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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

Welche Vorgänge laufen in der Kupferhalbzelle des Daniell-Elements ab?
Schritt für Schritt
  1. In der Kupferhalbzelle werden Elektronen aufgenommen.
  2. Aus Cu²⁺ wird Cu: Reduktion an der Kathode.
  3. Das abgeschiedene Kupfer macht die Elektrode schwerer.
  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

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 Kupfer in einer Lösung von Cu²⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?
    So fängst du an:
    Potenziale: Eisen −0,44 V, Kupfer +0,34 V.
    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
  2. ●2
    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
  3. ★3
    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
    1. Potenziale: Nickel −0,26 V, Blei −0,13 V.
    2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
    3. Nickel wird oxidiert.
    Ergebnis:
    Nickel, 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: Magnesium −2,37 V, Silber +0,80 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
    Welches Metall ist das stärkste Reduktionsmittel: Silber (+0,80 V), Kupfer (+0,34 V), Zink (−0,76 V) oder Magnesium (−2,37 V)?
    So fängst du an:
    Das stärkste Reduktionsmittel gibt Elektronen am leichtesten ab.
    Lösung zeigen
    1. Das stärkste Reduktionsmittel gibt Elektronen am leichtesten ab.
    2. Das steht in der Reihe ganz unten.
    3. Magnesium hat das negativste Potenzial.
    Ergebnis:
    Magnesium
  2. ●5
    Standardpotenziale: Magnesium −2,37 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 Magnesium.
    Ergebnis:
    Magnesium, 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 Magnesium (−2,37 V) und Blei (−0,13 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
Schritt für Schritt
  1. Akzeptor: Blei, Donator: Magnesium.
  2. U = −0,13 V − (−2,37 V)
  3. U = 2,24 V
  1. Akzeptor: Blei, Donator: Magnesium.
  2. U = −0,13 V − (−2,37 V)
  3. U = 2,24 V
Ergebnis:
2,24 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 Nickel (−0,26 V) und Kupfer (+0,34 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
    So fängst du an:
    Akzeptor: Kupfer, Donator: Nickel.
    Lösung zeigen
    1. Akzeptor: Kupfer, Donator: Nickel.
    2. U = +0,34 V − (−0,26 V)
    3. U = 0,60 V
    Ergebnis:
    0,60 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

Wie ordnet man eine Lithium-Batterie im Rauchmelder ein?
Schritt für Schritt
  1. Frage: Kann man die Reaktion durch Strom umkehren?
  2. Werden die Stoffe laufend zugeführt?
  3. Also Primärelement.
  1. Frage: Kann man die Reaktion durch Strom umkehren?
  2. Werden die Stoffe laufend zugeführt?
  3. Also Primärelement.
Ergebnis:
Primärelement

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 der Bleiakku im Auto 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
    Was geschieht beim Entladen eines Bleiakkus, wenn er Strom abgibt?
    Lösung zeigen
    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
  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

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 Leitungswasser an der Luft → Nein, es bleibt weitgehend blank
So richtig
Rostet ein Eisennagel in Leitungswasser 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 Leitungswasser an der Luft?
    So fängst du an:
    Prüfe: Sauerstoff, Wasser als Elektrolyt, Lokalelement?
    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
  2. ●14
    Rostet ein verchromter Wasserhahn mit Kratzer im feuchten Bad?
    Lösung zeigen
    1. Prüfe: Sauerstoff, Wasser als Elektrolyt, Lokalelement?
    2. Im Kratzer bildet sich ein Lokalelement, in dem das Eisen die Elektronen abgibt.
    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

Nickel (−0,26 V) wird leitend mit Eisen (−0,44 V) verbunden und kommt mit Salzwasser in Berührung. Schützt es das Eisen als Opferanode?
Schritt für Schritt
  1. Vergleiche −0,26 V mit −0,44 V.
  2. Das Schutzmetall hat das größere Potenzial.
  3. Dann gibt das Eisen die Elektronen ab.
  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

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
    Eine Konservendose aus Eisen ist verzinnt und hat einen Kratzer. Was geschieht im feuchten Raum?
    So fängst du an:
    Zinn ist edler als Eisen.
    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
  2. ●17
    Aluminium (−1,66 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 −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
  3. ★18
    Blei (−0,13 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 −0,13 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
  1. Die Anode ist der Pluspol.
  2. Dort wandern die Anionen hin und geben Elektronen ab.
  3. 2 Cl⁻ → Cl₂ + 2 e⁻
  1. Die Anode ist der Pluspol.
  2. Dort wandern die Anionen hin und geben Elektronen ab.
  3. 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

  1. ○19
    Eine Kupferchloridlösung wird elektrolysiert. Wohin wandern die Chloridionen, und was geschieht dort?
    So fängst du an:
    Chloridionen sind negativ.
    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
  2. ●20
    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
  3. ★21
    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

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 = 0,1 mol/L ihrer Ionen (E° = +0,34 V, z = 2). Bestimme: Welches Potenzial hat sie bei 25 Grad Celsius?
Schritt für Schritt
  1. lg 0,1 = −1
  2. E = +0,34 V + (0,059 V : 2) · (−1)
  3. E = 0,31 V
  1. lg 0,1 = −1
  2. E = +0,34 V + (0,059 V : 2) · (−1)
  3. E = 0,31 V
Ergebnis:
0,31 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 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?
    So fängst du an:
    lg 0,001 = −3
    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
  2. ●23
    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
  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: 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
  2. ●26
    Standardpotenziale: Blei −0,13 V, Silber +0,80 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. ●27
    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
  4. ●28
    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
  5. ●29
    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
  6. ●30
    Silberiodidschmelze 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. Ag⁺ + e⁻ → Ag
    Ergebnis:
    Ag⁺ + e⁻ → Ag

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
    Welche Vorgänge laufen in der Kupferhalbzelle des Daniell-Elements ab?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Kupferionen werden zu Kupfer reduziert, die Elektrode wird schwerer

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

    32
    Standardpotenziale: Magnesium −2,37 V, Nickel −0,26 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 Aluminium (−1,66 V) und Nickel (−0,26 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    1,40 V

  4. Ich unterscheide Primärelement, Sekundärelement und Brennstoffzelle.

    34
    Wie ordnet man eine Knopfzelle in der Armbanduhr ein?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Primärelement

  5. Ich erkläre Lokalelement sowie Sauerstoff- und Säurekorrosion.

    35
    Welche Teilreaktion läuft an der Kathode bei der Sauerstoffkorrosion im neutralen Wasserfilm ab?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻

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

    36
    Eine Konservendose aus Eisen ist verzinnt und hat einen Kratzer. Was geschieht im feuchten Raum?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Das Eisen rostet im Kratzer schneller, weil Zinn edler ist

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

    37
    Bei der Chlor-Alkali-Elektrolyse entsteht neben Chlor ein Stoff, der als Lauge genutzt wird. Welcher?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Natronlauge

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

    38
    Ein Strom von 5 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
    Ergebnis:
    3,25 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. Eisen, es wird oxidiert
  2. Sie lässt Ionen wandern und gleicht die Ladung aus
  3. Nickel, es wird oxidiert
  4. Magnesium
  5. Magnesium, es hat das negativere Potenzial
  6. Damit die Potenziale vergleichbar sind
  7. 0,60 V
  8. 1,56 V
  9. 2,00 V
  10. Sekundärelement
  11. Ein Stoff wird verbraucht, die Spannung sinkt allmählich
  12. Die Reaktionspartner werden von außen laufend zugeführt
  13. Ja, es läuft eine Korrosion ab
  14. Ja, es läuft eine Korrosion ab
  15. Am Rand kommt mehr Sauerstoff heran, dort ist die Kathode
  16. Das Eisen rostet im Kratzer schneller, weil Zinn edler ist
  17. Ja, es ist unedler und wird statt des Eisens oxidiert
  18. Nein, es ist edler und das Eisen wird stärker angegriffen
  19. Zur Anode, sie werden zu Chlor oxidiert
  20. Brom
  21. Iod
  22. −0,85 V
  23. Sie ist proportional zur Stromstärke
  24. 0,28 V
  25. Kupfer, es wird oxidiert
  26. Blei, es hat das negativere Potenzial
  27. 1,56 V
  28. Sekundärelement
  29. H₃O⁺-Ionen werden zu Wasserstoff reduziert
  30. Ag⁺ + e⁻ → Ag
  31. Kupferionen werden zu Kupfer reduziert, die Elektrode wird schwerer
  32. Magnesium, es hat das negativere Potenzial
  33. 1,40 V
  34. Primärelement
  35. O₂ + 2 H₂O + 4 e⁻ → 4 OH⁻
  36. Das Eisen rostet im Kratzer schneller, weil Zinn edler ist
  37. Natronlauge
  38. 3,25 g