Die Rolle der Elektroden

Save this PDF as:
 WORD  PNG  TXT  JPG

Größe: px
Ab Seite anzeigen:

Download "Die Rolle der Elektroden"

Transkript

1 Die Rolle der Elektroden Die meisten chemischen Reaktionen sind sogenannte Redox Reaktionen. Reduktion: A e A ; Oxidation: B B e Mischt man die Lösungen beider Substanzen, so läuft die Reaktion bei ausreichend niedriger Aktivierungsenergie freiwillig ab. In Lösung sind die Elektronenübergänge aber räumlich völlig ungeordnet, weshalb hierbei keine Arbeit geleistet werden kann. Gibt man dagegen die Lösungen in getrennte Behälter und verbindet diese über Elektroden miteinander, so läuft die Reaktion wiederum ab, wobei hier Arbeit geleistet werden kann. Eine Elektrode wirkt dabei als Elektronenquelle, die andere als Elektronensenke.

2 Die Rolle der Elektroden Betrachtung einer einzelnen Metall Elektrode, die in eine Lösung entsprechender Metall Ionen M z eintaucht: negative Ladung auf der Elektrode

3 Potentialdifferenzen an Grenzflächen Aufgrund der Konzentrationsdifferenz zwischen Elektrode und Lösung gehen Teilchen aus der Metallelektrode als Ionen in Lösung bis folgender Gleichgewichtszustand erreicht ist: ( ) ( ) M s M aq ze z Im Gleichgewicht sind die Summen der elektrochemischen Potentiale der Reaktanden und Produkte gleich; somit gilt: { z } µ µ zµ =0 M M,Lösung e,metall Die M z Ionen befinden sich in der Lösung mit dem elektrischen Potential Φ Lösung und die Elektronen im Metall mit dem Potential Φ Metall ; daraus folgt dann:

4 Potentialdifferenzen an Grenzflächen µ z M,Lösung=µ z zfφ M Lösung µ =µ FΦ e,metall e Metall Da die Metallatome in der Elektrode ungeladen sind gilt zudem: µ = µ M M Daraus folgt für die Potentialdifferenz an der Grenzfläche Elektrode Lösung im Gleichgewicht: Φ= { µ zµ µ z M} M zf e (Galvani Spannung)

5 Die Nernstsche Gleichung Da das chemische Potential von Ionen in Lösung über die Beziehung µ =µ RT ln a M M M z z z von ihrer Aktivität bzw. Konzentration abhängt, folgt daraus: Φ= Φ RT ln a zf M z Diese Gleichung entspricht der Nernstschen Gleichung für eine sogenannte Halbzelle und sie gilt für alle elektrochemischen Prozesse, die im Gleichgewicht sind. Ihre allgemein gültige Form lautet: Φ= Φ [ Ox] [ Red] RT ln zf

6 Es gibt grundsätzlich zwei Arten von elektrochemischen Zellen: 1. Galvanische Zellen Erzeugung von Strom aus chemischer Energie 2. Elektrolyse Zellen Durch von außen zugeführten Strom wird im inneren der Zelle eine chemische Reaktion angetrieben (Elektrosynthese, Galvanisierung, elektrolytische Reinigungsverfahren usw.) Beide Arten enthalten in der Regel zwei Elektroden, die in einen Elektrolyten eintauchen Speziell bei galvanischen Zellen gibt es allerdings sehr verschiedene Konstruktionsprinzipien

7 Im einfachsten Fall tauchen beide Elektroden in einen gemeinsamen Elektrolyten, wobei beide Elektroden verschiedenartig sein können (z.b. NHE und Metall Metallsalz Elektrode oder das Leclanché Element) oder sie sind gleichartig, aber verschieden konzentriert (Elektroden Konzentrationszelle; Blei Akkumulator) In manchen galvanischen Zellen werden dagegen voneinander verschiedene Elektroden in getrennten Elektrolyt Lösungen eingesetzt (Daniell Element) Im ersten Fall ist das Zellpotential gleich der Summe der Potentialdifferenzen an den beiden Phasengrenzflächen Elektrode Elektrolyt Bei der zweiten Konstruktionsform muß noch die Potentialdifferenz an der Kontaktfläche zwischen den beiden Elektrolyt Lösungen mit einbezogen werden

8 e Fluß Elektrochemische Zellen V Anode: A A e Kathode: B e B Elektronenfluß stoppt wenn: Separator 1. A komplett gelöst ist 2. B sich vollständig abgeschieden hat Ladungstransport innerhalb der Zelle nur von Anionen abhängig, die in den Anodenraum wandern Anode Kathode Elektrolyt

9 Bei sich berührenden Ionenlösungen tritt ein sogenanntes Diffusionspotential auf, daß sich sehr schwer bestimmen läßt und das Zellpotential verringert Mit einem Trick kann man dieses Potential bestimmbar machen, indem man beide Lösungen durch eine semi permeable Membran voneinander trennt Die Gleichgewichtsbedingung lautet in diesem Fall: für die beiden Ionenlösungen α und β µ αfφ α=µ βfφβ Daraus ergibt sich die Potentialdifferenz an der Grenzfläche der Membran zu: RT aβ Φ=ΦαΦ β= ln F aα

10 Bei einer Salzbrücke ist dieses Potential minimal (1 2 mv) Grund ist, daß das Diffusionspotential hier ausschließlich durch das hoch konzentrierte Salz innerhalb der Brücke hervorgerufen wird D.h. es diffundiert viel mehr KCl in die Ionenlösung als Ionen aus der Lösung in die Brücke hineinwandern Da sowohl K als auch Cl in etwa gleich groß sind und deshalb mit gleicher Geschwindigkeit diffundieren, ist das auftretende Diffusionspotential sehr klein Zudem bilden sich an den beiden Enden der Brücke entgegengesetzte Potentiale aus, die sich gegenseitig fast vollständig aufheben

11 Der Pb/PbO 2 Akkumulator Anodenreaktion: Entladen 2 4 Laden 4 Pb H SO PbSO 2H 2e Kathodenreaktion: Entladen Laden 4 PbO H SO 2H 2e PbSO 2H O 2 Nennspannung: 1.65V ( 0.35V) = 2 V

12 Die Gleichgewichtszellspannung (EMK) Die Gleichgewichtszellspannung ist die Potentialdifferenz einer galvanischen Zelle, die im stromlosen, reversiblen Zustand gemessen wird Sie entspricht der maximalen elektrischen Arbeit, die der Zelle entnommen werden kann Metall L Metall R Φ metall, L E Φ metall, R Φ Lösung E = E R E L Φ metall, R Φ metall, L E R = Φ metall, R Φ Lösung E L = Φ metall, L Φ Lösung Φ Lösung

13 Die Vorzeichenkonvention Ist für die Zelle E > 0, so ist die rechte Elektrode positiv gegenüber der Linken D.h. die rechte Elektrode ist elektropositiv und an ihr findet die Reduktion statt (Kathode) Umgekehrt findet an der Anode die Oxidation statt Die Gesamtreaktion lautet dann: Für E < 0 gilt dementsprechend: E > 0: Red L Ox R Red R Ox L E < 0: Red L Ox R Red R Ox L

14 Die Konzentrationsabhängigkeit der EMK Die Halbzellenreaktionen in einer Zelle können wir als Reduktion folgendermaßen formulieren: L: Red Ox ze, R: Ox ze Red L L R R Die Potentialdifferenz an einer Elektrode war gegeben durch: Φ= Φ [ Ox] [ Red] RT ln zf Wenn man die Differenz zwischen den Potentialen der rechten und linken Elektrode bildet, erhält man die Nernstsche Gleichung: [ ][ ] [ ][ ] [ ][ ] [ ][ ] RT Ox Red Ox Red L R L R E=E ln mit =Q zf RedL Ox R RedL Ox R

15 Zellen im Gleichgewicht Ist die Zelle im Gleichgewicht bei E = 0, so wird Q zu K, der Gleichgewichtskonstante analog zum Massenwirkungsgesetz Daraus folgt, daß: RT zf E= ln K D.h., wenn man die Gleichgewichtskonstante einer Reaktion kennt, kann man daraus die Standard EMK einer galvanischen Zelle berechnen oder umgekehrt

16 Standard Elektrodenpotentiale Die Standard EMK einer Zelle ist die Differenz der beiden Standard Elektrodenpotentiale E Zelle=ER EL Da man ausschließlich Potentialdifferenzen messen kann und nur diese von Interesse sind, definiert man das Potential der NHE zu E = 0 und referenziert alle anderen Elektrodensysteme auf diese So kommt man zur elektrochemischen Spannungsreihe Für E > 0 wird K groß und die Produkte überwiegen, d.h. die rechte Elektrode wird reduziert Gleichzeitig gilt: E >E E ist positiv; E <E E ist negativ R L R L

17 Die elektrochemische Spannungsreihe Praktikable Elektrodenkombinationen aus der elektrochemischen Spannungsreihe erhältlich Referenzierung jeder Halbzelle auf die NHE: H 2H O 2H O 2e = 0 V Die Differenz der Standardpotentiale gibt das Standardpotential der Zelle an

18 Messung von Standard Elektrodenpotentialen Beispiel: Ag / AgCl gegen NHE Elektrode (Harned Zelle) Pt H 2 (g) HCl (aq, m) AgCl (s) Ag (s) ½H 2 (g) AgCl (s) HCl (aq) Ag (s) RT a E=E ln H Cl Ag,AgCl,Cl F fh a 2 Bei Atmosphärendruck ist ƒ = 1 und die Aktivitäten können durch die Molalität m und den mittleren Aktivitätskoeffizienten γ ± ausgedrückt werden:

19 2 RT m RT 2 Ag,AgCl,Cl ± E=E ln ln γ F m F Durch Umformung ergibt sich: RT m RT Ag,AgCl,Cl F m F E2 ln =E 2 ln γ± Mit dem Debye Hückelschen Grenzgesetz für einen (1,1) Elektrolyten log γ =0.509 m m ± y = mx b erhält man RT m RT m E2 ln =E 2.34 Ag,AgCl,Cl F m F m

20 Die NHE Elektrode Funktionsweise beruht auf der Tatsache, daß 1 atm H 2 gasförmiger Wasserstoff an einer Platinoberfläche katalytisch reagiert H 2H 2e 2 Pt Elektrode 1 M H D.h. die Aktivierungsenergie der Reaktion wird soweit abgesenkt, daß G < 0 wird und die Reaktion somit spontan und freiwillig abläuft Läuft alles unter Standardbedingungen ab und das Halbzellenpotential wird definiert zu E = 0

21 Thermodynamische Daten aus EMK Messungen Aus EMK Messungen lassen sich mit relativ geringem Aufwand wichtige thermodynamische Parameter, wie z.b. die freie Standard Reaktionsenthalpie, die Standard Reaktionsentropie und die Standard Reaktionsenthalpie bestimmen Der am einfachsten zu erhaltende Parameter ist dabei r G nach: RT zf E= ln K rg=rtln K rg=zfe

22 Aus der Temperaturabhängigkeit der EMK lassen sich dann zusätzlich die beiden anderen Größen errechnen: G T p = S E S E T zf T r = rs=zf p p E rg= rht rs= zf ET T p

23 ph Wert Bestimmung In Biologie und Chemie sehr wichtige Größe Definitionsgemäß der negative, dekadische Logarithmus der H Ionen Aktivität, ph= log 10 a H welche durch die Ionisationskonstante K W des Autoionisationsgleichgewichts des Wassers gegeben ist H O (l) H O (l) 2 2 H3O (aq) OH (aq) K a a HO 3 OH = W 2 a HO 2 Gl. = 7 a K H W 10 bei 298 K

24 Die Glaselektrode ph Messungen werden in der Regel mit Hilfe von gegen Pufferlösungen geeichten Glaselektroden durchgeführt

25 Ausbildung zweier Phasengrenzpotentiale an innerer und äußerer Quellschicht Führt zu einer Potentialdifferenz zwischen Innen und Außenseite der Membran Sind nur die H Ionen zwischen den Phasen austauschfähig, so gilt: φ = RT a I a ln ln F aii a III II Die Aktivitäten der Quellschichten sind gleich und konstant φ = RT F a ln a I III

Elektrochemisches Gleichgewicht

Elektrochemisches Gleichgewicht Elektrochemisches Gleichgewicht - Me 2 - Me Me 2 - Me 2 - Me 2 Oxidation: Me Me z z e - Reduktion: Me z z e - Me ANODE Me 2 Me 2 Me 2 Me 2 Me Oxidation: Me Me z z e - Reduktion: Me z z e - Me KATHODE Instrumentelle

Mehr

Elektrochemische Thermodynamik. Wiederholung : Potentiale, Potentialbegriff

Elektrochemische Thermodynamik. Wiederholung : Potentiale, Potentialbegriff Elektrochemische Thermodynamik Wiederholung : Potentiale, Potentialbegriff Elektrische Potentiale in der EC Begriffe: Galvani-Potentialdifferenz, Galvani-Spannung: zwischen den inneren Potentialen zweier

Mehr

Aufgabe 5 1 (L) Die folgende Redox-Reaktion läuft in der angegebenen Richtung spontan ab: Cr 2

Aufgabe 5 1 (L) Die folgende Redox-Reaktion läuft in der angegebenen Richtung spontan ab: Cr 2 Institut für Physikalische Chemie Lösungen zu den Übungen zur Vorlesung Physikalische Chemie II im WS 2015/2016 Prof. Dr. Eckhard Bartsch / Marcel Werner M.Sc. Aufgabenblatt 5 vom 27.11.15 Aufgabe 5 1

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. 131 Stromleitung in einem Metall Wir haben gelernt, dass die Stromleitung

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

Seminar zum Quantitativen Anorganischen Praktikum WS 2011/12

Seminar zum Quantitativen Anorganischen Praktikum WS 2011/12 Seminar zum Quantitativen Anorganischen Praktikum WS 211/12 Teil des Moduls MN-C-AlC Dr. Matthias Brühmann Dr. Christian Rustige Inhalt Montag, 9.1.212, 8-1 Uhr, HS III Allgemeine Einführung in die Quantitative

Mehr

Universität des Saarlandes - Fachrichtung Anorganische Chemie Chemisches Einführungspraktikum. Elektrochemie

Universität des Saarlandes - Fachrichtung Anorganische Chemie Chemisches Einführungspraktikum. Elektrochemie Universität des Saarlandes Fachrichtung Anorganische Chemie Chemisches Einführungspraktikum Elektrochemie Elektrochemie bezeichnet mehrere verschiedene Teilgebiete innerhalb der Chemie. Sie ist zum einen

Mehr

Grundlagen: Galvanische Zellen:

Grundlagen: Galvanische Zellen: E1 : Ionenprodukt des Wassers Grundlagen: Galvanische Zellen: Die Galvanische Zelle ist eine elektrochemische Zelle. In ihr laufen spontan elektrochemische Reaktionen unter Erzeugung von elektrischer Energie

Mehr

Universität des Saarlandes - Fachrichtung Anorganische Chemie C h e m i s c h e s E i n f ü h r u n g s p r a k t i k u m.

Universität des Saarlandes - Fachrichtung Anorganische Chemie C h e m i s c h e s E i n f ü h r u n g s p r a k t i k u m. Universität des Saarlandes - Fachrichtung Anorganische Chemie C h e m i s c h e s E i n f ü h r u n g s p r a k t i k u m Elektrochemie Elektrochemie bezeichnet mehrere verschiedene Teilgebiete innerhalb

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

Stefan Reißmann ANORGANISCH-CHEMISCHES TUTORIUM WS 2000/2001

Stefan Reißmann ANORGANISCH-CHEMISCHES TUTORIUM WS 2000/2001 7. ELEKTROCHEMIE Im Prinzip sind alle chemischen Reaktionen elektrischer Natur, denn an allen chemischen Bindungen sind Elektronen beteiligt. Unter Elektrochemie versteht man jedoch vorrangig die Lehre

Mehr

SS Thomas Schrader. der Universität Duisburg-Essen. (Teil 8: Redoxprozesse, Elektrochemie)

SS Thomas Schrader. der Universität Duisburg-Essen. (Teil 8: Redoxprozesse, Elektrochemie) Chemie für Biologen SS 2010 Thomas Schrader Institut t für Organische Chemie der Universität Duisburg-Essen (Teil 8: Redoxprozesse, Elektrochemie) Oxidation und Reduktion Redoxreaktionen: Ein Atom oder

Mehr

Modul: Allgemeine Chemie

Modul: Allgemeine Chemie Modul: Allgemeine Chemie 8. Wichtige Reaktionstypen Säure Base Reaktionen Konzepte, Gleichgewichtskonstanten Säure-Base Titrationen; Indikatoren Pufferlösungen Redoxreaktionen Oxidationszahlen, Redoxgleichungen

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

Protokoll zu. Versuch 17: Elektrochemische Zellen

Protokoll zu. Versuch 17: Elektrochemische Zellen Physikalisch-Chemisches Praktikum 1 26.04.2004 Daniel Meyer / Abdullah Atamer Protokoll zu Versuch 17: Elektrochemische Zellen 1. Versuchsziel Es sollen die EMK verschiedener Zellen mit Elektroden 1. Art

Mehr

6.1 Elektrodenpotenzial und elektromotorische Kraft

6.1 Elektrodenpotenzial und elektromotorische Kraft 6.1 Elektrodenpotenzial und elektromotorische Kraft Zinkstab Kupferstab Cu 2+ Lösung Cu 2+ Lösung Zn + 2e Cu Cu 2+ + 2e Cu 2+ Eine Elektrode ist ein metallisch leitender Gegenstand, der zur Zu oder Ableitung

Mehr

Redoxreaktionen. Elektrochemische Spannungsreihe

Redoxreaktionen. Elektrochemische Spannungsreihe Elektrochemische Spannungsreihe Eine galvanische Zelle bestehend aus einer Normal-Wasserstoffelektrode und einer anderen Halbzelle erzeugen eine Spannung, die, in 1-molarer Lösung gemessen, als Normal-

Mehr

Die ph-abhängigkeit des Redoxpotentials

Die ph-abhängigkeit des Redoxpotentials Die ph-abhängigkeit des Redoxpotentials Vortrag von Volker Engel im Rahmen der "Übungen im Vortragen mit Demonstrationen-AC" WS 99/00 Einstieg: Mit einem ph-messgerät wird der ph-wert von Leitungswasser

Mehr

Standardelektrodenpotentiale und mittlere Aktivitätskoeffizienten

Standardelektrodenpotentiale und mittlere Aktivitätskoeffizienten Versuch PCA E 1 Standardelektrodenpotentiale und mittlere Aktivitätskoeffizienten Aufgabenstellung 1. Durch Messung der Zellspannung der galvanischen Zelle Ag/AgCl/HCl/H 2 /Pt sind zu bestimmen: a) das

Mehr

Elektrodenpotenziale und Galvanische Ketten

Elektrodenpotenziale und Galvanische Ketten Elektrodenpotenziale und Galvanische Ketten 1 Elektrodenpotenziale und Galvanische Ketten Die elektromotorische Kraft (EMK) verschiedener galvanischer Ketten soll gemessen werden, um die Gültigkeit der

Mehr

GALVANISCHE ELEMENTE, BATTERIEN UND BRENNSTOFFZELLEN

GALVANISCHE ELEMENTE, BATTERIEN UND BRENNSTOFFZELLEN 10. Einheit: GALVANISCHE ELEMENTE, BATTERIEN UND BRENNSTOFFZELLEN Sebastian Spinnen, Ingrid Reisewitz-Swertz 1 von 17 ZIELE DER HEUTIGEN EINHEIT Am Ende der Einheit Galvanische Elemente, Batterien und

Mehr

8.+9. Tag: Säuren und Basen (II) / Redoxreaktionen (II)

8.+9. Tag: Säuren und Basen (II) / Redoxreaktionen (II) 8.+9. Tag: Säuren und Basen (II) / Redoxreaktionen (II) 1 8.+9. Tag: Säuren und Basen (II) / Redoxreaktionen (II) 1. Säuren und Basen II : Puffersysteme Zuweilen benötigt man Lösungen, die einen definierten

Mehr

Das Potenzial einer Halbzelle lässt sich mittels der Nernstschen Gleichung berechnen. oder

Das Potenzial einer Halbzelle lässt sich mittels der Nernstschen Gleichung berechnen. oder Zusammenfassung Redoxreaktionen Oxidation entspricht einer Elektronenabgabe Reduktion entspricht einer Elektronenaufnahme Oxidation und Reduktion treten immer gemeinsam auf Oxidationszahlen sind ein Hilfsmittel

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

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

MgO. Mg Mg e ½ O e O 2. 3 Mg 3 Mg e N e 2 N 3

MgO. Mg Mg e ½ O e O 2. 3 Mg 3 Mg e N e 2 N 3 Redox-Reaktionen Mg + ½ O 2 MgO 3 Mg + N 2 Mg 3 N 2 Mg Mg 2+ + 2 e ½ O 2 + 2 e O 2 3 Mg 3 Mg 2+ + 6 e N 2 + 6 e 2 N 3 Redox-Reaktionen Oxidation und Reduktion Eine Oxidation ist ein Elektronenverlust Na

Mehr

Christian-Ernst-Gymnasium

Christian-Ernst-Gymnasium 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

Elektrochemie: Spannung galvanischer Ketten

Elektrochemie: Spannung galvanischer Ketten Elektrochemie: Spannung galvanischer Ketten 1 Theorie Bei einer Redoxreaktion werden Elektronen von einer Spezies auf eine andere übertragen. Der Elektronendonor, der selbst oxidiert wird, wird Reduktionsmittel

Mehr

Was ist Elektrochemie?

Was ist Elektrochemie? Was ist Elektrochemie? Eine elektrochemische Reaktion erfüllt folgende vier Eigenschaften: Sie findet an Phasengrenzen statt. Die einzelnen Phasen sind unterschiedlich geladen. (unterschiedliche elektrische

Mehr

Elektrochemie. Grundbegriffe. Oxidation: Ist die Teilreaktion bei der Elektronen abgegeben werden.

Elektrochemie. Grundbegriffe. Oxidation: Ist die Teilreaktion bei der Elektronen abgegeben werden. Grundbegriffe Elektrochemische Reaktionen sind Redoxreaktionen, d.h Reaktionen mit Elektronenübergang. Sie können freiwillig ablaufen (galvanische Zelle) oder durch anlegen einer Spannung erzwungen werden

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

Redoxtitrationen. Redox-Reaktionen Oxidation und Reduktion

Redoxtitrationen. Redox-Reaktionen Oxidation und Reduktion RedoxReaktionen Oxidation und Reduktion Redoxtitrationen Beschreibung der Lage von Redoxgleichgewichten Standardpotentiale, Spannungsreihe Nernst sche Gleichung Berechnung von Titrationskurven Indikationen

Mehr

Übung 10 (Redox-Gleichgewichte und Elektrochemie)

Übung 10 (Redox-Gleichgewichte und Elektrochemie) Übung 10 (Redox-Gleichgewichte und Elektrochemie) Verwenden Sie neben den in der Aufgabenstellung gegebenen Potenzialen auch die Werte aus der Potenzial-Tabelle im Mortimer. 1. Ammoniak kann als Oxidationsmittel

Mehr

Puffer-Lösungen COOH / CH 3. COO - Na + Acetat-Puffer Essigsäure / Natriumacetat. Beispiele: CH 3 / NH NH 3. Ammonium-Puffer

Puffer-Lösungen COOH / CH 3. COO - Na + Acetat-Puffer Essigsäure / Natriumacetat. Beispiele: CH 3 / NH NH 3. Ammonium-Puffer Puffer-Lösungen Folie156 Beispiel: Der ph-wert des Blutes (ph = 7.4) darf nicht schwanken, da sonst die Funktionen von ph-abhängigen Enzymen gestört wird. Der ph-wert lässt sich mit einem Puffersystem

Mehr

Praktikumsprotokoll Physikalisch-Chemisches Anfängerpraktikum

Praktikumsprotokoll Physikalisch-Chemisches Anfängerpraktikum Tobias Schabel Datum des Praktikumstags: 16.11.2005 Matthias Ernst Protokoll-Datum: 22.11.2005 Gruppe A-11 7. Versuch: EM - Messung elektromotorischer Kräfte Assistent: G. Heusel Aufgabenstellung 1. Die

Mehr

-1 (außer in Verbindung mit Sauerstoff: variabel) Sauerstoff -2 (außer in Peroxiden: -1)

-1 (außer in Verbindung mit Sauerstoff: variabel) Sauerstoff -2 (außer in Peroxiden: -1) 1) DEFINITIONEN DIE REDOXREAKTION Eine Redoxreaktion = Reaktion mit Elektronenübertragung sie teilt sich in Oxidation = Elektronenabgabe Reduktion = Elektronenaufnahme z.b.: Mg Mg 2 + 2 e z.b.: Cl 2 +

Mehr

Praktikum Physikalische Chemie I (C-2) Versuch Nr. 4

Praktikum Physikalische Chemie I (C-2) Versuch Nr. 4 Praktikum Physikalische Chemie I (C-2) Versuch Nr. 4 Bestimmung thermodynamischer Daten aus Zellpotentialmessungen des Systems / 2+ Praktikumsaufgaben 1. Bestimmung des Gleichgewichtszellpotentials bei

Mehr

Gegenstand der letzten Vorlesung

Gegenstand der letzten Vorlesung Thermodynamik - Wiederholung Gegenstand der letzten Vorlesung freie Reaktionsenthalpie Δ r G Gleichgewichtskonstante K Prinzip des kleinsten Zwangs (Le Chateliersches Prinzip) Löslichkeitsprodukt eines

Mehr

Übung ph / pion. 1. Einleitung. Hauptseite Potenziometrie, Theorie. 1. Einleitung. 1. Potenziometrie, Theorie 2. ph-messung

Übung ph / pion. 1. Einleitung. Hauptseite Potenziometrie, Theorie. 1. Einleitung. 1. Potenziometrie, Theorie 2. ph-messung Übung ph / pion Hauptseite 1. Einleitung 1. Potenziometrie, Theorie 2. phmessung 1. phmessung mit Wasserstoffelektroden 2. ph Messung mit der Glaselektrode 3. Ionenselektive Messung 4. RedoxPotenziale

Mehr

Elektrodenpotenziale und Galvanische Ketten

Elektrodenpotenziale und Galvanische Ketten Elektrodenpotenziale und Galvanische Ketten 1 Elektrodenpotenziale und Galvanische Ketten Die elektromotorische Kraft (EMK) verschiedener galvanischer Ketten soll gemessen werden, um die Gültigkeit der

Mehr

Versuch EM: Elektromotorische

Versuch EM: Elektromotorische Versuch EM: Elektromotorische Kraft Seite 1 Einleitung Der Begriff Elektromotorische Kraft (EMK), auch als Urspannung bezeichnet, beschreibt trotz seiner Bezeichnung keine Kraft im physikalischen Sinn,

Mehr

10.Teil Redoxreaktionen

10.Teil Redoxreaktionen Definitionen für Oxidationen und Reduktionen Oxidationszahl, Redoxgleichungen Galvanische Zellen, Redoxpotentiale Standard-Elektrodenpotentiale, Redoxreihe Nernst-Gleichung Leclanché-Batterie, andere Batterien

Mehr

1. Elektroanalytik-I (Elektrochemie)

1. Elektroanalytik-I (Elektrochemie) Instrumentelle Analytik SS 2008 1. Elektroanalytik-I (Elektrochemie) 1 1. Elektroanalytik-I 1. Begriffe/Methoden (allgem.) 1.1 Elektroden 1.2 Elektrodenreaktionen 1.3 Galvanische Zellen 2 1. Elektroanalytik-I

Mehr

Erich Tag Elektrochemie

Erich Tag Elektrochemie STUDIENBÜCHER CHEMIE Erich Tag Elektrochemie Eine Einführung in die Theorie elektrochemischer Gleichgewichte und elektrochemischer Prozesse Herausgegeben von W. Botsch, E. Höfling und J. Mauch VERLAG MORITZ

Mehr

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

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

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

Praktikumsrelevante Themen

Praktikumsrelevante Themen Praktikumsrelevante Themen RedoxReaktionen Aufstellen von Redoxgleichungen Elektrochemie Quantitative Beschreibung von RedoxGleichgewichten Redoxtitrationen 1 Frühe Vorstellungen von Oxidation und Reduktion

Mehr

E3 Aktivitätskoeffizient

E3 Aktivitätskoeffizient Physikalisch-Chemische Praktika E3 Aktivitätskoeffizient Stichworte zur Vorbereitung: Den Kontext der folgenden Stichworte sollten Sie zur Vorbesprechung und während der Durchführung des Praktikumstermins

Mehr

Unterrichtsmaterialien in digitaler und in gedruckter Form. Auszug aus: Strom aus Obst? Das komplette Material finden Sie hier: School-Scout.

Unterrichtsmaterialien in digitaler und in gedruckter Form. Auszug aus: Strom aus Obst? Das komplette Material finden Sie hier: School-Scout. Unterrichtsmaterialien in digitaler und in gedruckter Form Auszug aus: Strom aus Obst? Das komplette Material finden Sie hier: School-Scout.de 2 von 18 6. Wir bauen eine Zitronenbatterie (Kl. 9/10) Chemische

Mehr

Basiswissen Chemie. Vorkurs des MINTroduce-Projekts

Basiswissen Chemie. Vorkurs des MINTroduce-Projekts Basiswissen Chemie Vorkurs des MINTroduce-Projekts Christoph Wölper christoph.woelper@uni-due.de Sprechzeiten (Raum: S07 S00 C24 oder S07 S00 D27) Errinnerung: Teilnahmebescheinigungen Mail an christoph.woelper@uni-due.de

Mehr

Übungen zu "EMK" Übungen zu EMK - Seite 1 (von 5)

Übungen zu EMK Übungen zu EMK - Seite 1 (von 5) Übungen zu "EMK" A Voraussage der ablaufenden Reaktion mit Standardpotentialen Welcher Stoff reagiert zu welchem Produkt? Möglichst die vollständige Reaktionsgleichung. E o Werte aus "Rauscher, Voigt".

Mehr

Versuch 1. 1/48 Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotenzials

Versuch 1. 1/48 Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotenzials 1/48 Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotenzials Versuch 1 Wir stellen je 100 ml der folgenden Lösungen her: a) Silbernitrat AgNO3 (c = 0,1 mol/l) b) Kaliumnitrat KNO3 (c = 0,1 mol/l) 2/48 Konzentrationsabhängigkeit

Mehr

Anorganische-Chemie. Dr. Stefan Wuttke Butenandstr. 11, Haus E, E

Anorganische-Chemie. Dr. Stefan Wuttke Butenandstr. 11, Haus E, E Dr. Stefan Wuttke Butenandstr. 11, Haus E, E 3.039 stefan.wuttke@cup.uni-muenchen.de www.wuttkegroup.de Anorganische-Chemie Grundpraktikum für Biologen 2016 Elektrochemie Stefan Wuttke # 2 Aus den Anfängen

Mehr

Das Galvanische Element

Das Galvanische Element (C) 2014 - SchulLV 1 von 10 Das Galvanische Element In diesem Skript werden wir lernen, das theoretische Wissen, das du im Bezug auf die Elektrochemie kennen gelernt hast, anzuwenden. Wir werden uns hier

Mehr

Seminar zum Quantitativen Anorganischen Praktikum WS 2012/13

Seminar zum Quantitativen Anorganischen Praktikum WS 2012/13 Seminar zum Quantitativen Anorganischen Praktikum WS 2012/13 Teil des Moduls MN-C-AlC Dipl.-Chem. Corinna Hegemann Dipl.-Chem. Eva Rüttgers Inhalt Freitag, 11.01.2013, 8-10 Uhr, HS II Allgemeine Einführung

Mehr

9. Lösungen "Redox-Reaktionen" 1. [8] Geben Sie die Oxidationszahl an für

9. Lösungen Redox-Reaktionen 1. [8] Geben Sie die Oxidationszahl an für Version 15.0 1 9. Lösungen "Redox-Reaktionen" 1. [8] Geben Sie die Oxidationszahl an für a) U in U2Cl10 e) N in N2F4 b) Bi in BiO + f) Xe in XeO6 4- c) Sn in K2SnO3 g) Br in BrF6 - d) Ti in K2Ti2O5 h)

Mehr

Kommentierter Themenschwerpunkt 2: Elektrolyse

Kommentierter Themenschwerpunkt 2: Elektrolyse Kommentierter Themenschwerpunkt 2: Elektrolyse Grundlagenwissen: Ich sollte... o grundlegende Begriffe der Elektrochemie definieren und sicher anwenden können (Oxidation, Reduktion, Oxidationszahl, Oxidationsmittel,

Mehr

Kapitel 5 Elektrodenpotentiale. Physikalische Chemie III/2 (Elektrochemie)

Kapitel 5 Elektrodenpotentiale. Physikalische Chemie III/2 (Elektrochemie) Kapitel 5 Elektrodenpotentiale 5.1. Grundlegende Überlegungen Bis jetzt: rein ionischer Aspekt der Elektrochemie jetzt: wie sind die Gegebenheiten an einer Grenzfläche Elektrode-Elektrolyt? es sind zu

Mehr

Elektrodentypen - Intro. Elektrodentypen?! Was ist eine Elektrode? Was für Elektrodentypen gibt es? Betrachtung einzelner Elektroden:

Elektrodentypen - Intro. Elektrodentypen?! Was ist eine Elektrode? Was für Elektrodentypen gibt es? Betrachtung einzelner Elektroden: Elektrodentypen - Intro Elektrodentypen?! Was ist eine Elektrode? Was für Elektrodentypen gibt es? Betrachtung einzelner Elektroden: Elektrodentypen - Einleitung Was ist eine Elektrode? Eletrode leitet

Mehr

Basiswissen Chemie. Vorkurs des MINTroduce-Projekts

Basiswissen Chemie. Vorkurs des MINTroduce-Projekts Basiswissen Chemie Vorkurs des MINTroduce-Projekts Christoph Wölper christoph.woelper@uni-due.de Sprechzeiten (Raum: S07 S00 C24 oder S07 S00 D27) Organisatorisches Kurs-Skript http://www.uni-due.de/ adb297b

Mehr

Physikalische Chemie Praktikum. Elektrochemie: Elektromotorische Kraft und potentiometrische Titration

Physikalische Chemie Praktikum. Elektrochemie: Elektromotorische Kraft und potentiometrische Titration Hochschule Emden / Leer Physikalische Chemie Praktikum Vers.Nr.9 A / B Dez. 2015 Elektrochemie: Elektromotorische Kraft und potentiometrische Titration Allgemeine Grundlagen NERNST`sche Gleichung, Standard-Elektrodenpotentiale,

Mehr

Beispiele zur Anwendung der Nernst-Gleichung (II)

Beispiele zur Anwendung der Nernst-Gleichung (II) Chemie-Arbeitsblatt Klasse _ Name: Datum:.. Beispiele zur Anwendung der Nernst-Gleichung (II) 3 Aufgabe I: Gegeben sind die Standard-Elektrodenpotenziale für Cu/Cu : 0,35V, Au/Au : 1,4 V und Cl /Cl : 1,36

Mehr

Elektrolyte. (aus: Goldenberg, SOL)

Elektrolyte. (aus: Goldenberg, SOL) Elektrolyte Elektrolyte leiten in wässriger Lösung Strom. Zu den Elektrolyten zählen Säuren, Basen und Salze, denn diese alle liegen in wässriger Lösung zumindest teilweise in Ionenform vor. Das Ostwaldsche

Mehr

= n + + Thermodynamik von Elektrolytlösungen. Wdhlg: Chemisches Potential einer Teilchenart: Für Elektrolytlösungen gilt: wobei : und

= n + + Thermodynamik von Elektrolytlösungen. Wdhlg: Chemisches Potential einer Teilchenart: Für Elektrolytlösungen gilt: wobei : und Elektrolyte Teil III Solvatation, elektrische Leitfähigkeit, starke und schwache Elektrolyte, Ionenstärke, Debye Hückeltheorie, Migration, Diffusion, Festelektrolyte Thermodynamik von Elektrolytlösungen

Mehr

Versuch 5: Zersetzungsspannung

Versuch 5: Zersetzungsspannung Gruppe : Christina Sauermann und Johannes Martin 1 Versuch 5: Zersetzungsspannung 1 Darstellung der theoretischen Hintergründe Wird an die beiden Elektroden einer galvanischen Zelle eine Gleichspannung

Mehr

Die Modellierung einer Lithium-Batterie Zwischenpräsentation zum Praktikum Nichtlineare Modellierung in den Naturwissenschaften

Die Modellierung einer Lithium-Batterie Zwischenpräsentation zum Praktikum Nichtlineare Modellierung in den Naturwissenschaften MÜNSTER Die Modellierung einer Lithium-Batterie Zwischenpräsentation zum Praktikum Nichtlineare Modellierung in den Naturwissenschaften Christoph Fricke, Natascha von Aspern, Carla Tameling 12.06.2012

Mehr

Chemie für Biologen. Vorlesung im. WS 2004/05 V2, Mi 10-12, S04 T01 A02. Paul Rademacher Institut für Organische Chemie der Universität Duisburg-Essen

Chemie für Biologen. Vorlesung im. WS 2004/05 V2, Mi 10-12, S04 T01 A02. Paul Rademacher Institut für Organische Chemie der Universität Duisburg-Essen Chemie für Biologen Vorlesung im WS 200/05 V2, Mi 10-12, S0 T01 A02 Paul Rademacher Institut für Organische Chemie der Universität Duisburg-Essen (Teil : 03.11.200) MILESS: Chemie für Biologen 66 Chemische

Mehr

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

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

Mehr

Universität zu Köln. Department Chemie Physikalisch-Chemisches Praktikum. Elektromotorische Kraft Galvanischer Zellen

Universität zu Köln. Department Chemie Physikalisch-Chemisches Praktikum. Elektromotorische Kraft Galvanischer Zellen Universität zu Köln Department Chemie Physikalisch-Chemisches Praktikum Elektromotorische Kraft Galvanischer Zellen Wahlpflichtmodul Physikalische Chemie Sommersemester 2013 Betreuer: Yvonne Pütz Raum:

Mehr

Die Innere Energie U

Die Innere Energie U Die Innere Energie U U ist die Summe aller einem System innewohnenden Energien. Es ist unmöglich, diese zu berechnen. U kann nicht absolut angegeben werden! Differenzen in U ( U) können gemessen werden.

Mehr

Grundlagen der Chemie Elektrochemie Teil 2

Grundlagen der Chemie Elektrochemie Teil 2 Elektrochemie Teil 2 Prof. Annie Powell KIT Universität des Landes Baden-Württemberg und nationales Forschungszentrum in der Helmholtz-Gemeinschaft www.kit.edu Konzentrationsabhängigkeit von Potentialen,

Mehr

Chemie für Biologen. Vorlesung im. WS 2004/05 V2, Mi 10-12, S04 T01 A02. Paul Rademacher Institut für Organische Chemie der Universität Duisburg-Essen

Chemie für Biologen. Vorlesung im. WS 2004/05 V2, Mi 10-12, S04 T01 A02. Paul Rademacher Institut für Organische Chemie der Universität Duisburg-Essen Chemie für Biologen Vorlesung im WS 2004/05 V2, Mi 10-12, S04 T01 A02 Paul Rademacher Institut für rganische Chemie der Universität Duisburg-Essen (Teil 6: 17.11.2004) MILESS: Chemie für Biologen 102 Reduktion

Mehr

Vorkurs Chemie (NF) Redoxreaktionen, Spannungsreihe Ulrich Keßler

Vorkurs Chemie (NF) Redoxreaktionen, Spannungsreihe Ulrich Keßler Vorkurs Chemie (NF) Redoxreaktionen, Spannungsreihe Ulrich Keßler Redox im Alltag http://www.motorschrauber.com/ tips-und-tricks/rostkampf/ http://www.hfinster.de/stahlart2/ Tours-FireTour-C-260-6- 11.01.1993-de.html

Mehr

E5: Faraday-Konstante

E5: Faraday-Konstante E5: Faraday-Konstante Theoretische Grundlagen: Elektrischer Strom ist ein Fluss von elektrischer Ladung; in Metallen sind Elektronen die Ladungsträger, in Elektrolyten übernehmen Ionen diese Aufgabe. Befinden

Mehr

+ - H3O(aq) + OH(aq) H2O(l) + H2O(l) 1/19. Autoprotolyse des Wassers

+ - H3O(aq) + OH(aq) H2O(l) + H2O(l) 1/19. Autoprotolyse des Wassers Autoprotolyse des Wassers 1/19 Autoprotolyse des Wassers 2/19 c(h3o + ) = 10-7 mol/l c(h2o) = 55,4 mol/l c(oh - ) = 10-7 mol/l Autoprotolyse des Wassers 3/19 K = [H 3 O+ ][OH ] [H 2 O][H 2 O] Autoprotolyse

Mehr

Redoxsysteme und Elektrochemie

Redoxsysteme und Elektrochemie 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:

Mehr

Zn E 0 = - 0,76 V E 0 = + 0,34 V

Zn E 0 = - 0,76 V E 0 = + 0,34 V Redoxreaktionen außerhalb galvanischer Zellen Oxidierte Form Reduzierte Form Zn 2+ Cu 2+ Zn Cu E 0 = - 0,76 V E 0 = + 0,34 V Auch außerhalb von galvanischen Zellen gilt: Nur dann, wenn E 0 der Gesamtreaktion

Mehr

1) Ein offenes System zeichnet sich immer durch eine konstante Temperatur aus. zeichnet sich immer durch eine konstante Masse aus.

1) Ein offenes System zeichnet sich immer durch eine konstante Temperatur aus. zeichnet sich immer durch eine konstante Masse aus. 1) Ein offenes System zeichnet sich immer durch eine konstante Temperatur aus. zeichnet sich immer durch eine konstante Masse aus. kann mit der Umgebung Energie austauschen. kann mit der Umgebung Entropie

Mehr

Technische Universität München. Brennstoffzelle. Roland Fuchsberger

Technische Universität München. Brennstoffzelle. Roland Fuchsberger Brennstoffzelle Roland Fuchsberger Inhalt Elektrochemische Grundlagen Elektrochemische Zelle Faradaysches Gesetz Nernstsche Gleichung Brennstoffzelle Geschichte Verschiedene Typen Marktanalyse Portabel

Mehr

Vorlesung Allgemeine Chemie 30. November 2010

Vorlesung Allgemeine Chemie 30. November 2010 Vorlesung Allgemeine Chemie 30. November 2010 Daniell-Element E (Cu 2+ /Cu = +0.337 E (Zn 2+ /Zn = 0.763 Fig. 22.5 22.8 Machen wir teilweise, folgt. Definitionen, nochmals: Freie Enthalpie oder Freie Reaktionsenthalpie

Mehr

U _. Membran oder Diaphragma. Zn 2+ Cu 2+

U _. Membran oder Diaphragma. Zn 2+ Cu 2+ Galvanische Zellen Wir kehren zurück zum Beginn der Elektrochemie und sehen uns die Konstruktion von Alessandro Volta näher an. Die galvanische Zelle müsste eigentlich voltasche Zelle heissen, wenn man

Mehr

Grundpraktikum Physikalische Chemie

Grundpraktikum Physikalische Chemie Grundpraktikum Physikalische Chemie Versuch 09: Gleichgewichtselektrochemie überarbeitet: Tobias Staut, 2013.04 Inhaltsverzeichnis 1 Temperaturabhängigkeit der Zellspannung 5 1.1 Aufgabe......................................

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

Die Autobatterie. der Bleiakkumulator

Die Autobatterie. der Bleiakkumulator Die Autobatterie der Bleiakkumulator Übersicht Definition Geschichte Aufbau Elektrochemische Vorgänge Begriffserklärungen Autobatterie David Klein 2 Übersicht Definition Geschichte Aufbau Elektrochemische

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

VL Limnochemie

VL Limnochemie VL Limnochemie Redoxreaktionen und -gleichgewichte WIEDERHOLUNG: SAUERSTOFF 1 Henry-Gesetz Massenwirkungsgesetz für den Fall: gasförmiger Stoff löst sich in Wasser A gas A fl K H = c(a fl ) c(a gas ) Henry-

Mehr

Grundlagen der Chemie Chemisches Gleichgewicht

Grundlagen der Chemie Chemisches Gleichgewicht Chemisches Gleichgewicht Prof. Annie Powell KIT Universität des Landes Baden-Württemberg und nationales Forschungszentrum in der Helmholtz-Gemeinschaft www.kit.edu Das Massenwirkungsgesetz Wenn Substanzen

Mehr

Die Wirkungsweise einer Brennstoffzelle. Ein Vortrag von Bernard Brickwedde

Die Wirkungsweise einer Brennstoffzelle. Ein Vortrag von Bernard Brickwedde Die Wirkungsweise einer Brennstoffzelle Ein Vortrag von Bernard Brickwedde Inhalt Allgemein Definition Geschichte Anwendungsgebiete Aufbau Theoretische Grundlagen Redoxreaktion Wirkungsgrad Elektrochemische

Mehr

Elektrochemie II: Potentiometrie

Elektrochemie II: Potentiometrie ersuchsprotokoll ersuchsdatum: 25.10.04 Zweitabgabe: Sttempell Durchgeführt von: Elektrochemie II: Potentiometrie 1. Inhaltsangabe 1..Inhaltsangabe---------------------------------------------------------------------------------

Mehr

E3: Potentiometrische Titration

E3: Potentiometrische Titration Theoretische Grundlagen Als potentiometrische Titration bezeichnet man ein Analyseverfahren, bei dem durch Messung der Gleichgewichtsspannung einer galvanischen Kette auf die Menge des zu titrierenden

Mehr

TU Ilmenau Chemisches Praktikum Versuch Kennlinie der Brennstoffzelle in. Reihenschaltung/Parallelschaltung

TU Ilmenau Chemisches Praktikum Versuch Kennlinie der Brennstoffzelle in. Reihenschaltung/Parallelschaltung TU Ilmenau Chemisches Praktikum Versuch Kennlinie der Brennstoffzelle in V17 Fachgebiet Chemie Reihenschaltung/Parallelschaltung 1. Aufgabe Bauen Sie die Anordnung nach Bild 1 oder Bild 2 auf. Nehmen Sie

Mehr

Institut für Physikalische und Theoretische Chemie Physikalisch-Chemisches Praktikum für Studenten L2

Institut für Physikalische und Theoretische Chemie Physikalisch-Chemisches Praktikum für Studenten L2 Institut für Physikalische und Theoretische Chemie Physikalisch-Chemisches Praktikum für Studenten L2 7. Galvanische Elemente und die Nernstsche Gleichung Thema In diesem Versuch geht es um die direkte

Mehr

Versuchsprotokoll E11 Potentiometrische ph-messungen mit der Wasserstoffelektrode und der Glaselektrode

Versuchsprotokoll E11 Potentiometrische ph-messungen mit der Wasserstoffelektrode und der Glaselektrode Dieses Werk steht unter der Creative-Commons-Lizenz CC BY-NC 3.0 1 Physikalische Chemie I Versuchsprotokoll E11 Potentiometrische ph-messungen mit der Wasserstoffelektrode und der Glaselektrode Inhaltsverzeichnis

Mehr

Chemisches Potential und Nernstgleichung Carsten Stick

Chemisches Potential und Nernstgleichung Carsten Stick Chemisches Potential und Nernstgleichung Carsten Stick Definition der mechanischen Arbeit: Kraft mal Weg W = F! ds W = Arbeit oder Energie; F = Kraft; s = Weg Diese Definition lässt sich auch auf die Kompression

Mehr

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

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

2. Vergleiche die Werte, die bei Methode A bzw. B herauskommen, miteinander!

2. Vergleiche die Werte, die bei Methode A bzw. B herauskommen, miteinander! Chemie-Arbeitsblatt Klasse _ Name: Datum:.. Beispiele zur Anwendung der Nernst-Gleichung (II) Aufgabe I: Gegeben sind die Standard-Elektrodenpotenziale für Cu/Cu 2+ : +0,35V, Au/Au 3+ : +1,42 V und 2ClG/Cl

Mehr

Simulation elektrochemischer Abläufe in Direkt-Methanolbrennstoffzellen

Simulation elektrochemischer Abläufe in Direkt-Methanolbrennstoffzellen Simulation elektrochemischer Abläufe in Direkt-Methanolbrennstoffzellen Torsten Köhler Mohrenstr. 39 10117 Berlin +49 30 2 03 72 0 www.wias-berlin.de Februar 2005 1/19 Inhalt 1. Elektrochemische Grundlagen

Mehr

Vorschlag zur Planung der Unterrichtsvorhaben unter Einbezug der Kompetenzen - Qualifikationsphase 1 Ch-GK Q1/IHF 3: Unterrichtsvorhaben I:

Vorschlag zur Planung der Unterrichtsvorhaben unter Einbezug der Kompetenzen - Qualifikationsphase 1 Ch-GK Q1/IHF 3: Unterrichtsvorhaben I: Vorschlag zur Planung der Unterrichtsvorhaben unter Einbezug der Kompetenzen - Qualifikationsphase 1 Ch-GK Q1/IHF 3: Unterrichtsvorhaben I: Kontext: Mobile Energiequellen: von der Batterie über den Akkumulator

Mehr

Potentiometrie. Karl-Franzens-Universität Graz WS 2016/17. Treffpunkt: Heinrichstraße 28, 4. OG, Raum 408

Potentiometrie. Karl-Franzens-Universität Graz WS 2016/17. Treffpunkt: Heinrichstraße 28, 4. OG, Raum 408 Potentiometrie Treffpunkt: Heinrichstraße 8, 4. OG, Raum 408 Betreuer: Werner De Cecco, Raum 40 (4. OG), Tel: 380 5468 Gerhard Kellner, Raum 317 (3. OG), Tel: 380 5416, e-mail: gerhard.kellner@uni-graz.at

Mehr