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Redoxreaktionen
Ob bei der Herstellung von Roheisen und Stahl, bei der Erzeugung von Aluminium und anderer
Metalle aus entsprechenden Erzen, bei elektrochemischen Vorgängen wie bei der Elektrolyse von
Wasser oder auch biochemische Reaktionen in Lebewesen - überall spielen Redoxreaktionen eine
wichtige Rolle.
Redoxreaktion im engeren Sinne
• Redoxreaktion im engeren Sinne → chemische Reaktion mit Sauerstoffübertragung;
Teilreaktionen Oxidation und Reduktion liegen immer gekoppelt vor ...
 Oxidation → Teilreaktion mit Sauerstoffaufnahme [Teilreaktion, bei der ein Stoff mit
Sauerstoff reagiert (verbunden wird)]
 Reduktion → Teilreaktion mit Sauerstoffabgabe [Teilreaktion, bei der einem Oxid der
Sauerstoff entzogen wird]
• Ausgangsstoffe bei einer Redoxreaktion → jeweils ein Ausgangsstoff der Redoxreaktion fungiert
als ...
 Oxidationsmittel → Stoff, der Sauerstoff abgibt [reduziert wird]
 Reduktionsmittel → Stoff, der sich Sauerstoff aufnimmt [oxidiert wird]
• Beispiele ↓
chemische Reaktion von Kupfer(II)-oxid mit Zink
→ es entstehen Kupfer und Zinkoxid [exotherm]
chemische Reaktion von Kupfer(II)-oxid mit
Kohlenstoff → es entstehen Kupfer und
Kohlenstoffdioxid [exotherm]
•
•
weitere Beispielreaktionen ↓
 Reaktion von Kupfer(II)-oxid mit Wasserstoff
CuO + H2 → Cu + H2O ; Q = -129 kJ/mol
 Reaktion von Quarz [Siliciumdioxid] mit Magnesium
SiO2 + 2 Mg → Si + 2 MgO ; Q = -291 kJ/mol
 Reaktion von Zinkoxid mit Magnesium
ZnO + Mg → Zn + MgO ; Q = -256 kJ/mol
 Verbrennung von Methan [z.B. im Bio- oder Erdgas]
CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O ; Q = -890 kJ/mol
 Verbrennung von Kohlenstoff
C + O2→ CO2 ; Q = -393 kJ/mol
 Rösten von Eisendisulfid [Pyrit] zur Schwefeldioxidgewinnung
4 FeS2 + 11 O2 → 2 Fe2O3 + 8 SO2 ; Q = -1660 kJ/mol
 Verbrennen des flüssigen Raketentreibstoffs Hydrazin durch Reaktion mit flüssigem
Sauerstoff N2H4 + O2 → N2 + 2 H2O ; Q = -622 kJ/mol
einige praktisch bedeutsame Redoxreaktionen → Herstellung von Roheisen im Hochofenprozess,
Thermitverfahren zum Schweißen von Eisenbahnschienen, biologische Oxidation [Zellatmung]
Hochofenprozess
• Ziel → Herstellung von Roheisen, um es in eine Form zu gießen [Gusseisen] oder zu Stahl
weiterzuverarbeiten
• Produkte → Roheisen, Gichtgas [enthält z.B. CO, CO2, N2] sowie Schlacke
• Ausgangsstoffe → Eisenerz, Koks, Heißluft [vorgewärmt in Winderhitzern]
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Hilfsstoffe → Kalkstein [Calciumcarbonat; für Schlackebildung] u.a.
Reaktionsapparat → Hochofen
Reaktionsbedingungen → ca. 1800°C in der Schmelzzone; Normaldruck
Chemische Reaktionen → hier nur die wichtigsten ...
 Verbrennung von Koks → Reaktion von Kohlenstoff mit Sauerstoff [exotherm]
C + O2 → CO2 ; Q = -393 kJ/mol
 Bildung des Reduktionsmittels Kohlenstoffmonooxid → aus Kohlenstoffdioxid durch Reaktion
mit Kohlenstoff [endotherm!] oder direkt durch Reaktion von Kohlenstoff mit Sauerstoff ...
C + CO2 → 2 CO ; Q = +171 kJ/mol
2 C + O2 → 2 CO ; Q = -110 kJ/mol
 Reduktion der Eisenoxide → z.B. [abhängig von den zum Einsatz kommenden Eisenerzen] ...
Fe2O3 + 3 CO → 2 Fe + 3 CO2 ; Q = -22 kJ/mol
bzw. auch in mehreren Schritten z.B. ...
Fe3O4 + CO → 3 FeO + CO2 und FeO + CO → Fe + CO2
• Aufbau und Arbeitsweise des Hochofens ↓
Herstellung von
Roheisen → Nach
dem Vorwärmen und
Komprimieren der
Luft in den
Winderhitzern [nicht
abgebildet], wird diese
in den Hochofen
eingeblasen, der
bereits mit Eisenerz,
Koks und
Zuschlagstoffen [z.B.
Kalkstein] beschickt
wurde. Nach ca. 3
Stunden kann man
dann das Roheisen
abstechen, ebenso die
Schlacke, die darauf
schwimmt.
•
•
•
•
Hochöfen sind im Innern mit feuerfesten Ziegeln ausgekleidet und können bis zu 20 Jahren ihren
Dienst tun.
• Arbeitsprinzipien
 kontinuierliche Arbeitsweise → Reaktionen laufen ständig ab
 aber: diskontinuierliche Beschickung → feste Ausgangsstoffe werden nur einmal je
Reaktionsprozess zugeführt und nicht ständig
 Wärmeaustausch in stofflichem Gegenstrom → in den Winderhitzern [nicht abgebildet];
heißes Gichtgas wärmt Luft im Wärmeaustauscher vor
 Kopplung endothermer und exothermer Reaktionen → exotherme Verbrennung von Koks
liefert Wärme für die endotherme Erzeugung des Reduktionsmittel Kohlenstoffmonooxid CO
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•
einige Eisenerze ↓
Eisenerz
Roteisenstein, enthält Fe2O3
Magneteisenstein, enthält Fe3O4
Brauneisenstein, enthält Fe2O3 · H2O
Spateisenstein, enthält FeCO3
Verwendung eisenhaltiger Werkstoffe ↓
Roheisen [Gusseisen]
Formteile [z.B. Brückengeländer, Pumpen,
Laternen, Zierteile]
Vergleich der Eisenlegierungen ↓
Roheisen
enthält neben Fe auch noch
C [ca. 5%], S, P, Si
spröde, hart, nicht schmiedbar!
Herkunft in deutschen Eisenhüttenwerken z.B.
USA, Brasilien
Schweden, Russland
Frankreich, Deutschland
Österreich
Stahl
Schienen, Rohre, Stahlbeton, Stahlbleche für
Autos u.v.a.
Stahl
Massenanteil an C nur noch 0,05 – 2%
schmiedbar, elastisch
Redoxreaktion im weitesten Sinne
• Redoxreaktion im weiteren Sinne → chemische Reaktion mit Elektronenübergang; Teilreaktionen
Oxidation und Reduktion liegen immer gekoppelt vor ...
 Oxidation → Teilreaktion mit Elektronenabgabe
 Reduktion → Teilreaktion mit Elektronenaufnahme
• Ausgangsstoffe bei einer Redoxreaktion → jeweils ein Ausgangsstoff der Redoxreaktion fungiert
als ...
 Oxidationsmittel → Teilchen, die Elektronen aufnehmen [werden reduziert]
 Reduktionsmittel → Teilchen, die Elektronen abgeben [werden oxidiert]
• Beispiele ↓
chemische Reaktion von Magnesium mit Sauerstoff →
beim Verbrennen von Magnesium entsteht Magnesiumoxid,
das aus Magnesiumionen und Oxidionen besteht
[exotherm]
Oxidation [Elektronenabgabe] →
2 Mg → 2 Mg2+ + 4 e–
Reduktion [Elektronenaufnahme] →
O2 + 4 e– → 2 O2 –
Redoxreaktion [Elektronenübergang] →
2 Mg + O2 → 2 MgO ; Q= -1202 kJ/mol
chemische Reaktion von Zink mit verdünnter Salzsäure
[Chlorwasserstoffsäure] → dabei entstehen
Zinkchloridlösung und Wasserstoff; hier Ionengleichung
[Alle Reaktionen zwischen Metallen und Säuren sind
Redoxreaktionen!]
Oxidation [Elektronenabgabe] →
Zn → Zn2+ + 2 e–
Reduktion [Elektronenaufnahme] →
2 H + + 2 e– → H2
Redoxreaktion [Elektronenübergang] →
Zn + 2 H+ → Zn2+ + H2
mit Gegenionen →
Zn + 2 H+ + 2 Cl– → Zn2+ + 2 Cl– + H2
Reaktionsgleichung →
Zn + 2 HCl → ZnCl2 + H2 ; Q= -156 kJ/mol
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•
einige praktisch bedeutsame Redoxreaktionen [Reaktionen mit Elektronenübergang] →
elektrochemische Reaktionen wie z.B. Elektrolysen [z.B. Elektrolyse von Wasser] sowie
Anwendungen galvanische Elemente zur Erzeugung von Strom [z.B. Batterien, Akkus];
Reaktionen unedler Metalle mit Säurelösungen oder mit Wasser; alle Redoxreaktionen im
engeren Sinne natürlich ebenso und viele viele andere
Oxidationszahlen [Regeln]
• Begriff Oxidationszahlen → Hilfsmittel zur Erkennung von Redoxreaktionen; kennzeichnen Art
und Anzahl der Ladung von Teilchen unabhängig von Bindungsverhältnissen; hängen von Art
und Anzahl der verbundenen Teilchen ab
• Beispiele für Oxidationszahlen ↓
kennzeichnen Art und Anzahl von
Erläuterung
Ladungen
als Element besteht Wasserstoff aus neutralen Atomen im
Molekül [Oxidationszahl 0]; in Verbindung aber +1 [siehe H+];
Magnesiumionen sind 2-fach positiv geladen, Chloridionen
einfach negativ [daher die Oxidationszahlen]
abhängig von Art und Anzahl der
Erläuterung
Teilchen
verschiedene Oxidationszahlen des Elements Kohlenstoff, je
nachdem, mit welchen anderen Atomen der verbunden ist
• Regeln für das Erteilen der Oxidationszahlen ↓
Es gilt für ...
... die Festlegung:
Beispiele
freie Elemente
[ElementOxidationszahl ist stets Null
substanzen]
Metalle in
Oxidationszahl [positiv] =
Verbindungen
Wertigkeit [= Ionenladung]
Oxidationszahl
Wasserstoff in
Verbindungen
stets +1
fast immer
Sauerstoff in
Verbindungen
Oxidationszahl –2
einfache Ionen
Oxidationszahl = Ladung
zusammengesetzte Ionen
Summe der Oxidationszahlen
= Ladung
ganzes Molekül
bzw.
Elementargruppe
Summe aller Oxidationszahlen einer
Verbindung = Null
organische
Moleküle
[Stets (verkürzte)
Strukturformel
benutzen!]
Summe der Oxidationszahlen je
Atomgruppe ist Null [Eine
Atomgruppe bilden alle Atome an
einem C-Atom.]
•
•
Beispiel SO42-: -2 = 1·(+6)+4·(-2)
Beispiel
H2SO4: 0 = 2·(+1)+1·(+6)+4·(-2)
Oxidationszahlen und PSE ↓
 Hauptgruppennummer = größte Oxidationszahl (I.-VII. Hauptgruppe) [+1 ...+7]; kleinste
Oxidationszahl (I.-III. Hauptgruppe) [also -1 ...-3]; Anzahl positiver Ionenladungen (I.-III.
Hauptgruppe)
 8 – Hauptgruppennummer = kleinste Oxidationszahl (IV.-VII. Hauptgruppe) [also -4 ... –7];
Anzahl negativer Ionenladungen (V.-VII. Hauptgruppe)
Redox-Begriffe mit Hilfe von Oxidationszahlen ↓
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•
 Redoxreaktion → chemische Reaktion, bei der sich Oxidationszahlen verändern
 Oxidation → Teilreaktion mit Oxidationszahlen-Erhöhung
 Reduktion → Teilreaktion mit Oxidationszahlen-Erniedrigung
Ausgangsstoffe bei einer Redoxreaktion → jeweils ein Ausgangsstoff der Redoxreaktion fungiert
als ...
 Oxidationsmittel → Teilchen mit Oxidationszahlen-Erniedrigung
 Reduktionsmittel → Teilchen mit Oxidationszahlen-Erhöhung
Beispielreaktionen mit Oxidationszahlen
chemische Reaktion von Natrium mit Chlor → bei der
Synthese von Natriumchlorid aus den Elementen
[Oxidationszahlen jeweils 0] entstehen aus neutralen
Atomen bzw. Molekülen Ionen im Natriumchlorid [Na+,
Cl-]; die Oxidationszahlen der einfachen Ionen
entsprechen der Ladung [exotherm]
chemische Reaktion von Zink mit verdünnter Salzsäure
[Chlorwasserstoffsäure] → die Oxidationszahl von Zink
erhöht sich von 0 auf +2 [Oxidation; die Oxidationszahl
von Wasserstoff sinkt von +1 [Wasserstoff in
Verbindung; Festlegung] auf Null [Reduktion]
[exotherm]
chemische Reaktion von Magnesium mit verdünnter
Schwefelsäure → die Oxidationszahl von Magnesium
erhöht sich von 0 auf +2 [Oxidation; die Oxidationszahl
von Wasserstoff sinkt von +1 [Wasserstoff in
Verbindung; Festlegung] auf Null [Reduktion]
[exotherm]
alle Reaktionen unedler Metall mit Säuren sind
Redoxreaktionen
chemische Reaktion von Kupfer(II)-oxid mit Kohlenstoff
→ natürlich sind alle Redoxreaktionen im engeren Sinne
auch welche im weitesten Sinne [exotherm]
vollständige Verbrennung von Methan → alle
Verbrennungen [Reaktionen mit Sauerstoff] sind
Redoxreaktionen; hier erhöht sich die Oxidationszahl
von Kohlenstoff [Oxidation], die von Sauerstoff sinkt
[exotherm]
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Elektrolyse von Wasser im Hofmannschen Apparat
Grundlagen → Elektrolyse von Wasser in Wasserstoff und
Sauerstoff durch elektrischen Strom [Zerlegung von
Wasser ist endotherm] an Platinelektronen,
Gesamtreaktion:
2 H2O → 2 H2 + O2 ; Q = +571,8 kJ/mol
Entsprechend Reaktionsgleichung entsteht das doppelte
Volumen an Wasserstoff im Vergleich zu Sauerstoff.
Hofmannscher Wasserzersetzungsapparat → geeignete
Laborapparatur zur Zerlegung von Wasser mittels
elektrischem Strom [Wasser muss mit Schwefelsäure
angesäuert werden, also mit H+, als
leitfähigkeitsfördernder Zusatz] →
Kathode [Minuspol] → Elektronenaufnahme [Reduktion] in
saurer Lösung;
Bildung von Wasserstoff vereinfacht ...
4 H + + 4 e- → 2 H 2
Anode [Pluspol] → Anode [Pluspol], Elektronenabgabe
[Oxidation] in saurer Lösung; Bildung von Sauerstoff
vereinfacht ...
2 H 2O → O 2 + 4 e -
Reaktion unedler Metalle mit Säurelösungen oder Wasser
• Prinzip → Da Atome unedler Metalle dazu neigen, ihre Außenelektronen abzugeben [oxidiert zu
werden], gehen sie u.a. mit Säurelösungen oder auch mit Wasser Redoxreaktionen ein. Die
Metalle wirken also als Reduktionsmittel.
Zur Vereinfachung verwenden wir hier statt Oxoniumionen H3O+ Wasserstoffionen H+.
• chemische Reaktion von Magnesium mit verdünnter Salzsäure [Chlorwasserstoffsäure] ↓
 Oxidation [Elektronenabgabe] → Mg → Mg2+ + 2 e–
 Reduktion [Elektronenaufnahme] → 2 H+ + 2 e– → H2
 Redoxreaktion [Elektronenübergang] → Mg + 2 H+ → Mg2+ + H2
 mit Gegenionen → Mg + 2 H+ + 2 Cl– → Mg2+ + 2 Cl– + H2
 Reaktionsgleichung → Mg + 2 HCl → MgCl2 + H2
• chemische Reaktion von Natrium mit Wasser ↓
 Oxidation [Elektronenabgabe] → 2 Na → 2 Na+ + 2 e–
 Reduktion [Elektronenaufnahme] → 2 H2O + 2 e– → 2 OH– + H2
 Redoxreaktion [Elektronenübergang] → 2 Na + 2 H2O → 2 Na+ + 2 OH– + H2
 Reaktionsgleichung → 2 Na + 2 H2O → 2 NaOH + H2
• Beachte: Die Anzahl der Elektronen bei Oxidation und Reduktion muss übereinstimmen. Daher
wurde die Gleichung für die Oxidation mit 2 multipliziert.
Schrittfolge für das Aufstellen von Redoxgleichungen
Beispiel → Reaktion von Natrium mit Sauerstoff
• Schritt 1 → Reaktionsgleichungen für die Teilreaktionen aufstellen
Oxidation [Elektronenabgabe] → Na → Na+ + e–
Reduktion [Elektronenaufnahme] → O2 + 4 e– → 2 O2• Schritt 2a → Ausgleich der Elektronenbilanz durch Multiplikation mit Faktoren
Oxidation [Elektronenabgabe] → Na → Na+ + e– |·4
Reduktion [Elektronenaufnahme] → O2 + 4 e– → 2 O2- [bleibt]
• Schritt 2b → Ausgleich der Elektronenbilanz - Ergebnis ...
Oxidation [Elektronenabgabe] → 4 Na → 4 Na+ + 4 e–
Reduktion [Elektronenaufnahme]→ O2 + 4 e– → 2 O2-
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Schritt 3 → Zusammenfassen zur Redoxgleichung [unter Weglassen der Elektronen]
Redoxreaktion [Elektronenübergang] → 4 Na + O2 → 4 Na+ + 2 O2Schritt 4 → ggf. Gegenionen [Aufnahme von Ionen in die Gleichung, die an der
Elektronenübertragung nicht beteiligt sind] - hier nicht erforderlich
Schritt 5 → Zusammenfassen von Ionen nicht gelöster Stoffe [hier für Natriumoxid; 4 Na+ und 2
O2- ergeben zusammen 2 Na2O]
Redoxreaktion [Elektronenübergang] → 4 Na + O2 → 2 Na2O
Beispiel → Reaktion von Natrium mit verdünnter Salzsäure
• Schritt 1 → Reaktionsgleichungen für die Teilreaktionen aufstellen
Oxidation [Elektronenabgabe] → Na → Na+ + e–
Reduktion [Elektronenaufnahme] → 2 H+ + 2 e– → H2
• Schritt 2a → Ausgleich der Elektronenbilanz durch Multiplikation mit Faktoren
Oxidation [Elektronenabgabe] → Na → Na+ + e– |·2
Reduktion [Elektronenaufnahme] → 2 H+ + 2 e– → H2 [bleibt]
• Schritt 2b → Ausgleich der Elektronenbilanz - Ergebnis ...
Oxidation [Elektronenabgabe] → 2 Na → 2 Na+ + 2 e–
Reduktion [Elektronenaufnahme] → 2 H+ + 2 e– → H2
• Schritt 3 → Zusammenfassen zur Redoxgleichung [unter Weglassen der Elektronen]
Redoxreaktion [Elektronenübergang] → 2 Na + 2 H+ → 2 Na+ + H2
• Schritt 4 → ggf. Gegenionen [Aufnahme von Ionen in die Gleichung, die an der
Elektronenübertragung nicht beteiligt sind]
Redoxreaktion [Elektronenübergang] → 2 Na + 2 H+ + 2 Cl- → 2 Na+ + 2 Cl- + H2
• Schritt 5 → Zusammenfassen von Ionen nicht gelöster Stoffe [hier nicht vorhanden]
Redoxreihe der Metalle
• Hintergrund → Metalle zeigen unterschiedliches Bestreben, ihre Außenelektronen abzugeben,
also Abstufung hinsichtlich ihrer Wirkung als Reduktionsmittel [z.B. geben Metallatome mit
vielen Elektronenschalen ihre Außenelektronen leichter an Reaktionspartner ab, als Atome mit
wenigen Elektronenschalen, wo die Elektronen vom Atomkern stärker angezogen werden]
• Redoxreihe der Metalle [vereinfacht] ↓
Nach links werden die Metalle
immer unedler [sind immer bessere
Reduktionsmittel]. Hingegen wird die
Wirkung der entsprechenden
Metallionen als OM nach rechts
immer besser.
•
•
•
Wichtig → Das Oxid bzw. Metallion eines edleren Metalls in der Reaktivitätsreihe kann durch ein
unedleres Metall reduziert werden, umgekehrt jedoch nicht. Beispielsweise ist die Reaktion von
Magnesiumoxid mit Zink nicht möglich, die Reaktion von Zinkoxid mit Magnesium schon.
Wasserstoff → Zwischen Blei und Kupfer ließe sich auch Wasserstoff einordnen, der [als
Nichtmetall] zur Elektronenabgabe fähig ist bzw. Wasserstoffionen als Oxidationsmittel.
Hinweise → Für Nichtmetalle ließe sich eine ähnliche Abstufung finden, hinsichtlich des
Vermögens ihrer Atome Elektronen aufzunehmen [also ihrer Wirkung als Oxidationsmittel].
Vergleiche unsere Darstellung unbedingt einmal auch mit der elektrochemischen Spannungsreihe
im Tafelwerk für die Sek. II. Das ist die Redoxreihe aus elektrochemischer Sicht. Dort sind auch
Nichtmetalle und Ionen aufgenommen [also alle RM und OM].
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Oxide und Oxidationen
• Tipp → Auf unserer Seite zu Sauerstoff haben wir auch Informationen zu einigen Oxiden
zusammengestellt.
Einige Fachbegriffe aus diesem Thema
• Eisenoxide → Eisen(II)-oxid FeO, Eisen(III)-oxid Fe2O3 und Eisen(II.III)-oxid Fe3O4
• Thermitverfahren → Schweißverfahren besonders für Eisenbahnschienen, bei der vor Ort
flüssiges Roheisen aus Eisenoxidpulver [Fe2O3 oder Fe3O4] und Aluminiumgrieß erzeugt wird,
welches dann in eine Form läuft, um die Schienen zu verbinden [stark exotherm, liefert etwa
2400°C]
Fe2O3 + 2 Al → 2 Fe + Al2O3 ; Q = -851,5 kJ/mol
Um die Reaktion in Gang zu setzen, muss allerdings ein Zündgemisch verwendet werden, um
die Aktivierungsenergie [bei etwa 1500°C] bereitzustellen.
• Winderhitzer → Wärmeaustauscher zum Vorwärmen der Luft
• Legierung → Stoffgemisch, dessen Bestandteile in der Schmelze zusammengeführt werden; z.B.
Messing, Bronze, Stahl
• Reaktionswärme → exotherm [Abgabe von Wärmeenergie] Q = -n kJ/mol; endotherm
[Aufnahme von Wärmeenergie] Q = +n kJ/mol; manchmal auch mit ΔH = ... statt Q angegeben
(Q für Wärmemenge); Schreibweise der Einheit kJ/mol auch als kJ · mol-1 möglich
Bei umkehrbaren Reaktionen gilt die Angabe für die Hinreaktion [für die Rückreaktion dann das
Gegenteil]!
• Q → physikalische Größe Wärmemenge
• Elektronenpaarbindung [Atombindung] → Art der chemischen Bindung, die auf
Anziehungskräften zwischen einem elektrisch negativ geladenen gemeinsamen Elektronenpaar
und den positiv geladenen Atomkernen der beteiligten Atome beruht
• Edelgaskonfiguration → Außenelektronenanordnung von Edelgasatomen [siehe VIII.
Hauptgruppe]; d.h. 8 Außenelektronen [oder 2 auf der 1. Elektronenschale, wenn diese bei
Helium Außenschale ist]
• Molekül → zusammengesetztes Teilchen, bestehend aus mindestens 2 Atomen, die durch
starke Anziehungskräfte zusammengehalten werden
• galvanisches Element [galvanische Zelle] → Einrichtung zur Umwandlung chemischer in
elektrische Energie; besteht aus 2 Halbzellen, z.B. das Daniell-Element: Ein Zinkstab taucht in
eine Zinksulfatlösung [Elektrolyt], ein Kupferstab in eine Kupfersulfatlösung; beide Zellen sind
räumlich getrennt, aber durch eine halbdurchlässige Membran können einige Teilchen hindurch;
zwischen beiden Halbzellen ist eine Spannung [über 1 V] messbar, die immerhin eine LED zum
Leuchten bringen kann
vereinfacht ohne räumliche Trennung: Zitronenbatterie. Ein Kupfer- und ein Zinkstreifen steckt
man in eine Zitrone. Beide Metallstreifen verbindet man mit einem Spannungsmessgerät.
Quellenangaben und weitere Hinweise
•
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Erfahrungen genutzt. Bilder und Grafiken sind ausschließlich selbst angefertigt.
•
Für die Gestaltung dieser Internetseite verwendeten wir zur Information, fachlichen Absicherung sowie Prüfung
unserer Inhalte auch folgende Internetangebote: wikipedia.de, schuelerlexikon.de, seilnacht.com, darüber hinaus die
Schroedel-Lehrbücher Chemie heute SI sowie SII [Ausgaben 2004 bzw. 1998 für Sachsen]. Zitate oder Kopien
erfolgten nicht.
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Diese Seite wurde speziell auf dem Niveau der Sekundarstufe I erstellt. Eine Seite mit höherem Schwierigkeitsgrad
extra für das Gymnasium [nur Sek. I] haben wir auch.