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Standardpotenziale

Oben links reagiert mit unten rechts: Mit der Spannungsreihe Reaktionen vorhersagen und Zellspannungen berechnen.

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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
Trickaufgabe: Eisen(II) an der Luft
TrickAFB III

Eine Eisen(II)-sulfat-Lösung wird an der Luft langsam gelb: Sauerstoff oxidiert \(\ce{Fe^2+}\) zu \(\ce{Fe^3+}\) (saure Lösung). Bestimmen Sie \(\Delta E\) dieser Reaktion.

Standardpotenziale (V): \(\ce{Li+}/\ce{Li}\) −3,04 · \(\ce{Na+}/\ce{Na}\) −2,71 · \(\ce{Al^3+}/\ce{Al}\) −1,66 · \(\ce{Ni^2+}/\ce{Ni}\) −0,26 · \(\ce{Sn^2+}/\ce{Sn}\) −0,14 · \(\ce{I2}/\ce{I-}\) +0,54 · \(\ce{Fe^3+}/\ce{Fe^2+}\) +0,77 · \(\ce{Br2}/\ce{Br-}\) +1,07 · \(\ce{O2}/\ce{H2O}\) +1,23 · \(\ce{Au^3+}/\ce{Au}\) +1,50 · \(\ce{MnO4-}/\ce{Mn^2+}\) +1,51 · \(\ce{F2}/\ce{F-}\) +2,87

Schieben Sie den Regler auf Ihre Antwort — Pfeiltasten bewegen ihn schrittweise. Nach dem Prüfen sehen Sie den Trefferbereich.
0 V2 V
Akzeptor \(\ce{O2}\) (+1,23 V), Donator \(\ce{Fe^2+}\) aus dem Paar \(\ce{Fe^3+}/\ce{Fe^2+}\) (+0,77 V): \(\Delta E = 1{,}23 - 0{,}77 = 0{,}46\,\mathrm{V}\). Die Falle: Der Donator hat hier ein positives Standardpotenzial — Donator ist einfach das Paar mit dem kleineren E°, nicht zwingend ein unedles Metall. Wer \(\ce{Fe^2+}/\ce{Fe}\) (−0,44 V) nimmt, verwechselt die Paare.
Welches Redoxpaar enthält Fe²⁺ als reduzierte Form?
Beide Standardpotenziale sind positiv.
A2
Die Potenzialleiter
AFB I

Lesen Sie an der Leiter der Standardpotenziale ab, welches Paar die gesuchte Eigenschaft hat. Klicken Sie nacheinander die Paare an.

Klicken Sie das gesuchte Feld an. Mit der Tastatur: Tab oder Pfeiltasten zum Wandern, Enter zum Auswählen.

Cl₂ / Cl⁻+1,36 V Ag⁺ / Ag+0,80 V Cu²⁺ / Cu+0,34 V Zn²⁺ / Zn−0,76 V Mg²⁺ / Mg−2,37 V
Das größte E° (oben) hat Cl₂/Cl⁻: Cl₂ ist das stärkste Oxidationsmittel. Das kleinste E° (unten) hat Mg²⁺/Mg: Mg ist das stärkste Reduktionsmittel. Edle Metalle haben E° größer als 0 V: Silber und Kupfer; das kleinere E° hat Kupfer. Typischer Fehler: das stärkste Reduktionsmittel oben zu suchen.
Oben steht das größte E°, unten das kleinste.
Cl₂/Cl⁻ ganz oben, Mg²⁺/Mg ganz unten; unter den edlen Metallen hat Kupfer das kleinere E°.
A3
Wer oxidiert Iodid-Ionen?
AFB I

Nennen Sie unter den aufgeführten Teilchen alle, die Iodid-Ionen unter Standardbedingungen freiwillig zu Iod oxidieren können.

Standardpotenziale (V): \(\ce{Li+}/\ce{Li}\) −3,04 · \(\ce{Na+}/\ce{Na}\) −2,71 · \(\ce{Al^3+}/\ce{Al}\) −1,66 · \(\ce{Ni^2+}/\ce{Ni}\) −0,26 · \(\ce{Sn^2+}/\ce{Sn}\) −0,14 · \(\ce{I2}/\ce{I-}\) +0,54 · \(\ce{Fe^3+}/\ce{Fe^2+}\) +0,77 · \(\ce{Br2}/\ce{Br-}\) +1,07 · \(\ce{O2}/\ce{H2O}\) +1,23 · \(\ce{Au^3+}/\ce{Au}\) +1,50 · \(\ce{MnO4-}/\ce{Mn^2+}\) +1,51 · \(\ce{F2}/\ce{F-}\) +2,87

Mehrere Antworten sind richtig. Markieren Sie alle zutreffenden und klicken Sie dann auf „Prüfen“.
Ein Oxidationsmittel oxidiert \(\ce{I-}\), wenn sein Paar über \(\ce{I2}/\ce{I-}\) (+0,54 V) steht: \(\ce{Br2}\), \(\ce{Fe^3+}\), \(\ce{MnO4-}\). Metall-Ionen unedler Metalle sind sehr schwache Oxidationsmittel.
Suchen Sie Paare mit \(E^\circ > +0{,}54\,\mathrm{V}\).
Drei Teilchen sind richtig.