Elektrochemie Prof. Manfred SUSSITZ

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

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+

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

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

Daniell Element 3

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)  

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

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

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

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

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

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

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

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

Rostbildung

Lokalelemente