Elektrochemie

1 Freiwillig ablaufende Redoxreaktionen

1.1 Wiederholung bekannter Begriffe und Definitionen

Versuch 1: Magnesium + Sauerstoff

Magnesium verbrennt mit stark leuchtender Flamme. Ein weißer Feststoff bleibt übrig. 

Formuliere die Reaktionsgleichungen und ein Redoxschema: 

Einfach ist es, wenn man die Teilreaktionen (Oxidation und Reduktion) erstellt und dann erst die Redoxreaktion. Versucht mal diese zu formulieren: 

Begriffe und Definitionen

Oxidation = Elektronenabgabe; Erhöhung der Oxidationszahlen
Reduktion = Elektronenaufnahme; Erniedrigung der Oxidationszahlen

Oxidationsmittel: Elektronenakzeptor, („Elektronenräuber“); wird bei der Reaktion selbst reduziert. [Eselsbrücke: Putzmittel]
Reduktionsmittel: Elektronendonator („ Elektronenspender“) [ nicht freiwillig ]; wird bei der Reaktion selbst oxidiert.

Redoxreaktionen: Reaktionen mit Elektronenübertragung.
Oxidation und Reduktion laufen gleichzeitig ab.

Ein Reduktionsmittel gibt Elektronen ab, die es später wieder aufnehmen kann. Es wird also zu einem Oxidationsmittel.

01-01-d-ta-redoxpaar---allgemein

 

01-01-e ta redoxpaar - mg und na

 

Reduktionsmittel und Oxidationsmittel bilden ein korrespondierendes Redoxpaar:

01-01-f ta zwei korrespondierende saeure-base-paare


Die übliche Kurzschreibweise für ein Redoxpaar:

Reduzierte Form/oxidierte Form
Me/Men+

Bei jeder Redoxreaktion sind zwei korrespondierende Redoxpaare beteiligt (analog: Protolysereaktion)

Achtung:
Die Zahl der abgegebenen und aufgenommenen Elektronen muss gleich sein; die Elektronenbilanz muss stimmen (gemeinsames Vielfaches!).

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