Elektrochemie Flashcards
Elektrochemie
Lehre von den Reduktions-Oxidations-Vorgängen (Elektronentransfer)
elektrische Ladung Q:
„Elektrizitätsmenge“
Einheit: Coulomb (C) Elementarladung e = 1.6 x 10^–19 C
elektrische Stromstärke I:
Ladungsmenge, die pro Zeiteinheit durch einen
elektrischen Leiter fließt I = Q / t
Einheit: Ampere (A) 1 A = 1 C / s
elektrische Spannung U:
Potentialdifferenz zwischen zwei Orten im
elektrischen Feld; beschreibt die Arbeit, die
nötig ist, um Ladung im elekt.Feld zu verschieben
U = W / Q
Einheit: Volt (V) 1 V = 1 J / C
Elektrolyt:
ionenleitendes Medium
Elektrode:
elektronenleitender Gegenstand
Elektrolyse-Zelle:
betreiben einer nicht-spontanen chemischen Reaktion
mit Hilfe von Strom
Galvanische Zelle:
Gewinnung von Strom mit Hilfe einer
spontanen chemischen Reaktion
Anoden-Reaktion:
Oxidation
Kathoden-Reaktion:
Reduktion
„Triebkraft“ galvanischer Zellen:
Elektromotorische Kraft EMK
bzw. „Zellspannung“, „Zellpotential“
spontane Reaktion
wenn EMK > 0 bzw. E°Zelle > 0
Tendenz zum Ablaufen der Reaktion umso größer, je größer EMK
Spannungsreihe gibt relatives Reduktions- bzw. Oxidationsvermögen an:
Oxidierte Form eines Redoxpaares hat die Neigung, die reduzierte Form
jedes „tiefer“ in der Spannungsreihe stehenden Redoxpaares zu oxidieren!
Wenn zwei Redoxpaare eine galvanische Zelle bilden:
Redoxpaar „weiter oben“ in Spannungsreihe bildet Kathodenreaktion (Reduktion)
Redoxpaar „weiter unten“ in Spannungsreihe bildet Anodenreaktion (Oxidation)
wie edel ist ein Metall?
Je positiver das Standard-Reduktionspotential ( = je negativer E°Ox )
eines Metalls, desto „edler“ das Metall!
Konzentrationsketten:
Galvanische Zelle aus 2 Halbzellen identischer Zusammensetzung, aber
unterschiedlicher Konzentration !
auf der Seite
geringerer Konzentration:
Anode Cu wird oxidiert
auf der Seite
höherer Konzentration:
Kathode Cu2+ wird reduziert
Elektrolyse
Redoxprozesse, die nicht spontan ablaufen (G 0), können durch Anlegen
einer äußeren Spannung („Zwang“) zur Reaktion gebracht werden.
• Elektroden im gleichen Elektrodenraum
• nur ein Elektrolyt (Lösung oder Schmelze)
Elektrolyse = chemische Reaktion, die durch elektrischen Strom bewirkt wird.
Elektrolyse von Na2SO4 in wäßriger Lösung
Unterschied zur Schmelzelektrolyse:
es stehen neben Na+ und SO4
2– noch weitere Ionen zur Verfügung (H+, OH–)!
„Überspannung“;
Reaktion von OH– zu O2 erfordert höhere Spannung als durch
E°Ox angegeben (und höhere als für Cl– Cl2 erforderlich!)
Ursache: Hemmungen und kinetische Effekte bei Elektrodenreaktion
„elektrolytische Raffination“
Prozeß zur Reinigung von Rohkupfer verwendbar:
Verwendung von Elektroden, die nicht inert sind,
sondern selbst an Reaktion teilnehmen !
„Galvanisieren“
elektrolytische Herstellung von metallischen Überzügen
Batterien
galvanische Elemente für den praktischen Gebrauch
z. B. Zink-Kohle-Batterie
Akkumulatoren
wiederaufladbare galvanische Elemente;
Gesamtreaktion durch Strom umkehrbar
z. B. komproportionierung von Pb und PbO2 zu PbSO4
Brennstoffzellen
„Batterien“, bei denen „Brennstoffe“ für Reaktion
permanent zugeführt werden können
Brennstoffe: H2, CO, Kohlenwasserstoffe
Korrosion
Rosten von Eisen in Gegenwart von H2O + O2 ist elektrochemischer Vorgang
Kleines galvanisches Element,
Elektroden über Eisen kurzgeschlossen
Verzinken
unedler als Fe, leichter oxidierbar
• dient als Opferanode
• solange noch Zn vorhanden, wird
Fe nicht oxidiert
Verzinnen
edler als Fe, schwerer oxidierbar
• dient nur als Schutzschicht vor O2, H2O
• wenn Schutzschicht (Zinnüberzug)
verletzt ist, korrodiert Fe noch schneller
