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13GE 1 Examensfragen zur Elektrochemie a. Was - mySchool

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13GE
Examensfragen zur Elektrochemie
1. Standardpotentiale
a. Was versteht man unter Standardpotential?
Standardpotential E0 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 BromidIonen 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: Cl2 + F- /BrE°(F-/F2)=2,87V
E°(Cl-/Cl2)=1,36V
E°(Br-/Br2)=1,07V
E°(Reduktionsmittel Br-) < E°(Oxidationsmittel Cl2)
=> Reaktion läuft freiwillig ab
Oxidation: 2Br- → Br2+2e
Reduktion: Cl2 + 2e → 2Cl_________________________________
Redoxreaktion: 2Br- + Cl2 → 2Cl- +Br2
E°(Reduktionsmittel F-) > E°(Oxidationsmittel Cl2)
=> keine Reaktion
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→
Cl2
+2e
=Anode,
Pluspol
2+
Reduktion: Cu
+ 2e → Cu =Kathode, Minuspol
____________________________________________________
Redoxreaktion: Cu2+ + 2Cl- → Cu + Cl2
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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 Cl2, 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 → Cu2++2e = Anode, Minuspol
Reduktion: Cl2 + 2e → 2Cl- = Kathode, Pluspol
Redoxreaktion: Cu + Cl2 → Cu2+ +2 Cl3. 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→Mg2+ +2e
Lokalkathode: Reduktion: 2 H3O+ +2e-→ H2 + 2 H2O
= 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.
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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°( H2/H3O+)<E°(Ag+/Ag) => Anode = Pt/H2/H3O+
Symbolische Schreibweise:
(-)Pt/H2/H3O+//AgNO3/Ag (+)
c. Welche Reaktionen laufen an der Anode und an der Kathode ab?
Formuliere die Gleichungen.
Anode: Oxidation: H2 + 2 H2O → 2 H3O+ +2eKathode: 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 + Fe2+ + SO42E°(Reduktionsmittel Al) < E°(Oxidationsmittel Fe2+)
=> Reaktion läuft freiwillig ab
Oxidation: Al → Al3++3e- /.2
Reduktion: Fe2++ 2e- → Fe /.3
_________________________________
Redoxreaktion: 2Al + 3 Fe2+ → 2Al3+ + 3Fe
SO42- reagiert nur als Oxidationsmittel in der Gegenwart von starker
Säure (H3O+).
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b. Brom wird in eine wässrige Lösung von Natriumchlorid gegeben.
Vorhandene Teilchen: Br2 + Na+ + ClE°(Reduktionsmittel Cl-) > E°(Oxidationsmittel Br2)
=> keine Reaktion
E°(Reduktionsmittel Cl-) > E°(Oxidationsmittel Na+)
=> keine Reaktion
c. Chlor wird in eine wässrige Lösung von Natriumiodid geleitet.
Vorhandene Teilchen: Cl2 + Na+ + IE°(Reduktionsmittel I-) > E°(Oxidationsmittel Na+)
=> keine Reaktion
E°(Reduktionsmittel I-) < E°(Oxidationsmittel Cl2)
=> Reaktion
Oxidation: 2I- → I2 + 2eReduktion: Cl2+ 2e- → 2Cl_________________________________
Redoxreaktion: 2I- + Cl2 → I2 + 2Cl6. 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→Zn2+ +2e
Lokalkathode: Reduktion: 2H3O+ +2e → H2 +2H2O
Fe ist als Lokalkathode im Lokalelement vor der Säurekorrosion geschützt.
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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: Br2 + H3O+ + ClE°(Reduktionsmittel Cl-) > E°(Oxidationsmittel Br2)
=> keine Reaktion
E°(Reduktionsmittel Cl-) > E°(Oxidationsmittel H3O+)
=> keine Reaktion
b. Zinnpulver wird in eine Blei(II)-chlorid-Lösung gegeben.
Vorhandene Teilchen: Sn + Pb2+ + ClE°(Reduktionsmittel Sn) < E°(Oxidationsmittel Pb2+)
=> Reaktion
E°(Reduktionsmittel Cl-) > E°(Oxidationsmittel Pb2+)
=> keine Reaktion
Oxidation: Sn → Sn2+ + 2eReduktion: Pb2++ 2e- → Pb
_________________________________
Redoxreaktion: Sn + Pb2+ → Sn2+ + Pb
c. Ein Kupferstab taucht in eine Silbernitrat-Lösung.
Vorhandene Teilchen: Cu + Ag+ + NO3E°(Reduktionsmittel Cu) < E°(Oxidationsmittel Ag+)
=> Reaktion
Oxidation: Cu → Cu2+ + 2eReduktion: Ag++ 1e- → Ag
/.2
_________________________________
Redoxreaktion: Cu + 2 Ag+ → Cu2+ + 2 Ag
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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/Zn2+)<E°(Ni/Ni2+) => Anode = Zn/Zn2+
Symbolische Schreibweise:
(-)Zn/Zn2+//Ni2+/Ni (+)
oder : (-)Zn/ZnSO4//NiSO4/Ni (+)
b. Berechne die Spannung dieses galvanischen Elements.
E= E°(Kathode)-E°(Anode)
= E°(Ni/Ni2+)- E°( Zn/Zn2+)
=-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 Zn2+. Die Zinkelektrode verliert also
an Masse.
Reaktionen während dem Betrieb:
E°(Reduktionsmittel Zn) < E°(Oxidationsmittel Ni2+)
=> Reaktion
Oxidation: Zn → Zn2+ + 2eReduktion: Ni2++ 2e- → Ni
_________________________________
Redoxreaktion: Zn + Ni2+ → Zn2+ + 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: PbSO4 + 2e- → Pb + SO42Pluspol = Anode: Oxidation: PbSO4+5H2O → PbO2+HSO4+3H3O++2eb. Gib an, wo die Oxidation und die Reduktion ablaufen und wie die
Pole heissen.
Minuspol = Kathode: Reduktion
Pluspol = Anode: Oxidation
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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 Cu2+)
 Reaktion
Anode: Oxidation: Zn → Zn2+ + 2eKathode: Reduktion: Cu2++ 2e- → Cu
_________________________________
Redoxreaktion: Zn + Cu2+ → Zn2+ + Cu
b. Gib die symbolische Schreibweise für das Daniell-Element an.
(-)Zn/ZnSO4//CuSO4/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.
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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.
b.
c.
d.
Eine Blei(II)-Salzlösung wird mit Eisenpulver versetzt.
Ein blanker Streifen Zinn taucht in eine Zink(II) Salzlösung.
Ein Eisenblech wird in verdünnte Salzsäure getaucht.
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.
b.
c.
d.
e.
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Eine blankes Stück Nickel taucht in eine Eisen(II)-Salzlösung.
Ein blanker Streifen Zink taucht in eine Eisen(II)-Salzlösung.
Man leitet Chlorgas in eine Lösung von Kaliumchlorid.
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.
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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 )
b. Kupfer taucht in eine Kupfer(II)-Salzlösung. (c = 1 mol·L )
c. Silber taucht in eine Silbersalzlösung. (c = 1 mol·L )
-1
-1
-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
Bleiakkumulators am Pluspol.
für
das
Entladen
eines
21.Das Daniell-Element:
a.
b.
c.
d.
Beschreiben Sie den Aufbau der Apparatur.
Formulieren Sie die Gleichungen der Elektrodenreaktionen.
Notieren Sie die symbolische Schreibweise des Daniell-Elementes.
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.
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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
Eisenkonstruktionen.
kathodischen
Korrosionsschutz
bei
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
Schwefelwasserstoff eingeleitet.
wird
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 = Zn2+)
Schema:
Minuspol: Es entsteht Zink: Zn2+ + 2e-→ Zn (Kathode Reduktion)
Pluspol: Es entsteht Iod: 2I-→ I2 + 2e- (Anode Oxidation)
Nach der Unterbrechung haben wir ein galvanisches Element:
 E°(Reduktionsmittel Zn) < E°(Oxidationsmittel I2)
 freiwillige Redoxreaktion
 elektrische Spannung E° = E°(Kathode) – E°(Anode) = E°(I2) –
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→ Zn2+ + 2eKathode: Reduktion: I2 + 2e- →2I10
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27.Ein galvanisches Element besteht aus den Halbelementen Br /Br und
Sn/Sn .
-
2
2+
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 PbSO4 vorhanden ist, wird kein Wasser elektrolysiert.
d. Woran erkennt man, daß der Ladevorgang beendet ist?
Ladevorgang beendet = PbSO4 verbraucht => Wasser wird
elektrolysiert => Gase
31.Man führt folgenden Versuch durch: Chlorgas wird nacheinander durch
die wässrigen Lösungen folgender Salze geleitet:
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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
(Teilund
Gesamtgleichungen).
a.
b.
c.
d.
Zink wird in verdünnte Säure gegeben.
Kupfer taucht in eine Eisen(II)-salzlösung.
Aluminium wird in verdünnte Salzsäure gegeben.
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/Ni2+//Br /Br/Pt.
2
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 taucht, verbunden. Gib die symbolische Schreibweise des so
gebildeten galvanischen Elementes.
-1
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.
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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 WasserstoffSauerstoff-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.
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Gesundheitswesen
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