Donator-Akzeptor-Donator-Akzeptor-PrinzipPrinzip
Säure-Base-Reaktion, Protolyse: H+-Übertragung
H F + H2O F- + H3O+
Säure 1 Base 2 Base 1 Säure 2 H+-Donator H+-Akzeptor Redoxreaktion: Elektronenübertragung
Mg + ½ O2 Mg2+ + O2–
Red 1 Ox 2 Ox 1 Red 2 e--Donator e--Akzeptor
Name der Reaktion
Säure-Base-Reaktion
Redox-Reaktion
Übertragenes Teilchen:
Wasserstoff-Kation (Proton)
Elektron
Donator des Teilchens
Säure Reduktionsmittel
Akzeptor des Teilchens
Base Oxidationsmittel
Oxidation e--Abgabe Reduktion
e- -Aufnahme
H+-Abgabe H+-Aufnahme
Aufgabe 1a) 2 Na + Cl2 2 Na+ + 2 Cl- 2 NaCl
b) 2 Al + 12
1 O2 2 Al3+ + 3 O2- Al2O3
c) 3 K + 2
1 N2 3 K+ + N3- K3N
d) Ca + H2 Ca2+ + 2 H- CaH2
MnO2: Mn4+, O2-, Cu2O: Cu+, O2-, CuO: Cu2+, O2-
MnCl2: Mn2+, Cl-, Fe2O3: Fe3+, O2-, FeCl2: Fe2+, Cl-
Aufgabe 2
Aufgabe 3
+I, +V, -II +I, -II +IV, -II +III, -II -IV, +I
H 3 P O 4 H 2 S S O 2 F e 2 O 3 C H 4
-II, +I -I, +I +IV, -II, -I 0, +I, -II
C 2 H 4 C 2 H 2 C O C l 2 C H 2 O
C C
H
H
H
H
-II -II
+I +I
+I +I
C CH H+I -I -I +I
C O
Cl
Cl
-I
-I
-II 0 -IIC O
H
H
+I
+I
+IV
Aufgabe 4
a) 0 +VI +II +IV
Ca + 2 H2SO4 CaSO4 + 2 H2O + SO2
b) (Ca2+) + CO32- + 2 HCl (Ca2+) + 2Cl- + H2CO3
Base 2 Säure 1 Base 1 Säure 2
CO2 + H2O c) 0 +I +II 0
Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2
d) -II +II 0 0
CH3OH + CuO CH2O + H2O + Cu
Ox. -2e- Red. +2e-
Ox. -2e- Red. + 2.1e-
Ox. -2e- Red. +2e-
Aufgabe 4
e) -III 0 +II, -II -II
4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O
f) (2 Na+) + 2 Cl- + H2SO4 (2Na+) + SO42- + 2 HCl
Base 2 Säure 1 Base 1 Säure 2
g) 0 +I -I
2 KOH + Cl2 KClO + KCl + H2O
Spezielle Redoxreaktion, da Cl sowohl oxidiert wie reduziert wird.
Cl (0) Cl (+I)
Cl (0) Cl (-I)
Ox. 4.(-5e-) Red. + 5.2.2e-
Red. +1e-
Redoxdisproportionierung
Ox. -1e-
Aufgabe 11
VI -II III 0 a) Na2Cr2O7 + 3 H2S + 8 HCl 2 CrCl3 + 3 S + 7 H2O + 2 NaCl
Oxidation: -2 e , Reduktion: +3 e
VII -I VI VIII b) 8 MnO4- + I + 8 OH- 8 MnO4
2 + IO4 + 4 H2O
Oxidation: -8 e , Reduktion: +1 e
0 0 VII -I c) ½ I2 + 3 ½ Cl2 + 9 OH H3IO6
2 + 7 Cl + 3 H2O
Oxidation: -7 e , Reduktion: +1 e
0 I V -I d) ½ P4 + 5 HOCl + 3 H2O 2 H2PO4
– + 5 Cl– + 7 H+
Oxidation: -5 e , Reduktion: +2 e
0 V 0 IV e) 5 CH2O + 4 NO3
+ 4 H+ 2 N2 + 5 CO2 + 7 H2O
Oxidation: -4 e , Reduktion: +5 e
RedoxreiheRedoxreihe
Metall
Salzlösung
Zn grau, silbrig
Cu rötlich
Ag grau, silbrig
Zn2+ (SO42–)
farblos
Cu2+ (SO42–)
blau
Ag+ (NO3–)
farblos
+ 1)
++ 2) + 3)
1) Cu2+(aq) + Zn(s) Zn2+(aq) + Cu(s)
2) 2Ag+(aq) + Zn(s) Zn2+(aq) + 2 Ag(s)
3) 2 Ag+(aq) + Cu(s) Cu2+(aq) + 2 Ag(s)
unedler edler
unedler edler
unedler edler
RedoxreiheRedoxreihe
Zn Zn2+
Cu Cu2+
Ag Ag+
oxidierende Wirkung nimmt ab
reduzierende Wirkung nimmt ab
Reduktions- mittel
Oxidations- mittel
Reaktion freiwillig, Gleichgewicht rechts
Reaktion nicht freiwillig, Gleichgewicht links
Standard-Standard-potenzialepotenziale
reduzierte Form oxidierte Form ° (Volt)
Li K Ca Na Mg Al S2O4
2- + 4OH H2 + 2OH Zn Cr S2- Fe Cd Co Ni Sn Pb
Li+ + e K+ + e Ca2+ + 2e Na+ + e Mg2+ + 2e Al3+ + 3e 2SO3
2 + 2H2O + 2e 2H2O + 2e Zn2+ + 2e Cr3+ + 3e S + 2e Fe2+ + 2e Cd2+ + 2e Co2+ + 2e Ni2+ + 2e Sn2+ + 2e Pb2+ + 2e
- 3.045 - 2.92 - 2.76 - 2.711 - 2.375 - 1.706 - 1.40 - 0.84 - 0.763 - 0.74 - 0.508 - 0.409 - 0.403 - 0.28 - 0.23 - 0.136 - 0.126
H2 2H+ + 2e 0 Cu 4 OH- 2 I- Fe2+ Ag 2 H2O Hg NO2 + H2O MnOOH 2 Br- 2 Cl- Au Pb2+ + 2 H2O Mn2+ + 4 H2O Pt Co2+ Pb2+ 2 SO4
2 2 F-
Cu2+ + 2e- O2 + 2 H2O + 4e- I2 + 2e- Fe3+ + e- Ag+ + e- 4 H+ + O2 + 4e- Hg2+ + 2e- HNO3 + H+ + e- MnO2 + H+ + e- Br2 + 2e- Cl2 + 2e- Au3+ + 3e- PbO2 + 4 H+ + 2e- MnO4
+ 8 H+ + 5e-
Pt2+ + 2e- Co3+ + e- Pb4+u + 2e- S2O8
2 + 2e- F2 + 2e-
+ 0.34 + 0.401 + 0.522 + 0.77 + 0.80 + 0.82 + 0.851 + 0.95 + 1.014 + 1.087 + 1.358 + 1.42 + 1.46 + 1.491 + 1.6 + 1.8 + 1.8 + 2.01 + 2.87
Aufgabe 5
a) 2 Au3+ + 3 Zn 3 Zn2+ + 2 Au
b) keine Reaktion
c) keine Reaktion
d) 2 Ag+ + Mg Mg2+ + 2 Ag
Zwischen Br-, Cl2, Ag+ und Zn können folgendeReaktionen freiwillig ablaufen.
Zn + 2Ag+ Zn2+ + 2Ag
Zn + Cl2 Zn2+ + 2Cl-
2Br- + Cl2 Br2 + 2Cl-
Aufgabe 7
Galvanisches Element - Spannung
Zn Zn2+ + 2e- Cu Cu2+ + 2e-
-Pol: ....................................... +Pol: ...............................................
+Pol
Motörchen
semipermeable Membran
Metalldraht
Elektrode
-Pol
Galvanisches Element - Stromfluss
Zn Zn2+ + 2e- Cu2+ + 2e- Cu
Anode Oxidation ReduktionKathode
e- e-
Zn2+
Zn2+
SO42-
Cu2+
Cu2+
SO42-
SO42-
SO42-
Zn Cu
Bezugselektrode – Standardwasserstoff-Halbzelle
-Pol: ....................................... +Pol: ...............................................
+Pol
Motörchen
semipermeable Membran
Metalldraht
Elektrode
-Pol
Galvanisches Element - Stromfluss
Zn Zn2+ + 2e- 2H+ + 2e- H2
Anode Oxidation ReduktionKathode
e- e-
Zn2+
Zn2+
SO42-
H+SO42-
SO42-
SO42-
H+
H+ H+
H2Zn Pt
-Pol: ....................................... +Pol: ...............................................
+Pol
Motörchen
semipermeable Membran
Metalldraht
Elektrode
-Pol
Galvanisches Element - Stromfluss
H2 2 H+ + 2e- Cu2+ + 2e- Cu
Anode Oxidation ReduktionKathode
e- e-
H+
H+
SO42-
Cu2+SO42-
SO42-
SO42-
Cu2+
H2
Zn
Pt CuH+
H+
Aufgabe 6a) Cu/Cu2+//Hg2+/Hg o + 0.34 + 0.85 = 0.51 V
-Pol +Pol
Cu Cu2+ + 2e-
Hg2+ + 2e- Hg
b) S / S2- // I- / I2
o - 0.51 + 0.54 = 1.05 V
-Pol +Pol
S2- S + 2e-
I2 + 2e- 2 I-
Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- Zn2+ - -+
Konzentrationszelle
Konzentrationszelle
c(Zn2+) klein:Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts
Zn Zn2+ + 2e- Zn Zn2+ + 2e-
c(Zn2+) gross:Gleichgewicht verschiebt sich nach links
Aufgabe 9
a) Co/Co2+ (c= 0.001 mol . l-1) // Ni2+ (c = 0.1 mol . l-1) /Ni
2 o 2 20.059V(Co / Co ) (Co / Co ) + log c(Co )
z0.059V
-0.28V + log 0.001 = -0.3685V2
2 o 2 20.059V(Ni /Ni ) (Ni /Ni ) + log c(Ni )
z0.059V
-0.23 V + log 0.1= -0.2595V2
(Pluspol) (Minuspol)
= -0.2595V -(-0.3685V) =
0.109 V
–Pol
+Pol
Aufgabe 9
b) Co/Co2+ (c= 0.1 mol . l-1) // Ni2+ (c = 0.001 mol . l-1) /Ni
2 0.059V(Co / Co ) -0.28V + log 0.1 = -0.3095V
2
2 0.059V(Ni /Ni ) -0.23 V + log 0.001= -03185 V
2
(Pluspol) (Minuspol)
= -0.3095V -(-0.3185V) =
0.009 V
–Pol
+Pol
Aufgabe 9
-0.4 -0.35 -0.3 -0.25 -0.2
Co/Co2+ (0.001 mol . l-1)
Co/Co2+ (0.1 mol . l-1)
Ni/Ni2+ (0.1 mol . l-1)
Ni/Ni2+ (0.001 mol . l-1)
a)
b)
Potenzial (V)
Aufgabe 13
a) Cu / Cu2+ // Cu2+ / Cu
c(mol . l-1) 0.0001 1
2 0.059V 0.059V(Cu / Cu ) 0.34V + log 1 - (0.34V + log0.0001)
2 20.059V 1
log = 2 0.0001
0.118V
Aufgabe 13
b) nach Fluss von 0.8 mol Elektronen
c(Cu2+) um 0.4 mol . l-1 höher am –Pol c(Cu2+) = 0.4001 mol . l-1
c(Cu2+) um 0.4 mol . l-1 tiefer am +Pol c(Cu2+) = 0.6 mol . l-1
2 0.059V 0.059V(Cu/ Cu ) 0.34V + log 0.6 - (0.34V + log0.4001)
2 20.059V 0.6
log = 2 0.4001
0.0052V
a)
b)
Potenzial (V)
Konzentrationsabhängigkeit des Potenzials
Ag+ Ag+
Zwei Ag/Ag+-Halbzellen mit unterschiedlicher Ag+-Konzentration
NO3 NO3
Ag+ NO3
Ag Ag
c(Ag+) = 0.001 mol . l-1 c(Ag+) = 0.1 mol . l-1
Ag Ag+ + e– Ag+ + e– Ag
Red Ox Ox Red
Nernst-Gleichung: o 0.059 V c(Ox) + log
z c(Red)
U = = (Pluspol) - (Minuspol)
-Pol +Pol
e e
Elektrolyse einer CuClElektrolyse einer CuCl22-Lösung-Lösung -Pol: .............................................. +Pol: ......................................
- +
Cu2+ Cu2+
Cu2+Cu2+
Cl-Cl-
Cl-
Cl-Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
e- e-
Cu2+ + 2e- Cu 2 Cl- Cl2 + 2e-
Anode OxidationReduktionKathode
Pt Cl2Cu
Unterbruch der ElektrolyseUnterbruch der Elektrolyse Bildung eines galvanischen Elements Bildung eines galvanischen Elements
-Pol: .............................................. +Pol: ......................................
Cu2+ Cu2+
Cu2+Cu2+
Cl-Cl-
Cl-
Cl-Cl-
Cl-
Cl-
Cl-
e-e-
Cu Cu2+ + 2e- Cl2 + 2e- 2 Cl-
Anode Oxidation ReduktionKathode
Pt Cl2Cu
-Pol +Pol
Elektrolyse und galvanisches ElementElektrolyse und galvanisches Element
Elektrolyse Red Ox Galvanisches Element
Reaktion nicht freiwillig, Cu Cu2+ Reaktion freiwillig
erzwungen durch Zufuhr von 2H2O 4H+ + O2 Abgabe von
elektrischer Energie 2Cl- Cl2 elektrischer Energie
-Pol: Cu2+ + 2e- Cu+Pol: 2 Cl- Cl2 + 2e-
Cu Cu2+ + 2e-
Cl2 + 2e- 2 Cl-
+Pol: H2O 2H+ + ½ O2 + e-
Erwartet, aber gehemmt
Aufgabe 10
Kathode: Pb2+ + 2e− Pb
Anode: 2 Cl– Cl2 + 2e–
I = 5 A = 5 Cs–1 t = 15 min = 900 s m(Pb) = 4.83 g
-N(e ) 2
N(Pb) 1
N(Pb) A Am(Pb)
N n(Pb) NM(Pb)
A
-1 -1
A
2 N e m(Pb)Q N(e ) eI
t t t M(Pb)
I t M(Pb) 5 C s 900 s 207.8 g molF N e
2 m(Pb) 2 4.83g
-196'800 C mol
Aufgabe 12
Kathode: 2 Al3+ + 6 e- 2 Al
Anode: 3 O2– 1½ O2 + 6 e–
I = 5 A = 5 Cs–1 t = 10 h = 36'000 s
-N(e ) 6 3
N(Al) 2
-
A
A A
-1 -1
23 -1 -19A
Q N(e ) e 3N(Al ) eI = = =
t t t
m(Al)N(Al) n(Al) N n(Al) =
M(Al)
3 n(Al) N e 3 m(Al) N e I = =
t M(Al) t
I t M(Al) 5 C s 27g mol 36'000 sm(Al) = =
3 N e 3 6 10 mol 1.6 10 C
16.9 g
Rohstoff für die Aluminiumherstellung
Les Baux (in der Nähe von Avignon) Bauxit (enthält Al2O3)
AluminiumherstellungAluminiumherstellung
Elektrolyse von RohkupferElektrolyse von Rohkupfer
Elektrolyse einer NaCl-LösungElektrolyse einer NaCl-Lösung
NaCl
H2Cl2
WasserPhenol-phtalein
Natronlauge
Elektrolyse einer NaCl-LösungElektrolyse einer NaCl-Lösung
Taschenlampenbatterie – Leclanché-ElementTaschenlampenbatterie – Leclanché-Element+
Blei-AkkuBlei-Akku
Blei
PbO2
Trennmembran
-Pol +Pol
Blei-Akku - StromerzeugungBlei-Akku - Stromerzeugung
Entladen Stromerzeugung, Elektronenfluss freiwillig
- Pol: Pb Pb2+ + 2e- + Pol: PbO2 + 4 H+ + 2 e- Pb2+ + 2 H2O
c(Pb2+) steigt, -- wird grösser. c(H+) sinkt und c(Pb2+) steigt, + wird kleiner
o 2+ 20.059
(Pb/Pb ) + log c(Pb )2
4o 2+ +
2 2
0.059 c(H )(Pb ,PbO ,H ) + log
2 c(Pb )
- +
Folgereaktion: Pb2+ + SO42- PbSO4 (Reaktion umkehrbar)
-Pol: c(Pb2+) sinkt, - sinkt +Pol: c(Pb2+) steigt, + steigt Spannung wird grösser
vor Stromfluss
nach Stromfluss
+Pol
H+ H+
SO42-
H+ H+
SO42-
Pb
PbO2
-Pol
e-e-
Blei-Akku - AufladenBlei-Akku - Aufladen
Laden Elektrolyse, Stromverbrauch, Elektronenfluss erzwungen
PbSO4 Pb2+ + SO42-
-Pol: Pb2+ + 2e- Pb +Pol: Pb2+ + 2 H2O PbO2 + 4 H+ + 2 e- Red Ox
Reaktion nicht freiwillig, Pb Pb2+ - 0.126
erzwungen durch Zufuhr von H2 2 H+ 0
elektrischer Energie 2 H2O O2 + 2 H+ + 0.82
Pb2+ PbO2 + 2H+ + 1.46
H+ H+
SO42-
H+ H+
SO42-
- +
Pb
PbO2 H+ H+
SO42-
H+ H+
SO42-
e-e-
Grosse Stromstärke und SpannungGrosse Stromstärke und Spannung
+Pol
-Pol
grosse Stromstärke: - grosse Elektrodenfläche- mehrere Platten parallel geschaltet
grosse Spannung: - mehrere Zellen in Serie geschaltet
PbO2
Pb
-Pol
Blei-Akku- TemperaturabhängigkeitBlei-Akku- Temperaturabhängigkeit
BrennstoffzelleBrennstoffzelle
H2 (nicht verbraucht)
O2
(Luft)H2 (Brennstoff)
LeiterplatteLeiterplatte
H2O
Proton Exchange Membrane
H2 2 H+ + 2e-½ O2 + 2e- O2-
O2- + 2H+ H2O
H+
Brennstoffzelle – Proton Exchange MembraneBrennstoffzelle – Proton Exchange Membrane
Batterien, Akkus BrennstoffzellenBatterien, Akkus Brennstoffzellen
Batterien -Pol +Pol
Leclanché
Zn Zn2+ + 2e-
Zinkbecher 2 MnO2 + 2 H+ + 2e- 2 MnOOH
Alkali-Mangan Zn Zn2+ + 2e-
Zinkpulver mit Hg 2 MnO2 + 2 H+ + 2e- 2 MnOOH
Zink-Luft Zn Zn2+ + 2e- ½ O2 + H2O + 2e- 2OH-
Quecksilberoxid Zn Zn2+ + 2e- HgO + H2O + 2e- Hg + 2OH-
Lithium Li Li+ + e- 2 MnO2 + 2 H+ + 2e- 2 MnOOH
Akku -Pol +Pol
Blei-Akku Pb Pb2+ + 2e- PbO2 + 4 H+ + 2e- Pb2+ + 2 H2O
Ni/Cd-Akku Cd Cd2+ + 2e- 2 NiOOH + 2 H2O + 2e- Ni(OH)2 + 2 OH-
Brennstoffzellen -Pol +Pol
H2 / O2 H2 2 H+ + 2e- ½ O2 + 2H+ + 2e- H2O
Nickel-Metallhydrid-AkkuNickel-Metallhydrid-Akku
-Pol: 2 Metall-H + 2 OH− 2 Metall + 2 H2O + 2 e− −0.83 V
+Pol: 2 NiOOH + 2 H2O + 2 e− 2 Ni(OH)2 + 2 OH− +0,49 V
Stromerzeugung Aufladen
Lochfolie mit Metallhydrid-pulver Separator
NiOOH
SäurekorrosionSäurekorrosion
Säurekorrosion: in Wasser mit H+ (eigentlich H3O+)
z. B. in Hallenbädern ist die Säurekorrosion ein Problem: Cl2 + H2O HCl + HClO
H+ H+
Zn Zn2+
Cu
H2
Zn Zn2+ + 2e-
2 H+ + 2e- H2
Anode:
Kathode:
LokalelementLokalelement
Lokalelement Eisen/Messing
Beschleunigung der Korrosion
SauerstoffkorrosionSauerstoffkorrosion
Kupfer (edler als Fe) beschleunigt Korrosion stark.
Fe Fe2+ + 2e-
SauerstoffkorrosionSauerstoffkorrosion
½ O2 + 2e- O2-
Anode:
Kathode:
O2- + H2O 2 OH-
edler
unedler
Phenolphtalein pink: OH- vorhanden
Berlinerblau: Fe2+ vorhanden
SauerstoffkorrosionSauerstoffkorrosion
Sauerstoffkorrosion
O2
Fe Fe2+
Fe
OH-
Fe2+(aq) + 2OH-(aq) Fe(OH)2(s)
½ O2 + 2e- O2-
Anode:
Kathode:edlerer Bereich
unedlerer Bereich
H2OO2- + H2O 2 OH-
Folgereaktion im Grenzbereich:
Fe Fe2+ + 2e-
Rostbildung: 4 Fe(OH)2 + O2 2 Fe2O3. H2O + 2H2O
SauerstoffkorrosionSauerstoffkorrosion
Sauerstoffkorrosion
O2
Fe
Fe
Fe2+(aq) + 2OH-(aq) Fe(OH)2(s)
½ O2 + 2e- O2-
Anode:
Kathode:edlerer Bereich
unedlerer Bereich
H2OO2- + H2O 2 OH-
Folgereaktion im Grenzbereich:
Fe Fe2+ + 2e-
Rostbildung: 4 Fe(OH)2 + O2 2 Fe2O3. H2O + 2H2O
KorrosionsschutzKorrosionsschutz
vorderer Teil in der Bunsenbrennerflamme oxidiert.
Eisen mit unedlerem Zink leitend verbunden
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