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Zusammenfassung Elektrochemie
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Zusammenfassung mit Definitionen und Schaubildern, um die Zusammenhänge zu veranschaulichen sowie schrittweisen Anleitungen bei Berechnungen.
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KS2: Zusammenfassung Klausur 3: ElektrochemieGrundlagen von Redoxreaktionen:
Def:Redoxreaktion:
→ eine Redoxreaktion ist eine Reaktion bei der eine Oxidation und eine Reduktion
zeitgleich ablaufen.
Def: Oxidationsmittel/Reduktionsmittel: Ein Teilchen, das seinem Reaktionspartner zur
Oxidation verhilft. Es wird also selbst reduziert, da es dessen Elektronen aufnimmt. Ein
Oxidationsmittel wird also reduziert bzw. wirkt als Elektronenakzeptor. Für das
Reduktionsmittel gilt das gleiche Prinzip nur umgekehrt.
Korrespondierende Redoxpaare:
Ein Redoxpaar besteht aus der oxidierten und der
reduzierten Form desselben Elements. Dabei gilt: Das
stärkere Reduktionsmittel gibt seine Elektronen ab (wird
oxidiert) und wird so zum korrespondierenden
Oxidationsmittel. Genau andersrum beim Oxidationsmittel:
Das nimmt die Elektronen auf (wird reduziert) und wird so
zum Korrespondierenden Oxidationsmittel (dieses verhilft zur Reduktion → das entstandene
Reduktionsmittel könnte seine Elektronen wieder abgeben). Die bei einer Redoxreaktion
ablaufenden Elektronenübertragungen sind umkehrbare Vorgänge.
Oxidationszahlen:
Die Oxidationszahlen sind ein Konzept um das Aufstellen von Redoxgleichungen zu erleichtern.
Dabei stellt man sich vor, dass die Elektronen einer Elektronenpaarbindung vollständig an das
elektronegativere Atom gebunden wären. Formal würden so Atomionen entstehen. Nach außen
hin müssen alle Oxidationszahlen zusammen 0 ergeben, es sei denn, Dass Ion ist positiv oder
negativ geladen z.B. OH-
Komplizierte Redoxgleichungen aufstellen:
Im Sauren:
1. Oxidationszahlen aufschreiben → feststellen was oxidiert bzw. reduziert wird
2. Gleichungen für Oxidation und Reduktion aufstellen
Ox: Red:
, 3. Jetzt sind allerdings die Ladungsverhältnisse auf den Seiten der Halbgleichungen noch
unterschiedlich. Dass kann nicht sein, da Ladung weder entstehen noch einfach vernichtet
werden kann. Deshalb muss man, wenn die Reaktion im sauren Mileau stattfindet mit H³O+
Ionen ausgleichen. Damit die Stoffbilanz wieder stimmt müssen auf der anderen Seite dann
noch Wassermoleküle ergänzt werden. Die H³O+ Ionen stehen immer auf der Seite der
Elektronen.
4. Jetzt sind die Ladungsverhältnisse und die Massenverhältnisse der Halbgleichungen
ausgeglichen. Allerdings werden bei der Oxidation des Schwefels nur 2e- abgegeben, für
die Reduktion des Mn werden aber 5e- benötigt. Damit also auch genug Teilchen reagieren
→ genug Elektronen ausgetauscht werden, müssen wird jetzt beide Halbgleichungen mit
dem Faktor der jeweils vor den Elektronen der anderen Halbgleichung steht multiplizieren.
d.h. Die Oxidationshalbgleichung multiplizieren wir mit 5, weil vor den Elektronen der
Reduktion eine 5 steht, und die Reduktionshalbgleichung multipliziert man mit 2, weil vor
den Elektronen der Oxidation eine 2 steht.
5. Jetzt schreibt man die beiden in eine Gleichung, wobei man die entstehenden und
benötigten Wassermoleküle bzw. H³o+ Ionen miteinander verrechnet.
Die Redoxreihe:
In der Redoxreihe sind die Elemente bzw. Verbindungen anhand ihrer Stärke als Reduktionsmittel
bzw. Oxidationsmittel gerankt. Dabei wird immer ein korrespondierendes Redoxpaar betrachtet,
also immer die reduzierte und die oxidierte Form eines Elements. In der Redoxreihe stehen
sowohl Metalle, als auch Nichtmetalle. Die Redoxreihe kann man benutzen um vorherzusagen ob
Redoxreaktionen freiwillig ablaufen oder um die entstehende Spannung zu berechnen, sollte ein
Redoxpaar als Halbzelle eines Galvanischen Elementes verwendet werden.
Das Galvanische Element:
Def: Galvanisches Element: Ein Galvanisches Element macht eine Redoxreaktion als
Spannungsquelle nutzbar. In ihm laufen eine Reduktion und eine Oxidation räumlich getrennt ab.
Aufbau eines Galvanischen Elements:
Elektroden über
Leitungsdraht verbunden →
Elektronenwanderung
Donatorhalbzelle =
Redoxpaar mit dem größeren
Reduktionspotenzial
Halbzellen Durch Salzbrücke
oder Diaphragma verbunden
→ Ionenwanderung
ermöglicht → Halbzellen
bleiben neutral
Ionenaustausch schließt den
Stromkreislauf erst
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