Ãœbungskartei - Chik.die-sinis.de
Ãœbungskartei - Chik.die-sinis.de
Ãœbungskartei - Chik.die-sinis.de
Erfolgreiche ePaper selbst erstellen
Machen Sie aus Ihren PDF Publikationen ein blätterbares Flipbook mit unserer einzigartigen Google optimierten e-Paper Software.
A 1.1 Redoxreihe <strong>de</strong>r Metalle<br />
L 1.1 Redoxreihe <strong>de</strong>r Metalle<br />
Entschei<strong>de</strong>n Sie anhand <strong>de</strong>r Redoxreihe, in welche Richtung <strong>die</strong><br />
folgen<strong>de</strong>n Reaktionen ablaufen:<br />
a) Zn(s) + Ni 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Ni(s)<br />
b) Hg(s) + Fe 2+ (aq) Hg 2+ (aq) + Fe(s)<br />
c) Mg(s) + Sn 2+ (aq) Mg 2+ (aq) + Sn(s)<br />
d) Au(s) + 3 Ag + (aq) Au 3+ (aq) + 3 Ag(s)<br />
a) Zn(s) + Ni 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Ni(s)<br />
b) Hg(s) + Fe 2+ (aq) ← Hg 2+ (aq) + Fe(s)<br />
c) Mg(s) + Sn 2+ (aq) → Mg 2+ (aq) + Sn(s)<br />
d) Au(s) + 3 Ag + (aq) ← Au 3+ (aq) + 3 Ag(s)<br />
A 1.2 Redoxreihe <strong>de</strong>r Metalle<br />
L 1.2 Redoxreihe <strong>de</strong>r Metalle<br />
Folgen<strong>de</strong> Reaktionen laufen spontan ab:<br />
3 V(s) + 2 Cr 3+ (aq) → 3 V 2+ (aq) + 2 Cr(s)<br />
Ni(s) + Sn 2+ (aq) → Ni 2+ (aq) + Sn(s)<br />
2 Cr(s) + 3 Ni 2+ (aq) → 2 Cr 3+ (aq) + 3 Ni(s)<br />
Begrün<strong>de</strong>n Sie, ob und warum folgen<strong>de</strong> Reaktionen möglich sind!<br />
a) 2 Cr(s) + 3 Sn 2+ (aq) → 2 Cr 3+ (aq) + 3 Sn(s)<br />
b) Ni(s) + V 2+ (aq) → Ni 2+ (aq) + V(s)<br />
c) V(s) + Sn 2+ (aq) → V 2+ (aq) + Sn(s)<br />
Aus <strong>de</strong>n Angaben ergibt sich folgen<strong>de</strong> Reihenfolge für <strong>die</strong> Redoxreihe<br />
(Element mit größtem Reduktionsvermögen = „une<strong>de</strong>lstes“<br />
zuerst):<br />
V > Cr > Ni > Sn.<br />
Für <strong>die</strong> Reaktionen be<strong>de</strong>utet <strong>die</strong>s:<br />
a) läuft ab.<br />
b) fin<strong>de</strong>t nicht statt.<br />
c) läuft ab.
A 1.3 Redoxreihe <strong>de</strong>r Metalle<br />
L 1.3 Redoxreihe <strong>de</strong>r Metalle<br />
Erklären Sie folgen<strong>de</strong> Begriffe:<br />
a) konjugiertes Redoxpaar<br />
b) Redoxreihe <strong>de</strong>r Metalle<br />
a) konjugiertes Redoxpaar: System aus oxi<strong>die</strong>rter und reduzierter<br />
Form eines Elementes.<br />
b) Redoxreihe <strong>de</strong>r Metalle: nach <strong>de</strong>m Reduktionsvermögen <strong>de</strong>r<br />
Metalle bzw. <strong>de</strong>m Oxidationsvermögen <strong>de</strong>r Metallionen geordnete<br />
Redoxpaare <strong>de</strong>r Metalle.<br />
A 2.1 Spannungsreihe <strong>de</strong>r Metalle<br />
L 2.1 Spannungsreihe <strong>de</strong>r Metalle<br />
Welche Zellenspannung misst man unter Standardbedingungen bei<br />
galvanischen Elementen, <strong>die</strong> sich aus <strong>de</strong>n Kombinationen <strong>de</strong>r folgen<strong>de</strong>n<br />
Redoxpaare ergeben?<br />
Co/Co 2+ ; Hg/Hg 2+ ; Al/Al 3+ ; Mn/Mn 2+<br />
Formulieren Sie <strong>die</strong> bei Stromfluss ablaufen<strong>de</strong>n Reaktionen und<br />
geben Sie <strong>die</strong> entsprechen<strong>de</strong>n Zellendiagramme an.<br />
Zellendiagramm<br />
Al/Al 3+ //Mn 2+ /Mn<br />
Al/Al 3+ //Co 2+ /Co<br />
Al/Al 3+ //Hg 2+ /Hg<br />
Mn/Mn 2+ //Co 2+ /Co<br />
Mn/Mn 2+ //Hg 2+ /Hg<br />
Co/Co 2+ //Hg 2+ /Hg<br />
Spannung stattfin<strong>de</strong>n<strong>de</strong> Reaktion<br />
0,48 V 2Al(s) + 3Mn 2+ (aq) → 2Al 3+ (aq) + 3Mn(s)<br />
1,38 V 2Al(s) + 3Co 2+ (aq) → 2Al 3+ (aq) + 3Co(s)<br />
2,51 V 2Al(s) + 3Hg 2+ (aq) → 2Al 3+ (aq) + 3Hg(s)<br />
0,90 V Mn(s) + Co 2+ (aq) → Mn 2+ (aq) + Co(s)<br />
2,03 V Mn(s) + Hg 2+ (aq) → Mn 2+ (aq)+ Hg(s)<br />
1,13 V Co(s) + Hg 2+ (aq) → Co 2+ (aq) + Hg(s)
A 1.4 Redoxreihe <strong>de</strong>r Metalle<br />
L 1.4 Redoxreihe <strong>de</strong>r Metalle<br />
Welches <strong>de</strong>r folgen<strong>de</strong>n Teilchen ist das stärkste/schwächste<br />
Oxidationsmittel/Reduktionsmittel?<br />
Co, Ag + , Fe 2+ , Li + , K, Au.<br />
stärkstes Oxidationsmittel: Ag +<br />
schwächstes Oxidationsmittel: Li +<br />
stärkstes Reduktionsmittel: K<br />
schwächstes Reduktionsmittel: Au<br />
A 2.2 Spannungsreihe <strong>de</strong>r Metalle<br />
L 2.2 Spannungsreihe <strong>de</strong>r Metalle<br />
Die oxi<strong>die</strong>ren<strong>de</strong> Wirkung von Eisen(III)-Ionen fin<strong>de</strong>t in <strong>de</strong>r<br />
Elektrotechnik Anwendung: Auf einer kupferbeschichteten Trägerplatte<br />
wer<strong>de</strong>n <strong>die</strong> benötigten Leiterzüge geschützt und an allen an<strong>de</strong>ren<br />
Stellen wird das metallische Kupfer mit Hilfe von Eisen(III)-<br />
chlorid abgelöst.<br />
Formulieren Sie <strong>die</strong> Reaktionsgleichung <strong>de</strong>r Reaktion und begrün<strong>de</strong>n<br />
Sie <strong>die</strong> Reaktion mit Hilfe <strong>de</strong>r Spannungsreihe.<br />
Info: Fe 2+ (aq) Fe 3+ (aq) + e -<br />
E 0 = +0,77 V<br />
Das Redoxpaar Cu/Cu 2+ hat ein Standard-Elektro<strong>de</strong>n-Potential von<br />
+0,35 V. Da das Standard-Elektro<strong>de</strong>n-Potential von Fe 2+ /Fe 3+ mit<br />
+0,77 V höher ist als dasjenige von Kupfer, kann Cu von Fe 3+ nach<br />
folgen<strong>de</strong>r Reaktionsgleichung oxi<strong>die</strong>rt wer<strong>de</strong>n:<br />
2Fe 3+ (aq) + Cu(s) → 2Fe 2+ (aq) + Cu 2+ (aq)
A 2.3 Spannungsreihe <strong>de</strong>r Metalle<br />
Erklären Sie folgen<strong>de</strong> Begriffe:<br />
a) Galvanische Zelle<br />
b) Donator-Halbzelle<br />
c) Akzeptor-Halbzelle<br />
d) Zellendiagramm<br />
e) Standard-Potential<br />
A 3.1 Spannungsreihe <strong>de</strong>r Nichtmetalle<br />
L 2.3 Spannungsreihe <strong>de</strong>r Metalle<br />
a) Galvanische Zelle: Zwei Gefäße, <strong>die</strong> sowohl oxi<strong>die</strong>rte als auch<br />
reduzierte Form eines Elementes enthalten (zum Beispiel einen<br />
Kupferstab in einer Kupfersulfat-Lösung) und über eine Elektrolyt-<br />
Brücke o<strong>de</strong>r ein Diaphragma verbun<strong>de</strong>n sind.<br />
b) Donator-Halbzelle: Halbzelle eines galvanischen Elementes, das<br />
Elektronen abgibt, d.h. in <strong>de</strong>m <strong>die</strong> Oxidation stattfin<strong>de</strong>t.<br />
c) Akzeptor-Halbzelle: Halbzelle eines galvanischen Elementes, das<br />
Elektronen aufnimmt, d.h. in <strong>de</strong>m <strong>die</strong> Reduktion stattfin<strong>de</strong>t.<br />
d) Zellendiagramm: Me 1 /Me 1 z+ //Me 2 /Me 2 z+ , <strong>die</strong> Donator-Halbzelle<br />
steht links, <strong>die</strong> Akzeptor-Halbzelle rechts vom Doppelstrich.<br />
e) Standard-Potential: Das bei Normbedingungen (c(Me z+ =1 mol/L,<br />
p = 1013 hPa, Temperatur 25 °C) gemessene Elektro<strong>de</strong>npotential.<br />
L 3.1 Spannungsreihe <strong>de</strong>r Nichtmetalle<br />
Für <strong>de</strong>n Nachweis von Schwermetall-Ionen verwen<strong>de</strong>te man häufig<br />
Schwefelwasserstoffwasser. Schwefelwasserstoff ist ein giftiges Gas<br />
(H 2 S), das in Wasser gelöst folgen<strong>de</strong>s Gleichgewicht ausbil<strong>de</strong>t:<br />
H 2 S(g) + 2 H 2 O(l) S 2- (aq) + 2H 3 O + (aq)<br />
Schwefelwasserstoffwasser muss immer frisch hergestellt wer<strong>de</strong>n,<br />
da es an <strong>de</strong>r Luft leicht Schwefel abschei<strong>de</strong>t.<br />
Begrün<strong>de</strong>n Sie.<br />
Das Redoxpaar S 2- /S besitzt ein Standard-Elektro<strong>de</strong>n-Potential von<br />
–0,51V, damit ist <strong>die</strong> Oxidation durch Sauerstoff sowohl in saurer<br />
(6H 2 O(l) O 2 (g) + 4H 3 O + (aq) + 4e - ; E 0 = +1,23V) als auch in<br />
alkalischer (4 OH - (aq) O 2 (g) + 2H 2 O(l) + 4e - ; E 0 = +0,40V)<br />
Lösung möglich.
A 3.2 Spannungsreihe <strong>de</strong>r Nichtmetalle<br />
L 3.2 Spannungsreihe <strong>de</strong>r Nichtmetalle<br />
Welche Metalle reagieren mit Salzsäure? Formulieren Sie <strong>die</strong> Reaktionsgleichung.<br />
Alle Metalle mit negativem Standard-Elektro<strong>de</strong>n-Potential können<br />
mit Salzsäure nach folgen<strong>de</strong>r Reaktion reagieren:<br />
Me(s) + z H 3 O + → Me z+ (aq) + z/2 H 2 (g) + z H 2 O(l)<br />
A 3.3 Spannungsreihe <strong>de</strong>r Nichtmetalle<br />
L 3.3 Spannungsreihe <strong>de</strong>r Nichtmetalle<br />
Man setzt in einer Chlor-Halbzelle im Allgemeinen keine Platinson<strong>de</strong>rn<br />
eine Graphit-Elektro<strong>de</strong> ein. Erklären Sie <strong>die</strong>s anhand <strong>de</strong>r<br />
Spannungsreihe.<br />
Das Standard-Elektro<strong>de</strong>npotential von 2Cl - /Cl 2 beträgt +1,36V. Damit<br />
ist Chlor in <strong>de</strong>r Lage Platin zu oxi<strong>die</strong>ren, das ein Standard-<br />
Elektro<strong>de</strong>n-Potential von +1,20V besitzt:<br />
Cl 2 (g) + 2Pt(s) → 2Cl - (aq) + 2Pt + (aq).
A 3.4 Spannungsreihe <strong>de</strong>r Nichtmetalle<br />
L 3.4 Spannungsreihe <strong>de</strong>r Nichtmetalle<br />
Warum säuert man Kaliumpermanganat-Lösungen (KMnO 4 (aq))<br />
immer mit Schwefelsäure und nie mit Salzsäure an?<br />
Info:<br />
Mn 2+ (aq) + 12 H 2 O(l) MnO - 4(aq) + 8 H 3 O + (aq) + 5e -<br />
E 0 = +1,51 V<br />
Mit Salzsäure wür<strong>de</strong> aufgrund <strong>de</strong>r Standard-Potentiale<br />
(E 0 (2 Cl - /Cl 2 ) < E 0 (Mn 2+ /MnO 4 - ) folgen<strong>de</strong>s passieren:<br />
2 MnO - 4(aq) + 16 H 3 O + (aq) + 10Cl - (aq) → 2 Mn 2+ (aq) + 24 H 2 O(l) +<br />
5Cl 2 (g )<br />
Es entsteht also Chlor!<br />
A 4.1 Nernst-Gleichung<br />
Berechnen Sie <strong>die</strong> Elektro<strong>de</strong>npotentiale für Fe/Fe 2+ und Al/Al 3+<br />
Halbzellen bei <strong>de</strong>n Konzentrationen von c(Me z+ ) = 0,1 mol/L und<br />
c(Me z+ ) = 0,005 mol/L.<br />
Berechnen Sie <strong>die</strong> Zellspannungen, <strong>die</strong> sich bei <strong>de</strong>r Kombination <strong>de</strong>r<br />
Halbzellen ergeben.<br />
L 4.1 Nernst-Gleichung<br />
Elektro<strong>de</strong>npotentiale:<br />
+ 0 0,059V<br />
E(Fe/Fe ) = E + ⋅ lg(c(Fe<br />
2<br />
E(Fe/Fe 2<br />
2 2 +<br />
+<br />
(0,1mol/L))<br />
))<br />
0,059V<br />
= -0,41V +<br />
2<br />
⋅ lg(0,1)<br />
= -0,41V - 0,0295V = -0,43V<br />
0,059V<br />
E(Fe/Fe 2 +<br />
(0,005mol/L)) = -0,41V + ⋅ lg(0,005) = -0,48V<br />
2<br />
3 + 0 0,059V<br />
3+<br />
E(Al/Al ) = E + ⋅ lg(c(Al ))<br />
3<br />
E(Al/Al 3+ (0,1mol/L) = -1,66V + 0,059V ⋅ lg(0,1) = -1,66V - 0,20V = -1,68V<br />
3<br />
0,059V<br />
E(Al/Al 3 +<br />
(0,005mol/L) = -1,66V + ⋅ lg(0,005) = -1,71V<br />
3
L 4.1 Nernst-Gleichung (Fortsetzung)<br />
Zellspannungen:<br />
Al/Al 3+ (0,1mol/L)//Fe 2+ (0,1mol/L)/Fe: ∆E = E Akzeptor – E Donator<br />
= -0,43V – (-1,68V) = 1,25V<br />
Al/Al 3+ (0,1mol/L)//Fe 2+ (0,005mol/L)/Fe: ∆E = -0,48V – (-1,68V) = 1,20V<br />
Al/Al 3+ (0,005mol/L)//Fe 2+ (0,1mol/L)/Fe: ∆E = -0,43V – (-1,71V) = 1,28V<br />
Al/Al 3+ (0,005mol/L)//Fe 2+ (0,005mol/L)/Fe: ∆E = -0,48V – (-1,71V) = 1,23V<br />
Al/Al 3+ (0,005mol/L)//Al 3+ (0,1mol/L)/Al: ∆E = -1,68V – (-1,71V) = 0,03V<br />
Fe/Fe 2+ (0,005mol/L)//Fe 2+ (0,1mol/L)/Fe: ∆E = -0,43V – (-0,48V) = 0,05V<br />
A 4.2 Nernst-Gleichung<br />
L 4.2 Nernst-Gleichung<br />
Berechnen Sie <strong>die</strong> Spannung zwischen einer Cu/Cu 2+ mit einer<br />
Kupferionen-Konzentration von(c(Cu 2+ ) = 0,003 mol/L) und einer<br />
2Cl - /Cl 2 -Halbzelle mit einer Chloridionen-Konzentration von<br />
c(Cl - ) = 0,02 mol/L.<br />
E(Cu/Cu 2+ (0,003mol/L)) = E 0 + 0,059V ⋅ lg(c(Cu 2+ )) = 0,35V + 0,059V ⋅ lg(0,003)<br />
2<br />
2<br />
= 0,35V - 0,07V = 0,28V<br />
E(2Cl − (0,02mol/L)/Cl 2 )=E 0 − 0,059V ⋅ lg(c(Cl − ) 2 ) = 1,36V - 0,059V ⋅ lg(0,02 2 )<br />
2<br />
2<br />
= 1,36V + 0,10V = 1, 46V<br />
∆E = 1,46V – 0,28V = 1,18V
A 4.3 Nernst-Gleichung<br />
L 4.3 Nernst-Gleichung<br />
In einer galvanischen Zelle Cd/Cd 2+ //Ag + /Ag beträgt <strong>die</strong> Silberionen-Konzentration<br />
c(Ag + ) = 0,002 mol/L. Die Zellspannung wur<strong>de</strong><br />
mit 1,14 V bestimmt.<br />
Berechnen Sie <strong>die</strong> Konzentration <strong>de</strong>r Cadmium-Ionen.<br />
E(Ag/Ag + (0,002mol/L)) = E 0 + 0,059V ⋅ lg(c(Ag + )) = 0,35V + 0,059V ⋅ lg(0,002)<br />
2<br />
1<br />
= 0,80V - 0,16V = 0,64V<br />
2 + 2 + 0 0,059V<br />
2+<br />
0,059V<br />
2 +<br />
E(Cd/Cd (c(Cd )) = E + ⋅ lg(c(Cd )) = -0,40V + ⋅ lg(c(Cd ))<br />
2<br />
2<br />
⎧<br />
∆E = 0,64 - -0, 40V + 0,059V<br />
⎫<br />
⎨<br />
⋅ lg(c(Cd 2+ )) ⎬ = 1,14V<br />
⎩<br />
2<br />
⎭<br />
⇒− 0,059V<br />
2<br />
⋅ lg(c(Cd 2+ )) = 0,10V<br />
⇒ lg(c(Cd 2+ )) = -3,390<br />
⇒ c(Cd 2+ ) = 0,0004 mol/L<br />
A 4.4 Nernst-Gleichung<br />
L 4.4 Nernst-Gleichung<br />
Bei einer Zink-Kupfer-Zelle wird<br />
a) <strong>die</strong> Zinksulfatlösung<br />
b) <strong>die</strong> Kupfersulfatlösung verdünnt.<br />
Welchen Einfluss hat <strong>die</strong>s auf <strong>die</strong> Zellspannung?<br />
Kupfer-Halbzelle: Akzeptor-Halbzelle; Zink-Halbzelle: Donator-<br />
Halbzelle<br />
∆E = E(Cu/Cu 2+ ) - E(Zn/Zn 2+ )<br />
= E 0 (Cu/Cu 2+ ) + 0,059V<br />
⎧<br />
⋅ lg(c(Cu 2+ )) - E 0 (Zn/Zn 2+ ) + 0,059V<br />
⎫<br />
⎨<br />
⋅ lg(c(Zn 2+ )) ⎬<br />
2<br />
⎩<br />
2<br />
⎭<br />
a) Wenn <strong>die</strong> Zinksulfatlösung verdünnt wird, vergrößert sich <strong>die</strong><br />
Zellspannung.<br />
b) Wenn <strong>die</strong> Kupfersulfatlösung verdünnt wird, verringert sich <strong>die</strong><br />
Zellspannung.
A 4.5 Nernst-Gleichung<br />
Eine Zelle besteht aus einer Standardwasserstoffhalbzelle und einer<br />
Wasserstoffhalbzelle mit unbekannter Oxoniumionen-Konzentration.<br />
Die Zellspannung beträgt<br />
a) 0,531V,<br />
b) 0,723 V.<br />
Welchen pH-Wert besitzen <strong>die</strong> Lösungen?<br />
L 4.5 Nernst-Gleichung<br />
a)<br />
∆E = E<br />
0<br />
= 0,531V<br />
(H<br />
⇒ −lg(c(H<br />
⇒ pH = 9<br />
2<br />
3<br />
/2H<br />
O<br />
O<br />
0,059V<br />
⇒ − ⋅ lg(c(H3O<br />
1<br />
+<br />
3<br />
+<br />
)<br />
)) = 9;<br />
- E(H<br />
+<br />
2<br />
/2H<br />
)) = 0,531V<br />
− lg(c(H<br />
3<br />
3<br />
O<br />
O<br />
+<br />
+<br />
(c(H<br />
3<br />
O<br />
)) = pH<br />
+<br />
⎧ 0,059V<br />
)) = 0V - ⎨0V + ⋅ lg(c(H3<br />
⎩ 1<br />
b) pH = 12,25.