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Chemie · Klasse 13 · Kapitel

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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

Im Daniell-Element fließen Elektronen im äußeren Stromkreis. Von welcher Elektrode zu welcher?
Schritt für Schritt
  1. Das unedlere Metall gibt Elektronen ab.
  2. Das ist Zink, der Minuspol.
  3. Im Draht fließen sie zur Kupferelektrode.
  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

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. ○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: Aluminium in einer Lösung von Al³⁺-Ionen und Nickel in einer Lösung von Ni²⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?
    Lösung zeigen
    1. Potenziale: Aluminium −1,66 V, Nickel −0,26 V.
    2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
    3. Aluminium wird oxidiert.
    Ergebnis:
    Aluminium, es wird oxidiert
  3. ★3
    Zwei Halbzellen werden mit einer Salzbrücke verbunden: Blei in einer Lösung von Pb²⁺-Ionen und Silber in einer Lösung von Ag⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?
    Lösung zeigen
    1. Potenziale: Blei −0,13 V, Silber +0,80 V.
    2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
    3. Blei wird oxidiert.
    Ergebnis:
    Blei, 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: Eisen −0,44 V, Nickel −0,26 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 Eisen.
  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

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: Magnesium −2,37 V, Zink −0,76 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 Magnesium.
    Ergebnis:
    Magnesium, es hat das negativere Potenzial
  2. ●5
    Welchen Wert hat das Standardpotenzial der Standardwasserstoff-Elektrode?
    Lösung zeigen
    1. Ein Potenzial braucht einen Nullpunkt.
    2. Dafür dient die Standardwasserstoff-Elektrode.
    3. Ihr Wert ist 0 V.
    Ergebnis:
    0 V, per Definition
  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

Eine Zelle aus Magnesium (−2,37 V) und Nickel (−0,26 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
Schritt für Schritt
  1. Akzeptor: Nickel, Donator: Magnesium.
  2. U = −0,26 V − (−2,37 V)
  3. U = 2,11 V
  1. Akzeptor: Nickel, Donator: Magnesium.
  2. U = −0,26 V − (−2,37 V)
  3. U = 2,11 V
Ergebnis:
2,11 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 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
  2. ●8
    Eine Zelle aus Aluminium (−1,66 V) und Kupfer (+0,34 V) arbeitet unter Standardbedingungen. 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
    Ergebnis:
    2,00 V
  3. ★9
    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

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

Welche Reaktion läuft in der Brennstoffzelle an der Kathode ab?
Schritt für Schritt
  1. An der Kathode wird reduziert.
  2. Reduziert wird der Sauerstoff.
  3. Er nimmt die Elektronen aus dem äußeren Stromkreis auf.
  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

AchtungDie Batterie speichert Elektronen

So nicht
Wie ordnet man ein Lithium-Akku im Elektroauto ein → Primärelement
So richtig
Wie ordnet man ein Lithium-Akku im Elektroauto ein → Sekundärelement

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

ÜbenJetzt du

  1. ○10
    Wie ordnet man eine Brennstoffzelle mit Methanol in einem Camping-Stromgerät 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 Brennstoffzelle.
    Ergebnis:
    Brennstoffzelle
  2. ●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
  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 Salzsäure → Nein, es bleibt weitgehend blank
So richtig
Rostet ein Eisennagel in Salzsäure → 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 Paraffinöl?
    So fängst du an:
    Prüfe: Sauerstoff, Wasser als Elektrolyt, Lokalelement?
    Lösung zeigen
    1. Prüfe: Sauerstoff, Wasser als Elektrolyt, Lokalelement?
    2. Das Öl hält Wasser und Sauerstoff vom Eisen fern.
    3. Also rostet es kaum.
    Ergebnis:
    Nein, es bleibt weitgehend blank
  2. ●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
  3. ★15
    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

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 Silber (+0,80 V) und Magnesium (−2,37 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 Magnesium zu.
  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

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 Kupfer (+0,34 V) und Magnesium (−2,37 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 Magnesium zu.
    Ergebnis:
    Magnesium, es ist unedler als Eisen
  2. ●17
    Als Opferanode für Eisen (−0,44 V) stehen Aluminium (−1,66 V) und Silber (+0,80 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 Aluminium zu.
    Ergebnis:
    Aluminium, es ist unedler als Eisen
  3. ★18
    Als Opferanode für Eisen (−0,44 V) stehen Nickel (−0,26 V) und Zink (−0,76 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

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
    Nickelchloridlösung 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 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻
    Ergebnis:
    Chlor
  2. ●20
    Silberiodidschmelze 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 I⁻ → I₂ + 2 e⁻
    Ergebnis:
    Iod
  3. ★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

Eine Silberelektrode taucht in eine Lösung mit c = 0,001 mol/L ihrer Ionen (E° = +0,80 V, z = 1). Bestimme: Welches Potenzial hat sie bei 25 Grad Celsius?
Schritt für Schritt
  1. lg 0,001 = −3
  2. E = +0,80 V + (0,059 V : 1) · (−3)
  3. E = 0,62 V
  1. lg 0,001 = −3
  2. E = +0,80 V + (0,059 V : 1) · (−3)
  3. E = 0,62 V
Ergebnis:
0,62 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
    Eine Kupferelektrode taucht in eine Lösung mit c = 0,001 mol/L ihrer Ionen (E° = +0,34 V, z = 2). Bestimme: Welches Potenzial hat sie bei 25 Grad Celsius?
    So fängst du an:
    lg 0,001 = −3
    Lösung zeigen
    1. lg 0,001 = −3
    2. E = +0,34 V + (0,059 V : 2) · (−3)
    3. E = 0,25 V
    Ergebnis:
    0,25 V
  2. ●23
    Ein Strom von 2 A fließt 1930 s lang durch eine Lösung der Zinkionen mit der Ladungszahl 2. Bestimme: Wie viel Gramm Zink scheiden sich ab? M = 65 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 = 1,30 g
    Ergebnis:
    1,30 g
  3. ★24
    Ein Strom von 1 A fließt 1930 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 = 1 A · 1930 s = 1930 C
    2. n = 1930 C : (1 · 96.485 C/mol)
    3. m = n · M = 2,16 g
    Ergebnis:
    2,16 g

Vermischte Übungen

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

Üben

  1. ●25
    Wozu dient die Salzbrücke zwischen den beiden Halbzellen?
    Lösung zeigen
    1. Ohne Brücke wäre der Stromkreis offen.
    2. In der Brücke sind bewegliche Ionen.
    3. Sie gleichen die Ladung in den Halbzellen aus.
    Ergebnis:
    Sie lässt Ionen wandern und gleicht die Ladung aus
  2. ●26
    Standardpotenziale: Magnesium −2,37 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 Magnesium.
    Ergebnis:
    Magnesium, es hat das negativere Potenzial
  3. ●27
    Eine Zelle aus Nickel (−0,26 V) und Blei (−0,13 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
    Lösung zeigen
    1. Akzeptor: Blei, Donator: Nickel.
    2. U = −0,13 V − (−0,26 V)
    3. U = 0,13 V
    Ergebnis:
    0,13 V
  4. ●28
    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
  5. ●29
    Rostet ein Eisennagel in trockener Luft?
    Lösung zeigen
    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
  6. ●30
    Eine Konservendose aus Eisen ist verzinnt und hat einen Kratzer. Was geschieht im feuchten Raum?
    Lösung zeigen
    1. Zinn ist edler als Eisen.
    2. Beide Metalle bilden mit dem Wasserfilm ein Lokalelement.
    3. Das unedlere Eisen gibt die Elektronen ab.
    Ergebnis:
    Das Eisen rostet im Kratzer schneller, weil Zinn edler ist

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 Kupfer in einer Lösung von Cu²⁺-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: Aluminium −1,66 V, Eisen −0,44 V. Welches Metall ist das stärkere Reduktionsmittel, und warum?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Aluminium, es hat das negativere Potenzial

  3. Ich berechne die Zellspannung unter Standardbedingungen.

    33
    Eine Zelle aus Magnesium (−2,37 V) und Zink (−0,76 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    1,61 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
    Welche Bedingungen braucht das Rosten von Eisen mindestens?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Sauerstoff und Wasser als Elektrolytfilm

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

    36
    Als Opferanode für Eisen (−0,44 V) stehen Kupfer (+0,34 V) und Aluminium (−1,66 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
    Kupferbromidlösung wird mit Graphitelektroden elektrolysiert. Welche Teilgleichung beschreibt die Kathode?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu

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

    38
    Wie hängt die abgeschiedene Stoffmenge von der Stromstärke bei konstanter Zeit ab?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Sie ist proportional zur Stromstärke

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. Aluminium, es wird oxidiert
  3. Blei, es wird oxidiert
  4. Magnesium, es hat das negativere Potenzial
  5. 0 V, per Definition
  6. Zink, es hat das negativere Potenzial
  7. 0,71 V
  8. 2,00 V
  9. 2,71 V
  10. Brennstoffzelle
  11. Sekundärelement
  12. Die Reaktionspartner werden von außen laufend zugeführt
  13. Nein, es bleibt weitgehend blank
  14. Nein, es bleibt weitgehend blank
  15. Ja, es läuft eine Korrosion ab
  16. Magnesium, es ist unedler als Eisen
  17. Aluminium, es ist unedler als Eisen
  18. Zink, es ist unedler als Eisen
  19. Chlor
  20. Iod
  21. Zersetzungsspannung
  22. 0,25 V
  23. 1,30 g
  24. 2,16 g
  25. Sie lässt Ionen wandern und gleicht die Ladung aus
  26. Magnesium, es hat das negativere Potenzial
  27. 0,13 V
  28. Sekundärelement
  29. Nein, es bleibt weitgehend blank
  30. Das Eisen rostet im Kratzer schneller, weil Zinn edler ist
  31. Eisen, es wird oxidiert
  32. Aluminium, es hat das negativere Potenzial
  33. 1,61 V
  34. Sauerstoff nimmt Elektronen auf und wird reduziert
  35. Sauerstoff und Wasser als Elektrolytfilm
  36. Aluminium, es ist unedler als Eisen
  37. Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
  38. Sie ist proportional zur Stromstärke