion) 9

10 Am unedelsten, d. h. am leichtesten oxidierbar sind die Alkalimetalle. Deshalb müssen sie unter Schutzsubstanzen aufbewahrt werden, weil sonst folgende heftige Reaktion mit Luftsauerstoff stattfindet: 4 Na + O 2 2 Na 2 O Sie werden auch von Wasser oxidiert: Oxidierbarkeit der Alkalimetalle 2 Na + 2 H 2 O 2 Na OH - + H 2 Es entsteht Natronlauge und Wasserstoff, der sich entzünden kann. Durch die Reaktionswärme schmilzt das Natrium (T m = 98 C) und eine sehr gefährliche Situation kann entstehen. 10

11 Unedle Metalle und Wasser Reines Wasser enthält durch Eigendissoziation immer in geringer Menge H + -Ionen. Diese oxidieren alle Alkalimetalle: 2 K +2 H 2 O 2 KOH + H 2 Andere unedle Metalle wie Zink werden erst von verdünnten Säuren mit höherer H + -Konzentration oxidiert. Zn + 2 H + Zn 2+ + H 2 Die Oxidationskraft also das Potential von H + ist abhängig von der Konzentration. Die Konzentrationsabhängigkeit des Redoxpotentials wird durch die Nernst-Gleichung beschrieben: 11

12 Nernst-Gleichung Für jedes Redoxpaar mit Normalpotential E 0 gilt: E = E 0 + R T n F ln ( Ox) ( red) unter folgenden Bedingungen gilt: n e = Mol Elektronen F=N A e = C/mol E = E 0 + 0,059 n log ( Ox) ( red) R = Gaskonstante (nutzliche Form) T = 298 K 12

13 Vergleich Redox-/Säure-Base-Reaktion Säure-Base- und Redox-Reaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen, die ähnlichen Gesetzmäßigkeiten unterliegen: Übertragung von: Donator: Akzeptor: Donor-Stärke: Redoxreaktion Elektronen Reduktionsmittel Oxidationsmittel Potential E 0 Säure-Base-Reaktion Protonen Säure Base pk S Gleichung: E = E 0 + Nernst 0,059 log n ( Ox) ( red) Henderson-Hasselbach ph = pk s + log c ( A ) c ( HA ) 13

14 Freie Reaktionsenthalpie: Potential wird vollständig in elektrische Arbeit umgesetzt: ΔG = - n F ΔE Ladung * Spannung Für eine Reaktion gilt beim Erreichen des Gleichgewichts ausgehend von einem Mol: ΔG = - RT ln K Für einen Ein-Elektronprozess welches 0,1V Potential durchläuft gilt somit: ΔG = -1 mol* C/mol *0,1 V (J/C) -10 kj/mol (! ablaufende Reaktion: K 50 ) Allgemeine Nernst-Gleichung 1 n e = Mol Elektronen F=N A e = C/mol E = Potentialdifferenz 14

15 Gashalbzelle: Cl 2 + 2e - 2 Cl - Cl 2 = 0,5 bar, [Cl - ] = 0,2 M E = E 0 + 0,059/2 * log p(cl 2 )/[Cl - ] 2 = 1,31 + 0,059/2 * log 0,5/(0,2) 2 = 1,34 V Halbzelle mit einem Metall (Feststoff): Cu e - Cu, Berechnung Redoxpotentiale von Lösungen [Cu 2+ ] = 0,1 M E = E 0 + 0,059/2 *log [Cu 2+ ]/[Cu] = E 0 + 0,059/2 *log [Cu 2+ ] = 0,35 + 0,059/2*log(0,1) = 0,32 ([Cu] ist klein und unveränderlich: heterogenes Gl.gew. und ist in der Konstante E 0 enthalten) 15

16 ph-abhängigkeit des Redoxpotentials Das Redoxpotential is ph-abhängig wenn in einer Redoxgleichung H 3 O + (bzw. H + ) oder OH - vorkommen. Für die Standard-Wasserstoffelektrode gilt (nach Nernst): 2 H 3 O + + 2e - H H 2 O E = E 0-0,059/2 log (p(h 2 )/[H 3 O + ] 2 ) = 0 + 0,059 log[h 3 O] + = - 0,059 * ph (p(h 2 ) = 1) Beispiel bei ph = 14: 2 H 2 O + 2e - H HO - E = - 0,059 * 14 = -0,83 V [H und nicht: E = 0 + 0,059/2* log ( 3 O + ] 2 ) p(h 2 )*[H 2 O] 2 Warum kann die [Wasser] unberücksichtigt bleiben? 16

17 Das Ablaufen einer Redoxreaktion 1 Mit Hilfe der Nernst-Gleichung lässt sich vorhersagen ob eine Redoxreaktion spontan ablaufen wird: 1. Berechnung der Potentiale für die Teilreaktionen 2. Bestimmung der Differenz dieser Potentiale ΔE = E(Edukte) E(Produkte) = E(Kathode)-E(Anode) 3. ΔE größer Null, dann ist nach ΔG = - n F ΔE kleiner Null und die Reaktion läuft freiwillig Zwei Fragen als Beispiele sollen das verdeutlichen: Kann elementares Chlor Wasser zu Sauerstoff oxidieren? Kann Permanganat in Salzsäure Chlor (Cl 2 ) entwickeln? 17

18 Das Ablaufen einer Redoxreaktion 2 Beispiel: Kann Sauerstoff gebildet werden, wenn Chlorgas in Salzsäure mit ph = 0 gelöst wird? Cl 2 + H 2 O O 2 + Cl - unter Standardbedingungen: ΔE = + 0,08 V Normalpotential: Cl 2 + 2e - 2 Cl - +1,31 V Normalpotential: O H e- 2 H 2 O +1,23 V Partialdruck von O 2 ist 20% von 1 bar: E = E 0 0,059 n e log RRR oo = 1,23 0,059 4 log 1 ppp.[h 3 O+] 1,31 = 1,22-0,059 4 = 1,22 V (ph =0) pp pp = 6,1 aa pp = 6,1 wwww CCCCCCCC eeeeeeeeee (1 bbb) Bei ph = 10 O 2 -potential : 1,22-0,059 4 pp = 1,37 V wird erreicht bei ppp 2 von 2,55 bar ([Cl - ] = 1 mol/l) 18

19 Oxidation von Chlorid mit Permanganat bei ph=3: E = E 0 + 0,059 log ( MMO 4 H 3 O MM p+ ) E = E 0 + 0,059 MMO 4 - log 5 MM p ,059 log H 5 3 O + E = E 0 + 0,059 5 log MMO 4 - MM p+ 8 0,059 pp 5 E 0 = 1,51V uuu bbb MM p+ = MMM 4 = 1M resultiert: E 0 = 1,51 8 0,059 5 Das Ablaufen einer Redoxreaktion 3 Reduktion: MnO H 3 O + Mn H 2 O Oxidation: 2Cl - Cl 2 + 2e - pp (1,23 bei ph =3) E = E 0 + 0,059 2 log ( pcc p [CC ] p) E = 1,23 1,36 = 0,13V (nnnnnnn nnnnn sssssss) - E0 = 1,36V Unter Normalbedingungen in Cl 2 und Cl - gilt für die Redoxreaktion: 19

20 Umwandlung von Energie Chemische Energie Wärme z.b.: C + O 2 CO 2 Elektrische Energie Chemische Energie Chemische Energie Elektromotor Dynamo Batterie Akkumulator Mechanische Energie Elektrische Energie Elektrische Energie Durch räumliche Trennung des Oxidations- (Ni Ni e - ) und Reduktions- (Cu e - Cu) Schrittes. Elektronen fließen statt von Atom zu Atom durch einen elektrischen Leiter. 20

21 Galvanische Zelle 1 Die Kombination von zwei Halbzellen mit Elektroden und eine Salzbrücke ergibt eine galvanische Zelle. In den Lösungen und der Strombrücke findet der Ladungstransport durch Ionenleitung statt, die Elektroden sammeln die Elektronen und Elektronenlöcher Ein historisches Beispiel ist das Daniel-Element 21

22 Galvanische Zelle 3 Daniell-Element Anode Zinkelektrode löst sich auf Kathode metallisches Kupfer scheidet sich ab (0,35-(-0,76)) V = 1,11V 22

23 Galvanische Zelle 2 Am Messinstrument kann jetzt die Zellspannung, auch elektromotorische Kraft (EMK) genannt, abgelesen werden. E 0 = E 0 (Kathode) - E 0 (Anode) = EMK Es laufen folgende Vorgänge ab: Zn Zn e - E 0 = -0,76 V 2e - + Cu 2+ Cu E 0 = +0,35 V Bei Metalionenkonzentrationen von 1 M ist die Spannung 1,11 V 23

24 Die Elektrodenvorgänge der galvanischen Zelle lassen sich umkehren, indem ein etwas größere Gegenspannung von außen angelegt wird. Diesen Vorgang bezeichnet man als Elektrolyse. Es laufen jetzt folgende Vorgänge ab: Zn e - Zn Cu Cu e - Elektrolyse 24

25 Anode und Kathode Definition Kathode und Anode in galvanischer Zelle: Kathode nimmt Elektronen aus der Lösung auf: KP-AN (Kathode positiv geladen, Anode negativ) Definition Kathode und Anode bei der Elektrolyse: In Elektrolyse (externe Spannungsquelle) gibt die Kathode Elektronen ab. KNAP (Kathode negativ geladen, Anode positiv) Die Reduktion findet immer an der Kathode statt. Die Oxidation findet immer an der Anode statt. 25

26 Elektrolyse von Kupferchloridlösung Elektrolyse einer Kupferchlorid-Lsg. Kathode: Cu e Cu Reduktion Anode: 2 Cl Cl e Oxidation Gegenüber dem Galvanischen Element sind Kathode/Anode umgepolt: Puls Minuspol Oxidation immer an der Anode! Reduktion an der Kathode Durch elektrostatische Anziehung wandern: positive Kationen (Cu 2+ ) Minuspol (Kathode) negative Anionen (Cl - ) Pluspol (Anode) 26

27 Elektrolytische Edelmetallraffination Durch Elektrolyse können viele Metalle chemisch hoch rein aus ihren Verbindungen gewonnen werden (z.b. Kupferraffination). Die Elektrolyse in wässriger Lösung ist jedoch nur bei edlen Metallen (E 0 > 0 V) möglich. Bei unedlen Metallen entsteht Wasserstoff. Michael Faraday (1832): Die Stoffmenge n, die an einer Elektrode während der Elektrolyse abgeschieden wird, ist proportional zur Ladung Q, die durch den Elektrolyten geschickt wird. 27

28 Elektrolytische Edelmetallraffination 2 Michael Faraday (1832): Die Stoffmenge n, die an einer Elektrode während der Elektrolyse abgeschieden wird, ist proportional zur Ladung Q, die durch den Elektrolyten geschickt wird. Die abgeschiedene Masse m: Q = n Q = z F I t m n = M M I t m = z F Q: geflossene Ladung n: Stoffmenge z: Redox-Elektronenzahl F: Faradaykonst. I : Stromstärke t : Zeit M: Molare Masse m : Masse 28

Reduktion und Oxidation. Oxidationszahlen (OZ)

Reduktion und Oxidation. Oxidationszahlen (OZ) Redox-Reaktionen Reduktion und Oxidation Oxidationszahlen (OZ) REDOX Reaktionen / - Gleichungen Das elektrochemische Potential Die Spannungsreihe der Chemischen Elemente Die Nernstsche Gleichung Definitionen

Mehr

EinFaCh 1. Studienvorbereitung Chemie. Einstieg in Freibergs anschauliches Chemiewissen Teil 1: Redoxreaktionen und Elektrochemie.

EinFaCh 1. Studienvorbereitung Chemie. Einstieg in Freibergs anschauliches Chemiewissen Teil 1: Redoxreaktionen und Elektrochemie. Studienvorbereitung Chemie EinFaCh 1 Einstieg in Freibergs anschauliches Chemiewissen Teil 1: Redoxreaktionen und Elektrochemie www.tu-freiberg.de http://tu-freiberg.de/fakultaet2/einfach Was ist eine

Mehr

4. Redox- und Elektrochemie

4. Redox- und Elektrochemie 4. Redox und Elektrochemie 4. Redox und Elektrochemie 4.1 Oxidationszahlen Eine Oxidation ist ein Vorgang, wo ein Teilchen Elektronen abgibt. Eine Reduktion ist ein Vorgang, wo ein Teilchen ein Elektron

Mehr

+ O. Die Valenzelektronen der Natriumatome werden an das Sauerstoffatom abgegeben.

+ O. Die Valenzelektronen der Natriumatome werden an das Sauerstoffatom abgegeben. A Oxidation und Reduktion UrsprÄngliche Bedeutung der Begriffe UrsprÅnglich wurden Reaktionen, bei denen sich Stoffe mit Sauerstoff verbinden, als Oxidationen bezeichnet. Entsprechend waren Reaktionen,

Mehr

Wasserstoff. Helium. Bor. Kohlenstoff. Standort: Name: Ordnungszahl: Standort: Name: Ordnungszahl: 18. Gruppe. Standort: Ordnungszahl: Name:

Wasserstoff. Helium. Bor. Kohlenstoff. Standort: Name: Ordnungszahl: Standort: Name: Ordnungszahl: 18. Gruppe. Standort: Ordnungszahl: Name: H Wasserstoff 1 1. Gruppe 1. Periode He Helium 2 18. Gruppe 1. Periode B Bor 5 13. Gruppe C Kohlenstoff 6 14. Gruppe N Stickstoff 7 15. Gruppe O Sauerstoff 8 16. Gruppe Ne Neon 10 18. Gruppe Na Natrium

Mehr

Grundlagen der Chemie Elektrochemie

Grundlagen der Chemie Elektrochemie Elektrochemie Prof. Annie Powell KIT Universität des Landes Baden-Württemberg und nationales Forschungszentrum in der Helmholtz-Gemeinschaft www.kit.edu Elektrischer Strom Ein elektrischer Strom ist ein

Mehr

Aluminium. Eisen. Gold. Lithium. Platin. Neodym

Aluminium. Eisen. Gold. Lithium. Platin. Neodym Fe Eisen Al Aluminium Li Lithium Au Gold Pt Platin Nd Neodym Zn Zink Sn Zinn Ni Nickel Cr Chrom Mo Molybdän V Vanadium Co Cobalt In Indium Ta Tantal Mg Magnesium Ti Titan Os Osmium Pb Blei Ag Silber

Mehr

7. Chemische Reaktionen

7. Chemische Reaktionen 7. Chemische Reaktionen 7.1 Thermodynamik chemischer Reaktionen 7.2 Säure Base Gleichgewichte 7. Chemische Reaktionen 7.1 Thermodynamik chemischer Reaktionen 7.2 Säure Base Gleichgewichte 7.3 Redox - Reaktionen

Mehr

Elektrodenpotenziale im Gleichgewicht

Elektrodenpotenziale im Gleichgewicht Elektrodenpotenziale im Gleichgewicht Zn e - e - e - Cu e - e - Zn 2+ e - Zn 2+ e - Cu 2+ Zn 2+ Zn 2+ Cu 2+ Wenn ein Metallstab in die Lösung seiner Ionen taucht, stellt sich definiertes Gleichgewichtspotential

Mehr

Einführung. Galvanische Zelle. Korrosion + - Univ.-Prof. Dr. Max J. Setzer Vorlesung - Korrosion Seite 1

Einführung. Galvanische Zelle. Korrosion + - Univ.-Prof. Dr. Max J. Setzer Vorlesung - Korrosion Seite 1 Univ.-Prof. Dr. Max J. Setzer Vorlesung - Korrosion Seite 1 Einführung MWG 8 / Die Korrosion ist ein Redox-Prozess Bei der Änderung der Oxidationsstufe entstehen Ionen geladene Teilchen. Der Oxidationsprozess

Mehr

Anorganisch-chemisches Praktikum für Human- und Molekularbiologen

Anorganisch-chemisches Praktikum für Human- und Molekularbiologen Anorganischchemisches Praktikum für Human und Molekularbiologen 3. Praktikumstag Andreas Rammo Allgemeine und Anorganische Chemie Universität des Saarlandes EMail: a.rammo@mx.unisaarland.de RedoxReaktionen

Mehr

Allgemeine Chemie für r Studierende der Medizin

Allgemeine Chemie für r Studierende der Medizin Allgemeine Chemie für r Studierende der Medizin Allgemeine und Anorganische Chemie Teil 7 Dr. Ulrich Schatzschneider Institut für Anorganische und Angewandte Chemie, Universität Hamburg Lehrstuhl für Anorganische

Mehr

Oxidation und Reduktion

Oxidation und Reduktion I. Definitionen Alte Definition nach Lavoisier: Oxidation: Aufnahme von Sauerstoff Reduktion: Abgabe von Sauerstoff Moderne, elektronische Deutung: 2 Mg(f) + O 2 (g) 2 MgO(f) Teilschritte: a) Mg(f) b)

Mehr

Lerninhalte CHEMIE 12 - MuG erstellt von der Fachschaft Chemie

Lerninhalte CHEMIE 12 - MuG erstellt von der Fachschaft Chemie Christian-Ernst-Gymnasium Am Langemarckplatz 2 91054 ERLANGEN Lerninhalte CHEMIE 12 - MuG erstellt von der Fachschaft Chemie C 12.1 Chemisches Gleichgewicht Umkehrbare / Reversible Reaktionen Bei einer

Mehr

a.) Wie groß ist die Reaktionsenthalpie für die Diamantbildung aus Graphit? b.) Welche Kohlenstoffform ist unter Standardbedingungen die stabilere?

a.) Wie groß ist die Reaktionsenthalpie für die Diamantbildung aus Graphit? b.) Welche Kohlenstoffform ist unter Standardbedingungen die stabilere? Chemie Prüfungsvorbereitung 1. Aufgabe Folgende Reaktionen sind mit ihrer Enthalpie vorgegeben C (Graphit) + O 2 CO 2 R = 393,43 KJ C (Diamant) + O 2 CO 2 R = 395,33 KJ CO 2 O 2 + C (Diamant) R = +395,33

Mehr

Spezielle Chemie für Life Science

Spezielle Chemie für Life Science Teil 1: PD Dr. U. Krings, Teil 2: Dr. Hahn Wdh. Redox-Reaktion Komplexchemie Elektrischer Strom Galvanische Zellen Elektrolyse Brennstoffzellen Biochemische Redoxprozesse Definition von Oxidation und Reduktion:

Mehr

Elektrische Leitung. Leitung in Flüssigkeit

Elektrische Leitung. Leitung in Flüssigkeit Elektrische Leitung 1. Leitungsmechanismen Bändermodell 2. Ladungstransport in Festkörpern i) Temperaturabhängigkeit Leiter ii) Eigen- und Fremdleitung in Halbleitern iii) Stromtransport in Isolatoren

Mehr

ELEKTROCHEMIE. Elektrischer Strom: Fluß von elektrischer Ladung. elektrolytische (Ionen) Zwei Haupthemen der Elektrochemie.

ELEKTROCHEMIE. Elektrischer Strom: Fluß von elektrischer Ladung. elektrolytische (Ionen) Zwei Haupthemen der Elektrochemie. ELEKTROCHEMIE Elektrischer Strom: Fluß von elektrischer Ladung Elektrische Leitung: metallische (Elektronen) elektrolytische (Ionen) Zwei Haupthemen der Elektrochemie Galvanische Zellen Elektrolyse Die

Mehr

Examensfragen zur Elektrochemie

Examensfragen zur Elektrochemie 1 Examensfragen zur Elektrochemie 1. Standardpotentiale a. Was versteht man unter Standardpotential? Standardpotential E 0 ist die Spannung eines Redoxpaars in Bezug auf die Standardwasserstoffelektrode

Mehr

Lernzettel für die 1. Chemiearbeit Galvanische Zellen-

Lernzettel für die 1. Chemiearbeit Galvanische Zellen- 1) Enthalpien Molare Standardbildungsenthalpie - Enthalpie bedeutet soviel wie Wärme - Die Bildungsenthalpie ist dabei also die Wärme die frei, oder benötigt wird, wenn ein Stoff gebildet wird. - Ein Stoff

Mehr

Film der Einheit Metalle

Film der Einheit Metalle Film der Einheit Metalle Edle und unedle Metalle Produktionszahlen Metalle im Periodensystem der Elemente Herstellung einiger Metalle (Eisen, Aluminium, Kupfer) Kristallgitter und Bindungen in Metallen

Mehr

Thema: Chemische Bindungen Wasserstoffbrückenbindungen

Thema: Chemische Bindungen Wasserstoffbrückenbindungen Wiederholung der letzten Vorlesungsstunde: Thema: Chemische Bindungen Wasserstoffbrückenbindungen Wasserstoffbrückenbindungen, polare H-X-Bindungen, Wasser, Eigenschaften des Wassers, andere Vbg. mit H-Brücken

Mehr

Vergleich Protochemische und Elektrochemische Spannungsreihe. Protochemische Spannungsreihe. Korrespondierende Säure-Base-Paare

Vergleich Protochemische und Elektrochemische Spannungsreihe. Protochemische Spannungsreihe. Korrespondierende Säure-Base-Paare 165 19 Redoxgleichgewichte (Elektronenübertragungsreaktionen) Vergleich Protochemische und Elektrochemische Spannungsreihe Protochemische Spannungsreihe Korrespondierende SäureBasePaare Säure korrespondierende

Mehr

Reduktion und Oxidation Redoxreaktionen

Reduktion und Oxidation Redoxreaktionen Reduktion und Oxidation Redoxreaktionen Stahlkonstruktionen die weltberühmt wurden: Eiffelturm Blaues Wunder in Dresden (die grüne Farbe der Brücke wandelte sich durch das Sonnenlicht in Blau um) OXIDATION

Mehr

5. Periodensystem der Elemente 5.1. Aufbauprinzip 5.2. Geschichte des Periodensystems 5.3. Ionisierungsenergie 5.4. Elektronenaffinität 5.5.

5. Periodensystem der Elemente 5.1. Aufbauprinzip 5.2. Geschichte des Periodensystems 5.3. Ionisierungsenergie 5.4. Elektronenaffinität 5.5. 5. Periodensystem der Elemente 5.1. Aufbauprinzip 5.2. Geschichte des Periodensystems 5.3. Ionisierungsenergie 5.4. Elektronenaffinität 5.5. Atomradien 5.6. Atomvolumina 5.7. Dichte der Elemente 5.8. Schmelzpunkte

Mehr

Schlüsselbegriffe. Übungsaufgaben:

Schlüsselbegriffe. Übungsaufgaben: I. Energetik chemischer Reaktionen 1) Licht als Energieform 2) Wärme als Energieform 3) Elektrizität als Energieform 4) Die Triebkraft chemischer Reaktionen Schlüsselbegriffe 1. "Licht als Energieform":

Mehr

Chemische Bindung. Wie halten Atome zusammen? Welche Atome können sich verbinden? Febr 02

Chemische Bindung. Wie halten Atome zusammen? Welche Atome können sich verbinden? Febr 02 Chemische Bindung locker bleiben Wie halten Atome zusammen? positiv Welche Atome können sich verbinden? power keep smiling Chemische Bindung Die chemischen Reaktionen spielen sich zwischen den Hüllen der

Mehr

Redoxreaktionen. Redoxreaktionen: Reaktionen bei denen Elektronen zwischen den Komponenten übertragen werden

Redoxreaktionen. Redoxreaktionen: Reaktionen bei denen Elektronen zwischen den Komponenten übertragen werden Nach Lavoisier: : Redoxreaktionen Redoxreaktionen: Reaktionen bei denen Elektronen zwischen den Komponenten übertragen werden Aufnahme von Sauerstoff zb.: Verbrennen von Magnesium : Abgabe von Sauerstoff

Mehr

Themen heute: Säuren und Basen, Redoxreaktionen

Themen heute: Säuren und Basen, Redoxreaktionen Wiederholung der letzten Vorlesungsstunde: Massenwirkungsgesetz, Prinzip des kleinsten Zwangs, Löslichkeitsprodukt, Themen heute: Säuren und Basen, Redoxreaktionen Vorlesung Allgemeine Chemie, Prof. Dr.

Mehr

Das Periodensystem der Elemente

Das Periodensystem der Elemente Das Periodensystem der Elemente 1 Das Periodensystem: Entdeckung der Elemente 2 Das Periodensystem: Biologisch wichtige Elemente 3 Das Periodensystem: Einteilung nach Reaktionen Bildung von Kationen und

Mehr

Das Periodensystem der Elemente Das Periodensystem: Entdeckung der Elemente

Das Periodensystem der Elemente Das Periodensystem: Entdeckung der Elemente Das Periodensystem der Elemente Das Periodensystem: Entdeckung der Elemente 1 Das Periodensystem: Biologisch wichtige Elemente Das Periodensystem: Einteilung nach Reaktionen Bildung von Kationen und Anionen

Mehr

Typische Eigenschaften von Metallen

Typische Eigenschaften von Metallen Typische Eigenschaften von Metallen hohe elektrische Leitfähigkeit (nimmt mit steigender Temperatur ab) hohe Wärmeleitfähigkeit leichte Verformbarkeit metallischer Glanz Elektronengas-Modell eines Metalls

Mehr

Elektrochemie. C 11 EuG Inhalt

Elektrochemie. C 11 EuG Inhalt 1 C 11 EuG Inhalt Elektrochemie 1 Stromerzeugung 1.1 Vorüberlegung: Zink-Kupfer-Lokal-Element a) xidation von Metallen mit Nichtmetallen b) xidation von Nichtmetallanionen mit Nichtmetallen c) xidation

Mehr

Elektrolyse. Zelle.. Bei der Elektrolyse handelt es sich im Prinzip um eine Umkehrung der in einer galvanischen Zelle Z ablaufenden Redox-Reaktion

Elektrolyse. Zelle.. Bei der Elektrolyse handelt es sich im Prinzip um eine Umkehrung der in einer galvanischen Zelle Z ablaufenden Redox-Reaktion (Graphit) Cl - Abgabe von Elektronen: Oxidation Anode Diaphragma H + Elektrolyse Wird in einer elektrochemischen Zelle eine nicht-spontane Reaktion durch eine äußere Stromquelle erzwungen Elektrolyse-Zelle

Mehr

1 Elektronendruckreihe (= Spannungsreihe)

1 Elektronendruckreihe (= Spannungsreihe) Lernprogramms Elektrochemer 1/12 Vorher sollten die Übungsaufgaben Nr. 1 bis 4 zum Lernprogramm Oxidaser bearbeitet und möglichst auch verstanden worden sein! 1 Elektronendruckreihe (= Spannungsreihe)

Mehr

1.10. Redoxreaktionen

1.10. Redoxreaktionen 1.10. Redoxreaktionen 1.10.1. Redoxgleichungen Beispiel 1: Magnesium reagiert mit Sauerstoff zu : Mg + O 2 Magnesium wird Beispiel 2: Magnesium reagiert mit Chlor zu : Mg + Cl 2 Magnesium wird Oxidation

Mehr

2.5 Strom in Flüssigkeiten. 2.5 Strom in Flüssigkeiten. 2.5 Strom in Flüssigkeiten. 2.5 Strom in Flüssigkeiten. 2.5 Strom in Flüssigkeiten

2.5 Strom in Flüssigkeiten. 2.5 Strom in Flüssigkeiten. 2.5 Strom in Flüssigkeiten. 2.5 Strom in Flüssigkeiten. 2.5 Strom in Flüssigkeiten Leitungsversuche: Destilliertes Wasser Leitungswasser NaCl i Wasser Abhängigkeiten: Vorhandensein von Ladungsträgern Beweglichkeit der Ladungsträger ("Häufigkeit von Stößen", " Reibung") Anode + Kathode

Mehr

Entsäuern und Entgiften mit Body Detox neueste wissenschaftliche Erkenntnisse

Entsäuern und Entgiften mit Body Detox neueste wissenschaftliche Erkenntnisse Entsäuern und Entgiften mit Body Detox neueste wissenschaftliche Erkenntnisse Dr.Dr.med. Rainer Zierer Diplom Bio-Chemiker, Betriebsarzt und praktischer Arzt, München Physiko-chemische Schwermetallprovokation

Mehr

Magnesium + Sauerstoff + Aktivierungsenergie 2 Mg + O 2 + E A. Oxidation = Reaktion mit Sauerstoff. Magnesiumoxid + Energie 2 MgO + E

Magnesium + Sauerstoff + Aktivierungsenergie 2 Mg + O 2 + E A. Oxidation = Reaktion mit Sauerstoff. Magnesiumoxid + Energie 2 MgO + E Chemie. Redoxreaktionen 1. Redoxreaktionen 1. Definition der Redoxbegriffe Versuch: Verbrennung eines Stücks Magnesiumband Es entsteht ein weißes Pulver mit Namen Magnesiumoxid Magnesium Sauerstoff Aktivierungsenergie

Mehr

Anorganische Chemie 1 Version 1.5b Thema:

Anorganische Chemie 1 Version 1.5b Thema: Lösliche Gruppe: NH 4 +, Na +, Mg 2+, K + (Quelle: Qualitative Anorganische Analyse, Eberhard Gerdes) Anorganische Chemie 1 Version 1.5b Thema: 1. Säurestärke Allgemein gesprochen existieren Neutralsäuren,

Mehr

IIE3. Modul Elektrizitätslehre II. Faraday-Konstante

IIE3. Modul Elektrizitätslehre II. Faraday-Konstante IIE3 Modul Elektrizitätslehre II Faraday-Konstante Bei diesem Versuch soll mit Hilfe eines Coulombmeters die FARADAY- Konstante bestimmt werden. Das Coulombmeter besteht aus drei Kupferelektroden die in

Mehr

Demonstrationsversuch: Wasserelektrolyse

Demonstrationsversuch: Wasserelektrolyse 1 Aufgabe Demonstrationsversuch: Wasserelektrolyse Aufbau des Demonstrationsversuchs Wasserelektrolyse im Elektrolyseur. Mögliche Versuche: a) Bestimmung der Kennlinie des Elektrolyseurs und Ermittlung

Mehr

Unterrichtsvorhaben II Elektrochemie Q1

Unterrichtsvorhaben II Elektrochemie Q1 Unterrichtsvorhaben II Elektrochemie Umfang: Jgst.: Q1 Schwerpunkte / Inhalt / Basiskonzepte Elektrochemische Gewinnung von Stoffen Mobile Energiequellen [Quantitative Aspekte elektrochemischer Prozesse]

Mehr

Allgemeine Chemie für r Studierende der Zahnmedizin

Allgemeine Chemie für r Studierende der Zahnmedizin Allgemeine Chemie für r Studierende der Zahnmedizin Allgemeine und Anorganische Chemie Teil 6 Dr. Ulrich Schatzschneider Institut für Anorganische und Angewandte Chemie, Universität Hamburg Lehrstuhl für

Mehr

Intermetallische Systeme, ( Legierungen ) Metalle

Intermetallische Systeme, ( Legierungen ) Metalle Eigenschaften Metalle plastisch verformbar meist hohe Dichte ( Ausnahme: Leichtmetalle ) gute elektrische Leitfähigkeit gute Wärmeleitung optisch nicht transparent metallischer Glanz Intermetallische Systeme,

Mehr

1.6. Die Ionenbindung

1.6. Die Ionenbindung 1.6. Die Ionenbindung 1.6.1. Die Edelgasregel Die Edelgase gehen kaum Verbindungen ein und zeigen in ihrer Periode jeweils die höchsten Ionisierungsenergien. Ihre Elektronenkonfiguration mit jeweils Außenelektronen

Mehr

Mehrprotonige Säuren (z.b. H 2 SO 4 )

Mehrprotonige Säuren (z.b. H 2 SO 4 ) Mehrprotonige Säuren (z.b. H SO 4 ) Mehrprotonige Säuren protolysieren stufenweise. Jede Stufe hat eine eigene Säurekonstante, deren Werte von Stufe zu Stufe kleiner werden (die Protolyse wird immer unvollständiger).

Mehr

Elektrochemische Kinetik. FU Berlin Constanze Donner / Ludwig Pohlmann 2010 1

Elektrochemische Kinetik. FU Berlin Constanze Donner / Ludwig Pohlmann 2010 1 Elektrochemische Kinetik FU Berlin Constanze Donner / Ludwig Pohlmann 2010 1 FU Berlin Constanze Donner / Ludwig Pohlmann 2010 2 Elektrochemische Kinetik Was war: Die NernstGleichung beschreibt das thermodynamische

Mehr

1. Bedeutung der Oxidationszahlen

1. Bedeutung der Oxidationszahlen 1. Bedeutung der Oxidationszahlen Unterschiedliche Atome geben eine unterschiedliche Zahl an Elektronen ab: Dann hat das Atom eine positive Oxidationsstufe; das Atom ist mit weniger Elektronen als Protonen

Mehr

Was ist Elektrochemie? Elektrochemie. Elektrochemie ist die Lehre von der Beziehung

Was ist Elektrochemie? Elektrochemie. Elektrochemie ist die Lehre von der Beziehung Was ist Elektrochemie? Elektrochemie Elektrochemie ist die Lehre von der Beziehung zwischen elektrischen und chemischen Prozessen. 1 Stromleitung in einem Metall Wir haben gelernt, dass die Stromleitung

Mehr

Chemie Formelsammlung. 2003 Niklaus Burren

Chemie Formelsammlung. 2003 Niklaus Burren Chemie Formelsammlung 2003 Niklaus Burren Formelsammlung Chemie 2 Inhaltsverzeichnis 1. Grundlagen...3 1.1. Definitionen...3 1.2. ph-wert...4 2. Gasgesetze...5 2.1. Gasgleichung...5 2.2. Gasmischungen...5

Mehr

Oxidationszahlen. Bei Elementen ist die Oxidationszahl stets = 0: Bei einfachen Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ladung des Ions:

Oxidationszahlen. Bei Elementen ist die Oxidationszahl stets = 0: Bei einfachen Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ladung des Ions: 32 Oxidation und Reduktion (Redox-Reaktion) Redox-Reaktionen bilden die Grundlage für die chemische Energiespeicherung und -umwandlung: In der Technik, bei Batterien, Brennstoffzellen und der Verbrennung,

Mehr

Redoxgleichungen. 1. Einrichten von Reaktionsgleichungen

Redoxgleichungen. 1. Einrichten von Reaktionsgleichungen Redoxgleichungen 1. Einrichten von Reaktionsgleichungen Reaktionsgleichungen in der Chemie beschreiben den Verlauf einer Reaktion. Ebenso, wie bei einer Reaktion keine Masse verloren gehen kann von einem

Mehr

Grundwissen Chemie 9. Jahrgangsstufe

Grundwissen Chemie 9. Jahrgangsstufe Grundwissen Chemie 9. Jahrgangsstufe 1. Stoffe und Reaktionen Gemisch: Stoff, der aus mindestens zwei Reinstoffen besteht. Homogen: einzelne Bestandteile nicht erkennbar Gasgemisch z.b. Legierung Reinstoff

Mehr

Laborbericht. Elektrochemie Galvanik. Bianca Theus Anna Senn

Laborbericht. Elektrochemie Galvanik. Bianca Theus Anna Senn Laborbericht Elektrochemie Galvanik Bianca Theus Anna Senn August/September 2004 Inhaltsverzeichnis 1. Ziel... 1 2. Theorie... 1 2.1 Der Schaltkreis... 1 2.1.1 Spannungsquellen:... 1 2.2 Allgemeines...

Mehr

Fällungsreaktion. Flammenfärbung. Fällungsreaktion:

Fällungsreaktion. Flammenfärbung. Fällungsreaktion: 2 Fällungsreaktion: 2 Fällungsreaktion Entsteht beim Zusammengießen zweier Salzlösungen ein Niederschlag eines schwer löslichen Salzes, so spricht man von einer Fällungsreaktion. Bsp: Na + (aq) + Cl -

Mehr

Elektronenpaarbindung (oder Atombindung) Nichtmetallatom + Nichtmetallatom Metallatom + Nichtmetallatom 7. Welche Bindungsart besteht jeweils?

Elektronenpaarbindung (oder Atombindung) Nichtmetallatom + Nichtmetallatom Metallatom + Nichtmetallatom 7. Welche Bindungsart besteht jeweils? LÖSUNGEN Probetest 1 Kap. 03 Theorie Name: 1. C = Kohlenstoff Ag = Silber Br = Brom Schwefel = S Lithium = Li Uran = U 2. Aluminium - Finde die richtigen Zahlen mit Hilfe deines PSE: Massenzahl: 27 Ordnungszahl:

Mehr

Übungen zum Kapitel I, Grundlagen chemischer Gleichungen

Übungen zum Kapitel I, Grundlagen chemischer Gleichungen Übungen zum Kapitel I, Grundlagen chemischer Gleichungen Übersicht der Übungen: Übung Nr. 1 (Bedeutungen und Ausgleichen von Gleichungen) Übung Nr. 2 (Bedeutungen und Ausgleichen von Gleichungen) Übung

Mehr

KULTUSMINISTERIUM DES LANDES SACHSEN-ANHALT. Abitur April/Mai 2002. Chemie (Grundkurs) Thema 1 Wasserstoff

KULTUSMINISTERIUM DES LANDES SACHSEN-ANHALT. Abitur April/Mai 2002. Chemie (Grundkurs) Thema 1 Wasserstoff KULTUSMINISTERIUM DES LANDES SACHSEN-ANHALT Abitur April/Mai 2002 Chemie (Grundkurs) Einlesezeit: Bearbeitungszeit: 30 Minuten 210 Minuten Thema 1 Wasserstoff Thema 2 Organische Verbindungen und ihr Reaktionsverhalten

Mehr

Oxidation und Reduktion Redoxreaktionen Blatt 1/5

Oxidation und Reduktion Redoxreaktionen Blatt 1/5 Oxidation und Reduktion Redoxreaktionen Blatt 1/5 1 Elektronenübertragung, Oxidation und Reduktion Gibt Natrium sein einziges Außenelektron an ein Chloratom (7 Außenelektronen) ab, so entsteht durch diese

Mehr

Oxidation = Elektronenabgabe Erhöhung der Oxidationszahl. Reduktion = Elektronenaufnahme Erniedrigung der Oxidationszahl

Oxidation = Elektronenabgabe Erhöhung der Oxidationszahl. Reduktion = Elektronenaufnahme Erniedrigung der Oxidationszahl Oxidation = Elektronenabgabe Erhöhung der Oxidationszahl Reduktion = Elektronenaufnahme Erniedrigung der Oxidationszahl Oxidans = Oxidationsmittel System, das Elektronen aufnehmen kann Reduktor = Reduktionsmittel

Mehr

1.5 X - Y ungelöst? Welcher Stoff wird hier gesucht?

1.5 X - Y ungelöst? Welcher Stoff wird hier gesucht? 1.5 X - Y ungelöst? Welcher Stoff wird hier gesucht? X ist gelb und fest, nicht in Wasser löslich. Beim Verbrennen bildet X ein giftiges stechend riechendes Gas. In der Natur kommt X rein oder als vulkanische

Mehr

Elektrodenreaktion [electrode reaction] Die an einer Elektrode ablaufende elektrochemische Reaktion (siehe auch: Zellreaktion).

Elektrodenreaktion [electrode reaction] Die an einer Elektrode ablaufende elektrochemische Reaktion (siehe auch: Zellreaktion). Glossar In diesem Glossar, das keinen Anspruch auf Vollständigkeit erhebt, werden einige Grundbegriffe der Elektrochemie erläutert. [In Klammern sind die englischen Begriffe angegeben.] Autor: Klaus-Michael

Mehr

Stoff, Reinstoff, Gemisch, homogenes Gemisch, heterogenes Gemisch. Reinstoff, Element, Verbindung. Zweiatomige Elemente.

Stoff, Reinstoff, Gemisch, homogenes Gemisch, heterogenes Gemisch. Reinstoff, Element, Verbindung. Zweiatomige Elemente. Einteilung der Stoffe: Stoff Reinstoff Mischen Gemisch Stoff, Reinstoff, Gemisch, homogenes Gemisch, heterogenes Gemisch Bei gleichen Bedingungen (Temperatur, Druck) immer gleiche Eigenschaften (z.b. Farbe,

Mehr

Vorlesung Analytische Chemie I

Vorlesung Analytische Chemie I ALBERT-LUDWIGS- UNIVERSITÄT FREIBURG Vorlesung Analytische Chemie I Prof. Dr. Christoph Janiak Literatur: E. Hitzel, Bausteine praktischer Analytik, Verlag Handwerk und Technik, Hamburg, 2005 K. Cammann,

Mehr

Praktische Einführung in die Chemie Integriertes Praktikum:

Praktische Einführung in die Chemie Integriertes Praktikum: Praktische Einführung in die Chemie ntegriertes Praktikum: Versuch 1-6 (ROG) Redoxgleichgewicht Versuchs-Datum: 9. Mai 212 Gruppenummer: 8 Gruppenmitglieder: Domenico Paone Patrick Küssner Michael Schmid

Mehr

Tabellen und Formelsammlung Chemie

Tabellen und Formelsammlung Chemie Tabellen und Forelsalung Cheie Fakultät Maschinenbau Stand SS 2015 Nachfolgende Tabellen und Inforationen staen aus de Lehrbuch G. Kickelbick, Cheie für Ingenieure, Pearson-Verlag, 2008 soweit nicht anderweitig

Mehr

Martin Raiber 21.02.07 Elektrolyse: Strom - Spannungskurven

Martin Raiber 21.02.07 Elektrolyse: Strom - Spannungskurven Martin Raiber 21.02.07 Elektrolyse: Strom - Spannungskurven Geräte: U-Rohr, verschiedene Platin-Elektroden (blank, platiniert), Graphit-Elektroden, spannungsstabilisierte Gleichspannungsquelle, CASSY-Spannungs/Stromstärkemessgerät

Mehr

Anorganisch-chemisches Praktikum für Human- und Molekularbiologen

Anorganisch-chemisches Praktikum für Human- und Molekularbiologen Anorganisch-chemisches Praktikum für Human- und Molekularbiologen 4. Praktikumstag Andreas Rammo Allgemeine und Anorganische Chemie Universität des Saarlandes E-Mail: a.rammo@mx.uni-saarland.de Flammenfärbung

Mehr

Grundlagen der Chemie

Grundlagen der Chemie 1 Elektrolyse Galvanische Elemente Normalpotential, die Spannungsreihe Konzentrationsabhängigkeit von Potentialen, Nernstsche Gleichung Zersetzungsspannung, Überspannung Elektrochemische Spannungsquellen

Mehr

Einführungskurs 7. Seminar

Einführungskurs 7. Seminar ABERT-UDWIGS- UNIVERSITÄT FREIBURG Einführungskurs 7. Seminar Prof. Dr. Christoph Janiak iteratur: Riedel, Anorganische Chemie,. Aufl., 00 Kapitel.8.0 und Jander,Blasius, ehrb. d. analyt. u. präp. anorg.

Mehr

Selbsteinschätzungstest zum Vorkurs Anorganische Chemie

Selbsteinschätzungstest zum Vorkurs Anorganische Chemie WS 15/16 1/7 Selbsteinschätzungstest zum Vorkurs Anorganische Chemie Liebe Studierende! Der Vorkurs frischt Ihr Schulwissen auf, vermittelt aber NICHT die späteren Studieninhalte. Die Inhalte des Vorkurses

Mehr

Korrosion. Definition der Korrosion. Natur der Korrosion

Korrosion. Definition der Korrosion. Natur der Korrosion Korrosion Definition der Korrosion Korrosion ist die Veränderung eines Werkstoffs, die durch unbeabsichtigten chemischen oder elektrochemischen Angriff hervorgerufen wird und von der Oberfläche ausgeht.

Mehr

Übung zum chemischen Praktikum für Studierende mit Chemie als Nebenfach Übung Nr. 3, 02.05.11/03.05.11

Übung zum chemischen Praktikum für Studierende mit Chemie als Nebenfach Übung Nr. 3, 02.05.11/03.05.11 Übung zum chemischen Praktikum für Studierende mit Chemie als Nebenfach Übung Nr. 3, 02.05.11/03.05.11 1. Sie haben Silberbesteck geerbt. Um Ihren neuen Reichtum ordentlich zur Schau zu stellen, haben

Mehr

Hinweise für den Schüler. Von den 2 Prüfungsblöcken A und B ist einer auszuwählen.

Hinweise für den Schüler. Von den 2 Prüfungsblöcken A und B ist einer auszuwählen. Abitur 2001 Chemie Gk Seite 1 Hinweise für den Schüler Aufgabenauswahl: Von den 2 Prüfungsblöcken A und B ist einer auszuwählen. Bearbeitungszeit: Die Arbeitszeit beträgt 210 Minuten, zusätzlich stehen

Mehr

TU Bergakademie Freiberg Institut für Werkstofftechnik Schülerlabor science meets school Werkstoffe und Technologien in Freiberg

TU Bergakademie Freiberg Institut für Werkstofftechnik Schülerlabor science meets school Werkstoffe und Technologien in Freiberg TU Bergakademie Freiberg Institut für Werkstofftechnik Schülerlabor science meets school Werkstoffe und Technologien in Freiberg GRUNDLAGEN Modul: Versuch: Elektrochemie 1 Abbildung 1: I. VERSUCHSZIEL

Mehr

Grundlagen Chemie. Dipl.-Lab. Chem. Stephan Klotz. Freiwill ige Feuerwehr Rosenheim

Grundlagen Chemie. Dipl.-Lab. Chem. Stephan Klotz. Freiwill ige Feuerwehr Rosenheim Grundlagen Dipl.-Lab. Chem. Stephan Klotz Freiwill ige Feuerwehr Rosenheim Einführung Lernziele Einfache chemische Vorgänge, die Bedeutung für die Feuerwehrpraxis haben, erklären. Chemische Grundlagen

Mehr

Alle Ströme, die nicht durch die Elektrodenreaktion eines Analyten hervorgerufen werden

Alle Ströme, die nicht durch die Elektrodenreaktion eines Analyten hervorgerufen werden Grundströme Alle Ströme, die nicht durch die Elektrodenreaktion eines Analyten hervorgerufen werden > potentialabhängige Grundströme Ströme außerhalb des Polarisierbarkeitsbereiches > Faradaysche Grundströme

Mehr

Bestimmung von thermodynamischen Daten aus elektrochemischen Messungen. Temperaturabhängigkeit der EMK

Bestimmung von thermodynamischen Daten aus elektrochemischen Messungen. Temperaturabhängigkeit der EMK V7 Bestimmung von thermodynamischen Daten aus elektrochemischen Messungen Temperaturabhängigkeit der EMK Versuch 7: Bestimmung von thermodynamischen Daten aus elektrochemischen Messungen. Temperaturabhängigkeit

Mehr

Grundwissen Chemie Mittelstufe (9 MNG)

Grundwissen Chemie Mittelstufe (9 MNG) Grundwissen Chemie Mittelstufe (9 MNG) Marie-Therese-Gymnasium Erlangen Einzeldateien: GW8 Grundwissen für die 8. Jahrgangsstufe GW9 Grundwissen für die 9. Jahrgangsstufe (MNG) GW9a Grundwissen für die

Mehr

oder die Potenz der Protonenmännchen

oder die Potenz der Protonenmännchen ph-messung Nachschlag ph-wert Der ph-wert oder die Potenz der Protonenmännchen Von Prof. Dr. Jürgen Brickmann Bild: Benjah-bmm27 Räumlicher Aufbau des Wassermoleküls 540 www.mt.com/academia-wunderwelt

Mehr

Lösungen der Übungsaufgaben aus Kapitel 10.6 (Skript S. 114f)

Lösungen der Übungsaufgaben aus Kapitel 10.6 (Skript S. 114f) Lösungen der Übungsaufgaben aus Kapitel 10.6 (Skript S. 114f) 1. Stichworte: spezielle Bahnen anstelle von beliebigen Bahnen diskrete Energiezustände, strahlungslose Kreisbewegung der Elektronen um den

Mehr

Redoxreaktionen. chemische Reaktion von Kupfer(II)-oxid mit Kohlenstoff es entstehen Kupfer und Kohlenstoffdioxid [exotherm]

Redoxreaktionen. chemische Reaktion von Kupfer(II)-oxid mit Kohlenstoff es entstehen Kupfer und Kohlenstoffdioxid [exotherm] eqiooki.de Redoxreaktionen [Realschule] Seite 1 von 9 Redoxreaktionen Ob bei der Herstellung von Roheisen und Stahl, bei der Erzeugung von Aluminium und anderer Metalle aus entsprechenden Erzen, bei elektrochemischen

Mehr

Grundwissen 9. Klasse Chemie

Grundwissen 9. Klasse Chemie Grundwissen 9. Klasse Chemie 1. Formelzeichen und Einheiten 2. Was versteht man unter der Stoffmenge und der Avogadro- Konstante N A? Eine Stoffportion hat die Stoffmenge n = 1 mol, wenn sie 6 * 10 23

Mehr

Klausur : Allgemeine und Anorganische Chemie. Musterlösungen

Klausur : Allgemeine und Anorganische Chemie. Musterlösungen 1 Klausur : Allgemeine und Anorganische Chemie Mo. 21.02.11 : 08.30 11.30 Uhr Musterlösungen 1. Zeichnen Sie je eine Lewis-Formel (mit allen Formalladungen und freien Elektronenpaaren) für folgende Moleküle/Ionen:

Mehr

A. Allgemeine Chemie. 1 Aufbau der Materie 2 Trennverfahren für Stoffgemenge 3 Grundgesetze der Chemie 4 Atomaufbau 5 Periodensystem

A. Allgemeine Chemie. 1 Aufbau der Materie 2 Trennverfahren für Stoffgemenge 3 Grundgesetze der Chemie 4 Atomaufbau 5 Periodensystem A. Allgemeine Chemie 1 Aufbau der Materie 2 Trennverfahren für Stoffgemenge 3 Grundgesetze der Chemie 4 Atomaufbau 5 Periodensystem Periodensystem der Elemente - PSE Historische Entwicklung Möglichkeiten

Mehr

Lösungen Kapitel 5 zu Arbeits- Übungsblatt 1 und 2: Trennverfahren unter der Lupe / Vorgänge bei der Papierchromatografie

Lösungen Kapitel 5 zu Arbeits- Übungsblatt 1 und 2: Trennverfahren unter der Lupe / Vorgänge bei der Papierchromatografie Lösungen Kapitel 5 zu Arbeits- Übungsblatt 1 und 2: Trennverfahren unter der Lupe / Vorgänge bei der Papierchromatografie 77 Lösungen Kapitel 5 zu Arbeits- Übungsblatt 3-6: Trennverfahren Küche, Aus Steinsalz

Mehr

REDOX-REAKTIONEN Donator-Akzeptor-Konzept! So geht s: schrittweises Aufstellen von Redoxgleichungen Chemie heute

REDOX-REAKTIONEN Donator-Akzeptor-Konzept! So geht s: schrittweises Aufstellen von Redoxgleichungen Chemie heute REDOXREAKTIONEN In den letzten Wochen haben wir uns mit SäureBaseReaktionen und Redoxreaktionen beschäftigt. Viele Phänomene in uns und um uns herum sind solche Redoxreaktionen. Nun müssen wir unseren

Mehr

Vorlesung Anorganische Chemie I im WS 2006/7 (Teil 2) Hans-Jörg Deiseroth Anorganische Chemie Fb 8 Universität Siegen

Vorlesung Anorganische Chemie I im WS 2006/7 (Teil 2) Hans-Jörg Deiseroth Anorganische Chemie Fb 8 Universität Siegen Vorlesung Anorganische Chemie I im WS 2006/7 (Teil 2) Hans-Jörg Deiseroth Anorganische Chemie Fb 8 Universität Siegen (unter Verwendung von Folien einer Grundvorlesung zur Anorganischen Chemie aus dem

Mehr

Bundesrealgymnasium Imst. Chemie 2010-11. Klasse 4. Chemische Reaktionen

Bundesrealgymnasium Imst. Chemie 2010-11. Klasse 4. Chemische Reaktionen Bundesrealgymnasium Imst Chemie 2010-11 Klasse 4 Chemische Reaktionen Inhalt 6 Chemische Reaktionen... 18 6.1 Reaktionsgleichungen... 18 6.2 Mol, molare Masse... 19 6.3 Säuren und Laugen... 19 6.4 Neutralisationsreaktionen...

Mehr

Standard. VII. Potentiometrie, Elektrogravimetrie, Konduktometrie. Seminar zum Praktikum

Standard. VII. Potentiometrie, Elektrogravimetrie, Konduktometrie. Seminar zum Praktikum Seminar zum Praktikum Quantitative Bestimmung von anorganischen Arznei-, Hilfsund Schadstoffen im 2. Fachsemester Pharmazie VII. Potentiometrie, Elektrogravimetrie, Konduktometrie Di, 27.05.2008 1 Elektrochemie

Mehr

Fakultät Chemie Physikalische Chemie I

Fakultät Chemie Physikalische Chemie I Fakultät Chemie Physikalische Chemie I Einstiegstraining für die Chemie-Olympiade 013 in Russland Physikalische Chemie Einheiten und Größen Ableiten und Integrieren Ideale Gase Thermodynamik chemischer

Mehr

Galvanische Zellen II

Galvanische Zellen II 1. Was versteht man unter einer Oxidation? Unter einer Oxidation versteht man Elektronenabgabe. Diese findet an der Anode der galvanischen Zelle statt. Bei der Oxidation wird die Oxidationszahl des jeweiligen

Mehr

Tab. 2: Redoxpotentiale E = - 2,71 V E = +1,36 V. Tab. 3: Überpotentiale an Graphitelektroden bei einer Stromdichte von 10-1 A/cm 2

Tab. 2: Redoxpotentiale E = - 2,71 V E = +1,36 V. Tab. 3: Überpotentiale an Graphitelektroden bei einer Stromdichte von 10-1 A/cm 2 G8 Abituraufgaben Chemie Redoxpotentiale, Elektrolyse 2011/A1 3 Neben einer Steigerung der Ernteerträge wird in der Landwirtschaft eine bessere Futterverwertung durch die Tiere angestrebt, die durch die

Mehr

Schalter. 2.3 Spannungsquellen. 2.3.1 Kondensatoren 112 KAPITEL 2. STROMFLUSS DURCH LEITER; EL. WIDERSTAND

Schalter. 2.3 Spannungsquellen. 2.3.1 Kondensatoren 112 KAPITEL 2. STROMFLUSS DURCH LEITER; EL. WIDERSTAND 112 KAPTEL 2. STROMFLSS DRCH LETER; EL. WDERSTAND 2.3 Spannungsquellen n diesem Abschnitt wollen wir näher besprechen, welche Arten von Spannungsquellen real verwendet werden können. 2.3.1 Kondensatoren

Mehr

U13 Übungsklausur 0. Hinweise: Nur ein Schreibwerkzeug (kein Bleistift) und ein nicht programmierbarer Taschenrechner sind erlaubt!

U13 Übungsklausur 0. Hinweise: Nur ein Schreibwerkzeug (kein Bleistift) und ein nicht programmierbarer Taschenrechner sind erlaubt! U13 Übungsklausur 0 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 B* Σ (*nur für Lehramt) Note: Vorname: Matr.-Nr.: Nachname: Studiengang: Chemie und Biochemie Lehramt Chemie vertieft Lehramt Chemie nicht vertieft Biologie Pharmaceutical

Mehr

Beispiel: Fällung von Bariumsulfat aus einer Sulfat-Ionen enthaltenden Lösung mit Hilfe von Bariumchlorid

Beispiel: Fällung von Bariumsulfat aus einer Sulfat-Ionen enthaltenden Lösung mit Hilfe von Bariumchlorid Reaktionsgleichungen In der Chemie ist eine Reaktionsgleichung die Kurzschreibweise für eine chemische Reaktion. Sie gibt die Ausgangs und Endstoffe (Reaktanten und Produkte) einer Stoffumwandlung in richtigem

Mehr

Übungsblatt 1. Anmerkung zu allen Aufgaben: Entnehmen Sie weitere eventuell notwendige Angaben dem Periodensystem!

Übungsblatt 1. Anmerkung zu allen Aufgaben: Entnehmen Sie weitere eventuell notwendige Angaben dem Periodensystem! Übungsblatt 1 1. Wieviel Atome enthält 1.0 g Eisen? Wieviel Moleküle enthält 1.0 L Wasser (Dichte ρ = 1.0 g/cm 3 )? 2. Die Untersuchung von Pyrit zeigt, dass er zu 46.6 % aus Eisen und zu 53.4 % aus Schwefel

Mehr

Chemie für Bastler. Dipl.-Chem. (Univ.) Markus Walther. Lehrstuhl für Theoretische Chemie Computer Chemie Centrum Arbeitsgruppe Prof.

Chemie für Bastler. Dipl.-Chem. (Univ.) Markus Walther. Lehrstuhl für Theoretische Chemie Computer Chemie Centrum Arbeitsgruppe Prof. Chemie für Bastler Dipl.-Chem. (Univ.) Markus Walther Lehrstuhl für Theoretische Chemie Computer Chemie Centrum Arbeitsgruppe Prof. Zahn markus.walther@fau.de Grundlagen Molarität 1 Beispiel: A + 2B C

Mehr

Grundlagen. Maximilian Ernestus Waldorfschule Saarbrücken

Grundlagen. Maximilian Ernestus Waldorfschule Saarbrücken Grundlagen Maximilian Ernestus Waldorfschule Saarbrücken 2008/2009 Inhaltsverzeichnis 1 Chemische Elemente 2 2 Das Teilchenmodell 3 3 Mischungen und Trennverfahren 4 4 Grundgesetze chemischer Reaktionen

Mehr