Die Standard Reduktions-Halbzellenpotentiale. Die Standard Reduktions. Wird die Halbzellenreaktion Zn 2+ /Zn gegen die Standard-Wassersoffelektrode

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1 Die Standard Reduktions Die Standard Reduktions-Halbzellenpotentiale Wird die Halbzellenreaktion Zn 2+ /Zn gegen die Standard-Wassersoffelektrode in einer galvanischen Zelle geschaltet, ergibt sich eine Zellenspannung von v V: Zn(s) ) + 2H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2 (g) E 0 cell = V Zn(s) Zn 2+ (aq) +2e - (Anode) 2H + (aq) + 2e - H 2 (g) (Kathode) Daraus kann das Standard Reduktions-Halbzellenpotential E 0 red der Zn2+/Zn-Halbzelle nach E 0 cell = E 0 red (Kathode) E 0 red (Anode) V = 0 V E 0 red (Anode) zu V bestimmt werden. 141

2 Die Standard Reduktions-Halbzellenpotentiale Daraus ergibt sich mit Zn(s) ) + Cu 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Cu(s) E 0 cell = V dass das Standard Reduktions-Halbzellenpotential der Cu 2+ /Cu Halbzelle V ist. Die Standard Reduktions-Halbzellenpotentiale ausgewählter Halbzellen-Reaktionen 142

3 Die Standard Reduktions-Halbzellenpotentiale In einer galvanischen Zelle hat die Reaktion an der Kathode immer einen positiveren Wert von E 0 red als die Anode. Je positiver der Wert von E 0 red umso größer ist die treibende Kraft zur Reduktion. Welche Bedeutung haben die chemischen Reaktionen, die in galvanischen Zellen ablaufen für unser tägliches Leben? Hier sollen zwei wichtige Anwendungen/Auswirkungen besprochen werden: 1. Stromquellen die täglich genutzt werden: Batterien 2. Der Vorgang des Rostens 143

4 Kommerziell genutzte Zellen (z.b. Batterien) Primäreelemente (z.b. Trockenbatterie) produzieren als galvanische Zelle Elektrizität aus Substanzen, die bei der Herstellung fest einschlossen werden. Zellen dieses Typs können nicht wieder aufgeladen werden kann. Ein Sekundärelement ist eine Zelle, die vor ihrem Gebrauch mit einer anderen Stromquelle aufgeladen werden muß (z.b. Akkumulator bzw. Autobatterie); sie ist nach Verbrauch wieder aufladbar.. Beim Aufladen wird durch die äußere Stromquelle ein Nicht-Gleichgewicht erzeugt. In beiden Fällen folgt die Bezeichnung der Kathode (+) und Anode (-)( ) der einer galvanischen Zelle. 144

5 Handelsübliche Trockenbatterie Anode (-):( Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e - Kathode (+): MnO 2 (s) + H 2 O (l) + e - MnO(OH)(s) ) + OH Verschiedene Primärzellen (feuchte Paste) Quecksilber (Alkali)( Alkali)-Zelle Anode (-):( Zn(s) Zn 2+ (aq) + 2e - Kathode (+): Hg 2+ (s) + 2e - Hg(l) Kann besser miniaturisiert werden 1.5 V 1.5 V 145

6 Sekundärzellen Die bekannteste sekundäre Zelle finden wir im Bleiakkumulator, der d gewöhnlichen Autobatterie. Alle an der Zellreaktion beteiligten Substanzen müssen im Elektrolyten unlöslich u sein, damit die Elektroden beim mehrfachen Laden und Entladen nicht ihre Form verlieren. Jede Zelle enthält mehrere Platten (mit großer Oberfläche) als Elektroden E damit zumindest kurzfristig (z.b. beim Anlassen) ein starker Strom geliefert werden kann. Reaktionen beim Entladen (2.0 V): Anode(-): ): Pb(s) ) + SO 2-4 (aq) PbSO 4 (s) + 2e - Kathode(+): PbO 2 (s) + SO 2-4 (aq) + 4H 3 O + (aq) + 2e - PbSO 4 (s) + 6H 2 O(l) Gesamtreaktion: Pb(S) ) + PbO 2 (s) + 2 H 2 SO 4 (aq) 2 PbSO 4 (s) + 2 H 2 O(l) Schwefelsäure wird beim Entladen verbraucht Ladezustand kann über Dichtemessung bestimmt werden. 146

7 Sekundärzellen Wiederaufladbare Nickel-Cadmium Cadmium-Zelle Anode (-):( Cd(s) ) + 2OH - (aq) Cd(OH) 2 (s) + 2e - Kathode (+): Ni(OH) 3 (s) + e - Ni(OH) 2 (s) + OH - (aq) 1.3 V Wegen Toxizität des Schwermetalles Cadmium und ρ Cd = 8.64 g/cm -3 ist man heute für f Mobil- telefone und Laptops auf Lithium-Ionen Batterien (3.7( V, ρ Li = g/cm -3 ) umgestiegen. 147

8 Brennstoffzellen Brennstoffzellen Die H 2 /O 2 -Zelle Bei der H 2 /O 2 -Zelle werden jeweils Wasserstoff und Sauerstoff über die Elektroden (Platten aus gepresstem Nickel-Pulver) geleitet. Als Elektrolyt dient eine wässerige Lösung von KOH (bei 200 C und bar). Anode (-):( 2H 2 (g) + 4OH - (aq) 4 H 2 O (l) + 4e - Kathode (+): O 2 (g) + 2H 2 O(l) + 4e - 4 OH - (aq) In der Raumfahrt wird diese Brennstoffzelle als Energiequelle verwendet. Flüssiger Wasserstoff/Sauerstoff werden gespeichert; das entstehende Wasser r wird für die Trinkwasserversorgung der Astronauten genutzt. 148

9 Anode Kathode Korrosion Batterien und Brennstoffzellen sind Beispiele für die produktive Nutzung spontaner Reaktionen. In der Korrosion (Rost) zeigt sich die zerstörerische Wirkung spontaner elektrochemischer Reaktionen. Das Rosten von Eisen ist ein Prozess, der die Anwesenheit von O 2 und H 2 O erfordert. Dabei sind nicht nur Oxidation und Reduktion involviert, sondern das Metall leitet auch noch den Strom von einer Stelle, an der Oxidation auftritt zu einer Stelle an der Reduktion stattfindet. Weil E 0 red für die Reduktion von Fe 2+ (aq) weniger positiv ist als für die Reduktion von O 2, wir Fe(s) ) durch O 2 (g) oxidiert. Kathode(+): O 2 (g) + 4H + (aq) + 4e - 2 H 2 O(l) E 0 red = 1.23 V Anode (-):( Fe(s) Fe 2+ (aq) + 2e - red = 0.44 V E 0 red Das an der Anode gebildete Fe 2+ (a) wird dann in einem weiteren Schritt zu Fe 3+ oxidiert (b), das ein hydratisiertes Eisen(III)oxid - den Rost bildet: 4 Fe 2+ (aq) + O 2 (g) + 4 H 2 O(l) + 2xH 2 O(l) 2 Fe 2 O 3 xh 2 O=(s) + 8H + (aq) 149

10 Vermeidung von Korrosion (Rost) 1. Überzug mit Anstrich oder einem anderen Metall (z.b. Zinn (Sn)). Dadurch sollen O 2 und H 2 O von der Eisenoberfläche abgehalten werden. Bei Beschädigung des Überzuges Korrosion setzt wieder ein. 2. Galvanisieren: Überzug des Eisens mit einer dünnen d Schicht von Zink (Zn). Die Standard- Reduktionspotentiale von Fe und Zn lauten: Fe 2+ (aq) + 2e - Fe(s) ) E 0 red = V Zn 2+ (aq) + 2e - Zn(s) ) E 0 red = V Weil E 0 red für r die Reduktion von Fe 2+ weniger negativ (mehr positiv) als das E 0 red für r die Reduktion von Zn 2+ ist, wird Fe 2+ leichter reduziert und Zink leichter oxidiert. D.h. auch wenn der d Überzug zer- stört ist, fungiert Zink als Anode und wird an Stelle von Eisen korrodiert, das als Kathode für f r die Reduktion von O 2 fungiert. Der Schutz eines Metalles vor Korrosion indem man es zur Kathode eines elektrochemischen Prozesses macht, wird kathodischer Schutz genannt. Das Metall, das oxidiert wird während w es die Kathode schützt wird als Opferanode bezeichnet (z.b. Mg bei Pipelines). 150 Mg 2+ (aq) + 2e - Mg(s) -2.36V

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