9. Redoxtheorie Flashcards
Oxidationsreaktion:
Oxidationszahl wird _______
erhöht
Wasserstoff OZ
+I
Ausnahmen:
- Metallhydride: OZ = -I
- H2: OZ = 0
Fluor OZ
-I
Reduktionsreaktion:
Elektronen_______
gewinn
Sauerstoff OZ und Ausnahmen
+II
Ausnahmen:
- Superoxid O2-: OZ = -1/2
- Peroxid O22-: OZ = -I
- F2O: OZ = +II
Oxidationsreaktion
Elektronen______
abgabe
OZ Konzept
Ladung, die Atom haben würde, wenn Elektronen aller von diesem Atom ausgehenden Bindungen dem jeweils stärker elektronegativem Atom zugeordnet werden
hat wenig mit reale Ladung zu tun
Reduktionsreaktion:
Oxidationszahl wird ________
verringert
Galvanische Zelle
- besteht aus alle Komponenten einer Reaktion
- in Halbzellen geteilt
- Halbzellen mit Salzbrücke verbinden
- Mit Elektroden aus Metallblech - Anode / Kathode
- Draht zwischen Elektroden
Potentialdifferenz leicht zu messen: Strommessgerät mit Voltmeter ersetzen
Galvanische Zelle: Bezugselektrode
Bezugselektrode = Standard Wasserstoffelektrode
- platinierte Platinelektrode (nicht Teil der Reaktion, bietet Oberfläche zum Elektronenübertragung)
- Elektrode wird umspült von Wasserstoff H2
- p(H2) = 1000 hektopascal
- Lösung mit H+
—> so können Standardelektrodenpotentiale E von Redox-Paaren gemessen werden
niedriger Standardelektrodenpotential E° bedeutet …
wird oxidiert
größere Standardelektrodenpotential E° bedeutet…
wird reduziert
Nernstsche Gleichung
Redox-verhalten eines Stoffes hängt von seiner Konzentration und von der Konzentration ab.
E° = Standardelektrodenpotential –> unter Standardbedingungen:
- c = 1 mol/L
- T = 25°
bei 25°, andere Konzentration:
E = E° + (0,059/z) * log(c)
Daniell Element
- Galvanische Zelle / Batterie
- Cu2+/Cu Elektrode - Cu2+ wird reduziert
- Zn2+/Zn Elektrode - Zn wird Oxidiert
MnO4- ist ein _____ ______mittel in ______ Lösungen
ein starker Oxidationsmittel
in sauren Lösungen
OZ Regel: elektronegativerer Element
Elektronegativerer Bindungspartner erhält die negative OZ
Metalle in Verbindungen haben immer _____ OZ
positive
Elektronendonator
= Reduktionsmittel
Reaktant einer Redoxreaktion, der
- Elektronen abgibt
- damit oxidiert wird
Oxidationsmittel
= Elektronenakzeptor
Reaktant einer Redoxreaktion, der
- Elektronen aufnimmt
- damit reduziert wird
- damit die Oxidation des Reaktionspartners ermöglicht
Redoxreaktion
= Elektronenübertragungsreaktion
Reduktion und Oxidation gekoppelt
redoxamphotere Stoffe Bsp
H2O2, SO32-, S8
elektrochemische Spannungsreihe
Spannungsreihe = Reihe tabellierter Standard-Redoxpotentiale vieler Redoxpaare
‘wässriges’ Redoxsystem (zB Cu/Cu2+-Lösung) charakterisiert durch sein Redoxpotential - einen Spannungswert
diese auf Standard-Wasserstoff-Elektrode bezogen, deren Potential gleich 0 gesetzt ist.
elektrochemische Spannungsreihe
zB
Red 1 Ox 1 E1
Red 2 Ox 2 E1
was kann man entnehmen?
Paar 1 hat niedrigere Potential
–> Red 1 kann Ox 2 reduzieren
edle Metallen
Metalle, deren Redoxpaare stark POSITIVE Standardpotentiale haben.
werden von nichtoxidierenden Säuren zB HCl NICHT ANGEGRIFFEN.
Sind besonders Korrosionsbeständig: korrodieren (oxidieren) bei Raumtemperatur an Luft gar nicht oder nur sehr langsam
zB Platin, Gold, Silber
