Examensfragen zur Elektrochemie

Save this PDF as:
 WORD  PNG  TXT  JPG

Größe: px
Ab Seite anzeigen:

Download "Examensfragen zur Elektrochemie"

Transkript

1 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 unter Standardbedingungen (c=1mol/l, p=1013hpa, T=25 C) b. Chlor wird in eine Lösung eingeleitet, die Fluorid- und Bromid- Ionen enthält. Welche Reaktion läuft ab? Begründe mithilfe der Standardpotentiale. Formuiere für die ablaufende Reaktion die entsprechenden Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion, sowie die Gesamtgleichung. Vorhandene Teilchen: Cl 2 + F- /Br- E (F-/F 2 )=2,87V E (Cl - /Cl 2 )=1,36V E (Br - /Br 2 )=1,07V E (Reduktionsmittel Br - ) < E (Oxidationsmittel Cl 2 ) => Reaktion läuft freiwillig ab Oxidation: 2Br - Br 2 +2e Reduktion: Cl 2 + 2e 2Cl - Redoxreaktion: 2Br - + Cl 2 2Cl - +Br 2 E (Reduktionsmittel F - ) > E (Oxidationsmittel Cl 2 ) 2. Elektrolyse a. Eine wässrige Kupfer(II)-chlorid-Lösung wird mit Hlfe von Graphitelektroden elektrolysiert. Formuliere die Teilgleichungen und die Gesamtreaktion für die Vorgänge an den Elektroden. Benenne die Pole. Schema an der Tafel Oxidation: 2Cl - Cl 2 +2e =Anode, Pluspol Reduktion: Cu e Cu =Kathode, Minuspol Redoxreaktion: Cu Cl - Cu + Cl 2

2 b. Erkläre weshalb nach Unterbrechung der Elektrolyse eine elektrische Spannung zwischen den Elektroden besteht. Formuliere die Gleichungen für die ablaufenden Reaktionen wenn die Elektroden leitend verbunden werden. An den Elektroden entstehen Cu und Cl 2, es entsteht ein galvanisches Element da E (Reduktionsmittel = Cu) < E (Oxidationsmittel = Cl 2 ) => die Reaktion kann freiwillig ablaufen E =E (Kathode)-E (Anode)=1,36V-0,34V=1,02V Oxidation: Cu Cu 2+ +2e = Anode, Minuspol Reduktion: Cl 2 + 2e 2Cl - = Kathode, Pluspol Redoxreaktion: Cu + Cl 2 Cu Cl - 3. Ein Eisenblech und ein Magnesiumblech berühren sich und sind von einer sauren Elektrolytlösung umgeben. a. Erkläre mithilfe der Standardpotentiale welches Metall oxidiert wird. E (Mg)<E (Fe) Mg ist unedler als Fe, wird daher oxidiert. b. Erkläre anhand dieser Reaktion den Begriff Lokalelement. Lokalelement = zwei Metalle die sich berühren in einer Säure Das unedlere Metall bildet die Lokalanode, hier: Mg = Lokalanode; das edlere Metall bildet die Lokalkathode, hier: Fe = Lokalkathode c. Formuliere die Teilgleichungen der elektrochemischen Vorgänge an der Lokalanode und an der Lokalkathode. Lokalanode: Oxidation: Mg Mg 2+ +2e Lokalkathode: Reduktion: 2 H 3 O + +2e- H H 2 O = aktive Korrosionsschutz = kathodischer Korrosionsschutz = Korrosionsschutz mit Opferanode. Im Lokalelelement ist Fe ist vor der Korrosion geschützt, da es als Lokalkathode negativ geladen ist. Mg wird als Opferanode verbraucht. 2

3 4. Um das Standardpotential eines Halbelementes bestehend aus einer Silberelektrode, die in eine Silbernitratlösung taucht, zu bestimmen, misst man die Spannung zwischen diesem und der Standardwasserstoffelektrode. a. Skizziere dieses galvanische Element. Gib die Standardbedingungen an. Tafel b. Gib die symbolische Schreibweise für dieses galvanische Element an. E ( H 2 /H 3 O + )<E (Ag + /Ag) => Anode = Pt/H 2 /H 3 O + Symbolische Schreibweise: (-)Pt/H 2 /H 3 O + //AgNO 3 /Ag (+) c. Welche Reaktionen laufen an der Anode und an der Kathode ab? Formuliere die Gleichungen. Anode: Oxidation: H H 2 O 2 H 3 O + +2e- Kathode: Reduktion: Ag + + 1e- Ag 5. Untersuche anhand der elektrochemischen Spannungsreihe, ob folgende Reaktionen ablaufen können und begründe deine Antwort. Formuliere die Gleichungen für die Oxidation und die Reduktion sowie die Redoxreaktion. a. Ein Aluminiumblech wird in eine Eisen(II)-sulfatlösung getaucht. Vorhandene Teilchen: Al + Fe 2+ + SO 4 2- E (Reduktionsmittel Al) < E (Oxidationsmittel Fe 2+ ) => Reaktion läuft freiwillig ab Oxidation: Al Al 3+ +3e- /. 2 Reduktion: Fe e - Fe /. 3 Redoxreaktion: 2Al + 3 Fe 2+ 2Al Fe SO 4 2- reagiert nur als Oxidationsmittel in der Gegenwart von starker Säure (H 3 O + ). 3

4 b. Brom wird in eine wässrige Lösung von Natriumchlorid gegeben. Vorhandene Teilchen: Br 2 + Na + + Cl - E (Reduktionsmittel Cl - ) > E (Oxidationsmittel Br 2 ) E (Reduktionsmittel Cl - ) > E (Oxidationsmittel Na + ) c. Chlor wird in eine wässrige Lösung von Natriumiodid geleitet. Vorhandene Teilchen: Cl 2 + Na + + I - E (Reduktionsmittel I-) > E (Oxidationsmittel Na + ) E (Reduktionsmittel I-) < E (Oxidationsmittel Cl 2 ) => Reaktion Oxidation: 2I- I 2 + 2e- Reduktion: Cl 2 + 2e - 2Cl- Redoxreaktion: 2I - + Cl 2 I 2 + 2Cl - 6. Wenn eine Dachrinne aus Zink mit Eisennägeln befestigt wird, kommt es bei saurem Regen zu einer elektrochemischen Korrosion. Worauf ist diese Korrosion zurückzuführen? Welche Reaktionen laufen dabei ab? Formuliere die Reaktionsgleichungen! Elektrochemische Säurekorresion mit Lokalelement E (Zn)<E (Fe) Zn ist unedler als Fe, Zn wird daher oxidiert. Lokalelement: Lokalanode = Zn, Lokalkathode = Fe Lokalanode: Oxidation: Zn Zn 2+ +2e Lokalkathode: Reduktion: 2H 3 O + +2e H 2 +2H 2 O Fe ist als Lokalkathode im Lokalelement vor der Säurekorrosion geschützt. 4

5 7. Untersuche und begründe anhand der elektrochemischen Spannungsreihe, welche der folgenden Reaktionen ablaufen können. Stelle die möglichen Redoxgleichungen auf. a. Flüssiges Brom wird in eine Salzsäure-Lösung gegeben. Vorhandene Teilchen: Br 2 + H 3 O + + Cl - E (Reduktionsmittel Cl-) > E (Oxidationsmittel Br 2 ) E (Reduktionsmittel Cl-) > E (Oxidationsmittel H 3 O + ) b. Zinnpulver wird in eine Blei(II)-chlorid-Lösung gegeben. Vorhandene Teilchen: Sn + Pb 2+ + Cl - E (Reduktionsmittel Sn) < E (Oxidationsmittel Pb 2+ ) => Reaktion E (Reduktionsmittel Cl-) > E (Oxidationsmittel Pb 2+ ) Oxidation: Sn Sn e- Reduktion: Pb e - Pb Redoxreaktion: Sn + Pb 2+ Sn 2+ + Pb c. Ein Kupferstab taucht in eine Silbernitrat-Lösung. Vorhandene Teilchen: Cu + Ag + + NO 3 - E (Reduktionsmittel Cu) < E (Oxidationsmittel Ag + ) => Reaktion Oxidation: Cu Cu e- Reduktion: Ag + + 1e - Ag /. 2 Redoxreaktion: Cu + 2 Ag + Cu Ag 5

6 8. Ein galvanisches Element besteht aus folgenden Halbelementen: Ein Nickelstab taucht in eine 1 molare Nickel(II)-sulfat-Lösung und ein Zinkstab taucht in eine 1 molare Zink(II)-sulfat-Lösung. a. Gib die symbolische Schreibweise für das entsprechende galvanische Element an. E ( Zn/Zn 2+ )<E (Ni/Ni 2+ ) => Anode = Zn/Zn 2+ Symbolische Schreibweise: (-)Zn/Zn 2+ //Ni 2+ /Ni (+) oder : (-)Zn/ZnSO 4 //NiSO 4 /Ni (+) b. Berechne die Spannung dieses galvanischen Elements. E= E (Kathode)-E (Anode) = E (Ni/Ni 2+ )- E ( Zn/Zn 2+ ) =-0,23-(-0,76) =0,53V c. Erkläre, welche Elektrode während dem Betrieb dieses galvanischen Elements an Masse abnimmt. Beim Betrieb wird Zn oxidiert zu Zn 2+. Die Zinkelektrode verliert also an Masse. Reaktionen während dem Betrieb: E (Reduktionsmittel Zn) < E (Oxidationsmittel Ni 2+ ) => Reaktion Oxidation: Zn Zn e- Reduktion: Ni e - Ni Redoxreaktion: Zn + Ni 2+ Zn 2+ + Ni 9. Bleiakku a. Formuliere die Gleichungen der Reaktionen, die am Minuspol und am Pluspol eines Bleiakkus beim Laden ablaufen. Laden = erzwungene Redoxreaktion Minuspol = Kathode: Reduktion: PbSO 4 + 2e- Pb + SO 4 2- Pluspol = Anode: Oxidation: PbSO 4 +5H 2 O PbO 2 +HSO H 3 O + +2eb. Gib an, wo die Oxidation und die Reduktion ablaufen und wie die Pole heissen. Minuspol = Kathode: Reduktion Pluspol = Anode: Oxidation 6

7 c. Wieso ist es gefährlich den Bleiakku zu überladen? Überladen => Elektrolyse des Wassers => Bildung von Wasserstoff und Sauerstoff => Knallgasgemisch Das Daniell-Element a. Welche Reaktionen laufen beim Daniell-Element an der Anode und der Kathode ab? Formuliere die Gleichungen. E (Reduktionsmittel Zn) < E (Oxidationsmittel Cu 2+ ) Reaktion Anode: Oxidation: Zn Zn e- Kathode: Reduktion: Cu e - Cu Redoxreaktion: Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu b. Gib die symbolische Schreibweise für das Daniell-Element an. (-)Zn/ZnSO 4 //CuSO 4 /Cu (+) c. Wie wird die elektrische Neutralität der Lösungen gewahrt? d. Berechne die Spannung zwischen den Elektroden. Wie ändert diese Spannung, wenn die Eintauchtiefe der Metalle in den Halbzellen vergrössert wird? 10. Redoxreihe der Halogene a. Brom wird in eine wässrige Lösung von Natriumchlorid gegeben. b. Brom wird in eine wässrige Lösung von Natriumiodid gegeben. c. Bestimme, welche Reaktionen ablaufen können und stelle für diese das entsprechende Redoxschema auf (Teilgleichungen für den Oxidations- und Reduktionsvorgang und Gesamtgleichung). 11. Korrosionsschutz beim Eisen a. Worauf beruht die Schutzwirkung eines unedleren und eines edleren Metalles auf Eisen? Sind beide gleich gute Schutzmetalle für Eisen? Erkläre und erläutere an Hand eines Beispieles. b. Wie schützt man unterirdische Rohrleitungen oder Tanks aus Eisen gegen Korrosion? Erkläre. 7

8 12. Gegeben sind die folgenden Praktikumsvorschriften. Gib das Entscheidungskriterium an, das es erlaubt zu bestimmen, welche Reaktionen ablaufen und welche nicht. Stelle für die ablaufenden Reaktionen das entsprechende Redoxschema auf (d.h. die Teilgleichungen für den Oxidations- und Reduktionsvorgang sowie die Gesamtgleichung). a. Eine Blei(II)-Salzlösung wird mit Eisenpulver versetzt. b. Ein blanker Streifen Zinn taucht in eine Zink(II) Salzlösung. c. Ein Eisenblech wird in verdünnte Salzsäure getaucht. d. Verdünnte Kaliumiodidlösung wird mit Chlorwasser geschüttelt. 13. Das Rosten des Eisens ist durch Bildung von Lokalelementen gekennzeichnet. a. Ein Eisenblech, das das edlere Kupfer als Verunreinigung enthält, kommt in Kontakt mit kohlenstoffdioxidhaltigem Wasser. Erkläre, wie es zur Bildung eines Lokalelementes kommt. Beschreibe die elektrochemischen Vorgänge, die zur Auflösung des Eisens führen. b. Kommt das Eisenblech in Gegenwart von Sauerstoff in Kontakt mit einer neutralen oder alkalischen Lösung, findet ebenfalls eine Korrosion des Eisens statt. Formuliere die Reaktionsgleichungen der an der Lokalkathode bzw. Lokalanode ablaufenden elektrochemischen Vorgänge. c. Um die Korrosion eines Eisenblechs zu verhindern wird es feuerverzinkt. Erkläre, worauf die Schutzwirkung des unedleren Zinks beruht. d. Dieses Eisenblech lässt sich auch dadurch vor Korrosion schützen, indem man es verzinnt. Erkläre, worauf die Schutzwirkung des edleren Zinns beruht. 14. Man führt folgende Versuche durch: a. Eine blankes Stück Nickel taucht in eine Eisen(II)-Salzlösung. b. Ein blanker Streifen Zink taucht in eine Eisen(II)-Salzlösung. c. Man leitet Chlorgas in eine Lösung von Kaliumchlorid. d. Man gibt Brom zu einer Lösung von Kaliumchlorid. e. Bestimme und begründe welche Reaktionen ablaufen bzw. nicht ablaufen und formuliere die entsprechenden Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion sowie die Gesamtgleichung. 8

9 15. Beschreibe die experimentelle Bestimmung des Standardpotentials eines Halbelementes (ausführliche Beschreibung der Apparatur und der Vorgehensweise). 16. Beschreibe die Wirkung von Korrosionsschutz beim Eisen durch zwei verschiedenartige Oberflächenschutzschichten. 17. Untersuche anhand der beiliegenden elektrochemischen Spannungsreihe, welche der folgenden Reaktionen ablaufen können. Begründe deine Antwort. Formuliere die entsprechenden Redoxgleichungen. a. Nickel wird in eine Silbernitratlösung getaucht. b. Chlor wird in eine Kaliumiodidlösung gegeben. c. Eisen wird in eine Zinksulfatlösung getaucht. 18. Gegeben sind folgende Halbelemente: a. Blei taucht in eine Blei(II)-Salzlösung. (c = 1 mol L-1) b. Kupfer taucht in eine Kupfer(II)-Salzlösung. (c = 1 mol L-1) c. Silber taucht in eine Silbersalzlösung. (c = 1 mol L-1) Gib die symbolische Schreibweise der drei möglichen galvanischen Elemente an. Berechne jeweils die Spannung in Standardzustand. 19. Eine Kupfer(II)chloridlösung wird mit Hilfe von Graphitelektroden elektrolysiert. Formuliere die Vorgänge an den Elektroden. Erkläre warum nach Unterbrechung der Elektrolyse eine Spannung zwischen den Elektroden besteht. Wie heisst dieses Phänomen? 20. Formuliere die chemische Gleichung für das Entladen eines Bleiakkumulators am Pluspol. 21. Das Daniell-Element: a. Beschreiben Sie den Aufbau der Apparatur. b. Formulieren Sie die Gleichungen der Elektrodenreaktionen. c. Notieren Sie die symbolische Schreibweise des Daniell-Elementes. d. Berechnen Sie die Spannung dieses Elementes im Normalzustand. 22. Man führt folgende Versuche durch: a. Man gibt einige Tropfen Quecksilber in eine Zinn(II)-salzlösung. b. Ein blankes Aluminiumblech taucht in eine Zink(II)-salzlösung. c. Man gibt einige Tropfen Brom zu einer Kaliumiodidlösung. 9

10 23. Bestimmen und begründen Sie welche Reaktionen ablaufen bzw. nicht ablaufen und formulieren Sie die entsprechenden Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion sowie die Gesamtgleichung. 24. Beschreiben Sie den kathodischen Korrosionsschutz bei Eisenkonstruktionen. 25. Folgende Versuche werden durchgeführt: a. In eine Kaliumbromidlösung wird Chlor eingeleitet. b. Ein Silberblech wird in eine Säurelösung eingetaucht. c. In eine wässerige Lösung von Eisen(III)-Salz wird Schwefelwasserstoff eingeleitet. 10 Begründe mit Hilfe der elektrochemischen Spannungsreihe, welche Reaktionen ablaufen können. Stelle die entsprechenden Redoxgleichungen auf (Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion und Gesamtgleichung). 26. Formuliere die Vorgänge an den Elektroden bei der Elektrolyse einer wässrigen Zinkiodid-Lösung mit Platinelektroden. a. Erkläre weshalb nach der Unterbrechung der Elektrolyse eine elektrische Spannung zwischen den Elektroden besteht. Elektrolyse = erzwungene Redoxreaktion E (Reduktionsmittel = I-)> E (Oxidationsmittel = Zn 2+ ) Schema: Minuspol: Es entsteht Zink: Zn e- Zn (Kathode Reduktion) Pluspol: Es entsteht Iod: 2I - I 2 + 2e- (Anode Oxidation) Nach der Unterbrechung haben wir ein galvanisches Element: E (Reduktionsmittel Zn) < E (Oxidationsmittel I 2 ) freiwillige Redoxreaktion elektrische Spannung E = E (Kathode) E (Anode) = E (I 2 ) E (Zn) =1,30V b. Welches Halbelement bildet die Anode, welches die Kathode, wenn die Elektroden anschliessend mit einem Elektromotor verbunden werden? Elektromotor läuft => Stromfluss => Entladen Anode: Oxidation: Zn Zn e- Kathode: Reduktion: I 2 + 2e- 2I -

11 27. Ein galvanisches Element besteht aus den Halbelementen Br-/Br2 und Sn/Sn2+. a. Gebe die symbolische Schreibweise des galvanischen Elementes an. b. Berechne die Spannung im Standardzustand. 28. Verbindet man 2 Kupferbleche mit Eisennieten, so werden die Nieten im Kontakt mit kohlenstoffdioxidhaltigem Wasser korrodieren. Erkläre, wie es zur Bildung eines Lokalelementes und zur Auflösung des Eisens kommt. 29. Geben Sie die symbolische Schreibweise des Daniell-Elementes an, und erklären Sie die Bedeutung der Schrägstriche. 30. Laden eines Bleiakkumulators. a. Formulieren Sie die chemischen reaktionen die an der Anode und an der Kathode beim Laden des Bleiakkumulators ablaufen! b. Warum kann man durch eine Dichtemessung den Ladezustand des Akkumulators bestimmen? Beim Entladen entsteht Wasser => Die Dichte sinkt Beim Laden entsteht Schwefelsäure => Die Dichte steigt Akku voll = Dichte groβ Akku leer = Dichte klein c. Warum werden während des Ladevorgangs keine Gase frei? Gase entstehen erst beim Überladen, wenn Wasser elektrolysiert wird. Solange PbSO 4 vorhanden ist, wird kein Wasser elektrolysiert. d. Woran erkennt man, daß der Ladevorgang beendet ist? Ladevorgang beendet = PbSO 4 verbraucht => Wasser wird elektrolysiert => Gase 31. Man führt folgenden Versuch durch: Chlorgas wird nacheinander durch die wässrigen Lösungen folgender Salze geleitet: 11

12 a. Natriumfluorid, b. Natriumbromid, c. Natriumiodid. Bestimmen Sie und begründen Sie welche Reaktionen ablaufen können und stellen Sie die entsprechenden Gleichungen für Oxidation, Reduktion sowie die Gesamtgleichunegn auf. 32. Untersuche und begründe anhand der elektrochemischen Spannungsreihe, welche der folgenden Reaktionen ablaufen können. Stelle die möglichen Redoxgleichungen auf (Teil- und Gesamtgleichungen). a. Zink wird in verdünnte Säure gegeben. b. Kupfer taucht in eine Eisen(II)-salzlösung. c. Aluminium wird in verdünnte Salzsäure gegeben. d. Gold taucht in eine Silbernitratlösung. 33. Beschreibe die Standardwasserstoffelektrode. a. Definiere das Standardpotential eines Halbelementes. Welches Vorzeichen erhält das jeweilige Standardpotential in der elektrochemischen Spannungsreihe? 34. Berechne aus der elektrochemischen Spannungsreihe die Spannung des folgenden galvanischen Elementes im Standardzustand: Ni/Ni 2+ //Br2/Br - /Pt. a. Formuliere für das stromliefernde Element die Teilgleichungen für den Oxidations- und Reduktionsvorgang. Schreibe auch die Gesamtgleichung. 35. Das Bezugshalbelement zur Bestimmung der Standardpotentiale wird mit einem Kupferstab, der in eine Kupfer(II)-sulfatlösung mit c = 1 moll-1 taucht, verbunden. Gib die symbolische Schreibweise des so gebildeten galvanischen Elementes. 36. Ein Silberstab taucht in eine 1M Silbernitratlösung, welche durch ein Diaphragma von einer 1M Eisen(II)-sulfatlösung, in die ein Eisenstab taucht, getrennt ist. 12

13 a. Formuliere die symbolische Schreibweise dieses galvanischen Elements. b. Schreibe für das stromliefernde Element die Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion sowie die Gesamtgleichung. c. Welche Rolle spielt das Diaphragma? Welche Vorgänge laufen am Diaphragma dieses Elementes ab? d. Berechne die Spannung im Standardzustand. 37. Was ist eine Brennstoffzelle? a. Schreibe die Gleichungen der Vorgänge am Pluspol und am Minuspol, sowie die Gesamtgleichung für die Wasserstoff- Sauerstoff-Brennstoffzelle. 38. Eine Halbzelle aus einem Zinkstab und einer Zinksulfatlösung (c=1 mol/l) wird gegen eine Halbzelle aus einem Zinnstab und einer Zinnchloridlösung (c=1 mol/l) geschaltet. a. Geben Sie die symbolische Schreibweise des galvanischen Elementes an. b. Berechnen Sie die Spannung im Standardzustand. 39. Bringt man Nickel in verdünnte Schwefelsäure, beobachtet man eine schwache Wasserstoffgasentwicklung an der Nickeloberfläche. Beim Berühren des Nickels mit Kupfer erfolgt die Gasentwicklung vorwiegend an der Oberfläche des Kupfers. a. Begründe anhand der elektrochemischen Spannungsreihe und formuliere die entsprechende Oxidation, Reduktion und Redoxgleichung wenn Nickel in verdünnter Schwefelsäure getaucht wird. b. Erkläre die elektrochemischen Vorgänge die an den Metallen ablaufen wenn Nickel in verdünnter Schwefelsäure mit Kupfer berührt wird. 13

+ 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

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

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

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

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

-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

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

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

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

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

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

Chemie Zusammenfassung JII.2 #1

Chemie Zusammenfassung JII.2 #1 Chemie Zusammenfassung JII.2 #1 Oxidation/Reduktion/Oxidationsmittel/Reduktionsmittel/Redoxpaar In einer elektrochemischen Reaktion gehen Elektronen von einem Stoff zu einem anderen über. Wenn ein Stoff

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

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

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

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

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

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

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

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

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

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

Hinweis: Bitte bearbeiten Sie die Aufgaben auf einem zusätzlichen Bearbeitungsbogen.

Hinweis: Bitte bearbeiten Sie die Aufgaben auf einem zusätzlichen Bearbeitungsbogen. Thema: Klasse: Q 12 / 12-2 Verfasser: Rechte Dritter sind zu beachten: Bearbeitungszeit: Schulaufgabe aus dem Fach Chemie am 15. März 2014 Elektrochemie - Redoxgleichgewichte in Alltag und Technik Philipp

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

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

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 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

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

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

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

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

KORROSION UND KORROSIONSSCHUTZ VON METALLEN

KORROSION UND KORROSIONSSCHUTZ VON METALLEN 11. Einheit: KORROSION UND KORROSIONSSCHUTZ VON METALLEN Sebastian Spinnen, Ingrid Reisewitz-Swertz 1 von 16 ZIELE DER HEUTIGEN EINHEIT Am Ende der Einheit Korrosion und Korrosionsschutz von Metallen..

Mehr

Anorganisches Einführungspraktikum

Anorganisches Einführungspraktikum 83 P 9.1.1 Reaktionen von Metallen und Salzlösungen Beim Verbrennen von Metallpulvern wird bereits eine Metallreihe von unedlen bis zu den edlen Metallen beobachtet und als unterschiedliche Oxidierbarkeit

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

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

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

Schulversuchspraktikum. Name Annika Münch. Sommersemester Klassenstufen 11 / 12. Batterie und Akkus. Kurzprotokoll

Schulversuchspraktikum. Name Annika Münch. Sommersemester Klassenstufen 11 / 12. Batterie und Akkus. Kurzprotokoll Schulversuchspraktikum Name Annika Münch Sommersemester 2015 Klassenstufen 11 / 12 Batterie und Akkus Kurzprotokoll Auf einen Blick: In diesem Protokoll sind noch weitere Experimente zum Thema Batterie

Mehr

3.4. Fragen zur Elektrochemie

3.4. Fragen zur Elektrochemie 3.4. Fragen zur Elektrochemie Redoxreaktionen und Redoxreihe () Welche Reaktion ist zu erwarten, wenn man Chlorgas Cl in eine von Zinkiodid ZnI leitet? Begründe mit Hilfe der Redoxreihe und formuliere

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

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

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

Unterrichtsmaterialien in digitaler und in gedruckter Form. Auszug aus: Elektrochemie - Merksätze und -regeln. Das komplette Material finden Sie hier:

Unterrichtsmaterialien in digitaler und in gedruckter Form. Auszug aus: Elektrochemie - Merksätze und -regeln. Das komplette Material finden Sie hier: Unterrichtsmaterialien in digitaler und in gedruckter Form Auszug aus: Elektrochemie - Merksätze und -regeln Das komplette Material finden Sie hier: Download bei School-Scout.de Seite 3 von 8 Tabelle:

Mehr

7 Korrosion und Korrosionsschutz

7 Korrosion und Korrosionsschutz 7 Korrosion und Korrosionsschutz 7.1 Metallkorrosion lat. corrodere = zernagen, zerfressen Veränderung eines metallischen Werkstoffs durch Reaktion mit seiner Umgebung Beeinträchtigungen der Funktion Substanzverlust,

Mehr

Rost und Rostschutz. Chemikalien: Rost, verdünnte Salzsäure HCl, Kaliumhexacyanoferrat(II)-Lösung K 4 [Fe(CN) 6 ]

Rost und Rostschutz. Chemikalien: Rost, verdünnte Salzsäure HCl, Kaliumhexacyanoferrat(II)-Lösung K 4 [Fe(CN) 6 ] Universität Regensburg Institut für Anorganische Chemie Lehrstuhl Prof. Dr. A. Pfitzner Demonstrationsversuche im Sommersemester 2009 24.06.2009 Dozentin: Dr. M. Andratschke Referenten: Mühlbauer, Manuel

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

Übungsaufgaben zu Ionenreaktionen in wässriger Lösung

Übungsaufgaben zu Ionenreaktionen in wässriger Lösung Übungsaufgaben zu Ionenreaktionen in wässriger Lösung 1) Berechnen Sie den phwert von folgenden Lösungen: a) 0.01 M HCl b) 3 10 4 M KOH c) 0.1 M NaOH d) 0.1 M CH 3 COOH (*) e) 0.3 M NH 3 f) 10 8 M HCl

Mehr

3. Praktikumstag. Elektro- und Redoxchemie. Versuch 1.1: Qualitative Versuche zur Redoxchemie. Geräte: 2 Reagenzgläser

3. Praktikumstag. Elektro- und Redoxchemie. Versuch 1.1: Qualitative Versuche zur Redoxchemie. Geräte: 2 Reagenzgläser Elektro- und Redoxchemie Versuch 1.1: Qualitative Versuche zur Redoxchemie Geräte: 2 Reagenzgläser Chemikalien: Fe-Nagel, Zn-Granalie, CuSO 4 -Lösung, SnCl 2 -Lösung Versuchsdurchführung: 3. Praktikumstag

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

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

3. Praktikumstag. Elektro- und Redoxchemie. Versuch 1.1: Qualitative Versuche zur Redoxchemie. Geräte: 2 Reagenzgläser

3. Praktikumstag. Elektro- und Redoxchemie. Versuch 1.1: Qualitative Versuche zur Redoxchemie. Geräte: 2 Reagenzgläser Elektro- und Redoxchemie Versuch 1.1: Qualitative Versuche zur Redoxchemie Geräte: 2 Reagenzgläser Chemikalien: Fe-Nagel, Zn-Granalie, CuSO 4 -Lösung, SnCl 2 -Lösung Versuchsdurchführung: 3. Praktikumstag

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

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

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

Lösungen (ohne Aufgabenstellungen)

Lösungen (ohne Aufgabenstellungen) Lösungen (ohne Aufgabenstellungen) Aufgaben A 1 Oxidation: Cu Cu 2+ + 2 e Reduktion: Br 2 + 2 e 2 Br Redoxreaktion: Cu + Br 2 CuBr 2 [Cu 2+ + 2 Br ] Hinweis: Die Ionen der beiden bezüglich Elektronenzahlen

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

Rost und Rostschutz. Oxidation: Fe Fe 2+ + 2 e - Reduktion: ½ O 2 + H 2 O + 2 e - 2 OH - Redoxgleichung: Fe + ½ O 2 + H 2 O Fe 2+ + 2 OH -

Rost und Rostschutz. Oxidation: Fe Fe 2+ + 2 e - Reduktion: ½ O 2 + H 2 O + 2 e - 2 OH - Redoxgleichung: Fe + ½ O 2 + H 2 O Fe 2+ + 2 OH - Universität Regensburg Institut für Anorganische Chemie - Lehrstuhl Prof. Dr. A. Pfitzner Demonstrationsvortrag im Sommersemester 2010 23.06.2010 Dozentin: Dr. M. Andratschke Referenten: Schlichting, Matthias/Will,

Mehr

Benennen Sie folgende Salze: 1. Li[AlCl 2 Br 2 ] 2. [Co(NH 3 ) 2 (H 2 O) 2 ][FeCl 6 ] 3. Na 2 S 2 O 4

Benennen Sie folgende Salze: 1. Li[AlCl 2 Br 2 ] 2. [Co(NH 3 ) 2 (H 2 O) 2 ][FeCl 6 ] 3. Na 2 S 2 O 4 ... Nomenklatur Frage 41... Nomenklatur Antwort 41 Benennen Sie folgende Salze: 1. Li[AlCl 2 Br 2 ] 2. [Co(NH 3 ) 2 (H 2 O) 2 ][FeCl 6 ] 3. Na 2 S 2 O 4 Kap. 4.9 Chalkogene Frage 42 Kap. 4.9 Chalkogene

Mehr

Kapitel 16: Elektrochemie I. Kapitel 16: Elektrochemie I

Kapitel 16: Elektrochemie I. Kapitel 16: Elektrochemie I 1 Kapitel 16: Elektrochemie I Inhalt 2 Kapitel 16: Elektrochemie I...1 Inhalt...2 Die Redoxreihe (Spannungsreihe) der Metalle...3 a) Experimentelle Befunde:...3 Ist das Metall ein starkes Reduktionsmittel,

Mehr

Redox - Übungsaufgaben:

Redox - Übungsaufgaben: Redox - Übungsaufgaben: Schwierigkeitsgrad I: 1.Magnesium reagiert mit Sauerstoff zu Magnesiumoxid. Ox: Mg Mg 2+ + 2e - /*2 Red: O 2 + 4e - 2 O 2- Redox: 2 Mg + O 2 2 MgO 2.Kalium Reagiert mit Schwefel

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

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

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

Batterien und Akkumulatoren

Batterien und Akkumulatoren Universität Regensburg Institut für Anorganische Chemie Lehrstuhl Prof. Dr. A. Pfitzner Demonstrationsversuche im Wintersemester 2007/08 07.12.2007 Leitung: Dr. M. Andratschke Referenten: Boxhorn, Klaus

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

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

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

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

Die elektrische Energie wird durch Ionen transportiert. Ionen sind elektrisch geladene Atome bzw. Elektrolyt

Die elektrische Energie wird durch Ionen transportiert. Ionen sind elektrisch geladene Atome bzw. Elektrolyt Galvanische Elemente Galvanische (Galvani ital.physiker) Elemente wandeln chemische in elektrische um. Sie bestehen aus zwei Elektroden (Anode, Kathode) und einer elektrisch leitenden Flüssigkeit, dem

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

Kapitel IVb Elektrochemie (II) Ionen, Salze, Basen und Säuren

Kapitel IVb Elektrochemie (II) Ionen, Salze, Basen und Säuren Kapitel IVb Elektrochemie (II) Ionen, Salze, Basen und Säuren Enthält Übungen. Björn Schulz, Berlin, 26.07.2003 www.lernmaus.de Inhalt - Arten und Wertigkeiten von Ionen - Wichtige Aussagen über Moleküle

Mehr

CHEMIE KAPITEL 5- REAKTIONEN DER ANORGANISCHEN CHEMIE. Timm Wilke. Georg-August-Universität Göttingen. Wintersemester 2013 / 2014

CHEMIE KAPITEL 5- REAKTIONEN DER ANORGANISCHEN CHEMIE. Timm Wilke. Georg-August-Universität Göttingen. Wintersemester 2013 / 2014 CHEMIE KAPITEL 5- REAKTIONEN DER ANORGANISCHEN CHEMIE Timm Wilke Georg-August-Universität Göttingen Wintersemester 2013 / 2014 Folie 2 Folie 3 Wiederholung: Teilreaktionen (I) Mg Mg 2+ + 2 e - * 2 (II)

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

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

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

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

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

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

Schulversuchspraktikum. Sommersemester 2014. Klassenstufen 11 & 12. Batterien und Akkus

Schulversuchspraktikum. Sommersemester 2014. Klassenstufen 11 & 12. Batterien und Akkus Schulversuchspraktikum Sommersemester 2014 Klassenstufen 11 & 12 Batterien und Akkus Auf einen Blick: In der folgenden Unterrichtseinheit Batterien und Akkus werden Schüler- und Lehrerversuche für die

Mehr

Chemie Fragenkatalog Jahrgang 8

Chemie Fragenkatalog Jahrgang 8 Chemie Fragenkatalog Jahrgang 8 - Stoffe und ihre Eigenschaften - Stoffgemische und Trennverfahren - Vom Aufbau der Stoffe - Die chemische Reaktion - Luft und Verbrennung - Gewinnung von Metallen Redoxreaktionen

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

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

Grundwissen 9. Klasse NTG

Grundwissen 9. Klasse NTG Grundwissen 9. Klasse NTG 9.1 Qualitative Analysemethoden gibt Antwort auf Fragen nach der stofflichen Zusammensetzung Sauerstoff: Glimmspanprobe Wasserstoff: Knallgasprobe: 2 2 + O 2 2 2 O AlkalimetallKationen:

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

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

Normalpotenziale - Spannungsreihe

Normalpotenziale - Spannungsreihe 1. Grundlagen der Elektrochemie 1.1 Normalpotenziale Spannungsreihe Experimentelle Befunde Steckt man einen Zinkstab in eine Lösung von Kupfersulfat CuSO 4, so wird er sofort von einer dünnen Schicht von

Mehr

Redoxreaktionen. Aufgabenstellung. Grundlagen. Versuchsdurchführung Chemisches Grundpraktikum Beispiel 5 / 2010

Redoxreaktionen. Aufgabenstellung. Grundlagen. Versuchsdurchführung Chemisches Grundpraktikum Beispiel 5 / 2010 Institut für Anorganische Chemie / Materialchemie der Universität Wien -18- Chemisches Grundpraktikum Redoxreaktionen Aufgabenstellung Als Beispiele für Redoxreaktionen sollen a) die Abscheidung von Metallen

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

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

Redoxreaktionen. Aufgabenstellung. Grundlagen. Versuchsdurchführung. Chemisches Grundpraktikum Beispiel 5 / 2012

Redoxreaktionen. Aufgabenstellung. Grundlagen. Versuchsdurchführung. Chemisches Grundpraktikum Beispiel 5 / 2012 Institut für Anorganische Chemie / Materialchemie der Universität Wien Chemisches Grundpraktikum Beispiel 5 / 2012 Redoxreaktionen Aufgabenstellung Als Beispiele für Redoxreaktionen sollen a) die Abscheidung

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

Chlor-Alkali-Elektrolyse

Chlor-Alkali-Elektrolyse Chlor-Alkali-Elektrolyse 1. Allgemeine Erklärung der Elektrolyse 2. Verfahren 2.1 Diaphragmaverfahren 2.2 Membranverfahren 2.3 Amalgamverfahren 3.Vorteile und Nachteile der Verfahren 4. Überspannung 1.

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

Brennstoffzellen. Proton-Exchange-Membran-Fuel-Cell (PEM-Brennstoffzellen) Zellspannung: 0,5 bis 1 V (durch Spannungsverluste)

Brennstoffzellen. Proton-Exchange-Membran-Fuel-Cell (PEM-Brennstoffzellen) Zellspannung: 0,5 bis 1 V (durch Spannungsverluste) Brennstoffzellen Kennzeichen: Im Gegensatz zu Akkumulatoren, wo Substanzen während des Entladens aufgebraucht werden, werden bei der Stromentnahme aus Brennstoffzellen die Edukte laufend zugeführt. Brennstoffzellen

Mehr

Wer ist MacGyver? Bildquelle: Themightyquill auf https://de.wikipedia.org/wiki/datei:richard-dean-anderson-c1985.jpg

Wer ist MacGyver? Bildquelle: Themightyquill auf https://de.wikipedia.org/wiki/datei:richard-dean-anderson-c1985.jpg Wer ist MacGyver? Angus Mac Gyvers auffälligste Fähigkeit ist die praktische Anwendung der Naturwissenschaften und die damit verbundene erfinderische Nutzung alltäglicher Gegenstände.... Dies... erlaubt

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

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

Praktikumsrelevante Themen

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

Mehr

Didaktische FWU-DVD. Elektrochemie

Didaktische FWU-DVD. Elektrochemie 55 11021 Didaktische FWU-DVD Zur Bedienung Mit den Pfeiltasten der Fernbedienung (DVD-Player) oder der Maus (Computer) können Sie Menüpunkte und Buttons ansteuern und mit der OK-Taste bzw. Mausklick starten.

Mehr

Elektrochemie HS Zusatzübung. Übung Assistent: Olga Nibel. Tel.:

Elektrochemie HS Zusatzübung. Übung Assistent: Olga Nibel. Tel.: Elektrochemie HS 2016 Übung 13 19.12.2016 Assistent: Olga Nibel Tel.: 056-310-2326 E-mail: olga.nibel@psi.ch Adresse: 5232 Villigen PSI, OVGA 101A Zusatzübung Kenngrössen Dichte (Fe): 7.87 g cm -3 Molare

Mehr

Anorganisches Einführungspraktikum

Anorganisches Einführungspraktikum P 9.1.1 Reaktionen von Metallen und Salzlösungen Beim Verbrennen von Metallpulvern wird bereits eine Metallreihe von unedlen bis zu den edlen Metallen beobachtet und als unterschiedliche Oxidierbarkeit

Mehr