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Educational Material

Skript zur Vorlesung Allgemeine Chemie I

Author(s):

Nesper, Reinhard Friedrich Publication Date:

2001

Permanent Link:

https://doi.org/10.3929/ethz-a-004324518

Rights / License:

In Copyright - Non-Commercial Use Permitted

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(2)

Redox-Reaktionen (Lavoisier)

Reduktion Entzug von Sauerstoff

Fe 2 O 3 + Al => Al 2 O 3 + Fe

Zufuhr von Elektronen

Oxidation Zufuhr von Sauerstoff

Fe 2 O 3 + Al => Al 2 O 3 + Fe

Entzug von Elektronen

(3)

Redox-Reaktion

Hochofen

(4)

Redox-Reaktion

Metall / Metall

Metall / Luft

Metall / el. Strom

(5)

Die Oxidationszahl / Oxidationsstufe OZ

Atome : 0

Ionen : =Ladung

Molekülverbindung : ΣΟΖ =0

Kovalente Form : heteropolare Aufteilung

Ionenverbindung : ΣΟΖ =Gesamtladung

(6)

Die Oxidationszahl / Oxidationsstufe

Elemente

(7)

Die Oxidationszahl / Oxidationsstufe

Elemente

Die Oxidationsstufe ist nur bei ionischer

Beschreibung identisch mit der formalen Ladung

Sie gibt vielmehr an, wieviele Elektronen eines

Atomes an polaren Bindungen beteiligt sind.

(8)

Die Oxidationszahl / Oxidationsstufe

Die Oxidationsstufe gibt vielmehr an, wieviele Elektronen eines Atomes an polaren Bindungen beteiligt sind.

ClO 4 -

[Cl O 4 ] 1-

+7

ClF 3

-2

ClF 3 F

F

F Cl

(9)

Oxidationszahl und Kovalenz

Komplexe mehrkernige Anionen

Moleküle

(10)

I 2 – HI - Gleichgewicht

(11)

I 2 – HI - Gleichgewicht

K =

[HI]

2

[I

2

][H

2

]

(12)

Reduzierend und Oxidierend

Normalpotentiale

(13)

Salzbrücke/semiperm. Membran

Verhindert die

direkte chemische Reaktion der

reaktiven Spezies

Fe

3+

Cu

2+

(14)

Redoxreaktion und pH-Wert

(15)

Redoxreaktion und pH-Wert

(16)

Redoxreaktion und pH-Wert

(17)

Redoxreaktion und pH-Wert

(18)

Nernstsche Gleichung

Halbzellenpotentiale

(19)

Redoxreaktion und pH-Wert

Cl

2

/Cl

-

// MnO

4-

Br

2

/Br

-

// MnO

4-

I

2

/I

-

// MnO

4-

1

1

1 E = E(MnO

4-

) - E(hal

-

) E = E(red) - E(ox)

10

10

10

-0.74

-0.42

0.14

E(MnO

4-

) - E(hal

-

) pH0/pH14

1.51 – 1.36 0.62 – 1.36 1.51 – 1.07 0.62 – 1.07 1.51 – 0.54 0.62 – 0.54

pH E

0.15

0.35

0.80

(20)

Galvanische Zellen

(21)

Galvanische Zellen

Potential der Cu/Zn - Zelle

E

0

=1.10V

(22)

Galvanische Zellen

(23)

Galvanische Zellen

(24)

Standard-Wasserstoffelektrode

(25)

Standard-Elektroden

(26)

Normalpotentiale

(27)

Normalpotentiale

Reagieren mit H

2

O bei pH 7

Reagieren nicht mit

H

2

O bei pH 7

(28)

Reduzierend und Oxidierend

mind.

notwendiges

Potential für

H

2

O –Spaltung

E

min

=1.23V

(29)

Elektrochem. Energie und Elektrolyse

Potential (stromlos) fällt mit zunehmender Stromstärke

Potential (stromlos) muss erhöht werden für Zunahme des Stromflusses

<

(30)

Elektrochem. Energie und Elektrolyse

(31)

Elektrochem. Energie

und Elektrolyse

(32)

Elektrochem. Potentiale und Thermodynamik

Faradaysches Gesetz F = 96485 Cmol

-1

m =

M Q

z F

(33)

Elektrochem. Potentiale und Thermodynamik Thermodynamik

z 96 485 z E z

(34)

Elektroden II. Art

(35)

Elektroden II. Art,

Konzentrationsketten

(36)

Elektroden

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