Ãœbungskartei - Chik.die-sinis.de

A 1.1 Redoxreihe der Metalle
L 1.1 Redoxreihe der Metalle
Entscheiden Sie anhand der Redoxreihe, in welche Richtung die
folgenden Reaktionen ablaufen:
a) Zn(s) + Ni 2+ (aq) Zn 2+ (aq) + Ni(s)
b) Hg(s) + Fe 2+ (aq) Hg 2+ (aq) + Fe(s)
c) Mg(s) + Sn 2+ (aq) Mg 2+ (aq) + Sn(s)
d) Au(s) + 3 Ag + (aq) Au 3+ (aq) + 3 Ag(s)
a) Zn(s) + Ni 2+ (aq) → Zn 2+ (aq) + Ni(s)
b) Hg(s) + Fe 2+ (aq) ← Hg 2+ (aq) + Fe(s)
c) Mg(s) + Sn 2+ (aq) → Mg 2+ (aq) + Sn(s)
d) Au(s) + 3 Ag + (aq) ← Au 3+ (aq) + 3 Ag(s)
A 1.2 Redoxreihe der Metalle
L 1.2 Redoxreihe der Metalle
Folgende Reaktionen laufen spontan ab:
3 V(s) + 2 Cr 3+ (aq) → 3 V 2+ (aq) + 2 Cr(s)
Ni(s) + Sn 2+ (aq) → Ni 2+ (aq) + Sn(s)
2 Cr(s) + 3 Ni 2+ (aq) → 2 Cr 3+ (aq) + 3 Ni(s)
Begründen Sie, ob und warum folgende Reaktionen möglich sind!
a) 2 Cr(s) + 3 Sn 2+ (aq) → 2 Cr 3+ (aq) + 3 Sn(s)
b) Ni(s) + V 2+ (aq) → Ni 2+ (aq) + V(s)
c) V(s) + Sn 2+ (aq) → V 2+ (aq) + Sn(s)
Aus den Angaben ergibt sich folgende Reihenfolge für die Redoxreihe
(Element mit größtem Reduktionsvermögen = „unedelstes“
zuerst):
V > Cr > Ni > Sn.
Für die Reaktionen bedeutet dies:
a) läuft ab.
b) findet nicht statt.
c) läuft ab.

A 1.3 Redoxreihe der Metalle
L 1.3 Redoxreihe der Metalle
Erklären Sie folgende Begriffe:
a) konjugiertes Redoxpaar
b) Redoxreihe der Metalle
a) konjugiertes Redoxpaar: System aus oxidierter und reduzierter
Form eines Elementes.
b) Redoxreihe der Metalle: nach dem Reduktionsvermögen der
Metalle bzw. dem Oxidationsvermögen der Metallionen geordnete
Redoxpaare der Metalle.
A 2.1 Spannungsreihe der Metalle
L 2.1 Spannungsreihe der Metalle
Welche Zellenspannung misst man unter Standardbedingungen bei
galvanischen Elementen, die sich aus den Kombinationen der folgenden
Redoxpaare ergeben?
Co/Co 2+ ; Hg/Hg 2+ ; Al/Al 3+ ; Mn/Mn 2+
Formulieren Sie die bei Stromfluss ablaufenden Reaktionen und
geben Sie die entsprechenden Zellendiagramme an.
Zellendiagramm
Al/Al 3+ //Mn 2+ /Mn
Al/Al 3+ //Co 2+ /Co
Al/Al 3+ //Hg 2+ /Hg
Mn/Mn 2+ //Co 2+ /Co
Mn/Mn 2+ //Hg 2+ /Hg
Co/Co 2+ //Hg 2+ /Hg
Spannung stattfindende Reaktion
0,48 V 2Al(s) + 3Mn 2+ (aq) → 2Al 3+ (aq) + 3Mn(s)
1,38 V 2Al(s) + 3Co 2+ (aq) → 2Al 3+ (aq) + 3Co(s)
2,51 V 2Al(s) + 3Hg 2+ (aq) → 2Al 3+ (aq) + 3Hg(s)
0,90 V Mn(s) + Co 2+ (aq) → Mn 2+ (aq) + Co(s)
2,03 V Mn(s) + Hg 2+ (aq) → Mn 2+ (aq)+ Hg(s)
1,13 V Co(s) + Hg 2+ (aq) → Co 2+ (aq) + Hg(s)

A 1.4 Redoxreihe der Metalle
L 1.4 Redoxreihe der Metalle
Welches der folgenden Teilchen ist das stärkste/schwächste
Oxidationsmittel/Reduktionsmittel?
Co, Ag + , Fe 2+ , Li + , K, Au.
stärkstes Oxidationsmittel: Ag +
schwächstes Oxidationsmittel: Li +
stärkstes Reduktionsmittel: K
schwächstes Reduktionsmittel: Au
A 2.2 Spannungsreihe der Metalle
L 2.2 Spannungsreihe der Metalle
Die oxidierende Wirkung von Eisen(III)-Ionen findet in der
Elektrotechnik Anwendung: Auf einer kupferbeschichteten Trägerplatte
werden die benötigten Leiterzüge geschützt und an allen anderen
Stellen wird das metallische Kupfer mit Hilfe von Eisen(III)-
chlorid abgelöst.
Formulieren Sie die Reaktionsgleichung der Reaktion und begründen
Sie die Reaktion mit Hilfe der Spannungsreihe.
Info: Fe 2+ (aq) Fe 3+ (aq) + e -
E 0 = +0,77 V
Das Redoxpaar Cu/Cu 2+ hat ein Standard-Elektroden-Potential von
+0,35 V. Da das Standard-Elektroden-Potential von Fe 2+ /Fe 3+ mit
+0,77 V höher ist als dasjenige von Kupfer, kann Cu von Fe 3+ nach
folgender Reaktionsgleichung oxidiert werden:
2Fe 3+ (aq) + Cu(s) → 2Fe 2+ (aq) + Cu 2+ (aq)

A 2.3 Spannungsreihe der Metalle
Erklären Sie folgende Begriffe:
a) Galvanische Zelle
b) Donator-Halbzelle
c) Akzeptor-Halbzelle
d) Zellendiagramm
e) Standard-Potential
A 3.1 Spannungsreihe der Nichtmetalle
L 2.3 Spannungsreihe der Metalle
a) Galvanische Zelle: Zwei Gefäße, die sowohl oxidierte als auch
reduzierte Form eines Elementes enthalten (zum Beispiel einen
Kupferstab in einer Kupfersulfat-Lösung) und über eine Elektrolyt-
Brücke oder ein Diaphragma verbunden sind.
b) Donator-Halbzelle: Halbzelle eines galvanischen Elementes, das
Elektronen abgibt, d.h. in dem die Oxidation stattfindet.
c) Akzeptor-Halbzelle: Halbzelle eines galvanischen Elementes, das
Elektronen aufnimmt, d.h. in dem die Reduktion stattfindet.
d) Zellendiagramm: Me 1 /Me 1 z+ //Me 2 /Me 2 z+ , die Donator-Halbzelle
steht links, die Akzeptor-Halbzelle rechts vom Doppelstrich.
e) Standard-Potential: Das bei Normbedingungen (c(Me z+ =1 mol/L,
p = 1013 hPa, Temperatur 25 °C) gemessene Elektrodenpotential.
L 3.1 Spannungsreihe der Nichtmetalle
Für den Nachweis von Schwermetall-Ionen verwendete man häufig
Schwefelwasserstoffwasser. Schwefelwasserstoff ist ein giftiges Gas
(H 2 S), das in Wasser gelöst folgendes Gleichgewicht ausbildet:
H 2 S(g) + 2 H 2 O(l) S 2- (aq) + 2H 3 O + (aq)
Schwefelwasserstoffwasser muss immer frisch hergestellt werden,
da es an der Luft leicht Schwefel abscheidet.
Begründen Sie.
Das Redoxpaar S 2- /S besitzt ein Standard-Elektroden-Potential von
–0,51V, damit ist die Oxidation durch Sauerstoff sowohl in saurer
(6H 2 O(l) O 2 (g) + 4H 3 O + (aq) + 4e - ; E 0 = +1,23V) als auch in
alkalischer (4 OH - (aq) O 2 (g) + 2H 2 O(l) + 4e - ; E 0 = +0,40V)
Lösung möglich.

A 3.2 Spannungsreihe der Nichtmetalle
L 3.2 Spannungsreihe der Nichtmetalle
Welche Metalle reagieren mit Salzsäure? Formulieren Sie die Reaktionsgleichung.
Alle Metalle mit negativem Standard-Elektroden-Potential können
mit Salzsäure nach folgender Reaktion reagieren:
Me(s) + z H 3 O + → Me z+ (aq) + z/2 H 2 (g) + z H 2 O(l)
A 3.3 Spannungsreihe der Nichtmetalle
L 3.3 Spannungsreihe der Nichtmetalle
Man setzt in einer Chlor-Halbzelle im Allgemeinen keine Platinsondern
eine Graphit-Elektrode ein. Erklären Sie dies anhand der
Spannungsreihe.
Das Standard-Elektrodenpotential von 2Cl - /Cl 2 beträgt +1,36V. Damit
ist Chlor in der Lage Platin zu oxidieren, das ein Standard-
Elektroden-Potential von +1,20V besitzt:
Cl 2 (g) + 2Pt(s) → 2Cl - (aq) + 2Pt + (aq).

A 3.4 Spannungsreihe der Nichtmetalle
L 3.4 Spannungsreihe der Nichtmetalle
Warum säuert man Kaliumpermanganat-Lösungen (KMnO 4 (aq))
immer mit Schwefelsäure und nie mit Salzsäure an?
Info:
Mn 2+ (aq) + 12 H 2 O(l) MnO - 4(aq) + 8 H 3 O + (aq) + 5e -
E 0 = +1,51 V
Mit Salzsäure würde aufgrund der Standard-Potentiale
(E 0 (2 Cl - /Cl 2 ) < E 0 (Mn 2+ /MnO 4 - ) folgendes passieren:
2 MnO - 4(aq) + 16 H 3 O + (aq) + 10Cl - (aq) → 2 Mn 2+ (aq) + 24 H 2 O(l) +
5Cl 2 (g )
Es entsteht also Chlor!
A 4.1 Nernst-Gleichung
Berechnen Sie die Elektrodenpotentiale für Fe/Fe 2+ und Al/Al 3+
Halbzellen bei den Konzentrationen von c(Me z+ ) = 0,1 mol/L und
c(Me z+ ) = 0,005 mol/L.
Berechnen Sie die Zellspannungen, die sich bei der Kombination der
Halbzellen ergeben.
L 4.1 Nernst-Gleichung
Elektrodenpotentiale:
+ 0 0,059V
E(Fe/Fe ) = E + ⋅ lg(c(Fe
2
E(Fe/Fe 2
2 2 +
+
(0,1mol/L))
))
0,059V
= -0,41V +
2
⋅ lg(0,1)
= -0,41V - 0,0295V = -0,43V
0,059V
E(Fe/Fe 2 +
(0,005mol/L)) = -0,41V + ⋅ lg(0,005) = -0,48V
2
3 + 0 0,059V
3+
E(Al/Al ) = E + ⋅ lg(c(Al ))
3
E(Al/Al 3+ (0,1mol/L) = -1,66V + 0,059V ⋅ lg(0,1) = -1,66V - 0,20V = -1,68V
3
0,059V
E(Al/Al 3 +
(0,005mol/L) = -1,66V + ⋅ lg(0,005) = -1,71V
3

L 4.1 Nernst-Gleichung (Fortsetzung)
Zellspannungen:
Al/Al 3+ (0,1mol/L)//Fe 2+ (0,1mol/L)/Fe: ∆E = E Akzeptor – E Donator
= -0,43V – (-1,68V) = 1,25V
Al/Al 3+ (0,1mol/L)//Fe 2+ (0,005mol/L)/Fe: ∆E = -0,48V – (-1,68V) = 1,20V
Al/Al 3+ (0,005mol/L)//Fe 2+ (0,1mol/L)/Fe: ∆E = -0,43V – (-1,71V) = 1,28V
Al/Al 3+ (0,005mol/L)//Fe 2+ (0,005mol/L)/Fe: ∆E = -0,48V – (-1,71V) = 1,23V
Al/Al 3+ (0,005mol/L)//Al 3+ (0,1mol/L)/Al: ∆E = -1,68V – (-1,71V) = 0,03V
Fe/Fe 2+ (0,005mol/L)//Fe 2+ (0,1mol/L)/Fe: ∆E = -0,43V – (-0,48V) = 0,05V
A 4.2 Nernst-Gleichung
L 4.2 Nernst-Gleichung
Berechnen Sie die Spannung zwischen einer Cu/Cu 2+ mit einer
Kupferionen-Konzentration von(c(Cu 2+ ) = 0,003 mol/L) und einer
2Cl - /Cl 2 -Halbzelle mit einer Chloridionen-Konzentration von
c(Cl - ) = 0,02 mol/L.
E(Cu/Cu 2+ (0,003mol/L)) = E 0 + 0,059V ⋅ lg(c(Cu 2+ )) = 0,35V + 0,059V ⋅ lg(0,003)
2
2
= 0,35V - 0,07V = 0,28V
E(2Cl − (0,02mol/L)/Cl 2 )=E 0 − 0,059V ⋅ lg(c(Cl − ) 2 ) = 1,36V - 0,059V ⋅ lg(0,02 2 )
2
2
= 1,36V + 0,10V = 1, 46V
∆E = 1,46V – 0,28V = 1,18V

A 4.3 Nernst-Gleichung
L 4.3 Nernst-Gleichung
In einer galvanischen Zelle Cd/Cd 2+ //Ag + /Ag beträgt die Silberionen-Konzentration
c(Ag + ) = 0,002 mol/L. Die Zellspannung wurde
mit 1,14 V bestimmt.
Berechnen Sie die Konzentration der Cadmium-Ionen.
E(Ag/Ag + (0,002mol/L)) = E 0 + 0,059V ⋅ lg(c(Ag + )) = 0,35V + 0,059V ⋅ lg(0,002)
2
1
= 0,80V - 0,16V = 0,64V
2 + 2 + 0 0,059V
2+
0,059V
2 +
E(Cd/Cd (c(Cd )) = E + ⋅ lg(c(Cd )) = -0,40V + ⋅ lg(c(Cd ))
2
2
⎧
∆E = 0,64 - -0, 40V + 0,059V
⎫
⎨
⋅ lg(c(Cd 2+ )) ⎬ = 1,14V
⎩
2
⎭
⇒− 0,059V
2
⋅ lg(c(Cd 2+ )) = 0,10V
⇒ lg(c(Cd 2+ )) = -3,390
⇒ c(Cd 2+ ) = 0,0004 mol/L
A 4.4 Nernst-Gleichung
L 4.4 Nernst-Gleichung
Bei einer Zink-Kupfer-Zelle wird
a) die Zinksulfatlösung
b) die Kupfersulfatlösung verdünnt.
Welchen Einfluss hat dies auf die Zellspannung?
Kupfer-Halbzelle: Akzeptor-Halbzelle; Zink-Halbzelle: Donator-
Halbzelle
∆E = E(Cu/Cu 2+ ) - E(Zn/Zn 2+ )
= E 0 (Cu/Cu 2+ ) + 0,059V
⎧
⋅ lg(c(Cu 2+ )) - E 0 (Zn/Zn 2+ ) + 0,059V
⎫
⎨
⋅ lg(c(Zn 2+ )) ⎬
2
⎩
2
⎭
a) Wenn die Zinksulfatlösung verdünnt wird, vergrößert sich die
Zellspannung.
b) Wenn die Kupfersulfatlösung verdünnt wird, verringert sich die
Zellspannung.

A 4.5 Nernst-Gleichung
Eine Zelle besteht aus einer Standardwasserstoffhalbzelle und einer
Wasserstoffhalbzelle mit unbekannter Oxoniumionen-Konzentration.
Die Zellspannung beträgt
a) 0,531V,
b) 0,723 V.
Welchen pH-Wert besitzen die Lösungen?
L 4.5 Nernst-Gleichung
a)
∆E = E
0
= 0,531V
(H
⇒ −lg(c(H
⇒ pH = 9
2
3
/2H
O
O
0,059V
⇒ − ⋅ lg(c(H3O
1
+
3
+
)
)) = 9;
- E(H
+
2
/2H
)) = 0,531V
− lg(c(H
3
3
O
O
+
+
(c(H
3
O
)) = pH
+
⎧ 0,059V
)) = 0V - ⎨0V + ⋅ lg(c(H3
⎩ 1
b) pH = 12,25.