1) Oxidationszahlen (Esperance)

1) Oxidationszahlen (Esperance) ..................................................................................... 2
2) Aufstellen von Reaktionsgleichungen (Sandra Wiener) ..................................... 3
3) Redoxreihe der Metalle (Martha Elisabeth Weber) .............................................. 6
5) Standard Wasserstoffhalbzelle (Helena Wilhelm)................................................. 7
6.1) Galvanische Zellen – Leclanché(oder Zink-Braunstein-Zelle)Batterie
(Jonas Jäkel) .......................................................................................................................... 8
6.2) Galvanische Zellen - Silberoxid + Lithium Batterie (Robin Rei) .................. 9
6.3) VOLTAsche Säule (Christian Zimmer)............................................................... 10
7) Herleitung der Nernstschen Gleichung (Eugen Guruschkin)......................... 12
7.1) Nickel-Metallhydrid + Lithium-Ionen Akkumulator (Sabrina Schölch) .. 15
8) Verhalten von Metallen gegenüber sauren Lösungen (Sergej Schmidt) ...... 16
9) Konzentrationszelle (Jürgen Rennar) ..................................................................... 17
10) Brennstoffzelle (Sophie Feuerhake)...................................................................... 19
11.1) Aluminiumherstellung und das Eloxalverfahren (Elisabeth Kircher) .... 20
11.3) Edelmetalle (Nadine Bonte) ................................................................................. 21
11.4) Herstellen von Zink (Sebastian Müller) ........................................................... 22
11.5) Raffination von Kupfer - elektrolytisch (Sonja Pfitzer) ............................... 23
12) Elektrolyse – (Tillmann Ohm)................................................................................. 23
12.1) Schmelzflusselektrolyse (Kitisack Phone Phai Phane) ................................ 24
12.2) Chloralkali Elektrolyse + Amalgam/Membran Verfahren (Konrad
Nadolny) ................................................................................................................................ 26
13.1) Sauerstoff Korrosion (Omid Mirani) ................................................................. 28
14.1) Korrosionsschutz Überzüge (Verzinken + Verzinnen) (Joshua Braml
und Jessica Lenz) ............................................................................................................... 29
17.1) 1. Faradaysche Gesetz (Jens Schober) .............................................................. 32
17.2) 2. Faradaysche Gesetz (David Filip) .................................................................. 32
19) Messung von pH-Werten (Joachim Mees) .......................................................... 33
18) Iodometrie (Esperance) ............................................................................................. 34
1) Oxidationszahlen (Esperance)
Die Oxidationszahl Nox (auch Oxidationsstufe, Oxidationswert) gibt an, wie viele
Elementarladungen ein Atom innerhalb einer Verbindung formal aufgenommen
beziehungsweise abgegeben hat, zum Beispiel bei einer Redoxreaktion. Sie entspricht somit
der hypothetischen Ionenladung eines Atoms in einem Molekül bzw. der tatsächlichen
Ladung einatomiger Ionen.
Eine andere Definition lautet: Die Oxidationszahl eines Atoms in einer chemischen
Verbindung ist formal ein Maß zur Angabe der Verhältnisse der Elektronendichte um dieses
Atom. Eine positive Oxidationszahl zeigt an, dass die Elektronendichte gegenüber seinem
Normalzustand verringert ist, eine negative zeigt an, dass die Elektronendichte um das Atom
erhöht ist.
Bedeutung der Oxidationszahl:
Unterschiedliche Atome geben eine unterschiedliche Zahl an Elektronen ab:
Dann hat das Atom eine positive Oxidationsstufe; das Atom ist mit weniger Elektronen als
Protonen positiv geladen - ein Kation. Die Anzahl der gegenüber dem Atom abgegebenen
Elektronen ist gleich der Oxidationszahl mit positivem Vorzeichen.
Oder Atome nehmen eine unterschiedliche Zahl an Elektronen auf:
Dann hat das Atom eine negative Oxidationsstufe; das Atom ist mit mehr Elektronen als
Protonen negativ geladen - ein Anion. Die Anzahl der gegenüber einem Atom zusätzlichen
Elektronen ist gleich der Oxidationszahl mit negativem Vorzeichen.
Bei polaren bzw. kovalenten Bindungen werden die Elektronen zwar in Wirklichkeit nicht
vollständig abgegeben, aber rein formal werden die Elektronen auch hier für die Ermittlung
der Oxidationszahl dem elektronegativerem Element zugeschlagen.
Hilfsregel:
In der Praxis hat es sich als hilfreich erwiesen, für die Bestimmung der Oxidationszahlen
einige Regeln zu formulieren:
1. Das Fluoratom (F) als Element mit höchster Elektronegativität bekommt in
Verbindungen immer die Oxidationszahl −I.
2. Sauerstoffatome bekommen die Oxidationszahl −II – außer in Peroxiden (dann: −I)
und in Verbindung mit Fluor (dann: +II).
3. Weitere Halogenatome (wie Chlor, Brom, Iod) haben im Allgemeinen die
Oxidationszahl (−I), außer in Verbindung mit Sauerstoff oder einem Halogen, das im
Periodensystem höher steht.
4. Metallatome bekommen in Verbindungen als Ionen immer eine positive
Oxidationszahl.
5. Alkalimetalle haben stets +I und Erdalkalimetalle stets +II als Oxidationszahl.
6. Wasserstoffatome bekommen die Oxidationszahl +I, außer wenn Wasserstoff mit
„elektropositiveren“ Atomen wie Metallen (Hydride) oder sich selbst direkt verbunden
ist.
7. Im elementaren Zustand ist die Oxidationszahl stets gleich 0 (z. B. I2, C, O2, P4, S8).
8. In ionischen Verbindungen (Salzen) ist die Summe der Oxidationszahlen identisch mit
der Ionenladung.
9. In kovalenten Verbindungen (Molekülen) werden die Bindungselektronen dem
elektronegativeren Bindungspartner zugeteilt. Gleiche Bindungspartner erhalten je die
Hälfte der Bindungselektronen. Die Oxidationszahl entspricht somit den zugeteilten
Bindungselektronen im Vergleich zu der Anzahl der normalerweise vorhandenen
Außenelektronen.
10. Die höchstmögliche Oxidationszahl eines Elementes entspricht der Haupt- bzw.
Nebengruppenzahl im Periodensystem (PSE)
2) Aufstellen von Reaktionsgleichungen (Sandra Wiener)
Aufstellen von Reaktionsgleichungen:
Bei chemischen Reaktionen wandeln sich Ausgangsstoffe, Edukte genannt, in Endprodukte
um.
Chemische Reaktionen sind oft begleitet von
• Wärmefreisetzung (exotherme Reaktionen) oder von notwendiger
• Zufuhr von Wärme (endotherme Reaktionen}.
Reaktionsgleichungen in der Chemie beschreiben den Verlauf einer Reaktion.
An dieser Stelle beschränken wir uns auf das Verfahren mit den Masseerhaltungssatz. Dieses
ist einfacher zu verstehen, jedoch wird es schnell unübersichtlich bei komplizierteren
Reaktionen.
Reaktionsgleichungen in der Chemie beschreiben zunächst einmal:
• Die Ausgangsstoffe einer Reaktion
• Die Endprodukte einer Reaktion
Erstes Beispiel:
Edukte: Wasserstoff und Sauerstoff
Produkt: Wasser
Für Edukte und Produkte werden dann chemische Formeln eingesetzt:
Edukte: H2 und O2
Produkt: H2O
Edukte: Wasserstoff u Sauerstoff
Produkt: Wasser
!!Für Edukte und Produkte werden dann chemische Formeln eingesetzt!!
Edukte: H2und O2
Produkt:H20
Edukte und Produkte werden durch Pfeile voneinander abgetrennt:
• --> Reaktion läuft vollständig ab. Alle Edukte können sich in Produkte umwandeln,
wenn die Edukte Im richtigen Zahlenverhältnis zueinander stehen, dazu gleich mehr.
• <--> dabei, die Reaktion läuft nicht vollständig ab. Alle Edukte wandeln sich
makroskopisch bis zu einem bestimmten Grad in Produkte um, danach »legen Edukte und
Produkte Im Gleichgewicht vor. Im Gleichgewicht vorliegen bedeutet, dass sowohl die Hin-
als auch die Rückreaktion absaufen, aber die Hinreaktion ist ebenso schnell wie die
Rückreaktion.
Verschiedene Edukte und verschiedene Produkte werden durch ein '+' Zeichen voneinander
abgetrennt.:
H2-O2 —> H2O
Jetzt müssen Koeffizienten eingefügt werden, damit der Masseerhaltungssatz erfüllt wird:
Stoffmenge
Edukte
Produkte
Mol Wasserstoff
2
2
Mol Sauerstoff
2
2
Diese Gleichung ist also noch nicht vollständig; links stehen doppelt so viele Sauerstoffatome
wie rechts. Das darf nach dem Masseerhaltungssatz nicht sein, denn auch
Sauerstoffatome können sich ja nicht 'In Luft auflösen'.
Deshalb wird die Gleichung korrigiert, es werden nur die Hälfte der Stoffmenge an
Sauerstoffatomen eingesetzt, An den chemischen Formeln für die Stoffe selbst darf natürlich
nichts verändert werden, sehr wohl aber an den Koeffizienten (Vorzahlen):
1 H2 + 1/2 O2 -> 1 H2O
Jetzt stimmt die Gleichung:
Stoffmenge
Edukte
Mol Wasserstoff
2
Mol Sauerstoff
1
Produkte
2
1
Jetzt stellen vielleicht einige die Frage, weshalb die Sauerstoffmoleküle einfach halbiert
werden dürfen. Die Antwort; Natürlich dürfen und werden nicht die Moleküle selbst halbiert;
aber man kann sehr wohl an Stelle von 602,204,500.000.000.000.000.000 Sauerstoffmolekülen
nur 301.102.250.000.000.000.000.000 Sauerstoffmoleküle einsetzen. Zur Erinnerung:
6,022*E+23 Teilchen stehen für die Stoffmenge von einem Mol. Ein halbes Mol kann also
sehr wohl existieren.
Damit dieses Missverständnis vor» Anfang an ausgeräumt wird, wenden daher vorwiegend
ganzzahlige Koeffizienten verwendet. In diesem Beispiel wurde die Gletchung mit 2
multipliziert:
2H2 + 1O2  2H2O
Allgemeines Prinzip
Nach diesem und dem folgenden Schema können für viele der einfachen anorganischen
Reaktionen Reaktionsgleichungen aufgestellt werden. Dazu ein weiteres Beispiel:
l. Schritt: Beschreibung von Edukten und Produkten
EISEN und Sauerstoff ergibt Eisenoxid.
2. Schritt: Einführung der chemischen Formeln für die Stoffe
Fe + O2  Fe2O3
3. Schritt: Einführen der Koeffizienten:
Der Masseerhaltungssatz ist noch nicht erfüllt:
Stoffmenge
Mol Eisen
Mol Sauerstoff
Edukte
1
2
Produkte
2
3
Rechnung:
Rechts steht doppelt so viel Eisen wie links. Eisen muss also auch auf der linken Seite
verdoppelt werden.
Rechts stehen 3/2 mal mehr Sauerstoff als links, Der Sauerstoff muss also auf der
linken Seite den Koeffizienten 3/2 erhalten.
2Fe + 3/2 O2  Fe2O3
Jetzt stimmt der Masseerhaltungssatz:
Stoffmenge
Mol Eisen
Mol Sauerstoff
Edukte
2
3
Produkte
2
3
Letzter Schritt: Einführung ganzzahliger Koeffizienten:
Multiplikation mit 2:
4Fe + 3O2  2Fe2O3
Dieses Prinzip kann auch bei schwierigeren Gleichungen angewendet werden. Hierbei
kümmert man sich um Wasserstoff und Sauerstoff oft erst später, weil er meist In beliebiger
Menge in wässrigen Lösungen und in der Luft vorkommt (Wasserstoff aber natürlich nicht in
elementarer Form). Allgemein sollten in Reaktionsgleichungen /zuerst diejenigen Elemente
ausgeglichen werden, die möglichst wenig vorkommen, dann diejenigen, die öfter auftauchen.
1. Schritt: Beschreibung von Edukten und Produkten
Bariumnitrid und Wasser ergeben Bariumhydroxid und Ammoniak
2. Schritt: Einführung der chemischen Formeln für die Stoffe
Ba3N2 + H2O  Ba(OH)2 + NH3
(Diese chemischen Formeln können z.B. aus Büchern entnommen werden)
3. Schritt: Einführen der Koeffizienten
Der Massenerhaltungssatz ist noch nicht erfüllt:
Stoffmenge
Edukte
Produkte
Mol Barium
3
1
Mol Stickstoff
2
1
Mol Sauerstoff
1
2
Mol Wasserstoff
2
5
Rechnung:
Links steht dreimal so viel Barium wie rechts. Barium muss also auch auf der rechtem
Seite den Koeffizienten 3 erhalten.
Links stehen doppelt soviel Stickstoff wie links. Der Stickstoff muss also auf der
rechten Seite auch
verdoppelt werden.
Um Wasserstoff und Sauerstoff kümmern wir uns gleich.
Ba3N2 + H2O  3Ba(OH)2 + 2NH3
Der Massenerhaltungssatz ist jetzt für Barium und Stickstoff erfüllt:
Stoffmenge
Edukte
Produkte
MOL BARIUM
3
3
Mol Stickstoff
2
2
MOL SAUERSTOFF
1
6
Mol Wasserstoff
2
12
Frage am Rande: Wie kommt man auf 12 Mol Wasserstoff?
• Ba(OH)2 enthält 2 Mol Wasserstoff
• 3 Ba(OH)2 enthält 3*2 Mol =6 Mol Wasserstoff
• NH3 enthält 3 Mol Wasserstoff
• 2 NH3 enthällt 2*6 Mol = 6 Mol Wasserstoff
• 6 Mol Wasserstoff + 6 Mol Wasserstoff = insgesamt 12 Mol Wasserstoff auf der
Produktseite
Ähnlich läuft die Rechnung für den Sauerstoff ab. Ausprobieren!
4 Schritt: Ausgleich von Wasserstoff und Sauerstoff
Jetzt bleibt nur noch Wasserstoff und Sauerstoff zu korrigieren.
Stoffmenge
Edukte
Produkte
Mol Barium
3
3
Mol Stickstoff
2
2
Mol Sauerstoff
1
6
Mol Wasserstoff
2
12
Rechnung:
Rechts steht sechsmal so viel Sauerstoff wie links. Sauerstoff muss also auch auf der
linken Seite den Koeffizienten 6 erhalten.
Rechts steht sechsmal so viel Wasserstoff wie links. Der Wasserstoff muss also auf der
linken Seite auch versechsfacht werden.
Wasserstoff und Sauerstoff erhalten wir in diesem Fall aus dem Wasser:
Ba3N2 + 6 H2O  3Ba(OH)2 + 2NH3
Masseerhaltungssatz ist erfüllt:
Stoffmenge
Edukte
Produkte
Mol Barium
3
3
Mol Stickstoff
2
2
Mol Sauerstoff
6
6
Mol Wasserstoff
12
12
Letzter Schritt: Einführung ganzzahliger Koeffizienten
Entfällt in diesem Beispiel. Die fertige Gleichung lautet also:
Ba3N2 + 6 H2O  3Ba(OH)2 + 2NH3
3) Redoxreihe der Metalle (Martha Elisabeth Weber)
Die Redoxreihe der Metalle wird durch das sog. Redoxorbital gesteuert. Darunter versteht
man das Bestreben eines Stoffes Elektronen abzugeben und positive Ionen zu bilden. Um die
Redoxreihe der Metalle zu verstehen führt man am besten folgende Kurzversuche durch:
Fünf Metallbleche und fünf Metallsalzlösungen werden benötigt. Die Metallbleche werden
versuchsweise die verschiedenen Lösungen gestellt, nach einer fünf bis zehn Minuten
umfassende Wartezeit, bildet sich das Ergebnis deutlich ab: Zinkblech bildet z.B. in einer
Eisenchloridlösung einen Belag, in einer Magnesiumchloridlösung dagegen nicht. Also muss
Mg weiter links vom Zn stehen, und dieses wiederum weiter links vom Fe. Kupferblech
reagiert nicht mit Eisensulfatlösung, wohl aber mit Silbernitratlösung. Also muss Mg links
vom Zn stehen, und dieses wiederum links vom Fe. Das Ag steht rechts vom Cu, das Cu
wieder rechts vom Fe. Diese Handlungsweise erlaubt auch ein neues Metall in die Redoxreihe
einzugliedern. Zum Beispiel bildet sich in einer Kupfersulfatlösung ein Belag auf einem Stück
Blei; das bedeutet das Blei ist unedler als das Kupfer. Auf dem Stück Blei bildet sich aber
kein Belag, wenn man es in eine Eisensulfatlösung stellt. Das heißt Blei ist rechts vom Eisen.
Es folgen die so entstandene Grafik:
Magnesium
Zink
Eisen
Blei
Kupfer
Silber
Der Wasserstoff findet sich ebenfalls in dieser Grafik, weil er ebenso wie die Metalle, positive
Ionen bildet. Die unedlen Metalle, die auf der linken Seite vom Wasserstoff stehen,
verdrängen diesen aus schwachen Säuren und stellen gegenüber dem Wasserstoff das
jeweilige Reduktionmittel da.
Z.B: Mg + 2 H3O+
--------> Mg²+
+ H2 + 2 H2O
Eine Reduktion ist die Abspaltung eines oder mehreren Elektronen. Es bildet sich ein
positives Ion:
Eine Oxidation ist eine Verschmelzung von einem oder mehreren Elektronen mit einem
Atom. Es bildet sich ein negatives Ion:
Wenn beides zusammen nimmt hat man eine Redoxreaktion:
Quellen:
chemiemaster.de
u-helmich.de
wikipedia.de
5) Standard Wasserstoffhalbzelle (Helena Wilhelm)
Die Standardwasserstoffhalbzelle (SWHZ)
Was ist die Standardwasserstoffhalbzelle?
Die SWHZ besteht aus einem platinierten Platinblech, welches in eine
wässrige Lösung von Oxonium- Ionen, also Hydronium- Ionen, getaucht
wird(c=1 mol/l). Das Blech wird von Wasserstoff, mit dem Partialdruck
von 1013 hPa, umspült.
Welche Beobachtungen sind zu machen?
Am Blech stellt sich nun ein elektrochemisches Gleichgewicht,
zwischen Wasserstoff und Oxonium- Ionen, ein.
Für was wird die Standardwasserstoffhalbzelle genutzt?
Die Bedingungen (1 mol/l, 1013 hPa) wurden als Standardbedingungen
für die Bestimmung von Elektrodenpotentialen definiert. Der
Standardwasserstoffhalbzelle wurde per Definition das Potential (
Spannung) Null zugeordnet. Sie dient als Bezugspunkt zum Vergleich
von Elektrodenpotentialen.
6.1) Galvanische Zellen – Leclanché(oder Zink-Braunstein-Zelle)Batterie
(Jonas Jäkel)
Galvanische Zellen
Eine galvanische Zelle ist eine Vorrichtung
zur Umwandlung von chemischer Energie
in elektrische Energie. Sie besteht aus einer
Kombination von zwei verschiedenen
Elektroden und einem Elektrolyten.
Funktionsweise:
In einer galvanischen Zelle läuft eine
Redoxreaktion ab, bei der die Reduktion
und die Oxidation in zwei voneinander
getrennten Halbzellen statt findet. Diese
werden mit einem Elektronenleiter und
einem Ionenleiter verbunden, wodurch der
Stromkreis geschlossen wird und
elektrische Energie gewonnen wird. Die
Anode ist hierbei negativ geladen und die
Kathode positiv.
„Der Name geht auf den italienischen Arzt Luigi Galvani zurück. Er entdeckte, dass ein mit
Instrumenten aus verschiedenartigen Metallen berührter Froschschenkel-Nerv
Muskelzuckungen auslöst, da das so gebildete Redox-System als galvanisches Element
Spannung aufbaut, so dass Strom fließt.“1
Leclanché-Batterie (oder Zink-Braunstein-Zelle)
Die Leclanché-Batterie, ein
Trockenelement, ist eine galvanische
Zelle, die der Gewinnung von
elektrischer Energie aus chemischer
Energie dient. Sie war aufgrund ihrer
preiswerten Herstellung
weitverbreitet, wurde jedoch von den
leistungsfähigeren und
auslaufsichereren Alkali-ManganBatterien abgelöst
Funktionsweise:
Innerhalb der Metallummantelung befindet sich eine mit Ammoniumchloridlösung getränkte
Pappe als Elektrolyt, die einen Kohlestab (die Kathode) umgibt und selbst von der Anode,
einem Zinkbecher (Zinkelektron) umfasst wird.
Der Kohlestift ist etwas herausgezogen und stellt mit der Metallkappe den Pluspol dar,
wohingegen der Metallboden als Minuspol benutzt wird.
Zink-Luft-Batterie
Die Zink-Luft-Batterie ist eine Knopfzelle,
bei welcher die Spannung durch reduzierung
der Luftzufuhr gedrosselt wird um so z.B.
den Einsatz in Hörgeräten zu ermöglichen.
Durch elektrische Ladung besteht die
Möglichkeit der Wiederaufladbarkeit.
Funktionsweise:
Zinkmetall wird mit Luftsauerstoff in einem alkalischen Elektrolyten oxidiert, wobei eine
elektrochemische Energie entsteht. Hierbei stellt das Zinkmetall die Anode und der
Luftsauerstoff die Kathode dar.
Dies wird durch folgende Redoxreaktion ausgedrückt:
Quellen: http://de.wikipedia.org/wiki/Galvanische_Zelle
6.2) Galvanische Zellen - Silberoxid + Lithium Batterie (Robin Rei)
Eine galvanische Zelle besteht aus zwei Halbzellen:
• Einer Donatorhalbzelle mit Minuspol - hier findet eine Oxidation statt.
• Einer Akzeptorhalbzelle mit Pluspol - hier finden eine Reduktion statt.
Und einem Diaphragma, das die für den Ladungsausgleich nötige Ionenwanderung zwischen den Halbzellen ermöglicht. Es findet also eine Redoxreaktion statt, bei der Oxidati-
on und Reduktion räumlich getrennt ablaufen. Im Gegenteil zur Elektrolyse ist in einer galvanischen Zelle die Anode negativ und die Kathode positiv geladen.
Silberoxid-Batterie
Eine Silberoxid-Batterie ist eine galvanische Zelle. Hier wird Silberoxid als Oxidationsmittel
am Pluspol verwendet; das Reduktionsmittel ist Zink. Die Reaktionen in den Halbzellen
finden wie folgt statt:
Minuspol:
Zn s
Pluspol:
Ag2O s
→
Zn2+ aq
+
2e-
+
+ H2O l
2e-
→
2Ag s
+
2OH- aq
Silberoxid-Batterien werden meist als Knopfzellen produziert. Ihr Vorteil ist, dass die
Nennspannung fast konstant 1,5 Volt beträgt.
Lithium-Batterie
Auch Lithium-Batterien sind galvanische Zellen. Man verwendet dafür Lithium am Minuspol. Lithium ist aufgrund seiner geringen Dichte hierfür gut geeignet. Die Wahl des Oxidationsmittel differenziert je nach Batterie. Im folgenden Beispiel wählen wir Mangandioxid.
Die beiden Teilreaktionen laufen wie folgt ab:
Minuspol:
Li s
Pluspol:
Li+
→
+
e-
Li- +
+ MnO2 s
→
eLiMnO2 s
Da Lithium sehr lebhaft mit Wasser reagiert, können in einer Lithium-Batterie nur nichtwässrige Oxidationsmittel eingesetzt werden. Ein Vorteil der Lithium-Batterie ist ihre lange
Lagerfähigkeit (bis zu 10 Jahre); sie entlädt sich nur sehr langsam
6.3) VOLTAsche Säule (Christian Zimmer)
Historischer Hintergrund:
Früher waren nur Elektrische Erscheinungen, die auf Reibung beruhten, bekannt.
Doch der Mediziner Galvani machte mit dem Experimenten mit Froschschenkeln die ersten
Schritte in Richtung der Elektrochemie.
Er nutzte die Erkenntnis dass die Schenkel von frisch getöteten Fröschen zucken wenn man
über sie einen elektrischen Strom leitet. Als er dann bei einem seiner Versuche einen
Schenkel an einem Messing- und Eisendrahtdraht befestigte und diese sich berührten
beobachtete er das der Schenkel zuckte. Die erste galvanische Zelle wurde Entdeckt.
Galvani konnte allerdings seine Entwicklung nicht erheblich weiterführen, so entdeckte später
Volta die zusammenhänge dieses Vorgangs. Er lenkte seine Aufmerksamkeit auf die
verschiedenen Metalle (bei dem gleichen Versuch wie Galvani) und stellte seine Theorie
,,metallische Elektrizität’’ vor. Er konnte verschiedene Metalle anordnen und je weiter sie in
dieser Anordnung auseinander lagen desto stärker war die hervorgerufene Elektrizität.
Anordnung: Zink, Blei, Eisen, Kupfer, Silber, Gold
Durch diese Erkenntnis war Volta in der Lage ein Gerät herzustellen das eine konstant hohe
Elektrizität abgab bzw. erzeugte. Diese Erfindung war die Voltasche Säule die der Vorgänger
aller modernen Batterien war und von großer Bedeutung zu dieser Zeit. Man war nun in der
Lage die Elektrizität weiter zu erforschen als man es vorher konnte und fand die
Gleichspannung .
Aufbau:
Die Voltesche Säule besteht aus aufeinander gestapelten Kupfer und Zink-Plättchen die durch
in verdünnter Schwefelsäure getränkten Filzscheiben getrennt sind. Eine Zinkplatte,
Filzscheibe und Kupferplatte nennt man Voltaelement. Ein Voltaelement Entspricht einer
Galvanischen Zelle. Die komplette Säule ist also eine Kette von in Reihe geschalteten
Galvanischen Zellen. Die Cu-Platte bildet den + pol und die Zn-Platte den – pol beide sind
durch einen Draht und einem ohmschen Widerstand verbunden.
Funktionsweise:
Beide Metalle, Kupfer und Zink, gehen in Lösung sobald man den + und - pol verbindet.
Dabei hat das unedlerer Metall (Zink) die größerer Lösungstension als das Kupfer. Nun bilden
sich an den jeweiligen platten Cu2+ und Zn2+ wobei in den platten die 2e- bleiben. Da sich
aber mehr Zn2+ bilden sind auf dieser Seite in der Platte auch mehr e- die dann eine größere
negative Ladung bilden als in der Cu-Platte => die Elektronen werden durch den Draht auf
die andere Seite zu der Cu-Platte gedrückt wodurch ein Strom fließt.
Redoxreaktion:
Zn(s)  Zn2+(aq) + 2e-
(Oxidation, Anode)
Cu+2(aq) +2e- Cu(s)
(Reduktion, Kathode)
_______________________
Zn(s9 + Cu2+  Zn+2 + Cu (Redoxreaktion)
Quellen:
http://de.wikipedia.org/wiki/Voltasche_S%C3%A4ule
http://de.wikipedia.org/wiki/Daniell-Element
Sekundarbereich II Chemie heute (S. 138-139 ff.)
7) Herleitung der Nernstschen Gleichung (Eugen Guruschkin)
1) Das chemische Potential
Jede Substanz besitzt ein chemisches Potential,  chem. Dieses beschreibt die Neigung eines
Stoffes eine chemische Reaktion einzugehen.
ai = Aktivität des Stoffes i = aktives Verhalten, Tätigkeitsdrang eines Stoffes
In verdünnter Lösung ist „ai“ gleich der Konzentration „ci“.
2) Elektrochemisches Potential
Wenn Ladungen von einer Phase in die andere gelangen, verrichten sie elektrische Arbeit.
Wird 1 Mol einer z-fach geladenen Lösung in eine Phase übertragen, wird folgende elektrische
Arbeit verrichtet:
Wel. = verrichtete
elektrische Arbeit
F = Faradaysche Konstante (F = 96.485,3399 C·mol−1)
Zi = Zahl pro Formelsatz umgetauschten Elektronen
Das elektrochemische Potential ist eine Verbindung aus dem chemischen Potential und der
elektrischen Arbeit.
Im Phasengleichgewicht gilt beim elektrochemischen Potential:
Die zwischen Lösung und Elektrode (Stab) Potentialdifferenz kann angegeben durch:
Nach dieser Potentialdifferenz wird die obere Gleichung aufgelöst und man erhält:
Den Ausdruck
bezeichnet man
und aMe setzt man 1
(c = 1 mol/l), sodass man folgende Gleichung erhällt:
Die Gleichung nennt man auch Nernstsche Gleichung einer Metallionen-Elektrode.
 bezeichnet man als Gleichgewichtsgalvanispannung einer Metallionen-Elektrode.
Allgemein heißt die Gleichung also:
Da in verdünnten Lösung „ai“ gleich der Konzentration „ci“ ist kann man die Nernstsche
Gleichung auch so formulieren:
Anwendungsbeispiel der Nernstschen Gleichung
Permanganat-Ion Hydronium-Ion
Reaktionsgleichung: MnO4Ox
E = E0 + R*T/z*F
E = E0 + 0,059 V /5
E = E0 + 0,059 V /5
+
8 H3O+
+
Mangan(II)
+ 5 e-  Mn2+
z*e

Wasser
+
4 H2O
Red
* lg c(Ox) /c(Red)
* lg c(MnO4-) * c(8 H3O+) / c(Mn2+)
* (lg c(MnO4-) * c(Mn2+) + lg c(8 H3O+))
pH = -lg(H3O+)
E = E0 + 0,059 V /5
E = E0 + 0,059 V /5
Annahme:
*
*
(lg c(MnO4-) * c(Mn2+) - 8 * pH)
(lg c(MnO4-) * c(Mn2+)) - (0,059 V /5 * 8 * pH)
c(MnO4-) = c(Mn2+) = 1 Mol / l
lg(1) = 0
E =
+
0,944
pH
E0
V *
7.1) Nickel-Metallhydrid + Lithium-Ionen Akkumulator (Sabrina Schölch)
Nickel-Metallhydrid-Akkumulatoren verwenden einen Pluspol aus einer Elektrode, die mit
Nickelhydroxid beschichtet ist und eine negative Elektrode, die aus einem Metallhydrid
besteht.
Der wesentlich Unterschied zwischen einem Nickel/Cadmium-Akku und einem
Nickel/Metallhydrid-Akku liegt im Aufbau der negativen Elektrode: Statt Cadmium
verwendet man eine Metall-Legierung, die bei Zimmertemperatur Wasserstoff speichern
kann. Beim Betrieb der Zelle wird der Wasserstoff oxidiert.
Die dadurch entstehenden H+-Ionen (Wasserstoffionen) reagieren mit den OH−-Ionen
(Hydroxidion) der Kalilauge zu Wasser.
Entscheidend für den Betrieb der Zelle sind eine schnelle Aufnahme und Abgabe von
Wasserstoff und eine große Aufnahmekapazität für Wasserstoff.
Als Elektrolyt wird Kaliumhydroxid -Lösung verwendet.
Die Spannung eines Ni/MH beträgt 1,2 V.
In der Zelle laufen folgende Reaktionen ab:
Minuspol:
Metall-H2 (s) + 2 OH−(aq) → Metall + 2 H2O (l) + 2 e−
Pluspol:
2 NiOOH(s) + 2 H2O(l) + 2 e− → 2 Ni(OH)2 (s) + 2 OH−(aq)
Zellreaktion:
Metall-H2 (s) + 2 NiOOH (s) → Metall + 2 Ni(OH)2 (s)
Durch Anlegen einer genügend großen Spannung lässt sich die Zellreaktion umkehren:
Der Akku wir wieder aufgeladen.
Lithium-Ionen-Akkumulator
Ein Lithium-Ionen-Akkumulator ist ein Akkumulator auf der Basis von Lithium. Er ist im
Gegensatz zur Lithium-Batterie wiederaufladbar.
Der Li-Ionen-Akku zeichnet sich durch seine hohe Energiedichte aus. Seine nutzbare
Lebensdauer beträgt mehrere Jahre; allerdings ist dies stark von der Nutzung und den
Lagerungsbedingungen abhängig. Li-Ionen-Akkus versorgen tragbare Geräte mit hohem
Energiebedarf, für die herkömmliche Blei-Akkus zu schwer oder zu groß wären,
beispielsweise Mobiltelefone, Digitalkameras, Camcorder oder Laptops sowie Elektro- und
Hybridfahrzeuge.
Prinzip:
Ein Lithium-Ionen-Akku erzeugt die elektromotorische Kraft durch die Verschiebung von
Lithium-Ionen.
Beim Ladevorgang wandern positiv geladene Lithium-Ionen durch einen Elektrolyten
hindurch von der positiven Elektrode zur negativen, während der Ladestrom die Elektronen
über den äußeren Stromkreis liefert. Eine negative Elektrode aus Lithium-Metall ist
elektrochemisch optimal, für einen Akku aber ungeeignet. Da sich die Elektrode beim
Entladevorgang genauso wie bei einer Lithium-Batterie auflöst, besteht beim Ladevorgang
keine Möglichkeit mehr, ihre Geometrie zu rekonstruieren.
Aufbau:
Das aktive Material der negativen Elektrode eines gängigen Li-Ionen-Akkus besteht aus
Graphit. Die positive Elektrode (Kathode) enthält meist Lithium-Metalloxide in
Schichtstruktur. Der Lithium-Ionen-Akkumulator muss komplett wasserfrei sein, da sonst das
Wasser reagiert. Meist wählt man eine Mischung von wasserfreien, aprotischen Lösungsmittel
mit niedrigviskosen Alkylcarbonaten/Äthern und Lithiumsalzen als Elektrolyten.
Beim Laden wandern Lithium-Ionen zwischen die Graphitebenen (nC); sie bilden mit dem
Kohlenstoff eine Interkalationsverbindung (LixnC). Beim Entladen wandern die Lithiumionen
zurück in das Metalloxid und die Elektronen können über den äußeren Stromkreis zur
positiven Elektrode fließen.
Wesentlich für das Funktionieren der Interkalation ist die Ausbildung einer schützenden
Deckschicht auf der negativen Elektrode, welche für die kleinen Li+-Ionen permeabel, für
Lösungsmittelmoleküle jedoch undurchlässig ist. Ist die Deckschicht ungenügend ausgebildet,
kommt es zur Interkalation von Li+-Ionen mitsamt den Lösungsmittelmolekülen, wodurch die
Graphitelektrode irreversibel zerstört wird.
Reaktionsgleichungen:
Negative Elektrode:
Positive Elektrode:
Redox-Gleichung:
8) Verhalten von Metallen gegenüber sauren Lösungen (Sergej Schmidt)
Unedle Metalle haben ein negatives Standart Elektrodenpotential.
Sie lösen sich in saurer Lösung unter Wasserstoffentwicklung auf!
z.B. Eisen, Zink, Aluminium usw.
+
z+
Me(s) + z * H (aq)  Me (aq) + z * H2 (g)
Edelmetalle haben ein positives Redoxpotential.
Sie lassen sich nicht von Hydronium-Ionen oxidieren.
z.B. Kupfer, Silber, Gold, Platin usw.
Eine der Ausnahmen:
Kupfer löst sich in halbkonzentrierter Salpetersäure unter Bildung von Stickstoffmonooxid
auf.
Oxidationsmittel sind die Nitrat-Ionen der Salpetersäure.
+
-
2+
2-
-
Cu(s) + HNO3(aq)  Cu(s) + H3O + NO3  NO + Cu O + H2O + OH
9) Konzentrationszelle (Jürgen Rennar)
Definition:
Eine Konzentrationszelle ist eine galvanische Zelle, die aus zwei gleichen Halbzellen
aufgebaut ist. Wenn beide Halbzellen die gleiche Konzentration enthalten, zeigt die
galvanische Zelle keine Spannung. Ändert man jedoch die Konzentration des Elektrolyten in
einer der beiden Halbzellen, so entsteht eine Konzentrationszelle, an der eine Spannung
messbar ist.
Man unterscheidet von Anfang an zwischen zwei Konzentrationszellen:
-
Konzentrationszellen mit Metallen
Konzentrationszellen mit Nichtmetallen
Beispiel 1: Blei-Konzentrationszelle :
Die Halbzelle mit der geringer konzentrierten Elektrolytlösung heißt Donatorhalbzelle und ist
der Minuspol ( c= 0.01 mol * l-1 ). Diese Elektrode besitzt das kleinere Potenzial.
Das lässt sich erklären, da aufgrund der stärker verdünnten Elektrolyten mehr Ionen aus dem
Metall in die flüssige Phase übergetreten sind als in der anderen Halbzelle, der
Akzeptorhalbzelle, dem Pluspol (c=1 mol * l-1).
Stellt man nun zwischen den Elektroden dieser Blei-Konzentrationszelle eine leitende
Verbindung her, fließen die Elektroden von der Halbzelle mit der verdünnten Lösung zu der
Halbzelle mit der konzentrierten Lösung. Dabei werden in der Donatorhalbzelle Blei oxidiert
und die Blei-Ionen gehen in Lösung, während in der Akzeptorhalbzelle Bei-Ionen reduziert
werden und sich an der Elektrode festes Blei abscheidet.
Die galvanische Zelle zeigt bei 25 °C eine Spannung von 0.059 V. Diese sinkt, wenn der
Konzentrationsunterschied abnimmt. Wenn beide Zellen die gleiche Konzentration haben,
endet der Stromfluss und es kann keine Spannung berechnet werden.
Beispiel 2: Chlor-Konzentrationszelle :
Im Gegensatz zur Blei-Konzentrationszelle ist bei der Chlor-Konzentrationszelle die
Halbzelle mit der stärker konzentrierten Lösung die Donatorhalbzelle (Minuspol).
Diese Halbzelle besitzt das niedrigere Elektrodenpotential, da bis zum elektrochemischen
Gleichgewicht(Beide Halbzellen mit gleicher Konzentration) weniger Chlor-Atome unter
Aufnahme eines Elektrons in Lösung gehen als in der Halbzelle mit der kleineren
Konzentration an Chlorid-Ionen (Azeptorhalbzelle).
Berechnung der Spannung U :
U = 0.059 V / z * log ( c ox / c red )
z
= Anzahl der Übergangslektronen pro Oxidation/Reduktion
c ox = Elektrolytkonzentration in der Oxidations-Halbzelle ( Pluspol)
c red = Elektrolytkonzentration in der Reduktions-Halbzelle (Minuspol)
Quellen: Chemiebuch : Chemie heute
10) Brennstoffzelle (Sophie Feuerhake)
11.1) Aluminiumherstellung und das Eloxalverfahren (Elisabeth Kircher)
Aluminium (AI):
Eigenschaften:
- silbrig, rostfrei, formbar, wärmeleitend
- wertvoller Energie/ Rohstoffspeicher
- Vorkommen in Frankreich, Afrika,
Südamerika, Australien, Guinea
- dritthäufigste Element der Erde
Geschichte:
- 1886: Franzose P. Héroult und der
Amerikaner C. Hall stellen mit
ElektolyseVerfahren Aluminium her
Herstellung:
Rohbauxit AIO(OH) --Aufschlussverfahren Aluminiumoxid Al2O3
Gemahlenes Bauxid (60 % Aluminiumhydroxid) wird in Rohrreaktoren mit
heißer Natronlauge umgesetzt. Es löst sich Aluminiumhyroxid AIO(OH) und
Rotschlamm wird abgetrennt. Die zurückbleibende Lösung wird verdünnt und
in Wirbelschichtöfen bei 1200°C entwässert.
Aluminiumoxid AI2O3 --Schmelzfluss-Elektrolyse--> Aluminium
Reduktion bei 960 °C, Zellspannung von 4,5 – 5 V: Die Anode (Graphit)
oxidiert im Kontakt mit der Schmelze (Tonerde in geschmolzenem Kryolith
Na3AIF6) und bildet das Anodengas Kohlenstoffdioxid und -monoxid. Die
Graphitblöcke verbrauchen sich während dieses Prozesses und müssen ersetzt
werden. Am Boden des Gefäßes (Kathode) setzt sich das flüssige Aluminium
ab, da es eine größere Dichte als die Schmelze hat, wird abgesaugt und in
Barren von 99,5 bis 99,9 % Reinheit gegossen.
Reaktion:
Kathode:
Anode:
Gesamtreaktion:
4 Al3+
+ 12 e- 
4 Al
3C
+ 60 e-  3CO2 + 12 e2 Al2O3 (s) + 3 C (s)  4 Al (s) + 3 CO2(g)
Eloxalverfahren:
Bedeutung:
Verfahren:
elektrolytische Oxidation von Aluminium
Eloxalverfahren verstärkt die natürliche Oxidschicht des Aluminiums
Der zu eloxierende Gegenstand wird als Anode in die Elektrolyse-Apparatur
geschaltet. Die Kathode besteht aus Blei oder Aluminium und das Elektrolyt
bildet verdünnte Schwefelsäure oder Oxalsäure. Die Kathode (-Pol) zerlegt
das in der Säure enthaltene Oxonium (H3O+) in Wasserstoff und Wasser.
Dabei wird Wasserstoff frei. Die Anode gibt e- ab und bildet an der
Aluminiumoberfläche AI3+ Ionen. Diese treffen auf das Elektrolyt.
2 AL3+ + 3 H2O ----> Al2O3 + 6 H+
Ein Teil der Elektroden löst sich auf, gleichzeitig bildet sich Aluminiumoxid,
das ins Metall hinein wächst (Schicht von 5 bis 25 Mikrometer) und
wabenähnliche Poren bildet. Diese können eingefärbt werden. Bei Behandlung
mit heißem Wasser schließt sich die Oxidschicht.
Quellen (S. 171-175)
11.3) Edelmetalle (Nadine Bonte)
Metalle wie Silber, Gold und Platin zählt man zu den Edelmetallen.
Sie sind:



sehr beständig gegenüber allen bekannten Elementen
sehr wiederstandsfähig gegenüber Korrosion sowie Oxydation
reaktionsträge
Eigenschaften:
Gold (Au):
Silber (Ag):
Platin(PT):
Schmelzpunkt : 1036°C
Schmelzpunkt : 961C
Schmelzpunkt : 1770°C
Siedepunkt : 2808°C
Siedepunkt : 1980°C
Siedepunkt : 3827°C
Dichte : 19,32 g/cm³
Dichte : 10,5 g/cm³
Dichte : 21,4 g/cm³
Weltproduktion : 1500t/J
Weltproduktion : 13500t/J
Weltproduktion : 220t/J
Preis (2000): 9000 €/kg
Preis (2000): 170 €/kg
Preis (2000): 14400€/kg
Gewinnung von Gold (Silber/Platin):


Die älteste Methode zur Goldgewinnung ist das Goldwaschen. Dabei wird Wasser
über zerkleinerte Gesteine geleitet wobei bis auf Gold alle Stoffe weggeschwemmt
werden. Gold setzt sich jedoch ab wegen seiner hohen Dichte .
Etwa 8 Milliarden Tonnen Gold sind in den Ozeanen verteilt, jedoch gibt es noch kein
sich lohnendes Verfahren zur Gewinnung dieses Goldes.


Bei Modernere Methoden wird das zerkleinerte Erz noch vermischt mit Schlamm und
Quecksilber. Dadurch bildet sich eine Legierung aus Gold und Quecksilber, danach
wird das Quecksilber abdestilliert. Es beleibt Gold zurück .
Goldhaltiger Schlamm wird mit Natriumcyanid-Lösung und Luftsauerstoff behandelt
dabei löst dich das Gold.
-> Silber wird ähnlich wie Gold gewonnen (mit Cyanidlaugung ) , jedoch kommt
es oft zusammen mit unedlen Metallen vor, z.B. Blei- und Kupfererzen.
-> Platin kommt in Kometen vor die schon vor ca. 2 Milliarden Jahren auf die
Erde stürzten. Aber auch in Verbindung mit Gold wurde es gefunden.
Verwendung :
Die Edelmetalle werden größtenteils für Schmuck verwendet vor allem Gold (60%). Aber
auch in der Elektronik, Silber ist der beste Leiter, es wird auch in der Fotochemie benutzt.
Gold wird für Münzen und Zahngold auch verwendet und Platin für Abgaskatalysatoren.
11.4) Herstellen von Zink (Sebastian Müller)
 Gegenstände aus dem Zink im Alltag:
Autokarosserie, Dachrinne, Dächer, Wasserhahn, Batterie, Sonnencreme
 Die beiden wichtigsten Verbindungen:
- Zinksulfid
(ZnS; Zinkblende)
- Zinkspat
(ZnCO3)
 Herstellung von Zink mit Hilfe der Verhüttung (trockenes Verfahren) oder der
Elektrolyse (nasses Verfahren)
Für beide Verfahren wird der Ausgangsstoff Zinkoxid (ZnO) benötigt. Dieses
wird durch Rösten von Zinksulfid (ZnS) gewonnen.
 Rösten von Zinksulfid
2 ZnS + 3 O2
2 ZnO + 2 SO2
 Das trockene Verfahren – Die Verhüttung
ZnO + CO
Zn + CO2
 Das nasse Verfahren – Die Elektrolyse
ZnO + H2SO4
ZnSO4 + H2O
Kathodengleichung: Zn2+ + 2 e-
Zn0
Anodengleichung:
SO42- + Pb0
PbSO4 + 2 e-
Gesamtgleichung:
ZnSO4 + Pb ---> PbSO4 + Zn
Quellen:
Chemie heute (Sekundarbereich II)
http://www.old.unibayreuth.de/departments/ddchemie/umat/zink2/zink2.htm
http://www.seilnacht.com/Lexikon/30Zink.htm
11.5) Raffination von Kupfer - elektrolytisch (Sonja Pfitzer)
Raffination → Verfahren zur Reinigung oder Veredelung von Rohstoffen.
Kupfer (Cu) → chemisches Element, gut formbar, leitet Wärme und Strom,
Metall.
Durch die Kupfer-Raffination werden edlere Metalle, wie
zum Beispiel Silber, Gold und Platin von Rohkupfer
entfernt, dessen Leitfähigkeit von der seiner Reinheit
abhängt.
In einer Lösung von Kupfersulfat in verdünnter
Schwefelsäure, bildet das zu reinigende Rohkupfer die
Anode und Elektrolytkupfer die Kathode. Wenn an der
Anode Kupfer oxidiert und an der Kathode Kupfer-Ione
reduziert werden, ergibt dies die geringste Zersetzungsspannung. Die Unterschiede der
Elektropotentiale entstehen dadurch, dass man Spannung brauch. Man muss mit etwa 0.3 V
arbeiten, so dass nur Kupfer (unedel) reagiert. Der Anodenschlamm entsteht bei der
Auflösung der Anode aus diesem unlöslichen Schlamm gewinnt man elektrolytisch die
Edelmetalle Platin, Gold und Silber. Da Kupfer am leichtesten von allen hydratisierten
Metall- Ionen reduziert wird, wird an der Kathode nur Kupfer abgeschieden. Um eine
Abscheidung von Arsen zu verhindern muss der Arsengehalt des Elektrolyten klein bleiben.
In der Schwefelsäure befinden sich Zn 2+, Fe 2+, da das Reinkupfer nur die Cu 2+ aufnimmt.
Anode:
Kathode:
Cu (roh) → Cu²+(aq) + 2 e2 H2O (l) → O2 (g) + 4H+ (aq) + 4 eCu²+ (aq) + 2 e- → Cu (rein)
2 H2O (l) + 2 e- → H2 (g) +2 OH- (aq)
___________________________________________________________________
Elektrolyse:
Aufspaltung einer chemischen Verbindung unter Einwirkung des
elektrischen Stroms.
Arsen: Chemisches Element, Sulfid, Halbmetall
Elektrodenpotential: gibt an, welche elektrische Spannung eine Elektrode liefern kann oder
welche Spannung benötigt wird, um bei einer Elektrolyse einen bestimmten Zustand aufrecht
zu erhalten.
12) Elektrolyse – Tillmann Ohm
Elektrolyse ist die Aufspaltung einer chemischen Verbindung mit Hilfe von Gleichstrom.
Dabei wird elektrische in chemische Energie umgewandelt → umgekehrt die Batterie.
Gleichstrom wird durch eine
leitfähige Flüssigkeit geleitet.
Positiv geladenen Kationen nehmen an
der Kathode Elektronen auf
→ werden reduziert.
An der Anode geben die negativ
geladenen Anionen Elektronen ab
→ werden oxidiert.
Zersetzungsspannung
Die Mindestspannung, die benötigt
wird, ist die Zersetzungsspannung Uz.
Bsp.:
Wasser in basischer Lösung: 0,401 V
Wasser in saurer Lösung: 1,23 V
Bsp.: NaCl wird elektrolysiert:
Kathode: 2 Na+ + 2 e- → 2 Na
Anode: 2 Cl
→ Cl2 + 2 e-
Oft muss zur Vermeidung unerwünschter chemischer Reaktionen der Kathoden- und
Anodenraum voneinander getrennt werden. Ein Diaphragma, ein Membran oder eine
Salzbrücke kann den Ladungsaustausch zwischen Anode und Kathode verhindern.
Quellen:
http://de.wikipedia.org/wiki/Elektrolyse
Stand: 15.04.08; 16:33:00
http://www.elektronik-kompendium.de/sites/grd/0209102.htm
Chemie Heute, Schroedel Verlag
ISBN: 3-507-10630-2
12.1) Schmelzflusselektrolyse (Kitisack Phone Phai Phane)
Einige Stoffe wie Aluminium, Natrium und Magnesium erhält man durch Elektrolyse von
Salzschmelzen (dient als Elektrolyt) . Die Schmelzflusselektrolyse wird in diesem Fall anhand
der Herstellung von Aluminium dargestellt.
Aufbau:
Der Vorgang findet in einer aus Kohle ausgekleideten Eisenwanne statt.
Kathode: Kohlenmasse mit integrierten Stahlschienen zur Stromzuführung
Anode: Blockanode aus Kohlenstoff (ca. 1000 kg), oberhalb der Elektrolysewanne an einem
Strombalken
Die Strombalken lassen sich bewegen, deshalb kann der Abstand (3cm-6cm) zueinander
reguliert werden.
Verfahren:
Da die Schmelztemperatur von reinem Aluminiumoxid bei 2045°C liegt müsste man sehr viel
Energie hinzufügen, um die Schmelze herzustellen. Deshalb wird die Tonerde in
geschmolzenem Kryolith gelöst, um bei niedrigen Temperaturen arbeiten zu können.
Unterstützt wird das ganze von Aluminiumfluorid und Lithiumfluorid, dadurch erhöht sich
die Leitfähigkeit.
Durch den Zusatz verschiedener Stoffe kann die Elektrolyse bei 940°C durchgeführt werden.
Gearbeitet wird mit einer Zellspannung von 4,5V bis 5V.
Reaktionsgleichung:
Kathode:
Anode:
4 AI 3+ + 12 e—> 4 AI
3 C + 6 O 2- —> CO 2 + 12 e-
Gesamtreaktion:
Durch elektronische Oxidation der Anode, im Kontakt mit der Schmelze, bildet sich direkt
Kohlenstoffdioxid aus Oxid-Ionen. Das Aluminium (flüssig) weist eine höhere Dichte als die
Elektrolyt-Schemlze auf, deshalb sammelt es sich auf dem Boden der Wanne und wird zur
Kathode. Dabei schützt die Schmelze vor Oxidation. Das in Barren gegossene Aluminium hat
eine Reinheit von 99,5%-99,9%.
12.2) Chloralkali Elektrolyse + Amalgam/Membran Verfahren (Konrad
Nadolny)
Chloralkali-Elektrolyse
Bei der Chloralkali-Elektrolyse werden aus Natriumchlorid (NaCl) die Grundchemikalien
Chlor, Wasserstoff und Natronlauge erzeugt.
Dabei wird Steinsalz in Wasser gelöst und anschließend elektrolysiert. Die ChloralkaliElektrolyse erfolgt endotherm, d.h. es wird
Energie in Form von elektrischem Strom hinzugefügt ,die 454 kj /mol beträgt.
Der Gesamtvorgang der Elektrolyse wird durch die folgende Gleichung beschrieben:
2 NaCl + 2H O -----> Cl + H + 2NaOH
²
²
²
Natriumchlorid liegt in einer wässrigen Lösung („Sole“) vor, wodurch neben den Na+ und Cl-Ionen auch die Dissoziationsprodukte des Wassers H3O+ (Oxonium-Kationen) und OH(Hydroxid-Anionen) vorliegen. Legt man an den Elektroden(Elektronenleiter) eine Spannung
an, werden die Chlorid- und die Oxonium-Ionen entladen, die die geringste
Mindestspannungspannung besitzen. Zurück bleiben die Natrium- und die Hydroxidionen, die
die Natronlauge bilden.
Bei der Elektrolyse finden folgenden Reaktionen statt:
Kathodenreaktion:
4 H2O → 2 H3O+ + 2 OH- Dissoziation des Wassers
2 H3O+ + 2 e- → H2 + 2 H2O Kathodenreaktion
2 H2O + 2 e- → H2 + 2 OH- Gesamtreaktion im Kathodenraum
Anodenreaktion:
2 NaCl → 2 Na+ + 2 Cl- Dissoziation des Salzes
2 Cl- → Cl2 + 2 e- Anodenreaktion
2 NaCl → 2 Na+ + Cl2 + 2 e- Gesamtreaktion im Anodenraum
Hauptproblem bei der Reaktionsführung ist die Trennung des anodisch entstehenden ChlorGases von den Kathodenprodukten Wasserstoff und Natronlauge, um die Bildung eines
hochexplosiven Chlorknallgas-Gemisches und eine Reaktion mit der Natronlauge zu
Hypochlorit (OCl-) und Chlorid, Cl-, zu vermeiden. Man setzt dazu das Amalgam-Verfahren
oder
das Membran-Verfahren ein.
Amalgam-Verfahren
Die Elektrolyse erfolgt beim Amalgam-Verfahren zwischen einer Graphit-Anode und
Quecksilber-Kathode.
Das Quecksilber fließt ständig als breites Band über den Boden der Elektrolysezelle. Am
Quecksilber scheidet sich Natrium ab, das sich mit dem Quecksilber zu der Legierung
Natriumamalgam (NaHg) umsetzt.An der Anode werden Chlorid-Ionen entladen, wobei sich
elementares Chlor bildet.
Das Amalgam wird danach mit Wasser behandelt, worauf sich Natriumhydroxid und
Wasserstoff bilden.Das Quecksilber wird wieder in die Elektrolysezelle zurückgeleitet.
Daneben fallen
die Gase Chlor und Wasserstoff an.
Anode:
_
_
2Cl (aq) ------->Cl (g) +2 e
²
_ ( Oxidation )
2H O(l) ----------->O (g) + 4 H+(aq) + 4e
²
²
Kathode:
_
Na+(aq) + e -------->Na(s)
(Reduktion)
_
_
2H O(l) + 2e -------->2OH (aq) +H (g)
²
²
Membranverfahren
Dieses Verfahren arbeitet mit Titan-Anode und eine Eisen-Kathode.Es ist umweltfreundlich
und nicht gesundheitsschädlich, da es keine Verunreinigungen durch Quecksilber gibt.
13) Korrosion
13.1) Sauerstoff Korrosion (Omid Mirani)
Korrosion, im allgemeinen Sinne Bezeichnung für die teilweise oder vollständige Abtragung,
Auflösung oder Aufweichung von Stoffen durch ihre chemische Reaktion mit der Umgebung.
In anderen Worten gesagt, ist Korrosion die Bezeichnung für allmähliche zersetzende
Wirkung natürlicher Stoffe wie feuchter Luft oder Wasser (und der darin gelösten
Bestandteile) auf Metalle.
Das bekannteste Beispiel der Korrosion ist das Rosten von Eisen. Es handelt sich dabei um
eine komplizierte chemische Reaktion, in deren Verlauf Eisen mit Sauerstoff und Wasser zu
2
Eisenoxidhydrat reagiert. Das Oxid ist ein Feststoff, der als poröser Belag (passiert durch die
Diffusion von Eisen(II)- Ionen und Hydroxid- Ionen auf dem Metall mit fortschreitender
Reaktion anwächst.
4 Fe (OH)2 (s) + O2 (g) ========== 2 Fe2O3 * H2O (s) + 2 H2O (l)
Doch bei diesem Vorgang, dass ich oben erwähnt habe entstehen auch Eisen(II, III)- oxid
(Fe3O4) sowie Eisen (II)- oxid
Doch was heißt überhaupt chemische Reaktion; jeder Vorgang, bei dem Atome oder
Atomgruppen umgeordnet werden. Eine chemische Reaktion ist beispielsweise die Bildung
von Rost (Eisenoxiden) durch die Einwirkung des Luftsauerstoffes auf Eisen in Gegenwart
von Wasser.
Vorgang Korrosion
An feuchter Luft korrodiert Eisen und bildet Rost, ein rötlichbraunes, hydratisiertes
Eisenoxid. Die Rostbildung ist ein elektrochemischer Vorgang, bei dem das Eisen Elektronen
an den Sauerstoff abgibt, es entstehen Eisen(II)- Ionen, die im Wasser gelöst werden. Edlere
Fremdmetalle im Eisen oder auch Eisenoxid fördern dabei die Korrosion aufgrund der
Bildung von Lokalelementen.
2 Fe (s)
----- 2 Fe²(+) (aq) + 4e(-)
Oxidation
O2 (aq) + 2 H20 (l) + 4e(-)
----- 4 OH (aq)
Reduktion
===================================================================
2 Fe (s) + O2 (aq) + 2 H2O (l)
----- 2 Fe²(+) (aq) + 4 OH(-) (aq)
Redoxreaktion
Beim Rosten müssen also sowohl Sauerstoff als auch Wasser vorhanden sein
Verunreinigungen im Eisen ein elektrisches „Paar” bzw. ein Lokalelement verursachen,
wodurch ein schwacher elektrischer Strom fließt. Mit kleinsten Wassertröpfchen (vorhin habe
ich von Wasser gesprochen, das habe ich gemeint) aus der Luftfeuchtigkeit entsteht bei
diesem Ablauf im Prinzip eine Art Elektrolytlösung. Sind noch andere lösliche Elektrolyte
zugegen (z. B. Salz) wird die Reaktion beschleunigt. Diese Reaktion zersetzt schließlich das
Eisen. Die Korrosion verläuft dort schneller, wo sich bereits Rost gebildet hat. Die
Metalloberfläche ist an diesen Stellen dann nicht mehr glatt und kann leicht angegriffen
werden. Siehe Korrosion.
Es gibt drei Methoden, um das Eisen vor dem Rosten zu bewahren:
 Man kann es 3legieren, so dass es auf chemische Art korrosionsbeständig wird
 man kann es mit einer Schutzschicht versehen, die mit den korrodierenden Stoffen
schneller als das Eisen reagiert und somit – indem sie selbst verbraucht wird – das
Eisen schützt; und
 man kann es mit einer undurchlässigen Oberflächenbeschichtung versehen, so dass es
mit Luft und Wasser gar nicht erst in Kontakt kommt.
Die effektivste Methode ist die Legierung, aber sie ist auch die teuerste. Rostfreier Stahl ist
beispielsweise eine derartige Legierung. In ihm sind nur Chrom oder Chrom und Nickel
zusammen mit Eisen verarbeitet. Er bietet allerdings keinen absoluten Rostschutz, ist aber
widerstandsfähig gegen heiße, konzentrierte 4Salpetersäure.
1
2
Eisenoxidhydrat, chemisch Fe2O3·1 H2O
Legierung, Sammelbegriff für Gemische,
die aus zwei oder mehr Komponenten bestehen, von
denen mindestens eine ein Metall ist
3
Salpetersäure, farblose, an feuchter Luft rauchende Flüssigkeit mit der chemischen Formel
HNO3
14) Korrosionsschutz
14.1) Korrosionsschutz Überzüge (Verzinken + Verzinnen) (Joshua Braml
und Jessica Lenz)
Metall-Korrosion kann erhebliche wirtschaftliche Schäden und Umweltschäden verursachen.
Um dies zu verhindern wurden mehrere Verfahren entwickelt um sie vor Korrosion zu
schützen. Die einfachste Methode ist es, die Oberfläche des Metalls vor Luft und Wasser zu
schützen. Zwei Arten werden wir vorstellen.


Metallschutzschichten: (Joshua Braml)
 Verzinnen
 Verzinken
Kathodischer Korrosionsschutz : (Jessica Lenz)
Metallschutzschichten:
Bei den Metallschutzschichten unterscheidet grundsätzlich zwei Verfahren: das
Schmelztauchen und das Galvanisieren.
Beim Schmelztauchen werden die zu schützenden Metalle, vor allem Eisen- und Stahlbleche,
3
Legierung, Sammelbegriff für Gemische, die aus zwei oder mehr Komponenten bestehen, von denen
mindestens eine ein Metall ist
4
Salpetersäure, farblose, an feuchter Luft rauchende Flüssigkeit mit der chemischen Formel HNO 3
in eine Schmelze von flüssigem Metall getaucht, so z.B. in flüssiges Zink beim
Feuerverzinken (z.B. Autokarosserien) oder in flüssiges Zinn bei der Feuerverzinnung (z.B.
Weißblechdosen als Konservendosen).
Beim Galvanisieren werden Metalle durch elektrolytische Abscheidung (Elektrolyse) auf das
zu schützende Metall aufgebracht, das als Kathode geschaltet wird.
Wichtige Verfahren sind Verzinnen, Verchromen, Vernickeln und Vergolden.
Wenn Metallschutzschichten durch äußere Einwirkungen (z.B. Kratzer) beschädigt werden,
setzt bei entsprechenden Umweltbedingungen Korrosion ein.
Vorteile
Verzinkung
(Schmelztauchverfahren)
Verzinkung
(galvanisch)
Sehr guter Rostschutz, auch in
Hohlräumen geschützt.
Nachteile
Kleine Beschädigungen werden vom
Zink ( Opfermetall ) selbst
„ausgebügelt".
Vorhandene Spannungen im Bauteil
lösen sich und ergeben meist Verzug.
Oberfläche kann rau und griesig sein.
Farbe haftet auf frischer ( silbrigglänzend
) Verzinkung sehr schlecht, Abwitterung
nach 1 bis 2 Jahren
Sehr günstig auch für große Teile.
Häufigste Oberflächenbehandlung auf
Schrauben und Kleinteilen.
Nur minimaler Rostschutz.
Haltbarkeit an Bewitterung ca. 1 Jahr.
Sehr günstig.
Nicht beständig gegen Salzwasser.
Vorteile
Nachteile
Verzinnung
(Schmelztauchverfahren)
Ein wesentlicher Vorteil des
Feuerverzinnens
von Kupfer besteht in der Bildung von
Legierungsschichten an der Grenze von
Grundmetall und Überzug - diese
Legierungsschichten führen zu einer
extrem guten Haftfestigkeit des
Überzugs.
Im Gegensatz zu galvanotechnischer
Verzinnung hoher Metallverbrauch und
Materialkosten.
Verzinnung
(galvanisch)
Mit diesem Verfahren lassen sich auch
sehr dünne Schichten von wenigen µm
realisieren, wodurch der
Materialverbrauch entsprechend gering
ist.
Zinnüberzüge können eine ebenso
gefürchtete wie exotische
Erscheinung hervorbringen: Aus dem
Zinnüberzug wachsen unter
bestimmten Bedingungen "Haare" hervor
wie die Schnurrhaare einer Katze. Diese
bis über 100
µm langen Whisker
bilden eine große Gefahr für stark
miniaturisierte elektronische
Bauteile und Schaltkreise und haben
schon zu Funktionsstörungen in
Satelliten, Raketen und Kernkraftwerken
geführt.
Kathodischer Korrosionsschutz:
Konstruktionen, die nicht durch Galvanisierung geschützt werden können, wie z.B.
unterirdische Rohrleitungen, Öltanker, Öl-Bohrplattformen und Brücken, werden elektrisch
leitend mit einem unedleren Metall, das sich ebenfalls im Wasser oder in feuchter Erde
befindet, verbunden.
Hierfür verwendet man Zink- oder Magnesiumplatten, die in der kurzgeschlossenen
galvanischen Zelle als Anode oxidiert werden und der Kathode Elektronen für die
Reduktionsprozesse liefern.
Dabei löst sich die Anode auf – deswegen spricht man von einer Opferanode. Durch diesen
Prozess ist die Kathode vor Korrosion geschützt und bleibt unbeschädigt.
Beispiel:
Ein Eisennagel wird mit dem unedleren Magnesium geschützt, indem Magnesium als Anode
wirkt und sich somit für das Eisen opfert. Es entsteht Wasserstoff an der Eisen-Kathode. Der
Grund hierfür ist im Elektronenfluss vom Magnesium zum Eisen zu suchen, da Magnesium
unedler ist als Eisen und somit ein größeres Reduktionsvermögen besitzt.
17) Faradaysche Gesetze
17.1) 1. Faradaysche Gesetz (Jens Schober)
Michael Faraday war ein englischer Physiker und Chemiker und lebte
im 19. Jahrhundert in England. Seine größten Erungenschaften waren
auf dem Gebiet der Elektrotechnik. Er stellte die Faraday’schen
Gesetze auf, die Grundgesetze der Elektrolyse. Desweiteren war er der
Entdecker der elektromagnetischen Induktion.
Das 1. Faraday'sche Gesetz besagt:
Die Stoffmenge, die an einer Elektrode während der Elektrolyse abgeschieden wird, ist
proportional zur Ladung, die durch den Elektrolyten geschickt wird.
Bei konstanter Stromstärke I ist die Ladung Q der Elektrolysezeit t proportional, verdoppelt
man nun also I oder t, erhält man die doppelte Ladung Q.
17.2) 2. Faradaysche Gesetz (David Filip)
Das 2. Faraday'sche Gesetz besagt:
Die durch eine bestimmte Ladung abgeschiedene Masse eines Elements ist proportional zum
Atomgewicht des abgeschiedenen Elements und umgekehrt proportional zu seiner Wertigkeit,
daher zur Anzahl von einwertigen Atomen, die sich mit diesem Element verbinden können.
Mit Hilfe des 2. Faraday'schen Gesetzes kann man die benötigte Ladung Q einer
elektrolytischen Abscheidung von einem Mol eines Stoffes berechnen.
z ist die Anzahl der Elektronen, die an der Elektrode ausgetauscht werden.
F ist die Faradaysche Konstante: 1F = 96500 C/mol = 96500 A*s/mol
Beispiel:
Wieviel Ladung ist erforderlich um 1mol Aluminium abzuscheiden?
Al³- + e³+ -> Al
Q = 1mol * 3 * 96500As/mol = 289500As
Abgeschiedene Stoffmenge: n = (I * t) / (z * F)
19) Messung von pH-Werten (Joachim Mees)
Quellen
Chemie heute, Sekundarbereich II, Schroedel Verlag
Chemie für Laboranten und Chemotechniker, Latscha, Klein, Gulbins, Springer-Verlag
Taschenatlas der Analytik, Georg Schwedt
Der Chemielaborant Teil 1, Schroedel Verlag
Der Chemielaborant Teil 1, Gebrüder Jänecke Verlag
pH-Fibel, Wissenschaftlich-Technische-Werkstätten GmbH
http://www.aquacare.de/meer/info/veroeff/ph1/phwert.htm
http://www.nugi-zentrum.de/Experimente/Grundlagen/pH-Wert_Indikator/pH-Messung.pdf
http://pdf.sartoserver.de/Prospekt/deutsch/ElektroAnalytik_Handbuch_Teil_2.pdf
18) Iodometrie (Esperance)
Die Iodometrie ist eine Methode der Redoxanalyse. Sie basiert auf den Eigenschaften des
korrespondierenden Redoxpaares Iod/Iodid. Iod ist mit einem Normalpotential E0 = +0,536 V
nur ein schwaches Oxidationsmittel. Starke Reduktionsmittel wie beispielsweise Zinn(II) oder
Thiosulfat können direkt mit Iodmaßlösung titriert werden. Starke Oxidationsmittel, z. B.
Bromat, Chlorat, Chlor, Chromat, Iodat oder Permanganat, reagieren mit Iodid unter Bildung
von Iod, das durch Titration mit Thiosulfatmaßlösung bestimmt werden kann. Sowohl Iod- als
auch Thiosulfatmaßlösungen müssen eingestellt werden, was durch Titration gegen die
Urtitersubstanzen erfolgen kann. Als Indikator wird bei der Iodometrie eine Stärkelösung
verwendet. Stärke bildet mit Triiod-Ionen (I3-) einen tiefblauen Komplex. Je nach
Durchführung der Titration erkennt man den Endpunkt am Auftreten oder am Verschwinden
dieser Blaufärbung.
Anwendungsbeispiel
Iodometrische Titration von Kupfer(II): Mit Hilfe der Iodometrie lassen sich zum Beispiel
Proben von Kupfer(II)-Ionen in wässriger Lösung sehr gut quantitativ bestimmen. Dieses
Beispiel demonstriert sowohl die reduzierenden als auch die oxidierenden Eigenschaften des
Iods.
Zunächst wird zur Kupferprobe ein ausreichender Überschuss an Kaliumiodid-Lösung (KI)
gegeben, und anschließend mit Schwefelsäure auf pH 1-2 angesäuert. Man stellt die Lösung
15 min. in einen dunklen Schrank. Es läuft folgende Reaktion ab:
CuI (Kupferiodid) bildet dabei einen Niederschlag. Das entstandene I2 wird nun mit
Natriumthiosulfatlösung (Na2S2O3) in geeigneter Konzentration titriert. Kurz vor dem
Endpunkt setzt man 1 ml Stärkelösung hinzu und titriert bis zum Umschlagspunkt von
blau auf farblos. Die Gleichung für die Titrationsreaktion:
Das durch das Kupfer gebildete I2 wird mit Thiosulfationen zu I- reduziert. Sobald
das gesamte Iod umgesetzt wurde, schlägt die Farbe des Iod-Stärke-Komplexes um
- der Endpunkt ist erreicht. Wir wissen, wieviel von dem eingesetzten KI mit dem
Cu2+ reagiert hat. Die Hälfte dieses Wertes ist gleich der Stoffmenge Cu2+.