Redoxreaktionen: Beispiele & Definition

Welches grundsätzliche Bauelement haben alle nachfolgend dargestellten Geräte?

batt1 - Redoxreaktionen: Beispiele & Definition

Antwort: Eine Batterie als Stromversorgung!

Batterien sind elektrochemische Zellen, die auf Knopfdruck elektrischen Strom liefern können. So gesehen sind sie Energiespeicher. Typische Zellen besitzen eine Spannung von 1.5 Volt und können zusammengeschaltet werden, um mehr Energie zu liefern. Z.B. in einer 9 V Batterie sind 6 1,5 V-Zellen zusammengeschlossen. Wiederaufladbare Batterien werden Akkumulatoren genannt.

Die Geschichte der Batterie ist 200 Jahre alt und geht auf die Entdeckungen von Luigi Galvani um 1780 zurück. Er entdeckte, daß wenn man Eisen und Kupferstücke mit Froschschenkeln verband, diese zu zucken begannen.
Space Von 1796 – 1799, experimentierte Alessandro Volta in der Universität von Pavia mit Zink- und Silberplatten, um elektrischen Strom zu erzeugen. Volta entwickelte die erste Batterie und damit die galvanische Zelle.
Carl Gassner aus Mainz konstruierte die erste kommerziell erfolgreiche Trockenbatterie.

Eine solche Batterie kann auch z.B. mit einer Tomate konstruiert werden:

tomat - Redoxreaktionen: Beispiele & Definition

Um Stromfluß zu erzeugen, bzw. Energie zu transformieren werden in der galvanischen Zelle zwei unterschiedliche Stoffe benötigt, die als Elektroden dienen. In unserem Tomatenbeispiel sind das ein Zinkblech und ein Kupferblech. Beide müssen in eine leitfähige Lösung (= Elektrolyt) eintauchen, der Zell- und Fruchtsaft der Tomate.

Die Physiker würden sich nun für den elektrischen Strom, die Spannung und Leistung interessieren und die Ladezeit oder Kapazität der Zelle berechnen. Wir wollen uns um die verwendeten Stoffe kümmern und untersuchen, woher der Stromfluß also die Elektronenabgabe kommt.

Die Situation einer solchen galvanischen Zelle kann man wie folgt schematisieren:

galvz1 - Redoxreaktionen: Beispiele & Definition

Ein Zink- und Kupferblech tauchen in eine wässrige Salzlösung. Beide Bleche sind leitend verbunden.

Beobachtungen:

  • Man stellt Stromfluß vom Zink zum Kupfer fest.
  • Das Zinkblech nimmt an Masse ab, Zinkionen gehen in Lösung
  • Am Kupferblech scheiden sich Metallatome wie Kupfer und andere Kationen ab.

Da der elektrische Strom auf einem Elektronenfluß beruht müssen die Zink-Atome Elektronen abgeben und die Kupfer- oder andere positive Ionen der Lösung Elektronen aufnehmen. Die Elektronenübergänge finden jeweils an den Elektroden statt. Der Redoxvorgang ist abhängig von dem verwendeten Metall, Temperatur und Druck sowie vom Lösungsmittel. Die Zellspannung E (Potentialdifferenz in V zwischen den Halbzellen) wird auch EMK (elektromotorische Kraft) genannt. (Potential = Ladungsmenge an einem Ort, Potentialdifferenz = Spannung)

In der Chemie nennt man den Vorgang der Elektronenabgabe = Oxidation und die Elektronenaufnahme = Reduktion.

Falls man sich das nicht merken kann hier eine Eselsbrücke:


Elektronenabgabe

Oxidation

Elektronenaufnahme

Reduktion

Da meist beide Reaktionen gleichzeitig auftreten spricht man von Redoxreaktion. Die Redoxreaktion für die Vorgänge in der galvanischen Zelle lautet:

redox - Redoxreaktionen: Beispiele & Definition

Definitionsgemäß (Technik) fließt der Strom von + nach -. Der positive Pol in der galvanischen Zelle heißt Anode; diese verliert negative Ladung und wird deshalb positiv. (negative Ionen (= Anionen) würden angezogen werden) An ihr geschieht die Oxidation. Den negativen Pol nennt man Kathode. Positive Ionen (=Kationen) werden von ihr angezogen und reduziert.
Der englische Professor John Daniell hat die Cu-Zn-Zelle 1836 zur Stromgewinnung entwickelt (Daniell-Element).

Den Einzelvorgang der Reduktion kann man auch direkt beobachten, wenn man z.B. ein Zinkblech in eine Kupfersulfatlösung stellt. (Abb. 5.7, 5.8)

Bei modernen Batterien wie z.B. der Alkalin-Batterie wird meist Natriumhydroxid oder Kaliumhydroxid als Elektrolyt verwendet. Die häufigsten “Trockenzellen”als Batterien sind die Zink-Kohle-Batterien oder Zink-Alkaline-Mangandioxid-Zellen, deren Elektrolyt als Pulver oder Gel vorliegt. (Abb. 5.11)

Die chemische Reaktion (vereinfacht) in einer solchen Trockenzelle ist:

Zn + 2 MnO2 + 2 NH4Cl –> 2 MnOOH + Zn(NH3)2Cl2
ssssssssssssssssssssssss(Manganit)

znc3 - Redoxreaktionen: Beispiele & Definition

Der weltweit häufigste Batterietyp ist der Bleiakkumulator mit Blei als Anode, PbO2 als Kathode und Schwefelsäure als Elektrolyt.(PbO2 + Pb + 2H2SO4 —> 2PbSO4 + 2H2O)

Wie man sieht gibt es auch Redoxvorgänge bei Nichtmetallen. Auch die Verbrennung von Magnesium, die wir schon zu Beginn des Kurses erwähnt haben ist eine Redoxreaktion:

mgo21 - Redoxreaktionen: Beispiele & Definition

Dabei findet wie in der Galvanischen Zelle ein Elektronenübergang statt. Magnesium gibt 2 Elektronen an ein Sauerstoffatom ab (wird oxidiert) und Sauerstoff nimmt 2 Elektronen auf (wird reduziert). Es entsteht das Salz Magnesiumoxid (= Magnesia).

Auch die Reaktionen von Natrium mit Chlor oder Natrium mit Wasser und die Reaktionen aller Metalle mit Sauerstoff (=Verbrennungen) sind Redoxreaktionen:

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(DHof = Standardbildungsenthalpie)

Analyse der obigen Redoxgleichungen

  • Redoxvorgänge können zwischen allen Elementen stattfinden (1-7)
  • Bestimmte Elemente geben immer an andere Elektronen ab (1,3,4,5)
  • Bei Redoxvorgängen können auch Nichtmetallverbindungen beteiligt sein (2,5)
  • Reduktionen sind endotherm, Oxidationen exotherm (7)
  • Redoxvorgänge sind umkehrbar (7); Reduktion = Umkehrung von Oxidation

Abb. 5.1

technische Geräte mit Batterie oder Akkumulator

 


Abb. 5.2

Batterie und Akkumulator

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Abb.5.3

Luigi Galvani

galvani1 - Redoxreaktionen: Beispiele & Definitionca. 1780 


Abb. 5.4

Alessandro Volta

volta1 - Redoxreaktionen: Beispiele & Definition
ca. 1800

 


Abb.5.5

Tomaten-Batterie

 

 

 

 

 

 

 


Abb.5.6

Galvanische Zelle

 


Abb.5.7

Reduktion von Kupfer I
 

znso1 - Redoxreaktionen: Beispiele & Definition

Zinkblech und Kupfersulfatlösung

 

 


Abb.5.8

Reduktion von KupferII
 

znso2 - Redoxreaktionen: Beispiele & Definition

Reduziertes Kupfer lagert sich auf dem Zinkblech ab

 

 


Abb.5.9

Daniell-Element
 

danel2 - Redoxreaktionen: Beispiele & Definition

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Abb. 5.10

Zink-Luft-Knopfzelle
 

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Anode: Zn + 2 OH- = Zn(OH)2 + 2 e

Kathode: O2 + H2O + 4 e = 2 OH


Abb. 5.11

Zink-Kohle- Batterie

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Abb. 5.12

Verbrennung von Magnesium
 

magnv - Redoxreaktionen: Beispiele & Definition

 


Merke

Oxidation = exotherm Reduktion = endotherm
Weiterführende
Quellen:
Elektrochemische Zellen:
http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch20/electroframe.html
Batterien: http://www.chem.orst.edu/ch411/scbatt.htm#lec
und http://www.varta.com/de/navigation/index.html?content=knowhow/100quest/100-008.html
und http://www.ict.fhg.de/deutsch/scope/ae/leclan.html
http://dc2.uni-bielefeld.de/dc2/wsu-grund/kap_13.htm
und
Redoxreaktionen: http://www.kbs-meldorf.de/unter/analy/aufgaben/redox_a.htm
und http://www.uni-ulm.de/~s_ykrist/Arbeit/gradient/redox.htm
und http://genchem.chem.wisc.edu/sstutorial/FunChem.htm
und
http://chemed.chem.purdue.edu/genchem/topicreview/bp/ch20/electroframe.html

chemische Experimente: http://www.dartmouth.edu/~chemlab/info/logistics/info.html
und

Atomarchiv: http://www.atomicarchive.com/main.shtml

3D-Molekülarchiv: http://www.nyu.edu/pages/mathmol/library/library.html

Maße: http://home.att.net/~numericana/answer/units.htm

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