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Chemie · Klasse 13 · Kapitel

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Elektrische Energie aus chemischen Reaktionen

  • Entdecken Frage, Vorstellung, Bild
  • Merken kommt ins Heft
  • Beispiel vorgerechnet, Schritt für Schritt
  • Üben selbst rechnen
  • Achtung typischer Fehler
  • Weiterdenken zum Knobeln und Vernetzen

○ 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: Eisen in einer Lösung von Fe²⁺-Ionen und Nickel in einer Lösung von Ni²⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?
Schritt für Schritt
  1. Potenziale: Eisen −0,44 V, Nickel −0,26 V.
  2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
  3. Eisen wird oxidiert.
  1. Potenziale: Eisen −0,44 V, Nickel −0,26 V.
  2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
  3. Eisen wird oxidiert.
Ergebnis:
Eisen, es wird oxidiert

AchtungAnode ist immer der Pluspol

So nicht
Wie lautet die Gesamtgleichung des Daniell-Elements → Zn²⁺ + Cu → Zn + Cu²⁺
So richtig
Wie lautet die Gesamtgleichung des Daniell-Elements → Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

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

ÜbenJetzt du

  1. ○1
    Zwei Halbzellen werden mit einer Salzbrücke verbunden: Aluminium in einer Lösung von Al³⁺-Ionen und Silber in einer Lösung von Ag⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?
    So fängst du an:
    Potenziale: Aluminium −1,66 V, Silber +0,80 V.
    Lösung zeigen
    1. Potenziale: Aluminium −1,66 V, Silber +0,80 V.
    2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
    3. Aluminium wird oxidiert.
    Ergebnis:
    Aluminium, es wird oxidiert
  2. ●2
    Zwei Halbzellen werden mit einer Salzbrücke verbunden: Zink in einer Lösung von Zn²⁺-Ionen und Kupfer in einer Lösung von Cu²⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?
    Lösung zeigen
    1. Potenziale: Zink −0,76 V, Kupfer +0,34 V.
    2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
    3. Zink wird oxidiert.
    Ergebnis:
    Zink, es wird oxidiert
  3. ★3
    Wie lautet die Gesamtgleichung des Daniell-Elements?
    Lösung zeigen
    1. Zink wird oxidiert: Zn → Zn²⁺ + 2 e⁻.
    2. Kupferionen werden reduziert: Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu.
    3. Beide Teilgleichungen addiert.
    Ergebnis:
    Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu

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: Magnesium −2,37 V, Kupfer +0,34 V. Welches Metall ist das stärkere Reduktionsmittel, und warum?
Schritt für Schritt
  1. Ein Reduktionsmittel gibt Elektronen ab.
  2. Dazu neigt das Paar mit dem negativeren Potenzial.
  3. Das ist Magnesium.
  1. Ein Reduktionsmittel gibt Elektronen ab.
  2. Dazu neigt das Paar mit dem negativeren Potenzial.
  3. Das ist Magnesium.
Ergebnis:
Magnesium, 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

  1. ○4
    Standardpotenziale: Eisen −0,44 V, Silber +0,80 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 Eisen.
    Ergebnis:
    Eisen, es hat das negativere Potenzial
  2. ●5
    Standardpotenziale: Blei −0,13 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 Blei.
    Ergebnis:
    Blei, es hat das negativere Potenzial
  3. ★6
    Standardpotenziale: Zink −0,76 V, Nickel −0,26 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

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

Silber (+0,80 V) und Zink (−0,76 V) bilden eine Zelle. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung unter Standardbedingungen?
Schritt für Schritt
  1. Akzeptor ist Silber, Donator ist Zink.
  2. U = 0,80 V − (−0,76 V).
  3. U = 1,56 V
  1. Akzeptor ist Silber, Donator ist Zink.
  2. U = 0,80 V − (−0,76 V).
  3. U = 1,56 V
Ergebnis:
1,56 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

  1. ○7
    Eine Zelle aus Eisen (−0,44 V) und Blei (−0,13 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
    So fängst du an:
    Akzeptor: Blei, Donator: Eisen.
    Lösung zeigen
    1. Akzeptor: Blei, Donator: Eisen.
    2. U = −0,13 V − (−0,44 V)
    3. U = 0,31 V
    Ergebnis:
    0,31 V
  2. ●8
    Eine Zelle aus Zink (−0,76 V) und Silber (+0,80 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
    Lösung zeigen
    1. Akzeptor: Silber, Donator: Zink.
    2. U = +0,80 V − (−0,76 V)
    3. U = 1,56 V
    Ergebnis:
    1,56 V
  3. ★9
    Aluminium (−1,66 V) gibt je Atom drei Elektronen ab, Kupfer (+0,34 V) nimmt je Ion zwei auf. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
    Lösung zeigen
    1. Akzeptor Kupfer, Donator Aluminium.
    2. U = 0,34 V − (−1,66 V).
    3. U = 2,00 V, unabhängig von z.
    Ergebnis:
    2,00 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

Wie ordnet man der Akku eines Laptops ein?
Schritt für Schritt
  1. Frage: Kann man die Reaktion durch Strom umkehren?
  2. Werden die Stoffe laufend zugeführt?
  3. Also Sekundärelement.
  1. Frage: Kann man die Reaktion durch Strom umkehren?
  2. Werden die Stoffe laufend zugeführt?
  3. Also Sekundärelement.
Ergebnis:
Sekundärelement

AchtungDie Batterie speichert Elektronen

So nicht
Wie ordnet man der Akku eines Laptops ein → Primärelement
So richtig
Wie ordnet man der Akku eines Laptops ein → Sekundärelement

Nenne, welcher Stoff beim Entladen verbraucht wird. Wenn er aufgebraucht ist, endet der Strom.

ÜbenJetzt du

  1. ○10
    Wie ordnet man ein Lithium-Akku im Elektroauto 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 Sekundärelement.
    Ergebnis:
    Sekundärelement
  2. ●11
    Wie ordnet man der Bleiakku im Auto ein?
    Lösung zeigen
    1. Frage: Kann man die Reaktion durch Strom umkehren?
    2. Werden die Stoffe laufend zugeführt?
    3. Also Sekundärelement.
    Ergebnis:
    Sekundärelement
  3. ★12
    Wie ordnet man eine Knopfzelle in der Armbanduhr ein?
    Lösung zeigen
    1. Frage: Kann man die Reaktion durch Strom umkehren?
    2. Werden die Stoffe laufend zugeführt?
    3. Also Primärelement.
    Ergebnis:
    Primärelement

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

Rostet ein Eisennagel in trockener Luft?
Schritt für Schritt
  1. Prüfe: Sauerstoff, Wasser als Elektrolyt, Lokalelement?
  2. Es fehlt das Wasser als Elektrolyt.
  3. Also rostet es kaum.
  1. Prüfe: Sauerstoff, Wasser als Elektrolyt, Lokalelement?
  2. Es fehlt das Wasser als Elektrolyt.
  3. Also rostet es kaum.
Ergebnis:
Nein, es bleibt weitgehend blank

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

  1. ○13
    Rostet ein Eisennagel unter einer Ölschicht in Wasser, das ausgekocht wurde?
    So fängst du an:
    Prüfe: Sauerstoff, Wasser als Elektrolyt, Lokalelement?
    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
  2. ●14
    Rostet ein Eisennagel in Salzwasser an der Luft?
    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
  3. ★15
    Ein Wassertropfen liegt auf blankem Eisen. Warum rostet es zuerst am Rand?
    Lösung zeigen
    1. Der Rand liegt näher an der Luft.
    2. Dort wird Sauerstoff reduziert: Kathode.
    3. In der Mitte wird Eisen oxidiert, der Rost folgt dort.
    Ergebnis:
    Am Rand kommt mehr Sauerstoff heran, dort ist die Kathode

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

Als Opferanode für Eisen (−0,44 V) stehen Blei (−0,13 V) und Zink (−0,76 V) zur Wahl. Welches Metall eignet sich?
Schritt für Schritt
  1. Vergleiche beide Potenziale mit −0,44 V.
  2. Die Opferanode hat das kleinere Potenzial.
  3. Das trifft auf Zink zu.
  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

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

  1. ○16
    Aluminium (−1,66 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 −1,66 V mit −0,44 V.
    Lösung zeigen
    1. Vergleiche −1,66 V mit −0,44 V.
    2. Das Schutzmetall hat das kleinere Potenzial.
    3. Es gibt die Elektronen ab und schützt.
    Ergebnis:
    Ja, es ist unedler und wird statt des Eisens oxidiert
  2. ●17
    Als Opferanode für Eisen (−0,44 V) stehen Zink (−0,76 V) und Kupfer (+0,34 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
  3. ★18
    Welche Eigenschaft zeigt eine superhydrophobe Oberfläche, und wie schützt sie vor Korrosion?
    Lösung zeigen
    1. Hydrophob heißt wasserabweisend.
    2. Nanostruktur und wasserabweisende Moleküle halten Wasser ab.
    3. Ohne Wasserfilm kein Elektrolyt, also keine Korrosion.
    Ergebnis:
    Wasser perlt ab, es bildet sich kein Elektrolytfilm

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

Was unterscheidet die Elektrolyse von der galvanischen Zelle in der Energiebilanz?
Schritt für Schritt
  1. Galvanische Zelle: freiwillig, liefert Energie.
  2. Elektrolyse: erzwungen, braucht Energie.
  3. Darum braucht sie Gleichspannung von außen.
  1. Galvanische Zelle: freiwillig, liefert Energie.
  2. Elektrolyse: erzwungen, braucht Energie.
  3. Darum braucht sie Gleichspannung von außen.
Ergebnis:
Die Elektrolyse nimmt elektrische Energie auf und erzwingt die Reaktion

AchtungDie Elektrolyse läuft von selbst

So nicht
Bei der Elektrolyse zerfällt die Lösung von selbst, der Strom ist nur zum Messen da.
So richtig
Die Elektrolyse erzwingt eine Reaktion, die nicht freiwillig abläuft. Dafür braucht sie Gleichspannung von außen, mindestens die Zersetzungsspannung.

Nenne, woher die Energie kommt: aus der Zelle oder von außen? Dann entscheide, ob die Reaktion freiwillig oder erzwungen ist.

ÜbenJetzt du

  1. ○19
    Zinkiodidlösung wird mit Graphitelektroden elektrolysiert. Welcher Stoff entsteht an der Anode?
    So fängst du an:
    Die Anode ist der Pluspol.
    Lösung zeigen
    1. Die Anode ist der Pluspol.
    2. Dort wandern die Anionen hin und geben Elektronen ab.
    3. 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻
    Ergebnis:
    Iod
  2. ●20
    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
  3. ★21
    Bleibromidschmelze 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. Pb²⁺ + 2 e⁻ → Pb
    Ergebnis:
    Pb²⁺ + 2 e⁻ → Pb

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

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?
Schritt für Schritt
  1. lg 0,01 = −2
  2. E = +0,34 V + (0,059 V : 2) · (−2)
  3. E = 0,28 V
  1. lg 0,01 = −2
  2. E = +0,34 V + (0,059 V : 2) · (−2)
  3. E = 0,28 V
Ergebnis:
0,28 V

AchtungNernst-Gleichung ohne Logarithmus gerechnet

So nicht
E = 0,34 V + 0,059 V · 0,01 = 0,34 V, die Konzentration ändert fast nichts.
So richtig
E = 0,34 V + (0,059 V : 2) · lg 0,01 = 0,34 V − 0,059 V = 0,28 V.

Berechne zuerst lg c. Setze dann den Wert in die Gleichung ein und teile durch z.

ÜbenJetzt du

  1. ○22
    Ein Strom von 5 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.
    So fängst du an:
    Q = 5 A · 965 s = 4825 C
    Lösung zeigen
    1. Q = 5 A · 965 s = 4825 C
    2. n = 4825 C : (2 · 96.485 C/mol)
    3. m = n · M = 1,60 g
    Ergebnis:
    1,60 g
  2. ●23
    Eine Zinkelektrode taucht in eine Lösung mit c = 0,001 mol/L ihrer Ionen (E° = −0,76 V, z = 2). Welches Potenzial hat sie bei 25 Grad Celsius?
    Lösung zeigen
    1. lg 0,001 = −3
    2. E = −0,76 V + (0,059 V : 2) · (−3)
    3. E = −0,85 V
    Ergebnis:
    −0,85 V
  3. ★24
    Bestimme: Wie groß ist das Potenzial einer Kupferelektrode in einer Lösung mit c(Cu²⁺) = 0,01 mol/L bei 25 Grad Celsius? E° = +0,34 V.
    Lösung zeigen
    1. E = E° + (0,059 V : z) · lg c.
    2. z = 2, lg 0,01 = −2.
    3. E = 0,34 V − 0,059 V = 0,28 V.
    Ergebnis:
    0,28 V

Vermischte Übungen

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

Üben

  1. ●25
    Zwei Halbzellen werden mit einer Salzbrücke verbunden: Blei in einer Lösung von Pb²⁺-Ionen und Kupfer in einer Lösung von Cu²⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?
    Lösung zeigen
    1. Potenziale: Blei −0,13 V, Kupfer +0,34 V.
    2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
    3. Blei wird oxidiert.
    Ergebnis:
    Blei, es wird oxidiert
  2. ●26
    Standardpotenziale: Eisen −0,44 V, Nickel −0,26 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
  3. ●27
    Eine Zelle aus Zink (−0,76 V) und Blei (−0,13 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
    Lösung zeigen
    1. Akzeptor: Blei, Donator: Zink.
    2. U = −0,13 V − (−0,76 V)
    3. U = 0,63 V
    Ergebnis:
    0,63 V
  4. ●28
    Welche Reaktion läuft in der Brennstoffzelle an der Kathode ab?
    Lösung zeigen
    1. An der Kathode wird reduziert.
    2. Reduziert wird der Sauerstoff.
    3. Er nimmt die Elektronen aus dem äußeren Stromkreis auf.
    Ergebnis:
    Sauerstoff nimmt Elektronen auf und wird reduziert
  5. ●29
    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
  6. ●30
    Als Opferanode für Eisen (−0,44 V) stehen Zink (−0,76 V) und Blei (−0,13 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

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

  1. Ich beschreibe Bau und Arbeitsweise des Daniell-Elements.

    31
    Zwei Halbzellen werden mit einer Salzbrücke verbunden: Nickel in einer Lösung von Ni²⁺-Ionen und Blei in einer Lösung von Pb²⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Nickel, es wird oxidiert

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

    32
    Standardpotenziale: Magnesium −2,37 V, Silber +0,80 V. Welches Metall ist das stärkere Reduktionsmittel, und warum?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Magnesium, es hat das negativere Potenzial

  3. Ich berechne die Zellspannung unter Standardbedingungen.

    33
    Eine Zelle aus Eisen (−0,44 V) und Kupfer (+0,34 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    0,78 V

  4. Ich unterscheide Primärelement, Sekundärelement und Brennstoffzelle.

    34
    Wie ordnet man eine Zink-Luft-Zelle im Hörgerät ein?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Primärelement

  5. Ich erkläre Lokalelement sowie Sauerstoff- und Säurekorrosion.

    35
    Rostet ein Eisennagel unter einer Ölschicht in Wasser, das ausgekocht wurde?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Nein, es bleibt weitgehend blank

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

    36
    Als Opferanode für Eisen (−0,44 V) stehen Aluminium (−1,66 V) und Nickel (−0,26 V) zur Wahl. Welches Metall eignet sich?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Aluminium, es ist unedler als Eisen

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

    37
    Eine Kupferchloridlösung wird elektrolysiert. Wohin wandern die Chloridionen, und was geschieht dort?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Zur Anode, sie werden zu Chlor oxidiert

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

    38
    Bestimme: Wie viel Zink (65 g/mol) scheidet ein Strom von 2 A in 965 s aus einer Zn²⁺-Lösung ab? F = 96.485 C/mol.
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    0,65 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

  1. Aluminium, es wird oxidiert
  2. Zink, es wird oxidiert
  3. Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu
  4. Eisen, es hat das negativere Potenzial
  5. Blei, es hat das negativere Potenzial
  6. Zink, es hat das negativere Potenzial
  7. 0,31 V
  8. 1,56 V
  9. 2,00 V
  10. Sekundärelement
  11. Sekundärelement
  12. Primärelement
  13. Nein, es bleibt weitgehend blank
  14. Ja, es läuft eine Korrosion ab
  15. Am Rand kommt mehr Sauerstoff heran, dort ist die Kathode
  16. Ja, es ist unedler und wird statt des Eisens oxidiert
  17. Zink, es ist unedler als Eisen
  18. Wasser perlt ab, es bildet sich kein Elektrolytfilm
  19. Iod
  20. Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
  21. Pb²⁺ + 2 e⁻ → Pb
  22. 1,60 g
  23. −0,85 V
  24. 0,28 V
  25. Blei, es wird oxidiert
  26. Eisen, es hat das negativere Potenzial
  27. 0,63 V
  28. Sauerstoff nimmt Elektronen auf und wird reduziert
  29. Ja, es läuft eine Korrosion ab
  30. Zink, es ist unedler als Eisen
  31. Nickel, es wird oxidiert
  32. Magnesium, es hat das negativere Potenzial
  33. 0,78 V
  34. Primärelement
  35. Nein, es bleibt weitgehend blank
  36. Aluminium, es ist unedler als Eisen
  37. Zur Anode, sie werden zu Chlor oxidiert
  38. 0,65 g