Elektrochemie: Zusammenfassung – Chemie Grundkurs

4.1 Redoxreaktionen

Redoxreaktionen sind Elektronenübergänge — Oxidationszahlen führen darüber Buch.

Oxidationszahlen

Gedachte Ionenladung: Bindungselektronen ganz dem elektronegativeren Atom zuordnen. Regeln: Element 0, Ion = Ladung, F −I, H meist +I, O meist −II; Summe = Ladung des Teilchens.

\(\overset{+\mathrm{I}}{\ce{H}}{}_2\overset{-\mathrm{II}}{\ce{O}}\) · \(\ce{SO4^2-}\): S \(+\mathrm{VI}\)

Oxidation und Reduktion

Oxidation = Elektronenabgabe (OZ steigt), Reduktion = Elektronenaufnahme (OZ sinkt). Beide laufen immer gekoppelt ab.

\(\ce{Mg -> Mg^2+ + 2 e-}\)

Redoxgleichungen

Teilgleichungen aufstellen, Elektronenzahl aus der OZ-Änderung, in saurer Lösung Ladung mit \(\ce{H3O+}\), dann Atome mit \(\ce{H2O}\) ausgleichen; auf gleiche Elektronenzahl bringen, addieren.

\(\ce{2 Al + 3 Cu^2+}\) \(\ce{-> 2 Al^3+ + 3 Cu}\)

Donator und Akzeptor

Reduktionsmittel = Elektronendonator (wird oxidiert), Oxidationsmittel = Elektronenakzeptor (wird reduziert). Analog zu Säure/Base mit Protonen; Redoxpaar Ox/Red.

\(\ce{Cu^2+}/\ce{Cu}\) wie \(\ce{HA}/\ce{A-}\)

Redoxtitration (Permanganometrie)

\(\ce{MnO4- + 5 Fe^2+ + 8 H3O+}\) \(\ce{-> Mn^2+ + 5 Fe^3+ + 12 H2O}\) · \(c(\ce{Fe^2+})=\dfrac{5\cdot c(\ce{MnO4-})\cdot V(\ce{MnO4-})}{V(\text{Probe})}\)

Probe mit verd. Schwefelsäure ansäuern · Selbstindikation: bleibendes Rosa · am oberen Meniskusrand ablesen · Wasserstoffperoxid: \(n(\ce{H2O2})=\tfrac52\,n(\ce{MnO4-})\)

Elektronen zählen

Elektronenzahl = OZ-Änderung · Zahl der betroffenen Atome. Probe am Ende: Atome und Ladungen links und rechts gleich.

4.2 Galvanische Zellen

Trennt man Donator und Akzeptor räumlich, fließen die Elektronen durch einen Draht — die Zelle liefert elektrische Energie.

Doppelschicht

Metall in Lösung seiner Ionen: Ionen gehen in Lösung, Elektronen bleiben im Metall; Gleichgewicht zwischen Lösen und Abscheiden. Unedle Metalle laden sich stärker negativ auf.

\(\ce{Zn <=> Zn^2+ + 2 e-}\)

Galvanische Zelle

Zwei verschiedene Halbzellen, verbunden durch Draht (Elektronen) und Salzbrücke (Ionen). Unedleres Metall = Minuspol = Anode (Oxidation); edleres = Pluspol = Kathode (Reduktion).

\(\ce{Zn | Zn^2+ || Cu^2+ | Cu}\)

Standard-Wasserstoffelektrode

Bezugshalbzelle mit \(E^\circ=0\,\mathrm{V}\): platiniertes Platin, \(p(\ce{H2})=1013\,\mathrm{hPa}\), \(c(\ce{H3O+})=1\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\), \(25\,{}^\circ\mathrm{C}\).

\(\ce{H2 + 2 H2O}\) \(\ce{<=> 2 H3O+ + 2 e-}\)

Standardpotenzial

Spannung einer Halbzelle unter Standardbedingungen gegen die Standard-Wasserstoffelektrode, mit Vorzeichen: Minuspol → negativ.

\(E^\circ(\ce{Cu^2+}/\ce{Cu})=+0{,}34\,\mathrm{V}\)

Galvanische Zelle (Schema): Elektronen im Draht vom Minus- zum Pluspol, Ionen in der Salzbrücke.

Zellspannung

\(\Delta E=E^\circ(\text{Akzeptor})-E^\circ(\text{Donator})\)

Akzeptor = Paar mit größerem \(E^\circ\) (Pluspol) · \(\Delta E>0\): Reaktion läuft freiwillig · Daniell-Element: \(0{,}34\,\mathrm{V}-(-0{,}76\,\mathrm{V})=1{,}10\,\mathrm{V}\)

Elektrochemische Spannungsreihe (Auswahl, 25 °C) — oben starke Oxidationsmittel, unten starke Reduktionsmittel:

Redoxpaar (Ox + n e⁻ ⇌ Red)	\(E^\circ\) in V	Einordnung
\(\ce{MnO4-}/\ce{Mn^2+}\) (sauer)	+1,51	starke Oxidationsmittel (oben)
\(\ce{Cl2}/\ce{Cl-}\)	+1,36
\(\ce{O2}/\ce{H2O}\) (sauer)	+1,23
\(\ce{Br2}/\ce{Br-}\)	+1,07	edle Metalle, Halogene
\(\ce{Ag+}/\ce{Ag}\)	+0,80
\(\ce{I2}/\ce{I-}\)	+0,54
\(\ce{Cu^2+}/\ce{Cu}\)	+0,34
\(\ce{2 H3O+}/\ce{H2}\)	0,00	Nullpunkt (Standard-Wasserstoffelektrode)
\(\ce{Pb^2+}/\ce{Pb}\)	−0,13	unedle Metalle
\(\ce{Ni^2+}/\ce{Ni}\)	−0,26
\(\ce{Fe^2+}/\ce{Fe}\)	−0,44
\(\ce{Zn^2+}/\ce{Zn}\)	−0,76
\(\ce{Mg^2+}/\ce{Mg}\)	−2,37
\(\ce{Li+}/\ce{Li}\)	−3,04	starkes Reduktionsmittel (unten)

4.3 Elektrolyse und Energiespeicher

Mit elektrischer Energie lässt sich jede galvanische Zelle „rückwärts“ betreiben — darauf beruhen Akkus und die Wasserstofftechnik.

Elektrolyse

Äußere Spannung erzwingt eine Redoxreaktion. Kathode = Minuspol (Reduktion), Anode = Pluspol (Oxidation). Kationen wandern zur Kathode, Anionen zur Anode.

\(\ce{Zn^2+ + 2 Br-}\) \(\ce{-> Zn + Br2}\)

Zersetzungsspannung

Die Produkte bilden eine galvanische Zelle mit Gegenspannung; erst oberhalb fließt dauerhaft Strom. Gemessen wird etwas mehr als ΔE.

\(U_Z\geq\Delta E\)

Batterie

Primärelement, nicht aufladbar. Alkali-Mangan-Zelle: Zink (−) und Mangandioxid (+) in Kalilauge, 1,5 V.

\(\ce{Zn + 2 MnO2 + H2O}\) \(\ce{-> ZnO + 2 MnO(OH)}\)

Akkumulator

Sekundärelement: Entladen = galvanische Zelle, Laden = Elektrolyse. Pole bleiben, Anode/Kathode tauschen. Bleiakku 2 V je Zelle, Ni-MH 1,2 V, Li-Ionen 3,6 V.

\(\ce{Pb + PbO2 + 2 H2SO4}\) \(\ce{<=> 2 PbSO4 + 2 H2O}\)

Brennstoffzelle

Galvanische Zelle mit laufender Zufuhr von Brennstoff und Sauerstoff; PEM leitet nur \(\ce{H+}\). Theoretisch 1,23 V, im Betrieb 0,6–0,9 V; Stapel in Reihe.

\(\ce{2 H2 + O2 -> 2 H2O}\)

Energiespeicher im Vergleich

Batterie und Akku enthalten ihre Reaktionspartner; die Brennstoffzelle bekommt sie aus Tanks. Klimafreundlich nur mit Strom aus erneuerbaren Quellen („grüner Wasserstoff“).

Elektrolyse \(\rightleftarrows\) galvanische Zelle

Anode und Kathode

Die Namen hängen am Vorgang, nicht am Pol: Anode = Oxidation, Kathode = Reduktion. Galvanische Zelle: Anode ist Minuspol; Elektrolyse: Anode ist Pluspol.

Die Regeln, an denen die Punkte hängen

Diese drei Stellen kosten in der Klausur am häufigsten Punkte.

Vorzeichen bei ΔE

Immer „Akzeptor minus Donator“ bzw. „größer minus kleiner“ — negative Potenziale in Klammern einsetzen: \(0{,}80-(-0{,}26)=1{,}06\).

Stoffmengenverhältnis

Titration und Zellen: das Verhältnis aus der ausgeglichenen Gesamtgleichung nehmen (Permanganat : Eisen = 1 : 5, Zinn : Silber = 1 : 2) — nie 1 : 1 raten.

Vorhersagen mit der Spannungsreihe

Freiwillig reagiert der Akzeptor „oben“ mit dem Donator „unten“. Edel (\(E^\circ>0\)) heißt: Oxonium-Ionen können das Metall nicht oxidieren — andere Oxidationsmittel (Nitrat) schon.