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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: Magnesium in einer Lösung von Mg²⁺-Ionen und Aluminium in einer Lösung von Al³⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?
Schritt für Schritt
  1. Potenziale: Magnesium −2,37 V, Aluminium −1,66 V.
  2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
  3. Magnesium wird oxidiert.
  1. Potenziale: Magnesium −2,37 V, Aluminium −1,66 V.
  2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
  3. Magnesium wird oxidiert.
Ergebnis:
Magnesium, 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 Zink in einer Lösung von Zn²⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?
    So fängst du an:
    Potenziale: Aluminium −1,66 V, Zink −0,76 V.
    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
  2. ●2
    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
    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
  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

Welchen Wert hat das Standardpotenzial der Standardwasserstoff-Elektrode?
Schritt für Schritt
  1. Ein Potenzial braucht einen Nullpunkt.
  2. Dafür dient die Standardwasserstoff-Elektrode.
  3. Ihr Wert ist 0 V.
  1. Ein Potenzial braucht einen Nullpunkt.
  2. Dafür dient die Standardwasserstoff-Elektrode.
  3. Ihr Wert ist 0 V.
Ergebnis:
0 V, per Definition

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. ○4
    Standardpotenziale: Magnesium −2,37 V, Aluminium −1,66 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
    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. ★6
    Standardpotenziale: Eisen −0,44 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 Eisen.
    Ergebnis:
    Eisen, 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

In einer Zelle gibt Eisen (−0,44 V) Elektronen an Kupferionen (+0,34 V) ab. Bestimme: Welche Spannung liefert sie?
Schritt für Schritt
  1. Akzeptor ist Kupfer, Donator ist Eisen.
  2. U = 0,34 V − (−0,44 V).
  3. U = 0,78 V
  1. Akzeptor ist Kupfer, Donator ist Eisen.
  2. U = 0,34 V − (−0,44 V).
  3. U = 0,78 V
Ergebnis:
0,78 V

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. ○7
    Eine Zelle aus Zink (−0,76 V) und Nickel (−0,26 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
    So fängst du an:
    Akzeptor: Nickel, Donator: Zink.
    Lösung zeigen
    1. Akzeptor: Nickel, Donator: Zink.
    2. U = −0,26 V − (−0,76 V)
    3. U = 0,50 V
    Ergebnis:
    0,50 V
  2. ●8
    Eine Zelle aus Zink (−0,76 V) und Kupfer (+0,34 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
    Lösung zeigen
    1. Akzeptor: Kupfer, Donator: Zink.
    2. U = +0,34 V − (−0,76 V)
    3. U = 1,10 V
    Ergebnis:
    1,10 V
  3. ★9
    Eine Zelle liefert 0,50 V. Das Potenzial des Donators ist −0,26 V. Bestimme: Wie groß ist das Potenzial des Akzeptors?
    Lösung zeigen
    1. U = E(Akzeptor) − E(Donator), also E(Akzeptor) = U + E(Donator).
    2. E(Akzeptor) = 0,50 V + (−0,26 V).
    3. E(Akzeptor) = 0,24 V
    Ergebnis:
    0,24 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 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 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
  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 mit Zinkband in Salzwasser?
Schritt für Schritt
  1. Prüfe: Sauerstoff, Wasser als Elektrolyt, Lokalelement?
  2. Das Zink wird zuerst oxidiert und schützt das Eisen.
  3. Also rostet es kaum.
  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

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 Stahlträger in einer Betonwand mit trockener Innenluft?
    So fängst du an:
    Prüfe: Sauerstoff, Wasser als Elektrolyt, Lokalelement?
    Lösung zeigen
    1. Prüfe: Sauerstoff, Wasser als Elektrolyt, Lokalelement?
    2. Im alkalischen und trockenen Beton fehlen Wasser und Säure.
    3. Also rostet es kaum.
    Ergebnis:
    Nein, es bleibt weitgehend blank
  2. ●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
  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 Silber (+0,80 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
    Warum schützt ein Zinkblock am Schiffsrumpf das Eisen?
    So fängst du an:
    Zink hat das negativere Potenzial.
    Lösung zeigen
    1. Zink hat das negativere Potenzial.
    2. Es gibt die Elektronen ab.
    3. So bleibt das Eisen unverändert.
    Ergebnis:
    Zink ist unedler und wird anstelle des Eisens oxidiert
  2. ●17
    Als Opferanode für Eisen (−0,44 V) stehen Nickel (−0,26 V) und Magnesium (−2,37 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 Magnesium zu.
    Ergebnis:
    Magnesium, es ist unedler als Eisen
  3. ★18
    Wie viele Opferanoden mit Zink braucht man ungefähr pro Rumpf? Sie sollen das Eisen schützen. Welcher Faktor entscheidet über die Haltbarkeit?
    Lösung zeigen
    1. Die Opferanode löst sich beim Schutz auf.
    2. Sie hält, bis das Zink verbraucht ist.
    3. Darum hängt die Haltbarkeit von der Zinkmenge ab.
    Ergebnis:
    Die Menge an Zink, die oxidiert werden kann

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

Zinkiodidlösung 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 I⁻ → I₂ + 2 e⁻
  1. Die Anode ist der Pluspol.
  2. Dort wandern die Anionen hin und geben Elektronen ab.
  3. 2 I⁻ → I₂ + 2 e⁻
Ergebnis:
Iod

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
    Silberiodidschmelze 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. Ag⁺ + e⁻ → Ag
    Ergebnis:
    Ag⁺ + e⁻ → Ag
  2. ●20
    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
  3. ★21
    Zinkiodidlösung 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. Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn
    Ergebnis:
    Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn

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 = 0,01 mol/L ihrer Ionen (E° = +0,80 V, z = 1). Bestimme: Welches Potenzial hat sie bei 25 Grad Celsius?
Schritt für Schritt
  1. lg 0,01 = −2
  2. E = +0,80 V + (0,059 V : 1) · (−2)
  3. E = 0,68 V
  1. lg 0,01 = −2
  2. E = +0,80 V + (0,059 V : 1) · (−2)
  3. E = 0,68 V
Ergebnis:
0,68 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 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?
    So fängst du an:
    lg 0,1 = −1
    Lösung zeigen
    1. lg 0,1 = −1
    2. E = +0,80 V + (0,059 V : 1) · (−1)
    3. E = 0,74 V
    Ergebnis:
    0,74 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
    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

  1. ●25
    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
  2. ●26
    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. ●27
    Wie ordnet man eine Wasserstoff-Brennstoffzelle im Bus ein?
    Lösung zeigen
    1. Frage: Kann man die Reaktion durch Strom umkehren?
    2. Werden die Stoffe laufend zugeführt?
    3. Also Brennstoffzelle.
    Ergebnis:
    Brennstoffzelle
  4. ●28
    Welche Bedingungen braucht das Rosten von Eisen mindestens?
    Lösung zeigen
    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
  5. ●29
    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
  6. ●30
    Zinkbromidlösung 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. Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn
    Ergebnis:
    Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn

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 Silber in einer Lösung von Ag⁺-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
    Ein Redoxpaar hat das Standardpotenzial −2,37 V. Was sagt das über die reduzierte Form?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Sie gibt Elektronen sehr leicht ab

  3. Ich berechne die Zellspannung unter Standardbedingungen.

    33
    Eine Zelle aus Nickel (−0,26 V) und Silber (+0,80 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    1,06 V

  4. Ich unterscheide Primärelement, Sekundärelement und Brennstoffzelle.

    34
    Was geschieht beim Entladen eines Bleiakkus, wenn er Strom abgibt?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Ein Stoff wird verbraucht, die Spannung sinkt allmählich

  5. Ich erkläre Lokalelement sowie Sauerstoff- und Säurekorrosion.

    35
    Rostet ein Eisennagel in Leitungswasser an der Luft?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Ja, es läuft eine Korrosion ab

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

    36
    Als Opferanode für Eisen (−0,44 V) stehen Nickel (−0,26 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
    Kupferchloridlösung wird mit Graphitelektroden elektrolysiert. Welcher Stoff entsteht an der Anode?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Chlor

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

    38
    Ein Strom von 1 A fließt 965 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:
    0,33 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. Eisen, es wird oxidiert
  3. Zn + Cu²⁺ → Zn²⁺ + Cu
  4. Magnesium, es hat das negativere Potenzial
  5. Blei, es hat das negativere Potenzial
  6. Eisen, es hat das negativere Potenzial
  7. 0,50 V
  8. 1,10 V
  9. 0,24 V
  10. Brennstoffzelle
  11. Primärelement
  12. Die Reaktionspartner werden von außen laufend zugeführt
  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. Zink ist unedler und wird anstelle des Eisens oxidiert
  17. Magnesium, es ist unedler als Eisen
  18. Die Menge an Zink, die oxidiert werden kann
  19. Ag⁺ + e⁻ → Ag
  20. Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu
  21. Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn
  22. 0,74 V
  23. Sie ist proportional zur Stromstärke
  24. 2 : 1
  25. Magnesium, es hat das negativere Potenzial
  26. 1,56 V
  27. Brennstoffzelle
  28. Sauerstoff und Wasser als Elektrolytfilm
  29. Aluminium, es ist unedler als Eisen
  30. Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn
  31. Nickel, es wird oxidiert
  32. Sie gibt Elektronen sehr leicht ab
  33. 1,06 V
  34. Ein Stoff wird verbraucht, die Spannung sinkt allmählich
  35. Ja, es läuft eine Korrosion ab
  36. Aluminium, es ist unedler als Eisen
  37. Chlor
  38. 0,33 g