Redoxsysteme und Elektrochemie

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1 A. Definitionen Oxidation und Reduktion 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) O(g) + 2 e - Mg + 2 e - O 2- Schritt a) Oxidation: Abgabe von Elektronen (e - ); Erhöhung hung der Oxidationsstufe. Schritt b) Reduktion: Aufnahme von Elektronen (e - ); Erniedrigung der Oxidationsstufe. Lehramt 1a Sommersemester

2 A. Definitionen Oxidation und Reduktion Redox-Reaktionen Reaktionen Beispiel: Cl 2 2 Na 2 Na e e - 2 Na + Cl 2 2 NaCl Hier (Redox( Redox-Reaktion): Oxidation 2 Cl Reduktion Na: Elektronen-Donator Donator,, wird oxidiert, ist Reduktionsmittel. Cl: Elektronen-Acceptor Acceptor,, wird reduziert, ist Oxidationsmittel. Allgemein: Red.-Mittel(1) + Ox.-Mittel(2) Ox.-Mittel(1) + Red.-Mittel(2) Lehramt 1a Sommersemester

3 B. Redoxgleichungen Oxidationszahl Die Oxidationszahl gibt die formale Ladung eines Atoms in einer Verbindung an. Oxidationszahlen sind also Ladungen oder (meist) fiktive Ionenladungen eines Atoms. Diese Ladungen werden nach bestimmten Regeln zugewiesen. Hierbei sind die Elektronegativitäten ten ausschlaggebend. Regeln: - Ungebundene Atome, (molekulare) Elemente: Oxidationszahl = 0 - Einatomige Ionen: Oxidationszahl = Ladung - Mehratomige Ionen: Summe der Oxidationszahlen = Ladung - Fluor (in allen Verbindungen): Oxidationszahl = -1 - Sauerstoff (meist): Oxidationszahl = -2 Ausnahmen, u.a.: Peroxide: -1; OF 2 : +2 - Wasserstoff: Verbindungen mit Nichtmetallen ( ( elektro- negative Partner): Oxidationszahl = +1. Verbindungen mit Metallen ( ( elektropositive Partner): Oxidationszahl = -1. Lehramt 1a Sommersemester

4 B. Redoxgleichungen - Moleküle, le, molekulare Einheiten, mehratomige Ionen: kovalente Bindungen zwischen Atomen. Zwei Fälle: F a) Elemente mit (stark) unterschiedlicher Elektronenegativität: t: Bindungselektronen werden ganz dem elektronegativeren Partner zugeordnet. b) Elemente mit (etwa) gleicher Elektronegativität: t: Bindungselektronen werden zu gleichen Teilen zwischen den Atomen aufgeteilt. - Die Summe der Oxidationszahlen eines Moleküls ls (elektrisch neutrales, mehratomiges Teilchen) ist Null. - Beispiele: + 2 Mg 2+ NO 3 : N O 3 SO 2-4 : S O 4 2 Lehramt 1a Sommersemester

5 B. Redoxgleichungen H 2 SO 4 : +2,5-2 S 4 O 6 2- : +1 H +1 H -2 O O S -2 O O ± 0 ± O -2 O S O S -2 S -2 O S O -2-2 O C 2 H 5 OH: +1 H +1 H C H H C H O +1 H Lehramt 1a Sommersemester

6 B. Redoxgleichungen Oxidationszahlen werden benötigt, um Reaktions- gleichungen für r Redoxreaktionen abzugleichen. Beispiele für f r Reaktionsgleichungen a) Oxidation von Fe(II) zu Fe(III) (d.h. Fe 2+ zu Fe 3+ ) mit Kaliumper- manganat (KMnO 4 ) in saurer Lösung. L Reaktanden: FeCl 2, KMnO 4, HCl Oxidation: +2 FeCl 2 + Cl - +3 FeCl 3 + e Reduktion: KMnO H 3 O Cl e - MnCl 2 + KCl + 12 H 2 O Ein Mol KMnO 4 kann 5 Mol Fe(II) zu 5 Mol Fe(III) oxidieren. Also: Multiplikation der ersten Gleichung mit 5 und dann Addition. Ergebnis: KMnO FeCl Cl H3 O + MnCl FeCl 3 + KCl + 12 H 2 O 8 HCl Lehramt 1a Sommersemester

7 B. Redoxgleichungen b) Oxidation von H 2 SO 3 mit Cr 2 O 2-7 Ox.: +4.: H 2 SO 3 Red.: Cr 2 O H e H 2 O HSO H e Cr H 2 O (2) Gleichung (2) benötigt 6 e -, also Gleichung (1) x 3 und Addidtion. Ergebnis: Cr 2 O H 2 SO H + 2 Cr HSO H2H O (1) Lehramt 1a Sommersemester

8 B. Redoxgleichungen c) Abgleichen der folgenden Reaktionsgleichung MnO H + + C 2 O 2-4 Mn 2+ + H 2 O + CO 2 + 5e MnO H + + C 2 O e - (weil 2 C) Mn 2+ + H 2 O + CO 2 Oben werden fünf f e - ausgetauscht, unten unten zwei e -. Um auf ein gemeinsames Vielfache (10) zu kommen muss also der obere Wert mit 2,, der untere mit 5 multipliziert werden und man erhält: 2 MnO H C 2 O Mn H 2 O + 10 CO 2 Ergänzung der Molzahlen von H 2 O und H + ergibt: 2 MnO H C 2 O Mn 2 Mn H + 8 H 2 O + 10 CO O + 10 CO 2 Lehramt 1a Sommersemester

9 B. Redoxgleichungen d) Formulieren Sie die Reaktionsgleichung für f r die Reaktion von Jod mit Kaliumchlorat in saurer Lösung; L es entsteht Jodat und Chlorid. Formal: I 2 + ClO - 3 Cl - + IO - 3 Vorgehen: Bestimmen der Redoxpaare, der Ladungsbilanz, der Stoffbilanz, des kleinsten gemeinsamen Vielfachen der Elektronen. ± 0 Oxidation: I H 2 O IO e H Reduktion: ClO e H + Cl H 2 O 56 Somit: 6 I H 2 O 6 IO e H + 3 I ClO ClO e H + 5 Cl H 2 O Addition der Teilgleichungen: 6 I + 18 H 2 O + 5 ClO e H + Bereinigen: IO e H Cl H2 O + 3 H 2 O 6 IO Cl H + Lehramt 1a Sommersemester

10 C. Elektrochemie Allgemeines Bei Redoxreaktionen finden eine Übertragung von Elektronen zwischen zwei Systemen statt. Sorgt man dafür, dass die Oxidation und die Reduktion an zwei voneinander entfernten Orten stattfinden, so kann man den hier fließenden enden Elektronen-Strom als elektrische Energie direkt nutzen oder mit dessen Hilfe chemische Reaktionen ausführen. Galvanische Zellen sind eine Möglichkeit, M dies praktisch zu realisieren: Verbraucher/ Stromquelle Elektrolyt (Ionen) Ladungstransport (= elektrischer Strom): In der Zelle: Ionen des Elektrolyten In den Zuleitungen: Elektronen in den metallischen Leitungen Lehramt 1a Sommersemester

11 C. Elektrochemie Thermodynamik und Elektrochemie Die Ursache für f r den Ablauf chemischer Reaktionen ist, allge- mein gesehen, die Änderung der freien Reaktionsenthalpie G: G G = H - T S Für r p = const.. Und T = const.. gilt: (Gibbs Helmholtz Gleichung) H : Reakionsenthalpie (Wärmet rmetönung) S : Reakionsentropie T : Temperatur in Kelvin G G < 0 : Die Reaktion läuft l freiwillig ab. G G = 0 : Das System ist im Gleichgewicht. G G > 0 : Die Reaktion läuft l nicht freiwillig ab. Vorzeichenkonvention: negativ ( )( ) Energie wird abgegeben positiv (+) Energie wird aufgenommen Lehramt 1a Sommersemester

12 C. Elektrochemie Freiwilligkeit bei chemischen Reaktionen: a) Ein System strebt bei der chemischen Reaktion ein Energieminimum an. Energie wird an die Umgebung abgegeben, H ist negativ. b) Bei einer chemischen Reaktion wird ein Maximum der Entropie ( Unordnung( Unordnung ) ) angestrebt. S steht für f r die Zunahme an Entropie, über -T S trägt das zu einem negativen Wert von G G bei. Freie Standard-Reaktionsenthalpie G - Für r Normaldruck p = 101,3 kpa (1 atm), T = 25 C - Alle Reaktanden im Standardzustand. (Entsprechendes gilt für f H und S ) Zusammenhang zwischen G G und Massenwirkungsgesetz bzw der Gleichgewichtskonstanten K: G G = G + + R T ln K Lehramt 1a Sommersemester

13 C. Elektrochemie In der Elektrochemie (galvanische Zelle, Elektrolysezelle) kann man die freie Reaktionsenthalpie als Funktion der elektrischen Energie der Zelle ausdrücken. Es gilt: G G = E I Ebenso für f r den Standardzustand: G = -n F E bzw. G G = -n F E I : elektrischer Strom n : Molzahl (umgesetzter) Elektronen F : Faraday-Konstante (F=96500 C/mol) E E : Zellspannung (in Volt), elektromotorische Kraft, Potential (Alle Stoffe im Standardzustand, Lösungen bzw Gase mit der Aktivität t a = 1, d.h. näherungsweise: n c=1mol/l, p=1bar) Lehramt 1a Sommersemester

14 C. Elektrochemie Konzentrationsabhängigkeit ngigkeit der Zellspannung Reaktion aa + ee bb + dd Q = ca ca b a (B) ca ( A) ca d e (D) ( E) G G = G + + R T ln Q G : freie Reaktionsenthalpie G : freie Standard-Reaktionsenthalpie R : Gaskonstante (F=96500 C/mol) T : absolute Temperatur Q : Reaktionsquotient ca(a) ) : aktuelle Konzentration von A (usw.) bzw. Aktivität t (hier: Konz. Aktivität) t) Mit G G = -n F E E und G = -n F E folgt: -n F E E = -n F E + R T ln Q E E = E - (R T / n F) ln Q Lehramt 1a Sommersemester

15 C. Elektrochemie E = E o R T n F ln Q Bzw.: E = E o 2,303 R T n F log Q Mit T = 298,15 K; R = 8,3145 J molj -1 K- 1 ; F = C molc - 1 : E = E o 0,05916 n log Q E E in Volt (V) Nernst sche sche Gleichung Lehramt 1a Sommersemester

16 D. Galvanische Zellen Galvanische Zellen dienen als elektrische Stromquellen Funktionsprinzip: Umwandlung der bei spontanen (d.h. freiwillig ablaufen- den) Redox-Reaktionen Reaktionen freiwerdenden Energie direkt in elektrischen Strom. Beispiel: Daniell-Zelle (Cu-Zn Zn-Zelle) Zelle) Aufbau: Je eine Kupfer- und eine Zinkelektrode tauchen in eine Kupfer- bzw. Zinksulfatlösung. sung. Die beiden Elektroden sind außerhalb des Elektrolyten mit einem einem elektrisch leitenden Draht (über( einen Verbraucher )) verbunden. Die Zinkelektrode geht in Lösung, L an der Kupferelektrode scheidet sich elementares Kupfer ab. Die an der Auflösung des Zinks bzw. zur Abscheidung des Kupfers beteiligten Elektronen fließen en über den äußeren Leiter. Lehramt 1a Sommersemester

17 D. Galvanische Zellen Zn-Anode Zn Skizze: e - 2 SO 4 Trennwand 2 SO 4 e - Cu Cu-Kathode - ZnSO 4 und CuSO 4 Lösung - Trennwand (halbdurchlässig) verhindert die Vermischung - Ionenwanderung: Anion zur Anode Kation zur Kathode Zn 2+ Anodenraum Zn Zn e - Oxidation Cu 2+ Kathodenraum Cu 2+ Cu - 2 e - Reduktion - Das elektrische Potential: EMK Elektromotorische otorische Kraft Zellspannung Kurzbezeichnung: Zn Zn 2+ Cu 2+ Cu Lehramt 1a Sommersemester

18 D. Galvanische Zellen Triebkraft für f r den Stromfluss in dieser Zelle ist die freie Reaktionsenthalpie für r die Reaktion: Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Im Bild der Galvanischen Zelle ist das die Differenz im Lösungsdruck für r die Reaktionen Zn Zn e - bzw. Cu 2+ +2e - Cu Unterbricht man den Stromfluss, so misst man zwischen den beiden Elektroden eine entsprechende Potential- differenz,, d. h. eine elektrische Spannung. Da immer nur Elektroden-Paare gegeneinander gemessen werden können, k wird mit der sog. Normal- Wasserstoff-Elektrode ein Nullpunkt für f r die Skala der Elektrodenpotentiale willkürlich festgelegt. Lehramt 1a Sommersemester

19 D. Galvanische Zellen Die Normal-Wasserstoff Wasserstoff-Elektrode (Referenzelektrode) H + Lösung H 2 Pt Reduktion: 2 H + (aq) ) + 2 e - H2 (g) Per Definition: E red = 0,0 V Für r den Standardzustand mit: T = 25 C Aktivitäten ten (H 2 und H + ) = 1 Die Standard-Halbzellenpotentiale aller anderen Elektrodenmaterialien werden durch Messen gegen die Normal-Wasserstoff Wasserstoff-Elektrode bestimmt. (unter Standardbedingungen!) Lehramt 1a Sommersemester

20 Die Elektrochemische Spannungsreihe (25 C, Normalpotentiale): Halbreaktion E /Volt e - + Li + Li -3,045 e - + K + K -2,925 2 e - + Ba Ba -2,906 2 e - + Ca Ca -2,866 e - + Na + Na -2,714 2 e - + Mg Mg -1,662 3 e - + Al Ba -2,906 2 e H 2 O H OH - -2, e - + Zn Zn -0, e - + Cr Cr -0,744 2 e - + Fe Fe -0, e - + Cd Cd -0, e - + Ni Ni -0,250 2 e - + Sn Sn -0,136 2 e - + Pb Pb -0,126 2 e H + H e - + Cu Cu +0,337 e - + Cu + Cu +0,521 2 e - + I 2 2 I - +0,5355 e - + Fe Fe +0,771 e - + Ag + Ag +0, e - + Br 2 2 Br - +1, e H + + O 2 2 H 2 O +1,229 6 e H + + Cr 2 O Cr + 7 H 2 O +1,33 2 e - + Cl 2 2 Cl - +1, e H + + MnO - 4 Mn + 4 H 2 O +1,51 e - + Au + Au +1,691 2 e - + F 2 2 F - +2,87 Abnehmende Reduktionswirkung (Bspl.: Li ist ein sehr starkes, Au ein äußerst schwaches Reduktionsmittel) Lehramt 1a Sommersemester

21 D. Galvanische Zellen Andere Darstellung der Elektrochemischen Spannungsreihe (Metalle): Lehramt 1a Sommersemester

22 D. Galvanische Zellen Die Zellspannung (EMK) erhält man aus der Summe der jeweiligen Halbzellenpotentiale: E Zelle = E E ox + E E red Dabei sind die Vorzeichen für f die die Richtung der Reaktion zu beachten! Für r die Daniell-Zelle: E ox, E E red : Halbzellenpotentiale r die Halbzellenpotentiele bzw. EMK E Zelle = E (Zn (Zn/Zn 2+ ) + E (Cu E 2+ /Cu) EMK E Zelle = 0,76 V + 0,34 V = 1,10 V Lehramt 1a Sommersemester

23 D. Galvanische Zellen Allgemein: E o Zelle = E o (Kathode) E o (Anode) Halbreaktion mit +E -Wert (e - -Aufnahme) Halbreaktion mit -E -Wert (e - -Abgabe) Ist so verlaufen Redoxreaktionen freiwillig. Eo Zelle > 0 Lehramt 1a Sommersemester

24 D. Galvanische Zellen Erläuterungen zu den Halbzellenpotentialen Je größ ößer E E red um so leichter erfolgt die Reduktion: F 2 (g) + 2 e - 2 F - (aq) E red red = 2,87 V Halbreaktion mit dem größ ößten Elektrodenpotential, F 2 ist leicht zu reduzieren. Fluor ist das stärkste Oxidationsmittel,, somit das schwächste chste Reduktionsmittel. red sind schwerer als H + zu reduzieren: Li(f) E red = -3,05 V Halbreaktion mit dem kleinsten Elektrodenpotential, Li + ist schwer zu reduzieren. Stoffe mit negativem E E red Li + (aq) + e - Lithium ist das schwächste chste Oxidationsmittel, somit das stärkste Reduktionsmittel. Lehramt 1a Sommersemester

25 D. Galvanische Zellen Nernst sche sche Gleichung und Halbzellenpotentiale Es gilt: E = E o R T n F ln Q Nernst sche sche Gleichung Bzw.: E = E o 0,05916 n Für r die Halbzellenreaktion Red Ox + e - Folgt somit: E = E 0,05916 n log Q c(ox) c(red) Für: T = 298,15 K R = 8,3145 J molj -1 K-1 F = C molc -1 o ( + weil die Standardpotentiale + log in der Tabelle für f r die Reaktion Ox + e - Red aufgelistet sind) Lehramt 1a Sommersemester

26 D. Galvanische Zellen Beispiele a) Welche Zellspannung (EMK) hat die Zelle Ni Ni 2+ (0,01 mol/l) Cl - (0,2 mol/l ) Cl 2 (101,3 kpa) Pt? (Ni/Ni 2+ : E E = -0,25V; Cl 2 /Cl - : E E = +1,36 V) Ni-Anode Aufbau der Zelle: e - Trennwand e - Kathode Cl 2 Halbreaktionen: Ni Cl - Pt Ox.: Ni Ni 2+ + e - -E = 0,25 V Red.: Cl 2 + 2e - 2 Cl - E = 1,36 V Ni 2+ Ni + Cl 2 Ni Cl - E E = 1,61 V n = 2 a(cl 2 ) = p(cl 2 ) = 101,3 kpa 1 1 bar (Standardzustand) Lehramt 1a Sommersemester

27 D. Galvanische Zellen Reaktionsquotient: Q = a(ni ) a a(cl 2 (Cl ) ) c(ni ) c p(cl 2 (Cl ) ) E = E E o o = E E = 1,61 0,05916 n 0,05916 n 0, log Q 2 + c(ni ) c(cl log p(cl ) 0,01 0,2 log ) = 1,71V E E ist positiv, d.h. die Reaktion läuft l so (freiwillig) ab, Energie wird vom System abgegeben. Ni wird oxidiert; die Ni-Elektrode ist Anode und Minuspol. Cl 2 wird reduziert; die Pt-Elektrode ist Kathode und Pluspol. Pt nimmt an der Reaktion nicht teil. Lehramt 1a Sommersemester

28 D. Galvanische Zellen b) Konzentrationskette Anode Redoxpotentiale sind von den Konzentrationen (Aktivitäten) ten) der beteiligten Stoffe abhängig. Im Extremfall liegen die gleichen Stoffe in unterschiedlichen Konzentrationen in den beiden Halbzellen vor, wie im folgenden Beispiel: Pt e - Fe 2+ e - Pt Kathode E Fe 2+ Fe 3+ + e - Halbzellenpotentiale: 3+ o 0,05916 c(fe E = E + log 2 n c(fe Zelle (Kathode) (Anode) Fe 3+ Fe 2+ Fe 3+ 0 E Zelle = E = E + 0,059 1 E 0,1 log 0,02 E ) ) 0,059 0,02 log 1 0,1 Fe 2+ : 0,1 mol/l Fe 3+ : 0,02 mol/l Fe 2+ : 0,02 mol/l Fe 3+ : 0,1 mol/l E Zelle = 0, ,1 log 0,02 0,02 log 0,1 E Zelle = 0, (-0,0412) = 0,0825 V Lehramt 1a Sommersemester ,059 1

29 D. Galvanische Zellen c) ph-abh Abhängigkeit des Halbzellenpotentials (Redoxpotential) Falls die Redoxreaktionen mit Protolysevorgängen verknüpft sind, hängt das Redoxpotential auch von der H + -Ionenkonzentration ab: Wie groß ist das Redoxpotential einer Permanganatlösung mit c(mno - 4 ) = 0,1 mol/l, die Mn 2+ -Ionen mit c(mn 2+ ) = 0,001 mol/l enthält? Berechnen Sie die Werte für f r ph = 1 und ph = 5. (MnO - 4 /Mn 2+ : E E = 1,51 V) Halbreaktion: MnO e H + Mn 2+ E = 1,51 V 8 o 0,05916 c(ox) 0,05916 c(mno4 ) c (H E = E + log = 1,51+ log 2+ n c(red) 5 c(mn ) - + ) Für r ph = 1: c(h+) = 0,1 mol/l 0, ,1 (0,1) E = 1,51+ log = 1,44V Für r ph = 5: c(h+) = 10-5 mol/l 1 0, (10 E = 1,51+ log = 1,06V Lehramt 1a Sommersemester ) 8

30 D. Galvanische Zellen Die ph-abh Abhängigkeit des Halbzellenpotentials (Redoxpotential) ist hier außerordentlich groß: : 8 H + -Ionen auf Seiten der oxidierten Spezies. Somit können k z.b. Cl - -Ionen (E (Cl (Cl 2 /Cl - ) = 1,36 V) bei ph =1 von MnO - 4 zu Cl 2 oxidiert werden, bei ph = 5 jedoch nicht. Chemisches Potential und Gleichgewicht Für r die allgemeine Reaktion aa + ee bb + dd Gilt für f r den Reaktionsquotienten Q: Q ca = ca (B) ca ( A) ca (D) ( E) Q wird gleich der Gleichgewichtskonstanten K, wenn die Reaktion ihr Gleichgewicht erreicht hat. Im Gleichgewicht ist G G = 0 und somit auch E E = 0: E = E o R T ln K = 0 n F somit Lehramt 1a Sommersemester : b a E o R = n d e T F ln K D.h. aus den Standard-Elektrodenpotentialen kann die Gleichgewichtskonstante K einer Reaktion bestimmt werden.

31 E. Elektrolyse Zellen Elektrolyse: Chemische Umwandlung mit Hilfe von elektrischer Energie. Basis: Redox-Vorg Vorgänge Elektrischer Stromfluss durch Elektrolyte, ver- ursacht durch eine äußere Spannungsquelle (Energiequelle). Die Ladung wird im Elektrolyten durch Ionen getragen. Lehramt 1a Sommersemester

32 E. Elektrolyse Zellen Beispiele Geschmolzenes NaCl Elektrolyse NaCl Lösung e - Gleichstrom- Quelle e - e - Gleichstrom- Quelle e - Cl - Na + Cl - Na + Cl Cl Na + Na + H 2 O Kathode Anode Na + + e - Na 2 Cl - Cl e - Gesamt: 2 NaCl(fl) 2 Na(fl) + Cl 2 (g) Kathode Anode H + + e - ½ H 2 (g) ½ Cl - ½ Cl 2 + e - Gesamt: 2 H 2 O + 2 NaCl H 2 (g) + Cl 2 (g) + 2 Na OH - Lehramt 1a Sommersemester

33 E. Elektrolyse Zellen Anmerkungen zur Elektrolyse der wässrigen w NaCl Lösung: Kathodenprozess: : Reduktion von H +, nicht Na + 2 H 2 O 2 H + + OH - (Eigendissoziation von H 2 O) 2 H e - H 2 (g) H 2 O ist leichter zu reduzieren als Na + : 2 H 2 O(fl) + 2e - H2 (g) + 2 OH - (aq) Na + (aq) ) + e - Na(f) Anodenprozess: Oxidation von Cl - E red = -0,83 V E red = -2,71 V Cl - wird oxidiert, obwohl nach den thermodynamischen Daten (Potentiale) die Oxidation von H 2 O leichter erfolgen sollte. Grund: Sog. Kinetische Hemmung, Überspannung. Abschätzen der benötigten Spannung: o o o EZelle = EOx(Cl ) + ERe d(h2o) = 1,36 + ( 0,83) V = 2,19 V Lehramt 1a Sommersemester

34 F. Elektrochemische Zellen: Konventionen Konventionen zu Elektrodenprozessen Festlegen von Anode/Kathode Pluspol/Minuspol bei elektrochemischen Zellen. Sachverhalt angezogene Ionen Richtung des Elektronenflusses Polung bei der Elektrolyse Kathode Kationen (Ladung +) in die Zelle - Pol Anode Anionen (Ladung -) aus der Zelle + Pol Polung der galvanischen Zelle + Pol - Pol Lehramt 1a Sommersemester

35 G. Technisch wichtige elektrochemische Prozesse Galvanische Zellen Blei-Akkumulator (Kraftfahrzeuge) Zink-Kohle Batterie (Le Clanché-Element Element) Nickel-Cadmium Akku Elektrolyse - Verfahren Chlor-Alkali Alkali-Elektrolyse Aluminiumdarstellung durch Schmelzflusselektrolyse Kupfer-Raffination (ebenso: Gold) Schmelzflusselektrolyse: Alkalimetalle Lehramt 1a Sommersemester