Typische Fehler

So wird oft gerechnet: „In \(\ce{Cr2O7^2-}\) gilt \(2x+7\cdot(-2)=0\), also hat Chrom \(+7\).“

Richtig ist: Die Summe aller Oxidationszahlen ist gleich der Ladung des Teilchens — beim Dichromat-Ion \(-2\): \(2x-14=-2\Rightarrow x=+6\). Nur bei neutralen Molekülen ist die Summe 0.

So wird oft gerechnet: „Kupfer-Ionen werden zu Kupfer oxidiert, weil sie Elektronen bekommen.“

Richtig ist: Elektronenaufnahme ist Reduktion: Die OZ sinkt (\(+\mathrm{II}\to0\)). Oxidation = Elektronenabgabe, die OZ steigt. Das Oxidationsmittel wird selbst reduziert.

So wird oft gerechnet: „\(\ce{Al -> Al^3+ + 3 e-}\) und \(\ce{Cu^2+ + 2 e- -> Cu}\) ergeben zusammen \(\ce{Al + Cu^2+}\) \(\ce{-> Al^3+ + Cu}\).“

Richtig ist: Vor dem Addieren müssen abgegebene und aufgenommene Elektronen gleich sein: kgV von 3 und 2 ist 6 → \(\ce{2 Al + 3 Cu^2+}\) \(\ce{-> 2 Al^3+ + 3 Cu}\). Probe: Ladung links \(+6\), rechts \(+6\).

So wird oft gerechnet: „\(\ce{MnO4- + 5 e-}\) \(\ce{-> Mn^2+ + 4 H2O}\) ist ausgeglichen, Sauerstoff stimmt ja.“

Richtig ist: In saurer Lösung zuerst die Ladung mit \(\ce{H3O+}\) ausgleichen: links \(-1-5=-6\), rechts \(+2\) → \(8\,\ce{H3O+}\); dann Atome mit Wasser: \(\ce{MnO4- + 8 H3O+ + 5 e-}\) \(\ce{-> Mn^2+ + 12 H2O}\).

So wird oft gerechnet: „Bei der Permanganometrie gilt am Endpunkt \(n(\ce{Fe^2+})=n(\ce{MnO4-})\).“

Richtig ist: Ein Permanganat-Ion nimmt 5 Elektronen auf, ein Eisen(II)-Ion gibt nur eins ab: \(n(\ce{Fe^2+})=5\cdot n(\ce{MnO4-})\). Das Verhältnis steht immer in der ausgeglichenen Gleichung.

So wird oft gerechnet: „Ich lese wie immer am tiefsten Punkt des Meniskus ab und nehme den Endstand als Verbrauch.“

Richtig ist: Permanganat-Lösung ist so dunkel, dass man den tiefsten Punkt nicht sieht: am oberen Rand ablesen, am Anfang und am Ende gleich. Verbrauch \(V=V_{\text{Ende}}-V_{\text{Anfang}}\).

So wird oft gerechnet: „Die Anode ist der Minuspol — also wird bei der Elektrolyse am Minuspol oxidiert.“

Richtig ist: Anode und Kathode sind über den Vorgang definiert: Anode = Oxidation, Kathode = Reduktion. In der galvanischen Zelle ist die Anode Minuspol, bei der Elektrolyse Pluspol.

So wird oft gerechnet: „Nickel/Silber: \(\Delta E=0{,}80\,\mathrm{V}-0{,}26\,\mathrm{V}=0{,}54\,\mathrm{V}\).“

Richtig ist: Negative Potenziale mit Vorzeichen einsetzen: \(\Delta E=0{,}80\,\mathrm{V}-(-0{,}26\,\mathrm{V})=1{,}06\,\mathrm{V}\). Die Zellspannung ist der Abstand auf der Potenzialachse.

So wird oft gerechnet: „Die Elektronen fließen vom Zink durch die Salzbrücke zum Kupfer.“

Richtig ist: Elektronen fließen nur im Draht (Elektronenleiter). In Lösungen und Salzbrücke wandern Ionen: Anionen zur Anode, Kationen zur Kathode — so bleiben beide Lösungen neutral.

So wird oft gerechnet: „Bei \(\ce{Cu + 2 Ag+}\) \(\ce{-> Cu^2+ + 2 Ag}\) ist \(\Delta E=2\cdot0{,}80\,\mathrm{V}-0{,}34\,\mathrm{V}=1{,}26\,\mathrm{V}\).“

Richtig ist: Das Standardpotenzial ist eine Eigenschaft des Redoxpaars und hängt nicht davon ab, wie oft die Teilgleichung genommen wird: \(\Delta E=0{,}80\,\mathrm{V}-0{,}34\,\mathrm{V}=0{,}46\,\mathrm{V}\).

So wird oft gerechnet: „Beim Laden eines Akkus wird der Pluspol zum Minuspol.“

Richtig ist: Die Pole bleiben (das Ladegerät wird plus an plus angeschlossen). Es tauschen nur die Vorgänge: Beim Laden wird am Pluspol oxidiert (Anode) und am Minuspol reduziert (Kathode) — der Akku arbeitet als Elektrolysezelle.

So wird oft gerechnet: „Nickelchlorid-Lösung wird bei genau \(1{,}62\,\mathrm{V}\) zerlegt; mehr Spannung ist nie nötig.“

Richtig ist: \(\Delta E\) ist nur die Untergrenze: \(U_Z\geq\Delta E\). Gemessen wird etwas mehr, weil zusätzlich Widerstände und Hemmungen an den Elektroden überwunden werden müssen (besonders bei Gasen).