Examensfragen

Redoxreaktionen und Elektrochemie
1. Das Daniell-Element
a. Welche Reaktionen laufen beim Daniell-Element an der Anode und der Kathode ab? Formuliere die
Gleichungen.
b. Gib die symbolische Schreibweise für das Daniell-Element an.
c. Wie wird die elektrische Neutralität der Lösungen gewahrt?
d. Berechne die Spannung zwischen den Elektroden. Wie ändert diese Spannung, wenn die Eintauchtiefe
der Metalle in den Halbzellen vergrößert wird?
2. Redoxreihe der Halogene
a. Brom wird in eine wässrige Lösung von Natriumchlorid gegeben.
b. Brom wird in eine wässrige Lösung von Natriumiodid gegeben.
Bestimme, welche Reaktionen ablaufen können und stelle für diese das entsprechende Redoxschema auf
(Teilgleichungen für den Oxidations- und Reduktionsvorgang und Gesamtgleichung).
3. Korrosionsschutz beim Eisen
a. Worauf beruht die Schutzwirkung eines unedleren und eines edleren Metalles auf Eisen? Sind beide
gleich gute Schutzmetalle für Eisen? Erkläre und erläutere an Hand eines Beispieles.
b. Wie schützt man unterirdische Rohrleitungen oder Tanks aus Eisen gegen Korrosion? Erkläre.
4. Gegeben sind die folgenden Praktikumsvorschriften:
a. Eine Blei(II)-Salzlösung wird mit Eisenpulver versetzt.
b. Ein blanker Streifen Zinn taucht in eine Zink(II)-Salzlösung.
c. Ein Eisenblech wird in verdünnte Salzsäure getaucht.
d. Verdünnte Kaliumiodidlösung wird mit Chlorwasser geschüttelt.
I. Gib das Entscheidungskriterium an, das es erlaubt zu bestimmen, welche Reaktionen ablaufen und welche
nicht.
II. Stelle für die ablaufenden Reaktionen das entsprechende Redoxschema auf (d.h. die Teilgleichungen für
den Oxidations- und Reduktionsvorgang sowie die Gesamtgleichung).
5. Das Rosten des Eisens ist durch Bildung von Lokalelementen gekennzeichnet.
a. Ein Eisenblech, das das edlere Kupfer als Verunreinigung enthält, kommt in Kontakt mit
kohlenstoffdioxidhaltigem Wasser. Erkläre, wie es zur Bildung eines Lokalelementes kommt. Beschreibe die
elektrochemischen Vorgänge, die zur Auflösung des Eisens führen.
b. Kommt das Eisenblech in Gegenwart von Sauerstoff in Kontakt mit einer neutralen oder alkalischen
Lösung, findet ebenfalls eine Korrosion des Eisens statt. Formuliere die Reaktionsgleichungen der an der
Lokalkathode bzw. Lokalanode ablaufenden elektrochemischen Vorgänge.
c. Um die Korrosion eines Eisenblechs zu verhindern wird es „feuerverzinkt“. Erkläre, worauf die
Schutzwirkung des unedleren Zinks beruht.
d. Dieses Eisenblech lässt sich auch dadurch vor Korrosion schützen, indem man es verzinnt. Erkläre,
worauf die Schutzwirkung des edleren Zinns beruht.
6. Man führt folgende Versuche durch:
a. Eine blankes Stück Nickel taucht in eine Eisen(II)-Salzlösung.
b. Ein blanker Streifen Zink taucht in eine Eisen(II)-Salzlösung.
c. Man leitet Chlorgas in eine Lösung von Kaliumchlorid.
d. Man gibt Brom zu einer Lösung von Kaliumchlorid.
Bestimme und begründe welche Reaktionen ablaufen bzw. nicht ablaufen und formuliere die
entsprechenden Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion sowie die Gesamtgleichung.
7. Beschreibe die experimentelle Bestimmung des Standardpotentials eines Halbelementes (ausführliche
Beschreibung der Apparatur und der Vorgehensweise).
8. Beschreibe die Wirkung
Oberflächenschutzschichten.
von
Korrosionsschutz
beim
Eisen
durch
zwei
verschiedenartige
9. Untersuche anhand der beiliegenden elektrochemischen Spannungsreihe, welche der folgenden
Reaktionen ablaufen können. Begründe deine Antwort. Formuliere die entsprechenden Redoxgleichungen.
a. Nickel wird in eine Silbernitratlösung getaucht.
b. Chlor wird in eine Kaliumiodidlösung gegeben.
c. Eisen wird in eine Zinksulfatlösung getaucht.
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10. Gegeben sind folgende Halbelemente:
-1
a. Blei taucht in eine Blei(II)-Salzlösung. (c = 1 mol·L )
-1
b. Kupfer taucht in eine Kupfer(II)-Salzlösung. (c = 1 mol·L )
-1
c. Silber taucht in eine Silbersalzlösung. (c = 1 mol·L )
Gib die symbolische Schreibweise der drei möglichen galvanischen Elemente an. Berechne jeweils die
Spannung in Standardzustand.
11. Eine Kupfer(II)-chloridlösung wird mit Hilfe von Graphitelektroden elektrolysiert. Formuliere die Vorgänge
an den Elektroden. Erkläre warum nach Unterbrechung der Elektrolyse eine Spannung zwischen den
Elektroden besteht. Wie heißt dieses Phänomen?
12. Formuliere die chemische Gleichung für das Entladen eines Bleiakkumulators am Pluspol.
13. Das Daniell-Element:
a. Beschreiben Sie den Aufbau der Apparatur.
b. Formulieren Sie die Gleichungen der Elektrodenreaktionen.
c. Notieren Sie die symbolische Schreibweise des Daniell-Elementes.
d. Berechnen Sie die Spannung dieses Elementes im Normalzustand.
14. Man führt folgende Versuche durch:
a. Man gibt einige Tropfen Quecksilber in eine Zinn(II)-salzlösung.
b. Ein blankes Aluminiumblech taucht in eine Zink(II)-salzlösung.
c. Man gibt einige Tropfen Brom zu einer Kaliumiodidlösung.
Bestimmen und begründen Sie welche Reaktionen ablaufen bzw. nicht ablaufen und formulieren Sie die
entsprechenden Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion sowie die Gesamtgleichung.
15. Beschreiben Sie den kathodischen Korrosionsschutz bei Eisenkonstruktionen.
16. Folgende Versuche werden durchgeführt:
a. In eine Kaliumbromidlösung wird Chlor eingeleitet.
b. Ein Silberblech wird in eine Säurelösung eingetaucht.
c. In eine wässerige Lösung von Eisen(III)-Salz wird Schwefelwasserstoff eingeleitet.
Begründe mit Hilfe der elektrochemischen Spannungsreihe, welche Reaktionen ablaufen können. Stelle die
entsprechenden Redoxgleichungen auf (Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion und
Gesamtgleichung).
17. a. Formuliere die Vorgänge an den Elektroden bei der Elektrolyse einer wässrigen Zinkiodid-Lösung mit
Platinelektroden:
b. Erkläre weshalb nach der Unterbrechung der Elektrolyse eine elektrische Spannung zwischen den
Elektroden besteht. Welches Halbelement bildet die Anode, welches die Kathode, wenn die Elektroden
anschließend mit einem Elektromotor verbunden werden?
2+
18. Ein galvanisches Element besteht aus den Halbelementen Br /Br2 und Sn/Sn .
a. Gebe die symbolische Schreibweise des galvanischen Elementes an.
b. Berechne die Spannung im Standardzustand.
19. Verbindet man 2 Kupferbleche mit Eisennieten, so werden die Nieten im Kontakt mit
kohlenstoffdioxidhaltigem Wasser korrodieren. Erkläre, wie es zur Bildung eines Lokalelementes und zur
Auflösung des Eisens kommt.
20. Geben Sie die symbolische Schreibweise des Daniell-Elementes an, und erklären Sie die Bedeutung der
Schrägstriche.
21. Laden eines Bleiakkumulators.
a. Formulieren Sie die chemischen Reaktionen die an der Anode und an der Kathode beim Laden des
Bleiakkumulators ablaufen!
b. Warum kann man durch eine Dichtemessung den Ladezustand des Akkumulators bestimmen?
c. Warum werden während des Ladevorgangs keine Gase frei?
d. Woran erkennt man, dass der Ladevorgang beendet ist?
22. Man führt folgenden Versuch durch: Chlorgas wird nacheinander durch die wässrigen Lösungen
folgender Salze geleitet: a. Natriumfluorid, b. Natriumbromid, c. Natriumiodid. Bestimmen Sie und
begründen Sie welche Reaktionen ablaufen können und stellen Sie die entsprechenden Gleichungen für
Oxidation, Reduktion sowie die Gesamtgleichungen auf.
Schaeffer Marcel 2016
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23. Untersuche und begründe anhand der elektrochemischen Spannungsreihe, welche der folgenden
Reaktionen ablaufen können. Stelle die möglichen Redoxgleichungen auf (Teil- und Gesamtgleichungen).
a. Zink wird in verdünnte Säure gegeben.
b. Kupfer taucht in eine Eisen(II)-Salzlösung.
c. Aluminium wird in verdünnte Salzsäure gegeben.
d. Gold taucht in eine Silbernitratlösung.
24. a. Beschreibe die Standardwasserstoffelektrode.
b. Definiere das Standardpotential eines Halbelementes. Welches Vorzeichen erhält das jeweilige
Standardpotential in der elektrochemischen Spannungsreihe?
25. a. Berechne aus der elektrochemischen Spannungsreihe die Spannung des folgenden galvanischen
2+
Elementes im Standardzustand: Ni/Ni //Br2/Br /Pt.
b. Formuliere für das stromliefernde Element die Teilgleichungen für den Oxidations- und
Reduktionsvorgang. Schreibe auch die Gesamtgleichung.
26. Das Bezugshalbelement zur Bestimmung der Standardpotentiale wird mit einem Kupferstab, der in eine
-1
Kupfer(II)-sulfatlösung mit c = 1 mol L taucht, verbunden. Gib die symbolische Schreibweise des so
gebildeten galvanischen Elementes.
27. Ein Silberstab taucht in eine 1M Silbernitratlösung, welche durch ein Diaphragma von einer 1M Eisen(II)sulfatlösung, in die ein Eisenstab taucht, getrennt ist.
a. Formuliere die symbolische Schreibweise dieses galvanischen Elements.
b. Schreibe für das stromliefernde Element die Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion sowie die
Gesamtgleichung.
c. Welche Rolle spielt das Diaphragma? Welche Vorgänge laufen am Diaphragma dieses Elementes ab?
d. Berechne die Spannung im Standardzustand.
28. a. Was ist eine Brennstoffzelle?
b. Schreibe die Gleichungen der Vorgänge am Pluspol und am Minuspol, sowie die Gesamtgleichung für die
Wasserstoff-Sauerstoff-Brennstoffzelle.
-1
29. Eine Halbzelle aus einem Zinkstab und einer Zinksulfatlösung (c=1 mol L ) wird gegen eine Halbzelle
-1
aus einem Zinnstab und einer Zinnchloridlösung (c=1 mol L ) geschaltet.
a. Geben Sie die symbolische Schreibweise des galvanischen Elementes an.
b. Berechnen Sie die Spannung im Standardzustand.
30. Bringt man Nickel in verdünnte Schwefelsäure, beobachtet man eine schwache
Wasserstoffgasentwicklung an der Nickeloberfläche. Beim Berühren des Nickels mit Kupfer erfolgt die
Gasentwicklung vorwiegend an der Oberfläche des Kupfers.
a. Begründe anhand der elektrochemischen Spannungsreihe und formuliere die entsprechende Oxidation,
Reduktion und Redoxgleichung wenn Nickel in verdünnte Schwefelsäure getaucht wird.
b. Erkläre die elektrochemischen Vorgänge die an den Metallen ablaufen wenn Nickel in verdünnter
Schwefelsäure mit Kupfer berührt wird.
31. Konzentrierte Salpetersäure erlaubt es Silber von Platin zu unterscheiden. Dabei wird das Metall mit der
Säure bestrichen.
Untersuche und begründe anhand der elektrochemischen Spannungsreihe, welche Reaktionen ablaufen
können. Formuliere für die ablaufenden Reaktionen die entsprechenden Redoxgleichungen (Teil- und
Gesamtgleichungen). Wieso erlaubt es die Salpetersäure Silber von Platin zu unterscheiden? Könnte man
mit der gleichen Säure Gold von Platin unterscheiden? Warum?
32. Formuliere die symbolische Schreibweise des folgenden galvanischen Elementes:
-1
- Chlorgas umspült eine Platinelektrode, welche in eine Natriumchlorid-Lösung c = 1 mol L taucht.
-1
- Nickel taucht in eine Nickel(II)-chlorid-Lösung c = 1 mol L .
Berechne die Spannung im Standardzustand.
33. Untersuchen Sie mit Hilfe der elektrochemischen Spannungsreihe und begründen Sie anhand von Teilund Gesamtgleichungen wieso man im Chemielabor eine Zink(II)-chlorid-Lösung finden kann jedoch
vergeblich nach einer Gold(III)-chlorid-Lösung sucht.
Schaeffer Marcel 2016
3
Lösungen:
1. a. Seite 157, Zeilen 3 - 5, Anode: Oxidation, Kathode: Reduktion; b. Seite 157, 5.-letzte Zeile; c. 4. Abschnitt, letzter
0
Satz; d. DE = 1,1 V, die Spannung ist unabhängig von der Eintauchtiefe (Abmessungen der Elektroden); 2. a. keine
Reaktion; b. Oxidation: 2 I → I2 + 2 e , Reduktion: Br2 + 2 e → 2 Br , Redoxgleichung: 2 I + Br2 → I2 + 2 Br ; 3. a. Seite
2+
184, 3. Abschnitt; b. Seite 184, letzter Abschnitt; 4. I. Seite 160, letzter Abschnitt; II. a. Oxidation: Fe → Fe + 2 e ,
2+
2+
2+
2+
Reduktion: Pb + 2 e → Pb, Redoxgleichung: Fe + Pb → Fe + Pb; b. keine Reaktion; c. Oxidation: Fe → Fe + 2 e ,
+
+
2+
Reduktion: 2 H3O + 2 e → H2 + 2 H2O, Redoxgleichung: Fe + 2 H3O → Fe + H2 + 2 H2O; d. Oxidation: 2 I → I2 + 2 e
, Reduktion: Cl2 + 2 e → 2 Cl , Redoxgleichung: 2 I + Cl2 → I2 + 2 Cl ; 5. a. Seite 182, 3 letzten Abschnitte und Seite
183, B3 (Zink durch Eisen ersetzen); b. Seite 183, Eisen ist die Lokalanode... und Sauerstoffkorrosion...; c. Seite 184, 4.
Abschnitt und 3. Abschnitt, 3. Satz; d. Seite 184, 3. Abschnitt, 2., 4. und 5. Satz; 6. a. keine Reaktion; b. Oxidation: Zn →
2+
2+
2+
2+
Zn + 2 e , Reduktion: Fe + 2 e → Fe, Redoxgleichung: Zn + Fe → Zn + Fe; c. keine Reaktion; d. keine Reaktion;
2+
+
7. Seite 159; Abschnitte 2 - 4; 8. Seite 184, 2. + 3. Abschnitt; 9. a. Oxidation: Ni → Ni + 2 e , Reduktion: Ag + e → Ag,
+
2+
Redoxgleichung: Ni + 2 Ag → Ni + Ag; b. Oxidation: 2 I → I2 + 2 e , Reduktion: Cl2 + 2 e → 2 Cl , Redoxgleichung: 2
2+
-1
2+
-1
0
2+
I + Cl2 → I2 + 2 Cl ; c. keine Reaktion; 10. Pb/Pb (c = 1 mol L )//Cu (c = 1 mol L )/Cu, DE = 0,47 V; Pb/Pb (c = 1
-1
+
-1
0
2+
-1
+
-1
0
mol L )//Ag (c = 1 mol L )/Ag, DE = 0,93 V; Cu/Cu (c = 1 mol L )//Ag (c = 1 mol L )/Ag, DE = 0,46 V; 11. Pluspol:
2+
2+
Anode, Oxidation, 2 Cl → Cl2 + 2 e ; Minuspol: Kathode, Reduktion, Cu + 2 e → Cu; Redoxreaktion: Cu + 2 Cl → Cu
+ Cl2; chemische Polarisation, Seite 168, 6. Abschnitt (Zn durch Cu und Br durch Cl ersetzen); 12. PbO2 + 2 e + HSO4 +
+
0
3 H3O → PbSO4 + 5 H2O; 13. a. Seite 157, 3. Abschnitt; b. Seite 157, Zeilen 3 - 5; c. Seite 157, 5.-letzte Zeile; d. DE =
3+
2+
2+
1,1 V; 14. a. keine Reaktion; b. Oxidation: Al → Al + 3 e , Reduktion: Zn + 2 e → Zn, Redoxgleichung: 3 Zn + 2 Al
3+
→ 3 Zn + 2 Al ; c. Oxidation: 2 I → I2 + 2 e , Reduktion: Br2 + 2 e → 2 Br , Redoxgleichung: 2 I + Br2 → I2 + 2 Br ; 15.
Seite 184, letzter Abschnitt; 16. a. Oxidation: 2 Br → Br2 + 2 e , Reduktion: Cl2 + 2 e → 2 Cl , Redoxgleichung: 2 Br +
+
3+
2+
Cl2 → Br2 + 2 Cl ; b. keine Reaktion c. Oxidation: H2S + 2 H2O → S + 2 e + 2 H3O , Reduktion: Fe + e → Fe ,
3+
2+
+
Redoxgleichung: H2S + 2 Fe + 2 H2O → S + 2 Fe + 2 H3O ; 17. a. S. 168, 4. Abschnitt, Br durch I ersetzen; b. S. 168,
2+
0
3.- und 2.-letzter Abschnitt; 18. a. Sn/Sn //Br /Br2/Pt; b. DE = 1,21 V; 19. S. 182, 3 letzten Abschnitte und Seite 183, B3
(Zink durch Eisen ersetzen). 20. S. 157, letzter Abschnitt; 21. a. Anode: PbSO4 + 5 H2O → PbO2 + 2 e + HSO4 + 3
+
2H3O ; Kathode: PbSO4 + 2 e → Pb + SO4 ; b. S. 177, 1. Abschnitt; c. S. 177, 2. Abschnitt, 2. Satz; d. S. 177, 3.
+
2+
Abschnitt, 1. Satz; 22. a. keine Reaktion; b. 2 Br + Cl2 → Br2 + 2 Cl ; c. 2 I + Cl2 → I2 + 2 Cl ; 23. a. Zn + 2 H3O → Zn
+
3+
+ H2 + 2 H2O; b. keine Reaktion; c. 2 Al + 6 H3O → 2 Al + 3 H2 + 6 H2O; d. keine Reaktion; 24. a. S. 159, 2. Abschnitt;
o
2+
+
b. S. 159, 3. + 4. Abschnitt und 5. Abschnitt; 25. a. DE = 1,30 V; b. Ni + Br2 → Ni + 2 Br ; 26. Pt/H2/H3O (c = 1 mol L
1
-1
-1
-1
+
2+
)// CuSO4 (c = 1 mol L )/Cu; 27. a. Fe/FeSO4 (c = 1 mol l )// AgNO3 (c = 1 mol l )/Ag; b. Fe + 2 Ag → Fe + 2 Ag; c.
S. 157, 3. Abschnitt, 2 letzten Sätze und 4. Abschnitt, letzter Satz (Sulfat-Ionen durch Nitrat-Ionen, Zink durch Eisen und
o
Kupfer durch Silber ersetzen); d. DE = 1,21 V; 28. a. S. 179, grün unterlegter Text; b. S. 179; 29. a. Zn/ZnSO4(c = 1 mol
-1
-1
o
+
2+
l )//SnCl2 (c = 1 mol l )/Sn; b. DE = 0,62 V; 30. a. Ni + 2 H3O → Ni + H2 + 2 H2O; b. S. 182, 3 letzten Abschnitte und
+
+
Seite 183, B3 (Zink durch Nickel ersetzen) ; 31. Oxidation: Ag → Ag + e ; Reduktion: NO3 + 4 H3O + 3 e → NO + 6
+
+
o
o
o
2+
H2O; Redoxreaktion: 3 Ag + NO3 + 4 H3O → 3 Ag + NO + 6 H2O; E Pt und E Au > E NO3- keine Reaktion; 32. Ni/Ni (c =
-1
-1
0
1 mol L )//Cl2/NaCl (c = 1 mol L )/Pt, DE = 1,59 V; 31. Zn (stärkstes Reduktionsmittel) und Cl2 (stärkstes
2+
Oxidationsmittel), Teilgleichungen angeben, global: Zn + Cl2 → Zn + 2 Cl spontane Reaktion; Cl (stärkstes
3+
3+
Reduktionsmittel) und Au (stärkstes Oxidationsmittel), Teilgleichungen angeben, global: 2 Au + 6 Cl → 2 Au + 3 Cl2
spontane Reaktion.
Schaeffer Marcel 2016
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