Examensfragen zur Elektrochemie

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1 1 Examensfragen zur Elektrochemie 1. Standardpotentiale a. Was versteht man unter Standardpotential? Standardpotential E 0 ist die Spannung eines Redoxpaars in Bezug auf die Standardwasserstoffelektrode unter Standardbedingungen (c=1mol/l, p=1013hpa, T=25 C) b. Chlor wird in eine Lösung eingeleitet, die Fluorid- und Bromid- Ionen enthält. Welche Reaktion läuft ab? Begründe mithilfe der Standardpotentiale. Formuiere für die ablaufende Reaktion die entsprechenden Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion, sowie die Gesamtgleichung. Vorhandene Teilchen: Cl 2 + F- /Br- E (F-/F 2 )=2,87V E (Cl - /Cl 2 )=1,36V E (Br - /Br 2 )=1,07V E (Reduktionsmittel Br - ) < E (Oxidationsmittel Cl 2 ) => Reaktion läuft freiwillig ab Oxidation: 2Br - Br 2 +2e Reduktion: Cl 2 + 2e 2Cl - Redoxreaktion: 2Br - + Cl 2 2Cl - +Br 2 E (Reduktionsmittel F - ) > E (Oxidationsmittel Cl 2 ) 2. Elektrolyse a. Eine wässrige Kupfer(II)-chlorid-Lösung wird mit Hlfe von Graphitelektroden elektrolysiert. Formuliere die Teilgleichungen und die Gesamtreaktion für die Vorgänge an den Elektroden. Benenne die Pole. Schema an der Tafel Oxidation: 2Cl - Cl 2 +2e =Anode, Pluspol Reduktion: Cu e Cu =Kathode, Minuspol Redoxreaktion: Cu Cl - Cu + Cl 2

2 b. Erkläre weshalb nach Unterbrechung der Elektrolyse eine elektrische Spannung zwischen den Elektroden besteht. Formuliere die Gleichungen für die ablaufenden Reaktionen wenn die Elektroden leitend verbunden werden. An den Elektroden entstehen Cu und Cl 2, es entsteht ein galvanisches Element da E (Reduktionsmittel = Cu) < E (Oxidationsmittel = Cl 2 ) => die Reaktion kann freiwillig ablaufen E =E (Kathode)-E (Anode)=1,36V-0,34V=1,02V Oxidation: Cu Cu 2+ +2e = Anode, Minuspol Reduktion: Cl 2 + 2e 2Cl - = Kathode, Pluspol Redoxreaktion: Cu + Cl 2 Cu Cl - 3. Ein Eisenblech und ein Magnesiumblech berühren sich und sind von einer sauren Elektrolytlösung umgeben. a. Erkläre mithilfe der Standardpotentiale welches Metall oxidiert wird. E (Mg)<E (Fe) Mg ist unedler als Fe, wird daher oxidiert. b. Erkläre anhand dieser Reaktion den Begriff Lokalelement. Lokalelement = zwei Metalle die sich berühren in einer Säure Das unedlere Metall bildet die Lokalanode, hier: Mg = Lokalanode; das edlere Metall bildet die Lokalkathode, hier: Fe = Lokalkathode c. Formuliere die Teilgleichungen der elektrochemischen Vorgänge an der Lokalanode und an der Lokalkathode. Lokalanode: Oxidation: Mg Mg 2+ +2e Lokalkathode: Reduktion: 2 H 3 O + +2e- H H 2 O = aktive Korrosionsschutz = kathodischer Korrosionsschutz = Korrosionsschutz mit Opferanode. Im Lokalelelement ist Fe ist vor der Korrosion geschützt, da es als Lokalkathode negativ geladen ist. Mg wird als Opferanode verbraucht. 2

3 4. Um das Standardpotential eines Halbelementes bestehend aus einer Silberelektrode, die in eine Silbernitratlösung taucht, zu bestimmen, misst man die Spannung zwischen diesem und der Standardwasserstoffelektrode. a. Skizziere dieses galvanische Element. Gib die Standardbedingungen an. Tafel b. Gib die symbolische Schreibweise für dieses galvanische Element an. E ( H 2 /H 3 O + )<E (Ag + /Ag) => Anode = Pt/H 2 /H 3 O + Symbolische Schreibweise: (-)Pt/H 2 /H 3 O + //AgNO 3 /Ag (+) c. Welche Reaktionen laufen an der Anode und an der Kathode ab? Formuliere die Gleichungen. Anode: Oxidation: H H 2 O 2 H 3 O + +2e- Kathode: Reduktion: Ag + + 1e- Ag 5. Untersuche anhand der elektrochemischen Spannungsreihe, ob folgende Reaktionen ablaufen können und begründe deine Antwort. Formuliere die Gleichungen für die Oxidation und die Reduktion sowie die Redoxreaktion. a. Ein Aluminiumblech wird in eine Eisen(II)-sulfatlösung getaucht. Vorhandene Teilchen: Al + Fe 2+ + SO 4 2- E (Reduktionsmittel Al) < E (Oxidationsmittel Fe 2+ ) => Reaktion läuft freiwillig ab Oxidation: Al Al 3+ +3e- /. 2 Reduktion: Fe e - Fe /. 3 Redoxreaktion: 2Al + 3 Fe 2+ 2Al Fe SO 4 2- reagiert nur als Oxidationsmittel in der Gegenwart von starker Säure (H 3 O + ). 3

4 b. Brom wird in eine wässrige Lösung von Natriumchlorid gegeben. Vorhandene Teilchen: Br 2 + Na + + Cl - E (Reduktionsmittel Cl - ) > E (Oxidationsmittel Br 2 ) E (Reduktionsmittel Cl - ) > E (Oxidationsmittel Na + ) c. Chlor wird in eine wässrige Lösung von Natriumiodid geleitet. Vorhandene Teilchen: Cl 2 + Na + + I - E (Reduktionsmittel I-) > E (Oxidationsmittel Na + ) E (Reduktionsmittel I-) < E (Oxidationsmittel Cl 2 ) => Reaktion Oxidation: 2I- I 2 + 2e- Reduktion: Cl 2 + 2e - 2Cl- Redoxreaktion: 2I - + Cl 2 I 2 + 2Cl - 6. Wenn eine Dachrinne aus Zink mit Eisennägeln befestigt wird, kommt es bei saurem Regen zu einer elektrochemischen Korrosion. Worauf ist diese Korrosion zurückzuführen? Welche Reaktionen laufen dabei ab? Formuliere die Reaktionsgleichungen! Elektrochemische Säurekorresion mit Lokalelement E (Zn)<E (Fe) Zn ist unedler als Fe, Zn wird daher oxidiert. Lokalelement: Lokalanode = Zn, Lokalkathode = Fe Lokalanode: Oxidation: Zn Zn 2+ +2e Lokalkathode: Reduktion: 2H 3 O + +2e H 2 +2H 2 O Fe ist als Lokalkathode im Lokalelement vor der Säurekorrosion geschützt. 4

5 7. Untersuche und begründe anhand der elektrochemischen Spannungsreihe, welche der folgenden Reaktionen ablaufen können. Stelle die möglichen Redoxgleichungen auf. a. Flüssiges Brom wird in eine Salzsäure-Lösung gegeben. Vorhandene Teilchen: Br 2 + H 3 O + + Cl - E (Reduktionsmittel Cl-) > E (Oxidationsmittel Br 2 ) E (Reduktionsmittel Cl-) > E (Oxidationsmittel H 3 O + ) b. Zinnpulver wird in eine Blei(II)-chlorid-Lösung gegeben. Vorhandene Teilchen: Sn + Pb 2+ + Cl - E (Reduktionsmittel Sn) < E (Oxidationsmittel Pb 2+ ) => Reaktion E (Reduktionsmittel Cl-) > E (Oxidationsmittel Pb 2+ ) Oxidation: Sn Sn e- Reduktion: Pb e - Pb Redoxreaktion: Sn + Pb 2+ Sn 2+ + Pb c. Ein Kupferstab taucht in eine Silbernitrat-Lösung. Vorhandene Teilchen: Cu + Ag + + NO 3 - E (Reduktionsmittel Cu) < E (Oxidationsmittel Ag + ) => Reaktion Oxidation: Cu Cu e- Reduktion: Ag + + 1e - Ag /. 2 Redoxreaktion: Cu + 2 Ag + Cu Ag 5

6 8. Ein galvanisches Element besteht aus folgenden Halbelementen: Ein Nickelstab taucht in eine 1 molare Nickel(II)-sulfat-Lösung und ein Zinkstab taucht in eine 1 molare Zink(II)-sulfat-Lösung. a. Gib die symbolische Schreibweise für das entsprechende galvanische Element an. E ( Zn/Zn 2+ )<E (Ni/Ni 2+ ) => Anode = Zn/Zn 2+ Symbolische Schreibweise: (-)Zn/Zn 2+ //Ni 2+ /Ni (+) oder : (-)Zn/ZnSO 4 //NiSO 4 /Ni (+) b. Berechne die Spannung dieses galvanischen Elements. E= E (Kathode)-E (Anode) = E (Ni/Ni 2+ )- E ( Zn/Zn 2+ ) =-0,23-(-0,76) =0,53V c. Erkläre, welche Elektrode während dem Betrieb dieses galvanischen Elements an Masse abnimmt. Beim Betrieb wird Zn oxidiert zu Zn 2+. Die Zinkelektrode verliert also an Masse. Reaktionen während dem Betrieb: E (Reduktionsmittel Zn) < E (Oxidationsmittel Ni 2+ ) => Reaktion Oxidation: Zn Zn e- Reduktion: Ni e - Ni Redoxreaktion: Zn + Ni 2+ Zn 2+ + Ni 9. Bleiakku a. Formuliere die Gleichungen der Reaktionen, die am Minuspol und am Pluspol eines Bleiakkus beim Laden ablaufen. Laden = erzwungene Redoxreaktion Minuspol = Kathode: Reduktion: PbSO 4 + 2e- Pb + SO 4 2- Pluspol = Anode: Oxidation: PbSO 4 +5H 2 O PbO 2 +HSO H 3 O + +2eb. Gib an, wo die Oxidation und die Reduktion ablaufen und wie die Pole heissen. Minuspol = Kathode: Reduktion Pluspol = Anode: Oxidation 6

7 c. Wieso ist es gefährlich den Bleiakku zu überladen? Überladen => Elektrolyse des Wassers => Bildung von Wasserstoff und Sauerstoff => Knallgasgemisch Das Daniell-Element a. Welche Reaktionen laufen beim Daniell-Element an der Anode und der Kathode ab? Formuliere die Gleichungen. E (Reduktionsmittel Zn) < E (Oxidationsmittel Cu 2+ ) Reaktion Anode: Oxidation: Zn Zn e- Kathode: Reduktion: Cu e - Cu Redoxreaktion: Zn + Cu 2+ Zn 2+ + Cu b. Gib die symbolische Schreibweise für das Daniell-Element an. (-)Zn/ZnSO 4 //CuSO 4 /Cu (+) 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? 10. Redoxreihe der Halogene a. Brom wird in eine wässrige Lösung von Natriumchlorid gegeben. b. Brom wird in eine wässrige Lösung von Natriumiodid gegeben. c. Bestimme, welche Reaktionen ablaufen können und stelle für diese das entsprechende Redoxschema auf (Teilgleichungen für den Oxidations- und Reduktionsvorgang und Gesamtgleichung). 11. 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. 7

8 12. Gegeben sind die folgenden Praktikumsvorschriften. Gib das Entscheidungskriterium an, das es erlaubt zu bestimmen, welche Reaktionen ablaufen und welche nicht. Stelle für die ablaufenden Reaktionen das entsprechende Redoxschema auf (d.h. die Teilgleichungen für den Oxidations- und Reduktionsvorgang sowie die Gesamtgleichung). 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. 13. 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. 14. 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. e. Bestimme und begründe welche Reaktionen ablaufen bzw. nicht ablaufen und formuliere die entsprechenden Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion sowie die Gesamtgleichung. 8

9 15. Beschreibe die experimentelle Bestimmung des Standardpotentials eines Halbelementes (ausführliche Beschreibung der Apparatur und der Vorgehensweise). 16. Beschreibe die Wirkung von Korrosionsschutz beim Eisen durch zwei verschiedenartige Oberflächenschutzschichten. 17. 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. 18. Gegeben sind folgende Halbelemente: 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-1) Gib die symbolische Schreibweise der drei möglichen galvanischen Elemente an. Berechne jeweils die Spannung in Standardzustand. 19. 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? 20. Formuliere die chemische Gleichung für das Entladen eines Bleiakkumulators am Pluspol. 21. 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. 22. 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. 9

10 23. Bestimmen und begründen Sie welche Reaktionen ablaufen bzw. nicht ablaufen und formulieren Sie die entsprechenden Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion sowie die Gesamtgleichung. 24. Beschreiben Sie den kathodischen Korrosionsschutz bei Eisenkonstruktionen. 25. 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. 10 Begründe mit Hilfe der elektrochemischen Spannungsreihe, welche Reaktionen ablaufen können. Stelle die entsprechenden Redoxgleichungen auf (Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion und Gesamtgleichung). 26. Formuliere die Vorgänge an den Elektroden bei der Elektrolyse einer wässrigen Zinkiodid-Lösung mit Platinelektroden. a. Erkläre weshalb nach der Unterbrechung der Elektrolyse eine elektrische Spannung zwischen den Elektroden besteht. Elektrolyse = erzwungene Redoxreaktion E (Reduktionsmittel = I-)> E (Oxidationsmittel = Zn 2+ ) Schema: Minuspol: Es entsteht Zink: Zn e- Zn (Kathode Reduktion) Pluspol: Es entsteht Iod: 2I - I 2 + 2e- (Anode Oxidation) Nach der Unterbrechung haben wir ein galvanisches Element: E (Reduktionsmittel Zn) < E (Oxidationsmittel I 2 ) freiwillige Redoxreaktion elektrische Spannung E = E (Kathode) E (Anode) = E (I 2 ) E (Zn) =1,30V b. Welches Halbelement bildet die Anode, welches die Kathode, wenn die Elektroden anschliessend mit einem Elektromotor verbunden werden? Elektromotor läuft => Stromfluss => Entladen Anode: Oxidation: Zn Zn e- Kathode: Reduktion: I 2 + 2e- 2I -

11 27. Ein galvanisches Element besteht aus den Halbelementen Br-/Br2 und Sn/Sn2+. a. Gebe die symbolische Schreibweise des galvanischen Elementes an. b. Berechne die Spannung im Standardzustand. 28. 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. 29. Geben Sie die symbolische Schreibweise des Daniell-Elementes an, und erklären Sie die Bedeutung der Schrägstriche. 30. 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? Beim Entladen entsteht Wasser => Die Dichte sinkt Beim Laden entsteht Schwefelsäure => Die Dichte steigt Akku voll = Dichte groβ Akku leer = Dichte klein c. Warum werden während des Ladevorgangs keine Gase frei? Gase entstehen erst beim Überladen, wenn Wasser elektrolysiert wird. Solange PbSO 4 vorhanden ist, wird kein Wasser elektrolysiert. d. Woran erkennt man, daß der Ladevorgang beendet ist? Ladevorgang beendet = PbSO 4 verbraucht => Wasser wird elektrolysiert => Gase 31. Man führt folgenden Versuch durch: Chlorgas wird nacheinander durch die wässrigen Lösungen folgender Salze geleitet: 11

12 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 Gesamtgleichunegn auf. 32. 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. 33. Beschreibe die Standardwasserstoffelektrode. a. Definiere das Standardpotential eines Halbelementes. Welches Vorzeichen erhält das jeweilige Standardpotential in der elektrochemischen Spannungsreihe? 34. Berechne aus der elektrochemischen Spannungsreihe die Spannung des folgenden galvanischen Elementes im Standardzustand: Ni/Ni 2+ //Br2/Br - /Pt. a. Formuliere für das stromliefernde Element die Teilgleichungen für den Oxidations- und Reduktionsvorgang. Schreibe auch die Gesamtgleichung. 35. Das Bezugshalbelement zur Bestimmung der Standardpotentiale wird mit einem Kupferstab, der in eine Kupfer(II)-sulfatlösung mit c = 1 moll-1 taucht, verbunden. Gib die symbolische Schreibweise des so gebildeten galvanischen Elementes. 36. Ein Silberstab taucht in eine 1M Silbernitratlösung, welche durch ein Diaphragma von einer 1M Eisen(II)-sulfatlösung, in die ein Eisenstab taucht, getrennt ist. 12

13 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. 37. Was ist eine Brennstoffzelle? a. Schreibe die Gleichungen der Vorgänge am Pluspol und am Minuspol, sowie die Gesamtgleichung für die Wasserstoff- Sauerstoff-Brennstoffzelle. 38. Eine Halbzelle aus einem Zinkstab und einer Zinksulfatlösung (c=1 mol/l) wird gegen eine Halbzelle 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. 39. 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 verdünnter Schwefelsäure getaucht wird. b. Erkläre die elektrochemischen Vorgänge die an den Metallen ablaufen wenn Nickel in verdünnter Schwefelsäure mit Kupfer berührt wird. 13

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