Elektrochemie Flashcards
(11 cards)
Redoxreaktion
Definition: Eine Redoxreaktion ist eine Reaktion, bei der ein Reaktionspartner Elektronen auf einen anderen überträgt
Reduktion und Oxidation (verlaufen immer gemeinsam)
Donor-Akzeptor-Prinzip
Abgabe und Aufnahme von e⁻
Reduktionsmittel werden zu positiv geladenen Ionen = Kationen
Oxidationsmittel werden zu negativ geladenen Ionen = Anionen
Es müssen immer so viele Elektronen aufgenommen wie abgegeben werden
Elektronenabgabe: Oxidation
Elektronenaufnahme: Reduktion
Redoxreihe
Redoxreihe der Metalle: Anordnung von unedel zu edel
Alle Metalle können prinzipiell oxidiert werden um positive Kationen zu bilden
Alle Metallkationen können prinzipiell reduziert werden
Metalle links: geben leicht Elektronen ab -> lieber Reduktionsmittel
Kationen rechts: nehmen leicht Elektronen auf -> lieber Oxidationsmittel
Metallkationen können generell reduziert werden, indem sie Elektronen aufnehmen. Sie können also Metalle oxidieren.
Metalle können nur Kationen reduzieren, welche weiter rechts stehen
Kationen können nur Metalle oxidieren, welche weiter links stehen
Redox Vokabular
Donor/Donator = Elektronengeber = Reduktionsmittel = wird oxidiert = wird zum Kation
Akzeptor = Elektronennehmer = Oxidationsmittel = wird reduziert = wird zum Anion
Reduktion: Zn²+ (aq) + 2e- → Z (s)
Oxidation: Mg(s) → Mg²+ (aq) + 2e-
Redoxreaktion: Zn²+ (aq) + Mg(s) → Zn(s) + Mg²+(aq)
Reduktion: Aufnahme von e⁻
Oxidation: Abgabe von e⁻
Redoxreaktion: Übertragung von e⁻ (Elektronenübertragungsreaktionen)
e- - Akzeptor: nimmt e⁻ an (im Beispiel: Zn²+) - auch Oxidationsmittel
e- - Donator : gibt e⁻ ab (im Beispiel: Mg) - auch Reduktionsmittel
Redoxpaar: Im Beispiel Zn²+ und Zn sowie Mg und Mg²+
Galvanische Zellen
Erfunden 1835 von John Frederic Daniell
Aufbau mit Zink und Kupfer wird Danielle-Element genannt
Abfangen der übertragenen Elektronen für Stromerzeugung
Räumliche Trennung der Reduktion und Oxidation
Unedles Metall (z.B. Zink) gibt Elektronen in einer Salzlösung (ZnSO4-Lösung/ZinkSulfatlösung) ab und wird in Wasser gelöst (wird zu Zn²+(aq)) = Oxidation
Edles Metall (z.B. Kupfer) nimmt Elektronen auf, wenn also elde Metall-Ionen (Cu²+ in einer CuSO4-Lösung/Kupfersulfatlösung) vorliegen, nehmen diese die abgegebenen Elektronen auf (Cu²+ + e⁻→ Cu) = Reduktion
(Das Kupfer “scheidet sich ab”)
Beide Reaktionen können verbunden werden
Ein Verbindungskabel verbindet die Metallstäbe (Elektroden)
Die Lösungen werden Elektrolyte genannt
Für jedes Ion des unedles Metalls welches in die Lösung geht bleibt 1/2/3 e- in dem Stab zurück → Elektronenüberschuss = Minuspol (Anode)
die Ionen des edlen Metalls nehmen 1/2/3 e⁻ aus dem Stab aus und scheiden als elementares Metall an dem Stab aus → positive Ladung = Pluspol (Kathode)
Es entsteht eine Spannung, jedoch fließt noch kein Strom, da ein Überschuss an positiv geladenen Ionen im Minuspol entsteht, am Pluspol bleiben negativ geladene Sulfat-Ionen übrig
Ladungsausgleich wird benötigt → Halbzellen müssen verbunden werden
Durch eine poröse Tonwand/Ionenleiter/Salzbrücke
Erlaubt Ionenfluss → Überschüssige Sulfat-Ionen und überschüsse Metall-Kationen wechseln Plätze, gleichen Ladung aus
Stromkreis wird geschlossen
Zellspannung
Zelldiagramm: Me1(s) | Me1ᶻ⁺(aq) ┊ Me2ᶻ⁺(aq) | Me2(s)
An galvanischer Zelle messbare Spannung heißt Zellspannung UZelle
Ursache: Verschieden aufgeladene Elektroden werfen Unterschied wie edel
Elektrodenpotential E
Redoxreihe/Elektrochemische Spannungsreihe
Elemente in oxidierter und reduzierter Form aufgelistet
Standardpotentiale E° = Spannungen die in einer galvanischen Zelle gemessen werden, wenn die andere Halbzelle eine Standardwasserstoffelektrode ist
Standardwasserstoffelektrode = Nullpotential
Positiver Wert = die Elektronen fließen zum Element → edel
Negativer Wert = die Elektronen fließen zur Standardwasserstoffelektrode → unedel
Spannung kann ausgerechnet werden
Differenz zwischen den Standardpotentialen (△E°)
Standardwasserstoffelektrode
Willkürlicher Bezugspunkt für gemessene Zellspannungen
Elektrodenpotential: U°(H2/2H⁺) = 0V
Steht ungefähr in der Mitte der Redoxreihe
Aufbau:
Platiniertes Platinblech als Elektrode
Von Wasserstoff durch Einleitungsrohr umspült
Wasserstoffbläschen steigen an der Elektrode auf, wodurch an dem Platinblech H2 gebunden
Elektrolyt ist HCl (Salzsäure) mit Standardkonzentration c° = 1,00 mol x l⁻¹
Bestimmte Standardbedingungen (25°C z.B.)
2H⁺(aq)+2e⁻ ⇌ H2(g)
Konzentrationszelle
Zwei Halbzellen aus den gleichen Metallsalzlösungen und Elektroden
Bei gleicher Konzentration → keine Spannung
Weil: identisches Elektrodenpotential
Falls eine Lösung verdünnt wird → Spannung
Prinzip vom kleinsten Zwang: viele Atome reagieren zu Ionen um das Gleichgewicht wieder herzustellen
Dadurch werden viele Elektronen in der Elektrode zurückgelassen = negative Ladung
Es wird zum Minuspol
Halbzelle mit höherer Konzentration wird zum Pluspol
Die gewohnte Redoxreaktion läuft ab
Konzentration gleicht sich über Zeit an
Elektrolysen
Ähnlicher Aufbau einer Elektrolysezelle wie eine galvanische Zelle
Statt Stromverbraucher Spannungsquelle
Elektroden nur z.B. Graphitstäbe
Spannungsquelle erzeugt ein Minus und ein Pluspol
Oxidation läuft am Pluspol ab → Anionen werden auf Anode abgesetzt
Reduktion läuft am Minuspol ab → Kationen werden auf Kathode abgesetzt
Nutzung: Gewinnung von Stoff aus einer Lösung oder Laden von Akkumulatoren
Erzwungene Umkehrung der Redoxreaktion der galvanischen Zelle
Pole umgekehrt (anders als galvanische Zelle)
Minuspol = Kathode (Reduktion)
Pluspol = Anode (Oxidation)
Zersetzungsspannung
Bei einer Elektrolyse setzt die Reaktion erst ein, wenn eine bestimmte Spannung erreicht wird
Die Elektrolyse bildet Produkte aus, welche selbst ein galvanisches Element bilden
Die verwendete Spannung muss also höher sein, als die entgegenwirkende Spannung im galvanischen Element
Die Gleichgewichtsspannung U lässt sich aus der Differenz der Halbzellenpotentiale berechnen
Die Mindestspannung, bei der die Elektrolyse tatsächlich abläuft, nennt sich Zersetzungsspannung. Diese ist nicht immer identisch mit der Gleichgewichtsspannung weil:
Gleichgewichtsspannung + Überspannung = Zersetzungsspannung
UGG + ƞ = Uz
Überspannung tritt bei elektrolytischer Abscheidung von Gasen auf
Störender Effekt, wird durch Hemmungen einzelner Reaktionsschritte an den Elektroden verursacht
Bei einer Elektrolyse scheiden sich die Stoffe am Plus- bzw. Minuspol ab, deren Abscheidungspotentiale am nächsten beieinander liegen
Um die tatsächliche Redoxreaktion vorherzusagen:
Alle in der Lösung möglichen Redoxpaare auflisten
Teilgleichungen formulieren und Potentiale zuordnen
Reduktionsvorgänge zum Minuspol, Oxidationsvorgänge zum Pluspol
Überspannung dazurechnen
Die Reaktion, für welche die geringste Spannung nötig ist, findet statt
Faradaysche Gesetze
Faraday untersuchte die Menge der Produkte die bei einer Elektrolyse gebildet werden
Dabei stellte er einen Zusammenhang zwischen der Stoffmenge, der Stromstärke und der Zeit
- Faradaysches Gesetz: Die Stoffmenge, die an einer Elektrode während der Elektrolyse abgeschieden wird, ist proportional zur elektrischen Ladungsmenge
Nachweis: 0,5 mol benötigt nur 48242,5 Q (96485/2)
Alle Metalle, die eine Ladungszahl von 1 haben, brauchen 96485 Q um 1 mol abzuscheiden
Deswegen ist 96485 A x s x mol⁻¹ auch die Faraday Konstante F - Faradaysches Gesetz: Die abgeschiedene Stoffmenge hängt von der Ladungszahl z der Kationen ab
Nachweis: Na⁺ braucht F, Ca²⁺ braucht 2F, Al³⁺ braucht 3F
Faraday Rechnung
n = l x t/z x F
m = l x t x M/z x F
