Donator-Akzeptor- Prinzip. Aufgabe 1 Aufgabe 2 Aufgabe 3

Donator-Akzeptor-Donator-Akzeptor-PrinzipPrinzip

Säure-Base-Reaktion, Protolyse: H+-Übertragung

H F + H2O F- + H3O+

Säure 1 Base 2 Base 1 Säure 2 H+-Donator H+-Akzeptor Redoxreaktion: Elektronenübertragung

Mg + ½ O2 Mg2+ + O2–

Red 1 Ox 2 Ox 1 Red 2 e--Donator e--Akzeptor

Name der Reaktion

Säure-Base-Reaktion

Redox-Reaktion

Übertragenes Teilchen:

Wasserstoff-Kation (Proton)

Elektron

Donator des Teilchens

Säure Reduktionsmittel

Akzeptor des Teilchens

Base Oxidationsmittel

Oxidation e--Abgabe Reduktion

e- -Aufnahme

H+-Abgabe H+-Aufnahme

Aufgabe 1a) 2 Na + Cl2 2 Na+ + 2 Cl- 2 NaCl

b) 2 Al + 12

1 O2 2 Al3+ + 3 O2- Al2O3

c) 3 K + 2

1 N2 3 K+ + N3- K3N

d) Ca + H2 Ca2+ + 2 H- CaH2

MnO2: Mn4+, O2-, Cu2O: Cu+, O2-, CuO: Cu2+, O2-

MnCl2: Mn2+, Cl-, Fe2O3: Fe3+, O2-, FeCl2: Fe2+, Cl-

Aufgabe 2

Aufgabe 3

+I, +V, -II +I, -II +IV, -II +III, -II -IV, +I

H 3 P O 4 H 2 S S O 2 F e 2 O 3 C H 4

-II, +I -I, +I +IV, -II, -I 0, +I, -II

C 2 H 4 C 2 H 2 C O C l 2 C H 2 O

C C

H

H

H

H

-II -II

+I +I

+I +I

C CH H+I -I -I +I

C O

Cl

Cl

-I

-I

-II 0 -IIC O

H

H

+I

+I

+IV

Aufgabe 4

a) 0 +VI +II +IV

Ca + 2 H2SO4 CaSO4 + 2 H2O + SO2

b) (Ca2+) + CO32- + 2 HCl (Ca2+) + 2Cl- + H2CO3

Base 2 Säure 1 Base 1 Säure 2

CO2 + H2O c) 0 +I +II 0

Zn + 2 HCl ZnCl2 + H2

d) -II +II 0 0

CH3OH + CuO CH2O + H2O + Cu

Ox. -2e- Red. +2e-

Ox. -2e- Red. + 2.1e-

Ox. -2e- Red. +2e-

Aufgabe 4

e) -III 0 +II, -II -II

4 NH3 + 5 O2 4 NO + 6 H2O

f) (2 Na+) + 2 Cl- + H2SO4 (2Na+) + SO42- + 2 HCl

Base 2 Säure 1 Base 1 Säure 2

g) 0 +I -I

2 KOH + Cl2 KClO + KCl + H2O

Spezielle Redoxreaktion, da Cl sowohl oxidiert wie reduziert wird.

Cl (0) Cl (+I)

Cl (0) Cl (-I)

Ox. 4.(-5e-) Red. + 5.2.2e-

Red. +1e-

Redoxdisproportionierung

Ox. -1e-

Aufgabe 11

VI -II III 0 a) Na2Cr2O7 + 3 H2S + 8 HCl 2 CrCl3 + 3 S + 7 H2O + 2 NaCl

Oxidation: -2 e , Reduktion: +3 e

VII -I VI VIII b) 8 MnO4- + I + 8 OH- 8 MnO4

2 + IO4 + 4 H2O


0 0 VII -I c) ½ I2 + 3 ½ Cl2 + 9 OH H3IO6

2 + 7 Cl + 3 H2O


0 I V -I d) ½ P4 + 5 HOCl + 3 H2O 2 H2PO4

– + 5 Cl– + 7 H+


0 V 0 IV e) 5 CH2O + 4 NO3

+ 4 H+ 2 N2 + 5 CO2 + 7 H2O


RedoxreiheRedoxreihe

Metall

Salzlösung

Zn grau, silbrig

Cu rötlich

Ag grau, silbrig

Zn2+ (SO42–)

farblos

Cu2+ (SO42–)

blau

Ag+ (NO3–)

farblos

+ 1)

++ 2) + 3)

1) Cu2+(aq) + Zn(s) Zn2+(aq) + Cu(s)

2) 2Ag+(aq) + Zn(s) Zn2+(aq) + 2 Ag(s)

3) 2 Ag+(aq) + Cu(s) Cu2+(aq) + 2 Ag(s)

unedler edler

unedler edler

unedler edler

RedoxreiheRedoxreihe

Zn Zn2+

Cu Cu2+

Ag Ag+

oxidierende Wirkung nimmt ab

reduzierende Wirkung nimmt ab

Reduktions- mittel

Oxidations- mittel

Reaktion freiwillig, Gleichgewicht rechts

Reaktion nicht freiwillig, Gleichgewicht links

Standard-Standard-potenzialepotenziale

reduzierte Form oxidierte Form ° (Volt)

Li K Ca Na Mg Al S2O4

2- + 4OH H2 + 2OH Zn Cr S2- Fe Cd Co Ni Sn Pb

Li+ + e K+ + e Ca2+ + 2e Na+ + e Mg2+ + 2e Al3+ + 3e 2SO3

2 + 2H2O + 2e 2H2O + 2e Zn2+ + 2e Cr3+ + 3e S + 2e Fe2+ + 2e Cd2+ + 2e Co2+ + 2e Ni2+ + 2e Sn2+ + 2e Pb2+ + 2e

- 3.045 - 2.92 - 2.76 - 2.711 - 2.375 - 1.706 - 1.40 - 0.84 - 0.763 - 0.74 - 0.508 - 0.409 - 0.403 - 0.28 - 0.23 - 0.136 - 0.126

H2 2H+ + 2e 0 Cu 4 OH- 2 I- Fe2+ Ag 2 H2O Hg NO2 + H2O MnOOH 2 Br- 2 Cl- Au Pb2+ + 2 H2O Mn2+ + 4 H2O Pt Co2+ Pb2+ 2 SO4

2 2 F-

Cu2+ + 2e- O2 + 2 H2O + 4e- I2 + 2e- Fe3+ + e- Ag+ + e- 4 H+ + O2 + 4e- Hg2+ + 2e- HNO3 + H+ + e- MnO2 + H+ + e- Br2 + 2e- Cl2 + 2e- Au3+ + 3e- PbO2 + 4 H+ + 2e- MnO4

+ 8 H+ + 5e-

Pt2+ + 2e- Co3+ + e- Pb4+u + 2e- S2O8

2 + 2e- F2 + 2e-

+ 0.34 + 0.401 + 0.522 + 0.77 + 0.80 + 0.82 + 0.851 + 0.95 + 1.014 + 1.087 + 1.358 + 1.42 + 1.46 + 1.491 + 1.6 + 1.8 + 1.8 + 2.01 + 2.87

Aufgabe 5

a) 2 Au3+ + 3 Zn 3 Zn2+ + 2 Au

b) keine Reaktion

c) keine Reaktion

d) 2 Ag+ + Mg Mg2+ + 2 Ag

Zwischen Br-, Cl2, Ag+ und Zn können folgendeReaktionen freiwillig ablaufen.

Zn + 2Ag+ Zn2+ + 2Ag

Zn + Cl2 Zn2+ + 2Cl-

2Br- + Cl2 Br2 + 2Cl-

Aufgabe 7

Galvanisches Element - Spannung

Zn Zn2+ + 2e- Cu Cu2+ + 2e-

-Pol: ....................................... +Pol: ...............................................

+Pol

Motörchen

semipermeable Membran

Metalldraht

Elektrode

-Pol

Galvanisches Element - Stromfluss

Zn Zn2+ + 2e- Cu2+ + 2e- Cu

Anode Oxidation ReduktionKathode

e- e-

Zn2+

Zn2+

SO42-

Cu2+

Cu2+

SO42-

SO42-

SO42-

Zn Cu

Bezugselektrode – Standardwasserstoff-Halbzelle

-Pol: ....................................... +Pol: ...............................................

+Pol

Motörchen


Metalldraht

Elektrode

-Pol


Zn Zn2+ + 2e- 2H+ + 2e- H2


e- e-

Zn2+

Zn2+

SO42-

H+SO42-

SO42-

SO42-

H+

H+ H+

H2Zn Pt

-Pol: ....................................... +Pol: ...............................................

+Pol

Motörchen


Metalldraht

Elektrode

-Pol


H2 2 H+ + 2e- Cu2+ + 2e- Cu


e- e-

H+

H+

SO42-

Cu2+SO42-

SO42-

SO42-

Cu2+

H2

Zn

Pt CuH+

H+

Aufgabe 6a) Cu/Cu2+//Hg2+/Hg o + 0.34 + 0.85 = 0.51 V

-Pol +Pol

Cu Cu2+ + 2e-

Hg2+ + 2e- Hg

b) S / S2- // I- / I2

o - 0.51 + 0.54 = 1.05 V

-Pol +Pol

S2- S + 2e-

I2 + 2e- 2 I-

Zn(s) Zn2+(aq) + 2e- Zn2+ - -+

Konzentrationszelle

Konzentrationszelle

c(Zn2+) klein:Gleichgewicht verschiebt sich nach rechts

Zn Zn2+ + 2e- Zn Zn2+ + 2e-

c(Zn2+) gross:Gleichgewicht verschiebt sich nach links

Aufgabe 9

a) Co/Co2+ (c= 0.001 mol . l-1) // Ni2+ (c = 0.1 mol . l-1) /Ni

2 o 2 20.059V(Co / Co ) (Co / Co ) + log c(Co )

z0.059V

-0.28V + log 0.001 = -0.3685V2

2 o 2 20.059V(Ni /Ni ) (Ni /Ni ) + log c(Ni )

z0.059V

-0.23 V + log 0.1= -0.2595V2

(Pluspol) (Minuspol)

= -0.2595V -(-0.3685V) =

0.109 V

–Pol

+Pol

Aufgabe 9

b) Co/Co2+ (c= 0.1 mol . l-1) // Ni2+ (c = 0.001 mol . l-1) /Ni

2 0.059V(Co / Co ) -0.28V + log 0.1 = -0.3095V

2

2 0.059V(Ni /Ni ) -0.23 V + log 0.001= -03185 V

2

(Pluspol) (Minuspol)

= -0.3095V -(-0.3185V) =

0.009 V

–Pol

+Pol

Aufgabe 9

-0.4 -0.35 -0.3 -0.25 -0.2

Co/Co2+ (0.001 mol . l-1)

Co/Co2+ (0.1 mol . l-1)

Ni/Ni2+ (0.1 mol . l-1)

Ni/Ni2+ (0.001 mol . l-1)

a)

b)

Potenzial (V)

Aufgabe 13

a) Cu / Cu2+ // Cu2+ / Cu

c(mol . l-1) 0.0001 1

2 0.059V 0.059V(Cu / Cu ) 0.34V + log 1 - (0.34V + log0.0001)

2 20.059V 1

log = 2 0.0001

0.118V

Aufgabe 13

b) nach Fluss von 0.8 mol Elektronen

c(Cu2+) um 0.4 mol . l-1 höher am –Pol c(Cu2+) = 0.4001 mol . l-1

c(Cu2+) um 0.4 mol . l-1 tiefer am +Pol c(Cu2+) = 0.6 mol . l-1

2 0.059V 0.059V(Cu/ Cu ) 0.34V + log 0.6 - (0.34V + log0.4001)

2 20.059V 0.6

log = 2 0.4001

0.0052V

a)

b)

Potenzial (V)

Konzentrationsabhängigkeit des Potenzials

Ag+ Ag+

Zwei Ag/Ag+-Halbzellen mit unterschiedlicher Ag+-Konzentration

NO3 NO3

Ag+ NO3

Ag Ag

c(Ag+) = 0.001 mol . l-1 c(Ag+) = 0.1 mol . l-1

Ag Ag+ + e– Ag+ + e– Ag

Red Ox Ox Red

Nernst-Gleichung: o 0.059 V c(Ox) + log

z c(Red)

U = = (Pluspol) - (Minuspol)

-Pol +Pol

e e

Elektrolyse einer CuClElektrolyse einer CuCl22-Lösung-Lösung -Pol: .............................................. +Pol: ......................................

- +

Cu2+ Cu2+

Cu2+Cu2+

Cl-Cl-

Cl-

Cl-Cl-

Cl-

Cl-

Cl-

e- e-

Cu2+ + 2e- Cu 2 Cl- Cl2 + 2e-

Anode OxidationReduktionKathode

Pt Cl2Cu

Unterbruch der ElektrolyseUnterbruch der Elektrolyse Bildung eines galvanischen Elements Bildung eines galvanischen Elements

-Pol: .............................................. +Pol: ......................................

Cu2+ Cu2+

Cu2+Cu2+

Cl-Cl-

Cl-

Cl-Cl-

Cl-

Cl-

Cl-

e-e-

Cu Cu2+ + 2e- Cl2 + 2e- 2 Cl-


Pt Cl2Cu

-Pol +Pol

Elektrolyse und galvanisches ElementElektrolyse und galvanisches Element

Elektrolyse Red Ox Galvanisches Element

Reaktion nicht freiwillig, Cu Cu2+ Reaktion freiwillig

erzwungen durch Zufuhr von 2H2O 4H+ + O2 Abgabe von

elektrischer Energie 2Cl- Cl2 elektrischer Energie

-Pol: Cu2+ + 2e- Cu+Pol: 2 Cl- Cl2 + 2e-

Cu Cu2+ + 2e-

Cl2 + 2e- 2 Cl-

+Pol: H2O 2H+ + ½ O2 + e-

Erwartet, aber gehemmt

Aufgabe 10

Kathode: Pb2+ + 2e− Pb

Anode: 2 Cl– Cl2 + 2e–

I = 5 A = 5 Cs–1 t = 15 min = 900 s m(Pb) = 4.83 g

-N(e ) 2

N(Pb) 1

N(Pb) A Am(Pb)

N n(Pb) NM(Pb)

A

-1 -1

A

2 N e m(Pb)Q N(e ) eI

t t t M(Pb)

I t M(Pb) 5 C s 900 s 207.8 g molF N e

2 m(Pb) 2 4.83g

-196'800 C mol

Aufgabe 12

Kathode: 2 Al3+ + 6 e- 2 Al

Anode: 3 O2– 1½ O2 + 6 e–

I = 5 A = 5 Cs–1 t = 10 h = 36'000 s

-N(e ) 6 3

N(Al) 2

-

A

A A

-1 -1

23 -1 -19A

Q N(e ) e 3N(Al ) eI = = =

t t t

m(Al)N(Al) n(Al) N n(Al) =

M(Al)

3 n(Al) N e 3 m(Al) N e I = =

t M(Al) t

I t M(Al) 5 C s 27g mol 36'000 sm(Al) = =

3 N e 3 6 10 mol 1.6 10 C

16.9 g

Rohstoff für die Aluminiumherstellung

Les Baux (in der Nähe von Avignon) Bauxit (enthält Al2O3)

AluminiumherstellungAluminiumherstellung

Elektrolyse von RohkupferElektrolyse von Rohkupfer

Elektrolyse einer NaCl-LösungElektrolyse einer NaCl-Lösung

NaCl

H2Cl2

WasserPhenol-phtalein

Natronlauge

Elektrolyse einer NaCl-LösungElektrolyse einer NaCl-Lösung

Taschenlampenbatterie – Leclanché-ElementTaschenlampenbatterie – Leclanché-Element+

Blei-AkkuBlei-Akku

Blei

PbO2

Trennmembran

-Pol +Pol

Blei-Akku - StromerzeugungBlei-Akku - Stromerzeugung

Entladen Stromerzeugung, Elektronenfluss freiwillig

- Pol: Pb Pb2+ + 2e- + Pol: PbO2 + 4 H+ + 2 e- Pb2+ + 2 H2O

c(Pb2+) steigt, -- wird grösser. c(H+) sinkt und c(Pb2+) steigt, + wird kleiner

o 2+ 20.059

(Pb/Pb ) + log c(Pb )2

4o 2+ +

2 2

0.059 c(H )(Pb ,PbO ,H ) + log

2 c(Pb )

- +

Folgereaktion: Pb2+ + SO42- PbSO4 (Reaktion umkehrbar)

-Pol: c(Pb2+) sinkt, - sinkt +Pol: c(Pb2+) steigt, + steigt Spannung wird grösser

vor Stromfluss

nach Stromfluss

+Pol

H+ H+

SO42-

H+ H+

SO42-

Pb

PbO2

-Pol

e-e-

Blei-Akku - AufladenBlei-Akku - Aufladen

Laden Elektrolyse, Stromverbrauch, Elektronenfluss erzwungen

PbSO4 Pb2+ + SO42-

-Pol: Pb2+ + 2e- Pb +Pol: Pb2+ + 2 H2O PbO2 + 4 H+ + 2 e- Red Ox

Reaktion nicht freiwillig, Pb Pb2+ - 0.126

erzwungen durch Zufuhr von H2 2 H+ 0

elektrischer Energie 2 H2O O2 + 2 H+ + 0.82

Pb2+ PbO2 + 2H+ + 1.46

H+ H+

SO42-

H+ H+

SO42-

- +

Pb

PbO2 H+ H+

SO42-

H+ H+

SO42-

e-e-

Grosse Stromstärke und SpannungGrosse Stromstärke und Spannung

+Pol

-Pol

grosse Stromstärke: - grosse Elektrodenfläche- mehrere Platten parallel geschaltet

grosse Spannung: - mehrere Zellen in Serie geschaltet

PbO2

Pb

-Pol

Blei-Akku- TemperaturabhängigkeitBlei-Akku- Temperaturabhängigkeit

BrennstoffzelleBrennstoffzelle

H2 (nicht verbraucht)

O2

(Luft)H2 (Brennstoff)

LeiterplatteLeiterplatte

H2O

Proton Exchange Membrane

H2 2 H+ + 2e-½ O2 + 2e- O2-

O2- + 2H+ H2O

H+

Brennstoffzelle – Proton Exchange MembraneBrennstoffzelle – Proton Exchange Membrane

Batterien, Akkus BrennstoffzellenBatterien, Akkus Brennstoffzellen

Batterien -Pol +Pol

Leclanché

Zn Zn2+ + 2e-

Zinkbecher 2 MnO2 + 2 H+ + 2e- 2 MnOOH

Alkali-Mangan Zn Zn2+ + 2e-

Zinkpulver mit Hg 2 MnO2 + 2 H+ + 2e- 2 MnOOH

Zink-Luft Zn Zn2+ + 2e- ½ O2 + H2O + 2e- 2OH-

Quecksilberoxid Zn Zn2+ + 2e- HgO + H2O + 2e- Hg + 2OH-

Lithium Li Li+ + e- 2 MnO2 + 2 H+ + 2e- 2 MnOOH

Akku -Pol +Pol

Blei-Akku Pb Pb2+ + 2e- PbO2 + 4 H+ + 2e- Pb2+ + 2 H2O

Ni/Cd-Akku Cd Cd2+ + 2e- 2 NiOOH + 2 H2O + 2e- Ni(OH)2 + 2 OH-

Brennstoffzellen -Pol +Pol

H2 / O2 H2 2 H+ + 2e- ½ O2 + 2H+ + 2e- H2O

Nickel-Metallhydrid-AkkuNickel-Metallhydrid-Akku

-Pol: 2 Metall-H + 2 OH− 2 Metall + 2 H2O + 2 e− −0.83 V

+Pol: 2 NiOOH + 2 H2O + 2 e− 2 Ni(OH)2 + 2 OH− +0,49 V

Stromerzeugung Aufladen

Lochfolie mit Metallhydrid-pulver Separator

NiOOH

SäurekorrosionSäurekorrosion

Säurekorrosion: in Wasser mit H+ (eigentlich H3O+)

z. B. in Hallenbädern ist die Säurekorrosion ein Problem: Cl2 + H2O HCl + HClO

H+ H+

Zn Zn2+

Cu

H2

Zn Zn2+ + 2e-

2 H+ + 2e- H2

Anode:

Kathode:

LokalelementLokalelement

Lokalelement Eisen/Messing

Beschleunigung der Korrosion

SauerstoffkorrosionSauerstoffkorrosion

Kupfer (edler als Fe) beschleunigt Korrosion stark.

Fe Fe2+ + 2e-


½ O2 + 2e- O2-

Anode:

Kathode:

O2- + H2O 2 OH-

edler

unedler

Phenolphtalein pink: OH- vorhanden

Berlinerblau: Fe2+ vorhanden


Sauerstoffkorrosion

O2

Fe Fe2+

Fe

OH-

Fe2+(aq) + 2OH-(aq) Fe(OH)2(s)

½ O2 + 2e- O2-

Anode:

Kathode:edlerer Bereich

unedlerer Bereich

H2OO2- + H2O 2 OH-

Folgereaktion im Grenzbereich:

Fe Fe2+ + 2e-

Rostbildung: 4 Fe(OH)2 + O2 2 Fe2O3. H2O + 2H2O


Sauerstoffkorrosion

O2

Fe

Fe

Fe2+(aq) + 2OH-(aq) Fe(OH)2(s)

½ O2 + 2e- O2-

Anode:

Kathode:edlerer Bereich

unedlerer Bereich

H2OO2- + H2O 2 OH-

Folgereaktion im Grenzbereich:

Fe Fe2+ + 2e-

Rostbildung: 4 Fe(OH)2 + O2 2 Fe2O3. H2O + 2H2O

KorrosionsschutzKorrosionsschutz

vorderer Teil in der Bunsenbrennerflamme oxidiert.

Eisen mit unedlerem Zink leitend verbunden

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