Elektrochemie

Question 1

Elektrochemie

Answer 1

Lehre von den Reduktions-Oxidations-Vorgängen (Elektronentransfer)

Question 2

elektrische Ladung Q:

Answer 2

„Elektrizitätsmenge“
Einheit: Coulomb (C) Elementarladung e = 1.6 x 10^–19 C

Question 3

elektrische Stromstärke I:

Answer 3

Ladungsmenge, die pro Zeiteinheit durch einen
elektrischen Leiter fließt I = Q / t
Einheit: Ampere (A) 1 A = 1 C / s

Question 4

elektrische Spannung U:

Answer 4

Potentialdifferenz zwischen zwei Orten im
elektrischen Feld; beschreibt die Arbeit, die
nötig ist, um Ladung im elekt.Feld zu verschieben
U = W / Q
Einheit: Volt (V) 1 V = 1 J / C

Question 5

Elektrolyt:

Answer 5

ionenleitendes Medium

Question 6

Elektrode:

Answer 6

elektronenleitender Gegenstand

Question 7

Elektrolyse-Zelle:

Answer 7

betreiben einer nicht-spontanen chemischen Reaktion
mit Hilfe von Strom

Question 8

Galvanische Zelle:

Answer 8

Gewinnung von Strom mit Hilfe einer
spontanen chemischen Reaktion

Question 9

Anoden-Reaktion:

Answer 9

Oxidation

Question 10

Kathoden-Reaktion:

Answer 10

Reduktion

Question 11

„Triebkraft“ galvanischer Zellen:

Answer 11

Elektromotorische Kraft EMK
bzw. „Zellspannung“, „Zellpotential“

Question 12

spontane Reaktion

Answer 12

wenn EMK > 0 bzw. E°Zelle > 0
Tendenz zum Ablaufen der Reaktion umso größer, je größer EMK

Question 13

Spannungsreihe gibt relatives Reduktions- bzw. Oxidationsvermögen an:

Answer 13

Oxidierte Form eines Redoxpaares hat die Neigung, die reduzierte Form
jedes „tiefer“ in der Spannungsreihe stehenden Redoxpaares zu oxidieren!

Question 14

Wenn zwei Redoxpaare eine galvanische Zelle bilden:

Answer 14

 Redoxpaar „weiter oben“ in Spannungsreihe bildet Kathodenreaktion (Reduktion)
 Redoxpaar „weiter unten“ in Spannungsreihe bildet Anodenreaktion (Oxidation)

Question 15

wie edel ist ein Metall?

Answer 15

Je positiver das Standard-Reduktionspotential ( = je negativer E°Ox )
eines Metalls, desto „edler“ das Metall!

Question 16

Konzentrationsketten:

Answer 16

Galvanische Zelle aus 2 Halbzellen identischer Zusammensetzung, aber
unterschiedlicher Konzentration !
auf der Seite
geringerer Konzentration:
Anode  Cu wird oxidiert
auf der Seite
höherer Konzentration:
Kathode  Cu2+ wird reduziert

Question 17

Elektrolyse

Answer 17

Redoxprozesse, die nicht spontan ablaufen (G  0), können durch Anlegen
einer äußeren Spannung („Zwang“) zur Reaktion gebracht werden.
• Elektroden im gleichen Elektrodenraum
• nur ein Elektrolyt (Lösung oder Schmelze)
Elektrolyse = chemische Reaktion, die durch elektrischen Strom bewirkt wird.

Question 18

Elektrolyse von Na2SO4 in wäßriger Lösung

Answer 18

Unterschied zur Schmelzelektrolyse:
es stehen neben Na+ und SO4
2– noch weitere Ionen zur Verfügung (H+, OH–)!

Question 19

„Überspannung“;

Answer 19

Reaktion von OH– zu O2 erfordert höhere Spannung als durch
E°Ox angegeben (und höhere als für Cl–  Cl2 erforderlich!)
Ursache: Hemmungen und kinetische Effekte bei Elektrodenreaktion

Question 20

„elektrolytische Raffination“

Answer 20

Prozeß zur Reinigung von Rohkupfer verwendbar:
Verwendung von Elektroden, die nicht inert sind,
sondern selbst an Reaktion teilnehmen !

Question 21

„Galvanisieren“

Answer 21

elektrolytische Herstellung von metallischen Überzügen

Question 22

Batterien

Answer 22

galvanische Elemente für den praktischen Gebrauch
z. B. Zink-Kohle-Batterie

Question 23

Akkumulatoren

Answer 23

wiederaufladbare galvanische Elemente;
Gesamtreaktion durch Strom umkehrbar
z. B. komproportionierung von Pb und PbO2 zu PbSO4

Question 24

Brennstoffzellen

Answer 24

„Batterien“, bei denen „Brennstoffe“ für Reaktion
permanent zugeführt werden können
Brennstoffe: H2, CO, Kohlenwasserstoffe

Question 25

Korrosion

Answer 25

Rosten von Eisen in Gegenwart von H2O + O2 ist elektrochemischer Vorgang
Kleines galvanisches Element,
Elektroden über Eisen kurzgeschlossen

Question 26

Verzinken

Answer 26

unedler als Fe, leichter oxidierbar
• dient als Opferanode
• solange noch Zn vorhanden, wird
Fe nicht oxidiert

Question 27

Verzinnen

Answer 27

edler als Fe, schwerer oxidierbar
• dient nur als Schutzschicht vor O2, H2O
• wenn Schutzschicht (Zinnüberzug)
verletzt ist, korrodiert Fe noch schneller