Modul: Allgemeine Chemie

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1 Modul: Allgemeine Chemie 8. Wichtige Reaktionstypen Säure Base Reaktionen Konzepte, Gleichgewichtskonstanten Säure-Base Titrationen; Indikatoren Pufferlösungen Redoxreaktionen Oxidationszahlen, Redoxgleichungen Redoxpotentiale, Spannungsreihe, Nernstsche Gleichung, Elektrolyse, Batterien 9. Geschwindigkeit chemischer Reaktionen Grundbegriffe, Reaktionsordnung, Temperaturabhängigkeit Aktivierungsenergie, Katalyse 10. Elementare Stöchiometrie Molbegriff, Konzentrationseinheiten Berechnung von Konzentrationen und Ausbeuten Berechnung von Titrationskurven; ph, poh, pk s, pk b Werte und deren Berechnung

2 Oxidation und Reduktion Allgemein gültige Definition: Oxidation: Erhöhung der Oxidationszahl Reduktion: Erniedrigung der Oxidationszahl

3 Oxidation und Reduktion Oxidationszahl: - formale Ladungszahl, muss nicht mit der realen Ladung eines Atoms übereinstimmen - römische Ziffern - Vorzeichen nur bei negativen Werten setzen (IUPAC)

4 Regeln zur Bestimmung von Oxidationszahlen 1. Oxidationszahl eines neutralen Atoms ist Null (z.b. im elementaren Zustand) 2. Oxidationszahl eines einatomigen Ions entspricht der Ionenladung 3. In einer neutralen mehratomigen Verbindung ist die Summe der Oxidationszahlen Null 4. In einem mehratomigen Ion ist die Summer der Oxidationszahlen identisch mit der Ionenladung 5. In Verbindungen hat das jeweils elektronegativere Element seine charakteristische negative Oxidationszahl

5 Bei kovalenten Verbindungen zeichnet man die Valenzstrichformel und orientiert sich an den Elektronegativitäten der beteiligten Elemente Die Bindungselektronen werden dem elektronegativeren Partner zugeteilt Elektronegativitätswerte für einige Nichtmetalle und Halbmetalle

6 Oxidationszahl und Formalladung - Beispiel: CO Molekül Oxidationszahl und Periodensystem Wichtige Oxidationsstufen der ersten 25 Hauptgruppenelemente

7 Oxidationszahl und Periodensystem Die positive Oxidationszahl eines Hauptgruppenelements kann nicht größer sein als die zugehörige Gruppennummer. Die maximale negative Oxidationszahl beträgt: (Nr. der Hauptgruppe - 8). Mögliche Oxidationszahlen von H: +1, 0, -1 Fluor kann als elektronegativstes Element keine positiven Oxidationszahlen haben. Die meisten Elemente treten in mehreren Oxidationszahlen auf.

8 Beispiele: Redoxreaktionen

9 Redoxgleichungen In einer Redoxreaktion wird ein Stoff oxidiert, während ein anderer reduziert wird. An einer Redoxreaktion sind immer zwei Redoxpaare beteiligt: Redoxpaar 1: Red1 Ox1 + e - Redoxpaar 2: Red2 Ox2 + e - Redoxreaktion: Red1 + Ox2 Ox1 + Red2 Allgemein: reduzierte Form oxidierte Form + ze - Beispiel: Cu(s) + 2Ag + (aq) Cu 2+ (aq) + 2Ag(s) 2 Teilreaktionen: Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2e- Abgabe von Elektronen 2Ag + (aq) + 2e - 2Ag(s) Aufnahme von Elektronen

10 Galvanisches Element Beispiel: Cu(s) + 2Ag + (aq) Cu 2+ (aq) + 2Ag(s) 2 Teilreaktionen: Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2e- Abgabe von Elektronen 2Ag + (aq) + 2e - 2Ag(s) Aufnahme von Elektronen Elektrochemische Spannungsquellen, die grundsätzlich als Batterie genutzt werden können; Wanderung der Elektronen und Ionen ist räumlich voneinander getrennt:

11 2 Halbzellen Galvanische Zellen Cu(s) Cu 2+ (aq) + 2e - 2Ag + (aq) + 2e - 2Ag(s) Anode - + Kathode

12 Daniell-Element. Zn 2+ /Zn- und Cu 2+ /Cu-Halbzellen sind durch eine Salzbrücke im internen Stromkreis verbunden. Ein Voltmeter wird im externen Stromkreis angeschlossen. Die Vergrößerung zeigt die Prozesse auf atomarer Ebene, die an jeder Elektrode auftreten. Galvanische Zellen Redoxpaar 1 Redoxpaar 2 Zn/Zn 2+ Cu/Cu Zn Zn e - Cu e - Cu Gesamtreaktion: Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu Zn hat das größere Bestreben Elektronen abzugeben; Richtung des Elektronenflusses ist damit bestimmt; Elektrischer Strom fließt nur, wenn eine Spannung (Potentialdifferenz) vorliegt.

13 Elektrodenpotentiale Das Redoxpotential E eines Redoxsystems ist ein Maß für das unterschiedlich starke Reduktions- Oxidationsvermögen verschiedener Redoxsysteme: Red Ox + ze - Bestimmung dieser Redoxpotentiale durch Messung gegen eine Bezugselektrode Standard-Wasserstoffelektrode (SHE) : : E 0 = 0 V willkürliche Zuweisung Durch Kombination einer beliebigen Halbzelle mit dieser Bezugselektrode ergibt die Gemessene Zellspannung das Elektrodenpotential dieser Halbzelle

14 Wenn man eine Zn-Elektrode in Wasser taucht, geht eine sehr geringe Menge Zn als Zn 2+ (aq) in Lösung, wobei zwei Elektronen pro gebildetem Ion an der Zn-Elektrode zurückgelassen werden. Obwohl die Ladung an der Elektrode und in der Lösung sehr gering ist, führt es zu einer Differenz in der Größenordnung von 1 V im elektrischen Potenzial der Lösung und der Elektrode.

15 Die Standard-Wasserstoff-Elektrode (SHE) besteht aus einer Lösung einer Säure wie HCl, H 2 Gas und einem Katalysator, zur schnellen Einstellung des Gleichgewichts in der Halbzellenreaktion. Die Aktivitäten von H 2 und H + sind gleich 1. H 2 Gas wird mit einem Druck von 1000hPa eingeleitet

16 In einer Zelle, die aus einer freigewählten Halbzelle und der Standard-Wasserstoff- Elektrode besteht, wird die gesamte Zellspannung der freigewählten Halbzelle zugeordnet.

17 Elektrodenpotentiale Elektrochemische Spannungsreihe Alle Stoffe liegen im Standardzustand vor 1000hPa, a = 1, υ = 25 C Vorhersage, welche Redoxreaktionen möglich sind; Die reduzierte Form eine Redoxsystems gibt Elektronen nur an die oxidierte Form solcher Systeme ab, die darunter stehen,

18 Nernstsche Gleichung E = E 0 + R T z F ln c c ox red R: Gaskonstante T: Temperatur F: Faraday-Konstante z: Zahl der bei Redoxsystem ausgetauschten Elektronen C ox /C red : Konzentrationen der ox. /red. Form

19 Oxidationszustands - /Frost-Diagramme A. Frost, 1951 Graph. Darstellung der versch. Oxidationsstufen eines Elements Auftragung der freien Bildungsenthalpie gegen die Oxidationsstufe ΔG ΔG 0 0 = Δz F Δz E 0 E 0 Frostdiagramme für Cu und Fe

20 Aus einem Frost-Diagramm kann man ablesen, ob ein Ion in wässriger Lösung stabil ist oder nicht. Frostdiagramm für Mn in saurer Lösung

21 Galvanische Spannungsquellen (elektrochemische Stromquellen) Galvanische Elemente sind Energiewandler, in denen chemische Energie direkt in elektrische Energie umgewandelt wird. Primärelemente: Sekundärelemente: Batterien Akkumulatoren (chemische Prozesse lassen sich durch Zufuhr elektrischer Energie (Laden) umkehren) Brennstoffzellen

22 Galvanische Spannungsquellen (elektrochemische Stromquellen) Primärelemente Zink-Kohle-Batterie (Leclanché-Batterie) Alkali-Mangan Batterie

23 Alkali-Mangan Batterie

24 Die Zellspannung in einer Lithiumbatterie entsteht durch den Ortswechsel des Lithiums zwischen einem Gitterplatz in LiCoO 2 und einer Interkalationsposition zwischen Graphitschichten.

25 Galvanische Spannungsquellen Sekundärelemente Nickel-Metallhydrid-Akku

26 Bleiakkumulator Galvanische Spannungsquellen Sekundärelemente

27 Galvanische Spannungsquellen Brennstoffzellen Darstellung der Halbzellenreaktionen. Die Kanäle in der Anode und Kathode vereinfachen die Versorgung der Zelle mit O 2 und H 2 und transportieren das Reaktionsprodukt H 2 O ab. Die Gasdiffusionsschicht gewährleistet die gleichmäßige Verteilung der Reaktanten über die Membranoberfläche.

28 Elektrolyse Durch Zufuhr elektrischer Arbeit können Redoxprozesse erzwungen werden

29 Elektrolyse

30 Chloralkali-Elektrolyse