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Übung AFB I

Zehn Grundaufgaben von der Oxidationszahl bis zum Rost — wer sie sicher löst, hat die ersten Punkte der Klausur schon.

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Aufgabenblock — AFB I

Zehn Standardaufgaben zum Reproduzieren quer durch das Kapitel: Oxidationszahlen, Redoxgleichungen, Titration, galvanische Zellen, Nernst, Elektrolyse, Akku und Korrosion. Das sind die sicheren Punkte in jeder Klausur.

A1
Oxidationszahlen in drei Teilchen
AFB I

Bestimmen Sie die Oxidationszahl a) des Chroms im Dichromat-Ion \(\ce{Cr2O7^2-}\), b) des Schwefels (Mittelwert) im Thiosulfat-Ion \(\ce{S2O3^2-}\) und c) des Kohlenstoffs (Mittelwert) in Ethanal \(\ce{CH3CHO}\). Erläutern Sie, warum der Mittelwert in c) nicht die Oxidationszahlen der einzelnen C-Atome wiedergibt.

Regeln (4.1.1): O meist −II, H meist +I; Summe aller OZ = Ladung des Teilchens. Einzelne Atome zeigt nur die Strukturformel (Elektronen an den elektronegativeren Partner).
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a) \(2x + 7 \cdot (-2) = -2\) → \(x\) = +VI. b) \(2x + 3 \cdot (-2) = -2\) → \(x\) = +II (Mittelwert). c) \(2x + 4 \cdot (+1) + (-2) = 0\) → \(x\) = −I (Mittelwert). In der Strukturformel erhält das Methyl-C drei Elektronenpaare von den H-Atomen und teilt die C–C-Bindung: −III. Das Carbonyl-C gibt beide Bindungspaare zum O ab, erhält das Paar vom H: +I. Mittelwert \((-3 + 1) : 2 = -1\) — die Summenformel verwischt diesen Unterschied.
A2
Kupfer in Salpetersäure
AFB I

Kupfer löst sich in verdünnter Salpetersäure; dabei entsteht farbloses Stickstoffmonooxid NO. Formulieren Sie die Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion und stellen Sie die Gesamtgleichung (saure Lösung, mit \(\ce{H3O+}\)) auf. Geben Sie an, wie viele Elektronen im Formelumsatz übertragen werden und welchen Koeffizienten \(\ce{H3O+}\) erhält.

Schrittfolge (4.1.2): OZ → Teilgleichungen → Elektronen → Ladung mit \(\ce{H3O+}\) ausgleichen → Wasser ergänzen → auf gleiche Elektronenzahl bringen und addieren.
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Oxidation: \(\ce{Cu -> Cu^2+ + 2 e-}\) \(\;|\cdot 3\). Reduktion (N: +V → +II): \(\ce{NO3- + 4 H3O+ + 3 e-}\) \(\ce{-> NO + 6 H2O}\) \(\;|\cdot 2\). Gesamt: \(\ce{3 Cu + 2 NO3- + 8 H3O+}\) \(\ce{-> 3 Cu^2+ + 2 NO + 12 H2O}\). Übertragen werden 6 Elektronen, \(\ce{H3O+}\) erhält den Koeffizienten 8. Kontrolle Ladung: links \(-2 + 8 = +6\), rechts \(3 \cdot (+2) = +6\).
A3
Eisen(II)-Ionen permanganometrisch
AFB I

20,0 mL einer schwefelsauren Eisen(II)-sulfat-Lösung verbrauchen bis zur ersten bleibenden Rosafärbung 14,2 mL Kaliumpermanganat-Lösung \((c = 0{,}0200\,\text{mol/L})\). Formulieren Sie die Reaktionsgleichung und berechnen Sie a) die Stoffmengenkonzentration der Eisen(II)-Ionen und b) die Massenkonzentration an Eisen in g/L \((M(\ce{Fe}) = 55{,}85\,\text{g/mol})\).

mol/L
g/L
Redoxtitration (4.1.3): \(n_\text{P} = \dfrac{z_\text{M}}{z_\text{P}} \cdot c_\text{M} \cdot V_\text{M}\) — Permanganat nimmt 5 e⁻ auf, Fe²⁺ gibt 1 e⁻ ab.
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\(\ce{MnO4- + 5 Fe^2+ + 8 H3O+}\) \(\ce{-> Mn^2+ + 5 Fe^3+ + 12 H2O}\). \(n(\ce{MnO4-}) = 0{,}0200 \cdot 14{,}2 = 0{,}284\,\text{mmol}\) → \(n(\ce{Fe^2+}) = 5 \cdot 0{,}284 = 1{,}42\,\text{mmol}\). a) \(c = 1{,}42 : 20{,}0\) = 0,0710 mol/L. b) \(\beta = 0{,}0710 \cdot 55{,}85\) ≈ 3,97 g/L.
A4
Wer gibt, wer nimmt?
AFB I

Entscheiden Sie mithilfe der Spannungsreihe, ob die Reaktion abläuft: a) Brom-Wasser mit Kaliumiodid-Lösung, b) Iod mit Kaliumbromid-Lösung, c) Kupfer mit Salzsäure, d) Eisen mit Kupfer(II)-sulfat-Lösung. Nennen Sie für jede ablaufende Reaktion Elektronendonator und -akzeptor und berechnen Sie \(U^\circ\) für a). \(E^\circ\): \(\ce{Br2}/\ce{Br-}\) +1,07 V, \(\ce{I2}/\ce{I-}\) +0,54 V, \(\ce{Cu^2+}/\ce{Cu}\) +0,34 V, \(\ce{Fe^2+}/\ce{Fe}\) −0,41 V.

V
Vorhersage (4.1.4, 4.2.5): Ox₂ reagiert mit Red₁, wenn \(E^\circ(\text{Ox}_2/\text{Red}_2) > E^\circ(\text{Ox}_1/\text{Red}_1)\); \(U^\circ = E^\circ(\text{Akzeptorpaar}) - E^\circ(\text{Donatorpaar})\).
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a) läuft ab: \(\ce{Br2 + 2 I- -> 2 Br- + I2}\); Donator \(\ce{I-}\), Akzeptor \(\ce{Br2}\); \(U^\circ = 1{,}07 - 0{,}54\) = 0,53 V. b) läuft nicht ab — die Umkehrung von a). c) läuft nicht ab: Kupfer (+0,34 V) ist edler als Wasserstoff (0 V), \(\ce{H3O+}\) kann es nicht oxidieren. d) läuft ab: \(\ce{Fe + Cu^2+}\) \(\ce{-> Fe^2+ + Cu}\); Donator Fe, Akzeptor \(\ce{Cu^2+}\) — das Eisen überzieht sich mit Kupfer.
A5
Eine Aluminium-Kupfer-Zelle
AFB I

Ein Aluminiumblech in Aluminiumsulfat-Lösung und ein Kupferblech in Kupfer(II)-sulfat-Lösung (je \(c = 1\,\text{mol/L}\)) werden zu einer galvanischen Zelle verbunden. \(E^\circ(\ce{Al^3+}/\ce{Al}) = -1{,}66\,\text{V}\), \(E^\circ(\ce{Cu^2+}/\ce{Cu}) = +0{,}34\,\text{V}\). Geben Sie das Zelldiagramm und die Elektrodenreaktionen an, formulieren Sie die Zellreaktion und berechnen Sie die Standard-Zellspannung.

V
Galvanische Zelle (4.2.2, 4.2.3): Anode = Minuspol = Oxidation (stärkerer Donator); \(U^\circ = E^\circ(\text{Kathode}) - E^\circ(\text{Anode})\).
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\(\mathrm{Al}\,|\,\mathrm{Al^{3+}(aq)}\,\|\,\mathrm{Cu^{2+}(aq)}\,|\,\mathrm{Cu}\). Anode (−): \(\ce{Al -> Al^3+ + 3 e-}\) \(|\cdot 2\); Kathode (+): \(\ce{Cu^2+ + 2 e- -> Cu}\) \(|\cdot 3\). Zellreaktion: \(\ce{2 Al + 3 Cu^2+}\) \(\ce{-> 2 Al^3+ + 3 Cu}\). \(U^\circ = 0{,}34 - (-1{,}66)\) = 2,00 V — die Faktoren 2 und 3 ändern die Potenziale nicht. (In der Praxis liegt die Spannung wegen der Oxidschicht auf dem Aluminium deutlich darunter.)
A6
Messen gegen die Wasserstoffelektrode
AFB I

Beschreiben Sie den Aufbau der Standard-Wasserstoffelektrode. Geben Sie an, was das Voltmeter anzeigt, wenn a) eine Zink-Standardhalbzelle am V-Eingang und die SHE am COM-Eingang liegt, und b) eine Silber-Standardhalbzelle am COM-Eingang und die SHE am V-Eingang liegt. \(E^\circ\): Zn −0,76 V, Ag +0,80 V.

V
V
SHE (4.2.4): Platiniertes Platin, \(\ce{H2}\) mit 1013 hPa, \(c(\ce{H3O+}) = 1\,\text{mol/L}\), 25 °C; nur mit der SHE am COM zeigt das Gerät \(E^\circ\) mit richtigem Vorzeichen.
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Aufbau: platiniertes Platinblech, von Wasserstoff (1013 hPa) umspült, in Säure mit \(c(\ce{H3O+}) = 1\,\text{mol/L}\) bei 25 °C; Platinmohr katalysiert \(\ce{H2 + 2 H2O}\) \(\ce{<=> 2 H3O+ + 2 e-}\), \(E^\circ = 0{,}00\,\text{V}\) (Festlegung). a) Anzeige −0,76 V = \(E^\circ(\ce{Zn^2+}/\ce{Zn})\). b) Kabel vertauscht: gleicher Betrag, falsches Vorzeichen — Anzeige −0,80 V, obwohl \(E^\circ(\ce{Ag+}/\ce{Ag}) = +0{,}80\,\text{V}\).
A7
Silber verdünnt, Kupfer gegen Kupfer
AFB I

Berechnen Sie a) das Potenzial einer Silberhalbzelle mit \(c(\ce{Ag+}) = 0{,}010\,\text{mol/L}\) (\(E^\circ = +0{,}80\,\text{V}\)) und b) die Spannung einer Konzentrationszelle aus zwei Kupferhalbzellen mit \(c_1(\ce{Cu^2+}) = 1{,}0\,\text{mol/L}\) und \(c_2(\ce{Cu^2+}) = 0{,}0010\,\text{mol/L}\) (25 °C). Geben Sie in b) den Minuspol an.

V
V
Nernst (4.2.6, 4.2.7): \(E = E^\circ + \dfrac{0{,}059\,\text{V}}{z} \lg c(\ce{Me^{z+}})\); Konzentrationszelle \(U = \dfrac{0{,}059\,\text{V}}{z} \lg\dfrac{c_\text{konz}}{c_\text{verd}}\).
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a) \(E = 0{,}80 + 0{,}059 \cdot \lg 0{,}010 = 0{,}80 - 0{,}118\) ≈ 0,68 V. b) \(U = \dfrac{0{,}059}{2} \cdot \lg\dfrac{1{,}0}{0{,}0010} = 0{,}0295 \cdot 3\) ≈ 0,089 V. Minuspol (Anode) ist die verdünnte Halbzelle: Dort geht Kupfer in Lösung, bis sich die Konzentrationen angeglichen haben.
A8
Zinkchlorid-Lösung elektrolysieren
AFB I

Eine Zinkchlorid-Lösung \((c = 1\,\text{mol/L})\) wird zwischen Graphitelektroden 30 min lang mit \(I = 0{,}50\,\text{A}\) elektrolysiert. Formulieren Sie die Elektrodenreaktionen mit Polen und berechnen Sie a) die theoretische Zersetzungsspannung aus den Standardpotenzialen (\(\ce{Zn^2+}/\ce{Zn}\) −0,76 V, \(\ce{Cl2}/\ce{Cl-}\) +1,36 V) und b) die Masse des abgeschiedenen Zinks \((M = 65{,}38\,\text{g/mol},\ F = 96\,485\,\text{C/mol})\).

V
g
Elektrolyse (4.3.1, 4.3.3, 4.5.3): Kathode (−) Reduktion, Anode (+) Oxidation; \(Q = I \cdot t\), \(m = \dfrac{I \cdot t \cdot M}{z \cdot F}\).
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Kathode (Minuspol): \(\ce{Zn^2+ + 2 e- -> Zn}\); Anode (Pluspol): \(\ce{2 Cl- -> Cl2 + 2 e-}\). a) \(\Delta E = 1{,}36 - (-0{,}76)\) = 2,12 V (tatsächlich wegen der Überspannung etwas mehr). b) \(Q = 0{,}50\,\text{A} \cdot 1800\,\text{s} = 900\,\text{C}\); \(m = \dfrac{900 \cdot 65{,}38}{2 \cdot 96\,485}\) ≈ 0,305 g.
A9
Der Bleiakku in beide Richtungen
AFB I

Formulieren Sie für den Bleiakkumulator die Reaktionen am Minus- und am Pluspol sowie die Gesamtgleichung mit Beschriftung „Entladen/Laden“. Geben Sie für beide Vorgänge an, welche Platte Anode ist, und erklären Sie, warum man den Ladezustand mit einem Dichtemesser (Aräometer) prüfen kann.

Akkumulator (4.4.2): Pole bleiben, Anode/Kathode richten sich nach dem Vorgang; beim Entladen werden beide Platten zu \(\ce{PbSO4}\).
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Minuspol: \(\ce{Pb + SO4^2-}\) \(\ce{<=> PbSO4 + 2 e-}\). Pluspol: \(\ce{PbO2 + SO4^2- + 4 H3O+ + 2 e-}\) \(\ce{<=> PbSO4 + 6 H2O}\). Gesamt: \(\ce{Pb + PbO2 + 2 H2SO4}\) \(\ce{<=>[\text{Entladen}][\text{Laden}] 2 PbSO4 + 2 H2O}\) (OZ von Pb: 0 und +IV → +II). Entladen: Blei-Platte (Minuspol) ist Anode. Laden: Blei-Platte ist Kathode, die PbO₂-Platte Anode — die Pole bleiben gleich. Beim Entladen wird Schwefelsäure verbraucht und Wasser gebildet; die Dichte sinkt von etwa 1,28 auf 1,10 g/cm³ und ist damit ein Maß für den Ladezustand.
A10
Zwei Wege zum Rost
AFB I

Formulieren Sie die Gesamtgleichungen der Säure- und der Sauerstoffkorrosion von Eisen. Berechnen Sie mit der Nernst-Gleichung die Potenziale a) \(E(\ce{H3O+}/\ce{H2})\) und b) \(E(\ce{O2}/\ce{OH-})\) bei pH 7 (\(E^\circ(\ce{O2}) = 1{,}23\,\text{V}\)) und begründen Sie damit, welche Korrosionsart in neutralem Wasser abläuft.

V
V
Korrosion (4.5.2): \(E(\ce{H3O+}/\ce{H2}) = -0{,}059\,\text{V} \cdot \mathrm{pH}\); \(E(\ce{O2}) = 1{,}23\,\text{V} - 0{,}059\,\text{V} \cdot \mathrm{pH}\); \(E^\circ(\ce{Fe^2+}/\ce{Fe}) = -0{,}41\,\text{V}\).
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Säurekorrosion: \(\ce{Fe + 2 H3O+}\) \(\ce{-> Fe^2+ + H2 + 2 H2O}\). Sauerstoffkorrosion: \(\ce{2 Fe + O2 + 2 H2O}\) \(\ce{-> 2 Fe^2+ + 4 OH-}\). a) \(E = -0{,}059 \cdot 7\) ≈ −0,41 V — genauso tief wie Eisen, keine Triebkraft. b) \(E = 1{,}23 - 0{,}41\) = 0,82 V — über 1 V oberhalb des Eisens. In neutralem Wasser treibt deshalb nur der gelöste Sauerstoff die Korrosion an.