Chemie EU14

Ein System (Metall in Lösung) das nach einiger Zeit ein Gleichgewicht zw.Reduktion und Oxidation einstellt. System im GLeichgewicht => Halbzelle.

Einer Halbreaktion in einem Redoxprozess. Kann unabhängig betrachtet werden.

E bestimmt die Tendenz des Metalls, sich im Elektrolyt aufzulösen.

E ist nicht absolut messbar, nur Differenzen mit zweiter Halbzelle messbar. 

dE hängt mit dG zusammen. 

Oxⁿ⁺ + ne^- ⇔ Red

Oxidierte Form nimmt ne^-  auf und wird zur reduzierten Form, (von links nach rechts) oder

die reduzierte Form gibt ne^{- ab und wird zu oxidiereten Form (von rechts nach links)} 

Da Elektronen ausgetauscht werden.

Besteht aus zwei Halbzellen die miteinander verbunden sind, z.B über Messgeräte  => Stromfluss messbar.

Beim Eintauchen der Zinkelektrode in die Lösung gehen einige Zinkatome der Elektroden in Lösung, die Elektroden, ie bei diesem Vorgang abgegeben werden, bleiben auf der Zinkelektrode zurück. Dadurch wird die Elektrode negativ geladen. 

Vergelichbarer Vorgang jedoch gehen weniger Kupferatome in Lösung. Da Kupfer kleine Reduktionsfähigkeit hat. Negative Ladung geringer als bei der Zinkelektrode. 

Gehen gleich viele Metallatome durch Abgabe von Elektronen in den Ionenzustand über, wie Ionen durch Aufnahme von Elektronen in den Metallzustand gehen.

Hängt von der Reduktionsfähigekiet des Metalles ab. 

-hohe Reduktionsfähigkeit: Seite der Ionen 

-niedrige Reduktionsfähigkeit: Seite der Atome 

gute Reduktionsmittel werden leichter oxidiert => unedel

schlechte Reduktionsmittel sind schwer oxidiert => edel.

spezifischen elektrochemischen Potential. 

bei Potentialdifferenz => Spannung messbar. 

Ausgleich der Potentiale:

ELektronen fliessen über den Draht von der Zinkelektrode zur Kupferelektrode => Überschuss an ELektroden. Überschuss in der Kupferelektrode wird durch die Reduktion von Kupferionen ausgeglichen => Lösung wird negativer.

Da die negative Ladung der Elektroden nicht mehr besteht werden die pos. geladenen Zink-Ionen nicht mehr an der Elektrode festgehalten, dadurch gehen immer wieder Zinkatome unter Abgabe von Elektronen in Lösung. 

Durch DIffundiereung von Zn²⁺ und SO₄²⁺ durch den Memebran. Cu²⁺-Ionen gehen nicht durch Memebran => sinst Batterie Tod, da Kupfer auf der Zn-Elektrode ablagern.

Theoretische Spannung einer galanischen Zelle 

=> Elektromotorische Kraft EMK dE

EMK = dE = E_red-E_ox 

Schauen welcher Zelle oxidation und welcher Zelle Reduktion abspielt. Zellspannung differnz beiden nominal Zellspannung. 

Nur wenn dE positiv => das Oxidationsmittel stark genug, das Reduktionsmittel zu oxidieren bzw. umgekehrt. Reduktionsmittel stark genug Oxidationsmittel reduzieren,

Anode ( MInuspol) stellt die Elektrode dar, an der die Oxidation stattfindet. (Anox) (Donator-Halbzelle) 

Kathode (Pluspol) stellt die Elektrode dar an der die Reduktion stattfindet (Katred) (Akzeptor-Halbzelle)

Umkehrung des Redox-Prozess, die in einer galvanischen Zelle ablaufen. 

Anstelle eines Verbrauchers wird eine Stromquelle angeschlossen => Elektroden entgegen ihrer freiwilligen Stromrichtung von Kupfer zum Zink pumpen. 

Stromquelle muss min. Spannung aufwenden, die bei einer freiwilligen Reaktion der beiden Redoxpartner frei würde. 

Wenn eine Spannung Angelget wird:

Am Minuspol ( Kathode) erhalten die Zn²⁺-Ionen der Lösung zwei Elektronen und lagern sich als elementares Zink an der Elektrode an. 

An der Anode (Pluspol) gibt jedes BR-Ion ein Elektron ab dabei entsteht Elementares Brom. 

Zersetzungsspannung

Zink und Brom bilden eien galvanische Zelle, durch dieses Entgegenwirkende Element der Elektrolyse werden die beiden Elektronen polarisiert. => Spannung entsteht. Differenz der Redoxpotential an der ELketronen abgeschiedenen Stoffe. 

Während der Elektrolyse setzen dich Abschiedungsprodukte auf der Elektrode ab und behindern einen Elektronen-Austausch.

-Gase haben eine hohe Überspannung

-Metalle haben eien geringe Überspanung, vernachlässigbar.