Bundesrealgymnasium Imst Chemie 2011

Bundesrealgymnasium Imst
Chemie 2011-12
Klasse 7
Redoxreaktionen
Dieses Skriptum dient der Unterstützung des Unterrichtes - es kann den Unterricht aber nicht ersetzen, da im
Unterricht der Lehrstoff detaillierter aufgearbeitet wird, als dies im Skriptum der Fall ist.
Ergänzungen zum Skriptum werden während des Unterrichts durchgeführt.
In diesem Skriptum sind nur wenige Diagramme und Zeichnungen enthalten. Die fehlenden Diagramme werden
im Unterricht erarbeitet.
Inhalt
7
Redoxreaktionen............................................................................................................. 36
7.1
Einleitung ................................................................................................................. 36
7.2
Oxidationszahlen ...................................................................................................... 36
7.3
Redoxgleichungen .................................................................................................... 36
7.4
Reduktionsvorgänge ................................................................................................. 37
7.5
Oxidationsvorgänge ................................................................................................. 37
7.6
Elektrochemische Vorgänge..................................................................................... 37
7.7
Elektrochemische Spannungsreihe ........................................................................... 37
7.8
Galvanische Zellen ................................................................................................... 40
7.8.1
Primärelemente................................................................................................... 41
7.8.2
Sekundärelemente .............................................................................................. 41
7.8.3
Brennstoffzellen ................................................................................................. 42
7.9
Elektrolyse ................................................................................................................ 42
7.10 Technische Anwendungen ....................................................................................... 42
7.10.1 Elektrochemische Korrosion .............................................................................. 42
7.10.2 Korrosionsschutz ................................................................................................ 43
Chemie
Klasse 7
7
Redoxreaktionen
Redoxreaktionen
7.1 Einleitung
Bei einer Oxidation werden e- abgegeben. Bei der Reduktion werden e- aufgenommen. Daher
handelt es sich bei jeder Redoxreaktion um eine Elektronenübertragung, bei der ein
Reaktionspartner reduziert (e--Aufnahme) und der andere Partner oxidiert (e--Abgabe) wird.
Im Falle von Ionenverbindungen werden Elektronen vollständig übertragen. Bei der Bildung
von polaren Atomverbindungen wird nur formal angenommen, dass die Elektronen vom
elektronegativeren Partner aufgenommen werden. Dadurch ergeben sich formale Ladungen,
die als Oxidationszahl oder Oxidationsstufe bezeichnet wird.
7.2 Oxidationszahlen
Oxidationszahlen sind formale Größen zur Beschreibung der Redoxreaktion. Die Änderung
der Oxidationszahl ist das charakteristische Merkmal von Redoxreaktionen.
Zur Bestimmung der Oxidationszahl führt man formal eine heterolytische Bindungsspaltung
in Abhängigkeit der Elektronegativität durch.
In den Formeln werden Oxidationzahlen (OZ) mit dem entsprechenden Vorzeichen über die
Elementsymbole geschrieben. Die Angaben beziehen sich immer auf ein Atom.
Vereinfachte Regeln zur Ermittlung von Oxidationszahlen (OZ)
- Elementsubstanzen haben immer die OZ 0
O2, H2, P4, C, N2, Na, Mg, Zn
- Fluor hat in Verbindungen immer die OZ -I
+I –I +I –I +II -I +IV –I +II –I +III –I
NaF,
HF,
OF2,
CF4,
PbF2, BrF3
- Wasserstoff hat immer die OZ +I
+I –II +I -I
+I -I -IV +I +I +VI –II +I-II +I
H2O, H2O2,
HCl,
CH4,
H2SO4,
NaOH
- Sauerstoff hat FAST immer die OZ -II
+IV –II +II –II -II +I –II +I +IV –II +I -II
CO2,
CO,
CH3OH,
SO2,
Na2O
7.3 Redoxgleichungen
Beim Aufstellen von Redoxgleichungen muss neben der Erhaltung von Masse und Ladung
auch die Anzahl der ausgetauschten Elektronen berücksichtigt werden.
Anwendung von Redoxgleichungen
1. Natürliche Redoxprozesse
Atmung
Bildung von Kohlenhydraten in Pflanzen bei der Fotosynthese
Entstehung von Sauerstoff in der Atmosphäre
2. Redoxreaktionen in der Industrie
Produktion von Schwefelsäure
Düngemittel, Farbstoffe, Sprengmittel und zahlreiche Kunststoffe werden aus Ammoniak
hergestellt
3. Energieerzeugung
C
+
O2
CO2
CH4 +
2 O2
CO2 +
2 H2O
Raketentreibstoffe:
+
O2
N2
+
O2
+
2 H2O
H2N-NH2
Dr. K.-H. Offenbecher
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Klasse 7
Redoxreaktionen
4. Explosivstoffe
Exotherme Redoxreaktion, bei der schlagartig Gase frei werden welche sich aufgrund der
hohen Temperaturen extrem ausdehnen.
2 NH4NO3
N2
+
O2
+
4 H2O
5. Metallurgie
Metalle müssen durch Redoxvorgänge in Röst- und Reduktionsprozessen gewonnen werden.
Metallsulfide: MS + 1,5 O2 
MO + SO2
Oxide:
MO +
C 
M
+ CO
Beispiel Gold: Au + 8 CN + O2 + 2 H2O 
4 [Au(CN)4]- + 4 OH4 [Au(CN)4]- + 2 Zn 
2 [Zn(CN)4]2- + 4 Au
6. Lebensmittelindustrie
Antioxidantien (z. B. org. Carbonsäuren) verhindern unerwünschte Reaktionen mit
Luftsauerstoff.
7.4 Reduktionsvorgänge
Typische Reduktionsvorgänge sind Verhüttungsprozesse, bei denen aus Erzen Metalle
hergestellt werden sowie die Fotosynthese in der Biologie.
Reduktionsmittel sind Kohlenstoff, Kohlenmonoxid, Wasserstoff, unedle Metalle und die
Katode bei der Elektrolyse.
7.5 Oxidationsvorgänge
Typische Oxidationsvorgänge sind Verbrennungen, Explosionen, Korrosionsvorgänge sowie
Atmung und Gärung in der Biologie. Typische Oxidationsmittel sind Sauerstoff, Ozon,
Halogene, sauerstoffreiche Verbindungen und die Anode bei der Elektrolyse.
7.6 Elektrochemische Vorgänge
In galvanischen Elementen wird durch chemische Reaktionen, die von selbst ablaufen,
elektrischer Strom gewonnen. Bei der Elektrolyse erzwingt der elektrische Strom bestimmte
chemische Reaktionen, die von selbst nicht ablaufen würden.
Bei Metallen ist die Tendenz, Elektronen abzugeben, unterschiedlich stark ausgeprägt. Sie
sind starke Reduktionsmittel. Wenn zwischen zwei unterschiedlich stark reduzierenden
Metallen ein Elektrolyt vorhanden ist, werden Elektronen ausgetauscht es fließt Strom.
Beispiel:
berühren sich Kupfer und Zink in einem Elektrolyten (z.B. Kupfersulfat), wandern Elektronen
vom Zink zum Kupfer. Zink wird oxidiert und geht in Lösung, Kupfer wird reduziert und
lagert sich an. Die entstehende Stromstärke kann in einem Daniell – Element gemessen
werden. Dabei laufen folgende Halbreaktionen ab:
Cu2+(aq)
+
2 eCu(s)
Zn(s)
Zn2+(aq)
+
2 eGesamtzellenreaktion
Zn(s) +
Cu2+(aq)
Zn2+(aq)
+
Cu(s)
7.7 Elektrochemische Spannungsreihe
Oxidationsmittel sind Stoffe, die Elektronen aufnehmen. Sie können anderen Stoffen
Elektronen entziehen und diese dadurch oxidieren. Starke Oxidationsmittel sind z. B.
Halogene oder Sauerstoff. Diese haben ein starkes Bestreben die Edelgaskonfiguration zu
erreichen.
Dr. K.-H. Offenbecher
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Redoxreaktionen
Bei Metallen ist die Tendenz, Elektronen abzugeben,
abzugeben, unterschiedlich stark ausgeprägt. Sie
sind starke Reduktionsmittel. Wenn zwischen zwei unterschiedlich stark reduzierenden
Metallen ein Elektrolyt vorhanden ist, werden Elektronen ausgetauscht es fließt Strom
Beispiel:
ink in einem Elektrolyten (z.B. Kupfersulfat), wandern Elektronen
berühren sich Kupfer und Zink
vom Zink zum Kupfer. Zink wird oxidiert und geht in Lösung, Kupfer wird reduziert und
lagert sich an. Die entstehende Stromstärke kann in einem Daniell – Element gemessen
werden. Dabei laufenn folgende Halbreaktionen ab:
Cu2+(aq)
+
2 eCu(s)
Zn(s)
Zn2+(aq)
+
2 eGesamtzellenreaktion
Zn(s) +
Cu2+(aq)
Zn2+(aq)
+
Cu(s)
Eine galvanische Zelle bestehend aus einer Normal-Wasserstoffelektrode
Normal Wasserstoffelektrode und einer anderen
Halbzelle erzeugen eine Spannung, die, in 1-molarer
1 molarer Lösung gemessen, als Normal- bzw.
Standardpotential bezeichnet wird. Da in galvanischen Zellen immer Oxidation und
Reduktion ablaufen, wird diese spezifische Spannung auch als Redoxpotential bezeichnet.
Das elektrische Potential einer Halbzelle zu bestimmen, ist kaum möglich. Deswegen wird
eine Standard(Bezugs)halbzelle definiert, gegenüber der die Potentiale gemessen
gemess werden.
Dadurch gelingt eine Einteilung der Metalle.
Dr. K.-H. Offenbecher
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Klasse 7
Redoxreaktionen
Als Bezugshalbzelle verwendet man eine Platinelektrode, die in einer Säurelösung mit 11
molarer H3O+-Ionenkonzentrationtaucht
Ionenkonzentrationtaucht und von einem kontinuierlichen Wasserstoffstrom
umspült wird. Der Oxidationsgrad
sgrad des Platins ändert sich nicht.
Diese Zelle wird als Normal-Wasserstoff
Wasserstoff oder Standard-Wasserstoffelektrode
Standard Wasserstoffelektrode oder Halbzelle
bezeichnet. Ihr elektrisches Potential wird definitionsgemäß mit Null angegeben.
Ordnet man die Metalle nach steigenden Redoxpotentialen, so erhält man die Spannungsreihe
der Metalle. Auch Redoxreihe der Metalle genannt. Daraus lässt sich auch leicht der edle bzw.
unedle Charakter eines Metalls ableiten.
Spannungsreihe einiger Metalle in saurer Lösung
Red Ox + neNormalpotential
lpotential E
Li
Li+
1
- 3,04 V
K
K+
1
- 2,93 V
Ba
Ba2+ 2
- 2,91 V
Ca
Ca2* 2
- 2,87 V
+
Na
Na
1
- 2,71 V
Mg
Mg2+ 2
- 2,37 V
3+
Al
Al
3
- 1,66 V
Mn
Mn2+ 2
- 1,16 V
2+
Zn
Zn
2
- 0,76 V
Cr
Cr3+ 3
- 0,74 V
2+
Fe
Fe
2
- 0,45 V
Ni
Ni2+ 2
- 0,26 V
Sn
Sn2+ 2
- 0,14 V
2+
Pb
Pb
2
- 0,13 V
H2
2 H3O+ 2
0
2+
Cu
Cu
2
+ 0,34 V
Ag
Ag+ 1
+ 0,80 V
2+
Hg
Hg
2
+ 0,85 V
Mit dieser Tabelle können Vorhersagen über den Ablauf von Redoxreaktionen getroffen
werden.
Spannungsreihe von Nichtmetallen in saurer Lösung
Red Ox + neNormalpotential E
Ni
Ni2+ 2
- 0,26 V
2+
Sn
Sn
2
- 0,14 V
Pb
Pb2+ 2
- 0,13 V
+
H2
2 H3O 2
0
Cu
Cu2+ 2
+ 0,34 V
Ag
Ag+ 1
+ 0,80 V
Hg
Hg2+ 2
+ 0,85 V
Der Übergang eines Ions in eine höhere Oxidationsstufe ist ebenfalls ein Redoxvorgang
Spannungsreihe unterschiedlicher
iedlicher Oxidationsstufen von Elementen
Red Ox + neNormalpotential E
Dr. K.-H. Offenbecher
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Chemie
Cr2+
V2+
Ti3+Sn2+
Cu+
Ti2+
Fe2+
Hg22+
Au+
Mn2+
Pb2+
Ag+
Klasse 7
Cr3+ 1
V3+
1
4+
Ti
1
Sn4+ 2
Cu2+2 1
Ti3+ 1
Fe3+ 1
2 Hg2+ 2
Au3* 2
Mn4+ 2
Pb4+ 2
Ag2+ 1
Redoxreaktionen
- 0,41 V
- 0,26 V
+ 0,10 V
+ 0,15 V
+ 0,15 V
+ 0,37 V
+ 0,77 V
+ 0,91 V
+ 1,40 V
+ 1,64 V
+ 1 75 V
+ 1,98 V
7.8 Galvanische Zellen
Alle Systeme, die chemische Energie in elektrische Energie umwandeln, sind aus mindestens
zwei Halbelementen (Halbzellen) aufgebaut, die zusammen ein galvanisches Element bilden.
Wenn Elektronen fließen können, löst sich die Zinkelektrode durch Oxidation auf. Die
Kupferelektrode vergrößert sich, da durch die Reduktion das Kupfer angelagert wird. Der
Aufbau des Elements erlaubt die Trennung der Teilreaktionen – die Oxidation von Zink und
die Reduktion von Kupfer.
In der Zinkhalbzelle treten Zinkionen aus, die von Wasserdipolen umhüllt werden. Die
zurückbleibenden e- laden die Zinkelektrode negativ auf. Die Zn2+ Ionen werden
elektrostatisch angezogen und können sich nicht in der Lösung verteilen. Es entsteht ein
Ladungsdoppelschicht aus e- und hydratisierten Zn2+ Ionen.
In der Kupferhalbzelle bildet sich ebenfalls eine elektrische Doppelschicht aus. Es bilden sich
aber weniger Kupferionen, weil Cu eine geringere Tendenz hat, in den Ionenzustand
überzugehen. Die negative Ladung an der Cu Elektrode ist deshalb geringer als an der Zn
Elektrode.
Das Metall und sein zugehöriges Ion bilden ein Redoxpaar.
Das Bestreben, in den Ionenzustand überzugehen, wird als elektrochemisches Potential
bezeichnet. Unterschiedliche Potentiale von unterschiedlichen Metallen werden als
elektrochemische Potentialdifferenz bezeichnet.
Dr. K.-H. Offenbecher
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Redoxreaktionen
7.8.1 Primärelemente
Primärelemente sind Zellen oder Batterien, die nach Verbrauch der Betriebsstoffe nicht
wieder verwendet werden können. Der elektrochemische Vorgang ist irreversibel.
Das Voltaelement (ältestes Primärelement; 1800) besteht aus einer Zink und einer
Kupferelektrode, die in verdünnte Schwefelsäure eintauchen.
Im darauf basierenden Daniell-Element läuft folgende Gesamtreaktion ab:
Zn0 + Cu2+
Zn2+ + Cu0
Die Elektronen fließen immer vom unedlen Metall (Minuspol) zum edleren (Pluspol). Im
Daniell-Element also vom Zink zum Kupfer
Dabei löst sich die Zinkelektrode durch Oxidation auf, die Kupferelektrode vergrößert sich
durch die Ablagerung von Kupfer (Reduktion).
Zur Berechnung der Spannung eines galvanischen Elements bildet man die Differenz der
beiden Normalpotentiale. Beim Daniell-Element z. B.:
E(Cu) – E(Zn) = +0,34 –(-0,76) = +1,1 V
Walter Nernst fand, dass die Spannung von der Konzentration der Salzlösung abhängt. Wird
die Konzentration der Kupfersulfatlösung kleiner, nimmt die Spannung ab. Und genau das
passiert bei der Stromentnahme.
E(M/Mz+) = E0(M/Mz+) + R*T/(z*F)* lnc(Mz+)/c(M)
E
-- Elektrodenpotential eines Metalls M
E0
– Standardelektrodenpotential von M/Mz+
T
– Temperatur, bei der das Eletrodenpotential bestimmt wird
R
– Gaskonstante = 8,314 kJ/mol K
z
– Anzahl der ausgetauschten Elektronen
C(Mz+) – Konzentration der Mz+ Ionen in der Lösung
C(M) – Konzentration des Metalls in der festen Lösung
Beispiel Zink-Kohle-Batterie
Der Elektrolyt, eine Ammoniumchloridlösung, ist gelatiniert, ein Zinkbecher ist gleichzeitig
Elektrode und Behälter. Als Katode dient ein Grafitstab, der von Braunstein (MnO2) umhüllt
ist. Bei Stromentnahme wird das Zink oxidiert und löst sich auf, weshalb die Batterie
auslaufen kann. Die Zinkionen reagieren mit dem Ammoniumchlorid zu einem Komplex. Das
Mangan im Braunstein mit der Oxidationszahl +4 wird reduziert zu 3+ im MnO.
Die Spannung der Batterie ist 1,5 Volt und sinkt bei Stromentnahme schnell ab.
7.8.2 Sekundärelemente
Sekundärelemente sind elektrochemische Spannungsquellen, die sich nach deren Entleerung
wieder aufladen lassen.
Beispiel Bleiakkumulator
Bei der Entladung wandeln sich beide Platten oberflächlich in Bleisulfat um. Dabei wird
Schwefelsäure verbraucht. Die Platten werden durch einen Seperator aus Kunststoff
(Plattenscheider) getrennt, damit keine Kontakte entstehen.
Aus folgenden Halbgleichungen:
Pb + SO42PbSO4 + 2 ePbO2 + SO42- + 4 H+ + 2 ePbSO4 + 2 H2O
Ergibt sich folgende Gesamtreaktionsgleichung:
Pb + PbO2 + 2 H2SO4 ↔ 2 PbSO4 + 2 H2O
Dr. K.-H. Offenbecher
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Redoxreaktionen
7.8.3 Brennstoffzellen
Brennstoffzellen erzeugen auf elektrochemischem Weg
kontinuierlich Strom durch
Zuführung von Brennstoffen und Ableitung der Reaktionsprodukte.
Jede Verbrennung ist ein exothermer Vorgang. In Brennstoffzellen wird ein Teil der
normalerweise abgegebenen Wärmeenergie in elektrische Energie abgegeben.
Brennstoffzellen sind galvanische Elemente, bei denen ein Brennstoff (z.B. Wasserstoff) und
ein Oxidationsmittel (z.B. Sauerstoff der Luft) laufend zugeführt werden. Die Betriebsstoffe
reagieren an Elektroden, die sich nicht verändern.
Beispiel Knallgas – Brennstoffzelle:
Das Prinzip wurde bereits 1839 von William Robert Grove entdeckt. Der Wirkungsgrad
dieser Zellen beträgt ca. 50 %. Die Arbeitstemperaturen liegen je nach Anwendungsbereich
und der dadurch als Elektrolyt verwendeten Säure bei unter 100 °C (alkalischer Elektrolyt)
oder bei 100 – 200 °C (saurer Elektrolyt). Die Elektrodenreaktionen lauten:
2 H2 + 4 OH4H2O + 4 eO2 + 2 H2O + 4 e4 OHDaraus ergibt sich folgende Gesamtreaktionsgleichung:
2 H2 + O2
H2O
7.9
Elektrolyse
7.10 Technische Anwendungen
7.10.1 Elektrochemische Korrosion
Wenn unterschiedliche Metalle durch einen Elektrolyten leitend verbunden sind, kann
Korrosion auftreten. Dieser Elektrolyt ist meistens Wasser indem CO2, SO2 oder Salze gelöst
sind.
Metalle sind nie absolut rein. Zum Beispiel enthält Zink immer Kupfer. Befindet sich dieser
Cu Einschluss an der Oberfläche und kommt somit mit dem Elektrolyt in Verbindung entsteht
ein Lokalelement.
Durch Lokalelemente wird die Korrosion von Metallen stark gefördert. Unterschiedliche
Metalle, die in direktem Kontakt stehen (Nietverbindugen) zeigen gleiche Erscheinungen,
wenn die Kontaktstelle von einem Elektrolyt benetzt wird.
Weißblech besteht aus Eisenblech mit einem Zinnüberzug, da Zinn gegen schwache Säuren
unempfindlich ist. Wird dieser Überzug beschädigt, beginnt das Eisen sehr schnell zu
korrodieren.
Fe2+ + 2 eFe
Ist die Elektrolytlösung sauer entsteht dabei Wasser und Wasserstoff
H2↑ + 2 H2O
2 H3O+ + 2 ebei neutralen Elektrolyten entstehen Hydroxidionen
2 H2O + O2 + 4 e4 OHDr. K.-H. Offenbecher
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Redoxreaktionen
7.10.2 Korrosionsschutz
Passiver Korrosionsschutz
Dabei versucht man das zu schützende Metall mit Überzügen zu versehen, die Feuchtigkeit,
Luft, Salzlösungen (korrosionsfördernde Stoffe) vom Metall fernhalten.fernhalten. Beschichtungen, wie
Lackierungen
- Bildung von Oxidschichten bei unedlen Metallen: Brünierung, Chromatierung, Emaillierung
- anodische Oxidation zur Stärkung von sich selbst bildenden Oxidschichten wie bei AL, Cr,
Ni oder Zink
- Überzüge aus Metall, die selbst nicht korrosionsanfällig sind durch galvanisieren oder
Eintauchen in flüssiges Metall (Feuerverzinken)
(
Aktiver Korrosionsschutz
1.
Dabei wird durch dauernde chemische Einflüsse eine Korrosion vermieden oder stark
reduziert.
Man verbindet das zu schützende Metall leitend mit einem unedleren Metall (Opferanode).
(
Im
Elektrolyt löst sich dieses auf (z. B. Magnesium auf Eisen) weil die frei werdenden e- zum zu
schützenden Metall abfließen und somit Ionen aus der Elektrolytlösung entladen. Das edlere
schutzwürdigee Metall bleibt unbeschädigt. Metallüberzüge, die unedler sind als zu
schützende Metalle, können auch dann gegen Korrosion schützen, wenn der Überzug
teilweise beschädigt ist.
Beispiel: verzinktes Eisen; die im Zink frei werdenden e- fließen zum Eisen. Das
Da als Katode
wirkende Fe kann sich nicht auflösen.
2.
Durch das Anlegen eines Fremdstroms könne Metalle, die in ständigem Kontakt mit
korrodierenden Flüssigkeiten stehen, wirkungsvoll geschützt werden
Das zu schützende Metall wird als Katode mit einer
einer Spannungsquelle verbunden. Als Anode
dient ein Leiter, der in mit der gleichen Elektrolytlösung in Kontakt steht. Der Stromkreis
wird über die Bodenfeuchtigkeit (Elektrolyt) geschlossen.
Dr. K.-H. Offenbecher
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Dr. K.-H. Offenbecher
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Redoxreaktionen
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Redoxreaktionen
Aufgaben
1. Bestimme die Oxidationszahl des Schwefels in folgenden Verbindungen: K2SO4;
Na2SO3; SO2; SO3; H2S; H2S2O7; S8
2. Bestimme die Oxidationszahl des Stickstoffes in folgenden Verbindungen: NH3;
HNO3; N2O3; N2O; NO; N2H4
3. Warum sind elementare Halogene starke Oxidationsmittel?
4. Warum sind viele Metalle starke Reduktionsmittel?
5. Berechne die Spannung für folgende galvanische Zellen (1-molare Lösungen):
Mg/Mg2+ und Pb/Pb2+; Zn/Zn2+ und Ag/Ag+
6. Eine galvanische Zelle aus den Halbzellen Zn/Zn2+ und Pd/Pd2+ zeigt eine Spannung
von 1,75 Volt. Berechne das Normalpotential von Pd/Pd2+ wenn das von Zn/Zn2+ 0,76 V beträgt und der Pluspol beim Palladium liegt.
7. Warum fließen in einer galvanischen Zelle aus Magnesium und Kupfer Elektronen
vom Mg zum Cu, wenn man beide leitend verbindet.
8. Welche Reaktionen sind zu erwarten, wenn Bleche folgender Metalle in die
angegebenen
wässrigen
Salzlösungen
getaucht
werden:
Eisen in CuSO4; Kupfer in HgCl2; Silber in ZnSO4; Magnesium in Pb(NO3)2; Platin in
FeSO4; Kupfer in AgNO3
9. Was geschieht beim zugeben von Chlorwasser (elementares Chlor) in Kaliumbromidbzw. Kaliumiodidlösung
10. Was geschieht, wenn Bromwasser in Kaliumiodidlösung und Natriumchloridlösung
gegeben wird?
11. Was geschieht, wenn man in eine Lösung, die Cr3+ Ionen enthält, metallisches Eisen
gibt?
12. Formuliere die chemische Gleichung für eine Reaktion mit den Ausgangsstoffen
Kaliumchromat, Natriumsulfit und Salzsäure und den Reaktionsprodukten
Chromtrichlorid, Kaliumchlorid, Natriumsulfat und Wasser
13. Kupfer ist edler als Wasserstoff, es wird deshalb von nichtoxidierenden Säuren nicht
gelöst. In Salpetersäure wird Kupfer jedoch aufgelöst. Als Reaktionsprodukt entsteht
Kupfer(II)nitrat, NO und Wasser. Wie lautet die vollständige Reaktionsgleichung?
14. Berechne das Elektrodenpotential für das Redoxpaar Zn/Zn2+ bei einer Konzentration
der Zn2+-Ionen von 0,001 mol/l?
15. Berechne die Zellspannung für ein galvanisches Element aus den Halbzellen Cu/Cu2+
und Zn/Zn2+, wobei die Konzentration an Cu2+-Ionen 1 mol/l und die Konzentration
der Zn2+-Ionen 0,001 mol/l beträgt.
16. Wie groß ist die Zellspannung einer Konzentrationszelle, deren beide Halbzellen aus
dem Redoxpaar Zn/Zn2+ bestehen, wobei die Konzentration der Zinksalzlösung in der
einen Halbzelle 1 mol/l und in der anderen Halbzelle 0,001 mol/l beträgt? Wo liegt der
Minuspol dieser Konzentrationszelle?
17. Was versteht man unter einem „Lokalelement“?
18. Worin liegt die korrosionshemmende Wirkung der Lackierung bei einem
Kraftfahrzeug?
19. Was versteht man unter „Feuerverzinken“?
20. Warum rostet Weißblech besonders schnell, wenn seine Schutzschicht beschädigt ist?
21. Warum rostet verzinktes Eisen nicht, auch wenn die Zinkschicht stellenweise
beschädigt ist?
22. Erläutere anhand eines Beispiels den Begriff „Opferanode“.
23. Was sind Korrosionsinhibitoren?
24. 50 ml einer Wasserstoffperoxidlösung unbekannter Konzentration werden mit
Schwefelsäure angesäuert und anschließend mit Kaliumpermanganatlösung der
Konzentration c = KMnO4/5 = 0,1 mol/l titriert. Dabei werden bis zum Auftreten
Dr. K.-H. Offenbecher
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Redoxreaktionen
einer schwachen Rotviolettfärbung 32, 4 ml dieser Lösung verbraucht. Wie viel
Gramm Wasserstoffperoxid waren in der vorgelegten Lösung enthalten?
25. Bei Iodometrischer Titration muss häufig elementares Iod mit Thiosulfationen titriert
werden. Gib die Reaktionsgleichung für die zugrunde liegende Reaktion an.
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