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Auswirkungen von chemischen Reaktionen in Arbeitsprozessen, Maschinen und Materialien

01. Welche Eigenschaften haben Sauerstoff und Wasserstoff? Wie werden sie verwendet und hergestellt?

 O2 SauerstoffH2 Wasserstoff
 Beispiele
Eigenschaften
  • gasförmig
  • farb-, geruch-, geschmacklos
  • ist Bestandteil der Luft
  • tritt chemisch gebunden als Bestandteil des Wassers und fast aller Gesteine auf
  • reaktionsfreudig
  • unterhält die Verbrennung, verbrennt aber nicht selbst
  • bildet mit anderen Elementen Oxide
  • gasförmig
  • farb-, geruch-, geschmacklos
  • ist das leichteste Gas mit der geringsten Dichte
  • reaktionsträge; in Wasser wenig löslich
  • hochentzündlich bzw. explosiv; Wasserstoff-Sauerstoff-Gemische reagieren
  • bei Entzündung explosionsartig (Knallgas)
  • bildet mit anderen Elementen Hydride
Herstellung
  • durch fraktionierte Destillation verflüssigter Luft (Stickstoff wird abgegeben, Sauerstoff bleibt übrig)
  • Elektrolyse des Wassers:
  • durch Elektrolyse verdünnter Alkalilauge oder Schwefelsäure entsteht Wasserstoff als Nebenprodukt
  • Vergasung von Kohle mit Wasserdampf
2H20 → 2H2 + 02
Verwendung
  • beim autogenen Schweißen
  • in Atemgeräten
  • als Bestandteil von Raketentreibstoffen
  • zur Stahlherstellung
  • beim Raketenantrieb
  • in Wasserstoffmotoren (Energieträger der Zukunft)
  • beim autogenen Schweißen und Schneiden
  • bei Hydrierungsreaktionen (z. B. Fetthärtung)
  • zur Kühlung von Generatoren in Kraftwerken

 

02. Was ist trockene Luft?

Trockene Luft ist ein Gasgemisch, das Sauerstoff, Kohlendioxid, Stickstoff und Edelgase enthält. Unsere Erde ist von einer lebenswichtigen Lufthülle umgeben, die schädliche Strahlen absorbiert und extreme Temperaturen verhindert. Die Gase der Luft, die in der Industrie als Rohstoffe verwendet werden, lassen sich durch fraktionierte Destillation trennen. Luft setzt sich aus folgenden Bestandteilen zusammen:

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03. Wie wird Luft verflüssigt und wozu wird flüssige Luft verwendet?

Flüssige Luft wird hergestellt, indem man sie komprimiert und die dabei frei werdende Wärme abführt. Bei der nachfolgenden Expansion kühlt sich die Luft ab. Durch mehrfache Wiederholung mithilfe von Vorkühlung wird Luft bei etwa -190 °C flüssig. Frisch hergestellte flüssige Luft ist zunächst farblos, später blau, da der farblose Stickstoff bevorzugt verdampft und sich der blaue Sauerstoff im Rückstand anreichert. Flüssige Luft wird z. B. zur Kühlung, aber auch zur Gewinnung von Sauerstoff, Stickstoff und Edelgasen verwendet.

 

04. Was sind chemische Reaktionen?

Unter chemischen Reaktionen werden allgemein stoffliche Prozesse verstanden, bei denen chemische Bindungen (Spaltungen oder Neuausbildungen) umgebaut werden. Dabei entstehen neue Stoffe mit neuen Eigenschaften, aber keine neuen Elemente. Diese neuen Stoffe werden Reaktionsprodukte genannt.

Chemische Reaktionen sind stets mit physikalischen Vorgängen verbunden, z. B. mit der Abgabe oder Aufnahme von Energie (z. B. als Wärme), der Änderung des Aggregatzustandes oder der Farbe. Jede chemische Reaktion kann durch eine chemische Gleichung ausgedrückt werden, in der auf der linken Seite die Ausgangsstoffe und auf der rechten Seite die Reaktionsprodukte stehen.

 

05. Wodurch sind Oxidation und Reduktion gekennzeichnet?

Im engeren Sinn ist

  • Oxidation eine chemische Reaktion, bei der sich ein Stoff mit Sauerstoff zu einem Oxid verbindet, z. B.:

     

    $$2\; Mg + O_{2} → 2\; MgO$$

  • Reduktion eine chemische Reaktion, bei der einem Oxid Sauerstoff entzogen wird, z. B.:

     

    $$2\; Ag_{2}O → 4\; Ag + O_{2}$$

Im erweiterten Sinn beziehen sich die Begriffe

  • Oxidation auf die Abgabe von Elektronen und

  • Reduktion auf die Aufnahme von Elektronen.

 

06. Was ist eine Redoxreaktion?

  • Als Redoxreaktion (im engeren Sinn) wird eine Reaktion bezeichnet, bei der Reduktion und Oxidation gleichzeitig ablaufen bzw. gekoppelt sind.

    Beispiel

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    imported

     

    Hierbei wird Kupferoxid zu Kupfer reduziert und Eisen nimmt Sauerstoff auf; es oxidiert.

  • Redoxreaktionen (im erweiterten Sinn) sind Reaktionen, bei denen zwischen Teilchen der Ausgangsstoffe Elektronen übertragen werden. Oxidation und Reduktion werden hier als Reaktionen mit Elektronenübergang verstanden.

 

07. Was sind Oxidationsmittel und Reduktionsmittel?

Wenn man das o. g. Beispiel der Reaktion von Kupferoxid und Eisen genauer beschreibt, so ist festzustellen, dass

  • Kupferoxid Sauerstoff abgibt und dadurch die Oxidation des Eisens ermöglicht. Das Kupferoxid ist das Oxidationsmittel, es wird selbst reduziert.

  • Eisen Sauerstoff aufnimmt und dadurch die Reduktion des Kupferoxids ermöglicht. Das Eisen reduziert das Kupferoxid, es ist das Reduktionsmittel und wird selbst oxidiert.

Im erweiterten Sinn gibt das Reduktionsmittel Elektronen ab und das Oxidationsmittel nimmt Elektronen auf. Ob ein Stoff als Reduktions- oder als Oxidationsmittel wirkt, kann nur im Verhältnis zu einem bestimmten Reaktionspartner bestimmt werden.

 

08. Was bezeichnet man als Spannungsreihe der Metalle und was bedeutet Redoxpotenzial?

Ein Maß für das Reduktions- bzw. Oxidationsvermögen eines Stoffes ist sein Redoxpotenzial. Eine nach dem Wert des Redoxpotenzials geordnete Reihe ist die Spannungsreihe. Je höher das Redoxpotenzial ist, um so größer ist die Oxidationskraft eines Stoffes.

Da die Metalle so geordnet sind, dass die links stehenden die jeweils rechts davon stehenden Metalle ausfällen, bezeichnet man die Spannungsreihe auch als Fällungsreihe.

Fällungsreaktion:

Beim Vermischen von Lösungen zweier leicht löslicher Salze entsteht ein schwer lösliches Salz, das als Niederschlag aus der Lösung ausfällt.

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Der Wasserstoff wurde als Bezugsgröße mit in die Spannungsreihe aufgenommen. Ihm wird ein Standardpotenzial von 0 Volt zugeordnet. Alle links vom Wasserstoff stehenden Metalle wirken ihm gegenüber als Reduktionsmittel.

 

09. Was bezeichnet man als „galvanisches Element“?

Durch Kopplung von zwei verschiedenen Metallen in ihren Salzlösungen entsteht eine Redox-reaktion, bei der elektrischer Strom erzeugt wird.

Beispiel

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$$Zn + Cu^{2+} → Zn^{2+} + Cu$$

Je weiter die Metalle in der Spannungsreihe auseinander liegen, um so höher ist die Spannung des galvanischen Elements. Man erhält also hohe Spannungen, wenn man edle Metalle zusammen mit sehr unedlen verwendet.

Diese chemische Spannungsquelle wird in der Praxis beispielsweise in Batterien und Akkumulatoren genutzt. So hat z. B. ein galvanisches Element aus der Verbindung von Kohlenstoff (+ 0,74 V) und Zink (- 0,76 V) die Spannung von 1,5 V (0,74 V – (- 0,76 V) = 1,5 V).

 

10. Was ist eine elektrochemische Reaktion?

Elektrochemische Reaktionen sind solche chemischen Reaktionen, die unter Aufnahme oder Abgabe von elektrischer Energie ablaufen. Es findet dabei eine wechselseitige Umwandlung von (in den Stoffen vorhandener) chemischer und elektrischer Energie statt.

 

11. Was sind exotherme und endotherme Reaktionen?

Damit Stoffe eine chemische Reaktion eingehen können, müssen sie meist zuvor aktiviert werden, d. h., es muss Energie (z. B. thermische) zugeführt werden. Diese Startenergie nennt man Aktivierungsenergie.

Wird nun bei einer Reaktion

  • Wärme frei so heißt diese Reaktion exotherm. Dabei wird mehr Energie frei, als an Aktivierungsenergie zugeführt werden muss.

  • Wärme zugeführt so heißt diese Reaktion endotherm. Diese Reaktionen laufen nur bei ständiger Energiezufuhr ab.

 

12. Wie entsteht Korrosion?

Korrosion ist die Zerstörung eines Metalls von der Oberfläche her durch chemische Reaktionen, die durch Luft, Wasser, Säuren oder aggressive Gase verursacht werden. Eine häufige Form ist die Sauerstoffkorrosion, z. B. das Rosten von Eisen: Auf der (beschädigten) Eisenoberfläche bildet sich im Kontakt mit feuchter Luft eine lockere Rostschicht, die porös und bröckelig ist. Wasser und Sauerstoff können diese Schicht durchdringen und tiefere Schichten angreifen; dadurch setzt sich das Rosten fort (Flächenkorrosion, Lochkorrosion). Zunächst bildet das Eisen in Verbindung mit Luftsauerstoff und Wasser das schwer lösliche Eisen(II)-hydroxid:

 

$$2\; Fe + O_{2} + 2\; H_{2}O → 2\; Fe(OH)_{2}$$

Dieses Eisen(II)-hydroxid bildet unter weiterem Sauerstoffeinfluss den eigentlichen Rost; rotbraunes Eisen(III)-oxidhydroxid:

 

$$4\; Fe(OH)_{2} + O_{2} → 4\; FeO(OH) + 2\; H_{2}O$$

Folgen der Korrosion:

  • Materialabtrag

  • Schwächung der Querschnittsfläche

  • Schwächung der Festigkeit (Bruchgefahr).

 

13. Welchen Vorgang bezeichnet man als elektrochemische Korrosion?

Wenn zwei verschiedene Metalle zusammentreffen und an deren Berührungsstelle eine Elektrolytlösung (z. B. Wasser oder Salzlösung) gelangt, tritt eine elektrochemische Korrosion ein: Die beiden sich berührenden Metalle bilden zusammen mit der Elektrolytlösung ein Lokalelement (galvanische Zelle). Es wird dabei das jeweils edlere Metall (Kathode) auf Kosten des unedleren Metalls (Anode) vor Korrosion geschützt, indem das unedlere Metall durch Oxidation zerstört wird.

 

14. Wie können Metalle vor Korrosion geschützt werden?

Alle Maßnahmen des Korrosionsschutzes zielen auf Verhinderung der Korrosion von metallischen Werkstoffen ab. Bereits bei der Auswahl der Werkstoffe kann die Korrosion beeinflusst werden, indem möglichst elektrochemisch ähnliche Metalle verwendet werden. Da die Zerstörung der Metalle i. d. R. von der Oberfläche her erfolgt, muss diese besonders wirksam geschützt werden. Dadurch wird der Kontakt des Metalls mit Wasser, Luft, Säuren und Gasen verhindert.

Es gibt verschiedene Möglichkeiten des Korrosionsschutzes:

Korrosionsschutz
Metallische Überzüge
  • Tauchen
  • Metallspritzen
  • Plattieren
  • Galvanisieren
Nichtmetallische Überzüge
  • Anstriche
  • Fetten und Ölen
  • Emaillieren
  • Kunststoffbeschichten
Chemische Schutzschichten
  • Phosphatieren
  • Eloxieren
  • Passivieren
LegierenHerstellen von Werkstoffen aus Mischungen verschiedener Metalle
SchutzanodenHerstellen einer leitenden Verbindung zwischen dem zu schützenden Metall und einem unedleren Metall (z. B. Tanklager, Schiffswände, Brücken)