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: Blei in einer Lösung von Pb²⁺-Ionen und Kupfer in einer Lösung von Cu²⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?

Schritt für Schritt

Potenziale: Blei −0,13 V, Kupfer +0,34 V.
Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
Blei wird oxidiert.

Potenziale: Blei −0,13 V, Kupfer +0,34 V.
Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
Blei wird oxidiert.

Ergebnis:

Blei, 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
Im Daniell-Element fließen Elektronen im äußeren Stromkreis. Von welcher Elektrode zu welcher?
So fängst du an:
Das unedlere Metall gibt Elektronen ab.
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
●2
Welche Vorgänge laufen in der Kupferhalbzelle des Daniell-Elements ab?
Lösung zeigen
1. In der Kupferhalbzelle werden Elektronen aufgenommen.
2. Aus Cu²⁺ wird Cu: Reduktion an der Kathode.
3. Das abgeschiedene Kupfer macht die Elektrode schwerer.
Ergebnis:
Kupferionen werden zu Kupfer reduziert, die Elektrode wird schwerer
★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, Silber +0,80 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 Zink.

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

○4
Standardpotenziale: Zink −0,76 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 Zink.
Ergebnis:
Zink, es hat das negativere Potenzial
●5
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
★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 Magnesium (−2,37 V) und Eisen (−0,44 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?

Schritt für Schritt

Akzeptor: Eisen, Donator: Magnesium.
U = −0,44 V − (−2,37 V)
U = 1,93 V

Akzeptor: Eisen, Donator: Magnesium.
U = −0,44 V − (−2,37 V)
U = 1,93 V

Ergebnis:

1,93 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 Zink (−0,76 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
So fängst du an:
Akzeptor: Zink, Donator: Magnesium.
Lösung zeigen
1. Akzeptor: Zink, Donator: Magnesium.
2. U = −0,76 V − (−2,37 V)
3. U = 1,61 V
Ergebnis:
1,61 V
●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
★9
Eine Zelle aus Aluminium (−1,66 V) und Nickel (−0,26 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
Lösung zeigen
1. Akzeptor: Nickel, Donator: Aluminium.
2. U = −0,26 V − (−1,66 V)
3. U = 1,40 V
Ergebnis:
1,40 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 ein Lithium-Akku im Elektroauto ein?

Schritt für Schritt

Frage: Kann man die Reaktion durch Strom umkehren?
Werden die Stoffe laufend zugeführt?
Also Sekundärelement.

Frage: Kann man die Reaktion durch Strom umkehren?
Werden die Stoffe laufend zugeführt?
Also Sekundärelement.

Ergebnis:

Sekundärelement

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

○10
Wie ordnet man ein Lithium-Ionen-Akku im Handy 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
●11
Was unterscheidet eine Alkali-Mangan-Batterie von einem Lithium-Ionen-Akku?
Lösung zeigen
1. Die Batterie ist ein Primärelement: Sie wird verbraucht.
2. Der Akku ist ein Sekundärelement.
3. Beim Laden erzwingt Strom von außen die Umkehrung.
Ergebnis:
Die Batterie ist nicht wiederaufladbar, der Akku wird durch eine erzwungene Umkehrung geladen
★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

Rostet ein Eisennagel mit Kupferdraht in Salzwasser?

Schritt für Schritt

Prüfe: Sauerstoff, Wasser als Elektrolyt, Lokalelement?
Das Eisen ist unedler als Kupfer und wird verstärkt oxidiert.
Also rostet es.

Prüfe: Sauerstoff, Wasser als Elektrolyt, Lokalelement?
Das Eisen ist unedler als Kupfer und wird verstärkt oxidiert.
Also rostet es.

Ergebnis:

Ja, es läuft eine Korrosion ab

AchtungRosten braucht nur Sauerstoff

So nicht

Rostet ein Eisennagel mit Kupferdraht in Salzwasser → Nein, es bleibt weitgehend blank

So richtig

Rostet ein Eisennagel mit Kupferdraht in Salzwasser → 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
Welche Teilreaktion läuft an der Kathode bei der Sauerstoffkorrosion im neutralen Wasserfilm ab?
So fängst du an:
Die Kathode reduziert.
Lösung zeigen
1. Die Kathode reduziert.
2. Im neutralen Wasserfilm wird Sauerstoff reduziert.
3. O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻
Ergebnis:
O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻
●14
Rostet ein Eisennagel in Leitungswasser an der Luft?
Lösung zeigen
1. Prüfe: Sauerstoff, Wasser als Elektrolyt, Lokalelement?
2. Sauerstoff und Wasser sind da.
3. Also rostet es.
Ergebnis:
Ja, es läuft eine Korrosion ab
★15
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

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

Silber (+0,80 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 +0,80 V mit −0,44 V.
Das Schutzmetall hat das größere Potenzial.
Dann gibt das Eisen die Elektronen ab.

Vergleiche +0,80 V mit −0,44 V.
Das Schutzmetall hat das größere Potenzial.
Dann gibt das Eisen die Elektronen ab.

Ergebnis:

Nein, es ist edler und das Eisen wird stärker angegriffen

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
Kupfer (+0,34 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 +0,34 V mit −0,44 V.
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
●17
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
★18
Als Opferanode für Eisen (−0,44 V) stehen Aluminium (−1,66 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 Aluminium zu.
Ergebnis:
Aluminium, 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

Eine Kupferchloridlösung wird elektrolysiert. Wohin wandern die Chloridionen, und was geschieht dort?

Schritt für Schritt

Chloridionen sind negativ.
Sie wandern zum Pluspol, der Anode.
Dort wird oxidiert: 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻.

Chloridionen sind negativ.
Sie wandern zum Pluspol, der Anode.
Dort wird oxidiert: 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻.

Ergebnis:

Zur Anode, sie werden zu Chlor oxidiert

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
Kupferchloridlösung 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
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
★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 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.

Schritt für Schritt

Q = 1 A · 965 s = 965 C
n = 965 C : (2 · 96.485 C/mol)
m = n · M = 0,32 g

Q = 1 A · 965 s = 965 C
n = 965 C : (2 · 96.485 C/mol)
m = n · M = 0,32 g

Ergebnis:

0,32 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 = 0,001 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
●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
Zwei Halbzellen werden mit einer Salzbrücke verbunden: Aluminium in einer Lösung von Al³⁺-Ionen und Zink in einer Lösung von Zn²⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?
Lösung zeigen
1. Potenziale: Aluminium −1,66 V, Zink −0,76 V.
2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
3. Aluminium wird oxidiert.
Ergebnis:
Aluminium, es wird oxidiert
●26
Standardpotenziale: Magnesium −2,37 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 Magnesium.
Ergebnis:
Magnesium, es hat das negativere Potenzial
●27
Eine Zelle aus Aluminium (−1,66 V) und Eisen (−0,44 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
Lösung zeigen
1. Akzeptor: Eisen, Donator: Aluminium.
2. U = −0,44 V − (−1,66 V)
3. U = 1,22 V
Ergebnis:
1,22 V
●28
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
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
●29
Kupferbromidlösung 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
●30
Wie hängt die abgeschiedene Stoffmenge von der Stromstärke bei konstanter Zeit ab?
Lösung zeigen
1. Q = I · t.
2. n = Q : (z · F).
3. n ist proportional zu I, solange t, z und F gleich bleiben.
Ergebnis:
Sie ist proportional zur Stromstärke

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
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?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Aluminium, es wird oxidiert
Ich ermittle Standardelektrodenpotenziale mit der Standardwasserstoff-Elektrode und lese die Spannungsreihe.
32
Standardpotenziale: Nickel −0,26 V, Kupfer +0,34 V. Welches Metall ist das stärkere Reduktionsmittel, und warum?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Nickel, es hat das negativere Potenzial
Ich berechne die Zellspannung unter Standardbedingungen.
33
In einer Zelle gibt Eisen (−0,44 V) Elektronen an Kupferionen (+0,34 V) ab. Bestimme: Welche Spannung liefert sie?
Lösung zeigen
Ergebnis:
0,78 V
Ich unterscheide Primärelement, Sekundärelement und Brennstoffzelle.
34
Wie ordnet man eine Zink-Luft-Zelle im Hörgerät ein?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Primärelement
Ich erkläre Lokalelement sowie Sauerstoff- und Säurekorrosion.
35
Warum korrodiert Eisen in sauren Lösungen stärker?
Lösung zeigen
Ergebnis:
H₃O⁺-Ionen werden zu Wasserstoff reduziert
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
Ich erkläre die Grundlagen der Elektrolyse und ein technisches Beispiel.
37
Zinkbromidlösung wird mit Graphitelektroden elektrolysiert. Welcher Stoff entsteht an der Anode?
Lösung zeigen
Ergebnis:
Brom
Ich wende die Nernst-Gleichung und die Faraday-Gesetze an (Leistungskurs).
38
Ein Strom von 2 A fließt 965 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
Ergebnis:
0,59 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

Von der Zinkelektrode zur Kupferelektrode
Kupferionen werden zu Kupfer reduziert, die Elektrode wird schwerer
Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu
Zink, es hat das negativere Potenzial
Zink, es hat das negativere Potenzial
Damit die Potenziale vergleichbar sind
1,61 V
2,00 V
1,40 V
Sekundärelement
Die Batterie ist nicht wiederaufladbar, der Akku wird durch eine erzwungene Umkehrung geladen
Die Reaktionspartner werden von außen laufend zugeführt
O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻
Ja, es läuft eine Korrosion ab
Nein, es bleibt weitgehend blank
Nein, es ist edler und das Eisen wird stärker angegriffen
Das Eisen rostet im Kratzer schneller, weil Zinn edler ist
Aluminium, es ist unedler als Eisen
Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
Iod
Zersetzungsspannung
0,25 V
1,18 g
2 : 1
Aluminium, es wird oxidiert
Magnesium, es hat das negativere Potenzial
1,22 V
Aluminium, es ist unedler als Eisen
Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
Sie ist proportional zur Stromstärke
Aluminium, es wird oxidiert
Nickel, es hat das negativere Potenzial
0,78 V
Primärelement
H₃O⁺-Ionen werden zu Wasserstoff reduziert
Ja, es ist unedler und wird statt des Eisens oxidiert
Brom
0,59 g