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Elektrochemie

Zehn Grundaufgaben von der Oxidationszahl bis zum Rost — wer sie sicher löst, hat die ersten Punkte der Klausur schon.

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Aufgabenblock — AFB I

Zehn Standardaufgaben zum Reproduzieren quer durch das Kapitel: Oxidationszahlen, Redoxgleichungen, Titration, galvanische Zellen, Nernst, Elektrolyse, Akku und Korrosion. Das sind die sicheren Punkte in jeder Klausur.

A1
Oxidationszahlen in drei Teilchen
AFB I

Bestimmen Sie die Oxidationszahl a) des Chroms im Dichromat-Ion \(\ce{Cr2O7^2-}\), b) des Schwefels (Mittelwert) im Thiosulfat-Ion \(\ce{S2O3^2-}\) und c) des Kohlenstoffs (Mittelwert) in Ethanal \(\ce{CH3CHO}\). Erläutern Sie, warum der Mittelwert in c) nicht die Oxidationszahlen der einzelnen C-Atome wiedergibt.

Regeln: O meist −II, H meist +I; Summe aller OZ = Ladung des Teilchens. Einzelne Atome zeigt nur die Strukturformel (Elektronen an den elektronegativeren Partner).
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a) \(2x + 7 \cdot (-2) = -2\) → \(x\) = +VI. b) \(2x + 3 \cdot (-2) = -2\) → \(x\) = +II (Mittelwert). c) \(2x + 4 \cdot (+1) + (-2) = 0\) → \(x\) = −I (Mittelwert). In der Strukturformel erhält das Methyl-C drei Elektronenpaare von den H-Atomen und teilt die C–C-Bindung: −III. Das Carbonyl-C gibt beide Bindungspaare zum O ab, erhält das Paar vom H: +I. Mittelwert \((-3 + 1) : 2 = -1\) — die Summenformel verwischt diesen Unterschied.
A2
Kupfer in Salpetersäure
AFB I

Kupfer löst sich in verdünnter Salpetersäure; dabei entsteht farbloses Stickstoffmonooxid NO. Formulieren Sie die Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion und stellen Sie die Gesamtgleichung (saure Lösung, mit \(\ce{H3O+}\)) auf. Geben Sie an, wie viele Elektronen im Formelumsatz übertragen werden und welchen Koeffizienten \(\ce{H3O+}\) erhält.

Schrittfolge: OZ → Teilgleichungen → Elektronen → Ladung mit \(\ce{H3O+}\) ausgleichen → Wasser ergänzen → auf gleiche Elektronenzahl bringen und addieren.
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Oxidation: \(\ce{Cu -> Cu^2+ + 2 e-}\) \(\;|\cdot 3\). Reduktion (N: +V → +II): \(\ce{NO3- + 4 H3O+ + 3 e-}\) \(\ce{-> NO + 6 H2O}\) \(\;|\cdot 2\). Gesamt: \(\ce{3 Cu + 2 NO3- + 8 H3O+}\) \(\ce{-> 3 Cu^2+ + 2 NO + 12 H2O}\). Übertragen werden 6 Elektronen, \(\ce{H3O+}\) erhält den Koeffizienten 8. Kontrolle Ladung: links \(-2 + 8 = +6\), rechts \(3 \cdot (+2) = +6\).
A3
Eisen(II)-Ionen permanganometrisch
AFB I

20,0 mL einer schwefelsauren Eisen(II)-sulfat-Lösung verbrauchen bis zur ersten bleibenden Rosafärbung 14,2 mL Kaliumpermanganat-Lösung \((c = 0{,}0200\,\text{mol/L})\). Formulieren Sie die Reaktionsgleichung und berechnen Sie a) die Stoffmengenkonzentration der Eisen(II)-Ionen und b) die Massenkonzentration an Eisen in g/L \((M(\ce{Fe}) = 55{,}85\,\text{g/mol})\).

mol/L
g/L
Redoxtitration: \(n_\text{P} = \dfrac{z_\text{M}}{z_\text{P}} \cdot c_\text{M} \cdot V_\text{M}\) — Permanganat nimmt 5 e⁻ auf, Fe²⁺ gibt 1 e⁻ ab.
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\(\ce{MnO4- + 5 Fe^2+ + 8 H3O+}\) \(\ce{-> Mn^2+ + 5 Fe^3+ + 12 H2O}\). \(n(\ce{MnO4-}) = 0{,}0200 \cdot 14{,}2 = 0{,}284\,\text{mmol}\) → \(n(\ce{Fe^2+}) = 5 \cdot 0{,}284 = 1{,}42\,\text{mmol}\). a) \(c = 1{,}42 : 20{,}0\) = 0,0710 mol/L. b) \(\beta = 0{,}0710 \cdot 55{,}85\) ≈ 3,97 g/L.