Chemie · Klasse 13 · Kapitel

Elektrische Energie aus chemischen Reaktionen

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○ mit Starthilfe, ● für alle, ★ zum Weiterdenken. Du wählst mindestens eine ★-Aufgabe. Du rechnest ins Heft.

1Ich beschreibe Bau und Arbeitsweise des Daniell-Elements.

MerkenDaniell-Element

Zink wird oxidiert (Minuspol), Kupferionen werden reduziert (Pluspol).

Elektronen fließen im Draht, Ionen in der Lösung.

BeispielDaniell-Element: Bau und Arbeitsweise

Zwei Halbzellen werden mit einer Salzbrücke verbunden: Magnesium in einer Lösung von Mg²⁺-Ionen und Silber in einer Lösung von Ag⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?

Schritt für Schritt

Potenziale: Magnesium −2,37 V, Silber +0,80 V.
Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
Magnesium wird oxidiert.

Potenziale: Magnesium −2,37 V, Silber +0,80 V.
Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
Magnesium wird oxidiert.

Ergebnis:

Magnesium, es wird oxidiert

AchtungAnode ist immer der Pluspol

So nicht

Die Anode ist der Pluspol, in jeder Zelle.

So richtig

An der Anode wird oxidiert. In der galvanischen Zelle ist sie der Minuspol, in der Elektrolysezelle der Pluspol.

Frag zuerst: Wo werden Elektronen abgegeben? Dort ist die Anode, egal welches Vorzeichen sie hat.

ÜbenJetzt du

○1
Zwei Halbzellen werden mit einer Salzbrücke verbunden: Aluminium in einer Lösung von Al³⁺-Ionen und Eisen in einer Lösung von Fe²⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?
So fängst du an:
Potenziale: Aluminium −1,66 V, Eisen −0,44 V.
Lösung zeigen
1. Potenziale: Aluminium −1,66 V, Eisen −0,44 V.
2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
3. Aluminium wird oxidiert.
Ergebnis:
Aluminium, es wird oxidiert
●2
Im Daniell-Element fließen Elektronen im äußeren Stromkreis. Von welcher Elektrode zu welcher?
Lösung zeigen
1. Das unedlere Metall gibt Elektronen ab.
2. Das ist Zink, der Minuspol.
3. Im Draht fließen sie zur Kupferelektrode.
Ergebnis:
Von der Zinkelektrode zur Kupferelektrode
★3
Zwei Halbzellen werden mit einer Salzbrücke verbunden: Eisen in einer Lösung von Fe²⁺-Ionen und Kupfer in einer Lösung von Cu²⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?
Lösung zeigen
1. Potenziale: Eisen −0,44 V, Kupfer +0,34 V.
2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
3. Eisen wird oxidiert.
Ergebnis:
Eisen, es wird oxidiert

2Ich ermittle Standardelektrodenpotenziale mit der Standardwasserstoff-Elektrode und lese die Spannungsreihe.

MerkenSpannungsreihe

Die Standardwasserstoff-Elektrode hat 0 V. Negativer heißt: gibt Elektronen leichter ab.

BeispielStandardpotenziale und Spannungsreihe

Standardpotenziale: Aluminium −1,66 V, Blei −0,13 V. Welches Metall ist das stärkere Reduktionsmittel, und warum?

Schritt für Schritt

Ein Reduktionsmittel gibt Elektronen ab.
Dazu neigt das Paar mit dem negativeren Potenzial.
Das ist Aluminium.

Ein Reduktionsmittel gibt Elektronen ab.
Dazu neigt das Paar mit dem negativeren Potenzial.
Das ist Aluminium.

Ergebnis:

Aluminium, es hat das negativere Potenzial

AchtungDonator und Akzeptor vertauscht

So nicht

Zink ist edler, also ist Zink der Akzeptor: −0,76 V − 0,34 V = −1,10 V.

So richtig

Das Redoxpaar mit dem kleineren E° gibt Elektronen ab (Donator). Die Zellspannung ist positiv: 0,34 V − (−0,76 V) = 1,10 V.

Ordne beide Paare in der Spannungsreihe. Das untere gibt Elektronen ab, das obere nimmt sie auf.

ÜbenJetzt du

○4
Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Blei −0,13 V. Welches Metall ist das stärkere Reduktionsmittel, und warum?
So fängst du an:
Ein Reduktionsmittel gibt Elektronen ab.
Lösung zeigen
1. Ein Reduktionsmittel gibt Elektronen ab.
2. Dazu neigt das Paar mit dem negativeren Potenzial.
3. Das ist Zink.
Ergebnis:
Zink, es hat das negativere Potenzial
●5
Standardpotenziale: Eisen −0,44 V, Kupfer +0,34 V. Welches Metall ist das stärkere Reduktionsmittel, und warum?
Lösung zeigen
1. Ein Reduktionsmittel gibt Elektronen ab.
2. Dazu neigt das Paar mit dem negativeren Potenzial.
3. Das ist Eisen.
Ergebnis:
Eisen, es hat das negativere Potenzial
★6
Warum wählt man für Standardbedingungen immer 1 mol/L der Ionen und 25 Grad Celsius?
Lösung zeigen
1. Das Potenzial ändert sich mit der Konzentration.
2. Gleiche Bedingungen machen Werte vergleichbar.
3. Deshalb sind alle Standardpotenziale für 1 mol/L angegeben.
Ergebnis:
Damit die Potenziale vergleichbar sind

3Ich berechne die Zellspannung unter Standardbedingungen.

MerkenZellspannung

U = E°(Akzeptor) − E°(Donator), jedes Potenzial einmal.

Daniell: 0,34 V − (−0,76 V) = 1,10 V.

BeispielZellspannung berechnen

Eine Zelle aus Zink (−0,76 V) und Kupfer (+0,34 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?

Schritt für Schritt

Akzeptor: Kupfer, Donator: Zink.
U = +0,34 V − (−0,76 V)
U = 1,10 V

Akzeptor: Kupfer, Donator: Zink.
U = +0,34 V − (−0,76 V)
U = 1,10 V

Ergebnis:

1,10 V

AchtungStandardpotenziale werden addiert

So nicht

Zink −0,76 V und Kupfer +0,34 V ergeben −0,42 V.

So richtig

Zellspannung ist Akzeptor minus Donator: 0,34 V − (−0,76 V) = 1,10 V.

Bestimme erst den Akzeptor, dann den Donator. Rechne E° des Akzeptors minus E° des Donators.

ÜbenJetzt du

○7
Eine Zelle aus Magnesium (−2,37 V) und Aluminium (−1,66 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
So fängst du an:
Akzeptor: Aluminium, Donator: Magnesium.
Lösung zeigen
1. Akzeptor: Aluminium, Donator: Magnesium.
2. U = −1,66 V − (−2,37 V)
3. U = 0,71 V
Ergebnis:
0,71 V
●8
Silber (+0,80 V) und Zink (−0,76 V) bilden eine Zelle. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung unter Standardbedingungen?
Lösung zeigen
1. Akzeptor ist Silber, Donator ist Zink.
2. U = 0,80 V − (−0,76 V).
3. U = 1,56 V
Ergebnis:
1,56 V
★9
Eine Zelle liefert 0,50 V. Das Potenzial des Donators ist −0,26 V. Bestimme: Wie groß ist das Potenzial des Akzeptors?
Lösung zeigen
1. U = E(Akzeptor) − E(Donator), also E(Akzeptor) = U + E(Donator).
2. E(Akzeptor) = 0,50 V + (−0,26 V).
3. E(Akzeptor) = 0,24 V
Ergebnis:
0,24 V

4Ich unterscheide Primärelement, Sekundärelement und Brennstoffzelle.

MerkenSpannungsquellen

Primärelemente sind nicht ladbar.

Akkus lädt Strom von außen. Brennstoffzellen bekommen Stoffe laufend zugeführt.

BeispielPrimär-, Sekundärelement und Brennstoffzelle

Was geschieht beim Entladen eines Bleiakkus, wenn er Strom abgibt?

Schritt für Schritt

Beim Entladen läuft die freiwillige Reaktion.
Dabei werden Blei und Bleioxid verbraucht.
Die Spannung sinkt, wenn die Stoffe weniger werden.

Beim Entladen läuft die freiwillige Reaktion.
Dabei werden Blei und Bleioxid verbraucht.
Die Spannung sinkt, wenn die Stoffe weniger werden.

Ergebnis:

Ein Stoff wird verbraucht, die Spannung sinkt allmählich

AchtungBeim Laden läuft dieselbe Reaktion weiter

So nicht

Wie ordnet man eine Zink-Kohle-Batterie in der Taschenlampe ein → Sekundärelement

So richtig

Wie ordnet man eine Zink-Kohle-Batterie in der Taschenlampe ein → Primärelement

Schreib die Entladereaktion auf und kehre sie um. Wer erzwingt die Umkehr?

ÜbenJetzt du

○10
Wie ordnet man eine Zink-Kohle-Batterie in der Taschenlampe ein?
So fängst du an:
Frage: Kann man die Reaktion durch Strom umkehren?
Lösung zeigen
1. Frage: Kann man die Reaktion durch Strom umkehren?
2. Werden die Stoffe laufend zugeführt?
3. Also Primärelement.
Ergebnis:
Primärelement
●11
Wie ordnet man ein Lithium-Akku im Elektroauto ein?
Lösung zeigen
1. Frage: Kann man die Reaktion durch Strom umkehren?
2. Werden die Stoffe laufend zugeführt?
3. Also Sekundärelement.
Ergebnis:
Sekundärelement
★12
Wie ordnet man eine Brennstoffzelle mit Methanol in einem Camping-Stromgerät ein?
Lösung zeigen
1. Frage: Kann man die Reaktion durch Strom umkehren?
2. Werden die Stoffe laufend zugeführt?
3. Also Brennstoffzelle.
Ergebnis:
Brennstoffzelle

5Ich erkläre Lokalelement sowie Sauerstoff- und Säurekorrosion.

MerkenKorrosion

Im Wasserfilm bildet sich ein Lokalelement.

An der Anode wird Eisen oxidiert, an der Kathode Sauerstoff oder H₃O⁺ reduziert.

BeispielLokalelement, Sauerstoff- und Säurekorrosion

Welche Bedingungen braucht das Rosten von Eisen mindestens?

Schritt für Schritt

Rost ist die Reaktion von Eisen mit Sauerstoff.
Dazu braucht es Ionen im Wasserfilm als Elektrolyt.
Beides muss da sein.

Rost ist die Reaktion von Eisen mit Sauerstoff.
Dazu braucht es Ionen im Wasserfilm als Elektrolyt.
Beides muss da sein.

Ergebnis:

Sauerstoff und Wasser als Elektrolytfilm

AchtungRosten braucht nur Sauerstoff

So nicht

Rostet ein Eisennagel in Salzwasser an der Luft → Nein, es bleibt weitgehend blank

So richtig

Rostet ein Eisennagel in Salzwasser an der Luft → Ja, es läuft eine Korrosion ab

Sieh dir die Nägel im Versuch an: Welche Bedingung fehlt bei den Nägeln, die nicht rosten?

ÜbenJetzt du

○13
Rostet ein Eisennagel in Salzwasser an der Luft?
So fängst du an:
Prüfe: Sauerstoff, Wasser als Elektrolyt, Lokalelement?
Lösung zeigen
1. Prüfe: Sauerstoff, Wasser als Elektrolyt, Lokalelement?
2. Die Ionen im Salzwasser leiten besser, die Korrosion läuft schneller.
3. Also rostet es.
Ergebnis:
Ja, es läuft eine Korrosion ab
●14
Rostet ein Eisennagel unter einer Ölschicht in Wasser, das ausgekocht wurde?
Lösung zeigen
1. Prüfe: Sauerstoff, Wasser als Elektrolyt, Lokalelement?
2. Es fehlt der Sauerstoff.
3. Also rostet es kaum.
Ergebnis:
Nein, es bleibt weitgehend blank
★15
Rostet ein Eisennagel mit Kupferdraht in Salzwasser?
Lösung zeigen
1. Prüfe: Sauerstoff, Wasser als Elektrolyt, Lokalelement?
2. Das Eisen ist unedler als Kupfer und wird verstärkt oxidiert.
3. Also rostet es.
Ergebnis:
Ja, es läuft eine Korrosion ab

6Ich begründe Korrosionsschutz mit Opferanode und kenne ein Nanomaterial als Schutz.

MerkenKorrosionsschutz

Das unedlere Metall wird statt des edleren oxidiert (Opferanode).

Superhydrophobe Schichten halten den Wasserfilm fern.

BeispielKorrosionsschutz: Opferanode und Nanomaterial

Zink (−0,76 V) wird leitend mit Eisen (−0,44 V) verbunden und kommt mit Salzwasser in Berührung. Schützt es das Eisen als Opferanode?

Schritt für Schritt

Vergleiche −0,76 V mit −0,44 V.
Das Schutzmetall hat das kleinere Potenzial.
Es gibt die Elektronen ab und schützt.

Vergleiche −0,76 V mit −0,44 V.
Das Schutzmetall hat das kleinere Potenzial.
Es gibt die Elektronen ab und schützt.

Ergebnis:

Ja, es ist unedler und wird statt des Eisens oxidiert

AchtungDas edlere Metall schützt das unedlere

So nicht

Man verbindet Eisen mit Kupfer, dann ist das Eisen geschützt.

So richtig

Es schützt das unedlere Metall: Zink oder Magnesium wird statt Eisen oxidiert (Opferanode). Mit Kupfer rostet das Eisen schneller.

Ordne Eisen und das Schutzmetall in der Spannungsreihe. Das mit dem kleineren Potenzial wird oxidiert.

ÜbenJetzt du

○16
Silber (+0,80 V) wird leitend mit Eisen (−0,44 V) verbunden und kommt mit Salzwasser in Berührung. Schützt es das Eisen als Opferanode?
So fängst du an:
Vergleiche +0,80 V mit −0,44 V.
Lösung zeigen
1. Vergleiche +0,80 V mit −0,44 V.
2. Das Schutzmetall hat das größere Potenzial.
3. Dann gibt das Eisen die Elektronen ab.
Ergebnis:
Nein, es ist edler und das Eisen wird stärker angegriffen
●17
Als Opferanode für Eisen (−0,44 V) stehen Kupfer (+0,34 V) und Magnesium (−2,37 V) zur Wahl. Welches Metall eignet sich?
Lösung zeigen
1. Vergleiche beide Potenziale mit −0,44 V.
2. Die Opferanode hat das kleinere Potenzial.
3. Das trifft auf Magnesium zu.
Ergebnis:
Magnesium, es ist unedler als Eisen
★18
Kupfer (+0,34 V) wird leitend mit Eisen (−0,44 V) verbunden und kommt mit Salzwasser in Berührung. Schützt es das Eisen als Opferanode?
Lösung zeigen
1. Vergleiche +0,34 V mit −0,44 V.
2. Das Schutzmetall hat das größere Potenzial.
3. Dann gibt das Eisen die Elektronen ab.
Ergebnis:
Nein, es ist edler und das Eisen wird stärker angegriffen

7Ich erkläre die Grundlagen der Elektrolyse und ein technisches Beispiel.

MerkenElektrolyse

Die Elektrolyse erzwingt eine Reaktion durch Gleichspannung.

An der Kathode wird reduziert, an der Anode oxidiert.

BeispielElektrolyse: Grundlagen und technisches Beispiel

Nickelchloridlösung wird mit Graphitelektroden elektrolysiert. Welcher Stoff entsteht an der Anode?

Schritt für Schritt

Die Anode ist der Pluspol.
Dort wandern die Anionen hin und geben Elektronen ab.
2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻

Die Anode ist der Pluspol.
Dort wandern die Anionen hin und geben Elektronen ab.
2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻

Ergebnis:

Chlor

AchtungKathode und Anode vertauscht bei der Elektrolyse

So nicht

Die Anionen wandern zur Kathode, weil dort die Reduktion stattfindet.

So richtig

Anionen wandern zur Anode und werden dort oxidiert. Kationen wandern zur Kathode und werden dort reduziert.

Markiere erst die Pole der Spannungsquelle. Zeichne dann, wohin Kationen und Anionen wandern.

ÜbenJetzt du

○19
Kupferbromidlösung wird mit Graphitelektroden elektrolysiert. Welche Teilgleichung beschreibt die Kathode?
So fängst du an:
Die Kathode ist der Minuspol.
Lösung zeigen
1. Die Kathode ist der Minuspol.
2. Dort wandern die Kationen hin und nehmen Elektronen auf.
3. Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
Ergebnis:
Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
●20
Eine Kupferchloridlösung wird elektrolysiert. Wohin wandern die Chloridionen, und was geschieht dort?
Lösung zeigen
1. Chloridionen sind negativ.
2. Sie wandern zum Pluspol, der Anode.
3. Dort wird oxidiert: 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻.
Ergebnis:
Zur Anode, sie werden zu Chlor oxidiert
★21
Bei einer Elektrolyse beginnt der Strom erst oberhalb einer Mindestspannung zu fließen. Wie heißt sie?
Lösung zeigen
1. Ohne Mindestspannung fließt kein Dauerstrom.
2. Sie entspricht der Spannung der umgekehrten Zelle.
3. Der Name: Zersetzungsspannung.
Ergebnis:
Zersetzungsspannung

8Ich wende die Nernst-Gleichung und die Faraday-Gesetze an (Leistungskurs).

MerkenBerechnungen

Nernst: E = E° + (0,059 V : z) · lg c(Ox) : c(Red).

Faraday: n = I · t : (z · F), F = 96.485 C/mol.

BeispielNernst-Gleichung und Faraday-Gesetze

Ein Strom von 1 A fließt 3860 s lang durch eine Lösung der Nickelionen mit der Ladungszahl 2. Bestimme: Wie viel Gramm Nickel scheiden sich ab? M = 59 g/mol, F = 96.485 C/mol.

Schritt für Schritt

Q = 1 A · 3860 s = 3860 C
n = 3860 C : (2 · 96.485 C/mol)
m = n · M = 1,18 g

Q = 1 A · 3860 s = 3860 C
n = 3860 C : (2 · 96.485 C/mol)
m = n · M = 1,18 g

Ergebnis:

1,18 g

AchtungDie Ladungszahl z in der Faraday-Rechnung fehlt

So nicht

n = I · t : F, also 0,010 mol Zink bei 1930 C.

So richtig

n = I · t : (z · F). Zink gibt 2 Elektronen je Ion ab, also 1930 C : (2 · 96.485 C/mol) = 0,010 mol.

Schreib die Teilgleichung auf. Wie viele Elektronen gehören zu einem Teilchen? Diese Zahl ist z.

ÜbenJetzt du

○22
Eine Kupferelektrode taucht in eine Lösung mit c = 0,01 mol/L ihrer Ionen (E° = +0,34 V, z = 2). Bestimme: Welches Potenzial hat sie bei 25 Grad Celsius?
So fängst du an:
lg 0,01 = −2
Lösung zeigen
1. lg 0,01 = −2
2. E = +0,34 V + (0,059 V : 2) · (−2)
3. E = 0,28 V
Ergebnis:
0,28 V
●23
Ein Strom von 2 A fließt 1930 s lang durch eine Lösung der Nickelionen mit der Ladungszahl 2. Bestimme: Wie viel Gramm Nickel scheiden sich ab? M = 59 g/mol, F = 96.485 C/mol.
Lösung zeigen
1. Q = 2 A · 1930 s = 3860 C
2. n = 3860 C : (2 · 96.485 C/mol)
3. m = n · M = 1,18 g
Ergebnis:
1,18 g
★24
Dieselbe Ladung scheidet Silber (z = 1) und Kupfer (z = 2) ab. In welchem Verhältnis stehen die Stoffmengen n(Ag) : n(Cu)?
Lösung zeigen
1. n = Q : (z · F).
2. Bei gleicher Ladung ist n umgekehrt proportional zu z.
3. n(Ag) : n(Cu) = 2 : 1
Ergebnis:
2 : 1

Vermischte Übungen

Alles durcheinander – wie in der Arbeit. Überleg bei jeder Aufgabe zuerst: Welches Ziel ist das?

Üben

●25
Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Eisen −0,44 V. Welches Metall ist das stärkere Reduktionsmittel, und warum?
Lösung zeigen
1. Ein Reduktionsmittel gibt Elektronen ab.
2. Dazu neigt das Paar mit dem negativeren Potenzial.
3. Das ist Zink.
Ergebnis:
Zink, es hat das negativere Potenzial
●26
Eine Zelle aus Aluminium (−1,66 V) und Zink (−0,76 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
Lösung zeigen
1. Akzeptor: Zink, Donator: Aluminium.
2. U = −0,76 V − (−1,66 V)
3. U = 0,90 V
Ergebnis:
0,90 V
●27
Wie ordnet man der Akku eines Laptops ein?
Lösung zeigen
1. Frage: Kann man die Reaktion durch Strom umkehren?
2. Werden die Stoffe laufend zugeführt?
3. Also Sekundärelement.
Ergebnis:
Sekundärelement
●28
Rostet ein Eisennagel in Salzsäure?
Lösung zeigen
1. Prüfe: Sauerstoff, Wasser als Elektrolyt, Lokalelement?
2. In Säure wird H₃O⁺ reduziert, das Eisen löst sich auch ohne Sauerstoff.
3. Also rostet es.
Ergebnis:
Ja, es läuft eine Korrosion ab
●29
Als Opferanode für Eisen (−0,44 V) stehen Zink (−0,76 V) und Nickel (−0,26 V) zur Wahl. Welches Metall eignet sich?
Lösung zeigen
1. Vergleiche beide Potenziale mit −0,44 V.
2. Die Opferanode hat das kleinere Potenzial.
3. Das trifft auf Zink zu.
Ergebnis:
Zink, es ist unedler als Eisen
●30
Kupferchloridlösung wird mit Graphitelektroden elektrolysiert. Welche Teilgleichung beschreibt die Kathode?
Lösung zeigen
1. Die Kathode ist der Minuspol.
2. Dort wandern die Kationen hin und nehmen Elektronen auf.
3. Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
Ergebnis:
Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu

Auf einen Blick

MerkenDas Wichtigste

Daniell-Element: Zink wird oxidiert (Minuspol), Kupferionen werden reduziert (Pluspol).
Spannungsreihe: Die Standardwasserstoff-Elektrode hat 0 V. Negativer heißt: gibt Elektronen leichter ab.
Zellspannung: U = E°(Akzeptor) − E°(Donator), jedes Potenzial einmal.
Spannungsquellen: Primärelemente sind nicht ladbar.
Korrosion: Im Wasserfilm bildet sich ein Lokalelement.
Korrosionsschutz: Das unedlere Metall wird statt des edleren oxidiert (Opferanode).
Elektrolyse: Die Elektrolyse erzwingt eine Reaktion durch Gleichspannung.
Berechnungen: Nernst: E = E° + (0,059 V : z) · lg c(Ox) : c(Red).

Kannst du das?

Je Ziel eine Aufgabe. Rechne sie ins Heft, dann kreuz ehrlich an. Keine Punkte, keine Note – der Test ist für dich.

ÜbenSelbsttest

Ich beschreibe Bau und Arbeitsweise des Daniell-Elements.
31
Welche Vorgänge laufen in der Kupferhalbzelle des Daniell-Elements ab?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Kupferionen werden zu Kupfer reduziert, die Elektrode wird schwerer
Ich ermittle Standardelektrodenpotenziale mit der Standardwasserstoff-Elektrode und lese die Spannungsreihe.
32
Standardpotenziale: Aluminium −1,66 V, Kupfer +0,34 V. Welches Metall ist das stärkere Reduktionsmittel, und warum?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Aluminium, es hat das negativere Potenzial
Ich berechne die Zellspannung unter Standardbedingungen.
33
Eine Zelle aus Aluminium (−1,66 V) und Eisen (−0,44 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
Lösung zeigen
Ergebnis:
1,22 V
Ich unterscheide Primärelement, Sekundärelement und Brennstoffzelle.
34
Wie ordnet man eine Wasserstoff-Brennstoffzelle im Bus ein?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Brennstoffzelle
Ich erkläre Lokalelement sowie Sauerstoff- und Säurekorrosion.
35
Rostet ein Eisennagel in Paraffinöl?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Nein, es bleibt weitgehend blank
Ich begründe Korrosionsschutz mit Opferanode und kenne ein Nanomaterial als Schutz.
36
Als Opferanode für Eisen (−0,44 V) stehen Blei (−0,13 V) und Aluminium (−1,66 V) zur Wahl. Welches Metall eignet sich?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Aluminium, es ist unedler als Eisen
Ich erkläre die Grundlagen der Elektrolyse und ein technisches Beispiel.
37
Kupferchloridlösung wird mit Graphitelektroden elektrolysiert. Welche Teilgleichung beschreibt die Kathode?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
Ich wende die Nernst-Gleichung und die Faraday-Gesetze an (Leistungskurs).
38
Ein Strom von 1 A fließt 965 s lang durch eine Lösung der Kupferionen mit der Ladungszahl 2. Bestimme: Wie viel Gramm Kupfer scheiden sich ab? M = 64 g/mol, F = 96.485 C/mol.
Lösung zeigen
Ergebnis:
0,32 g

Bei „unsicher“ oder „noch nicht“: Lies den Abschnitt zum Ziel noch einmal und rechne seine drei Aufgaben.

Wörter

Gleichung: zwei Rechnungen, die gleich viel wert sind

Lösungen

Aluminium, es wird oxidiert
Von der Zinkelektrode zur Kupferelektrode
Eisen, es wird oxidiert
Zink, es hat das negativere Potenzial
Eisen, es hat das negativere Potenzial
Damit die Potenziale vergleichbar sind
0,71 V
1,56 V
0,24 V
Primärelement
Sekundärelement
Brennstoffzelle
Ja, es läuft eine Korrosion ab
Nein, es bleibt weitgehend blank
Ja, es läuft eine Korrosion ab
Nein, es ist edler und das Eisen wird stärker angegriffen
Magnesium, es ist unedler als Eisen
Nein, es ist edler und das Eisen wird stärker angegriffen
Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
Zur Anode, sie werden zu Chlor oxidiert
Zersetzungsspannung
0,28 V
1,18 g
2 : 1
Zink, es hat das negativere Potenzial
0,90 V
Sekundärelement
Ja, es läuft eine Korrosion ab
Zink, es ist unedler als Eisen
Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
Kupferionen werden zu Kupfer reduziert, die Elektrode wird schwerer
Aluminium, es hat das negativere Potenzial
1,22 V
Brennstoffzelle
Nein, es bleibt weitgehend blank
Aluminium, es ist unedler als Eisen
Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
0,32 g