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

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1 eqiooki.de Redoxreaktionen 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 Vorgängen wie bei der Elektrolyse von Wasser oder auch biochemische Reaktionen in Lebewesen - überall spielen Redoxreaktionen eine wichtige Rolle. Redoxreaktion im engeren Sinne Redoxreaktion im engeren Sinne chemische Reaktion mit Sauerstoffübertragung; Teilreaktionen Oxidation und Reduktion liegen immer gekoppelt vor... Oxidation Teilreaktion mit Sauerstoffaufnahme [Teilreaktion, bei der ein Stoff mit Sauerstoff reagiert (verbunden wird)] Reduktion Teilreaktion mit Sauerstoffabgabe [Teilreaktion, bei der einem Oxid der Sauerstoff entzogen wird] Ausgangsstoffe bei einer Redoxreaktion jeweils ein Ausgangsstoff der Redoxreaktion fungiert als... Oxidationsmittel Stoff, der Sauerstoff abgibt [reduziert wird] Reduktionsmittel Stoff, der sich Sauerstoff aufnimmt [oxidiert wird] Beispiele chemische Reaktion von Kupfer(II)-oxid mit Zink es entstehen Kupfer und Zinkoxid [exotherm] chemische Reaktion von Kupfer(II)-oxid mit Kohlenstoff es entstehen Kupfer und Kohlenstoffdioxid [exotherm] weitere Beispielreaktionen Reaktion von Kupfer(II)-oxid mit Wasserstoff CuO + H 2 Cu + H 2O ; ΔH = -129 kj/mol Reaktion von Quarz [Siliciumdioxid] mit Magnesium SiO Mg Si + 2 MgO ; ΔH = -291 kj/mol Reaktion von Zinkoxid mit Magnesium ZnO + Mg Zn + MgO ; ΔH = -256 kj/mol Verbrennung von Methan [z.b. im Bio- oder Erdgas] CH O 2 CO H 2O ; ΔH = -890 kj/mol Verbrennung von Kohlenstoff C + O 2 CO 2 ; ΔH = -393 kj/mol Rösten von Eisendisulfid [Pyrit] zur Schwefeldioxidgewinnung 4 FeS O 2 2 Fe 2O SO 2 ; ΔH = kj/mol Verbrennen des flüssigen Raketentreibstoffs Hydrazin durch Reaktion mit flüssigem Sauerstoff N 2H 4 + O 2 N H 2O ; ΔH = -622 kj/mol einige praktisch bedeutsame Redoxreaktionen Herstellung von Roheisen im Hochofenprozess, Thermitverfahren zum Schweißen von Eisenbahnschienen, biologische Oxidation [Zellatmung] Hochofenprozess Ziel Herstellung von Roheisen, um es in eine Form zu gießen [Gusseisen] oder zu Stahl weiterzuverarbeiten Produkte Roheisen, Gichtgas [enthält z.b. CO, CO 2, N 2] sowie Schlacke

2 eqiooki.de Redoxreaktionen Seite 2 von 9 Ausgangsstoffe Eisenerz, Koks, Heißluft [vorgewärmt in Winderhitzern] Hilfsstoffe Kalkstein [Calciumcarbonat; für Schlackebildung] u.a. Reaktionsapparat Hochofen Reaktionsbedingungen ca C in der Schmelzzone; Normaldruck Chemische Reaktionen hier nur die wichtigsten... Verbrennung von Koks Reaktion von Kohlenstoff mit Sauerstoff [exotherm] C + O 2 CO 2 ; ΔH = -393 kj/mol Bildung des Reduktionsmittels Kohlenstoffmonooxid aus Kohlenstoffdioxid durch Reaktion mit Kohlenstoff [endotherm!] oder direkt durch Reaktion von Kohlenstoff mit Sauerstoff... C + CO 2 2 CO ; ΔH = +171 kj/mol 2 C + O 2 2 CO ; ΔH = -110 kj/mol Reduktion der Eisenoxide z.b. [abhängig von den zum Einsatz kommenden Eisenerzen]... Fe 2O CO 2 Fe + 3 CO 2 ; ΔH = -22 kj/mol bzw. auch in mehreren Schritten z.b.... Fe 3O 4 + CO 3 FeO + CO 2 und FeO + CO Fe + CO 2 Aufbau und Arbeitsweise des Hochofens Herstellung von Roheisen Nach dem Vorwärmen und Komprimieren der Luft in den Winderhitzern [nicht abgebildet], wird diese in den Hochofen eingeblasen, der bereits mit Eisenerz, Koks und Zuschlagstoffen [z.b. Kalkstein] beschickt wurde. Nach ca. 3 Stunden kann man dann das Roheisen abstechen, ebenso die Schlacke, die darauf schwimmt. Hochöfen sind im Innern mit feuerfesten Ziegeln ausgekleidet und können bis zu 20 Jahren ihren Dienst tun. Arbeitsprinzipien kontinuierliche Arbeitsweise Reaktionen laufen ständig ab aber: diskontinuierliche Beschickung feste Ausgangsstoffe werden nur einmal je Reaktionsprozess zugeführt und nicht ständig Wärmeaustausch in stofflichem Gegenstrom in den Winderhitzern [nicht abgebildet]; heißes Gichtgas wärmt Luft im Wärmeaustauscher vor Kopplung endothermer und exothermer Reaktionen exotherme Verbrennung von Koks liefert Wärme für die endotherme Erzeugung des Reduktionsmittel Kohlenstoffmonooxid CO

3 eqiooki.de Redoxreaktionen Seite 3 von 9 einige Eisenerze Eisenerz Roteisenstein, enthält Fe 2O 3 Magneteisenstein, enthält Fe 3O 4 Brauneisenstein, enthält Fe 2O 3 H 2O Spateisenstein, enthält FeCO 3 Verwendung eisenhaltiger Werkstoffe Roheisen [Gusseisen] Formteile [z.b. Brückengeländer, Pumpen, Laternen, Zierteile] Vergleich der Eisenlegierungen Roheisen enthält neben Fe auch noch C [ca. 5%], S, P, Si spröde, hart, nicht schmiedbar! Herkunft in deutschen Eisenhüttenwerken z.b. USA, Brasilien Schweden, Russland Frankreich, Deutschland Österreich Stahl Schienen, Rohre, Stahlbeton, Stahlbleche für Autos u.v.a. Stahl Massenanteil an C nur noch 0,05 2% schmiedbar, elastisch Redoxreaktion im weitesten Sinne Redoxreaktion im weiteren Sinne chemische Reaktion mit Elektronenübergang; Teilreaktionen Oxidation und Reduktion liegen immer gekoppelt vor... Oxidation Teilreaktion mit Elektronenabgabe Reduktion Teilreaktion mit Elektronenaufnahme Ausgangsstoffe bei einer Redoxreaktion jeweils ein Ausgangsstoff der Redoxreaktion fungiert als... Oxidationsmittel Teilchen, die Elektronen aufnehmen [werden reduziert] Reduktionsmittel Teilchen, die Elektronen abgeben [werden oxidiert] Beispiele chemische Reaktion von Magnesium mit Sauerstoff beim Verbrennen von Magnesium entsteht Magnesiumoxid, das aus Magnesiumionen und Oxidionen besteht [exotherm] Oxidation [Elektronenabgabe] 2 Mg 2 Mg e Reduktion [Elektronenaufnahme] O e 2 O 2 Redoxreaktion [Elektronenübergang] 2 Mg + O 2 2 MgO ; ΔH = -n kj/mol chemische Reaktion von Zink mit verdünnter Salzsäure [Chlorwasserstoffsäure] dabei entstehen Zinkchloridlösung und Wasserstoff; hier Ionengleichung [Alle Reaktionen zwischen Metallen und Säuren sind Redoxreaktionen!] Oxidation [Elektronenabgabe] Zn Zn e Reduktion [Elektronenaufnahme] 2 H e H 2 Redoxreaktion [Elektronenübergang] Zn + 2 H + Zn 2+ + H 2 mit Gegenionen Zn + 2 H Cl Zn Cl + H 2 Reaktionsgleichung Zn + 2 HCl ZnCl 2 + H 2 ; ΔH = -156 kj/mol

4 eqiooki.de Redoxreaktionen Seite 4 von 9 einige praktisch bedeutsame Redoxreaktionen [Reaktionen mit Elektronenübergang] elektrochemische Reaktionen wie z.b. Elektrolysen [z.b. Elektrolyse von Wasser] sowie Anwendungen galvanische Elemente zur Erzeugung von Strom [z.b. Batterien, Akkus]; Reaktionen unedler Metalle mit Säurelösungen oder mit Wasser; alle Redoxreaktionen im engeren Sinne natürlich ebenso und viele andere Oxidationszahlen [Regeln] Begriff Oxidationszahlen Hilfsmittel zur Erkennung von Redoxreaktionen; kennzeichnen Art und Anzahl der Ladung von Teilchen unabhängig von Bindungsverhältnissen; hängen von Art und Anzahl der verbundenen Teilchen ab Beispiele für Oxidationszahlen kennzeichnen Art und Anzahl von Erläuterung Ladungen als Element besteht Wasserstoff aus neutralen Atomen im Molekül [Oxidationszahl 0]; in Verbindung aber +1 [siehe H + ]; Magnesiumionen sind fach positiv geladen, Chloridionen einfach negativ [daher die Oxidationszahlen] abhängig von Art und Anzahl der Erläuterung Teilchen verschiedene Oxidationszahlen des Elements Kohlenstoff, je nachdem, mit welchen anderen Atomen der verbunden ist Metalle in Verbindungen Wasserstoff in Verbindungen Sauerstoff in Verbindungen einfache Ionen Oxidationszahl [positiv] = Wertigkeit [= Ionenladung] Oxidationszahl stets +1 fast immer Oxidationszahl 2 Oxidationszahl = Ladung Regeln für das Erteilen der Oxidationszahlen Es gilt für die Festlegung: Beispiele freie Elemente [Elementsubstanzen] Oxidationszahl ist stets Null zusammengesetzte Ionen ganzes Molekül bzw. Elementargruppe organische Moleküle [Stets (verkürzte) Strukturformel benutzen!] Summe der Oxidationszahlen = Ladung Summe aller Oxidationszahlen einer Verbindung = Null Summe der Oxidationszahlen je Atomgruppe ist Null [Eine Atomgruppe bilden alle Atome an einem C-Atom.] Beispiel SO 4 : -2 = 1 (+6)+4 (-2) Beispiel H 2SO 4: 0 = 2 (+1)+1 (+6)+4 (-2) Oxidationszahlen und PSE Hauptgruppennummer = größte Oxidationszahl (I.-VII. Hauptgruppe) [ ]; kleinste Oxidationszahl (I.-III. Hauptgruppe) [also ]; Anzahl positiver Ionenladungen (I.-III. Hauptgruppe) 8 Hauptgruppennummer = kleinste Oxidationszahl (IV.-VII. Hauptgruppe) [also ]; Anzahl negativer Ionenladungen (V.-VII. Hauptgruppe)

5 eqiooki.de Redoxreaktionen Seite 5 von 9 Redox-Begriffe mit Hilfe von Oxidationszahlen Redoxreaktion chemische Reaktion, bei der sich Oxidationszahlen verändern Oxidation Teilreaktion mit Oxidationszahlen-Erhöhung Reduktion Teilreaktion mit Oxidationszahlen-Erniedrigung Ausgangsstoffe bei einer Redoxreaktion jeweils ein Ausgangsstoff der Redoxreaktion fungiert als... Oxidationsmittel Teilchen mit Oxidationszahlen-Erniedrigung Reduktionsmittel Teilchen mit Oxidationszahlen-Erhöhung Beispielreaktionen mit Oxidationszahlen chemische Reaktion von Natrium mit Chlor bei der Synthese von Natriumchlorid aus den Elementen [Oxidationszahlen jeweils 0] entstehen aus neutralen Atomen bzw. Molekülen Ionen im Natriumchlorid [Na +, Cl - ]; die Oxidationszahlen der einfachen Ionen entsprechen der Ladung [exotherm] chemische Reaktion von Zink mit verdünnter Salzsäure [Chlorwasserstoffsäure] die Oxidationszahl von Zink erhöht sich von 0 auf +2 [Oxidation; die Oxidationszahl von Wasserstoff sinkt von +1 [Wasserstoff in Verbindung; Festlegung] auf Null [Reduktion] [exotherm] chemische Reaktion von Magnesium mit verdünnter Schwefelsäure die Oxidationszahl von Magnesium erhöht sich von 0 auf +2 [Oxidation; die Oxidationszahl von Wasserstoff sinkt von +1 [Wasserstoff in Verbindung; Festlegung] auf Null [Reduktion] [exotherm] alle Reaktionen unedler Metall mit Säuren sind Redoxreaktionen chemische Reaktion von Kupfer(II)-oxid mit Kohlenstoff natürlich sind alle Redoxreaktionen im engeren Sinne auch welche im weitesten Sinne [exotherm] vollständige Verbrennung von Methan alle Verbrennungen [Reaktionen mit Sauerstoff] sind Redoxreaktionen; hier erhöht sich die Oxidationszahl von Kohlenstoff [Oxidation], die von Sauerstoff sinkt [exotherm]

6 eqiooki.de Redoxreaktionen Seite 6 von 9 Elektrolyse von Wasser im Hofmannschen Apparat Grundlagen Elektrolyse von Wasser in Wasserstoff und Sauerstoff durch elektrischen Strom [Zerlegung von Wasser ist endotherm] an Platinelektronen, Gesamtreaktion: 2 H 2O 2 H 2 + O 2 ; ΔH = +571,8 kj/mol Entsprechend Reaktionsgleichung entsteht das doppelte Volumen an Wasserstoff im Vergleich zu Sauerstoff. Hofmannscher Wasserzersetzungsapparat geeignete Laborapparatur zur Zerlegung von Wasser mittels elektrischem Strom [Wasser muss mit Schwefelsäure angesäuert werden, also mit H 3O + ] Kathode [Minuspol] Elektronenaufnahme [Reduktion] in saurer Lösung; Bildung von Wasserstoff... 4 H 3O e - 4 H 2O + 2 H 2 Anode [Pluspol] Anode [Pluspol], Elektronenabgabe [Oxidation] in saurer Lösung; Bildung von Sauerstoff... 6 H 2O 4 H 3O + + O e - Auch die Verwendung einer basischen Lösung wäre möglich, dann gestalten sich die Reaktionen etwas anders, die Gesamtreaktion bleibt aber am Ende dieselbe. Im Hofmannschen Apparat hat sich aber Schwefelsäure als praktisch günstigerer leitfähigkeitsfördernder Zusatz erwiesen. Reaktion unedler Metalle mit Säurelösungen oder Wasser Prinzip Da Atome unedler Metalle dazu neigen, ihre Außenelektronen abzugeben [oxidiert zu werden], gehen sie u.a. mit Säurelösungen oder auch mit Wasser Redoxreaktionen ein. Die Metalle wirken also als Reduktionsmittel. Zur Vereinfachung verwenden wir hier statt Oxoniumionen H 3O + Wasserstoffionen H +. chemische Reaktion von Magnesium mit verdünnter Salzsäure [Chlorwasserstoffsäure] Oxidation [Elektronenabgabe] Mg Mg e Reduktion [Elektronenaufnahme] 2 H e H 2 Redoxreaktion [Elektronenübergang] Mg + 2 H + Mg 2+ + H 2 mit Gegenionen Mg + 2 H Cl Mg Cl + H 2 Reaktionsgleichung Mg + 2 HCl MgCl 2 + H 2 chemische Reaktion von Natrium mit Wasser Oxidation [Elektronenabgabe] 2 Na 2 Na e Reduktion [Elektronenaufnahme] 2 H 2O + 2 e 2 OH + H 2 Redoxreaktion [Elektronenübergang] 2 Na + 2 H 2O 2 Na OH + H 2 Reaktionsgleichung 2 Na + 2 H 2O 2 NaOH + H 2 Beachte: Die Anzahl der Elektronen bei Oxidation und Reduktion muss übereinstimmen. Daher wurde die Gleichung für die Oxidation mit 2 multipliziert. Schrittfolge für das Aufstellen von Redoxgleichungen Beispiel Reaktion von Natrium mit Sauerstoff Schritt 1 Reaktionsgleichungen für die Teilreaktionen aufstellen Oxidation [Elektronenabgabe] Na Na + + e Reduktion [Elektronenaufnahme] O e 2 O Schritt 2a Ausgleich der Elektronenbilanz durch Multiplikation mit Faktoren Oxidation [Elektronenabgabe] Na Na + + e 4 Reduktion [Elektronenaufnahme] O e 2 O [bleibt]

7 eqiooki.de Redoxreaktionen Seite 7 von 9 Schritt 2b Ausgleich der Elektronenbilanz - Ergebnis... Oxidation [Elektronenabgabe] 4 Na 4 Na e Reduktion [Elektronenaufnahme] O e 2 O Schritt 3 Zusammenfassen zur Redoxgleichung [unter Weglassen der Elektronen] Redoxreaktion [Elektronenübergang] 4 Na + O 2 4 Na O Schritt 4 ggf. Gegenionen [Aufnahme von Ionen in die Gleichung, die an der Elektronenübertragung nicht beteiligt sind] - hier nicht erforderlich Schritt 5 Zusammenfassen von Ionen nicht gelöster Stoffe [hier für Natriumoxid; 4 Na + und 2 O ergeben zusammen 2 Na 2O] Redoxreaktion [Elektronenübergang] 4 Na + O 2 2 Na 2O Beispiel Reaktion von Natrium mit verdünnter Salzsäure Schritt 1 Reaktionsgleichungen für die Teilreaktionen aufstellen Oxidation [Elektronenabgabe] Na Na + + e Reduktion [Elektronenaufnahme] 2 H e H 2 Schritt 2a Ausgleich der Elektronenbilanz durch Multiplikation mit Faktoren Oxidation [Elektronenabgabe] Na Na + + e 2 Reduktion [Elektronenaufnahme] 2 H e H 2 [bleibt] Schritt 2b Ausgleich der Elektronenbilanz - Ergebnis... Oxidation [Elektronenabgabe] 2 Na 2 Na e Reduktion [Elektronenaufnahme] 2 H e H 2 Schritt 3 Zusammenfassen zur Redoxgleichung [unter Weglassen der Elektronen] Redoxreaktion [Elektronenübergang] 2 Na + 2 H + 2 Na + + H 2 Schritt 4 ggf. Gegenionen [Aufnahme von Ionen in die Gleichung, die an der Elektronenübertragung nicht beteiligt sind] Redoxreaktion [Elektronenübergang] 2 Na + 2 H Cl - 2 Na Cl - + H 2 Schritt 5 Zusammenfassen von Ionen nicht gelöster Stoffe [hier nicht vorhanden] Redoxreihe der Metalle Hintergrund Metalle zeigen unterschiedliches Bestreben, ihre Außenelektronen abzugeben, also Abstufung hinsichtlich ihrer Wirkung als Reduktionsmittel [z.b. geben Metallatome mit vielen Elektronenschalen ihre Außenelektronen leichter an Reaktionspartner ab, als Atome mit wenigen Elektronenschalen, wo die Elektronen vom Atomkern stärker angezogen werden] Redoxreihe der Metalle [vereinfacht] Nach links werden die Metalle immer unedler [sind immer bessere Reduktionsmittel]. Hingegen wird die Wirkung der entsprechenden Metallionen als OM nach rechts immer besser. Wichtig Das Oxid bzw. Metallion eines edleren Metalls in der Reaktivitätsreihe kann durch ein unedleres Metall reduziert werden, umgekehrt jedoch nicht. Beispielsweise ist die Reaktion von Magnesiumoxid mit Zink nicht möglich, die Reaktion von Zinkoxid mit Magnesium schon. Wasserstoff Zwischen Blei und Kupfer ließe sich auch Wasserstoff einordnen, der [als Nichtmetall] zur Elektronenabgabe fähig ist bzw. Wasserstoffionen als Oxidationsmittel. Hinweise Für Nichtmetalle ließe sich eine ähnliche Abstufung finden, hinsichtlich des Vermögens ihrer Atome Elektronen aufzunehmen [also ihrer Wirkung als Oxidationsmittel]. Vergleiche unsere Darstellung unbedingt einmal auch mit der elektrochemischen Spannungsreihe im Tafelwerk für die Sek. II. Das ist die Redoxreihe aus elektrochemischer Sicht. Dort sind auch Nichtmetalle und Ionen aufgenommen [also alle RM und OM].

8 eqiooki.de Redoxreaktionen Seite 8 von 9 ph-abhängige Redoxreaktion Beispiel 1 Reaktion von alkalischer [mit NaOH] Kaliumpermanganatlösung [KMnO 4; violett] mit Natriumsulfitlösung [NaSO 3] in alkalischer Lösung bildet sich eine Grünfärbung von Kaliumanganat(VI) [K 2MnO 4]; hier werden die Permanganationen MnO 4 - [Oxidationszahl von Mangan +7] zu Manganat(VI)-ionen [Oxidationszahl von Mangan +6] reduziert; dazu werden die Sulfitionen SO 3 zu Sulfationen SO 4 oxidiert Oxidation SO OH - SO e - + H 2O Reduktion MnO e - MnO 4 Beispiel 2 Reaktion von schwefelsaurer [mit H 2SO 4] Kaliumpermanganatlösung [KMnO 4; violett] mit Eisen(II)-sulfatlösung [FeSO 4] in saurer Lösung findet Entfärbung statt, da eine Reduktion der Permanganationen MnO 4 - [Oxidationszahl von Mangan +7] zu Mn 2+ [Oxidationszahl von Mangan +2] erfolgt; die so entstehende Mangansulfatlösung ist rosa bis farblos; dafür werden Fe 2+ zu Fe 3+ oxidiert Oxidation Fe 2+ Fe 3+ + e - Reduktion MnO e H + Mn H 2O Ergebnis Kaliumpermanganat wirkt also umso stärker reduzierend, je niedriger der ph-wert ist. ]In sauer Lösung wird die Oxidationszahl des Mangans auf +2 gesenkt, in alkalischer Lösung nur auf +4 bis +6.] Hinweis Mehr dazu erfährst Du in der Sek. II. Oxide und Oxidationen Tipp Auf unserer Seite zu Sauerstoff haben wir auch Informationen zu einigen Oxiden zusammengestellt. Einige Fachbegriffe aus diesem Thema Eisenoxide Eisen(II)-oxid FeO, Eisen(III)-oxid Fe 2O 3 und Eisen(II.III)-oxid Fe 3O 4 Thermitverfahren Schweißverfahren besonders für Eisenbahnschienen, bei der vor Ort flüssiges Roheisen aus Eisenoxidpulver [Fe 2O 3 oder Fe 3O 4] und Aluminiumgrieß erzeugt wird, welches dann in eine Form läuft, um die Schienen zu verbinden [stark exotherm, liefert etwa 2400 C] Fe 2O Al 2 Fe + Al 2O 3 ; ΔH = -851,5 kj/mol Um die Reaktion in Gang zu setzen, muss allerdings ein Zündgemisch verwendet werden, um die Aktivierungsenergie [bei etwa 1500 C] bereitzustellen. Winderhitzer Wärmeaustauscher zum Vorwärmen der Luft Legierung Stoffgemisch, dessen Bestandteile in der Schmelze zusammengeführt werden; z.b. Messing, Bronze, Stahl Reaktionswärme exotherm [Abgabe von Wärmeenergie] ΔH = -n kj/mol; endotherm [Aufnahme von Wärmeenergie] ΔH = +n kj/mol; manchmal auch mit Q =... statt ΔH angegeben (Q für Wärmemenge); Schreibweise der Einheit kj/mol auch als kj mol-1 möglich Bei umkehrbaren Reaktionen gilt die Angabe für die Hinreaktion [für die Rückreaktion dann das Gegenteil]! ΔH Änderung der Enthalpie bei einer Reaktion, also Energiebilanz bei einer chemischen Reaktion unter konstantem Druck [Differenz der Enthalpie der Produkte und Ausgangsstoffe, d.h. ihrer chemischen Energien] Elektronenpaarbindung [Atombindung] Art der chemischen Bindung, die auf Anziehungskräften zwischen einem elektrisch negativ geladenen gemeinsamen Elektronenpaar und den positiv geladenen Atomkernen der beteiligten Atome beruht Edelgaskonfiguration Außenelektronenanordnung von Edelgasatomen [siehe VIII. Hauptgruppe]; d.h. 8 Außenelektronen [oder 2 auf der 1. Elektronenschale, wenn diese bei Helium Außenschale ist]

9 eqiooki.de Redoxreaktionen Seite 9 von 9 Molekül zusammengesetztes Teilchen, bestehend aus mindestens 2 Atomen, die durch starke Anziehungskräfte zusammengehalten werden galvanisches Element [galvanische Zelle] Einrichtung zur Umwandlung chemischer in elektrische Energie; besteht aus 2 Halbzellen, z.b. das Daniell-Element: Ein Zinkstab taucht in eine Zinksulfatlösung [Elektrolyt], ein Kupferstab in eine Kupfersulfatlösung; beide Zellen sind räumlich getrennt, aber durch eine halbdurchlässige Membran können einige Teilchen hindurch; zwischen beiden Halbzellen ist eine Spannung [über 1 V] messbar, die immerhin eine LED zum Leuchten bringen kann vereinfacht ohne räumliche Trennung: Zitronenbatterie. Ein Kupfer- und ein Zinkstreifen steckt man in eine Zitrone. Beide Metallstreifen verbindet man mit einem Spannungsmessgerät. Quellenangaben und weitere Hinweise Die Inhalte dieser Webseite wurden urheberrechtlich durch den Autor zusammengestellt und eigenes Wissen sowie Erfahrungen genutzt. Bilder und Grafiken sind ausschließlich selbst angefertigt. Für die Gestaltung dieser Internetseite verwendeten wir zur Information, fachlichen Absicherung sowie Prüfung unserer Inhalte auch folgende Internetangebote: wikipedia.de, schuelerlexikon.de, seilnacht.com, darüber hinaus die Schroedel-Lehrbücher Chemie heute SI sowie SII [Ausgaben 2004 bzw für Sachsen]. Zitate oder Kopien erfolgten nicht. Diese Seite wurde speziell auf dem Niveau der Sekundarstufe I erstellt. Eine Seite mit geringerem Schwierigkeitsgrad extra für die Realschule haben wir auch.

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