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Donator-Akzeptor- Prinzip. Aufgabe 1. Aufgabe 2. Aufgabe 3. Aufgabe 4. Aufgabe 4. Aufgabe 11. Redoxreihe. + 1). ++ 2). + 3). 1) Cu 2+ (aq) + Zn(s) Zn 2+ (aq) + Cu (s). unedler edler.
E N D
Aufgabe 1 Aufgabe 2
Redoxreihe + 1) ++ 2) + 3) 1) Cu2+(aq) + Zn(s) Zn2+(aq) + Cu(s) unedler edler 2) 2Ag+(aq) + Zn(s) Zn2+(aq) + 2 Ag(s) unedler edler 3) 2 Ag+(aq) + Cu(s) Cu2+(aq) + 2 Ag(s) unedler edler
Redoxreihe Reduktions- mittel Oxidations- mittel Zn Zn2+ Cu Cu2+ Ag Ag+ reduzierende Wirkung nimmt ab oxidierende Wirkung nimmt ab Reaktion freiwillig, Gleichgewicht rechts Reaktion nicht freiwillig, Gleichgewicht links
Aufgabe 5 a) 2 Au3++ 3 Zn 3 Zn2+ + 2 Au b) keine Reaktion c) keine Reaktion d) 2 Ag++ Mg Mg2+ + 2 Ag Aufgabe 7 • Zwischen Br-, Cl2, Ag+ und Zn können folgendeReaktionen freiwillig ablaufen. Zn + 2Ag+ Zn2+ + 2Ag Zn + Cl2 Zn2+ + 2Cl- 2Br- + Cl2 Br2 + 2Cl-
Galvanisches Element - Spannung Zn Zn2+ + 2e- Cu Cu2+ + 2e-
e- e- Zn Zn2+ + 2e- Cu2+ + 2e- Cu Reduktion Anode Kathode Oxidation Galvanisches Element - Stromfluss Zn Zn2+ Cu Cu2+ SO42- Cu2+ SO42- SO42- SO42- Zn2+
e- e- Zn Zn2+ + 2e- 2H+ + 2e- H2 Reduktion Anode Kathode Oxidation Galvanisches Element - Stromfluss H2 Zn Pt Zn2+ H+ SO42- H+ H+ H+ SO42- SO42- SO42- Zn2+
e- e- H2 2 H+ + 2e- Cu2+ + 2e- Cu Reduktion Anode Kathode Oxidation Galvanisches Element - Stromfluss Zn H2 H+ Pt Cu H+ Cu2+ SO42- Cu2+ SO42- H+ SO42- SO42- H+
Aufgabe 6 a) Cu/Cu2+//Hg2+/Hg o + 0.34 + 0.85 D= 0.51 V -Pol +Pol Cu Cu2+ + 2e-Hg2+ + 2e- Hg b) S / S2- // I- / I2 o - 0.51 + 0.54 D= 1.05 V-Pol +Pol S2- S + 2e-I2 + 2e- 2 I-
Konzentrationszelle Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- + Zn2+ - -
Konzentrationszelle Zn Zn2+ + 2e- Zn Zn2+ + 2e- c(Zn2+) klein: Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts c(Zn2+) gross: Gleichgewicht verschiebt sich nach links
Aufgabe 9 Ni/Ni2+ (0.1 mol . l-1) Co/Co2+ (0.001 mol . l-1) a) Co/Co2+ (0.1 mol . l-1) Ni/Ni2+ (0.001 mol . l-1) b) Potenzial j (V)
Aufgabe 13 a) b) Potenzial j (V)
Konzentrationsabhängigkeit des Potenzials e e -Pol +Pol
e- e- Cl2 Cu Reduktion Anode Kathode Oxidation Elektrolyse einer CuCl2-Lösung Cu2+ Cl- Cu2+ Pt Cl- Cl- Cl- Cl- Cl- Cl- Cl- Cu2+ Cu2+ Cu2+ + 2e- Cu 2 Cl- Cl2 + 2e-
e- e- Cl2 Cu Cu Cu2+ + 2e- Cl2 + 2e- 2 Cl- Reduktion Anode Kathode Oxidation Unterbruch der Elektrolyse Bildung eines galvanischen Elements +Pol -Pol Cu2+ Cl- Cu2+ Pt Cl- Cl- Cl- Cl- Cl- Cl- Cl- Cu2+ Cu2+
Elektrolyse und galvanisches Element Cu Cu2+ + 2e-Cl2 + 2e- 2 Cl- -Pol: Cu2+ + 2e- Cu+Pol: 2 Cl- Cl2 + 2e- +Pol: H2O2H+ + ½ O2 + e- Erwartet, aber gehemmt
Rohstoff für die Aluminiumherstellung Bauxit (enthält Al2O3) Les Baux (in der Nähe von Avignon)
Elektrolyse einer NaCl-Lösung H2 Cl2 Natronlauge WasserPhenol-phtalein NaCl
Blei-Akku -Pol +Pol PbO2 Trennmembran Blei
e- e- Blei-Akku - Stromerzeugung
e- e- Blei-Akku - Aufladen
-Pol Grosse Stromstärke und Spannung +Pol PbO2 Pb -Pol grosse Stromstärke: - grosse Elektrodenfläche - mehrere Platten parallel geschaltet grosse Spannung: - mehrere Zellen in Serie geschaltet
H2 2 H+ + 2e- ½ O2 + 2e- O2- Brennstoffzelle Proton Exchange Membrane Leiterplatte Leiterplatte H2O H2 (nicht verbraucht) H+ O2- + 2H+ H2O O2(Luft) H2 (Brennstoff)
Nickel-Metallhydrid-Akku Stromerzeugung Aufladen -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 Lochfolie mit Metallhydrid-pulver Separator NiOOH
Säurekorrosion Kathode: 2 H+ + 2e- H2 Cu H2 Zn Zn2+ Anode: Zn Zn2+ + 2e-
Lokalelement Lokalelement Eisen/Messing Beschleunigung der Korrosion
Sauerstoffkorrosion Kupfer (edler als Fe) beschleunigt Korrosion stark.
Sauerstoffkorrosion edler ½ O2 + 2e- O2- Kathode: O2- + H2O2 OH- Phenolphtalein pink: OH- vorhanden Anode: unedler Fe Fe2+ + 2e- Berlinerblau: Fe2+ vorhanden
Sauerstoffkorrosion ½ O2 + 2e- O2- Kathode: edlerer Bereich O2- + H2O2 OH- H2O Fe OH- Fe Fe2+ Anode: Fe Fe2+ + 2e- unedlerer Bereich Fe2+(aq) + 2OH-(aq) Fe(OH)2(s) Folgereaktion im Grenzbereich: Rostbildung: 4 Fe(OH)2 + O2 2 Fe2O3. H2O + 2H2O
Sauerstoffkorrosion ½ O2 + 2e- O2- Kathode: edlerer Bereich O2- + H2O2OH- H2O Fe Fe Anode: Fe Fe2+ + 2e- unedlerer Bereich Fe2+(aq) + 2OH-(aq) Fe(OH)2(s) Folgereaktion im Grenzbereich: Rostbildung: 4 Fe(OH)2 + O2 2 Fe2O3. H2O + 2H2O