Redoxreaktionen

Question 1

Oxidation

Answer 1

Elektronenabgabe

Question 2

Reduktion

Answer 2

Elektronenaufnahme

Question 3

Oxidationsmittel

Answer 3

Stoff, der andere oxidiert, selber reduziert

Question 4

Reduktionsmittel

Answer 4

Stoff, der andere reduziert, selber oxidiert

Question 5

Regeln zur Bestimmung der Oxidationszahl

1. H und O
2. Elemente
3. 1HG, 2HG, 7. HG
4. Ionen bzw zsmgesetzte ionen

Answer 5

1. H: +1 und O: -2 (außer H2O2)
2. Immer Ox: 0
3. 1HG: +1, 2HG: +2, 7HG: -1
4. -> Ladungszahl (zB Na+, (SO4)^-2

Question 6

Spannungsreihe

Answer 6

Gibt Standardpotential E0 (unter Normalbed: Temp:25C, p: 1 atm, Ionen c: 1 mol/l)
von oben nach unten: Redmittel nehmen ab, Oxidationsmittel nehmen zu

Question 7

Elektrodenpotential E

Answer 7

Potenzialdifferenz zwischen 2

Reaktionspartnern -> aus ihrer Reaktion heraus resultieren Energiegewinn/verlust.

Question 8

Sinn der Galvanischen Zelle

Answer 8

Energiegewinn durch Ptentialdifferenz
- e-Fluss von A zu K

Anode: Oxidation
Kathode: Reduktion

Question 9

Vorgang galvanische Zelle

Answer 9

1.) Halbzellen werden in Verbindung gebracht, über Draht sowie Salzbrücke
2.) Sobald Verbindung da, gleich Elektronenfluss von Anode zur Kathode:
- Zink oxidiert zu Zn2+ -> Elektronen der Oxidation fließen über Draht zur Kathode
- Oxidiertes Zn2+ geht in Lösung über, bindet SO4
2-
-> Zinkplatte löst sich langsam auf

Kathode:
Elektronen kommen durch Draht an, Cu2+ Ionen aus der umgebenden Lösung lagern sich dem Cu-Blech
an
-> Cu-Blech wird also immer größer
-> das (SO4)2- aus der Kupfersulfat Lösung geht über die Salzbrücke in die Zink-Halbzelle, wo es mit
dem „neu“ entstandenen Zink-Kation verbindet.

Question 10

Nernst-Gleichung

Answer 10

wenn eine oder mehrere Bed abweichen

E = E0 + RT/nF* ln (Ox)/(Red)