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Die Redoxreaktion Gleichungen komplexer Redoxreaktionen: Aufstellung der Gleichungen (Regeln) Übungen zur Redoxzahl und Redoxgleichung Beispiele für Redoxreaktionen.

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1 Die Redoxreaktion Gleichungen komplexer Redoxreaktionen: Aufstellung der Gleichungen (Regeln) Übungen zur Redoxzahl und Redoxgleichung Beispiele für Redoxreaktionen

2 Beispiel: Kohlenstoff wird in konz. Schwefelsäure erhitzt. Dabei entsteht CO 2 + SO 2 Regeln zur Aufstellung von Gleichungen für Redoxvorgänge

3 Hans Sturm Versuch Zucker und Schwefelsäure (konz.) Die Schwefelsäure verkohlt den Zucker. Es entsteht Zucker- kohle, die mit heißer Schwefelsäure zu Kohlendioxid und Schwefeldioxid weiterreagiert (=> Aufblähen des Gemisches). Taste = weiter

4 Hans Sturm Die Redox-Gleichung Die Reaktion von Kohlenstoff mit Schwefelsäure ist eine Redox-Reaktion. Im Folgenden wird erklärt, wie die Gleichung für eine derartige Reaktion aufgestellt wird.

5 Hans Sturm Die Redoxgleichung 1. Edukte => Produkte (unvollständige Gleichung) C + H 2 SO 4 => CO 2 + SO 2 Regel:Beispiel: Erklärungen

6 Hans Sturm Die Redox-Gleichung 2. Bestimmung der Oxidationszahlen, die sich während der Reaktion ändern 0 +6 C +H 2 SO 4 => +4 CO 2 + SO 2 Regel:Beispiel: Erklärungen

7 Hans Sturm Die Redox-Gleichung 3. Aufstellen der Teilgleichungen (unvollständig) Oxidation: 0 +4 C => CO 2 Regel:Beispiel: Reduktion: H 2 SO 4 => SO 2 Erklärungen

8 Hans Sturm Die Redox-Gleichung 4. Oxidations- Zahlen mit Elektronen ausgleichen Oxidation: 0 +4 C => CO 2 + 4e - Regel:Beispiel: Reduktion: H 2 SO 4 + 2e - => SO 2

9 Hans Sturm Die Redox-Gleichung 5. Ladungsaus- gleich durch H 3 O + ín saurer Lösung (in alkalischer Lösung durch Hydroxidionen) Oxidation: C => CO 2 + 4e H 3 O + Regel:Beispiel: Reduktion: H 2 SO 4 + 2e H 3 O + => SO 2

10 Hans Sturm Die Redox-Gleichung 6. Ausgleich der Stoffbilanz mit Wasser Oxidation: C + 6 H 2 O => CO 2 + 4e H 3 O + Regel:Beispiel: Reduktion: H 2 SO 4 + 2e H 3 O + => SO H 2 O

11 Hans Sturm Die Redox-Gleichung 7. Anpassung der e - -Zahlen in beiden Teilgleichungen Oxidation: C + 6 H 2 O => CO 2 + 4e H 3 O + Regel: Beispiel: Reduktion: H 2 SO 4 + 2e H 3 O + => SO H 2 O / * 2 Red: 2 H 2 SO 4 + 4e H 3 O + => 2 SO H 2 O

12 Hans Sturm Die Redox-Gleichung 8. Addition der Teilgleichungen C + 6 H 2 O + 2 H 2 SO 4 + 4e H 3 O + ====> CO 2 + 4e H 3 O SO H 2 O Regel: Beispiel: C + 2 H 2 SO 4 => CO 2 2 SO H 2 O

13 Hans Sturm Redox-Reaktionen in der Technik Das Galvanische Element (Die Elektrische Zelle) Das Galvanische Element Die Taschenlampenbatterie (Primärelement) Die Taschenlampenbatterie Die Autobatterie Bleiakkumulator (Sekundärelement) Die Autobatterie Bleiakkumulator Die Brennstoffzelle

14 Hans Sturm Das Galvanische Element Ein galvanisches Element liefert Strom. Hier befindet sich ein Zinkblock in einer Zinksulfatlösung und ein Kupferblech in einer Kupfersulfatlösung. InfoInfo-TextText

15 Hans Sturm Elektrische Zelle, auch als galvanische Zelle bzw. galvanisches Element bezeichnete Vorrichtung zur Umwandlung von chemischer Energie in Elektrizität. Elektrische Zellen bestehen meist aus flüssigem, pastenartigem oder festem Elektrolyt sowie einer positiven und negativen Elektrode. Der Elektrolyt ist ein Ionenleiter. Mit einfachen Worten ausgedrückt, zersetzt sich eine der beiden Elektroden unter Elektronenabgabe (Oxidation), während die andere Elektronen aufnimmt (Reduktion). Werden beide Elektroden durch einen elektrischen Leiter verbunden, so fließt ein elektrischer Strom. Die Kombination von zwei oder mehreren elektrischen Zellen bezeichnet man als Batterie. Man unterteilt elektrische Zellen nach ihrer Funktionsweise in Primärelemente und in Sekundärelemente bzw. Akkumulatoren (wieder aufladbare Batterien). Bei den Primärelementen können die chemischen Stoffe, die die Energieumwandlung herbeiführen und sich dabei selbst verändern, nicht wieder zurückgebildet werden. Genau dies gelingt bei Sekundärelementen, wenn man elektrischen Strom in entgegengesetzter Richtung durch sie hindurchleitet. So genannte Brennstoffzellen werden ebenfalls zu den elektrischen Zellen gezählt. Im Gegensatz zu den hier besprochenen Primär- und Sekundärelementen, werden in Brennstoffzellen die chemischen Stoffe in einem kontinuierlichen Ablauf zu- und abgeführt. "Elektrische Zelle."Microsoft® Encarta® Enzyklopädie © Microsoft Corporation. Alle Rechte vorbehalten.

16 Hans Sturm Blick in das Innenleben einer herkömmlichen Taschenbatterie. Die Grundform der heute üblichen Trockenelemente geht auf das Leclanché-Element zurück, das 1866 erstmals von dem französischen Erfinder Georges Leclanché konstruiert wurde. Bei dem hier gezeigten Beispiel handelt es sich um das System Zink-Braunstein, das eine Nennspannung von 1,5 Volt liefert. "Trockenelement (Taschenbatterie). "Microsoft® Encarta® Enzyklopädie © Microsoft Corporation. Alle Rechte vorbehalten. PRIMÄRELEMENTE Der gebräuchlichste Typ ist das Leclanché- oder Trockenelement, das um 1860 der französische Chemiker Georges Leclanché erfunden und entwickelt hat. Die heutzutage verwendete Form ist der ursprünglichen Ausführung immer noch sehr ähnlich. Der Elektrolyt eines Primärelements besteht dabei aus einer Mischung Ammoniumchlorid und Zinkchlorid. Beide liegen in Pastenform vor. Die äußere Zinkhülle der Batterie ist der Minuspol. Die positive Elektrode (Pluspol) besteht aus einem Kohlenstoffstab, der von einer Mischung aus Kohlenstoff und Mangandioxid umgeben ist. Ein Leclanchéelement erzeugt eine Spannung von circa 1,5 Volt. Weitere heutzutage übliche Systeme sind beispielsweise Zink-Zinkchlorid-Mangandioxid, Zink-Natriumhydroxid-Mangandioxid sowie Lithium-Mangandioxid.

17 Hans Sturm SEKUNDÄRELEMENTE Das Funktionsprinzip von Sekundärelementen erfand 1859 der französische Physiker Gaston Planté. Diese auch als Akkumulatoren bezeichneten Vorrichtungen lassen sich durch den umgekehrten Ablauf der chemischen Reaktion wieder aufladen. Bei der Zelle von Planté handelte es sich um einen Bleiakkumulator, wie er auch heute noch verwendet wird. Das System enthielt drei oder sechs elektrische Zellen, die in Reihe geschaltet waren. Heutzutage findet man Akkumulatoren in Personen- und Lastautos, in Flugzeugen und anderen Fahrzeugen. Akkumulatoren können so starken elektrischen Strom liefern, wie er beispielsweise zum Starten eines Motors benötigt wird. Als Elektrolyt dient verdünnte Schwefelsäure. Die negative Elektrode besteht aus Blei, die positive aus Bleidioxid. Mit einfachen Worten erklärt, dissoziiert beim Betrieb die negative Bleielektrode in freie Elektronen und zweifach positive Bleiionen. Die Elektronen fließen durch den äußeren elektrischen Stromkreis zur Bleidioxidanode. Die positiven Bleiionen verbinden sich mit Sulfationen im Elektrolyten zu Bleisulfat. An der Bleidioxidanode kommt es zu einer weiteren chemischen Reaktion. Aus Bleidioxid, positiven Wasserstoffionen im Elektrolyten und Elektronen bilden sich Wasser und positive Bleiionen. Letztere verbinden sich mit Sulfationen zu Bleisulfat. Ein Bleiakkumulator ist nach einiger Zeit erschöpft, da die Schwefelsäure allmählich in Wasser und die Elektroden in Bleisulfat umgewandelt werden. Beim Aufladen der Batterie verlaufen die oben angegebenen Reaktionen in umgekehrter Richtung. Die Lebensdauer eines Bleiakkumulators liegt bei ungefähr fünf Jahren. Er liefert circa zwei Volt pro Zelle. "Bleiakkumulator."Microsoft® Encarta® Enzyklopädie © Microsoft Corporation. Alle Rechte vorbehalten. Bleiakkumulator Aufbau eines Bleiakkumulators, wie er auch als wieder aufladbare Autobatterie verwendet wird. © Microsoft Corporation. Alle Rechte vorbehalten.

18 Hans Sturm Die Brennstoffzelle In der Brennstoffzelle liefert die Knallgas- reaktion Energie in Form von elektrischem Strom. InfoInfo-Text

19 Hans Sturm Brennstoffzelle, eine elektrochemische Vorrichtung, in der die von einer chemischen Reaktion gelieferte Energie direkt in Elektrizität umgesetzt wird. Anders als bei den galvanischen Zellen oder Batterien entlädt sich eine Brennstoffzelle nicht und kann auch nicht aufgeladen werden. Sie arbeitet kontinuierlich, solange von außen Brennstoff und Oxidationsmittel zugeführt werden. Eine Brennstoffzelle enthält eine Anode, an der der Brennstoff zuströmt (meist Wasserstoff oder wasserstoffreiche Gase), und eine Kathode, an der das Oxidationsmittel zuströmt, meist Luft oder Sauerstoff. Die beiden Elektroden sind durch einen elektrolytischen Ionenleiter voneinander getrennt. Bei einer Wasserstoff-Sauerstoff-Zelle mit einem Alkalimetallhydroxid-Elektrolyten (z. B. bei AFCs: Alkaline Fuel Cells) bilden sich an der Anode Protonen (Wasserstoffionen, H + ) und Elektronen. Die Protonen wandern durch den Elektrolyten in Richtung Kathode. Im Prinzip fließen die Elektronen durch den äußeren Stromkreis (mit dem Stromverbraucher) und gelangen so zur Kathode. Dort nimmt der Sauerstoff bei Stromfluss zwei Elektronen pro Atom auf. Es bilden sich an der Kathode Hydroxidionen OH-, die durch den Elektrolyten in Richtung Anode wandern. Protonen und Hydroxidionen verbinden sich zu Wasser (H2O). Formal lautet die Anodenreaktion: 2 H O H 2 O + 4 e -. Die Kathodenreaktion lautet: O e - 2 O 2-. Die von dieser Zelle abgegebene Spannung beträgt rund 1,2 Volt, sinkt aber mit steigendem Lastwiderstand. Das an der Anode entstandene Wasser muss kontinuierlich abgeführt werden, damit die Zelle nicht überflutet wird. Wasserstoff- Sauerstoff-Zellen mit Ionenaustauschmembranen oder immobilisierten Phosphorsäureelektrolyten wurden in den Gemini- und Apollo- Raumfahrtprogrammen der USA angewandt (siehe Weltraumforschung). Phosphorsäure-Brennstoffzellen (PAFC: Phosphoric Acid Fuel Cells) werden in geringem Maße bei elektrischen Einrichtungen zur Stromerzeugung genutzt. "Brennstoffzelle."Microsoft® Encarta® Enzyklopädie © Microsoft Corporation. Alle Rechte vorbehalten.

20 Hans Sturm Übung macht den Meister Übungen mit dem Computer (Oxidationszahlen, Teilgleichungen) Übungen mit dem Computer Übungsblatt (Aufgaben - Word) Übungsblatt Oxidationszahlen (Übungen mit Excel) Oxidationszahlen Informationen ( Redox-Reaktionen Definition Microsoft-Encarta - Word) Informationen

21 Hans Sturm Ende der Präsentation

22 Hans Sturm Erklärungen Edukte = Ausgangsstoffe Produkte = Endstoffe der Reaktion Oxidation = Erhöhung der Oxidationszahl Reduktion = Verringerung der Oxidationszahl zurück

23 Hans Sturm Die Oxidationszahl Berechnung der Oxidationszahl im H 2 SO 4 -Molekül : H = +1 * 2 = + 2 O = -2 * 4 = - 8 ´ S = + 6 ´ H 2 SO 4 = 0 Ox-ZahlBeispiel Element0S, C, H 2 H+1H 2 O (H=+1) O-2H 2 O (O = -2) FHF (F = -1) Molekül0 H 2 O IonLadungFe3+ = + 3 zurück


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