QI - "Energie und chemische Reaktionen" Flashcards

Question

Wie verläuft die Reaktion?

Answer 1

endotherm, abhängig von der Temperatur endergonische oder exeronische Reaktion

Answer 2

endotherm, bei allen Temperaturen endergonische Reaktion

Answer 3

Gitterenergie, die Energie, die beim Zusammentritt der isolierten Kristallbausteine zu einem Kristallgitter frei wird. Da die Gittetenergie nach der gegebenen Definition einem exothermen Vorgang zugeordnet ist, werden ihre Werte nach der üblichen Vorzeichenkonvention in der Thermodynamik mit einem negativen Vorzeichen versehen.

Answer 4

ΔH_Gitt + ΔH_Subl + ΔH_Ion + ΔH_Diss + ΔH_Elek+ (-ΔH_Bild ) = 0 Zur Berechnung der Gitterenthalpie stellen wir die Gleichung um: ΔH_Gitt = - ΔH_Subl - ΔH_Ion - ΔH_Diss - ΔH_Elek - (- ΔH_Bild )

Answer 5

Chemische Reaktionen, bei denen der eine Partner e^- abgibt und der andere sie aufnimmt. * Elektronenaufnahme:* Reduktion * Elektronenabgabe*: Oxidation * Stoff der e**^-* *abgibt:* Elektronendonator (Reduktionsmittel) * Stoff der e**^-* *aufnimmt:* Elektronenakzeptor Ox: A → A⁺ + e^- Red: B + e^- → B^- —————————— Redox: A + B → A⁺ + B^- Finden Oxidation und Reduktion räumlich voneinander getrennt statt, so wird das System als ***Galvanisches Element*** bezeichnet. Der Elektronenfluss kann zur Energiegewinnung genutzt werden (*Bsp. Akkumulator, Batterie)* Von außen erzwungene Redoxreaktionen werden als ***Elektrolyse*** bezeichnet.

Answer 6

geben an, wie viele Elektronen ein neutrales Atom innerhalb einer Verbindung formal aufgenommen hat (negative Oxidationszahl), bzw. abgegeben hat (positive Oxidationszahl).

Answer 7

1. Elemente erhalten Ox.zahl 0 2. sind mehrere gleiche Atome kettenartig aneinander gebunden, so erhalten Bildungspartner Ox.zahl 0 3. Bei Ionenbindungen ist Ox.zahl gleich der Ionenladung 4. Summe der Ox.zahlen aller Atome einer Verbindung = Ladung der Verbindung 5. kovalente Verbindungen werden formal in Ionen aufgeteilt 6. manche Elemente können in unterschiedlichen Ox.stufen auftreten

Answer 8

1. Alkalimetalle: Ox.zahl = +1 2. Erdalkalimetalle: Ox.zahl +2 3. Fluoratom (ausser mit sich selbst F-F) immer Ox.zahl -1 4. Wasserstoff im allgemeinen Ox.zahl +1 5. Sauerstoff im allgemeinen Ox.zahl -2 6. Halogenatome (Chlor, Brom, Iod) haben im allgemeinen Ox.zahl -1 (ausser in Verbindungen mit O₂ oder höheren Halogenen) 7. kovalente Bindungen: Bindungselektronen werden dem elektronegativeren Bindungspartner zugeteilt

Answer 9

Eine Redoxreaktion kann mithilfe elektrischen Stroms umgekehrt werden. Bei einer *Elektrolyse* entsteht an der Anode und Kathode das Ergebnis der Rückreaktion. Eine Umwandlung bzw. die Kombination von Oxidations und Reduktionsmittel wird als korrespondierendes Redoxpaar bezeichnet. *(2 Paare bei jeder Reaktion)* *Beispiel:* Zn + Br₂ → ZnBr₂ *Rückreaktion*: ZnBr₂ → Zn + Br₂ Zn²⁺ + 2Br^- → Zn + Br₂ *Umkehrbare Reaktion:* Zn + Br₂⇌ Zn²⁺ + 2Br^- 1. Korrespondierendes Redoxpaar: Zn / Zn⁺ 2. Korrespondierendes Redoxpaar: Br₂ / 2Br^-

Answer 10

1. Redoxzahlen bestimmen 2. Teilgleichungen formulieren (Reduktion und Oxidation) 3. Ladungen ausgleichen (Ausgleich durch H⁺ / OH^- und H₂O) 4. Elektronen ausgleichen (evtl. kleinstes gemeinsames Vielfaches) 5. Gesamtgleichung formulieren

Answer 11

Durch pH-Wert Änderungen, also Änderungen der H3O+ Konzetration beeinflusst die Stärke des Reduktions-/Oxidationsmittels, da Reaktionen mit Elektronenübergängen oft mit Protonenübergängen gekoppelt sind. -\> je nach pH-Wert erhalten dann die Elemente ein unterschiedliches Potential und haben somit unterschiedliche Bindungsmöglichkeiten *(Mangan beispielsweise tritt in unterschiedlichen Farben bei unterschiedlichen Oxidationsstufen auf)*

Answer 12

Redoxampholyte fungieren in Abhängigkeit von ihrem Reaktionspartner als Oxidations- oder Reduktionsmittel. * Beispiel H**₂**O:* * Reduktionsmittel: NH**₃* *+ H**₂**O* → NH₄⁺ + OH^- * Oxidationsmittel: HCl + H**₂**O* → H₃O⁺ + Cl^-

Answer 13

Ein Teil der gleichen Atome wird reduziert, der andere oxidiert (gleiches Element, unterschiedliche Oxidationszahlen)

Answer 14

Reduktion und Oxidation eines Elements mit unterschiedlichen Oxidationszahlen führen zum selben Produkt

Answer 15

Die elektrochemische Spannungsreihe ist eine Auflistung von Redox-Paaren nach ihrem Standardelektrodenpotential (Redoxpotential unter Standardbedingungen). Jede Redoxreaktion kann man so durch zwei Paare beschreiben und aus der elektrochemischen Spannungsreihe die Richtung von Reaktionen voraussagen.

Answer 16

eine Vorrichtung zur spontanen Umwandlung von chemischer in elektrische Energie. Jede Kombination von zwei verschiedenen Elektroden und einem Elektrolyten bezeichnet man als galvanisches Element, und sie dienen als Gleichspannungsquellen.

Answer 17

Ein Daniell-Element, ist ein spezifisches Beispiel für ein galvanisches Element.

Answer 18

*Donatorhalbzelle:* Zn → Zn²⁺ + 2e^-*Oxidation* * Zinkionen lassen e- zurück → negativerer Pol/Anode * e- ziehen Zinkionen an → es bildet sich eine elektrische Doppelschicht / Gleichgewicht zwischen Zn / Zn²⁺ (leicht verschoben in Richtung der Ionen)

Answer 19

*Akzeptorhalbzelle:* Cu²⁺ + 2e^- → Cu *Reduktion* * Kupferionen binden e- → positiverer Pol/Anode * Gleichgewicht liegt leicht verschoben zu Gunsten des elementaren Kupfers (Cu) * e- des Zn²⁺ wanders in Cu-Kathode und binden Cu²⁺

Answer 20

Formelzeichen: E Einheit: Volt Stehen zwei Elektroden im Kontakt mit einem Elektrolyten, lässt sich zwischen ihnen eine **elektrische Spannung** messen. Das Elektrodenpotential gibt an, welche elektrische Spannung eine Elektrode liefern kann oder welche Spannung benötigt wird, um – beispielsweise bei einer Elektrolyse – einen **bestimmten Zustand aufrecht zu erhalten**. Elektrodenpotentiale erlauben die Berechnung der elektrischen Spannung, die Batterien oder Akkumulatoren liefern können oder die für eine Elektrolyse benötigt werden.

Answer 21

Aus der Nernst-Gleichung wird ersichtlich, dass Potentialdifferenzen zwischen zwei Halbzellen nicht nur durch chemisch unterschiedliche Halbzellen entstehen, sondern auch dann auftreten, wenn zwei chemisch gleichartige Halbzellen sich nur in ihren Konzentrationen unterscheiden. Diesen Typ von galvanischen Elementen nennt man Konzentrationszellen (-ketten). Verbindet man die beiden Halbzellen leitend, so fließt ein Strom, der eine Angleichung der Konzentrationen zur Folge hat.

Answer 22

* gleiche Metalle in gleicher Lösung mit verschiedenen Konzentrationen * Kupfer mit geringerer Konzentration versucht Mangel an Cu²⁺ auszugleichen * geht stärker in Lösung * mehr e- vorhanden * Kupfer mit hoher Konzentration bildet eher elementares Kupfer, da mehr Cu2+ vorhanden ist * positiver geladen * Es besteht eine Potentialdifferenz: Strom ist messbar bis zum Konzentrationsausgleich

Answer 23

→ Primärelemente * einmalig verwendbar * Batterie muss ersetzt werden, sobald Redoxreaktion die chemische Energie vollständig in elektrische Energie umgewandelt hat * oft umweltbelastend * *Bsp.: Alkali-Mangan-Element, Zink-Kohle-Element* *Batterie = mehrere galvanische Elemente in Reihenschaltung bis zu U=230V*

Answer 24

*Leclanché-Element* * 1876 * löste aufgrund hoher Leistungsfähigkeit Daniell-Element ab Zn_(s) → Zn_(aq)²⁺ + 2e^- *Oxidation* 2MnO_(Braunstein) + 2H₂O + 2e^- → 2MnO(OH)_(s) + 2OH_(aq)^-*Reduktion* * Zinkbecher als Elektronendonator (-Pol) * Graphitstab umgeben von Braunstein als Elektronenakzeptor (+Pol) * Zwischen Stab und Becher NH₄Cl / ZnCl₂ als Elektrolyt

Answer 25

* sich bildender Komplex ist unlöslich → Niederschlag setzt sich ab → Leistung sinkt allmählich * Zinkbecher zersetzt sich → Auslaufgefahr * nicht bei hohen Temperaturen einsetzbar * kleine Zinkoberfläche → geringer Stromfluss * Potential sind, da Zn²⁺ in Sekundärreaktion abgefangen werden muss

Answer 26

Anode: Zn → Zn²⁺ + 2e^-*Oxidation* Kathode: MnO₂ + 2H₂O + 2e^- → 2MnO(OH) + 2OH^-*Reduktion* * Kalilauge als Elektrolyt * kann bei sehr niedrigen Temperaturen eingesetzt werden * keine Niederschlagsbildung * Keine Gefahr des Auslaufens *Sekundärreaktion* Zn²⁺ + 2OH^-*→* Zn(OH)₂

Answer 27

→ Sekundärelement * mehrfach einsetzbar * kostengünstig * umkehrbare Redoxreaktion durch Energiezufuhr

Answer 28

* hohe Energiedichte → viel Strom in kurzer Zeit * hohes Gewicht * umweltschädlich * wieder aufladbar, entlädt sich jedoch selbst

Answer 29

* giftig * hohe Kosten * Nickelhydroxid an der Anode * Cadmium an der Kathode * Kalilauge als Elektrolyt

Answer 30

Eine Brennstoffzelle ist eine galvanische Zelle, die die chemische Reaktionsenergie eines kontinuierlich zugeführten Brennstoffes und eines Oxidationsmittels in elektrische Energie wandelt. Eine Brennstoffzelle ist kein Energiespeicher sondern ein Wandler. Die Energie zur Stromproduktion wird mit den Brennstoffen zugeführt. Zusammen mit einem Brennstoffspeicher kann eine reversible Brennstoffzelle einen Akkumulator ersetzen.

Answer 31

* kontrollierte Knallgasreaktion * räumliche Trennung von Sauerstoff (red.) und Wasserstoff (ox.) * kontinuierliche Energieerzeugung * technischer Aufwand groß und kostspielig Anode: 2H₂ + 4OH^- → 4H₂O + 4e^-*Oxidation* Kathode: O₂ + 2H₂O + 4e^- → 4OH^-*Reduktion*

Answer 32

*Variante mit Methanol (Autos)* * gefahrlos * umweltfreundlich Anode: CH₃OH + H₂O → CO₂ + 6e^- + 6H⁺*Oxidation* Kathode: O₂ + 4e^- + 4H⁺ → 2H₂O *Reduktion* Gesamt: 2CH₃OH + 3O₂ → 2CO₂ + 4H₂O

Answer 33

Allgemein die allmähliche Zerstörung eines Stoffes durch Einwirkungen anderer Stoffe aus seiner Umgebung. In der Chemie bezeichnet Korrosion die chemische Reaktion, oder eine elektrochemische Reaktion eines Werkstoffes mit Stoffen aus seiner Umgebung, wobei eine messbare Veränderung am Werkstoff eintritt.

Answer 34

*Korrosion von Eisen:* „Rosten“ Eisen dient immer als Elektronendonator * H₂O oder Salzlösung als Elektrolyt (gute Innenleitung) * e- können durch eisen wandern und gelangen zur Kathode * e- reagieren mit gelöstem Sauerstoff zu OH- * Eisen wird porös und blättrig → O₂ kann besser eindringen, Vorgang wird noch beschleunigt * Legierung als Schutz, da diese kaum O₂ durchlässig

Answer 35

* Durch CO₂ und O₂-Mangel wird der pH-Wert gesenkt * Reduktion von H₃O⁺ zu H₂ * Vorgang durch edlere Metalle im Eisen beschleunigt → Lokalelement (Anode liegt direkt an Kathode) → Abscheidung von H₂ nicht gehemmt → hohe Reaktionsgeschwindigkeit Fe → Fe2+ + 2e- ***Oxidation*** 2H₃O+ + 2e- → H₂ + 2H₂O ***Reduktion*** * Kupfer ist an Reaktion kaum beteiligt (wirkt als Katalysator), da edler als Eisen

Answer 36

Ein Korrosionselement ist eine **Gefügeanordung in einem Werkstoff,** die sich wie eine **kurzgeschlossene galvanische Zelle** verhält und zur **Korrosion des Werkstoffs** führt. Korrosionselemente unterscheiden sich im Aufbau der Komponenten, die als Anode, Kathode und Elektrolyt fungieren. Ihnen gemeinsam ist die elektrische Anordnung: **Anode und Kathode** sind sowohl über den Elektrolyten, als auch durch **direkten Kontakt** elektrisch leitend miteinander verbunden.

Answer 37

Kristallite in einem Legierungsgefüge, die aus Verbindungen mit unterschiedlichem elektrochemischen Potential bestehen. Beispiel: Kupfer- und Zink-Kristallite in Messing, die an der Oberfläche über einen Wasserfilm miteinander reagieren.

Answer 38

Kontaktkorrosion kann auftreten, wenn **unterschiedlich edle Metalle in engem Kontakt** sind. Beispiel: Schraube aus Kupfer in einem Aluminiumblech in feuchter Umgebung; Edelstahlblech mit Stahlblech verschraubt. Das **edle Metall fördert dann die Korrosion im unedlen Metall durch Kontaktkorrosion**, da die beiden Metalle als Anode und Kathode wirken und daher ein **schwacher Strom** fließt. Voraussetzung für diesen Prozess ist ein korrosives Medium zwischen den beiden Metallen, etwa **Wasser oder Seewasser**. Es kann aber schon die normale Luftfeuchtigkeit ausreichen. Bei kleinen Teilen (wie Schrauben) tritt das Phänomen kaum auf; es lässt sich durch **isolierende Trennmittel wie Fett** weiter eingrenzen.

Answer 39

Metalloberfläche, benetzt von einem Elektrolyten mit lokal unterschiedlicher Konzentration oder Temperatur.

Answer 40

Ein Konzentrationselement, bei dem der **Sauerstoffgehalt im Elektrolyten variiert**. Beispiel: Rosten von Eisen.

Answer 41

Im Allgemeinen **oxidiert die Anode und löst sich auf**. Die Reaktionen an der Kathode hängen u.a. ab vom pH-Wert und der Sauerstoffkonzentration. E^- bezeichnet Elektronen, H⁺ Protonen, Me-Metallatome oder Ionen: *Anodenreaktion:* Me_(unedel) → Me_(unedel)⁺+ e^- * Kathodenreaktion:* 1. Falls Metallionen vorliegen, die edler sind als die der Anodenreaktion, scheiden sie sich auf der Kathode ab: Me_(edel)⁺ + e^- → Me_(edel) 1. In saurem Milieu (pH-Wert \< 5) bildet sich Wasserstoff: 2H⁺ + 2e^- → H₂ 1. In saurem Milieu entsteht Wasser, wenn Sauerstoff vorhanden ist: O₂+ 4H⁺ + 4e^- → 2H₂O 1. In basischem Milieu (pH-Wert \> 7) reagiert Wasser zu Hydroxid: 2H₂O + 2e^- → H₂ + 2OH^- 1. wie 4, in Anwesenheit von Sauerstoff: O₂+ 2H₂O + 4e^- → 4OH-

Answer 42

Ein Lokalelement ist ein **galvanisches Element**, das sich bei **feuchter Umgebung** überall dort bildet, wo **ein edles Metall mit einem unedlen** zusammentrifft. Das edlere Metall bildet dabei die Kathode, das **unedlere die Anode**, die sich mit der Zeit auflöst.

Answer 43

durch einen **geeigneten Überzug des Werkstoffes**, um den Zugriff korrodierender Medien zu vermeiden. Beispiele sind Lack, Email, Gummi, oder eine Konversionsschicht, d.h. eine Phosphatierung, eine Eloxalschicht, eine Harteloxalschicht, eine Chromatierung oder andere **Umwandlungsschichten mit eher nichtmetallischen Charakter.** Auch galvanotechnisch oder chemisch erzeugte **metallische Deckschichten** aus Zinn, Gold, Nickel, Kupfer, Blei oder Legierungsschichten wie Nickel-Phosphor (chemisch Nickel) bewirken einen Korrosiosschutz. Ihre Schutzwirkung basiert bei Metallschichten auf i**hrer Eigenschaft, selbst nicht zu korrodieren** (Edelmetalle oder z. B. bei Nickel eine spontane Selbstpassivierung) oder aber auf Passivieren des Grundmetalles durch Bildung einer **dichten Oxidschicht auf der Oberfläche**, die als Korrosionsschutz dient. Einen gewissen Korrosionsschutz bietet auch **Weißblech** - hier wird das ungiftige Zinn als Beschichtungsmarterial verwendet, sodass auch Lebensmittel damit verpackt werden können.

Answer 44

dass die Schichten **absolut dicht** sein müssen - ansonsten findet an Poren unter Umständen sogar **verstärkte Korrosion** statt (Lokalelemente).

Answer 45

**Unedlere Schichten schützen das Werkstück** und fungieren dabei **als Opfer- oder Schutzanode** - die Schicht **löst sich bevorzugt auf** und erhält somit möglichst lang die Funktion des Bauteils. Ein klassisches Beispiel ist die Verzinkung von Stahl, aber auch der Schutz von Wasserbauwerken wie z. B. Schiffen, Schleusen, Spundwänden, Bootsteilen und Schienen durch entfernte Opferanoden aus Zink-, Aluminium- oder Magnesium-Legierungen.

Answer 46

Eine weitere Möglichkeit für den kathodischen Korrosionsschutz kann mittels **Fremdstrom und Fremdstrom-Anoden** erreicht werden. Bei Erdöl-Pipelines werden dazu z. B. in Abständen von einigen Kilometern in einigen hundert Metern Abstand von der Leitung **Elektroden im Boden versenkt, die mit einer Gegenspannung gespeist werden**. Der andere Pol liegt an der Pipeline, so dass dieses **Spannungsgefälle** genau das g**alvanische Element aus Boden und Metallleitung ausgleicht**, was sich konkret in der Größenordnung von wenigen Volt bewegt. Da dies von der chemischen Zusammensetzung des Bodens abhängt, muss dieser untersucht werden und die eingespeiste Gegenspannung **an die örtlichen Gegebenheiten angepasst** werden.

Answer 47

Eisen steht **in der elektrochemischen Spannungsreihe positiver** als Zink, d. h. Zink ist unedler als Eisen und stellt im galvanischen Element die Anode dar, und Eisen ist die Kathode. Eisen als edleres Metall ist daher so lange kathodisch geschützt, bis das Zink **wegkorrodiert** ist. Mit dem aktiven Korrosionsschutz verfolgt man das Ziel, ein Metall, das oft in Berührung mit beispielsweise Wasser kommt, vor Rost zu schützen. Hierzu bedient man sich eines **unedleren Stoffes**, der quasi für das Metall **geopfert** wird.

Answer 48

(am Beispiel **Fe/Mg**) Sobald Magnesium mit dem Wasser in Kontakt kommt wird es **zu Mg2+ und Fe2+ oxidiert**. Diese Reaktion läuft nur sehr langsam ab, kann aber durch veränderte Bedingungen beschleunigt werden. Die auf das Wasser treffenden Elektronen spalten dieses nun i**n H2 und 2OH-** auf. Das **Eisen verändert sich nicht**, da es auch die **vom Magnesium abgegebenen Elektronen** wieder aufnehmen kann. Das Magnesium hingegen **löst sich nach einer bestimmten Zeit auf** und der Rostschutz für das Eisen muss **gegebenenfalls erneuert** werden.

Answer 49

Unter Elektrolyse (griech. „mittels Elektrizität trennen“) versteht man die A**ufspaltung einer chemischen Verbindung unter Einwirkung des elektrischen Stroms**. Die Elektrolyse ist die Umkehrung der Vorgänge in einer Batterie, der Entladung eines Akkumulators oder des Betriebs einer Brennstoffzelle. Bei der Elektrolyse wird somit **elektrische in chemische Energie umgewandelt**. Besonders im Falle der Wasserzerlegung in Wasserstoff und Sauerstoff ist das auch das Ziel der Elektrolyse.

Answer 50

In leitenden Flüssigkeiten können elektrische Ströme fließen. Solche Flüssigkeiten sind **Elektrolyte**. Die chemische Zersetzung dieser Elektrolyten durch den Stromfluss bezeichnet man als Elektrolyse. Fließt durch einen Elektrolyten ein Gleichstrom, so wirkt die in den Elektrolyten eintauchende **Katode als Elektronendonator**. Die Anode der Elektrolysezelle wirkt als Elektronenakzeptor. An den Elektroden laufen Reduktions - Oxidations - Prozesse ab. Man spricht von **anodischer Oxidation und katodischer Reduktion.** Um eine Vermischung der an der Anode entstehenden Produkte mit den an der Katode gebildeten Produkten zu vermeiden, werden auch **Diaphragmen** eingesetzt. Diese Materialien sind zwar **stromdurchlässig**, aber **nicht durchlässig für die Anoden- bzw. Katodenprodukte**. Die an den Elektroden abgeschiedenen Stoffmengen n sind der dazu erforderlichen Strommenge proportional. Entfernt man die Stromquelle, so **kehr sich die Reaktion um** und es entsteht eine **galvanische Zelle**. → die angelegte Stromquelle muss **mindestens genau so groß sein, wie das Potential** der Zelle → wenn Reduktion eintritt, so steigt der Strom proportional zur Spannung U

Answer 51

s = solid = fest l = liquid = flüssig g = gaseous = gasförmig aq = aquatisiert = in wässriger Lösung

Answer 52

ca. 25°C = 298K 1013 mbar = 101,3 kPa (kilo Pascal) 1 N/m2 = 1 Pa

Answer 53

geschlossenes System: Kein Stoffaustausch möglich, Energieaustausch findet statt abgeschlossenes (isoliertes) System : Weder Stoff- noch Energieaustausch offenes System: sowohl Stoff- als auch Energieaustausch

Answer 54

Wenn: ΔH positiv und ΔS negativ (ΔG \> 0)

Answer 55

Reaktionen, die spontan ablaufen. Eine Reaktion ist dann exergon, wenn in deren Verlauf die freie Enthalpie G abnimmt, also wenn ΔG ein negatives Vorzeichen hat.

Answer 56

Reaktionen laufen nicht freiwillig ab, ΔG hat ein positives Vorzeichen.

Answer 57

Reaktion, bei der Energie aus der Umgebung aufgenommen wird

Answer 58

Reaktion, bei der Energie, z. B. in Form von Wärme, an die Umgebung abgegeben wird

Answer 59

22,4 L/mol

Answer 60

Platinelektrode wird mit Wasserstoff umspült

Answer 61

Stoff, der Elektronen aufnehmen kann (Reduktion). Deshalb werden Oxidationsmittel auch als Elektronenakzeptoren bezeichnet.

Answer 62

im weitesten Sinne ein Stoff, der Elektronen abgibt und somit andere Stoffe reduzieren kann und dabei selbst oxidiert wird (Elektronendonator).

Answer 63

Stoffe bleiben an der Oberfläche und reichern sich dort an

Answer 64

Stoffe gelangen in einen Körper und sammeln sich dort an

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