Elektrochemie

Prof. Manfred SUSSITZ

Redoxreaktionen Grundlage der Elektrochemie

Cu2+ + Zn ---> Cu + Zn2+

Reduktion:Cu2+ + 2 e- ---> Cu

Oxidation:Zn ---> Zn2+ + 2 e-

e-

e- SO42-

H +H +

SO 42-

Galvanische Elemente

+ Pol- PolV

Cu: positiver (+) Pol:edleres Metall

Elektrolyt(Säuren, Laugen, Salzlösungen)

2 verschiedene Metalle

H2

Zn: negativer (-) Pol:unedle(re)s Metall

Cu

Zn2+

Zn

e-

e-e-

e-

Daniell Element 1

Zn2+ Cu2+

SO42-SO4

2-

Zn: (-) PolCu: (+) Pol

Halbelement 2Halbelement 1

Spannungsreihe!

Trennung:Semipermeable Membran

Elektrolyt:ZnSO4 bzw. CuSO4

SO42-SO4

2-

Daniell Element 2

Halbelement 2:Zn ---> Zn2+ + 2 e- = Oxidation

Halbelement 2:Cu2+ + 2 e- ---> Cu = Reduktion

Halbelement 2Halbelement 1

Daniell Element 3

Nernstsche Gleichung

E° = Normal- bzw. Standardpotential in Volt V R = allg. Gaskonstante T = Temperatur in Kelvin K F = Faradaykonstantez = Zahl der beteiligten Elektronen cox = Standardkonzentration 1mol/l (oxidierten Form)cred = Standardkonzentration 1mol/l (reduzierten Form)  

Bestimmung des Redoxpotentials E:

Bleiakkumulator 1

(-) Pol: Blei(+) Pol: Bleidioxid

Schwefelsäure: 20-30%

Spannung: 2 Volt/ Zelle

SO42- SO4

2-

SO42- SO4

2-

Bleiakkumulator 2

Red:PbO2 + SO4

2- + 4H+ + 2e-

---> PbSO4 + 2H2O

Ox:Pb + SO4

2- ---> PbSO4 + 2e-

Konzentration von H2SO4:Ladezustand

Umkehr der Reaktion(Laden):Von außen Spannung zuführen.

Spannungsreihe

ReduzierteForm 1

Oxidierte Form 1

Oxidierte Form 2

Reduzierte Form 2

Potential 1(stärkeres Reduktionsmittel) ist negativer als Potential 2 (stärkeres Oxidationsmittel)

Spannungsreihe 2Metall Potential

Fluor (F) +2,85V

Gold (Au) +1,50V

Platin (Pt) +0,87V

Silber (Ag) +0,80V

Kohlenstoff (C) +0,75V

Kupfer (Cu) +0,35V

Wasserstoff (H2) 0V

Blei (Pb) -0,13V

Zinn (Sn) -0,14V

Nickel (Ni) -0,25V

Cadmium (Cd) -0,40V

Eisen (Fe) -0,44

Chrom (Cr) -0,56V

Zink (Zn) -0,76V

Mangan (Mn) -1,05V

Aluminium (Al) -1,66V

Magnesium (Mg) -2,36V

Lithium (Li) -3,02V

Edle Metalle

Unedle Metalle

Standartwasserstoffelektrode

Nur Potentialunterschiede messbar Einführung eines Standartwertes

Wirkt wie ein „H2-Stab“

Erscheinungsbilder der Korrosion

1. Gleichmäßige Korrosion:• Abblätternde Korrosionsschicht• Festhaftende, dichthaftende Schicht

2. Lokalisierte Korrosion (Lochfraß):• 2 unterschiedliche Metalle + Elektrolyt unedles Metall oxidiert

Elektrolyse von Wasser (Zusatz von Schwefelsäure)

H+

OH-

e-

e-

e-

SO42-

H2O H+ + OH-

H2SO4 2H+ + SO42-

Kathode: 2H+ + 2e- H2

Anode: 4OH- - 4e- O2 + 2H2O

Elektrolyse von Wasser(Zusatz von Natronlauge)

H+

OH-

e-

e-

e-

Na+

H2O H+ + OH-

NaOH Na+ + OH-

Rostbildung

Lokalelemente