Nägel, Tropfen, Spalten und Streusalz — 30 Übungen dazu, wer beim Rosten die Elektronen abnimmt.
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Übungsaufgaben
Dreißig Aufgaben, bunt gemischt — zum Klicken, Ziehen, Zuordnen, Rechnen und Knobeln. Jede Übung gibt Ihnen sofort Rückmeldung; bei Schwierigkeiten helfen Ihnen die gestuften Tipps. Die Chips zeigen das Anforderungsniveau: AFB I heißt wiedergeben und direkt anwenden, AFB II heißt selbst entscheiden und verknüpfen, AFB III heißt begründen, beurteilen oder eine Falle durchschauen. Mix verbindet Wissen aus mehreren Unterkapiteln, Trick warnt: Hier steckt eine Falle drin. Der Balken oben zeigt Ihnen, wie viele der 30 Aufgaben Sie schon gelöst haben.
A1
Zwei Korrosionsarten im Vergleich
AFB I
Bestimmen Sie, zu welcher Korrosionsart jede Aussage gehört: Ordnen Sie jede Aussage dem passenden Bereich zu.
Ordnen Sie jede Karte einem der drei Bereiche zu. Mit der Tastatur: Enter zum Auswählen, dann 1–3 für den Bereich, 0 zurück.
1 nur Säurekorrosion
2 beide
3 nur Sauerstoffkorrosion
Säurekorrosion: H₃O⁺ als Oxidationsmittel, H₂ entsteht, pH unter etwa 4. Sauerstoffkorrosion: O₂ als Oxidationsmittel, OH⁻ entsteht, ohne Sauerstoff kein Ablauf. Beiden gemeinsam sind die Anodenreaktion, der Elektronenfluss im Metall und die Lokalelemente. Typischer Fehler: Fe → Fe²⁺ nur der Säurekorrosion zuzuordnen.
Fragen Sie sich: Gilt die Aussage nur für ein Oxidationsmittel oder für beide?
Nur Säure: H₃O⁺, H₂, pH unter 4. Nur Sauerstoff: O₂, OH⁻, ohne O₂ nichts. Beide: Anode, Elektronenfluss, Lokalelemente.
A2
Kathodenreaktion in Salzsäure
AFB I
Nennen Sie die Gleichung der Kathodenreaktion, die an einem Eisenstück in luftfreier Salzsäure (pH 1) abläuft. Klicken Sie die passende Karte an.
Klicken Sie die passende Karte an und prüfen Sie dann. Mit der Tastatur: Tab zur Karte, Enter auswählen.
In luftfreier saurer Lösung ist H₃O⁺ das Oxidationsmittel: 2 H₃O⁺ + 2 e⁻ → H₂ + 2 H₂O. Gleichung B setzt Sauerstoff voraus, C ist die Anodenreaktion, D ist eine Folgereaktion ohne Elektronenübergang. Typischer Fehler: Sauerstoff als Oxidationsmittel auch ohne Sauerstoff anzunehmen.
Welches Oxidationsmittel steht in luftfreier Salzsäure zur Verfügung?
Teilchen: H₃O⁺ nimmt Elektronen auf, H₂ entsteht.
A3
Triebkraft einordnen
AFB II
Schätzen Sie für jeden Fall die Triebkraft \(\Delta E = E(\text{Oxidationsmittel}) - E^\circ(\ce{Fe^2+}/\ce{Fe})\) in eine Klasse ein (\(E^\circ(\ce{Fe^2+}/\ce{Fe}) = -0{,}44\,\text{V}\), \(E(\ce{H3O+}/\ce{H2}) = -0{,}059\,\text{V} \cdot \text{pH}\), \(E(\ce{O2}/\ce{OH-}) = 1{,}23\,\text{V} - 0{,}059\,\text{V} \cdot \text{pH}\)).
1 = ΔE negativ, 2 = ΔE von 0 bis 0,10 V, 3 = ΔE von 0,10 bis 0,50 V, 4 = ΔE von 0,50 bis 1,00 V, 5 = ΔE über 1,00 V. Mit der Tastatur: Tab zur Zeile, ←/→ zwischen den Stufen, Enter setzt.
ΔE negativΔE über 1 V
H₃O⁺ bei pH 7
H₃O⁺ bei pH 1
H₃O⁺ bei pH 9
O₂ bei pH 14
O₂ bei pH 7
O₂ bei pH 12
H₃O⁺: pH 7: 0,03 V (Klasse 2); pH 1: 0,38 V (3); pH 9: −0,09 V (1). O₂: pH 14: 0,40 V + 0,44 V = 0,84 V (4); pH 7: 0,82 V + 0,44 V = 1,26 V (5); pH 12: 0,52 V + 0,44 V = 0,96 V (4). Typischer Fehler: den Wert von E für O₂ schon als Triebkraft zu lesen, ohne E°(Fe) zu berücksichtigen.
Rechnen Sie E des Oxidationsmittels aus und ziehen Sie E°(Fe²⁺/Fe) ab.
H₃O⁺: 0,03; 0,38; −0,09 V. O₂: 0,84; 1,26; 0,96 V.
