Oben links reagiert mit unten rechts: Mit der Spannungsreihe Reaktionen vorhersagen und Zellspannungen berechnen.
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Übungsaufgaben
Zehn Übungen zum Klicken, Zuordnen, Rechnen und Knobeln — von AFB I bis AFB III, mit einer Mix-Aufgabe aus früheren Unterkapiteln und einer Trickaufgabe. Jede Übung gibt sofort Rückmeldung; bei Schwierigkeiten helfen die gestuften Tipps.
A1
Zellspannungen zuordnen
AFB I
Ordnen Sie jeder Zelle (Standardbedingungen) ihre Zellspannung \(\Delta E\) zu.
Klicken Sie links einen Eintrag an und dann rechts den passenden — es entsteht eine Verbindungslinie. Mit der Tastatur: Enter zum Auswählen, ↑/↓ zum Wandern.
\(\Delta E = E^\circ(\text{Akzeptor}) - E^\circ(\text{Donator})\), z. B. \(1{,}50 - (-0{,}26) = 1{,}76\,\mathrm{V}\). Die Lithium-Fluor-Kombination zeigt die größtmögliche Spannung der Tabelle — praktisch ist sie nicht nutzbar.
Rechts in der Zellschreibweise steht der Akzeptor (Pluspol).
Minus mal Minus: 1,50 − (−0,26) = 1,50 + 0,26.
A2
Wer oxidiert Iodid-Ionen?
AFB I
Nennen Sie alle Teilchen, die Iodid-Ionen unter Standardbedingungen freiwillig zu Iod oxidieren können.
Mehrere Antworten sind richtig. Markieren Sie alle zutreffenden und klicken Sie dann auf „Prüfen“.
Ein Oxidationsmittel oxidiert \(\ce{I-}\), wenn sein Paar über \(\ce{I2}/\ce{I-}\) (+0,54 V) steht: \(\ce{Br2}\), \(\ce{Fe^3+}\), \(\ce{MnO4-}\). Metall-Ionen unedler Metalle sind sehr schwache Oxidationsmittel.
Suchen Sie Paare mit \(E^\circ > +0{,}54\,\mathrm{V}\).
Drei Teilchen sind richtig.
A3
Regeln der Spannungsreihe
AFB I
Entscheiden Sie, ob die Aussagen stimmen.
5 Aussagen nacheinander. Eine falsche Einschätzung reicht — dann starten Sie die Serie mit „Neue Runde“ neu.
Aussage 1 von 5
Starke Oxidationsmittel oben links, starke Reduktionsmittel unten rechts — und E° wird nie mit Koeffizienten multipliziert.
Rechnen Sie selbst und tragen Sie das Ergebnis ein — Enter prüft direkt. Dezimalzahlen mit Komma oder Punkt.
V
Akzeptor \(\ce{Sn^2+}\), Donator Al: \(\Delta E = -0{,}14\,\mathrm{V} - (-1{,}66\,\mathrm{V}) = 1{,}52\,\mathrm{V}\). Dass in der Gleichung \(\ce{2 Al + 3 Sn^2+}\) steht, ändert daran nichts.
Welches Paar hat das größere E°? Dort ist der Akzeptor.
ΔE = E°(Akzeptor) − E°(Donator).
A5
Läuft das freiwillig?
AFB II
Ordnen Sie die Reaktionen ein (Standardbedingungen).
Ziehen Sie jede Karte in den passenden Korb — oder wählen Sie sie mit Enter aus und drücken Sie dann die Ziffer des Korbs (0 legt sie zurück).
1läuft freiwillig ab
2läuft nicht freiwillig ab
Freiwillig reagiert die oxidierte Form des oberen mit der reduzierten Form des unteren Paars (ΔE > 0). Die letzte Reaktion ist die Umkehrung der zweiten — sie hat \(\Delta E = -0{,}23\,\mathrm{V}\).
Bestimmen Sie Akzeptor und Donator und berechnen Sie ΔE.
Drei Reaktionen laufen freiwillig ab.
A6
Nickel trifft Brom
AFB II
Nickel wird in Bromwasser getaucht. Stellen Sie die Gleichung der freiwillig ablaufenden Reaktion auf.
Klicken Sie die Bausteine in der richtigen Reihenfolge an — sie wandern nacheinander in die Plätze. Ein Klick auf einen belegten Platz gibt den Baustein zurück.
\(\ce{Br2}\) (+1,07 V) ist Akzeptor, Ni (−0,26 V) Donator; \(\Delta E = 1{,}33\,\mathrm{V}\). Je Formelumsatz werden 2 Elektronen übertragen: \(\ce{Ni + Br2 -> Ni^2+ + 2 Br-}\).
Nickel bildet zweifach geladene Ionen.
Ein Br₂-Molekül nimmt zwei Elektronen auf.
A7
Zwei Reihen, ein Prinzip
MixAFB II
Vergleichen Sie die Spannungsreihe mit der Säure-Base-Reihe aus Kapitel 3. Vervollständigen Sie den Text — drei Wörter bleiben übrig.
Wort anklicken, dann Lücke anklicken (oder umgekehrt) — mit Tab und Enter geht es genauso. Ein Klick auf eine gefüllte Lücke legt das Wort zurück.
In der Säure-Base-Reihe sind die korrespondierenden Paare nach ihrem -Wert geordnet, in der Spannungsreihe nach ihrem . In beiden Reihen gilt: Zu einem sehr starken Oxidationsmittel gehört ein sehr korrespondierendes Reduktionsmittel. Freiwillig reagiert das stärkere Oxidationsmittel mit dem stärkeren — so wie die stärkere Säure mit der stärkeren .
Übrig bleiben „starkes“, „Siedepunkt“ und „Katalysator“. Beide Reihen folgen dem Donator-Akzeptor-Prinzip; ΔE spielt für Redoxreaktionen die Rolle, die der pKS-Unterschied für Säure-Base-Reaktionen spielt.
Wonach sortiert man Säuren, wonach Redoxpaare?
Stark ↔ schwach gilt in beiden Reihen.
A8
Rechenweg mit Fehlern
AFB III
Ein Schüler untersucht die Zelle \(\ce{Ni | Ni^2+ || Fe^3+, Fe^2+ | Pt}\). Überprüfen Sie seinen Rechenweg.
In diesem Text stecken Fehler. Klicken Sie genau die falschen Zeilen an — die richtigen müssen stehen bleiben.
Richtig: ΔE = +1,03 V, Nickel ist Anode und Minuspol, Fe³⁺ wird am Platin reduziert.
Prüfen Sie die Formel für ΔE und die Rolle der Koeffizienten.
Drei Zeilen sind falsch.
A9
Was passiert im Reagenzglas?
AFB III
Beurteilen Sie für jeden Ansatz (Standardbedingungen), ob eine Reaktion abläuft und ob dabei Wasserstoff entsteht. \(E^\circ(\ce{Cu^2+}/\ce{Cu}) = +0{,}34\,\mathrm{V}\), \(E^\circ(\ce{H3O+}/\ce{H2}) = 0{,}00\,\mathrm{V}\).
Setzen Sie in jeder Zeile so viele Kreuze, wie zutreffen — es können mehrere, eines oder keines sein. Enter setzt und löscht.
Ansatz
Reaktion läuft ab
Wasserstoff entsteht
Nickel in Salzsäure
Gold in Salzsäure
Aluminium in Zinn(II)-chlorid-Lösung
Zinn in Nickelsulfat-Lösung
Kupfer in Eisen(III)-chlorid-Lösung
Natrium in Salzsäure
Nickel und Natrium stehen unter dem Wasserstoff und reduzieren \(\ce{H3O+}\). Zinn ist edler als Nickel und reduziert \(\ce{Ni^2+}\) nicht. Kupfer steht unter \(\ce{Fe^3+}/\ce{Fe^2+}\) und löst sich — ohne Gas, weil \(\ce{Fe^3+}\) zu \(\ce{Fe^2+}\) reduziert wird. (Aluminium reagiert in der Praxis wegen seiner Oxidschicht oft verzögert.)
Vergleichen Sie jeweils die beiden beteiligten Redoxpaare.
Wasserstoff entsteht nur, wenn H₃O⁺ der Akzeptor ist.
A10
Trickaufgabe: Eisen(II) an der Luft
TrickAFB III
Eine Eisen(II)-sulfat-Lösung wird an der Luft langsam gelb: Sauerstoff oxidiert \(\ce{Fe^2+}\) zu \(\ce{Fe^3+}\) (saure Lösung). Bestimmen Sie \(\Delta E\) dieser Reaktion.
Schieben Sie den Regler auf Ihre Antwort — Pfeiltasten bewegen ihn schrittweise. Nach dem Prüfen sehen Sie den Trefferbereich.
0 V2 V
Akzeptor \(\ce{O2}\) (+1,23 V), Donator \(\ce{Fe^2+}\) aus dem Paar \(\ce{Fe^3+}/\ce{Fe^2+}\) (+0,77 V): \(\Delta E = 1{,}23 - 0{,}77 = 0{,}46\,\mathrm{V}\). Die Falle: Der Donator hat hier ein positives Standardpotenzial — Donator ist einfach das Paar mit dem kleineren E°, nicht zwingend ein unedles Metall. Wer \(\ce{Fe^2+}/\ce{Fe}\) (−0,44 V) nimmt, verwechselt die Paare.
Welches Redoxpaar enthält Fe²⁺ als reduzierte Form?
