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Elektronentransfer Prozesse
Zn(s)
CuSO4
Zn  Zn2+ + 2e-
Cu2+ + 2e-  Cu
Disproportionierungsreaktion
Oxidationszahl-Abnahme um +1
-2
0
2H2O + O2
-1
2H2O2
Oxidationszahl-Zunahme um -1
Komproportionierungsreaktion
Oxidationszahlen
Oxidation: Abgabe von Elektronen
Oxidationsmittel: Elektronenakzeptor
Reduktion: Aufnahme von Elektronen
Reduktionsmittel: Elektronendonator
2Mg + O2  2MgO
2Na + Cl2  2NaCl
Aufgaben
Formuliere die Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion sowie
die Reaktionsgleichung für folgende Umsetzungen:
a) Im sauren, wässrigen Medium reagiert Wasserstoffperoxid mit
Iodat zur Bildung von Iod und Sauerstoff
b) Zink reduziert in alkalischer, wässriger Lösung Nitrat zu
Ammoniak
c) Chrom(III) reagiert mit Wasserstoffperoxid in alkalischer,
wässriger Lösung zu Chromat(VI)
d) Schwefelwasserstoff reagiert mit Schwefeldioxid zu elementarem
Schwefel
e) In warmer alkalischer, wässriger Lösung reagiert Hypochlorit zu
Chlorid und Chlorat(V)
Aufgaben
a) Im sauren, wässrigen Medium reagiert Wasserstoffperoxid mit
Iodat zur Bildung von Iod und Sauerstoff
Ox.:
H2O2  O2 + 2 H+ + 2 e-
x5
Red.:
IO3- + 5 e- + 6 H+  ½ I2 + 3 H2O
x2
Gesamt:
5 H2O2 + 2 IO3- + 2 H+  5 O2 + I2 + 6 H2O
b) Zink reduziert in alkalischer, wässriger Lösung Nitrat zu
Ammoniak
Ox.:
Zn  Zn2+ + 2 e-
x4
Red.:
NO3- + 8 e- + 6 H2O  NH3 + 9 OH-
x1
Gesamt:
4 Zn + NO3- + 6 H2O  4 Zn2+ + NH3 + 9 OH-
Aufgaben
c) Chrom(III) reagiert mit Wasserstoffperoxid in alkalischer,
wässriger Lösung zu Chromat(VI)
Ox.:
Cr3+ + 8 OH-  CrO42- + 3 e- + 4 H2O
x2
Red.:
H2O2 + 2 e-  2 OH-
x3
Gesamt:
2 Cr3+ + 3 H2O2 + 10 OH-  2 CrO4- + 8 H2O
d) Schwefelwasserstoff reagiert mit Schwefeldioxid zu elementarem
Schwefel
Ox.:
H2S  1/8 S8 + 2 H+ + 2 e-
x2
Red.:
SO2 + 4 e- + 4 H+  1/8 S8 + 2 H2O
x1
Gesamt:
2 H2S + SO2  3/8 S8 + 2H2O
Aufgaben
•
In warmer alkalischer, wässriger Lösung reagiert Hypochlorit zu
Chlorid und Chlorat(V)
Ox.:
OCl- + 4 OH-  ClO3- + 4 e- + 2 H2O
x1
Red.:
OCl- + 2 e- + H2O  Cl- + 2 OH-
x2
Gesamt:
3 OCl-  2 Cl- + ClO3-
Elektrochemie
„Chemie mit Elektronen“
• Redoxreaktionen können initiiert werden:
 Elektrolyse
• Redoxreaktionen können verfolgt werden:
 Potentialmessungen
• Redoxreaktionen können für Stromerzeugung
eingesetzt werden:
 Galvanische Zelle
Elektrochemie
Electro-refining of Copper
L = i.t (A.s = C)
Beispiel
Beispiel
Ag+ + e-  Ag(s)
L = m.F.z/M
Cu2+ + 2e-  Cu(s)
m = M.L/F.z
L = i.t
Elektrochemie
„Chemie mit Elektronen“
• Redoxreaktionen können initiiert werden:
 Elektrolyse
• Redoxreaktionen können verfolgt werden:
 Potentialmessungen
• Redoxreaktionen können für Stromerzeugung
eingesetzt werden:
 Galvanische Zelle
Elektrochemie
Elektromotorische Kraft
Anode: Kathode: +
Zn  Zn2+ + 2eCu2+ + 2e-  Cu
Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu
Kurzschreibweise für Galvanische Zellen:
(Lösungsmittel = H2O)
Elektromotorische Kraft
Elektromotorische Kraft
Elektromotorische Kraft
Zn  Zn2+ + 2e-
E° = 0.76
H2  2H+ + 2e-
E° = 0
2H+ + 2e-  H2
E° = 0
Cu2+ + 2e-  Cu
E° = 0.34
Zn + 2H+  Zn2+ + H2
E° = 0.76 V
H2 + Cu2+  2H+ +Cu
E° = 0.34 V
Edler (OM)
Unedler (RM)
Unedler
(RM)
Edler
(OM)
Edler
(OM)
Unedler
(RM)
Elektrochemie
„Chemie mit Elektronen“
•Redoxreaktionen können initiiert werden:
 Elektrolyse
•Redoxreaktionen können verfolgt werden:
 Potentialmessungen
•Redoxreaktionen können für Stromerzeugung
eingesetzt werden:
 Galvanische Zelle
edler
E°
unedler
Zn  Zn2+ + 2e-
E° = +0,76
Cu2+ + 2e-  Cu
E° = +0,34
Zn + Cu2+  Zn2+ + Cu E° = +1,1 V
edler
E°
unedler
Cu  Cu2+ + 2e-
E° = -0,34
2Ag+ + 2e-  2Ag
E° = +0,80
Cu + 2Ag+  Cu2+ + 2Ag
E° = +0,46 V
edler
E°
unedler
-
Zn/KOH/Ag2O
+
Anode:
-
Kathode: +
Zn  Zn2+ + 2e-
E° = +0,76 V
2Ag+ + 2e-  2Ag
E° = +0,80 V
Zn + 2Ag+  Zn2+ + 2Ag
E° = +1,56 V
Bleiakkumulator
Bleiakkumulator
Anode:
Pb(s) + SO42-  PbIISO4(s) + 2e-
E0 = 0,36 V
Kathode:
2e- + PbIVO2(s) + SO42- + 4H+  PbIISO4(s) + 2H2O
E0 = 1,68 V
Gesamtreaktion (Entladen):
Pb + PbO2 + 4H+ + 2SO42-  2PbSO4 + 2H2O
∆EoZelle = 2,04 V
Leclanché Zink/Braunstein Zelle
(Trockenelement)
Abscheidung von edleren an unedleren
Metalle
E°:
Fe2+/Fe
Cu2+/Cu
Ag+/Ag
Hg2+/Hg
-0.44
+0.34
+0.80
+0.85 V
Cu(s) + Fe2+  ?
Fe(s) + Cu2+  Fe2+ + Cu(s)
Ag(s) + Cu2+  ?
Cu(s) + 2Ag+  Cu2+ + 2Ag(s)
Cu(s) + Hg2+  Cu2+ + Hg(s)
Unedler
(RM)
Edler
(OM)
Wasserstoff-Überspannung
Zn + H2SO4  ZnSO4 + H2(g)
Zn + CuSO4  ZnSO4 + Cu(s)
Unedler
(RM)
Edler
(OM)
Schlagendes Hg Herz
Fe  Fe2+ + 2eHg + 2e-  (Hg2-)
K2Cr2O7 als Oxidationsmittel
(nimmt e- von Hg2- auf)
Aufgaben
Berechne das Standard Redoxpotential für folgende Reaktionen:
a. Zn + Cu2+(aq)  Zn2+(aq) + Cu(s)
b. Cu(s) + 2 Ag+(aq)  Cu2+(aq) + 2 Ag(s)
c. Zn(s) + 2 Ag+(aq)  Zn2+(aq) + 2 Ag(s)
d. 2 Fe2+(aq) + Cu2+(aq)  2 Fe3+(aq) + Cu(s)
e. 2 Na(s) + Cl2(g)  2 Na+(aq) + 2Cl-(aq)

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