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Elektrochemie

Elektrochemie. Prof. Manfred SUSSITZ. Cu 2+ + Zn ---> Cu + Zn 2+. Redoxreaktionen Grundlage der Elektrochemie. Oxidation: Zn ---> Zn 2+ + 2 e -. Reduktion: Cu 2+ + 2 e - ---> Cu. e - e -. SO 4 2-. V. +. H. H 2. +. H. 2-. SO. 4. Galvanische Elemente. Elektrolyt

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Presentation Transcript

  1. Elektrochemie Prof. Manfred SUSSITZ

  2. Cu2+ + Zn ---> Cu + Zn2+ Redoxreaktionen Grundlage der Elektrochemie Oxidation: Zn ---> Zn2+ + 2e- Reduktion: Cu2+ + 2 e- ---> Cu e-e- SO42-

  3. V + H H2 + H 2- SO 4 GalvanischeElemente Elektrolyt (Säuren, Laugen, Salzlösungen) - Pol + Pol Zn Cu 2 verschiedene Metalle Zn: negativer (-) Pol: unedle(re)s Metall e-e- e-e- Cu: positiver (+) Pol: edleres Metall Zn2+

  4. Spannungsreihe! Halbelement 1 Halbelement 2 DaniellElement1 Zn: (-) Pol Cu: (+) Pol Elektrolyt: ZnSO4 bzw. CuSO4 Trennung: Semipermeable Membran Zn2+ Cu2+ SO42- SO42-

  5. SO42- SO42- Halbelement 1 Halbelement 2 Daniell Element 2 Halbelement 2: Zn ---> Zn2+ + 2 e- = Oxidation Halbelement 2: Cu2+ + 2 e- ---> Cu = Reduktion

  6. Daniell Element 3

  7. Nernstsche Gleichung Bestimmung des Redoxpotentials E: E° = Normal- bzw. Standardpotential in Volt V R = allg. Gaskonstante T = Temperatur in Kelvin K F = Faradaykonstante z = Zahl der beteiligten Elektronen cox = Standardkonzentration 1mol/l (oxidierten Form) cred = Standardkonzentration 1mol/l (reduzierten Form)

  8. SO42- SO42- Bleiakkumulator 1 (-) Pol: Blei (+) Pol: Bleidioxid Schwefelsäure: 20-30% Spannung: 2 Volt/ Zelle

  9. SO42- SO42- Bleiakkumulator 2 Ox: Pb + SO42- ---> PbSO4 + 2e- Red: PbO2 + SO42- + 4H+ + 2e- ---> PbSO4 + 2H2O Konzentration von H2SO4: Ladezustand Umkehr der Reaktion(Laden): Von außen Spannung zuführen.

  10. Spannungsreihe Reduzierte Form 1 Oxidierte Form 1 Reduzierte Form 2 Oxidierte Form 2 Potential 1(stärkeres Reduktionsmittel) ist negativer als Potential 2 (stärkeres Oxidationsmittel)

  11. Metall 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 Spannungsreihe 2 Edle Metalle Unedle Metalle

  12. Wirkt wie ein „H2-Stab“ Standartwasserstoffelektrode Nur Potentialunterschiede messbar  Einführung eines Standartwertes

  13. Erscheinungsbilder der Korrosion • Gleichmäßige Korrosion: • Abblätternde Korrosionsschicht • Festhaftende, dichthaftende Schicht • Lokalisierte Korrosion (Lochfraß): • 2 unterschiedliche Metalle + Elektrolyt  • unedles Metall oxidiert

  14. H2O H+ + OH- H2SO4 2H+ + SO42- Elektrolyse von Wasser (Zusatz von Schwefelsäure) - e - e Kathode: 2H+ + 2e- H2 Anode: 4OH- - 4e- O2 + 2H2O OH- - e H+ SO42-

  15. H2O H+ + OH- NaOH Na+ + OH- Elektrolyse von Wasser(Zusatz von Natronlauge) - e - e Na+ OH- - e H+

  16. Rostbildung

  17. Lokalelemente

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