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2026-07-27T12:40:04Z

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{{T}}
{{BR}}
= Einleitung =

'''Elektrochemie''' untersucht die Verbindung zwischen [[Chemische Reaktion|chemischen Reaktionen]] und [[Elektrischer Strom|elektrischem Strom]]. Im Mittelpunkt stehen [[Redoxreaktion|Redoxreaktionen]], bei denen Elektronen übertragen werden. In einer [[Galvanische Zelle|galvanischen Zelle]] entsteht aus einer freiwillig ablaufenden Reaktion elektrische Energie. Bei der [[Elektrolyse]] erzwingt eine äußere Spannungsquelle eine chemische Reaktion.

Elektrochemie begegnet Dir in [[Batterie|Batterien]], [[Akkumulator|Akkus]], Brennstoffzellen, bei der Metallgewinnung, beim Galvanisieren, bei der Wasserstoffherstellung und bei [[Korrosion|Korrosionsvorgängen]].

[[Datei:Voltaic pile.png|500px|rahmenlos|center]]

Die Voltasche Säule war eine frühe Batterie. Heute werden elektrochemische Zellen gezielt für mobile Geräte, Fahrzeuge, Energiespeicher und industrielle Prozesse entwickelt.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=gifwGurgfVk |500|center}}

{{BR}}
== Lernziele ==

Nach diesem aiMOOC kannst Du die Begriffe Oxidation, Reduktion, Anode, Kathode und Elektrolyt sicher verwenden. Du kannst eine galvanische Zelle erklären, einfache Zellspannungen berechnen, eine Elektrolyse beschreiben und Anwendungen sowie Umweltfragen beurteilen.

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= Grundlagen der Elektrochemie =

{{BR}}
== Redoxreaktionen und Elektronenübertragung ==

Eine '''Oxidation''' ist die Abgabe von Elektronen. Eine '''Reduktion''' ist die Aufnahme von Elektronen. Beide Teilvorgänge laufen gekoppelt ab, denn abgegebene Elektronen müssen aufgenommen werden.

Am Beispiel von Zink und Kupfer-Ionen:

<math>\mathrm{Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-}</math>

<math>\mathrm{Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu}</math>

Die Gesamtreaktion lautet:

<math>\mathrm{Zn + Cu^{2+} \rightarrow Zn^{2+} + Cu}</math>

Zink wird oxidiert und ist das [[Reduktionsmittel]]. Kupfer-Ionen werden reduziert und sind das [[Oxidationsmittel]].

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== Elektroden und Elektrolyt ==

Eine elektrochemische Zelle enthält mindestens zwei [[Elektrode|Elektroden]] und einen [[Elektrolyt|Elektrolyten]]. Der Elektrolyt leitet elektrischen Strom durch bewegliche Ionen. Im äußeren Stromkreis übernehmen Elektronen den Ladungstransport.

'''Merksatz:''' An der '''Anode''' findet immer die Oxidation statt. An der '''Kathode''' findet immer die Reduktion statt.

{| class="wikitable"
! Zelltyp
! Anode
! Kathode
! Energieumwandlung
|-
| Galvanische Zelle
| Minuspol
| Pluspol
| Chemische Energie wird elektrische Energie
|-
| Elektrolysezelle
| Pluspol
| Minuspol
| Elektrische Energie wird chemische Energie
|}

[[Datei:Galvanische Zelle und Elektrolysezelle.svg|500px|rahmenlos|center]]

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= Die galvanische Zelle =

In einer galvanischen Zelle läuft eine räumlich getrennte Redoxreaktion freiwillig ab. Die Elektronen fließen durch einen äußeren Leiter von der Anode zur Kathode. Dadurch kann ein elektrisches Gerät betrieben werden.

[[Datei:Galvanische Zelle 2009-02-08.svg|500px|rahmenlos|center]]

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=x30aVUkwLmQ |500|center}}

{{BR}}
== Das Daniell-Element ==

Das [[Daniell-Element]] besteht aus einer Zink-Halbzelle und einer Kupfer-Halbzelle. In der Zink-Halbzelle gibt Zink Elektronen ab. In der Kupfer-Halbzelle nehmen Kupfer-Ionen Elektronen auf.

[[Datei:Daniell-Element.svg|500px|rahmenlos|center]]

'''Anode:'''

<math>\mathrm{Zn \rightarrow Zn^{2+} + 2e^-}</math>

'''Kathode:'''

<math>\mathrm{Cu^{2+} + 2e^- \rightarrow Cu}</math>

'''Zellschreibweise:'''

<math>\mathrm{Zn|Zn^{2+}||Cu^{2+}|Cu}</math>

Der Doppelstrich kennzeichnet die Trennung der Halbzellen, meist durch eine Salzbrücke oder eine poröse Trennwand.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=zsOEozRTJ9w |500|center}}

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== Die Aufgabe der Salzbrücke ==

Die [[Salzbrücke]] ermöglicht den Ionenaustausch zwischen den Halbzellen und verhindert eine starke Ladungstrennung. Ohne diesen Ladungsausgleich käme der Elektronenfluss schnell zum Stillstand. Die Salzbrücke transportiert jedoch nicht die Elektronen; diese fließen durch den äußeren Leiter.

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== Elektrochemische Spannungsreihe ==

Die [[Elektrochemische Spannungsreihe|elektrochemische Spannungsreihe]] ordnet Redoxpaare nach ihren Standardelektrodenpotenzialen. Ein stärker positives Potenzial zeigt eine größere Neigung zur Reduktion. Ein stärker negatives Potenzial zeigt bei Metallen häufig eine größere Neigung zur Oxidation.

[[Datei:Daniell-Spannungsreihe.svg|500px|rahmenlos|center]]

Die Standard-Zellspannung wird berechnet mit:

<math>E^\circ_\mathrm{Zelle}=E^\circ_\mathrm{Kathode}-E^\circ_\mathrm{Anode}</math>

Für das Daniell-Element gilt:

<math>E^\circ_\mathrm{Zelle}=0{,}34\,\mathrm{V}-(-0{,}76\,\mathrm{V})=1{,}10\,\mathrm{V}</math>

Eine positive Zellspannung zeigt unter Standardbedingungen, dass die betrachtete Zellreaktion freiwillig ablaufen kann.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=TTG_LOP3w0A |500|center}}

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== Konzentration und Nernst-Gleichung ==

Außerhalb der Standardbedingungen hängt das Elektrodenpotenzial unter anderem von der Konzentration der beteiligten Teilchen ab. Dies beschreibt die [[Nernst-Gleichung]]:

<math>E=E^\circ-\frac{RT}{zF}\ln Q</math>

Dabei stehen <math>R</math> für die Gaskonstante, <math>T</math> für die Temperatur, <math>z</math> für die Zahl der übertragenen Elektronen, <math>F</math> für die Faraday-Konstante und <math>Q</math> für den Reaktionsquotienten. Für viele schulische Aufgaben reicht die qualitative Aussage: Ändert sich die Konzentration, ändert sich auch das Elektrodenpotenzial.

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= Elektrolyse =

Bei einer [[Elektrolyse]] treibt eine Gleichspannungsquelle eine nicht freiwillig ablaufende Redoxreaktion an. Kationen wandern zur Kathode und können dort reduziert werden. Anionen wandern zur Anode und können dort oxidiert werden.

[[Datei:Elektrolyse1.jpg|500px|rahmenlos|center]]

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=DWLTrn1Z1T8 |500|center}}

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== Elektrolyse von Wasser ==

Bei der Elektrolyse von Wasser entstehen Wasserstoff und Sauerstoff. In alkalischer Schreibweise können die Teilreaktionen so dargestellt werden:

'''Kathode:'''

<math>\mathrm{2H_2O + 2e^- \rightarrow H_2 + 2OH^-}</math>

'''Anode:'''

<math>\mathrm{4OH^- \rightarrow O_2 + 2H_2O + 4e^-}</math>

'''Gesamtreaktion:'''

<math>\mathrm{2H_2O \rightarrow 2H_2 + O_2}</math>

Das Stoffmengenverhältnis von Wasserstoff zu Sauerstoff beträgt 2 zu 1.

[[Datei:Hofmann'scher Wasserzersetzungsapparat - Deutsches Museum Verkehrszentrum.jpg|500px|rahmenlos|center]]

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=lfisBhGV2Gk |500|center}}

{{BR}}
== Faradaysche Gesetze ==

Die abgeschiedene oder umgesetzte Stoffmenge hängt von der transportierten elektrischen Ladung ab:

<math>Q=I\cdot t</math>

<math>n(e^-)=\frac{Q}{F}</math>

Für ein Ion, das <math>z</math> Elektronen benötigt, gilt:

<math>n=\frac{Q}{zF}</math>

Mit der molaren Masse <math>M</math> erhält man für die Masse:

<math>m=\frac{M\cdot I\cdot t}{zF}</math>

Die Faraday-Konstante beträgt näherungsweise <math>F=96485\,\mathrm{C\,mol^{-1}}</math>. Diese Beziehungen verbinden messbare elektrische Größen mit chemischen Stoffmengen.

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== Chloralkali-Elektrolyse ==

Bei der [[Chloralkali-Elektrolyse]] werden aus Natriumchlorid-Lösung unter anderem Chlor, Wasserstoff und Natronlauge hergestellt. Das Verfahren ist industriell wichtig. Eine Membran trennt die Reaktionsräume, damit die Produkte nicht unerwünscht miteinander reagieren.

{{#ev:youtube| https://www.youtube.com/watch?v=0tuQ3RMkQmE |500|center}}

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= Anwendungen =

{{BR}}
== Batterien, Akkumulatoren und Brennstoffzellen ==

Eine [[Primärzelle]] wird gewöhnlich einmal entladen. Ein [[Akkumulator]] kann durch Anlegen einer Spannung wieder aufgeladen werden. Beim Laden wird die Entladungsreaktion weitgehend umgekehrt. Eine [[Brennstoffzelle]] erhält ihre Reaktionsstoffe fortlaufend von außen.

[[Datei:General discharging Li battery diagram.svg|500px|rahmenlos|center]]

Bei Lithium-Ionen-Akkus bewegen sich Lithium-Ionen beim Laden und Entladen zwischen den Elektroden. Leistungsfähigkeit, Sicherheit, Rohstoffgewinnung, Lebensdauer und Recycling müssen gemeinsam betrachtet werden.

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== Galvanisieren ==

Beim [[Galvanisieren]] wird ein Gegenstand elektrolytisch mit einer dünnen Metallschicht überzogen. Das Werkstück ist meist die Kathode. Metall-Ionen werden dort reduziert und als Metall abgeschieden. Galvanische Schichten können vor Korrosion schützen, die Oberfläche härten oder das Aussehen verändern.

[[Datei:Copper electroplating principle (multilingual).svg|500px|rahmenlos|center]]

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== Korrosion und Korrosionsschutz ==

[[Korrosion]] ist die Reaktion eines Werkstoffs mit seiner Umgebung. Beim Rosten von Eisen laufen gekoppelte elektrochemische Teilreaktionen ab. Wasser und gelöste Ionen ermöglichen den Ladungstransport; Sauerstoff ist häufig an der Reduktion beteiligt.

[[Datei:Fe corrosion.svg|500px|rahmenlos|center]]

Schutzmaßnahmen sind Beschichtungen, Legierungen, konstruktiver Schutz, Opferanoden und Fremdstromschutz. Eine Opferanode besteht aus einem unedleren Metall und wird bevorzugt oxidiert.

{{BR}}
== Wasserstoff und Energiespeicherung ==

Elektrolyse kann elektrische Energie in chemisch gebundenen Wasserstoff überführen. Die Klimawirkung hängt stark davon ab, wie der verwendete Strom erzeugt wird. Außerdem entstehen bei Umwandlung, Speicherung und Rückverstromung Energieverluste.

[[Datei:Enertrag-Elektrolyse.jpg|500px|rahmenlos|center]]

{{BR}}
= Sicherheit und Nachhaltigkeit =

Elektrochemische Experimente dürfen nur mit geeigneter Schutzbrille, klarer Anleitung und sicheren Stoffmengen durchgeführt werden. Brennbare Gase, ätzende Elektrolyte, giftige Produkte und Kurzschlüsse können gefährlich sein. Schulversuche mit Chlor, konzentrierten Säuren oder starken Laugen gehören ausschließlich in fachkundige Hände.

Für eine nachhaltige Bewertung elektrochemischer Technik sind Rohstoffabbau, Energiebedarf, Lebensdauer, Reparierbarkeit, Recycling, Transport und sichere Entsorgung wichtig. Eine hohe Energiedichte allein reicht als Bewertungskriterium nicht aus.

{{BR}}
= Interaktive Aufgaben =

{{BR}}
== Quiz: Teste Dein Wissen ==

{{MC}}

'''Was geschieht bei einer Oxidation?'''
(Elektronen werden abgegeben)
(!Elektronen werden aufgenommen)
(!Protonen werden immer abgegeben)
(!Die Temperatur sinkt immer)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''An welcher Elektrode findet immer die Reduktion statt?'''
(An der Kathode)
(!An der Anode)
(!An der Salzbrücke)
(!Am Voltmeter)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welche Aufgabe hat die Salzbrücke im Daniell-Element?'''
(Sie ermöglicht den Ladungsausgleich durch Ionenwanderung)
(!Sie transportiert Elektronen durch die Lösung)
(!Sie erzeugt die Kupfer-Ionen)
(!Sie misst die Zellspannung)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welche Energieumwandlung findet in einer galvanischen Zelle statt?'''
(Chemische Energie wird in elektrische Energie umgewandelt)
(!Elektrische Energie wird nur in Wärme umgewandelt)
(!Lichtenergie wird in Kernenergie umgewandelt)
(!Mechanische Energie wird in chemische Energie umgewandelt)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welches Metall wird im Daniell-Element oxidiert?'''
(Zink)
(!Kupfer)
(!Silber)
(!Gold)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Wie berechnet man die Standard-Zellspannung?'''
(Potenzial der Kathode minus Potenzial der Anode)
(!Potenzial der Anode plus Stromstärke)
(!Widerstand geteilt durch Stoffmenge)
(!Ladung minus Temperatur)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Was kennzeichnet eine Elektrolyse?'''
(Eine äußere Spannung erzwingt eine chemische Reaktion)
(!Eine freiwillige Reaktion erzeugt ohne Elektroden Strom)
(!Nur neutrale Teilchen bewegen sich)
(!Es findet keine Redoxreaktion statt)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''In welchem Stoffmengenverhältnis entstehen Wasserstoff und Sauerstoff bei der Wasserelektrolyse?'''
(Zwei zu eins)
(!Eins zu zwei)
(!Eins zu eins)
(!Drei zu eins)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Welche Gleichung beschreibt die transportierte Ladung?'''
(Q gleich I mal t)
(!Q gleich I geteilt durch t)
(!Q gleich U mal R)
(!Q gleich m mal V)

{{E}}
<br>

{{MC}}

'''Was ist eine typische Funktion einer Opferanode?'''
(Sie wird bevorzugt oxidiert und schützt ein anderes Metall)
(!Sie verhindert jede Ionenbewegung)
(!Sie erhöht die Masse des geschützten Metalls)
(!Sie wirkt als elektrische Isolierung)

{{E}}
<br>

{{BR}}
== Memory ==

<div class="memo-quiz">
{|
|-
| Oxidation || Elektronenabgabe
|-
| Reduktion || Elektronenaufnahme
|-
| Anode || Ort der Oxidation
|-
| Kathode || Ort der Reduktion
|-
| Elektrolyt || Ionenleitende Phase
|-
| Salzbrücke || Ladungsausgleich
|-
| Galvanische Zelle || Chemische Energie wird elektrisch
|-
| Elektrolysezelle || Elektrische Energie treibt Reaktion
|}
{{E}}
<br>

{{BR}}
== Drag and Drop ==

<div class="lueckentext-quiz">

{| class="wikitable"
! Ordne die richtigen Begriffe zu.
! Thema
|-
| '''Zinkelektrode'''
| Oxidation im Daniell-Element
|-
| '''Kupferelektrode'''
| Reduktion im Daniell-Element
|-
| '''Salzbrücke'''
| Ionischer Ladungsausgleich
|-
| '''Äußerer Leiter'''
| Elektronenfluss
|-
| '''Spannungsquelle'''
| Antrieb einer Elektrolyse
|}
{{E}}

<br>
...
<br />

{{BR}}
== Kreuzworträtsel ==

<div class="kreuzwort-quiz">
{|
|-
| Anode || Wie heißt die Elektrode, an der die Oxidation stattfindet?
|-
| Kathode || Wie heißt die Elektrode, an der die Reduktion stattfindet?
|-
| Elektrolyt || Wie heißt die ionenleitende Phase einer elektrochemischen Zelle?
|-
| Salzbrücke || Welches Bauteil ermöglicht den Ladungsausgleich zwischen zwei Halbzellen?
|-
| Korrosion || Wie heißt die Reaktion eines Werkstoffs mit seiner Umgebung?
|-
| Elektrolyse || Wie heißt eine durch elektrische Energie erzwungene Redoxreaktion?
|}
{{E}}
<br>

{{BR}}
== LearningApps ==

<iframe> https://learningapps.org/index.php?s=Elektrochemie+Chemie </iframe>

{{BR}}
== Lückentext ==

<quiz display=simple>
{'''Vervollständige den Text.'''<br>
|type="{}"}
Bei einer Oxidation werden { Elektronen } abgegeben. Die Aufnahme von Elektronen heißt { Reduktion }. An der Anode findet stets die { Oxidation } statt. An der Kathode läuft stets die { Reduktion } ab. Eine galvanische Zelle wandelt chemische Energie in { elektrische } Energie um. Im Daniell-Element wird das Metall { Zink } oxidiert. Die Salzbrücke ermöglicht den { Ladungsausgleich } zwischen den Halbzellen. Eine äußere Spannungsquelle treibt die { Elektrolyse } an. Bei der Wasserelektrolyse entsteht doppelt so viel Wasserstoff wie { Sauerstoff }. Die Gleichung Q gleich I mal t beschreibt die elektrische { Ladung }. Beim Galvanisieren wird ein Werkstück mit einer dünnen { Metallschicht } überzogen. Ein unedleres Schutzmetall kann als { Opferanode } dienen.
</quiz>

<br>

{{BR}}
= Offene Aufgaben =

{{BR}}
=== Leicht ===
# [[Begriffsnetz Elektrochemie]]: Erstelle ein Begriffsnetz mit Oxidation, Reduktion, Anode, Kathode, Elektrolyt und Elektronenfluss.
# [[Daniell-Element zeichnen]]: Zeichne ein Daniell-Element und beschrifte Elektroden, Lösungen, Salzbrücke und Elektronenfluss.
# [[Batterien im Alltag]]: Fotografiere oder notiere fünf Batterie- oder Akkuanwendungen und ordne sie nach ihrem Einsatzzweck.
# [[Sicherheitsplakat Elektrochemie]]: Gestalte ein Plakat mit Regeln für sichere elektrochemische Schulversuche.

{{BR}}
=== Standard ===
# [[Spannungsmessung planen]]: Entwickle einen Versuchsplan, mit dem verschiedene Metallkombinationen verglichen werden können.
# [[Elektrolyse beobachten]]: Dokumentiere bei einem freigegebenen Schulversuch Beobachtung, Teilreaktionen und Gesamtreaktion.
# [[Korrosion untersuchen]]: Plane eine Versuchsreihe zum Rosten von Eisen unter unterschiedlichen Bedingungen.
# [[Akkutypen vergleichen]]: Vergleiche zwei Akkutypen hinsichtlich Energiedichte, Lebensdauer, Sicherheit und Recycling.

{{BR}}
=== Schwer ===
# [[Nernst-Gleichung anwenden]]: Untersuche rechnerisch, wie eine Konzentrationsänderung die Spannung einer Halbzelle beeinflusst.
# [[Faradaysches Gesetz prüfen]]: Plane eine Elektrolyse, bei der theoretische und gemessene Abscheidemasse verglichen werden.
# [[Wasserstoff bewerten]]: Erstelle eine begründete Bewertung, wann elektrolytisch erzeugter Wasserstoff energetisch und ökologisch sinnvoll sein kann.
# [[Elektrochemisches Lernvideo]]: Produziere ein kurzes Erklärvideo, das den Vorzeichenwechsel von Anode und Kathode bei galvanischer Zelle und Elektrolyse verständlich macht.

{{:Offene Aufgabe - MOOC erstellen}}

{{BR}}
= Lernkontrolle =

# [[Unbekannte Zelle analysieren]]: Eine Zelle enthält Magnesium und Silber. Leite aus einer gegebenen Spannungsreihe Elektronenfluss, Anode, Kathode und Zellreaktion ab und begründe jeden Schritt.
# [[Fehlerdiagnose Daniell-Element]]: Ein aufgebautes Daniell-Element liefert keine Spannung. Entwickle mindestens drei plausible Fehlerursachen und passende Prüfungen.
# [[Elektrolyse übertragen]]: Übertrage das Prinzip der Kupferabscheidung auf ein anderes Metall-Ion und erkläre, welche Angaben Du für eine Massenberechnung brauchst.
# [[Korrosionsschutz entscheiden]]: Wähle für eine Stahlkonstruktion in Salzwasser ein Schutzverfahren aus und begründe die Entscheidung mit elektrochemischen Zusammenhängen.
# [[Akkumulator beurteilen]]: Bewerte einen Akku nicht nur nach Kapazität, sondern anhand eines selbst entwickelten Kriterienrasters.
# [[Energieumwandlung vergleichen]]: Vergleiche galvanische Zelle, Elektrolysezelle und Brennstoffzelle in einem Flussdiagramm.
# [[Messdaten auswerten]]: Erkläre Abweichungen zwischen theoretischer und gemessener Elektrolysemasse durch mindestens zwei experimentelle Einflussgrößen.

<br>
<br>

{{BR}}
= Lernnachweis =

Für einen Lernnachweis solltest Du zeigen, dass Du fachsprachlich korrekt argumentieren und Modelle auf neue Situationen übertragen kannst.

# Du erklärst Oxidation und Reduktion mithilfe von Elektronenübertragungen.
# Du ordnest Anode, Kathode, Pluspol und Minuspol für beide Zelltypen richtig zu.
# Du stellst Teilreaktionen und Gesamtreaktionen auf.
# Du erklärst Elektronenfluss und Ionenwanderung in einer galvanischen Zelle.
# Du berechnest einfache Standard-Zellspannungen und Elektrolysemengen.
# Du wertest Skizzen, Messwerte und Versuchsbeobachtungen aus.
# Du beurteilst Anwendungen nach Funktion, Sicherheit und Nachhaltigkeit.
# Du dokumentierst Quellen, Annahmen und Rechenwege nachvollziehbar.

<br>
<br>

{{BR}}
= OERs zum Thema =

<iframe> https://de.m.wikipedia.org/wiki/Elektrochemie </iframe>

Weitere offene Lernressourcen findest Du über [[Elektrochemie]], [[Galvanische Zelle]], [[Elektrolyse]], [[Redoxreaktion]], [[Batterie]], [[Akkumulator]] und [[Korrosion]].

<br>

{{BR}}
= Verknüpfte Lernbereiche =

{| align=center
{{:D-Tab}}
'''[[Elektrochemie]]'''
# [[Redoxreaktion]]
# [[Galvanische Zelle]]
# [[Daniell-Element]]
# [[Elektrochemische Spannungsreihe]]
# [[Elektrolyse]]
# [[Faradaysche Gesetze]]
# [[Batterie]]
# [[Akkumulator]]
# [[Brennstoffzelle]]
# [[Galvanisieren]]
# [[Korrosion]]
# [[Wasserstoff]]
|}

[[Kategorie:Chemie]]
[[Kategorie:Elektrochemie]]
[[Kategorie:Redoxchemie]]
[[Kategorie:Energie]]
[[Kategorie:MINT]]
[[Kategorie:Schule]]
[[Kategorie:Klasse 9-10]]
[[Kategorie:Sekundarstufe II]]

{{BR}}
= aiMOOC-Projekte =
[[Kategorie:AI_MOOC]] [[Kategorie:GPT aiMOOC]]
{{MT}}

Elektrochemie - Chemie - Versionsgeschichte

Glanz: aiMOOC über GPT aiMOOC Action erstellt