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Übung AFB I

Zehn Grundaufgaben von der Oxidationszahl bis zum Brennstoffzellen-Stapel — wer sie sicher löst, hat die ersten Punkte schon.

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Aufgabenblock — AFB I

Zehn Standardaufgaben zum Reproduzieren: Oxidationszahlen bestimmen, Gleichungen ausgleichen, Zellspannungen berechnen und eine Redoxtitration auswerten — quer durch alle Unterkapitel.

A1
Chrom im Dichromat
AFB I

Ältere Alkohol-Prüfröhrchen enthalten orangefarbenes Kaliumdichromat, \(\ce{K2Cr2O7}\). Bestimmen Sie die Oxidationszahl des Chrom-Atoms (als Zahl mit Vorzeichen, z. B. 3 oder −2).

Oxidationszahlen aus Regeln: Kalium als Alkalimetall \(+\mathrm{I}\), Sauerstoff \(-\mathrm{II}\); die Summe aller OZ ergibt die Ladung des Teilchens (hier 0).
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\(2\cdot(+1)+2\cdot x+7\cdot(-2)=0\ \Rightarrow\ 2x=12\) = \(+\mathrm{VI}\)
A2
Chlor im Chlorreiniger
AFB I

Chlorhaltige Sanitärreiniger enthalten Natriumhypochlorit, \(\ce{NaClO}\). Bestimmen Sie die Oxidationszahl des Chlor-Atoms.

Oxidationszahlen aus Regeln: Natrium \(+\mathrm{I}\), Sauerstoff \(-\mathrm{II}\) (kein Peroxid). Chlor hat hier nicht −I — es ist an das elektronegativere O gebunden.
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\((+1)+x+(-2)=0\) = \(+\mathrm{I}\)
A3
Elektronen im Thermit-Verfahren
AFB I

Beim Thermit-Schweißen von Eisenbahnschienen reagiert Aluminium mit Eisen(III)-oxid: \(\ce{2 Al + Fe2O3}\) \(\ce{-> Al2O3 + 2 Fe}\). Geben Sie an, wie viele Elektronen bei diesem Formelumsatz insgesamt übertragen werden.

Elektronenzahl: Elektronenzahl = Änderung der Oxidationszahl · Zahl der betroffenen Atome. Es reicht, eine Seite (Oxidation oder Reduktion) auszuzählen.
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Al: \(0\to+\mathrm{III}\), zwei Atome: \(2\cdot3\); Kontrolle Fe: \(+\mathrm{III}\to0\), zwei Atome: \(2\cdot3\) = 6 Elektronen
A4
Kupfer in konzentrierter Salpetersäure
AFB I

Kupfer löst sich in konzentrierter Salpetersäure unter Bildung von braunem Stickstoffdioxid: \(\ce{Cu + 2 NO3- + $x$ H3O+}\) \(\ce{-> Cu^2+ + 2 NO2 + $y$ H2O}\). Bestimmen Sie den Koeffizienten \(x\) vor \(\ce{H3O+}\).

Ausgleichen in saurer Lösung: Erst die Elektronen, dann die Ladung mit \(\ce{H3O+}\) ausgleichen, zuletzt Sauerstoff und Wasserstoff mit \(\ce{H2O}\).
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Ladung rechts: \(+2\); links: \(2\cdot(-1)+x=+2\ \Rightarrow\ x=4\); dann \(y=6\) (H: \(12=12\), O: \(6+4=4+6\)) = 4
A5
Zellspannung Nickel | Silber
AFB I

Eine Nickel-Halbzelle wird mit einer Silber-Halbzelle zu einer galvanischen Zelle verbunden (Standardbedingungen). Berechnen Sie die Zellspannung mit \(E^\circ(\ce{Ni^2+}/\ce{Ni})=-0{,}26\,\mathrm{V}\) und \(E^\circ(\ce{Ag+}/\ce{Ag})=+0{,}80\,\mathrm{V}\).

V
Zellspannung: \(\Delta E=E^\circ(\text{Akzeptor})-E^\circ(\text{Donator})\); Akzeptor ist das Paar mit dem größeren \(E^\circ\). Minus mal Minus beachten.
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\(\Delta E=0{,}80\,\mathrm{V}-(-0{,}26\,\mathrm{V})\) = \(1{,}06\,\mathrm{V}\)
A6
Standardpotenzial aus der Messung
AFB I

Eine Zinn-Halbzelle (\(c(\ce{Sn^2+})=1\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\), \(25\,{}^\circ\mathrm{C}\)) wird gegen die Standard-Wasserstoffelektrode geschaltet. Das Voltmeter zeigt \(0{,}14\,\mathrm{V}\); das Zinnblech ist der Minuspol. Geben Sie das Standardpotenzial \(E^\circ(\ce{Sn^2+}/\ce{Sn})\) an.

V
Standardpotenzial: \(E^\circ\) ist die Spannung gegen die Standard-Wasserstoffelektrode mit Vorzeichen: Minuspol → negativ, Pluspol → positiv.
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Zinn gibt Elektronen ab (Minuspol), die Wasserstoffelektrode ist Pluspol = −0,14 V
A7
Eine Zelle aus zwei Halogenen
AFB I

Zwei Platinbleche tauchen in eine Iod/Iodid-Lösung bzw. in eine Chlor/Chlorid-Lösung (Standardbedingungen); die Lösungen sind über eine Salzbrücke verbunden. Berechnen Sie die Zellspannung mit \(E^\circ(\ce{I2}/\ce{I-})=+0{,}54\,\mathrm{V}\) und \(E^\circ(\ce{Cl2}/\ce{Cl-})=+1{,}36\,\mathrm{V}\).

V
Zellspannung: Auch Nichtmetall-Paare bilden Halbzellen; Platin leitet nur die Elektronen. Akzeptor: \(\ce{Cl2}\) (größeres \(E^\circ\)), Donator: \(\ce{I-}\).
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\(\Delta E=1{,}36\,\mathrm{V}-0{,}54\,\mathrm{V}\) = \(0{,}82\,\mathrm{V}\)
A8
Gehalt einer Eisen(II)-Lösung
AFB I

\(25{,}0\,\mathrm{mL}\) einer schwefelsauren Lösung von Mohrschem Salz (enthält \(\ce{Fe^2+}\)) werden mit Kaliumpermanganat-Lösung (\(c=0{,}0200\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\)) bis zur bleibenden Rosafärbung titriert. Die Bürettenstände (oberer Meniskusrand) zeigt die Abbildung. Berechnen Sie \(c(\ce{Fe^2+})\).

mol/L
Permanganometrie: \(\ce{MnO4- + 5 Fe^2+ + 8 H3O+}\) \(\ce{-> Mn^2+ + 5 Fe^3+ + 12 H2O}\), also \(n(\ce{Fe^2+})=5\cdot n(\ce{MnO4-})\); Verbrauch \(V=V_{\text{Ende}}-V_{\text{Anfang}}\).
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\(V=11{,}80-0{,}45=11{,}35\,\mathrm{mL}\); \(c=\dfrac{5\cdot0{,}0200\cdot11{,}35}{25{,}0}\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\) = \(0{,}0454\,\mathrm{mol\,L^{-1}}\)
012Anfang111213Ende
Bürettenstand am oberen Rand (Permanganat ist undurchsichtig)
A9
Kupferchlorid zerlegen
AFB I

Eine Kupfer(II)-chlorid-Lösung wird zwischen Graphitelektroden elektrolysiert. Schätzen Sie die Zersetzungsspannung mithilfe der Standardpotenziale \(E^\circ(\ce{Cu^2+}/\ce{Cu})=+0{,}34\,\mathrm{V}\) und \(E^\circ(\ce{Cl2}/\ce{Cl-})=+1{,}36\,\mathrm{V}\) nach unten ab.

V
Zersetzungsspannung: Die Produkte (Kupfer und Chlor) bilden eine galvanische Zelle, deren Spannung \(\Delta E\) die Mindestspannung der Elektrolyse ist: \(U_Z\geq\Delta E\).
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\(\Delta E=1{,}36\,\mathrm{V}-0{,}34\,\mathrm{V}\) = \(1{,}02\,\mathrm{V}\) (gemessen etwas mehr)
A10
Brennstoffzellen-Stapel
AFB I

Der Stapel (Stack) eines Brennstoffzellen-Pkw besteht aus \(370\) in Reihe geschalteten PEM-Zellen. Im Betrieb liefert jede Zelle \(0{,}70\,\mathrm{V}\). Berechnen Sie die Spannung des Stapels.

V
Reihenschaltung: In Reihe addieren sich die Zellspannungen: \(U=n\cdot U_{\text{Zelle}}\). Die theoretischen \(1{,}23\,\mathrm{V}\) werden im Betrieb nicht erreicht.
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\(U=370\cdot0{,}70\,\mathrm{V}\) = \(259\,\mathrm{V}\)