Typische Fehler

So wird es oft geschrieben: „Im \(\ce{MnO4-}\) liegt ein \(\ce{Mn^7+}\)-Ion vor.“

Richtig ist: +VII ist eine Rechengröße nach gedachter Elektronenzuteilung; die Bindungen sind polar-kovalent, das ganze Ion trägt die Ladung −1 (4.1.1).

OZ als römische Zahl über das Symbol, Ladung rechts oben ans Teilchen.

So wird es oft geschrieben: \(\ce{Cr2O7^2- + 6 e-}\) \(\ce{-> 2 Cr^3+ + 7 H2O}\) — und dann „irgendwie“ H⁺ ergänzt, zum Beispiel 7.

Richtig ist: Nach den Elektronen zuerst die Ladung ausgleichen: links \(-2 - 6 = -8\), rechts \(+6\) → 14 H⁺ (bzw. 14 H₃O⁺); erst dann Wasser (4.1.2).

Erst Elektronen, dann Ladung, dann Wasser.

So wird es oft geschrieben: \(n(\ce{Fe^2+}) = n(\ce{MnO4-}) = c \cdot V\).

Richtig ist: Permanganat nimmt 5 e⁻ auf, Fe²⁺ gibt 1 e⁻ ab: \(n(\ce{Fe^2+}) = 5 \cdot n(\ce{MnO4-})\) (4.1.3).

Das Verhältnis kommt aus der Elektronenbilanz.

So wird es oft geschrieben: „Zink ist das Reduktionsmittel, also wird Zink reduziert.“

Richtig ist: Das Reduktionsmittel reduziert den Partner und wird dabei selbst oxidiert: \(\ce{Zn -> Zn^2+ + 2 e-}\) (4.1.4).

Reduktionsmittel = Elektronendonator = wird oxidiert.

So wird es oft geschrieben: „Bei der Elektrolyse von Zinkiodid ist die Anode der Minuspol.“

Richtig ist: Anode ist der Ort der Oxidation: in der galvanischen Zelle Minuspol, bei der Elektrolyse Pluspol. Beim Laden eines Akkus tauschen Anode und Kathode, die Pole bleiben (4.2.3, 4.3.1, 4.3.2).

Anode über den Vorgang bestimmen, nie über das Vorzeichen.

So wird es oft geschrieben: Im Zellbild läuft der e⁻-Pfeil vom Kupfer durch die Salzbrücke zurück zum Zink.

Richtig ist: Elektronen fließen nur im Draht (Anode → Kathode). In Lösungen und Salzbrücke wandern Ionen: Anionen zur Anode, Kationen zur Kathode (4.2.2).

Draht: Elektronen. Lösung: Ionen.

So wird es oft geschrieben: \(\ce{2 Ag+ + 2 e- -> 2 Ag}\): \(E^\circ = 2 \cdot 0{,}80 = 1{,}60\,\text{V}\).

Richtig ist: \(E^\circ\) ist eine Stoffeigenschaft und bleibt \(+0{,}80\,\text{V}\); für Zn/Ag gilt \(U^\circ = 0{,}80 - (-0{,}76) = 1{,}56\,\text{V}\) (4.2.5).

Potenziale werden nie vervielfacht.

So wird es oft geschrieben: Daniell: \(U^\circ = -0{,}76 - 0{,}34 = -1{,}10\,\text{V}\) — „die Reaktion läuft nicht“.

Richtig ist: \(U^\circ = E^\circ(\text{Kathode}) - E^\circ(\text{Anode})\); Kathode ist das Paar mit dem höheren \(E^\circ\): \(0{,}34 - (-0{,}76) = +1{,}10\,\text{V}\) (4.2.5).

Oben minus unten — positiv heißt freiwillig.

So wird es oft geschrieben: \(\ce{Cl2 + 2 e- <=> 2 Cl-}\), \(c(\ce{Cl-}) = 0{,}1\): \(E = 1{,}36 + 0{,}059 \cdot \lg\frac{1}{0{,}1}\).

Richtig ist: Vorfaktor \(0{,}059\,\text{V}/z\) und Koeffizient als Exponent: \(E = 1{,}36 + \frac{0{,}059}{2} \lg\frac{1}{0{,}1^2} = 1{,}42\,\text{V}\) (4.2.6).

z in den Nenner, Koeffizienten in den Exponenten.

So wird es oft geschrieben: „In der Halbzelle mit mehr Ionen gibt es mehr Ladung, also ist sie Minuspol.“

Richtig ist: In der verdünnten Halbzelle geht Metall in Lösung, dort bleiben Elektronen zurück: verdünnt = Anode = Minuspol, konzentriert = Kathode (4.2.7).

Verdünnt ist Minus — die Zelle gleicht die Konzentrationen an.

So wird es oft geschrieben: Elektrolyse von Salzsäure: „Ab 1,36 V entwickeln sich H₂ und Cl₂.“

Richtig ist: \(U_\text{Z} = \Delta E + \eta_\text{A} + |\eta_\text{K}|\); die Überspannungen (vor allem bei Gasen) erhöhen die Spannung deutlich — und können sogar das Produkt ändern (Cl₂ statt O₂) (4.3.3).

Erst Nernst, dann Überspannung addieren.

So wird es oft geschrieben: „Verzinntes Blech ist besser geschützt als verzinktes, weil Zinn edler ist.“

Richtig ist: Solange die Schicht dicht ist, ja. Nach einem Kratzer wird beim Weißblech das Eisen Anode (kleine Anode, große Zinn-Kathode) und rostet schnell durch; beim verzinkten Blech opfert sich das Zink (4.5.1, 4.5.3).

Bei Verletzung korrodiert immer das unedlere Metall.