Zusammenfassung und Examensfragen

a. Zusammenfassung

1. Spontane Redoxreaktionen

Elektrochemische Spannungsreihe:

Stärke des
Reduktionsmittels
(Red)
wird größer









 Red 

  

 Ox + n e- 

 2 F- 

  

 F2 + 2 e- 

   H2 + 2 H2O   

  

  2 H3O+ + 2 e-  

 Li 

  

 Li+ + e- 









Stärke des
Oxidationsmittels
(Ox)
wird größer

Spontane und nicht spontane Redoxreaktion:
Redoxpaare so anschreiben, dass Eo1 > Eo2

Redoxpaar 1:  

Red1/Ox1    Eo1

Redoxpaar 2:  

Red2/Ox2    Eo2

Das stärkste Oxidationsmittel Ox1 reagiert mit dem stärksten Reduktionsmittel Red2.
Die Redoxreaktion Ox1 + Red2Red1 + Ox2 verläuft exergonisch (spontan)
Die Umkehrreaktion Red1 + Ox2Ox1 + Red2 verläuft endergonisch (nicht spontan)

2. Galvanische Zelle und Elektrolyse

Galvanische Zelle

Elektrolyse

Anode, Oxidation, ⊖-Pol

Anode, Oxidation, ⊕-Pol

  Kathode, Reduktion, ⊕-Pol  

Kathode, Reduktion, ⊖-Pol

Spontane Redoxreaktion

  Erzwungene Redoxreaktion  

3. Elektrochemische Korrosion

  Lokalanode, Oxidation, ⊖-Pol
  Lokalkathode, Reduktion, ⊕-Pol, an der Oberfläche des edleren Metalles.
  Spontane Redoxreaktion

· Korrosion von Eisen ist spontan, unterscheiden zwischen:

  - Säurekorrosion  

Fe wird zu Fe2+ oxidiert (Lokalanode)
H3O+ wird zu H2 reduziert (an der Oberfläche der Lokalkathode)

  - Sauerstoffkorrosion  

Fe wird zu Fe2+ oxidiert (Lokalanode), reagiert zu Fe(OH)2
und wird dann zu Eisen(III)-hydroxid-oxid oxidiert
O2 wird zu OH- reduziert (an der Oberfläche der Lokalkathode)

4. Korrosionsschutz beim Eisen (Seite 184)

b. Examensfragen

Aufgaben mit vollständigem Lösungsweg



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