3 Das chemische Gleichgewicht 3 3 Das chemische Gleichgewicht 3.7 Gleichgewichte von Salzen, Säuren und Basen Säure-Base-Indikatoren

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Antoine Laurent Lavoisier (27.08.1743 - 08.05.1794)

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion Oxidation

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion Oxidation

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion Oxidation Reduktion

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion Reduktion

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion Reduktion

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion Reduktion

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion allgemein:

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion Beispiel für eine unmögliche Reaktion:

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion Aufstellen von Redoxgleichungen Beispiel

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion Aufstellen von Redoxgleichungen Beispiel 1. Auffinden der Oxidationszahlen der oxidierten und der reduzierten Form

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion Aufstellen von Redoxgleichungen Beispiel 1. Auffinden der Oxidationszahlen der oxidierten und der reduzierten Form 2. Differenz der Oxidationszahlen ergibt die Zahl der übertragenen Elektronen.

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion Aufstellen von Redoxgleichungen Beispiel 3. Prüfung der Elektroneutralität

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion Aufstellen von Redoxgleichungen Beispiel 3. Prüfung der Elektroneutralität 4. Stoffbilanz

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Oxidation, Reduktion Aufstellen von Redoxgleichungen Beispiel 5. Kombination beider Redoxsysteme ergibt:

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Galvanische Elemente

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Galvanische Elemente

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Galvanische Elemente

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Galvanische Elemente

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Galvanische Elemente

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Galvanische Elemente Daniell-Element

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Galvanische Elemente Daniell-Element

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Galvanische Elemente

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Galvanische Elemente

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Galvanische Elemente

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Galvanische Elemente Die Spannung eines galvanischen Elementes wird EMK, elektro- motorische Kraft genannt. Aufgrund dieser EMK kann das galvanische Element elektrische Arbeit leisten.

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Galvanische Elemente Die Spannung eines galvanischen Elementes wird EMK, elektro- motorische Kraft genannt. Aufgrund dieser EMK kann das galvanische Element elektrische Arbeit leisten.

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Galvanische Elemente Die Spannung eines galvanischen Elementes wird EMK, elektro- motorische Kraft genannt. Aufgrund dieser EMK kann das galvanische Element elektrische Arbeit leisten.

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Berechnung von Redoxpotentialen: Nernstsche Gleichung Walther Herrmann Nernst (1864 - 1941) dt. Physiker und Physikochemiker

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Berechnung von Redoxpotentialen: Nernstsche Gleichung

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Berechnung von Redoxpotentialen: Nernstsche Gleichung R = universelle Gaskonstante T = Temperatur F = Faraday-Konstante (96487 As/mol) z = Zahl der bei einem Redoxsystem auftretenden Elektronen

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Berechnung von Redoxpotentialen: Nernstsche Gleichung

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Berechnung von Redoxpotentialen: Nernstsche Gleichung E° = Normalpotential oder Standarpotential

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Berechnung von Redoxpotentialen: Nernstsche Gleichung

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Berechnung von Redoxpotentialen: Nernstsche Gleichung

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Berechnung von Redoxpotentialen: Nernstsche Gleichung

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Konzentrationsketten, Elektroden zweiter Art

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Konzentrationsketten, Elektroden zweiter Art

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Konzentrationsketten, Elektroden zweiter Art

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Konzentrationsketten, Elektroden zweiter Art Bei Zugabe von Chloridionen zu einem Ag/Ag+ - Halbelement wird aufgrund der Bildung des schwerlöslichen AgCl das Potential von [Cl-] bestimmt. Allgemein werden solche Elektroden Elektroden zweiter Art genannt.

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Konzentrationsketten, Elektroden zweiter Art Bei Zugabe von Chloridionen zu einem Ag/Ag+ - Halbelement wird aufgrund der Bildung des schwerlöslichen AgCl das Potential von [Cl-] bestimmt. Allgemein werden solche Elektroden Elektroden zweiter Art genannt.

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Konzentrationsketten, Elektroden zweiter Art Bei Zugabe von Chloridionen zu einem Ag/Ag+ - Halbelement wird aufgrund der Bildung des schwerlöslichen AgCl das Potential von [Cl-] bestimmt. Allgemein werden solche Elektroden Elektroden zweiter Art genannt.

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Konzentrationsketten, Elektroden zweiter Art Bei Zugabe von Chloridionen zu einem Ag/Ag+ - Halbelement wird aufgrund der Bildung des schwerlöslichen AgCl das Potential von [Cl-] bestimmt. Allgemein werden solche Elektroden Elektroden zweiter Art genannt.

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Konzentrationsketten, Elektroden zweiter Art Kalomel-Elektrode Quecksilber, das mit festem Hg2Cl2 (Kalomel) bedeckt ist. Elektrolyt besteht aus KCl-Lösung bekannter Konzentration, die mit Hg2Cl2 gesättigt ist. In das Quecksilber taucht ein als elektrische Zuleitung dienender Platindraht.

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die Standardwasserstoffelektrode

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die Standardwasserstoffelektrode

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die Standardwasserstoffelektrode

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die Standardwasserstoffelektrode

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die Standardwasserstoffelektrode

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die Standardwasserstoffelektrode

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die Standardwasserstoffelektrode Standardpotentiale sind Relativwerte bezogen auf die Standardwasser- stoffelektrode, deren Standardpotential willkürlich null gesetzt wurde.

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die Standardwasserstoffelektrode

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die Standardwasserstoffelektrode

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungreihe

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektro- chemische Spannung- reihe

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe Reaktionen von Metallen mit Säuren und Wasser

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe Reaktionen von Metallen mit Säuren und Wasser

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe Reaktionen von Metallen mit Säuren und Wasser

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe Reaktionen von Metallen mit Säuren und Wasser Metalle wie Zink oder Eisen bezeichnet man als unedle Metalle, da sie ein positives Potential besitzen, in der Spannungsreihe daher oberhalb Wasserstoff stehen und sich in Säuren unter H2-Entwicklung lösen.

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe Reaktionen von Metallen mit Säuren und Wasser Metalle wie Zink oder Eisen bezeichnet man als unedle Metalle, da sie ein positives Potential besitzen, in der Spannungsreihe daher oberhalb Wasserstoff stehen und sich in Säuren unter H2-Entwicklung lösen. Metalle wie Cu, Ag oder Au tun dies nicht, stehen unterhalb Wasser- stoff und werden als edle Metalle bezeichnet.

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe Reaktionen von Metallen mit Säuren und Wasser

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe Reaktionen von Metallen mit Säuren und Wasser

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe Reaktionen von Metallen mit Säuren und Wasser

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe Reaktionen von Metallen mit Säuren und Wasser Einige Metalle besitzen Standardpotentiale niedriger als -0,41 V, reagieren aber aufgrund einer schützenden Oxid- oder Hydroxidschicht nicht mit Wasser (Passivität).

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe Reaktionen von Metallen mit Säuren und Wasser Einige Metalle besitzen Standardpotentiale niedriger als -0,41 V, reagieren aber aufgrund einer schützenden Oxid- oder Hydroxidschicht nicht mit Wasser (Passivität). z.B. Aluminium E°Al = -1,7 V

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe Reaktionen von Metallen mit Säuren und Wasser / pH - Abhängigkeit von Potentialen z.B. Aluminium E°Al = -1,7 V Bei z.B. pH = 13 erfolgt Auflösung der Schutzschicht unter Komplex- bildung. Das Redoxpotential H3O+/H2 beträgt hier EH = -0,77 V  Auflösung des Al unter H2 - Entwicklung

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe pH - Abhängigkeit von Potentialen

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe pH - Abhängigkeit von Potentialen

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe pH - Abhängigkeit von Potentialen

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe pH - Abhängigkeit von Potentialen

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe pH - Abhängigkeit von Potentialen

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe pH - Abhängigkeit von Potentialen

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe pH - Abhängigkeit von Potentialen Mit Salpetersäure (pH = 0) können daher Ag und Hg aufgelöst werden, mit einer neutalen Nitratlösung nicht.

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe Abhängigkeit der Potentiale von Komplexbildung - Aluminatbildung (s. Passivität)

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe Abhängigkeit der Potentiale von Komplexbildung - Aluminatbildung (s. Passivität) - Au3+ - Ionen bilden in Gegenwart von Cl- - Ionen [AuCl4]- - Komplexionen. Dadurch wird die Au3+ - Konzentration beeinflußt und hierdurch wiederum das Au/Au3+ - Potential erniedrigt.

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Die elektrochemische Spannungsreihe Redoxpotentiale erlauben eine Voraussage, ob ein Redoxprozeß überhaupt möglich ist, nicht aber, ob er auch tatsächlich abläuft!

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Gleichgewichtslage bei Redoxprozessen

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Gleichgewichtslage bei Redoxprozessen

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Gleichgewichtslage bei Redoxprozessen

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Gleichgewichtslage bei Redoxprozessen

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Gleichgewichtslage bei Redoxprozessen Je größer die Differenz der Standardpotentiale ist, umso weiter liegt das Gleichgewicht auf einer Seite.

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Gleichgewichtslage bei Redoxprozessen

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Gleichgewichtslage bei Redoxprozessen

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Gleichgewichtslage bei Redoxprozessen

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Gleichgewichtslage bei Redoxprozessen Bei einer Differenz der Standardpotentiale erhält man für K: K = 1010.

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Elektrolyse Redoxvorgänge, die nicht freiwillig ablaufen, können durch Zuführung einer elektrischen Arbeit erzwungen werden. Dies geschieht bei der Elektrolyse.

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Elektrolyse

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Elektrolyse

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Elektrolyse

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Elektrolyse Damit eine Elektrolyse ablaufen kann, muß die angelegte Gleichspan- nung mindestens so groß sein wie die Spannung, die das galvanische Element liefert.

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Elektrolyse Damit eine Elektrolyse ablaufen kann, muß die angelegte Gleichspan- nung mindestens so groß sein wie die Spannung, die das galvanische Element liefert. Diese für eine Elektrolyse benötigte Zersetzungsspannung kann aus den Differenzen der Redoxpotentiale berechnet werden.

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Elektrolyse Damit eine Elektrolyse ablaufen kann, muß die angelegte Gleichspan- nung mindestens so groß sein wie die Spannung, die das galvanische Element liefert. Diese für eine Elektrolyse benötigte Zersetzungsspannung kann aus den Differenzen der Redoxpotentiale berechnet werden. In der Praxis treten z.B. wegen der Überwindung des Zellwiderstandes Spannungserhöhungen (Überspannungen) auf, die einen größeren Wert für die tatsächliche Zersetzungsspannung hervorrufen.

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Elektrolyse

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Elektrolyse

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Elektrolyse

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Elektrolyse

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Elektrolyse

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Elektrolyse

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Elektrolyse

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Elektrolyse Elektrolysiert man eine wäßrige Lösung , die verschiedene Ionensorten enthält, so scheiden sich mit wachsender Spannung die einzelnen Ionensorten nacheinander ab.

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Elektrolyse Elektrolysiert man eine wäßrige Lösung , die verschiedene Ionensorten enthält, so scheiden sich mit wachsender Spannung die einzelnen Ionensorten nacheinander ab. An der Kathode wird zuerst die Kationensorte mit dem positivsten Potential entladen. Je edler ein Metall ist, umso leichter sind seine Ionen reduzierbar.

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Elektrolyse Elektrolysiert man eine wäßrige Lösung , die verschiedene Ionensorten enthält, so scheiden sich mit wachsender Spannung die einzelnen Ionensorten nacheinander ab. An der Kathode wird zuerst die Kationensorte mit dem positivsten Potential entladen. Je edler ein Metall ist, umso leichter sind seine Ionen reduzierbar. An der Anode werden zuerst diejenigen Ionen oxidiert, die die negativsten Redoxpotentiale haben.

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Elektrolyse Chloralkali-Elektrolyse

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Elektrolyse Chloralkali-Elektrolyse

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Elektrolyse Chloralkali-Elektrolyse

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Elektrolyse Chloralkali-Elektrolyse Amalgamverfahren

3 Das chemische Gleichgewicht 3.8 Redoxvorgänge Elektrolyse Chloralkali-Elektrolyse Amalgamverfahren