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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: Zink in einer Lösung von Zn²⁺-Ionen und Eisen in einer Lösung von Fe²⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?
Schritt für Schritt
  1. Potenziale: Zink −0,76 V, Eisen −0,44 V.
  2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
  3. Zink wird oxidiert.
  1. Potenziale: Zink −0,76 V, Eisen −0,44 V.
  2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
  3. Zink wird oxidiert.
Ergebnis:
Zink, 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: Eisen in einer Lösung von Fe²⁺-Ionen und Blei in einer Lösung von Pb²⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?
    So fängst du an:
    Potenziale: Eisen −0,44 V, Blei −0,13 V.
    Lösung zeigen
    1. Potenziale: Eisen −0,44 V, Blei −0,13 V.
    2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
    3. Eisen wird oxidiert.
    Ergebnis:
    Eisen, es wird oxidiert
  2. ●2
    Zwei Halbzellen werden mit einer Salzbrücke verbunden: Kupfer in einer Lösung von Cu²⁺-Ionen und Silber in einer Lösung von Ag⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?
    Lösung zeigen
    1. Potenziale: Kupfer +0,34 V, Silber +0,80 V.
    2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
    3. Kupfer wird oxidiert.
    Ergebnis:
    Kupfer, 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: Zink −0,76 V, Eisen −0,44 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 Zink.
  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

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: Aluminium −1,66 V, Kupfer +0,34 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 Aluminium.
    Ergebnis:
    Aluminium, es hat das negativere Potenzial
  2. ●5
    Standardpotenziale: Nickel −0,26 V, Blei −0,13 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 Nickel.
    Ergebnis:
    Nickel, es hat das negativere Potenzial
  3. ★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 Aluminium (−1,66 V) und Silber (+0,80 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
Schritt für Schritt
  1. Akzeptor: Silber, Donator: Aluminium.
  2. U = +0,80 V − (−1,66 V)
  3. U = 2,46 V
  1. Akzeptor: Silber, Donator: Aluminium.
  2. U = +0,80 V − (−1,66 V)
  3. U = 2,46 V
Ergebnis:
2,46 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
    In einer Zelle gibt Eisen (−0,44 V) Elektronen an Kupferionen (+0,34 V) ab. Bestimme: Welche Spannung liefert sie?
    So fängst du an:
    Akzeptor ist Kupfer, Donator ist Eisen.
    Lösung zeigen
    1. Akzeptor ist Kupfer, Donator ist Eisen.
    2. U = 0,34 V − (−0,44 V).
    3. U = 0,78 V
    Ergebnis:
    0,78 V
  2. ●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
  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

Was geschieht beim Entladen eines Bleiakkus, wenn er Strom abgibt?
Schritt für Schritt
  1. Beim Entladen läuft die freiwillige Reaktion.
  2. Dabei werden Blei und Bleioxid verbraucht.
  3. Die Spannung sinkt, wenn die Stoffe weniger werden.
  1. Beim Entladen läuft die freiwillige Reaktion.
  2. Dabei werden Blei und Bleioxid verbraucht.
  3. 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 Lithium-Batterie im Rauchmelder ein → Sekundärelement
So richtig
Wie ordnet man eine Lithium-Batterie im Rauchmelder ein → Primärelement

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

ÜbenJetzt du

  1. ○10
    Wie ordnet man eine Lithium-Batterie im Rauchmelder 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
  2. ●11
    Wie ordnet man eine Alkali-Mangan-Batterie in der Fernbedienung ein?
    Lösung zeigen
    1. Frage: Kann man die Reaktion durch Strom umkehren?
    2. Werden die Stoffe laufend zugeführt?
    3. Also Primärelement.
    Ergebnis:
    Primärelement
  3. ★12
    Warum kann man eine Brennstoffzelle theoretisch unbegrenzt betreiben, eine Batterie nicht?
    Lösung zeigen
    1. In der Batterie sind die Reaktionsstoffe begrenzt.
    2. In der Brennstoffzelle strömen sie von außen nach.
    3. Solange Wasserstoff und Sauerstoff kommen, fließt Strom.
    Ergebnis:
    Die Reaktionspartner werden von außen laufend zugeführt

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
  1. Rost ist die Reaktion von Eisen mit Sauerstoff.
  2. Dazu braucht es Ionen im Wasserfilm als Elektrolyt.
  3. Beides muss da sein.
  1. Rost ist die Reaktion von Eisen mit Sauerstoff.
  2. Dazu braucht es Ionen im Wasserfilm als Elektrolyt.
  3. 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

  1. ○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
  2. ●14
    Warum korrodiert Eisen in sauren Lösungen stärker?
    Lösung zeigen
    1. Eisen ist unedler als Wasserstoff.
    2. In Säuren sind viele H₃O⁺ vorhanden.
    3. Sie nehmen die Elektronen auf und werden zu H₂.
    Ergebnis:
    H₃O⁺-Ionen werden zu Wasserstoff reduziert
  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
    Als Opferanode für Eisen (−0,44 V) stehen Zink (−0,76 V) und Silber (+0,80 V) zur Wahl. Welches Metall eignet sich?
    So fängst du an:
    Vergleiche beide Potenziale mit −0,44 V.
    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
  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

Bei der Chlor-Alkali-Elektrolyse entsteht neben Chlor ein Stoff, der als Lauge genutzt wird. Welcher?
Schritt für Schritt
  1. Kathode: Wasser wird reduziert, es entstehen H₂ und OH⁻.
  2. Anode: Chlorid wird zu Cl₂ oxidiert.
  3. Übrig bleiben Na⁺ und OH⁻: Natronlauge.
  1. Kathode: Wasser wird reduziert, es entstehen H₂ und OH⁻.
  2. Anode: Chlorid wird zu Cl₂ oxidiert.
  3. Übrig bleiben Na⁺ und OH⁻: Natronlauge.
Ergebnis:
Natronlauge

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

  1. ○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
  2. ●20
    Was unterscheidet die Elektrolyse von der galvanischen Zelle in der Energiebilanz?
    Lösung zeigen
    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
  3. ★21
    Bleibromidschmelze wird mit Graphitelektroden elektrolysiert. Welcher Stoff entsteht an der Anode?
    Lösung zeigen
    1. Die Anode ist der Pluspol.
    2. Dort wandern die Anionen hin und geben Elektronen ab.
    3. 2 Br⁻ → Br₂ + 2 e⁻
    Ergebnis:
    Brom

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 Silberelektrode taucht in eine Lösung mit c = 0,1 mol/L ihrer Ionen (E° = +0,80 V, z = 1). Bestimme: Welches Potenzial hat sie bei 25 Grad Celsius?
Schritt für Schritt
  1. lg 0,1 = −1
  2. E = +0,80 V + (0,059 V : 1) · (−1)
  3. E = 0,74 V
  1. lg 0,1 = −1
  2. E = +0,80 V + (0,059 V : 1) · (−1)
  3. E = 0,74 V
Ergebnis:
0,74 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 1 A fließt 1930 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 = 1 A · 1930 s = 1930 C
    Lösung zeigen
    1. Q = 1 A · 1930 s = 1930 C
    2. n = 1930 C : (2 · 96.485 C/mol)
    3. m = n · M = 0,64 g
    Ergebnis:
    0,64 g
  2. ●23
    Eine Zinkelektrode taucht in eine Lösung mit c = 0,1 mol/L ihrer Ionen (E° = −0,76 V, z = 2). Welches Potenzial hat sie bei 25 Grad Celsius?
    Lösung zeigen
    1. lg 0,1 = −1
    2. E = −0,76 V + (0,059 V : 2) · (−1)
    3. E = −0,79 V
    Ergebnis:
    −0,79 V
  3. ★24
    Ein Strom von 4 A fließt 965 s lang durch eine Lösung der Silberionen mit der Ladungszahl 1. Bestimme: Wie viel Gramm Silber scheiden sich ab? M = 108 g/mol, F = 96.485 C/mol.
    Lösung zeigen
    1. Q = 4 A · 965 s = 3860 C
    2. n = 3860 C : (1 · 96.485 C/mol)
    3. m = n · M = 4,32 g
    Ergebnis:
    4,32 g

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: Zink in einer Lösung von Zn²⁺-Ionen und Blei in einer Lösung von Pb²⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?
    Lösung zeigen
    1. Potenziale: Zink −0,76 V, Blei −0,13 V.
    2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
    3. Zink wird oxidiert.
    Ergebnis:
    Zink, es wird oxidiert
  2. ●26
    Standardpotenziale: Magnesium −2,37 V, Zink −0,76 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 Magnesium.
    Ergebnis:
    Magnesium, es hat das negativere Potenzial
  3. ●27
    Eine Zelle aus Magnesium (−2,37 V) und Kupfer (+0,34 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
    Lösung zeigen
    1. Akzeptor: Kupfer, Donator: Magnesium.
    2. U = +0,34 V − (−2,37 V)
    3. U = 2,71 V
    Ergebnis:
    2,71 V
  4. ●28
    Wie ordnet man eine Zink-Luft-Zelle im Hörgerät ein?
    Lösung zeigen
    1. Frage: Kann man die Reaktion durch Strom umkehren?
    2. Werden die Stoffe laufend zugeführt?
    3. Also Primärelement.
    Ergebnis:
    Primärelement
  5. ●29
    Rostet ein Eisennagel mit Zinkband in Salzwasser?
    Lösung zeigen
    1. Prüfe: Sauerstoff, Wasser als Elektrolyt, Lokalelement?
    2. Das Zink wird zuerst oxidiert und schützt das Eisen.
    3. Also rostet es kaum.
    Ergebnis:
    Nein, es bleibt weitgehend blank
  6. ●30
    Nickel (−0,26 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 −0,26 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

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: Eisen in einer Lösung von Fe²⁺-Ionen und Nickel in einer Lösung von Ni²⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Eisen, es wird oxidiert

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

    32
    Standardpotenziale: Eisen −0,44 V, Kupfer +0,34 V. Welches Metall ist das stärkere Reduktionsmittel, und warum?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Eisen, es hat das negativere Potenzial

  3. Ich berechne die Zellspannung unter Standardbedingungen.

    33
    Eine Zelle aus Kupfer (+0,34 V) und Silber (+0,80 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    0,46 V

  4. Ich unterscheide Primärelement, Sekundärelement und Brennstoffzelle.

    34
    Welche Reaktion läuft in der Brennstoffzelle an der Kathode ab?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Sauerstoff nimmt Elektronen auf und wird reduziert

  5. Ich erkläre Lokalelement sowie Sauerstoff- und Säurekorrosion.

    35
    Rostet ein verchromter Wasserhahn mit Kratzer im feuchten Bad?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Ja, es läuft eine Korrosion ab

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

    36
    Magnesium (−2,37 V) wird leitend mit Eisen (−0,44 V) verbunden und kommt mit Salzwasser in Berührung. Schützt es das Eisen als Opferanode?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Ja, es ist unedler und wird statt des Eisens oxidiert

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

    37
    Silberiodidschmelze wird mit Graphitelektroden elektrolysiert. Welche Teilgleichung beschreibt die Kathode?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Ag⁺ + e⁻ → Ag

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

    38
    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
    Ergebnis:
    −0,85 V

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. Eisen, es wird oxidiert
  2. Kupfer, es wird oxidiert
  3. Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu
  4. Aluminium, es hat das negativere Potenzial
  5. Nickel, es hat das negativere Potenzial
  6. Damit die Potenziale vergleichbar sind
  7. 0,78 V
  8. 1,56 V
  9. 2,00 V
  10. Primärelement
  11. Primärelement
  12. Die Reaktionspartner werden von außen laufend zugeführt
  13. Ja, es läuft eine Korrosion ab
  14. H₃O⁺-Ionen werden zu Wasserstoff reduziert
  15. Am Rand kommt mehr Sauerstoff heran, dort ist die Kathode
  16. Zink, es ist unedler als Eisen
  17. Zink, es ist unedler als Eisen
  18. Wasser perlt ab, es bildet sich kein Elektrolytfilm
  19. Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
  20. Die Elektrolyse nimmt elektrische Energie auf und erzwingt die Reaktion
  21. Brom
  22. 0,64 g
  23. −0,79 V
  24. 4,32 g
  25. Zink, es wird oxidiert
  26. Magnesium, es hat das negativere Potenzial
  27. 2,71 V
  28. Primärelement
  29. Nein, es bleibt weitgehend blank
  30. Nein, es ist edler und das Eisen wird stärker angegriffen
  31. Eisen, es wird oxidiert
  32. Eisen, es hat das negativere Potenzial
  33. 0,46 V
  34. Sauerstoff nimmt Elektronen auf und wird reduziert
  35. Ja, es läuft eine Korrosion ab
  36. Ja, es ist unedler und wird statt des Eisens oxidiert
  37. Ag⁺ + e⁻ → Ag
  38. −0,85 V