Ionen wandern, Elektroden reagieren, Elektronen werden gezählt — zehn Übungen zu erzwungenen Redoxreaktionen.
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Übungsaufgaben
Zehn Übungen von AFB I bis AFB III — jede gibt dir sofort Rückmeldung, bei Schwierigkeiten helfen zwei gestufte Tipps.
A1
Wohin wandern die Ionen?
AFB I
Ordnen Sie jedes Ion der Elektrode zu, zu der es bei einer Elektrolyse wandert.
Ziehe jede Karte in den passenden Korb — oder wähle sie mit Enter aus und drücke dann die Ziffer des Korbs (0 legt sie zurück).
1zur Kathode (−)
2zur Anode (+)
Kationen (positiv) werden vom Minuspol angezogen, Anionen (negativ) vom Pluspol — unabhängig davon, ob sie dort auch reagieren.
Ansatz: Positive Ionen zum Minuspol.
Weiter: Auch Sulfat wandert, selbst wenn es nicht oxidiert wird.
A2
Aussagen zur Elektrolyse
AFB I
Entscheiden Sie, ob die Aussage zutrifft.
Fünf Aussagen nacheinander. Eine falsche Einschätzung reicht — dann startest du die Serie mit „Neue Runde“ neu.
Aussage 1 von 5
Oxidation an der Anode, Reduktion an der Kathode — nur die Pole unterscheiden sich von der galvanischen Zelle.
Ansatz: Welche Teilchen sind im Elektrolyten beweglich?
Weiter: Pole und Elektrodennamen auseinanderhalten.
A3
Anodenreaktion aufstellen
AFB I
Eine Kupferchlorid-Lösung wird elektrolysiert; an der Anode entsteht ein stechend riechendes Gas. Formulieren Sie die Anodenreaktion aus den Bausteinen.
Setze den Bauplan von links nach rechts zusammen. Ein Klick legt den Baustein auf den nächsten freien Platz, ein Klick im Bauplan legt ihn zurück. Enter funktioniert genauso.
Chlor ist ein zweiatomiges Molekül; zwei Chlorid-Ionen geben je ein Elektron ab. Die Elektronen stehen bei der Oxidation auf der Produktseite.
Ansatz: Chlor kommt als Cl₂ vor.
Weiter: Oxidation: Elektronen werden abgegeben.
A4
Welche Produkte entstehen?
AFB II
Geben Sie an, welche Stoffarten bei der Elektrolyse an den Elektroden entstehen.
Setze alle zutreffenden Kreuze — in manchen Zeilen passen mehrere. Enter setzt und löscht.
Stoff
Metall
Halogen
H₂
O₂
NaCl-Schmelze
CuBr₂-Lösung
Salzsäure
Al₂O₃-Schmelze
Kathode: Metall-Kationen bzw. H₃O⁺ werden reduziert; Anode: Halogenid- bzw. Oxid-Ionen werden oxidiert. Salzsäure enthält kein Metall-Kation — an der Kathode entsteht Wasserstoff.
Ansatz: Je Zeile zwei Kreuze: ein Kathoden- und ein Anodenprodukt.
Weiter: In der Aluminiumoxid-Schmelze wird O²⁻ oxidiert.
A5
Bilanz einer Kupferchlorid-Elektrolyse
AFB II
Bei der Elektrolyse einer Kupferchlorid-Lösung werden an der Kathode 0,635 g Kupfer abgeschieden (\(M(\ce{Cu}) = 63{,}55\,\text{g/mol}\), \(V_m = 24{,}5\,\text{L/mol}\) bei 25 °C). Berechnen Sie schrittweise.
Rechne die Kette Schritt für Schritt: Erst wenn ein Schritt stimmt, wird der nächste freigeschaltet. Enter prüft.
\(n(\ce{Cu})\) =mmol
\(n(\ce{e-})\) =mmol
\(V(\ce{Cl2})\) =mL
\(n(\ce{Cu}) = 0{,}635\,\text{g} / 63{,}55\,\tfrac{\text{g}}{\text{mol}} = 10{,}0\,\text{mmol}\); je Cu²⁺ zwei Elektronen: 20,0 mmol; je Cl₂ ebenfalls zwei Elektronen, also \(n(\ce{Cl2}) = 10{,}0\,\text{mmol}\) und \(V = 245\,\text{mL}\). Häufiger Fehler: \(n(\ce{Cl2}) = n(\ce{e-})\) setzen.
Ansatz: Kupfer: Cu²⁺ + 2 e⁻ → Cu.
Weiter: Die Elektronenzahl verbindet beide Elektroden.
A6
Den Stromkreis verfolgen
AFB II
Beschreiben Sie den Weg der Ladung bei der Elektrolyse von Kupferchlorid-Lösung, indem Sie die Schritte ordnen — beginnend am Minuspol der Spannungsquelle.
Ziehe die Karten in die richtige Reihenfolge — mit der Tastatur: ↑/↓ verschiebt, Shift+↑/↓ wechselt nur den Fokus.
1Elektronen fließen vom Minuspol der Quelle durch den Draht zur Kathode.
2Cu²⁺-Ionen nehmen an der Kathode je zwei Elektronen auf.
3In der Lösung wandern Cu²⁺ zur Kathode und Cl⁻ zur Anode.
4Cl⁻-Ionen geben an der Anode je ein Elektron ab.
5Die Elektronen fließen von der Anode zum Pluspol der Quelle zurück.
Der Stromkreis ist geschlossen: Elektronenleitung im Draht, Ionenleitung in der Lösung, Elektronenübergänge an den Elektrodenoberflächen.
Ansatz: Die Quelle „pumpt“ Elektronen zur Kathode.
Weiter: Die Ionenwanderung verbindet beide Elektroden.
A7
Mix: Oxidationszahlen an den Elektroden
AFB II
Ermitteln Sie mithilfe der Oxidationszahlen (4.1.1) die Änderung, die das Teilchen an der Elektrode erfährt.
Klicke links einen Eintrag an und dann rechts den passenden — es entsteht eine Verbindungslinie. Mit der Tastatur: Enter zum Auswählen, ↑/↓ zum Wandern.
Kathodenprodukte: Oxidationszahl sinkt (Reduktion). Anodenprodukte: Oxidationszahl steigt (Oxidation). Elemente haben immer die Oxidationszahl 0.
Ansatz: Die Oxidationszahl im Ion entspricht seiner Ladung.
Weiter: Elemente: Oxidationszahl 0.
A8
Protokollcheck: Kupferbromid
AFB III
Ein Schüler protokolliert die Elektrolyse einer Kupferbromid-Lösung. Überprüfen Sie das Protokoll und markieren Sie die falschen Zeilen.
In diesem Text stecken Fehler. Klicke genau die falschen Zeilen an — die richtigen musst du stehen lassen.
Die Umkehrung, Kupfer + Brom → Kupferbromid, ist die freiwillige Reaktion.
Ansatz: Wo wird reduziert?
Weiter: Drei Zeilen sind falsch.
A9
Trickaufgabe: Wechselspannung
AFB III
Statt Gleichspannung wird eine Wechselspannung (50 Hz) an eine Kupferchlorid-Lösung angelegt. Beurteilen Sie die Aussagen.
Mehrere Antworten sind richtig. Markiere alle zutreffenden und klicke dann auf „Prüfen“.
Für eine Elektrolyse braucht man eine feste Polung. Deshalb werden Leitfähigkeiten mit Wechselspannung gemessen — dort ist die Zersetzung gerade unerwünscht.
Ansatz: Was bedeutet „Pol wechselt“ für die Elektrodenreaktionen?
Weiter: Leitfähigkeit ≠ Elektrolyse.
A10
Kaliumiodid mit Indikator
AFB III
Eine Kaliumiodid-Lösung mit einigen Tropfen Phenolphthalein wird elektrolysiert: An einer Elektrode färbt sich die Lösung braun, an der anderen steigen Gasblasen auf und die Lösung wird pink. Deuten Sie die Beobachtungen.
Wort anklicken, dann Lücke anklicken (oder umgekehrt) — mit Tab und Enter geht es genauso. Ein Klick auf eine gefüllte Lücke legt das Wort zurück.
Die Braunfärbung entsteht am , weil dort Iodid-Ionen zu oxidiert werden. Am Minuspol werden nicht die K⁺-Ionen, sondern -Moleküle reduziert; es entstehen Wasserstoff und -Ionen, die Phenolphthalein pink färben. Kalium wird nicht abgeschieden, weil es ein viel stärkeres ist als Wasserstoff.
Kathode: 2 H₂O + 2 e⁻ → H₂ + 2 OH⁻. Nicht jedes Kation wird abgeschieden — in wässriger Lösung konkurriert Wasser (Spannungsreihe, 4.2.5).
Ansatz: Pink bedeutet: alkalisch.
Weiter: Kalium steht ganz unten in der Spannungsreihe.
