nobody
15.06.2002, 15:16
So sieht sie bis jetzt aus. Ganz fertig bin ich leider nocht nicht, die Spannungsreihe fehlt beispielsweise noch.
Über Korrekturen, Tips, Verbesserungsvorschläge, und weitere Einfügungen würde ich mich sehr freuen
REDOX-REAKTIONEN
1. Oxidation
Oxidation = Elektronenabgabe.
Die Oxidation ist jener Vorgang, bei dem einem Stoff Elektronen entzogen werden.
Das ist eine umfassendere Definition, als die veraltete, bei der unter Oxidatin die die Fähigkeit versatnden wurde, sich mit fast allen Stoffen unter Energieabgabe zu verbinden.
Der Stoff, der bei der Oxidation die Elektronen aufnimmt, bezeichnet man als Oxidationsmittel (z.B.O2 ).
2. Reduktion
Reduktion = Elektronenaufnahme
Die Reduktion ist jener Vorgang, bei dem einem Stoff Elektronen zugeführt werden.
Das ist eine umfassendere Definition als die veraltete, bei der unter Reduktion Sauerstoffentzug unter Bildung von sauerstoffärmerer oder sauerstoffreicherer Stoffe verstanden wurde.
Den Stoff, der bei der Reduktion die Elektronen zur Verfügung stellt, nennt man Reduktionsmittel (z.B. H2).
Da Oxidatione und Reduktion immer gekoppelt sind, spricht man von der sogenannten REDOXREAKTION.
3. Redox-Reaktionen
Unter Redox-Reaktion versteht man die Elektronenübertragung vom einen Reaktionspartner auf den anderen Reaktionspartner. Es handelt sich somit um eine Elektronenübertragungsreaktion. Die Zahl der bei der Oxidation abgegebenen Elektronen ist gleich der bei der Reduktion aufgenommenen Elektronen.
Oxidationsmittel sind Stoffe, die Elektronen aufnehmen (meist Stoffe mit hohen EN-Werten, wie O2, Halogene). Sie oxidieren andere Stoffe, wobei sie selbst reduziert werden.
Reduktionsmittel sind Stoffe, die Elektronen abgeben (meist Stoffe mit geringen EN-Werten wie H2, C). Sie reduzieren andere Stoffe und werden dabei selbst oxidiert.
Eine wichtige Kennzahl für Redox-Vorgänge ist die sogenannte Oxidationszahl (OZ). Sie gibt an, welche (fiktiven) Ladungen die Atome einer Verbindung infolge der Aufnahme bzw. Abgabe von Elektronen haben. Es handelt sich also um die Ladung, die das Atom hätte, wenn man die Elektronen nach bestimmten Regeln aufteilt.
Unter der OZ eines Elements versteht man die Ladung, die ein Atom des Elements haben würde, wenn die Elektronen aller Bindungen an diesem Atom dem jeweils stärker elektronegativen Atom zugeordnet werden.
Regeln zur Aufstellung der Oxidationszahl:
-Die OZ von den Atomen der freien Elemente ist gleich Null.
-Auch in Elementmolekülen haben Atome die OZ Null, weil zwischen gleichen Atomen keine Elektronenverschiebung stattfindet.
-Bei einatomigen Ionen entspricht die OZ den natürlichen Ladungen der Ionen. (z.B. Na+Cl- : Na: OZ = +1 / Cl: OZ = -1) Werden die Elektronen jedoch nur verschoben und nicht, wie bei Ionenverbindungen, übertragen, dann handelt es sich bei der OZ nur um eine fiktive (scheinbare, angenommene) Ladungszahl.
-Polare Moleküle behandelt man so, als würden zwischen den Reaktionspartnern Elektronen übertragen. Beim Molekül Wasser wird quasi von jedem H-Atom ein Elektron „abgegeben“. Jedes H-Atom verliert fiktiv ein Elektron und erhält somit die OZ +1. Das O-Atom „nimmt“ von jedem H-Atom ein Elektron auf und erhält deshalb die OZ -2. In einer Verbindung ist die Summe der OZ immer Null.
-Metalle haben positive Oxidationszahlen. Alkalimetalle haben immer die OZ +1, Erdalkalimetalle immer +2.
-Nebengruppenelemente besitzen meist mehrere Oxidationszahlen. Die vorliegende OZ wird im Namen ausgedrückt.
-Wasserstoff hat die OZ +1. Nur in Verbindung mit Alkali- oder Erdalkalimetallen besitzt er die OZ -1.
-Sauerstoff hat meist die OZ -2 (außer in Peroxoverbindungen, wo es zu einer -O-O-Bindung kommt und somit dem Sauerstoff die OZ -1 zugewiesen wird, (z.B. im Wasserstoffperoxid H2O2).
-Halogene besitzen meist die OZ -1.
Kommt es bei einer Reaktion zu einer Änderung der OZ, dann handelt es sich um eine Redox-Reaktion.
4. Freiwillig ablaufende Redox-Reaktionen
4.1 Korrosion
Unter Korrosion versteht man die von der Oberfläche ausgehende, unerwünschte Zerstörung von Werkstoffen durch Reaktion mit der Umgebung.
Die Korrosion ist ein Vorgang, durch den Stoffe aus einem energetisch ungünstigem Zustand in den sie durch menschliche Aktivität gebracht wurden, in den ursprünglich, energetisch niedrigeren Zustand zurückgeführt werden.
Die Korrosion (von Metallen) kann durch Gase wie Sauerstoff, Schwefeloxid, Stickoxide oder sogar Kohlendioxid erfolgen, wobei Sauerstoff als Korrosionsauslöser die größte Bedeutung hat. Dabei wirkt er als Oxidationsmittel, das das zu zerstörende Metall als Reduktionsmittel. In diesem Fall spricht man von chemischer Korrosion.
Der Korrosionsprozess kann unterschiedliche Erscheinungsbilder zeigen.
4.1.1 Gleichmäßige Korrosion
Dabei wird die gesamte Metalloberfläche von einer dünnen Korrosionsschicht überzogen. Abhängig von der Metallstruktur und der Struktur der bei der Korrosion gebildeten Metallverbindung kann die Korrosionsschicht mehr oder weniger gut am Metalluntergrund haften. Bei Eisen zum Beispiel blättert die Korrosionsschicht langsam ab ("Flugrost") und der Korrosionsprozess kann weiter fortschreiten. Andere Metalle bilden eine fest haftende Schicht, die das Metall vor weiteren Reaktionen mit dem Oxidationsmittel (meist O2) schützt. Diese Metalle bezeichnet man als passiviert, weil sie nun reaktionsträger sind, als ihrer Stellung in der Spannungsreihe entsprechen würde. Bei einigen Metallen, wie zum Beispiel Aluminium, Nickel oder Chrom, ist der Kontakt mit Luftsauerstoff für die Ausbildung einer Passivschicht ausreichend. Passivierung ist ein wirksamer Korrosionsschutz und wird daher oft künstlich verstärkt bzw. ausgelöst (Bsp. Eloxal-Bildung bei Aluminium => Eloxal: elektrolytisch oxidiertes Aluminium).
4.1.2 Lokalisierte Korrosion
Durch Verletzung einer Schutzschicht kann der Korrosionsprozess an manchen Stellen bis tief in das Werkstück voranschreiten. Diesen Vorgang bezeichnet man als Lochfraß. Die Korrosion schreitet oft unterhalb der intakten Schutzschicht weiter und kann bis zur Wahrnehmung ein derartiges Ausmaß erreicht haben, dass ein Schutz des Werkstücks nicht mehr möglich ist (versteckte Korrosion zum Beispiel bei Kotflügeln an Autos).
4.1.3 Korrosionsschutz
Der Korrosionsschutz kann auf zwei Arten erfolgen. Einerseits kann man die zu schützende Metalloberfläche mit einem festhaftenden Überzug versehen (Bsp. Lackierung, Beschichtung mit Kunststoff-Folie, Aufbringen einer anderen Metallschicht), andererseits kann man chemische Reaktionen zur Ausbildung eines Schutzes heranziehen.
Die Bildung von Passivschichten wurde bereits angesprochen. Man kann aber auch die bei der Oxidation dem Metall “verlorengegangenen” Elektronen diesem wieder zur Verfügung stellen. Dazu kann man das zu schützende Metall mit einem noch unedleren leitend verbinden, so dass nicht das Werkstück, sondern das unedle Metallstück (Opferanode) in Lösung geht. Diese Prinzip wendet man vor allem im Schiffsbau an, wo das Stahlgerüst des Schiffes mit einem Magnesiumblock unterhalb der Wasserlinie leitend verbunden wird und das Magnesium anstelle der Schiffswand in Lösung geht.
Die notwendigen Elektronen können aber auch vom negativen Pol einer Gleichspannungsquelle zur Verfügung gestellt werden. Zum Schutz von in der Erde verlegten Pipelines werden die Stahlrohre mit dem negativen Pol einer Batterie verbunden. der positive Pol ist an in der Erde versenkten Kohleblöcken angeschlossen.
Stahlbleche werden zum Schutz vor Korrosion oft mit metallischen Überzügen versehen, die die Korrosion anhalten sollen. Zink ist ein beliebtes Korrosionsschutzmittel und findet neuerdings sogar im Automobilbau zum Schutz der Karosserien vor Korrosion weitgehend Anwendung.
4.2 Primärelemente - Lithiumbatterie
Primärelement = nicht wieder aufladbares Spannungselement
In der Lithium-Braunstein-Zelle bildet Lithium den Minuspol. Der Pluspol besteht aus Braunstein. Die Elektrolytlösung ist ein Gemisch aus organischen Lösungsmitteln und Lithiumperchlorat. Die Lithiumbatterie zeichnet sich durch hohe Spannung (3,5 V) und lange Lebensdauer (bis zu 5 Jahren) aus. Die technische Ausführung der Lithiumbatterien ist unterschiedlich: Sie tritt zum Beispiel als Knopfzelle für Uhren und Taschenrechner auf, oder als Spezialtyp für Herzschrittmacher. Die Entwicklung auf dem Sektor der Lithiumbatterien ist noch lange nicht abgeschlossen.
4.3 Sekundärelemente - Nickel-Cadmium-Akkumulator
Sekundärelement = wieder aufladbares Spannungselement
Die Elektroden im Nickel-Cadmium-Akkumulator bestehen aus Stahl-Nickel-Blechen als Träger. Der Minuspol ist mit Cadmium, der Pluspol mit einem Nickel(III)-oxid überzogen. Als Elektrolyt kommt Kalilauge zum Einsatz. Vorteile des Nickel-Cadmium-Akkumulators sind seine große mechanische Festigkeit, seine Unempfindlichkeit gegen Stromstöße , die gute Lagerfähigkeit im entladenen Zustand, die Wartungsfreiheit und eine gute Wiederaufladbarkeit (bis zu 1000 Mal). Die Entsorgung schafft durch das giftige Cadmium allerdings Umweltprobleme.
4.4 Brennstoffzelle
Bei den bisher beschriebenen Elementen liegen die Stoffe, die an den stromliefernden Vorgängen beteiligt sind, im Element selbst vor. Dies führt zu einer Begrenzung der entnehmbaren Energiemenge. Bei der Brennstoffzelle werden reduktionsmittel (Brennstoff) und Oxidationsmittel kontinuierlich zugeführt. Als Brennstoff eignen sich flüssige oder gasförmige Stoffe, wie zum Beispiel Wasserstoff oder Butangas. Als Oxidationsmittel wird zumeist Sauerstoff (bzw. Luft) eingesetzt.
Auch Alkohole und Zuckerlösungen können theoretisch als Brennstoff dienen. Dies wäre eine Möglichkeit für Entwicklungsländer, die nicht auf Erdölreserven zurückgreifen können, Naturprodukte zu nutzen. Allerdings ist der Wirkungsgrad dieser Zelle so gering, dass noch einiges an Forschungsarbeit für eine ausgereifte und sinnvolle Spannungsquelle notwendig ist.
Große Bedeutung haben Brennstoffzellen hauptsächlich in der Raumfahrt. Am besten entwickelt ist die Knallgaszelle. In New York existiert sogar ein Kraftwerk auf dieser Basis.
5. Erzwungene Redox-Reaktionen
5.1 Elektrolyse
Redox-Reaktionen können durch anlegen einer Spannung erzwungen werden. Die chemische Reaktion mit Hilfe von Spannung nennt man Elektrolyse.
Eine Elektrolyse ist nur bei Anlegen einer Gleichspannung möglich. Auch bei einer Elektrolyse reagieren das stärkste reduktionsmittel und das stärkste Oxidationsmittel. Zum Unterschied von freiwillig ablaufenden Reaktionen sind die gebildeten Stoffe stärker als die Ausgangsstoffe. Jede Elektrolyse-Vorrichtung besteht aus einem Elektrolyten und zwei Elektroden. Ein Elektrolyt ist eine leitfähige Lösung (Salzlösung, -schmelze, Säure). Die Elektroden bestehen entweder aus einem Metall oder aus Graphit. Die Elektrode die am Pluspol der Spannungsquelle anliegt nennt man Anode, die am Minuspol anliegt, Katode. Die beiden Teilreaktionen - Reduktion und Oxidation - laufen an der jeweiligen Elektrode ab. Es gilt: an der Anode erfolgt die Oxidation, an der Katode die Reduktion. Daher kann man die Anode auch als Oxidationsmittel und die Katode als Reduktionsmittel bezeichnen.
Anwendung der Elektrolyse in der Technik:
- Gewinnung von Natronlauge und Chlor durch die Elektrolyse von einer wässrigen Kochsalz-Lösung (Chloralkalielektrolyse:
2NaCl + 2H2O ® 2 NaOH + H2 [Katode] + Cl2 [Anode])
- Gewinnung von sehr reinen Metallen (z.B. Cu, Pb, Sn)
- Gewinnung sehr unedler Metalle (Na, K, Mg, Al) durch Elektrolyse ihrer geschmolzenen Salze (NaCl, KOH, MgCl2, Al2O3)
- Herstellung von Metallüberzügen (versilbern, vergolden, vernickeln, verchromen, ...): Beim Galvanisieren werden die zu überziehenden Gegenstände in eine Salzlösung des Überzugsmetalls getaucht und als Katode geschaltet. Als Anode dient ein Stück des Überzugs-metalls, das sich dann während der Elektrolyse auflöst.
6. Anwendung von Redox-Vorgängen zur Gewinnung von Metallen
6.1 Vom Eisenerz zum Stahl
Das weltweit am häufigsten produzierte Metall ist das Eisen. Jährlich werden etwa ½ Mrd. Tonnen davon produziert. Eisenminerale, aus denen man Eisen herstellen kann, nennt man Eisenerze, wobei die wertvollsten Eisenerze die Eisenoxide sind:
- Fe3O4 Magnetit (60 - 70% Fe)
- FeCO3 Siderit (30% Fe)
- Fe2O3 Hämatit (60-70% Fe)
Aus Erzen gewinnt man aber auch andere Metalle, wobei es sich hier meist um sulfidische (z.B. PbS und ZnS in Bleiberg), oxidische und carbonatische (z.B. MgCO3 in Hochfilzen, Breitenau und Radenthein) Erze handelt.
a) Aufbereitung:
Da das bergmännisch gewonnene Eisenerz viel wertloses Gestein, die sog. Gangart enthält, muss vor der eigentlichen Eisengewinnung das Erz „gereinigt“ werden. Dazu werden die Erzstücke zuerst zerkleinert und dann wird in großtechnischen Verfahren das nutzbare Erz von der Gangart getrennt. Dies ist möglich, da beide unterschiedliche Dichte aufweisen. Die so isolierten Eisenoxide werden anschließend im Hochofen verarbeitet. Da aber nur Oxide verarbeitet werden können, müssen ev. vorhandene Eisensulfide und Eisencarbonate durch Rösten oder Brennen in Eisenoxide umgewandelt werden. Sie werden also erhitzt und reagieren dabei mit dem Luftsauerstoff (Oxidation).
b) Hochofenprozess:
Die Gewinnung von Eisen aus Eisenoxiden erfolgt im Hochofen. Dieser hat ein Höhen von 30-50 m mit einem Schachtdurchmesser von 10-14 m und kann, wenn er ständig beschickt wird 10-15 Jahre ohne Unterbrechung brennen. Innen ist er mit feuerfesten Steinen (MgO - wird aus Magnesit gewonnen) ausgekleidet. Oben ist er mit einer Gichtglocke abgeschlossen, die verhindert, dass Gase und Staub in die Umwelt abgegeben werden. Der Hochofen wird von oben gefüllt, und zwar in abwechselnden Schichten von Koks und Eisenerz, wobei Koks als Heizmaterial, aber auch als Reduktionsmittel zur Reduktion der Oxide dient. Weiters werden zum Eisenerz noch Kalk oder Sand (Zuschläge) dazugegeben, um den Schmelzpunkt der Gangart herabzusetzen. Aus den Zuschlägen und der Gangart entsteht schließlich die Schlacke, die an der Basis des Hochofens ausfließt.
Im unteren Teil des Hochofens verbrennt Koks. Die Verbrennung von Koks wird durch Einblasen von erwärmter Luft (in den Windhitzern zuvor auf ca. 800°C aufgeheizt) beschleunigt. Bei der Koksverbrennung werden Temperaturen von bis zu 1600°C erreicht - Koks verbrennt dabei zu Kohlenmonoxid CO. Das aufsteigende CO reagiert dann in den oberen Teilen mit den Eisenoxiden (Reduktionsprozess). Dabei entsteht CO2 (durch Oxidation von CO), das gleich wieder mit dem Koks zu CO weiterreagiert (bei etwa 1000°C). Wenn die Temperaturen unter 500°C sinken, hört die Reaktion auf und ein an CO reiches Gasgemisch entweicht als brennbares Gichtgas. Dieses wird oben aus dem Hochofen abgeleitet und zum Erwärmen der Windheizer verbrannt.
Folgende Reaktionen finden also beim Hochofenprozess statt:
Fe2O3 + 3 CO => 2 Fe + 3 CO2
CO2 + C => 2 CO
Im unteren Teil des Hochofens sammelt sich sowohl das flüssige Roheisen an (enthält ca. 5% C, da es beim Absinken in den unteren Teil des Hochofens Kohlenstoff aus den Koksschichten aufnimmt), als auch die Schlacke (schwimmt aufgrund der geringeren Dichte auf dem Roheisen). Beide werden in gewissen Zeitabständen entnommen (Hochofenabstich, abstechen). Das Roheisen wird durch Rinnen in große Behälter transportiert und dann zum Stahlwerk transportiert.
Ein Hochofen wird kontinuierlich etwa 8-10 Jahre betrieben. Täglich können ca. 3000 t Roheisen gewonnen werden. Daneben fallen auch etwa 2000 t Hochofenschlacke an, die als Zumahlstoff für Zement sowie als wärmeisolierendes Baumaterial verwendet werden kann.
c) Stahlerzeugung:
Das im Hochofen gewonnene Roheisen enthält 3-6% C und geringe Mengen an S, P, Si und Mn. Da es sehr spröde ist, muss es erst zu Stahl umgewandelt werden, um es dann durch Schmieden und Walzen verarbeiten zu können. Dazu muss der C-Gehalt auf unter 1,7% reduziert werden. Dieser Vorgang, der Frischen genannt wird, erfolgt im Stahlwerk. Stahl ist also Eisen mit einem C-Gehalt von maximal 1,7%. Gerade dieser C-Anteil bewirkt, dass sich Stahl verformen lässt und trotzdem zäh und hart ist. Um den C-Gehalt herabzusetzen, lässt man flüssiges Roheisen mit Sauerstoff in Berührung kommen. Dabei wird ein Teil des C zu CO oxidiert und auch andere Verunreinigungen, wie S und P werden zu Oxiden umgewandelt. Dieses Verfahren, das in Österreich entwickelt wurde, wird als LD-Verfahren (Linz-Donawitz) bezeichnet. Roheisen wird dabei in große Behälter gefüllt (Konverter). Durch ein Rohr wird gekühlter Sauerstoff mit hohem Druck auf die Schmelze geblasen, wodurch sich diese heftig bewegt. Die entstehenden Oxide entweichen entweder als Gase oder bleiben in der schwimmenden Schlacke zurück (P4O10, SiO2, MnO). Durch diese stattfindenden Oxidations-prozesse wird soviel Energie frei, dass zusätzlich bis zu 25% Schrott zum Roheisen dazugegeben und aufgeschmolzen werden können (Wiederverwertung von Metallen = Recycling).
Der Kohlenstoff darf aber nicht restlos entfernt werden, denn ansonsten würde die Härte, die den Stahl ausmacht, verloren gehen. Ein zu geringer Anteil an C macht das Eisen weich und elastisch (Weicheisen).
Dankeschön schon mal ;)
Liebe Grüße,
Fienchen
Über Korrekturen, Tips, Verbesserungsvorschläge, und weitere Einfügungen würde ich mich sehr freuen
REDOX-REAKTIONEN
1. Oxidation
Oxidation = Elektronenabgabe.
Die Oxidation ist jener Vorgang, bei dem einem Stoff Elektronen entzogen werden.
Das ist eine umfassendere Definition, als die veraltete, bei der unter Oxidatin die die Fähigkeit versatnden wurde, sich mit fast allen Stoffen unter Energieabgabe zu verbinden.
Der Stoff, der bei der Oxidation die Elektronen aufnimmt, bezeichnet man als Oxidationsmittel (z.B.O2 ).
2. Reduktion
Reduktion = Elektronenaufnahme
Die Reduktion ist jener Vorgang, bei dem einem Stoff Elektronen zugeführt werden.
Das ist eine umfassendere Definition als die veraltete, bei der unter Reduktion Sauerstoffentzug unter Bildung von sauerstoffärmerer oder sauerstoffreicherer Stoffe verstanden wurde.
Den Stoff, der bei der Reduktion die Elektronen zur Verfügung stellt, nennt man Reduktionsmittel (z.B. H2).
Da Oxidatione und Reduktion immer gekoppelt sind, spricht man von der sogenannten REDOXREAKTION.
3. Redox-Reaktionen
Unter Redox-Reaktion versteht man die Elektronenübertragung vom einen Reaktionspartner auf den anderen Reaktionspartner. Es handelt sich somit um eine Elektronenübertragungsreaktion. Die Zahl der bei der Oxidation abgegebenen Elektronen ist gleich der bei der Reduktion aufgenommenen Elektronen.
Oxidationsmittel sind Stoffe, die Elektronen aufnehmen (meist Stoffe mit hohen EN-Werten, wie O2, Halogene). Sie oxidieren andere Stoffe, wobei sie selbst reduziert werden.
Reduktionsmittel sind Stoffe, die Elektronen abgeben (meist Stoffe mit geringen EN-Werten wie H2, C). Sie reduzieren andere Stoffe und werden dabei selbst oxidiert.
Eine wichtige Kennzahl für Redox-Vorgänge ist die sogenannte Oxidationszahl (OZ). Sie gibt an, welche (fiktiven) Ladungen die Atome einer Verbindung infolge der Aufnahme bzw. Abgabe von Elektronen haben. Es handelt sich also um die Ladung, die das Atom hätte, wenn man die Elektronen nach bestimmten Regeln aufteilt.
Unter der OZ eines Elements versteht man die Ladung, die ein Atom des Elements haben würde, wenn die Elektronen aller Bindungen an diesem Atom dem jeweils stärker elektronegativen Atom zugeordnet werden.
Regeln zur Aufstellung der Oxidationszahl:
-Die OZ von den Atomen der freien Elemente ist gleich Null.
-Auch in Elementmolekülen haben Atome die OZ Null, weil zwischen gleichen Atomen keine Elektronenverschiebung stattfindet.
-Bei einatomigen Ionen entspricht die OZ den natürlichen Ladungen der Ionen. (z.B. Na+Cl- : Na: OZ = +1 / Cl: OZ = -1) Werden die Elektronen jedoch nur verschoben und nicht, wie bei Ionenverbindungen, übertragen, dann handelt es sich bei der OZ nur um eine fiktive (scheinbare, angenommene) Ladungszahl.
-Polare Moleküle behandelt man so, als würden zwischen den Reaktionspartnern Elektronen übertragen. Beim Molekül Wasser wird quasi von jedem H-Atom ein Elektron „abgegeben“. Jedes H-Atom verliert fiktiv ein Elektron und erhält somit die OZ +1. Das O-Atom „nimmt“ von jedem H-Atom ein Elektron auf und erhält deshalb die OZ -2. In einer Verbindung ist die Summe der OZ immer Null.
-Metalle haben positive Oxidationszahlen. Alkalimetalle haben immer die OZ +1, Erdalkalimetalle immer +2.
-Nebengruppenelemente besitzen meist mehrere Oxidationszahlen. Die vorliegende OZ wird im Namen ausgedrückt.
-Wasserstoff hat die OZ +1. Nur in Verbindung mit Alkali- oder Erdalkalimetallen besitzt er die OZ -1.
-Sauerstoff hat meist die OZ -2 (außer in Peroxoverbindungen, wo es zu einer -O-O-Bindung kommt und somit dem Sauerstoff die OZ -1 zugewiesen wird, (z.B. im Wasserstoffperoxid H2O2).
-Halogene besitzen meist die OZ -1.
Kommt es bei einer Reaktion zu einer Änderung der OZ, dann handelt es sich um eine Redox-Reaktion.
4. Freiwillig ablaufende Redox-Reaktionen
4.1 Korrosion
Unter Korrosion versteht man die von der Oberfläche ausgehende, unerwünschte Zerstörung von Werkstoffen durch Reaktion mit der Umgebung.
Die Korrosion ist ein Vorgang, durch den Stoffe aus einem energetisch ungünstigem Zustand in den sie durch menschliche Aktivität gebracht wurden, in den ursprünglich, energetisch niedrigeren Zustand zurückgeführt werden.
Die Korrosion (von Metallen) kann durch Gase wie Sauerstoff, Schwefeloxid, Stickoxide oder sogar Kohlendioxid erfolgen, wobei Sauerstoff als Korrosionsauslöser die größte Bedeutung hat. Dabei wirkt er als Oxidationsmittel, das das zu zerstörende Metall als Reduktionsmittel. In diesem Fall spricht man von chemischer Korrosion.
Der Korrosionsprozess kann unterschiedliche Erscheinungsbilder zeigen.
4.1.1 Gleichmäßige Korrosion
Dabei wird die gesamte Metalloberfläche von einer dünnen Korrosionsschicht überzogen. Abhängig von der Metallstruktur und der Struktur der bei der Korrosion gebildeten Metallverbindung kann die Korrosionsschicht mehr oder weniger gut am Metalluntergrund haften. Bei Eisen zum Beispiel blättert die Korrosionsschicht langsam ab ("Flugrost") und der Korrosionsprozess kann weiter fortschreiten. Andere Metalle bilden eine fest haftende Schicht, die das Metall vor weiteren Reaktionen mit dem Oxidationsmittel (meist O2) schützt. Diese Metalle bezeichnet man als passiviert, weil sie nun reaktionsträger sind, als ihrer Stellung in der Spannungsreihe entsprechen würde. Bei einigen Metallen, wie zum Beispiel Aluminium, Nickel oder Chrom, ist der Kontakt mit Luftsauerstoff für die Ausbildung einer Passivschicht ausreichend. Passivierung ist ein wirksamer Korrosionsschutz und wird daher oft künstlich verstärkt bzw. ausgelöst (Bsp. Eloxal-Bildung bei Aluminium => Eloxal: elektrolytisch oxidiertes Aluminium).
4.1.2 Lokalisierte Korrosion
Durch Verletzung einer Schutzschicht kann der Korrosionsprozess an manchen Stellen bis tief in das Werkstück voranschreiten. Diesen Vorgang bezeichnet man als Lochfraß. Die Korrosion schreitet oft unterhalb der intakten Schutzschicht weiter und kann bis zur Wahrnehmung ein derartiges Ausmaß erreicht haben, dass ein Schutz des Werkstücks nicht mehr möglich ist (versteckte Korrosion zum Beispiel bei Kotflügeln an Autos).
4.1.3 Korrosionsschutz
Der Korrosionsschutz kann auf zwei Arten erfolgen. Einerseits kann man die zu schützende Metalloberfläche mit einem festhaftenden Überzug versehen (Bsp. Lackierung, Beschichtung mit Kunststoff-Folie, Aufbringen einer anderen Metallschicht), andererseits kann man chemische Reaktionen zur Ausbildung eines Schutzes heranziehen.
Die Bildung von Passivschichten wurde bereits angesprochen. Man kann aber auch die bei der Oxidation dem Metall “verlorengegangenen” Elektronen diesem wieder zur Verfügung stellen. Dazu kann man das zu schützende Metall mit einem noch unedleren leitend verbinden, so dass nicht das Werkstück, sondern das unedle Metallstück (Opferanode) in Lösung geht. Diese Prinzip wendet man vor allem im Schiffsbau an, wo das Stahlgerüst des Schiffes mit einem Magnesiumblock unterhalb der Wasserlinie leitend verbunden wird und das Magnesium anstelle der Schiffswand in Lösung geht.
Die notwendigen Elektronen können aber auch vom negativen Pol einer Gleichspannungsquelle zur Verfügung gestellt werden. Zum Schutz von in der Erde verlegten Pipelines werden die Stahlrohre mit dem negativen Pol einer Batterie verbunden. der positive Pol ist an in der Erde versenkten Kohleblöcken angeschlossen.
Stahlbleche werden zum Schutz vor Korrosion oft mit metallischen Überzügen versehen, die die Korrosion anhalten sollen. Zink ist ein beliebtes Korrosionsschutzmittel und findet neuerdings sogar im Automobilbau zum Schutz der Karosserien vor Korrosion weitgehend Anwendung.
4.2 Primärelemente - Lithiumbatterie
Primärelement = nicht wieder aufladbares Spannungselement
In der Lithium-Braunstein-Zelle bildet Lithium den Minuspol. Der Pluspol besteht aus Braunstein. Die Elektrolytlösung ist ein Gemisch aus organischen Lösungsmitteln und Lithiumperchlorat. Die Lithiumbatterie zeichnet sich durch hohe Spannung (3,5 V) und lange Lebensdauer (bis zu 5 Jahren) aus. Die technische Ausführung der Lithiumbatterien ist unterschiedlich: Sie tritt zum Beispiel als Knopfzelle für Uhren und Taschenrechner auf, oder als Spezialtyp für Herzschrittmacher. Die Entwicklung auf dem Sektor der Lithiumbatterien ist noch lange nicht abgeschlossen.
4.3 Sekundärelemente - Nickel-Cadmium-Akkumulator
Sekundärelement = wieder aufladbares Spannungselement
Die Elektroden im Nickel-Cadmium-Akkumulator bestehen aus Stahl-Nickel-Blechen als Träger. Der Minuspol ist mit Cadmium, der Pluspol mit einem Nickel(III)-oxid überzogen. Als Elektrolyt kommt Kalilauge zum Einsatz. Vorteile des Nickel-Cadmium-Akkumulators sind seine große mechanische Festigkeit, seine Unempfindlichkeit gegen Stromstöße , die gute Lagerfähigkeit im entladenen Zustand, die Wartungsfreiheit und eine gute Wiederaufladbarkeit (bis zu 1000 Mal). Die Entsorgung schafft durch das giftige Cadmium allerdings Umweltprobleme.
4.4 Brennstoffzelle
Bei den bisher beschriebenen Elementen liegen die Stoffe, die an den stromliefernden Vorgängen beteiligt sind, im Element selbst vor. Dies führt zu einer Begrenzung der entnehmbaren Energiemenge. Bei der Brennstoffzelle werden reduktionsmittel (Brennstoff) und Oxidationsmittel kontinuierlich zugeführt. Als Brennstoff eignen sich flüssige oder gasförmige Stoffe, wie zum Beispiel Wasserstoff oder Butangas. Als Oxidationsmittel wird zumeist Sauerstoff (bzw. Luft) eingesetzt.
Auch Alkohole und Zuckerlösungen können theoretisch als Brennstoff dienen. Dies wäre eine Möglichkeit für Entwicklungsländer, die nicht auf Erdölreserven zurückgreifen können, Naturprodukte zu nutzen. Allerdings ist der Wirkungsgrad dieser Zelle so gering, dass noch einiges an Forschungsarbeit für eine ausgereifte und sinnvolle Spannungsquelle notwendig ist.
Große Bedeutung haben Brennstoffzellen hauptsächlich in der Raumfahrt. Am besten entwickelt ist die Knallgaszelle. In New York existiert sogar ein Kraftwerk auf dieser Basis.
5. Erzwungene Redox-Reaktionen
5.1 Elektrolyse
Redox-Reaktionen können durch anlegen einer Spannung erzwungen werden. Die chemische Reaktion mit Hilfe von Spannung nennt man Elektrolyse.
Eine Elektrolyse ist nur bei Anlegen einer Gleichspannung möglich. Auch bei einer Elektrolyse reagieren das stärkste reduktionsmittel und das stärkste Oxidationsmittel. Zum Unterschied von freiwillig ablaufenden Reaktionen sind die gebildeten Stoffe stärker als die Ausgangsstoffe. Jede Elektrolyse-Vorrichtung besteht aus einem Elektrolyten und zwei Elektroden. Ein Elektrolyt ist eine leitfähige Lösung (Salzlösung, -schmelze, Säure). Die Elektroden bestehen entweder aus einem Metall oder aus Graphit. Die Elektrode die am Pluspol der Spannungsquelle anliegt nennt man Anode, die am Minuspol anliegt, Katode. Die beiden Teilreaktionen - Reduktion und Oxidation - laufen an der jeweiligen Elektrode ab. Es gilt: an der Anode erfolgt die Oxidation, an der Katode die Reduktion. Daher kann man die Anode auch als Oxidationsmittel und die Katode als Reduktionsmittel bezeichnen.
Anwendung der Elektrolyse in der Technik:
- Gewinnung von Natronlauge und Chlor durch die Elektrolyse von einer wässrigen Kochsalz-Lösung (Chloralkalielektrolyse:
2NaCl + 2H2O ® 2 NaOH + H2 [Katode] + Cl2 [Anode])
- Gewinnung von sehr reinen Metallen (z.B. Cu, Pb, Sn)
- Gewinnung sehr unedler Metalle (Na, K, Mg, Al) durch Elektrolyse ihrer geschmolzenen Salze (NaCl, KOH, MgCl2, Al2O3)
- Herstellung von Metallüberzügen (versilbern, vergolden, vernickeln, verchromen, ...): Beim Galvanisieren werden die zu überziehenden Gegenstände in eine Salzlösung des Überzugsmetalls getaucht und als Katode geschaltet. Als Anode dient ein Stück des Überzugs-metalls, das sich dann während der Elektrolyse auflöst.
6. Anwendung von Redox-Vorgängen zur Gewinnung von Metallen
6.1 Vom Eisenerz zum Stahl
Das weltweit am häufigsten produzierte Metall ist das Eisen. Jährlich werden etwa ½ Mrd. Tonnen davon produziert. Eisenminerale, aus denen man Eisen herstellen kann, nennt man Eisenerze, wobei die wertvollsten Eisenerze die Eisenoxide sind:
- Fe3O4 Magnetit (60 - 70% Fe)
- FeCO3 Siderit (30% Fe)
- Fe2O3 Hämatit (60-70% Fe)
Aus Erzen gewinnt man aber auch andere Metalle, wobei es sich hier meist um sulfidische (z.B. PbS und ZnS in Bleiberg), oxidische und carbonatische (z.B. MgCO3 in Hochfilzen, Breitenau und Radenthein) Erze handelt.
a) Aufbereitung:
Da das bergmännisch gewonnene Eisenerz viel wertloses Gestein, die sog. Gangart enthält, muss vor der eigentlichen Eisengewinnung das Erz „gereinigt“ werden. Dazu werden die Erzstücke zuerst zerkleinert und dann wird in großtechnischen Verfahren das nutzbare Erz von der Gangart getrennt. Dies ist möglich, da beide unterschiedliche Dichte aufweisen. Die so isolierten Eisenoxide werden anschließend im Hochofen verarbeitet. Da aber nur Oxide verarbeitet werden können, müssen ev. vorhandene Eisensulfide und Eisencarbonate durch Rösten oder Brennen in Eisenoxide umgewandelt werden. Sie werden also erhitzt und reagieren dabei mit dem Luftsauerstoff (Oxidation).
b) Hochofenprozess:
Die Gewinnung von Eisen aus Eisenoxiden erfolgt im Hochofen. Dieser hat ein Höhen von 30-50 m mit einem Schachtdurchmesser von 10-14 m und kann, wenn er ständig beschickt wird 10-15 Jahre ohne Unterbrechung brennen. Innen ist er mit feuerfesten Steinen (MgO - wird aus Magnesit gewonnen) ausgekleidet. Oben ist er mit einer Gichtglocke abgeschlossen, die verhindert, dass Gase und Staub in die Umwelt abgegeben werden. Der Hochofen wird von oben gefüllt, und zwar in abwechselnden Schichten von Koks und Eisenerz, wobei Koks als Heizmaterial, aber auch als Reduktionsmittel zur Reduktion der Oxide dient. Weiters werden zum Eisenerz noch Kalk oder Sand (Zuschläge) dazugegeben, um den Schmelzpunkt der Gangart herabzusetzen. Aus den Zuschlägen und der Gangart entsteht schließlich die Schlacke, die an der Basis des Hochofens ausfließt.
Im unteren Teil des Hochofens verbrennt Koks. Die Verbrennung von Koks wird durch Einblasen von erwärmter Luft (in den Windhitzern zuvor auf ca. 800°C aufgeheizt) beschleunigt. Bei der Koksverbrennung werden Temperaturen von bis zu 1600°C erreicht - Koks verbrennt dabei zu Kohlenmonoxid CO. Das aufsteigende CO reagiert dann in den oberen Teilen mit den Eisenoxiden (Reduktionsprozess). Dabei entsteht CO2 (durch Oxidation von CO), das gleich wieder mit dem Koks zu CO weiterreagiert (bei etwa 1000°C). Wenn die Temperaturen unter 500°C sinken, hört die Reaktion auf und ein an CO reiches Gasgemisch entweicht als brennbares Gichtgas. Dieses wird oben aus dem Hochofen abgeleitet und zum Erwärmen der Windheizer verbrannt.
Folgende Reaktionen finden also beim Hochofenprozess statt:
Fe2O3 + 3 CO => 2 Fe + 3 CO2
CO2 + C => 2 CO
Im unteren Teil des Hochofens sammelt sich sowohl das flüssige Roheisen an (enthält ca. 5% C, da es beim Absinken in den unteren Teil des Hochofens Kohlenstoff aus den Koksschichten aufnimmt), als auch die Schlacke (schwimmt aufgrund der geringeren Dichte auf dem Roheisen). Beide werden in gewissen Zeitabständen entnommen (Hochofenabstich, abstechen). Das Roheisen wird durch Rinnen in große Behälter transportiert und dann zum Stahlwerk transportiert.
Ein Hochofen wird kontinuierlich etwa 8-10 Jahre betrieben. Täglich können ca. 3000 t Roheisen gewonnen werden. Daneben fallen auch etwa 2000 t Hochofenschlacke an, die als Zumahlstoff für Zement sowie als wärmeisolierendes Baumaterial verwendet werden kann.
c) Stahlerzeugung:
Das im Hochofen gewonnene Roheisen enthält 3-6% C und geringe Mengen an S, P, Si und Mn. Da es sehr spröde ist, muss es erst zu Stahl umgewandelt werden, um es dann durch Schmieden und Walzen verarbeiten zu können. Dazu muss der C-Gehalt auf unter 1,7% reduziert werden. Dieser Vorgang, der Frischen genannt wird, erfolgt im Stahlwerk. Stahl ist also Eisen mit einem C-Gehalt von maximal 1,7%. Gerade dieser C-Anteil bewirkt, dass sich Stahl verformen lässt und trotzdem zäh und hart ist. Um den C-Gehalt herabzusetzen, lässt man flüssiges Roheisen mit Sauerstoff in Berührung kommen. Dabei wird ein Teil des C zu CO oxidiert und auch andere Verunreinigungen, wie S und P werden zu Oxiden umgewandelt. Dieses Verfahren, das in Österreich entwickelt wurde, wird als LD-Verfahren (Linz-Donawitz) bezeichnet. Roheisen wird dabei in große Behälter gefüllt (Konverter). Durch ein Rohr wird gekühlter Sauerstoff mit hohem Druck auf die Schmelze geblasen, wodurch sich diese heftig bewegt. Die entstehenden Oxide entweichen entweder als Gase oder bleiben in der schwimmenden Schlacke zurück (P4O10, SiO2, MnO). Durch diese stattfindenden Oxidations-prozesse wird soviel Energie frei, dass zusätzlich bis zu 25% Schrott zum Roheisen dazugegeben und aufgeschmolzen werden können (Wiederverwertung von Metallen = Recycling).
Der Kohlenstoff darf aber nicht restlos entfernt werden, denn ansonsten würde die Härte, die den Stahl ausmacht, verloren gehen. Ein zu geringer Anteil an C macht das Eisen weich und elastisch (Weicheisen).
Dankeschön schon mal ;)
Liebe Grüße,
Fienchen