====== Gewinnung, Speicherung und Nutzung elektrischer Energie in der Chemie ====== Zum Einstieg eine Wiederholung bekannter Begriffe aus der Mittelstufe: * Gewinnung: Galvanische Zellen (Stichwort: Spannungsreihe, aber auch: Korrosion), benötigt Elektrolyt * Speicherung: Batterien, Akkumulatoren * Nutzung: Elektrolyse, z.B. Schmelzflusselektrolyse von Aluminium ===== Energieformen ===== **Elektrische Energie** gehört zu den **Sekundärenergien**, die durch geeignete technische Maßnahmen aus allen Primärenergien gewonnen werden kann und in alle Nutzenergien umgesetzt werden kann. **Primärenergien** können sowohl aus erneuerbaren Quellen (Sonne, Wind, Wasser, Biomasse, Gezeiten, Geothermie) als auch aus sich aufbrauchenden Rohstoffen (Kohle, Erdöl, Erdgas, Uran für Atomkraft) gewonnen werden. Zu den **Nutzenergien** gehören dann Licht, Elektronik, Kälte, Wärme, Bewegung und natürlich die //Elektrochemie//. ===== Redoxgleichungen und Oxidationszahlen ===== In der Elektrochemie werden Elektronen freiwillig oder erzwungen ausgetauscht, daher handelt es sich bei allen Reaktionen um Redoxreaktionen. Bei einer Redoxreaktion verändern sich die Oxidationszahlen von Oxidations- und Reduktionsmittel. ==== Begriffsklärungen ==== * **Oxidation**: Elektronenabgabe (d.h. die Oxidationszahl wird //größer//) * **Reduktion**: Elektronenaufnahme (d.h. die Oxidationszahl wird //kleiner//) * Redoxreaktion: Elektronenübertragung\\ * **Oxidationsmittel**: Elektronenakzeptor (wird selbst also reduziert) * **Reduktionsmittel**: Elektronendonator (wird selbst oxidiert)\\ * **korrespondierende Redoxpaare**: Angabe von reduzierter und oxidierter Form eines an der Reaktion beteiligten Teilchens - die reduzierte Form wird dabei immer zuerst genannt\\ Beispiele: Fe2+/Fe3+ oder auch Fe/Fe3+ (je nach Reaktion) oder I-/I2\\ * **Oxidationszahl**: gedachte (formale) Ladung eines Teilchens - bei bei Atomen oder einatomigen Ionen ist die Oxidationszahl gleich der Ladungszahl ==== Beispiele für Redoxreaktionen ==== * Eisen(III)oxid reagiert mit Aluminium\\ Ox.: Al -> Al3+ + **3 e-** ~~~~~ Red.: Fe3+ + **3 e-** -> Fe ~~~~~ Redox.: Fe2O3 + 2 Al -> 2 Fe + Al2O3\\ Aluminium ist Reduktionsmittel, wird selbst oxidiert - Eisen(III) ist Oxidationsmittel, wird selbst reduziert\\ ~ * Magnesium reagiert mit Iod\\ Ox.: Mg -> Mg2+ + **2 e-** ~~~~~ Red.: I2 + **2 e-** -> 2 I- ~~~~~ Redox.: Mg (s) + I2 (s) {right} over {H_2O} Mg2+ (aq) + 2 I- (aq) leftright MgI2 (aq)\\ Magnesium ist Reduktionsmittel, wird selbst oxidiert - Iod ist Oxidationsmittel, wird selbst reduziert \\ ~ * Eisen(II)sulfatlösung reagiert mit Chlorwasser\\ Ox.: Fe2+ -> Fe3+ + **e-** [verdoppeln]~~~~~ Red.: Cl2 + **2 e-** -> 2 Cl- ~~~~~ Redox.: 2 FeSO4 (aq) + Cl2 (aq) -> 2 Fe3+ (aq) + 2 Cl- (aq) + 2 SO4 2- (aq)\\ Fe(II) ist Reduktionsmittel, wird selbst oxidiert - Chlor ist Oxidationsmittel, wird selbst reduziert\\ ~ * Eisen(III)chlorid reagiert mit Kaliumiodid\\ Ox.: 2 I- -> I2 + **2 e-** ~~~~~ Red.: Fe3+ + **e-** -> Fe2+ [verdoppeln]~~~~~ Redox.: FeCl3 + 2 KI -> 2 Fe2+ + I2 + 2 K+ + 6 Cl-\\ Iodid ist Reduktionsmittel, wird selbst oxidiert - Fe(III) ist Oxidationsmittel, wird selbst reduziert ==== Oxidationszahlen der Hauptgruppenelemente ==== Die ersten drei Hauptgruppen gehören zu den Metallen, die in chemischen Reaktionen Elektronen abgeben, daher ist bei allen Elementen die kleinste Oxidationszahl 0. Die maximale (und in der Regel einzig erreichbare) Oxidationszahl dieser Elemente ist gleich der Hauptgruppennummer (nach alter Zählung, also I - II - III). In Hauptgruppe IV beginnen die Nichtmetalle. Je nach Reaktionspartner können Nichtmetalle Elektronen aufnehmen oder abgeben. Daher ist bei den Elementen die maximal erreichbare Oxidationsstufe gleich der Hauptgruppennummer (nach alter Zählung, also IV, V, VI, VII), die minimale (und in der Regel wichtigste) Oxidationsstufe lässt sich über 8 - Hauptgruppennummer errechnen, da diese Elemente ihre äußere Schale bis auf acht Elektronen auffüllen (Edelgasregel). Edelgase lassen sich in der Regel weder oxidieren noch reduzieren, von wenigen Ausnahmen bei Kr, Xe, Rn abgesehen. ==== Oxidationszahlen der Nebengruppenelemente ==== Alle Nebengruppenelemente sind im Periodensystem zwischen den Hauptgruppen II und III eingeordnet, gehören also zu den Metallen. Daher geben sie nahezu ausschließlich in chemischen Reaktionen Elektronen ab, ihre niedrigst Oxidationszahl ist daher (bis auf wenige Ausnahmen) 0. Die maximal erreichbare Oxidationszahl entspricht dabei der Nebengruppennummer (nach alter Zählung), eine Ausnahme bilden dabei die Elemente der Nebengruppe I (Cu, Ag, Au) die auch höhere Oxidationsstufen als +I einnehmen können. Die Elemente der Nebengruppen 9 und 10 (gehören nach alter Zählung zur Nebengruppe VIII) erreichen maximal die Oxidationsstufe +VI, häufig nur +IV. Als Faustregel gilt, dass Nebengruppenelemente in der Regel die Oxidationsstufe +II einnehmen (entspricht der Abgabe der Außenelektronen), Ausnahme hier wieder Ag und Au aus der Nebengruppe I. Die Vielzahl an erreichbaren Oxidationsstufen der Nebengruppenelemente im Vergleich zu den Hauptgruppenelementen liegt darin, dass Nebengruppenelemente bei chemischen Reaktionen auch Elektronen aus der zweitäußersten Schale abgeben können, Hauptgruppenelemente aber nur aus der äußersten. ==== Ermittlung der Oxidationszahl in einer Verbindung ==== * Faustregel: Wasserstoff +I, Sauerstoff -II * Atome, Moleküle aus gleichen Atomen: 0 * in Verbindungen: die Summe der Oxidationszahlen muss die echte Ladung ergeben, unterscheiden sich zwei verbundene Atome in ihrer Elektronegativität, erhält das elektronegativere Atom formal die Bindungselektronen === Beispiele === * Br2: Br0-Br0 * SO2: 2 O-II, daher S+IV * HClO4: H+I, 4 O-2, daher Cl+VII * CH3CH2COOH (Propansäure): H+I, O-II (gilt für alle), daher C-IIIH3C-IIH2C+IIIOOH * CO(NH2)2 (Harnstoff): H+I, O-II, N elektronegativer als C, also N-III, daher C+IV ==== Redoxreaktionen in wässriger Lösung ==== Bei Redoxreaktionen in wässriger Lösung lässt sich die Veränderung der Oxidationsstufe eines Nebengruppenelements häufig durch eine Veränderung der Farbe der Lösung erkennen, z.B. sind Lösungen von Fe2+-Ionen in der Regel hellgelb-grün, Lösungen von Fe3+-Ionen eher gelb-orange. {{tag>}}