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3 Das chemische Gleichgewicht 3.7 Gleichgewichte von Salzen, Säuren und Basen
Säure-Base-Indikatoren
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Antoine Laurent Lavoisier (27.08.1743 - 08.05.1794)
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion
Oxidation
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion
Oxidation
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion
Oxidation
Reduktion
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion
Reduktion
3 Das chemische Gleichgewicht
3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion
Reduktion
3 Das chemische Gleichgewicht
3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion
Reduktion
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion
allgemein:
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion
Beispiel für eine unmögliche Reaktion:
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion Aufstellen von Redoxgleichungen
Beispiel
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion Aufstellen von Redoxgleichungen
Beispiel
1. Auffinden der Oxidationszahlen der oxidierten und der reduzierten Form
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion Aufstellen von Redoxgleichungen
Beispiel
1. Auffinden der Oxidationszahlen der oxidierten und der reduzierten Form
2. Differenz der Oxidationszahlen ergibt die Zahl der übertragenen Elektronen.
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion Aufstellen von Redoxgleichungen
Beispiel
3. Prüfung der Elektroneutralität
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion Aufstellen von Redoxgleichungen
Beispiel
3. Prüfung der Elektroneutralität
4. Stoffbilanz
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Oxidation, Reduktion Aufstellen von Redoxgleichungen
Beispiel
5. Kombination beider Redoxsysteme ergibt:
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Galvanische Elemente
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Galvanische Elemente
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Galvanische Elemente
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Galvanische Elemente
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Galvanische Elemente
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Galvanische Elemente
Daniell-Element
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Galvanische Elemente
Daniell-Element
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Galvanische Elemente
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Galvanische Elemente
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Galvanische Elemente
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Galvanische Elemente
Die Spannung eines galvanischen Elementes wird EMK, elektro-motorische Kraft genannt. Aufgrund dieser EMK kann das galvanischeElement elektrische Arbeit leisten.
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Galvanische Elemente
Die Spannung eines galvanischen Elementes wird EMK, elektro-motorische Kraft genannt. Aufgrund dieser EMK kann das galvanischeElement elektrische Arbeit leisten.
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Galvanische Elemente
Die Spannung eines galvanischen Elementes wird EMK, elektro-motorische Kraft genannt. Aufgrund dieser EMK kann das galvanischeElement elektrische Arbeit leisten.
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Berechnung von Redoxpotentialen: Nernstsche Gleichung
Walther Herrmann Nernst(1864 - 1941)dt. Physiker und Physikochemiker
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Berechnung von Redoxpotentialen: Nernstsche Gleichung
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Berechnung von Redoxpotentialen: Nernstsche Gleichung
R = universelle GaskonstanteT = TemperaturF = Faraday-Konstante (96487 As/mol)z = Zahl der bei einem Redoxsystem auftretenden Elektronen
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Berechnung von Redoxpotentialen: Nernstsche Gleichung
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Berechnung von Redoxpotentialen: Nernstsche Gleichung
E° = Normalpotential oder Standarpotential
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Berechnung von Redoxpotentialen: Nernstsche Gleichung
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Berechnung von Redoxpotentialen: Nernstsche Gleichung
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Berechnung von Redoxpotentialen: Nernstsche Gleichung
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Konzentrationsketten, Elektroden zweiter Art
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Konzentrationsketten, Elektroden zweiter Art
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Konzentrationsketten, Elektroden zweiter Art
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Konzentrationsketten, Elektroden zweiter Art
Bei Zugabe von Chloridionen zu einem Ag/Ag+ - Halbelement wird aufgrund der Bildung des schwerlöslichen AgCl das Potential von[Cl-] bestimmt. Allgemein werden solche Elektroden Elektroden zweiter Art genannt.
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Konzentrationsketten, Elektroden zweiter Art
Bei Zugabe von Chloridionen zu einem Ag/Ag+ - Halbelement wird aufgrund der Bildung des schwerlöslichen AgCl das Potential von[Cl-] bestimmt. Allgemein werden solche Elektroden Elektroden zweiter Art genannt.
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Konzentrationsketten, Elektroden zweiter Art
Bei Zugabe von Chloridionen zu einem Ag/Ag+ - Halbelement wird aufgrund der Bildung des schwerlöslichen AgCl das Potential von[Cl-] bestimmt. Allgemein werden solche Elektroden Elektroden zweiter Art genannt.
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Konzentrationsketten, Elektroden zweiter Art
Bei Zugabe von Chloridionen zu einem Ag/Ag+ - Halbelement wird aufgrund der Bildung des schwerlöslichen AgCl das Potential von[Cl-] bestimmt. Allgemein werden solche Elektroden Elektroden zweiter Art genannt.
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Konzentrationsketten, Elektroden zweiter Art
Kalomel-Elektrode
Quecksilber, das mit festem Hg2Cl2 (Kalomel) bedeckt ist. Elektrolyt besteht aus KCl-Lösung bekannter Konzentration, die mit Hg2Cl2
gesättigt ist. In das Quecksilber taucht ein als elektrische Zuleitung dienender Platindraht.
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die Standardwasserstoffelektrode
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die Standardwasserstoffelektrode
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die Standardwasserstoffelektrode
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die Standardwasserstoffelektrode
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die Standardwasserstoffelektrode
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die Standardwasserstoffelektrode
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die Standardwasserstoffelektrode
Standardpotentiale sind Relativwerte bezogen auf die Standardwasser-stoffelektrode, deren Standardpotential willkürlich null gesetzt wurde.
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die Standardwasserstoffelektrode
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die Standardwasserstoffelektrode
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungreihe
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektro-chemische Spannung-reihe
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
Reaktionen von Metallen mit Säuren und Wasser
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
Reaktionen von Metallen mit Säuren und Wasser
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
Reaktionen von Metallen mit Säuren und Wasser
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
Reaktionen von Metallen mit Säuren und Wasser
Metalle wie Zink oder Eisen bezeichnet man als unedle Metalle, da sieein positives Potential besitzen, in der Spannungsreihe daher oberhalb Wasserstoff stehen und sich in Säuren unter H2-Entwicklung lösen.
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
Reaktionen von Metallen mit Säuren und Wasser
Metalle wie Zink oder Eisen bezeichnet man als unedle Metalle, da sieein positives Potential besitzen, in der Spannungsreihe daher oberhalb Wasserstoff stehen und sich in Säuren unter H2-Entwicklung lösen.Metalle wie Cu, Ag oder Au tun dies nicht, stehen unterhalb Wasser-stoff und werden als edle Metalle bezeichnet.
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
Reaktionen von Metallen mit Säuren und Wasser
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
Reaktionen von Metallen mit Säuren und Wasser
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
Reaktionen von Metallen mit Säuren und Wasser
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
Reaktionen von Metallen mit Säuren und Wasser
Einige Metalle besitzen Standardpotentiale niedriger als -0,41 V, reagieren aber aufgrund einer schützenden Oxid- oder Hydroxidschicht nicht mit Wasser (Passivität).
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
Reaktionen von Metallen mit Säuren und Wasser
Einige Metalle besitzen Standardpotentiale niedriger als -0,41 V, reagieren aber aufgrund einer schützenden Oxid- oder Hydroxidschicht nicht mit Wasser (Passivität).
z.B. Aluminium E°Al = -1,7 V
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
Reaktionen von Metallen mit Säuren und Wasser /pH - Abhängigkeit von Potentialen
z.B. Aluminium E°Al = -1,7 V
Bei z.B. pH = 13 erfolgt Auflösung der Schutzschicht unter Komplex-bildung. Das Redoxpotential H3O+/H2 beträgt hier EH = -0,77 V
Auflösung des Al unter H2 - Entwicklung
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
pH - Abhängigkeit von Potentialen
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
pH - Abhängigkeit von Potentialen
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
pH - Abhängigkeit von Potentialen
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
pH - Abhängigkeit von Potentialen
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
pH - Abhängigkeit von Potentialen
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
pH - Abhängigkeit von Potentialen
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
pH - Abhängigkeit von Potentialen
Mit Salpetersäure (pH = 0) können daher Ag und Hg aufgelöst werden, mit einer neutalen Nitratlösung nicht.
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
Abhängigkeit der Potentiale von Komplexbildung
- Aluminatbildung (s. Passivität)
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
Abhängigkeit der Potentiale von Komplexbildung
- Aluminatbildung (s. Passivität)
- Au3+ - Ionen bilden in Gegenwart von Cl- - Ionen [AuCl4]- - Komplexionen.
Dadurch wird die Au3+ - Konzentration beeinflußt und hierdurch wiederum das Au/Au3+ - Potential erniedrigt.
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Die elektrochemische Spannungsreihe
Redoxpotentiale erlauben eine Voraussage, ob ein Redoxprozeß überhaupt möglich ist, nicht aber,ob er auch tatsächlich abläuft!
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Gleichgewichtslage bei Redoxprozessen
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Gleichgewichtslage bei Redoxprozessen
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Gleichgewichtslage bei Redoxprozessen
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Gleichgewichtslage bei Redoxprozessen
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Gleichgewichtslage bei Redoxprozessen
Je größer die Differenz der Standardpotentiale ist, umso weiter liegtdas Gleichgewicht auf einer Seite.
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Gleichgewichtslage bei Redoxprozessen
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Gleichgewichtslage bei Redoxprozessen
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Gleichgewichtslage bei Redoxprozessen
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Gleichgewichtslage bei Redoxprozessen
Bei einer Differenz der Standardpotentiale erhält man für K:
K = 1010.
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Elektrolyse
Redoxvorgänge, die nicht freiwillig ablaufen, können durch Zuführungeiner elektrischen Arbeit erzwungen werden. Dies geschieht bei der Elektrolyse.
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Elektrolyse
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Elektrolyse
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Elektrolyse
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Elektrolyse
Damit eine Elektrolyse ablaufen kann, muß die angelegte Gleichspan-nung mindestens so groß sein wie die Spannung, die das galvanischeElement liefert.
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Elektrolyse
Damit eine Elektrolyse ablaufen kann, muß die angelegte Gleichspan-nung mindestens so groß sein wie die Spannung, die das galvanischeElement liefert.
Diese für eine Elektrolyse benötigte Zersetzungsspannung kann aus denDifferenzen der Redoxpotentiale berechnet werden.
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Elektrolyse
Damit eine Elektrolyse ablaufen kann, muß die angelegte Gleichspan-nung mindestens so groß sein wie die Spannung, die das galvanischeElement liefert.
Diese für eine Elektrolyse benötigte Zersetzungsspannung kann aus denDifferenzen der Redoxpotentiale berechnet werden.
In der Praxis treten z.B. wegen der Überwindung des ZellwiderstandesSpannungserhöhungen (Überspannungen) auf, die einen größeren Wertfür die tatsächliche Zersetzungsspannung hervorrufen.
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Elektrolyse
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Elektrolyse
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Elektrolyse
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Elektrolyse
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Elektrolyse
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Elektrolyse
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Elektrolyse
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Elektrolyse
Elektrolysiert man eine wäßrige Lösung , die verschiedene Ionensortenenthält, so scheiden sich mit wachsender Spannung die einzelnen Ionensorten nacheinander ab.
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Elektrolyse
Elektrolysiert man eine wäßrige Lösung , die verschiedene Ionensortenenthält, so scheiden sich mit wachsender Spannung die einzelnen Ionensorten nacheinander ab.
An der Kathode wird zuerst die Kationensorte mit dem positivsten Potential entladen. Je edler ein Metall ist, umso leichter sind seineIonen reduzierbar.
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Elektrolyse
Elektrolysiert man eine wäßrige Lösung , die verschiedene Ionensortenenthält, so scheiden sich mit wachsender Spannung die einzelnen Ionensorten nacheinander ab.
An der Kathode wird zuerst die Kationensorte mit dem positivsten Potential entladen. Je edler ein Metall ist, umso leichter sind seineIonen reduzierbar.
An der Anode werden zuerst diejenigen Ionen oxidiert, die die negativsten Redoxpotentiale haben.
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Elektrolyse
Chloralkali-Elektrolyse
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Elektrolyse
Chloralkali-Elektrolyse
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Elektrolyse
Chloralkali-Elektrolyse
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Elektrolyse
Chloralkali-Elektrolyse Amalgamverfahren
3 Das chemische Gleichgewicht3.8 Redoxvorgänge
Elektrolyse
Chloralkali-Elektrolyse Amalgamverfahren