Redoxgleichungen: Massenerhaltung Elektronenaufnahme/ -abgabe Halbreaktion: Getrennter Prozess (Reduktion, Oxidation getrennt anschauen)

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1 AChe 2 Kapitel 20: Elektrochemie Oxidationszahlen: Ladung des Atomes wenn es als Ion vorliegen würde. Oxidation: OX-Zahl steigt, Reduktion: OX-Zahl sinkt. Redoxgleichungen: Massenerhaltung Elektronenaufnahme/ -abgabe Halbreaktion: Getrennter Prozess (Reduktion, Oxidation getrennt anschauen) Augleichen von Redoxgleichungen: 1. Oxidationszahlen zuweisen 2. Halbreaktionen aufstellen 3. Halbreaktion ausgleichen 4. Halbreaktionen untereinander ausgleichen (Elektronenausgleich) 5. Überschüssiges wegkürzen 6. Massenerhaltung kontrollieren 7. Gesamtladungen kontrollieren Ausgleichen von Redoxgleichungen in alkalischer Lösung: Die Reaktion ist nicht mit H + und Wasser, sondern mit OH- und Wasser auszugleichen. Galvanische Zellen: (OMA = Oxidation, minus, ) Eine Redoxreaktion setzt Energie frei, welche in galvanischen Zellen in getrennten Räumen und externem Elektronentransfer (Draht) genutzt werden kann. Die beiden verbundenen Metalle werden Elektroden genannt. Oxidation findet an der () statt, die Reduktion an der (Anziehung von Kationen, Metall setzt sich an der ab). Stromfluss. zur. Oxidation (Elektronen werden frei) Reduktion (Metallabscheidung) Funktioniert nur, wenn über Salzbrücke, Diaphragma die Ladungen der Halbzellen ausgeglichen werden können. EMK (Elektromotorische Kraft) der galvanischen Zelle: Zwischen und besteht eine Energie bzw. Potentialdifferenz. Sie wird in Volt gemessen. Diese Differenz (=EMK) veranlasst, dass die Elektronen sich von der zur bewegen. Für jede spontan ablaufende Reaktion ist die Potentialdifferenz positiv. Die EMK ist von den Reaktanden, Temperatur abhängig. E = Standard-EMK: 25 C, 1 molar, Druck von 1 bar. 1/5

2 Standard-Redoxpotentiale: Standard-Redoxpotenziale E, werden relativ zur Reduktion von H+ zu Wasserstoff (E =0) gemessen (Standard-Wasserstoffelektrode) E (Zelle) = E () E () [unbrauchbar] E (Zelle) = E (Reduktion) E (Oxidation) [unbrauchbar] Oder: E der Halbzellen ausrechnen, und addieren!!! Stöchiometrische Faktoren der Reaktion haben keinen Einfluss auf die E -Werte!!! Für die gesamte galvanische Zelle gilt: E = Summe der E -Werte der Halbreaktionen, wobei die E -Werte richtig umgedreht werden müssen (Hin-Rückreaktion) z.b. 2 Al(s) + 3 I 2 (s) 2 Al 3+ (aq) + 6 I - (aq) Halbreaktion Aluminium (Oxidation) : Al zu Al 3+ E = V Halbreaktion Iod (Reduktion): I 2 zu I - E = V EMK der Zelle = (+ 0.54) = + 2.2V Stärke Oxidations-Reduktionsmittel: Je positiver E, desto stärker als Oxidationsmittel (lässt sich einfach reduzieren) Je negativer E, desto stärker als Reduktionsmittel (lässt sich einfach oxidieren) Freie Enthalpie und Redoxreaktionen: Ein positiver E-Wert weist auf eine spontane, ein negativer E-Wert auf eine nicht spontane Reaktion hin. EMK und G: G = -nf E Wobei n die übertragenen Elektronen angibt, F die Faradaykonstante ( C/mol) und E für EMK steht. Ist E positiv (spontan) resultiert ein negatives G (ebenfalls spontan). Somit gilt: negatives G, oder positives E weisen auf eine spontane Reaktion hin. EMK unter Nichtstandardbedingungen: Durch die Entladung sinken die Anfangskonzentrationen, E sinkt gegen Null. Um die E s auszurechnen, muss auf die Nernst-Gleichung zurückgegriffen werden: Q entspricht dem Reaktionsquotienten und der Gleichgewichtskonstanten in einem bestimmten Moment. 2/5

3 Konzentrationszellen: Gleiche Substanzen an der /, aber in verschiedenen Konzentrationen. Die Zelle funktioniert bis zum Konzentrationsangleich. Batterien, Akkumulatoren, Brennstoffzellen: (Galvanische Zellen) Oxidation (Elektronen werden frei) Reduktion (Metallabscheidung) Primärzelle: Nicht wiederaufladbar Sekundärzelle: Wiederaufladbar Pb-Akkumulator: U = +2.0 V Alkalibatterie: U = +1.5 V Nickel/Cadmium: U = +1.4 V 3/5

4 Brennstoffzelle: U = V Korrosion: Unerwünschte Redoxreaktionen. Metall werden durch Luft oxidiert. Eisenkorrosion: Verhinderung der Korrosion: Schutzschicht (z.b. Zink) durch Galvanisierung auftragen. Hier oxidiert nun Zink (weiter unten in der E -Tabelle als Eisen. Elektrolyse: Umkehrung der galvanischen Zellen, nicht spontane Redoxreaktionen können durch Hilfe von elektrischer Energie ablaufen. Reduktion (Metallabscheidung) Oxidation (Elektronen werden frei) Galvanisierung: (Nickel/ Stahl in Nickellösung) 4/5

5 Quantitative Aspekte der Elektrolyse: Coulomb = Ampere * Sekunden F = C/mol Elektronen Elektrische Arbeit: Hat man eine Zelle mit E = -0.9 V, so benötigt man eine Spannungsquelle von mind V um die Redoxreaktion zum laufen zu bringen. 5/5