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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

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?
Schritt für Schritt
  1. Potenziale: Aluminium −1,66 V, Zink −0,76 V.
  2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
  3. Aluminium wird oxidiert.
  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

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
    Welche Vorgänge laufen in der Kupferhalbzelle des Daniell-Elements ab?
    So fängst du an:
    In der Kupferhalbzelle werden Elektronen aufgenommen.
    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
  2. ●2
    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
  3. ★3
    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
    1. Potenziale: Aluminium −1,66 V, Eisen −0,44 V.
    2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
    3. Aluminium wird oxidiert.
    Ergebnis:
    Aluminium, 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: Nickel −0,26 V, Blei −0,13 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 Nickel.
  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

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: Blei −0,13 V, Silber +0,80 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 Blei.
    Ergebnis:
    Blei, es hat das negativere Potenzial
  2. ●5
    Standardpotenziale: Magnesium −2,37 V, Aluminium −1,66 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 Zink (−0,76 V) und Silber (+0,80 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
Schritt für Schritt
  1. Akzeptor: Silber, Donator: Zink.
  2. U = +0,80 V − (−0,76 V)
  3. U = 1,56 V
  1. Akzeptor: Silber, Donator: Zink.
  2. U = +0,80 V − (−0,76 V)
  3. U = 1,56 V
Ergebnis:
1,56 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 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
  2. ●8
    Eine Zelle aus Aluminium (−1,66 V) und Blei (−0,13 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
    Lösung zeigen
    1. Akzeptor: Blei, Donator: Aluminium.
    2. U = −0,13 V − (−1,66 V)
    3. U = 1,53 V
    Ergebnis:
    1,53 V
  3. ★9
    Eine Zelle aus Magnesium (−2,37 V) und Aluminium (−1,66 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
    Lösung zeigen
    1. Akzeptor: Aluminium, Donator: Magnesium.
    2. U = −1,66 V − (−2,37 V)
    3. U = 0,71 V
    Ergebnis:
    0,71 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

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

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 der Akku eines Laptops 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
    Wie ordnet man ein Nickel-Metallhydrid-Akku in der Digitalkamera 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
    Wie ordnet man eine Lithium-Batterie im Rauchmelder ein?
    Lösung zeigen
    1. Frage: Kann man die Reaktion durch Strom umkehren?
    2. Werden die Stoffe laufend zugeführt?
    3. Also Primärelement.
    Ergebnis:
    Primärelement

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
Eisen rostet, weil Sauerstoff aus der Luft dranhängt, Wasser ist nur Nebensache.
So richtig
Rosten braucht Sauerstoff und Wasser als Elektrolytfilm. Auf trockenem Eisen oder unter Luftabschluss entsteht kein Rost.

Sieh dir die Nägel im Versuch an: Welche Bedingung fehlt bei den Nägeln, die nicht rosten?

ÜbenJetzt du

  1. ○13
    Rostet ein Eisennagel in trockener Luft?
    So fängst du an:
    Prüfe: Sauerstoff, Wasser als Elektrolyt, Lokalelement?
    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
  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

Eine Konservendose aus Eisen ist verzinnt und hat einen Kratzer. Was geschieht im feuchten Raum?
Schritt für Schritt
  1. Zinn ist edler als Eisen.
  2. Beide Metalle bilden mit dem Wasserfilm ein Lokalelement.
  3. Das unedlere Eisen gibt die Elektronen ab.
  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

AchtungVerzinnt und verzinkt schützen gleich

So nicht
Eine Zinnschicht auf Eisen schützt auch dann, wenn sie einen Kratzer hat.
So richtig
Zinn ist edler als Eisen. Bei einem Kratzer rostet das Eisen schneller. Zink ist unedler als Eisen und schützt auch bei Beschädigung.

Schau, ob das Schichtmetall edler oder unedler als Eisen ist. Dann entscheide, wer bei einem Kratzer die Elektronen abgibt.

ÜbenJetzt du

  1. ○16
    Als Opferanode für Eisen (−0,44 V) stehen Aluminium (−1,66 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 Aluminium zu.
    Ergebnis:
    Aluminium, es ist unedler als Eisen
  2. ●17
    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
  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

Bleibromidschmelze wird mit Graphitelektroden elektrolysiert. Welche Teilgleichung beschreibt die Kathode?
Schritt für Schritt
  1. Die Kathode ist der Minuspol.
  2. Dort wandern die Kationen hin und nehmen Elektronen auf.
  3. Pb²⁺ + 2 e⁻ → Pb
  1. Die Kathode ist der Minuspol.
  2. Dort wandern die Kationen hin und nehmen Elektronen auf.
  3. Pb²⁺ + 2 e⁻ → Pb
Ergebnis:
Pb²⁺ + 2 e⁻ → Pb

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
    Zinkbromidlösung 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. Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn
    Ergebnis:
    Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn
  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
    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

Ein Strom von 1 A fließt 3860 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.
Schritt für Schritt
  1. Q = 1 A · 3860 s = 3860 C
  2. n = 3860 C : (1 · 96.485 C/mol)
  3. m = n · M = 4,32 g
  1. Q = 1 A · 3860 s = 3860 C
  2. n = 3860 C : (1 · 96.485 C/mol)
  3. m = n · M = 4,32 g
Ergebnis:
4,32 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

  1. ○22
    Ein Strom von 4 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.
    So fängst du an:
    Q = 4 A · 965 s = 3860 C
    Lösung zeigen
    1. Q = 4 A · 965 s = 3860 C
    2. n = 3860 C : (2 · 96.485 C/mol)
    3. m = n · M = 1,18 g
    Ergebnis:
    1,18 g
  2. ●23
    Bestimme: Wie viel Zink (65 g/mol) scheidet ein Strom von 2 A in 965 s aus einer Zn²⁺-Lösung ab? F = 96.485 C/mol.
    Lösung zeigen
    1. Ladung Q = I · t = 2 A · 965 s = 1930 C.
    2. n = Q : (z · F) = 1930 C : (2 · 96.485 C/mol) = 0,010 mol.
    3. m = n · M = 0,010 mol · 65 g/mol = 0,65 g
    Ergebnis:
    0,65 g
  3. ★24
    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?
    Lösung zeigen
    1. lg 0,01 = −2
    2. E = +0,80 V + (0,059 V : 1) · (−2)
    3. E = 0,68 V
    Ergebnis:
    0,68 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: Blei in einer Lösung von Pb²⁺-Ionen und Kupfer in einer Lösung von Cu²⁺-Ionen. Welches Metall bildet den Minuspol, und was geschieht dort?
    Lösung zeigen
    1. Potenziale: Blei −0,13 V, Kupfer +0,34 V.
    2. Das kleinere Potenzial gehört zum Donator, dem Minuspol.
    3. Blei wird oxidiert.
    Ergebnis:
    Blei, es wird oxidiert
  2. ●26
    Standardpotenziale: Aluminium −1,66 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 Aluminium.
    Ergebnis:
    Aluminium, es hat das negativere Potenzial
  3. ●27
    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
  4. ●28
    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
  5. ●29
    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
  6. ●30
    Silber (+0,80 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 +0,80 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: 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
    Welchen Wert hat das Standardpotenzial der Standardwasserstoff-Elektrode?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    0 V, per Definition

  3. Ich berechne die Zellspannung unter Standardbedingungen.

    33
    Eine Zelle aus Magnesium (−2,37 V) und Kupfer (+0,34 V) arbeitet unter Standardbedingungen. Bestimme: Wie groß ist die Zellspannung?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    2,71 V

  4. Ich unterscheide Primärelement, Sekundärelement und Brennstoffzelle.

    34
    Wie ordnet man der Bleiakku im Auto ein?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Sekundärelement

  5. Ich erkläre Lokalelement sowie Sauerstoff- und Säurekorrosion.

    35
    Rostet ein Eisennagel in Paraffinöl?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Nein, es bleibt weitgehend blank

  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
    Zinkbromidlösung wird mit Graphitelektroden elektrolysiert. Welche Teilgleichung beschreibt die Kathode?
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn

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

    38
    Ein Strom von 1 A fließt 3860 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.
    Lösung zeigen
    Ergebnis:
    1,28 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. Kupferionen werden zu Kupfer reduziert, die Elektrode wird schwerer
  2. Nickel, es wird oxidiert
  3. Aluminium, es wird oxidiert
  4. Blei, es hat das negativere Potenzial
  5. Magnesium, es hat das negativere Potenzial
  6. Damit die Potenziale vergleichbar sind
  7. 1,61 V
  8. 1,53 V
  9. 0,71 V
  10. Sekundärelement
  11. Sekundärelement
  12. Primärelement
  13. Nein, es bleibt weitgehend blank
  14. H₃O⁺-Ionen werden zu Wasserstoff reduziert
  15. Am Rand kommt mehr Sauerstoff heran, dort ist die Kathode
  16. Aluminium, es ist unedler als Eisen
  17. Nein, es ist edler und das Eisen wird stärker angegriffen
  18. Wasser perlt ab, es bildet sich kein Elektrolytfilm
  19. Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn
  20. Die Elektrolyse nimmt elektrische Energie auf und erzwingt die Reaktion
  21. Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn
  22. 1,18 g
  23. 0,65 g
  24. 0,68 V
  25. Blei, es wird oxidiert
  26. Aluminium, es hat das negativere Potenzial
  27. 1,10 V
  28. Die Batterie ist nicht wiederaufladbar, der Akku wird durch eine erzwungene Umkehrung geladen
  29. Ja, es läuft eine Korrosion ab
  30. Nein, es ist edler und das Eisen wird stärker angegriffen
  31. Nickel, es wird oxidiert
  32. 0 V, per Definition
  33. 2,71 V
  34. Sekundärelement
  35. Nein, es bleibt weitgehend blank
  36. Das Eisen rostet im Kratzer schneller, weil Zinn edler ist
  37. Zn²⁺ + 2 e⁻ → Zn
  38. 1,28 g