Kapitel 9: Oxidation und Reduktion

Question 1

Oxidation

Answer 1

Abgabe von Elektronen

the LEOn says GERrrr

Question 2

Reduktion

Answer 2

Aufnahme von Elektronen

the LEOn says GERrrr

Question 3

Oxidationsmittel

Answer 3

Elektronenakzeptor, wird selbst reduziert

Question 4

Reduktionsmittel

Answer 4

Elektronendonator, wird selbst oxidiert

Question 5

Redoxpaar

Answer 5

Zu jeder Redoxreaktion gehören korrespondierende Redoxpaare (e.g. Mg²⁺/Mg oder Cl₂/Cl^-)

Question 6

oxidierte/ reduzierte Form

Answer 6

Korrespondierende Redoxpaare bestehen einerseits aus einer oxidierten, andererseits aus einer reduzierten Form.

Beispiel Mg

Oxidierte Form Mg²⁺

Reduzierte Form Mg

Question 7

Oxidationsstufe

Answer 7

Die Oxidationsstufe (Oxidationszahl, Wertigkeit) ist eine Hilfsgrösse zur Orientierung bei Redox-Reaktionen.

Hierbei werden auch kovalente Bindungen wie Ionenbindungen behandelt und den einzelnen Atomen “Ladungen” zugeteilt (auf Grund ihrer Elektronegativität).

Question 8

Bergab-Regel

Answer 8

Redoxpaare werden übereinander aufgeschrieben. Links die oxidierte Form, rechts die reduzierte Form. Oben das Redoxpaar mit dem negativeren Normalpotenziel E⁰.

Auch auf die Spannungsreihe anwendbar.

Die Elektronen bewegen sich nun vom Reduktionsmittel oben rechts zum Oxidationsmittel unten links. Daher Bergab-Regel.

Siehe Bild

Question 9

elektrochemische Zelle

Answer 9

Zur räumlichen Trennung der Redox-Teilreaktionen werden zwei Halbzellen gebildet: sie besteht aus einem Metallblech (Elektrode) in einer Lösung der zugehörigen Metallionen. Die Elektroden werden mit einem Draht verbunden.

Im Bild ist das Daniell-Element (Zn/Cu) dargestellt.

Durch eine Salzbrücke werden die Halbzellen verbunden. Nun können die Elektronen über den Draht von der Anode zur Kathode wandern da dieser Ladungstransport über die Salzbrücke durch Ionenwanderung ausgeglichen werden kann.

Question 10

Salzbrücke

Answer 10

Verbindet zwei Halbzellen einer elekrochemische Zelle. Die Salzbrücke ermöglicht eine Ionenwanderung zwischen den Halbzzellen und daher den Ausgleich zum äusseren Ladungstransport (Elektronen über den Draht).

Die Salzbrücke kann auch durch ein Diaphragma (poröse Trennwand) ersetzt werden.

Question 11

Elektrode

Answer 11

Metallblech in einer Lösung der zugehörigen Metallionen. Bestandteil der elekrochemische Zelle.

Kann die Anode (=Oxidation, Überschuss an e^-, Minuspol) oder die Kathode (=Reduktion, Mangel an e^-, Pluspol) bilden.

Question 12

Elektromotorische Kraft EMK

Answer 12

Die Spannung ΔE entspricht der Elektromotorischen Kraft.

Die Potenzialdifferenz zwischen den beiden Halbzellen wird in der elektrochemischen Zelle als Spannungsdifferenz ΔE gemessen.

Für exergone Redox-Reaktionen muss ΔE > 0 gegeben sein.

Question 13

Potenzialdifferenz

Answer 13

Voraussetzung, damit in einer elektrochemischen Zelle Elektronen fliessen, ist ein “Niveau-Unterschied” zwischen den Halbzelle. Dieser Unterschied drückt sich in einer Potenzialdifferenz aus, die in elektrochemischen Zellen als Spannungsdifferenz ΔE gemessen wird.

Question 14

Elektrodenpotenzial

Answer 14

An der Metalloberfläche, wo Metall und Metallionen in Kontakt stehen, entsteht ein für jedes Metall charakteristisches Elektrodenpotenzial.

Es ist:

• **Partiell positiv **wenn sich an der Metalloberfläche Metallionen aus der Lösung an das Metallgitter anlagern (Reduktionsreaktion)
• Partiell negativ wenn Metallionen das Metallgitter verlassen (Oxidationsreaktion)

Question 15

Normalwasserstoffelektrode

Answer 15

= Referenz-Halbzelle für alle ΔE

Platinelektrode die bei Standardbedingungen (25 °C, 1013 hPa) in einer Säurelösung mit pH=0 von Wasserstoffgas umspült wird.

Das Elektrodenpotenzial der Normalwasserstoffelektrode wird dann gleich Null gesetzt und dient somit als Ausgangspunkt für alle anderen Normalpotenziale.

Question 16

Normalpotenzial E⁰

Answer 16

Das tatsächliche Potenzial E einer beliebigen Halbzelle ist u.a. von der Konzentration der Metallionen in der Elektrodenlösung abhängig. Um die verschiedenen Halbzellen vergleichbar zu machen hat man das Normalpotenzial E⁰ definiert.

Hierzu taucht man die Metallelektrode unter Standardbedinungen in eine 1 M Metallsalzlösung ein und bestimmt die Potenzialdifferenz zur Normalwasserstoffelektrode.

Question 17

Spannungsreihe

Answer 17

Darstellung diverser Redoxpaare und deren Normalpotenziale E⁰. Links die oxidierte Form, Rechts die reduzierte Form.

Siehe Bild

Question 18

Reduktionspotenzial

Answer 18

Das Reduktionspotenzial ΔE (“Reduktionskraft”) kann in der Spannungsreihe abgelesen werden.

Elektronen fliessen vom Redox-Paar mit negativerem E⁰-Wert zum Redox-Paar mit positiverem E⁰-Wert (von oben rechts nach unten links, Bergab Regel)

Question 19

Nernst-Gleichung

Answer 19

Das Normalpotenzial E⁰ ergibt sich nur bei Standardbedingungen (u.a. 1 M Metallsalzlösung). Falls die Konzentrationen der Redox-Paare von den Standardbedigungen abweicht findet die Nernst-Gleichung zur Bestimmung des wirksamen Potenzials E Anwendung (siehe Bild).

Question 20

Konzentrationszelle

Answer 20

Falls zwei Halbzellen desselben Redoxpaares mit verschiedenen Konzentrationen (Konzentrationszellen) in Kontakt stehen bildet sich zwischen ihnen ein Potenzial; Elektronen fliessen solange, bis sich die Konzentrationen der Metallsalzionen ausgeglichen haben (ΔE=0).

Man spricht dann von einer Konzentrationskette.

Question 21

Zusammenhang von ΔG und ΔE

Answer 21

Entscheidend für die Triebkraft einer Redox-Reaktion ist ΔG. Nur falls ΔG negativ ist laufen Reaktionen exergon ab. Hierzu muss die Potenzialdifferenz ΔE positiv sein. Im Bild wird der Zusammenhang zwischen ΔG und ΔE gezeigt.

Question 22

Knallgasreaktion

Answer 22

Stoffwechselenergie wird bei allen Lebewesen die Sauerstoff aufnehmen durch die Knallgasreaktion gewonnen.

2 H₂ + O₂ → 2 H₂O

Question 23

Atmungskette

Answer 23

In den Mitochondiren läuft die Knallgasreaktion stufenweise zur Gewinnung der Stoffwechselenergie ab. Die Energie wird als ATP (universelle Energiewährung in Lebewesen) gespeichert.