Elektrochemie Prof. Manfred SUSSITZ.

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1 Elektrochemie Prof. Manfred SUSSITZ

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

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

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

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

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

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

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

12 Spannungsreihe 2 Edle Metalle Unedle Metalle 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 Edle Metalle Unedle Metalle

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

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

16 Elektrolyse von Wasser (Zusatz von Schwefelsäure)
- e - H2O H+ + OH- H2SO H+ + SO42- Kathode: 2H e H2 Anode: 4OH e O H2O OH- e - H+ SO42-

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

18 Rostbildung

19 Lokalelemente