=for timestamp
Di Mär  8 15:54:46 CET 2005

=head2 Redox-Gleichgewichte

=over

=item Versuch

Versuch: Verbrennung von Magnesium

=item Beobachtung

Verbrennt unter greller Lichterscheinung

Ox.:  M<Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^- \\>
Red.: M<O_2 + 4e^- \longrightarrow 2O^{2-} \\>
Ges.: M<2Mg + O_2 \longrightarrow 2MgO>

=back

Merke: Oxidation ist Elektronenabgabe, Reduktion ist Elektronenaufnahme. Bei
Redoxreaktionen erfolgt ein Elektronenübergang.


=head3 Die Redoxreihe der Metalle

"Edle" und "unedle" Metalle

=over

=item Versuch

[M<Mg>-Band[heftig], M<Zn>-Blech[langsam], M<Cu>-Blech[gar nicht] mit M<HCl>]

=item Beobachtung

Nur die unedlen Metalle M<Mg> und M<Zn> vermögen Oxonium-Ionen zu reduzieren!

Ox.:  M<Mg \longrightarrow Mg^{2+} + 2e^- \\>
Red.: M<2H_3O^+ + 2e^- \longrightarrow H_2 + 2H_2O \\>
Ges.: M<Mg + 2H_3O^+ \longrightarrow Mg^{2+} + H_2 + 2H_2O>

=back


=for timestamp
Do Mär 10 17:20:47 CET 2005

=over

=item Versuch

Eisennagel in Kupfersulfat-Lösung

=item Beobachtung

Kupfer scheidet sich auf dem Eisennagel ab.

Ox.:  M<Fe \longrightarrow Fe^{2+} + 2e^- \\>
Red.: M<Cu^{2+} + 2e^- \longrightarrow Cu \\>
Ges.: M<Fe + Cu^{2+} \longrightarrow Fe^{2+} + Cu>

=back

Das unedlere Eisen vermag das edlere KupferN<eigentlich die M<Cu^{2+}>-Ionen>
zu reduzieren.

=over

=item Versuch

Silbernitrat-Lösung auf Kupferblech

=item Beobachtung

Auf dem Kupfer scheidet sich ein schwarzer Belag ab (amorph verteiltes Silber).

Ox.:  M<Cu \longrightarrow Cu^{2+} + 2e^- \\>
Red.: M<Ag^+ + e^- \longrightarrow Ag \quad | \cdot 2 \\>
Ges.: M<Cu + 2Ag^+ \longrightarrow Cu^{2+} + 2Ag>

=back

Das unedlere Kupfer vermag das edlere Silber zu reduzieren.


=for timestamp
Fr Mär 11 15:19:06 CET 2005

=for latex
\begin{scriptsize}

=table Reduktionsvermögen der Metalle | Stärkstes Reduktionsmittel |  |
Stärkstes Oxidationsmittel | Oxidationsvermögen der Metallionen
=row   (stark)   | M<Mg>          | M<\longleftrightarrow> | M<Mg^{2+} + 2e^-> | (schwach)
=row             | M<Zn>          | M<\longleftrightarrow> | M<Zn^{2+} + 2e^-> | 
=row             | M<Fe>          | M<\longleftrightarrow> | M<Fe^{2+} + 2e^-> | 
=row             | M<Pb>          | M<\longleftrightarrow> | M<Pb^{2+} + 2e^-> | 
=row             | M<H_2 + 2H_2O> | M<\longleftrightarrow> | M<2H_3O^+ + 2e^-> | 
=row             | M<Cu>          | M<\longleftrightarrow> | M<Cu^{2+} + 2e^-> | 
=row   (schwach) | M<Ag>          | M<\longleftrightarrow> | M<Ag^+ + e^->     | (stark)

=for latex
\end{scriptsize}

Merke: Jedes in der Redoxreihe höher stehende Metall reduziert die Ionen aller
tiefer stehenden Metalle. Jedes in der Redoxreihe tiefer stehende Metall-Kation
oxidiert alle darüber stehenden Metalle.

Welchen der folgenden Metall/Metallkationen-Kombinationen ergeben eine
Reaktion? Formuliere ggf. die Reaktionsgleichung.

=over

=item *

M<Pb> in M<Cu^{2+}>:

Ox.:  M<Pb \longrightarrow Pb^{2+} + 2e^- \\>
Red.: M<Cu^{2+} + 2e^- \longrightarrow Cu \\>
Ges.: M<Pb + Cu^{2+} \longrightarrow Pb^{2+} + Cu>

=item *

M<Ag> in M<Fe^{2+}>: Keine Reaktion

=item *

M<Fe> in M<Mg^{2+}>: Keine Reaktion

=item *

M<Ag> in M<HCl>: Keine Reaktion

=item *

M<Fe> in M<HCl>:

M<Fe + 2H_3O^+ \longrightarrow Fe^{2+} + H_2 + H_2O>

=back


=head3 Ein galvanisches ElementN<Bild von
L<Wikipedia|http://de.wikipedia.org/wiki/Bild:Galvanische_Zelle.png>>

=helper MyBook::Helper::Image

Galvanische Zelle.png

=hend

Daniell-Element:

=table M<Cu>/M<Cu^{2+}> | M<Zn>/M<Zn^{2+}>
=row   M<Cu \longleftarrow Cu^{2+} + 2e^->N<umgekehrte Reaktion auch, nur sehr schwach> |
M<Zn \longrightarrow Zn^{2+} + 2e^->N<umgekehrte Reaktion auch, nur sehr schwach>
=row   "Zink-Halbzelle" | "Kupfer-Halbzelle"
=row   Oxidation | Reduktion
=row   M<->-Pol | M<+>-Pol

Merke: Werden zwei Halbzellen miteinander kombiniert, so entsteht ein
galvanisches Element. Bei gleichen Konzentrationen überwiegt beim "unedleren"
Element die Oxidation (=Elektronendonator) und beim "edleren" Element die
Reduktion (=Elektronenakzeptor).


=for timestamp
So Apr 10 13:08:45 CEST 2005

=for comment
Schon am Di, 5.4.2005 (vermutl.).

=head3 Die Spannungsreihe

Das Redoxpotential eines Metalls kann in Relation zum Redoxpotential eines
zweiten Metalls gemessen werden.

=over

=item *

Standard-Halbzellen: M<c(M^{z+}) = 1 \frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{l}}>

=item *

Leerlaufspannung (stromfrei)

=back

=for latex
\begin{tabular}{c|c|c}
    & $Cu/Cu^{2+}$ & $Zn/Zn^{2+}$
    \\ \hline
    $Ag/Ag^+$ & $0,\!4\mathrm{V}$ & $1,\!5\mathrm{V}$ \\
    $Cu/Cu^{2+}$ & n/a & $1,\!1\mathrm{V}$ \\
\end{tabular}

=for xhtml
Wertetabelle siehe LaTeX-Version.

=for text
Wertetabelle siehe LaTeX-Version.


=for timestamp
So Apr 10 13:27:58 CEST 2005

=for comment
Schon am Do, 7.4.2005.

=head4 Das Standardpotential

Da Redox-Potentiale nur relativ gemessen werden können, wurde als Bezugspunkt
(Nullpunkt) die Standard-Wasserstoff-Halbzelle gewählt, deren Standardpotential
per Definition M<E^0(H_2/H_3O^+) = 0\mathrm{V}> beträgt.

[Siehe auch Abbildung auf Zettel]

Beispiele:

=over

=item *

M<M>: Kupfer

M<H_2 + 2H_2O \longrightarrow 2H_3O^+ + 2e^-> (Minus-Pol) M<||>
M<Cu \leftarrow Cu^{2+} + 2e^-> (Plus-Pol)N<Jeweils Reaktion auch in andere
Richtung, nur sehr schwach>

→ Standardpotential M<E^0(Cu/Cu^{2+}) = +0,\!35\mathrm{V}>

=item *

M<M>: Zink

M<H_2 + 2H_2O \leftarrow 2H_3O^+ + 2e^-> (Plus-Pol) M<||>
M<Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-> (Minus-Pol)N<Jeweils Reaktion auch in andere
Richtung, nur sehr schwach>

→ Standardpotential M<E^0(Zn/Zn^{2+}) = -0,\!76\mathrm{V}>

=back


=for timestamp
Di Apr 12 17:36:00 CEST 2005

Merke: Mit Hilfe der Standardpotentiale kann man (unter Standardbedingungen)
die Spannung jedes beliebigen galvanischen Elements berechnet werden.

M<U^0 = E^0(\text{Akzeptorhalbzelle}) - E^0(\text{Donatorhalbzelle})>

Beispiel: M<U(Zn || Cu) = E^0(Cu/Cu^{2+}) - E^0(Zn/Zn^{2+}) = +0,\!35\mathrm{V}
- \left(-0,\!76\mathrm{V}\right) = 1,\!11\mathrm{V}>

Überlegung: M<Zn> "löst" sich in verdünnter Salzsäure, M<Cu> hingegen nicht!
Warum?

Vermutung: "M<Zn>" besitzt ein negativeres, "M<Cu>" ein positiveres
Standardpotential als das System M<H_2/H_3O^+>.

Hypothetische Gleichungen:

=over

=item *

M<Zn + 2H_3O^+ \longrightarrow H_2 + Zn^{2+} + 2H_2O \\>
Donator/Ox.: M<Zn \longrightarrow Zn^{2+} + 2e^- \qquad E^0(Zn/Zn^{2+}) =
-0,\!76\mathrm{V}\\>
Akzeptor/Red.: M<2H_3O^+ + 2e^- \longrightarrow 2H_2O + H_2 \qquad
E^0(H_2/H_3O^+) = 0\mathrm{V}>

M<U^0(H_2 || Zn) = 0\mathrm{V} - \left(-0,\!76\mathrm{V}\right) =
0,\!76\mathrm{V}>

=item *

M<Cu + 2H_3O^+ \longrightarrow H_2 + Cu^{2+} + 2H_2O \\>
Donator/Ox.: M<Cu \longrightarrow Cu^{2+} + 2e^- \qquad E^0(Cu/Cu^{2+}) =
0,\!35\mathrm{V}\\>
Akzeptor/Red.: M<2H_3O^+ + 2e^- \longrightarrow 2H_2O + H_2 \qquad
E^0(H_2/H_3O^+) = 0\mathrm{V}>

M<U^0(H_2 || Cu) = 0\mathrm{V} - 0,\!35\mathrm{V} = -0,\!35\mathrm{V}>

=back


=for timestamp
Do Apr 14 17:18:38 CEST 2005

=head3 Die nutzbare Energie M<\Delta G>

Die Spannung eines galvanischen Elements muss einen positiven Wert besitzen,
damit die Reaktion spontan abläuft.

M<\Delta G = -UzQ>

=over

=item M<\Delta G> in M<\frac{\mathrm{J}}{\mathrm{mol}}>

Freie (nutzbare) Energie

=item M<z>

Zahl der übertragenen Elektronen

=item M<Q = 96485 \frac{\mathrm{C}}{\mathrm{mol}}>

Ladungsmenge

=back

=over

=item *

M<\Delta G E<lt> 0> ⇒ Energie wird abgegeben, exergonisch

=item *

M<\Delta G E<gt> 0> ⇒ Energie wird aufgenommen, endergonisch

=back

Beispiele:

=over

=item *

Das Daniell-Element liefert elektrische Energie. Berechne M<\Delta G>.

M<Zn + Cu^{2+} \longrightarrow Zn^{2+} + Cu>

M<z = 2>

M<U^0(Zn || Cu) = E^0(Cu/Cu^{2+}) - E^0(Zn/Zn^{2+}) = 0,\!35\mathrm{V} -
\left(-0,\!76\mathrm{V}\right) = 1,\!11\mathrm{V}>

M<\Delta G = -1,\!11\mathrm{V} \cdot 2 \cdot 96485
\frac{\mathrm{C}}{\mathrm{mol}} = -214 \frac{\mathrm{kJ}}{\mathrm{mol}}>

=item *

Welches galvanische Element liefert mehr freie Energie pro Metall? M<\left(Li
|| F^-\right)> oder M<\left(Ca || F^-\right)>?

=over

=item *

M<2Li + F_2 \longrightarrow 2Li^+ + 2F^->

M<z = 2>

M<U^0(Li || F^-) = E^0(F^-/F_2) - E^0(Li/Li^+) = 2,\!87\mathrm{V} +
3,\!04\mathrm{V} = 5,\!91\mathrm{V}>

M<\Delta G = -U^0(Li || F^-) z Q = -5,\!91\mathrm{V} \cdot 2 \cdot
96485\frac{\mathrm{C}}{\mathrm{mol}} = -1140\frac{\mathrm{kJ}}{\mathrm{mol}}>

=item *

M<Ca + F_2 \longrightarrow Ca^{2+} + 2F^->

M<z = 2>

M<U^0(Ca || F^-) = E^0(F^-/F_2) - E^0(Ca/Ca^{2+}) = 2,\!87\mathrm{V} +
2,\!87\mathrm{V} = 5,\!74\mathrm{V}>

M<\Delta G = -U^0(Ca || F^-) z Q = -5,\!74\mathrm{V} \cdot 2 \cdot
96485\frac{\mathrm{C}}{\mathrm{mol}} = -1108\frac{\mathrm{kJ}}{\mathrm{mol}}>

=back

⇒ M<\left(Ca || F^-\right)> liefert mehr freie Energie pro MetallN<Da M<2Li> ↔
M<1Ca>>.


=for timestamp
So Apr 17 14:33:45 CEST 2005

=for comment
Schon am Fr, den 15.4.2005.

=item *

M<Cu> läuft an feuchter Luft allmählich an, Gold dagegen bleibt glänzend.
Erkläre!

=over

=item *

Ox.:  M<Cu \longrightarrow Cu^{2+} + 2e^- \\>
Red.: M<2O_2 + 4H_2O + 2e^- \longrightarrow 8OH^- \\>
M<Cu + 2O_2 + 4H_2O \longrightarrow Cu^{2+} + 8OH^->

M<U(Cu || OH^-) = E(OH^-/O_2) - E^0(Cu/Cu^{2+}) = 0,\!47\mathrm{V}>

M<\Delta G = -UzQ = -U(Cu || OH^-) \cdot 2 \cdot
96485\frac{\mathrm{C}}{\mathrm{mol}} = -91\frac{\mathrm{kJ}}{\mathrm{mol}}>

=item *

Ox.:  M<2Au \longrightarrow 2Au^{3+} + 6e^- \\>
Red.: M<6O_2 + 12H_2O + 6e^- \longrightarrow 16OH^- \\>
M<2Au + 6O_2 + 12H_2O \longrightarrow 2Au^{3+} + 16OH^->

M<U(Au || OH^-) = E(OH^-/O_2) - E^0(Au/Au^{3+}) = -0,\!59\mathrm{V}>

M<\Delta G = -UzQ = -U(Au || OH^-) \cdot 2 \cdot
96485\frac{\mathrm{C}}{\mathrm{mol}} = 114\frac{\mathrm{kJ}}{\mathrm{mol}}>

=back

=back


=head3 Das Redox-Potential -- Einfluss der Konzentration auf M<E^0>

=over

=item Versuch

M<Cu || Cu>-System

=item Beobachtung

Nach dem Zutropfen von M<NH_3> verfärbt sich die linke Halbzelle tiefblau. Es
tritt eine Spannung von ca. M<0,\!1\mathrm{V}> auf.

=item Erklärung

M<Cu^{2+}>-Ionen reagieren mit M<NH_3>

M<Cu^{2+} + NH_3 \longrightarrow \left[Cu \left(NH_3\right)_4
\left(H_2O\right)_2\right]^{2+}>

⇒ Abnahme von M<c(Cu^{2+})> in der linken Halbzelle

⇒ Änderung des Redox-Potentials dieser Halbzelle

=table Links | Rechts
=row M<Cu \longrightarrow Cu^{2+} + 2e^-> | M<Cu \longleftarrow Cu^{2+} +
2e^->N<Jeweils Reaktion auch in andere Richtung, nur sehr schwach>
=row Minus-Pol | Plus-Pol
=row Oxidation | Reduktion

Nach dem Prinzip von Le Chatelier begünstigt die Abnahme von M<c(Cu^{2+})> die
Reaktion, bei der die M<Cu^{2+}>-Ionen gebildet werden. Die Halbzelle mit der
verdünnteren Lösung bildet nun den Minus-Pol dieser sogenannten
Konzentrationskette.

=back


=for timestamp
Mo Apr 25 17:35:54 CEST 2005

=for comment
Schon paar Tage her (war über zwei Schulstunden).
Barg, bin krank (Schupfen)... :(

=head4 Messung der Konzentrationsabhängigkeit des Redoxpotentials

Versuch: Konzentrationskette mit M<Ag/Ag^+>-Halbzellen, Strombrücke
(M<NH_4NO_3>-Lösung), jeweils M<Ag>-Elektroden, M<AgNO_3>-Lösung

=table M<c_1> | M<c_2> | M<U> | M<\frac{c_1}{c_2}> | M<\lg \frac{c_1}{c_2}>
=row   M<1\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{l}}> |
M<0,\!1\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{l}}> | M<58\mathrm{mV}> | M<10> | M<1>
=row   M<1\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{l}}> |
M<0,\!01\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{l}}> | M<98\mathrm{mV}> | M<100> | M<2>

Die Spannung steigt linear, proportional zu M<\lg \frac{c_1}{c_2}>. Genauere
Messungen ergeben folgenden Zusammenhang:
M<\\U = 0,\!059\mathrm{V} \cdot \lg \frac{c_1}{c_2}>

Versuch: Konzentrationsabhängigkeit bei M<Cu/Cu^{2+}>-Konzentrationskette
(Literaturwerte)

=table M<c_1> | M<c_2> | M<U> | M<\frac{c_1}{c_2}> | M<\lg \frac{c_1}{c_2}>
=row   M<1\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{l}}> |
M<0,\!1\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{l}}> | M<30\mathrm{mV}> | M<10> | M<1>
=row   M<1\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{l}}> |
M<0,\!01\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{l}}> | M<60\mathrm{mV}> | M<100> | M<2>
=row   M<1\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{l}}> |
M<0,\!001\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{l}}> | M<90\mathrm{mV}> | M<1000> | M<3>

M<U = 0,\!030\mathrm{V} \cdot \lg \frac{c_1}{c_2}>

=head4 Die Nernstsche Gleichung

M<E = E^0 + \frac{0,\!059\mathrm{V}}{2} \cdot \lg\left\{ c(Me^{z+}) \right\}>

=over

=item *

Berechne die Spannung einer Konzentrationskette

M<c_1(Al^{3+}) = 0,\!1\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{l}} \\>
M<c_2(Al^{3+}) = 0,\!001\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{l}}>

M<E_1 = -1,\!66\mathrm{V} + \frac{0,\!059\mathrm{V}}{3} \lg 0,\!1 =
-1,\!68\mathrm{V} \\>
M<E_2 = -1,\!66\mathrm{V} + \frac{0,\!059\mathrm{V}}{3} \lg 0,\!001 =
-1,\!72\mathrm{V}>

M<U = E_A - E_D = E_1 - E_2 = 0,\!04\mathrm{V}>

=item *

Zwei Zink-Halbzellen

M<c_1(Zn^{2+}) = 0,\!01\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{l}} \\>
M<c_2(Zn^{2+}) = 2\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{l}}>

M<E_1 = -0,\!799\mathrm{V} \\>
M<E_2 = -0,\!754\mathrm{V}>

M<U = E_A - E_D = 0,\!07\mathrm{V}>

=item *

Ein galvanisches Element wird gebildet aus einer M<Pb/Pb^{2+}>-Halbelle und
einer M<Sn/Sn^{2+}>-Halbzelle. Berechne die Spannung unter Standardbedingungen.
Gib an, wie sich die Konzentrationen ändern, wenn ein Verbraucher in den
Stromkreis eingeschaltet wird. Berechne [unter der Annahme gleicher Volumina],
bei welcher Konzentration die Spannung M<0\mathrm{V}> erreicht werden würde.

M<E(Pb/Pb^{2+}) = -0,\!13\mathrm{V} \\>
M<E(Sn/Sn^{2+}) = -0,\!14\mathrm{V}>

M<U = E_A - E_D = E(Pb/Pb^{2+}) - E(Sn/Sn^{2+}) = 0,\!01\mathrm{V}>

Die Konzentration von M<Sn^{2+}>-Ionen wird zunehmen.N<XXX>

M<U = E^0(Pb/Pb^{2+}) + \frac{0,\!059\mathrm{V}}{2}\lg c(Pb^{2+}) -
\left[E^0(Sn/Sn^{2+}) + \frac{0,\!059\mathrm{V}}{2}\lg c(Sn^{2+})\right] =
0\mathrm{V}>

M<c(Sn^{2+}) + c(Pb^{2+}) = 2\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{l}}>

M<c(Pb^{2+}) = 0,\!63\frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{l}}>

=back


=for timestamp
Sa Apr 30 15:15:33 CEST 2005

=head4 pH-Abhängigkeit von Redoxreaktionen

=over

=item Versuch

M<MnO_4^-> reagiert mit Halogenidsalzlösungen

=item Beobachtung

Farbumschlag bei der Reaktion mit M<KI>, keine sichtbare Reaktion bei M<KCl>

=back

Red.: M<MnO_4^- + 8H_3O^+ + 5e^- \leftrightharpoons Mn^{2+} + 12H_2O> (Das
Gleichgewicht ist pH-abhängig.)

M<c(MnO_4^-) \approx c(Mn^{2+})>N<Da diese beiden nur in die erste statt in
die achte Potenz gehoben werden.>

⇒ M<E(Mn^{2+}/MnO_4^-) = E^0(Mn^{2+}/MnO_4^-) +
\frac{0,\!059\mathrm{V}}{5}\lg\dfrac{c(MnO_4^-)c^8(H_3O^+)}{c(Mn^{2+})} =
1,\!50\mathrm{V} + \frac{0,\!059\mathrm{V}}{5}\lg c^8(H_3O^+) =
1,\!50\mathrm{V} - 0,\!0944\mathrm{V} \cdot pH>N<< M<\frac{c_{Ox}}{c_{Red}}> >>

=helper MyBook::Helper::Gnuplot

# File automatically generated by Plot.pm

# Global settings
set samples 10000
unset border
set xtics axis
set ytics axis
set xzeroaxis lt -1
set yzeroaxis lt -1

# Coordinate system settings
set title "Bis ca. pH = 1.5 können Cl-Ionen von MnO_4^- oxidiert werden"
set xlabel "\npH\n"
set ylabel "E/V\n"
set xrange [ 0.000000 : 14.000000 ]
set yrange [ 0.000000 : 1.600000 ]
set grid
set xtics 3.500000
set ytics 2.500000

# Function definitions
func0(x) = 1.50 - 0.0944*x
func1(x) = 0.54
func2(x) = 1.36
func3(x) = 1.09

# Plotting
plot func0(x) t "E(Mn^2+/MnO_4^-)" w l lt 1, func1(x) t "E(I_2/I^-)" w l lt 2, func2(x) t "E(Cl_2/Cl^-)" w l lt 3, func3(x) t "E(Br^-/Br_2)" w l lt 4

=hend


=for comment
Das hier war jetzt HA.

Exakte Werte:

=over

=item *

Reaktion mit Iod: M<pH = 10,\!2>

=item *

Reaktion mit Chlor: M<pH = 1,\!48>

=item *

Reaktion mit Brom: M<pH = 4,\!34>

=back


=for timestamp
Di Jun  7 19:43:12 CEST 2005

=head3 Der Bleiakkumulator -- ein Sekundärelement

=over

=item Versuch: Aufladevorgang

Zwei mit Bleisulfat überzogene Bleiplatten werden in Schwefelsäure getaucht und
mit einer Gleichstromquelle verbunden (M<U = 2,\!3\mathrm{V}>).

[Bild: Gefäß mit Schwefelsäure, zwei Bleiplatten, Verbindung mit einer
Stromquelle, am Pluspol: M<PbSO_4> → M<PbO_2> und M<2e^->, am Minuspol:
M<PbSO_4> → M<Pb> und M<2e^->, jeweils Lösung von M<PbSO_4> im Wasser,
Nebenreaktion: M<H_2O> → M<H_3O^+>]

Anode (M<+>-Pol): M<\stackrel{+2}{Pb}SO_4 + 6H_2O \longrightarrow
\stackrel{+4}{Pb}O_2 + 2e^- + SO_4^{2-} + 4H_3O^+>

Vereinfacht: M<Pb^{2+} \longrightarrow Pb^{4+} + 2e^->

Kathode (M<->-Pol): M<\stackrel{+2}{Pb}SO_4 + 2e^- \longrightarrow
\stackrel{0}{Pb} + SO_4^{2-}>

Vereinfacht: M<Pb^{2+} + 2e^- \longrightarrow Pb>

=item Versuch: Entladevorgang

Die mit M<PbO_2> bzw. M<Pb> verbundenen Platten werden über ein Voltmeter
verbunden.

[Bild: Gefäß mit Schwefelsäure, zwei Bleiplatten, Verbindung mit einem
Voltmeter, am Pluspol (braun): M<2e^-> → M<PbO_2> → M<PbSO_4>, M<SO_4^{2-}> zur
Platte rein, am Minuspol (grau): M<Pb> → M<2e^-> und M<PbSO_4>

Beobachtung: Es liegt eine Spannung von M<\approx 2,\!1\mathrm{V}> an.

Anodenreaktion beim Entladen:

M<PbO_2 + 2e^- + SO_4^{2-} + 4H_3O^+ \longrightarrow PbSO_4 + 6H_2O \quad E_0 =
+1,\!169\mathrm{V}>

M<Pb^{4+} + 2e^- \longrightarrow Pb^{2+}>

Kathodenreaktion beim Entladen:

M<Pb + SO_4^{2-} \longrightarrow PbSO_4 + 2e^- \quad E_0 = -0,\!36\mathrm{V}>

M<Pb \longrightarrow Pb^{2+} + 2e^->

=back

Merke: Der Bleiakkumulator ist ein sogenanntes Sekundärelement, d.h. die
ablaufenden Prozesse sind reversibel. Im Gegensatz dazu sind die
stromliefernden Prozesse beim Leclanché irreversibel. Es ist ein Primärelement.


=for timestamp
So Jun 19 14:39:44 CEST 2005

=for comment
Schon am Do, den 16.6.2005.

=head3 Ionenkonkurrenz um die Entladung

=over

=item Skizze

[U-Rohr mit wässriger Lösung von M<Na_2SO_4>, Elektronen aus
platinisiertem Platin]

M<c(Na_2SO_4) = 1 \frac{\mathrm{mol}}{\mathrm{l}}>

=item Beobachtung

Gasentwicklung ab ca. M<1,\!9 \mathrm{V}>

=back

=for comment
Schon am Fr, den 17.6.2005.

Betrachtung der denkbaren Redox-Reaktionen:

=over

=item Reduktion 1

M<Na^+ + e^- \longrightarrow Na \quad E^0 = -2,\!71 \mathrm{V}>

M<E_{\mathrm{Ab}} = E + E_{\mathrm{"U}} = -2,\!71 \mathrm{V} + 0,\!0059
\mathrm{V} \cdot \lg 2 + 0 \mathrm{V} = -2,\!69 \mathrm{V}>

=item Reduktion 2

M<2H_3O^+ + 2e^- \longrightarrow H_2 + 2H_2O \quad E^0 = 0 \mathrm{V}>

M<E_{\mathrm{Ab}} = 0 \mathrm{V} + \frac{0,\!0059 \mathrm{V}}{2} \cdot \lg
c^2(H_3O^+) + \left(-0,\!05 \mathrm{V}\right) = -0,\!46 \mathrm{V}>

=item Oxidation 1

M<2SO_4^{2-} \longrightarrow S_2O_8^{2-} + 2e^- \quad E^0 = +2,\!01
\mathrm{V}>

M<E_{\mathrm{Ab}} = E_0 = +2,\!01 \mathrm{V}>

=item Oxidation 2

M<4OH^- \longrightarrow 2H_2O + O_2 + 4e^- \quad E^0 = +0,\!40 \mathrm{V}>

M<E_{\mathrm{Ab}} = +0,\!40 \mathrm{V} + \frac{0,\!059 \mathrm{V}}{4} \cdot \lg
\frac{1}{c^4(OH^-)} + 0,\!64 \mathrm{V} = +1,\!45 \mathrm{V}>

=back

I<Merke>: Es findet stets die Reaktion mit dem am wenigsten negativen
Abscheidungspotential und die Oxidation mit dem an wenigsten positiven
Abscheidungspotential statt.

[Diagramm hier]