Skript zum Praktikum. Allgemeine Chemie. für Physiker. Name

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1 Skript zum Praktikum Allgemeine Chemie für Physiker Name

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3 Inhaltsverzeichnis i Inhaltsverzeichnis Durchführung der Experimente 1 Protokollführung 4 Literaturempfehlungen 5 Tag 1: Chemische Energetik 7 Station 1: Gerätekunde Umgang mit Gasaschen Umgang mit Bunsenbrennern Station 2: Lösungswärme von Salzen Station 3: Reaktionsenthalpie ( H) einer Redox-Reaktion Station 4: Verbrennungsenthalpie Station 5: Wärmekissen und Kältepackungen Station 6: Spontane endotherme Reaktion Tag 2: Säuren und Basen 17 Station 1: Natürliche Indikatoren, Farborgel Station 2: Bildung von Säuren und Laugen Station 3: Puer Station 4: Titration von Coca Cola Station 5: Indikatoren, Umschlagbereiche, Mischindikatoren Station 6: Säure/Base-Verdrängungsreaktionen Tag 3: Redoxreaktionen und Elektrochemie 25 Station 1a: Die Fällungs-/Redoxreihe der Metalle Station 1b: Zementation von Kupfer Station 2: Das Daniell-Element Station 3: Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotentials. 29 Station 4: Die Brennstozelle Station 5: Die Alkali-Mangan-Batterie Station 6: Die Zink-Luft-Batterie Tag 4: Chemische Kinetik 37 Station 1: Die Ioduhr Station 2: Reaktion von Natriumthiosulfat mit Salzsäure Station 3: Grobes und fein verteiltes Zink in Salzsäure Station 4: Temperaturabhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit 42 Station 5: Die Hydrolyse von tert-butylchlorid Tag 5: Freies Experimentieren 45 Anhang A: Chemikalienliste 47 Anhang B: R- und S-Sätze 51 Anhang C: Spannungsreihe 55

4 ii Inhaltsverzeichnis

5 Durchführung der Experimente 1 Durchführung der Experimente Dieses Skript wurde zum Praktikum Allgemeine Chemie für Physiker geschrieben. In diesem Praktikum sollen Sie experimentell einige grundlegendene Konzepte der Chemie kennenlernen. Die einzelnen Experimente stehen in gröÿeren experimentellen und/oder theoretischen Problemkreisen. Jeder Versuchstag ist dabei einem bestimmten Sachgebiet zugeordnet. Bereiten Sie sich daher auf das Praktikum vor, indem Sie das Skript im Vorfeld sorgfältig durcharbeiten, sich die Durchführung und Zielsetzung aller Versuche klarmachen und evtl. Reaktionsgleichungen formulieren. Die Praktikumsassistenten werden sich im Vorfeld davon überzeugen, dass Sie ausreichend vorbereitet sind. Nur dann dürfen Sie die Versuche durchführen! Sie werden in diesem Praktikum die Experimente an den ersten vier Tagen an Stationen durchführen. Ihre Aufgabe besteht darin, den zeitlichen Ablauf Ihres Praktikumstages zu organisieren. Sie müssen die Stationen so auswählen, dass Sie alle Experimente durchführen, aber möglichst auch keinen Leerlauf haben. Sprechen Sie sich untereinander ab. Am 5. und letzten Tag werden Sie einen einzelnen Versuch in einer Zweiergruppe durchführen. Die zugehörige Versuchsvorschrift werden Sie erst an diesem Tag erhalten. Ziel dieses Praktikumstages ist die eigenständige und selbst durchdachte Planung und Umsetzung eines einfachen experimentellen Problemes. Dabei stehen Ihnen die Prakikumsassistenten als Diskussionspartner zur Verfügung. Gefahren beim Umgang mit Chemikalien Beachten Sie die allgemeinen Sicherheitshinweise. Im Labor ist das Tragen von Laborkitteln (100% Baumwolle) und Schutzbrillen Picht! Lange Haare müssen zusammengebunden werden. Ebenfalls ist Essen und Trinken im Labor strikt verboten! Informieren Sie Sich über Fluchttüren und die Standorte von Feuerlöschern und Verbandskästen. Informieren Sie sich bereits im Vorfeld über mögliche Gefahren im Umgang mit den von Ihnen verwendeten Chemikalien. In der Chemikalienliste für die Versuche sind dazu die Gefahrensymbole angegeben. Besonders gefährliche Chemikalien sind in diesem Skript mit einem! gekennzeichnet. Informieren Sie sich ganz besonders bei diesen Chemikalien über die R- und S-Sätze. Hierzu nden Sie am Ende des Skripts eine Zusammenstellung aller verwendeten Chemikalien inklusive der zugehörigen R- und S-Sätze. Die Praktikumsassistenten werden Sie während des Praktikums hierzu befragen. Dieses dient vor allem Ihrer Sicherheit und der Ihrer Kommilitonen. Um auf den ersten Blick über Eigenschaften von Chemikalien informiert zu sein, welche die Gesundheit beeinträchtigen können, stehen auf den Vorratsgefäÿen und in der Versuchsbeschreibung entsprechende Gefahrensymbole. Diese Symbole müssen Ihnen neben den R- und S-Sätzen vertraut sein.

6 2 Durchführung der Experimente T+ sehr giftig T giftig C ätzend O brandfördernd F leichtentzündlich F+ hochentzündlich E explosionsgefährlich Xn gesundheitsschädlich Xi reizend N umweltgefährlich R- und S-Sätze beinhalten Gefahrenhinweise (R-Sätze) und Sicherheitsratschläge (S-Sätze), die Ihnen bei dem Umgang oder bei der Kontamination mit dem betreenden Sto als Hilfe zur Gefahrenabwehr dienen sollen. In keinem Fall entbindet Sie das Wissen um Gefahrensymbole und R- und S- Sätze davon, sich ausführlich mit den chemischen Eigenschaften und der biologischen Wirksamkeit benutzter Chemikalien vertraut zu machen, da diese Informationen in den R- und S-Sätzen aus verständlichen Gründen allgemein gehalten werden. Dies sei Ihnen kurz am Beispiel der Salpetersäure verdeutlicht: Salpetersäure trägt als starke Elementsauerstosäure die Gefahrensymbole O (brandfördernd) und C (ätzend). Die Angaben in den R- und S-Sätzen liefern: R 8-35 S: 1/ Hier steht aber z.b. nirgendwo, dass der Hautkontakt mit deren Gelbfärbung und Zersetzung einhergeht. Informieren Sie Sich über die Reaktion! Bedenken Sie auch, dass viele Reaktionen mit biologischem Material erst zeitlich stark versetzt (Stunden bis Tage!) sicht- und spürbar werden können! Auÿerdem können diese Informationen abhängig von Konzentration, Zubereitung oder Zerteilungsgrad der Chemikalie stark dierieren. Während des ersten Praktikumstags werden die Assistenten Ihnen auÿerdem Hinweise zum sicheren praktischen Arbeiten geben. Arbeiten Sie auÿerdem umweltbewuÿt. Erkundigen Sie Sich bei Unklarheiten über die Entsorgung von Chemikalien bei den Assistenten. Schütten Sie niemals schwermetallhaltige Lösungen oder organische Lösungsmittel in den Ausguss. Gehen Sie sparsam mit den bereitgestellten Chemikalien um, nicht immer gilt: Viel hilft viel. Nutzen Sie einige Lösungen in Absprache mit den Assistenten ggf. mehrfach.

7 Durchführung der Experimente 3 Halten Sie den Arbeitsplatz sauber. Nachdem Sie eine Station erfolgreich durchgeführt haben reinigen Sie bitte die verwendeten Geräte, soweit dies möglich ist. Achten Sie besonders bei Pipetten auf eine ausreichende Reinigung, damit andere Lösungen nicht kontaminiert werden. Neben einigen Versuchen nden Sie Symbole, die auf Besonderheiten der Station hinweisen sollen. Besondere Entsorgung beachten. Experiment mit erhöhtem Gefahrenpotential. Bei der Durchführung wird Ihnen vom Assistenten geholfen.

8 4 Protokollführung Protokollführung Die im Praktikum durchgeführten Experimente sollen während des Praktikums protokolliert werden. Dieses ist für Ihren Lernerfolg sehr wichtig. Achten Sie in Ihrem eigenen Interesse auf eine sorgfältige Protokollierung der Experimente. Benutzen Sie hierfür ein Laborjournal oder ein vergleichbares Heft, am besten mit kariertem Papier. Eine Lose Zettelsammlung wird nicht akzeptiert. Die Protokolle werden bereits am Praktikumstag vom jeweiligen Versuchsbetreuer abgezeichnet. Ein Protokoll soll enthalten: Thema des Versuchs Beschreibung und ggf. Skizze Abweichungen von der Versuchsdurchführung im Skript Beobachtungen, Messwerte und kurze Deutung Bringen Sie zu jedem Versuchstag entweder Millimeterpaper oder einen Laptop mit geeigneter Software (Excel o.ä.) mit. Sie sollen mit diesen Hilfsmitteln die Versuche, in denen z.b. Meÿdaten als Funktion der Zeit anfallen, während des Experimentes quantitativ auswerten. Achten Sie auf eine angemessene äuÿere Form der Protokolle!

9 Literaturempfehlungen 5 Literaturempfehlungen 1. Binnewies, M.; Allgemeine und Anorganische Chemie; Spektrum Akademischer Verlag Der Binnewies ist der ideale Begleiter für die Vorlesung und das Praktikum. 2. Riedel, Erwin; Anorganische Chemie; degruyter Verlag Berlin Der Riedel ist ein Klassiker, der jedoch nicht alle Inhalte der Vorlesung abdeckt. 3. Atkins, Peter W.; Physikalische Chemie; Wiley-VCH Der Atkins ist ein Standard-Lehrbuch im Bereich der physikalischen Chemie, in dem viele Inhalte der Vorlesung weiter vertieft werden können. Im ersten Semester kein Muss, in höheren Semestern kommt man nicht mehr am Atkins vorbei. 4. Mortimer C. E.; Chemie. Das Basiswissen der Chemie; Thieme Verlag, Stuttgart. Zum Aufarbeiten von Wissenslücken aus der Schulzeit durchaus geeignetes Lehrbuch. Für ein tiefer gehendes Verständnis sind o.g. Bücher zu empfehlen.

10 6 Literaturempfehlungen

11 Tag 1: Chemische Energetik 7 Tag 1: Chemische Energetik Chemische Reaktionen sind nicht nur stoiche Umwandlungen. Auch der energetische Aspekt spielt bei solchen Prozessen eine wichtige Rolle, denn bei chemischen Reaktionen werden bestehende Bindungen gebrochen und neue geknüpft. Dies ist immer mit einem Energieumsatz verbunden. Neben Versuchen zur Thermochemie werden Sie am heutigen Versuchstag an Station 1 mit wichtigen Laborgeräten und Labortätigkeiten wie Pipettieren und Wiegen vertraut gemacht. Übersicht Sattion 1: Station 2: Station 3: Station 4: Station 5: Station 6: Gerätekunde Lösungswärme von Salzen Reaktionswärme einer Redox-Reaktion Verbrennungsenthalpie Wärmekissen und Kältepackungen Spontane endotherme Reaktion Erl. Station 1: Gerätekunde In chemischen Laboratorien wird eine Vielzahl von Geräten benutzt. Ziel dieser Station ist es, Sie mit einigen typischen Geräten vertraut zu machen. Die Assistenten werden Ihnen dazu im Labor einige Glasgeräte und ihre Funktion zeigen. Saugflasche Waschflasche Exsikkator Scheidetrichter Nutsche (Büchner-Trichter) Becherglas Erlenmeyerkolben Kristallisierschale

12 8 Tag 1: Chemische Energetik Umgang mit Gasflaschen Druckgasaschen (Bomben) stellen eine nicht unerhebliche Gefahrenquelle dar. Das in ihnen enthaltene Gas steht im Allgemeinen unter sehr hohem Druck. Sie sind deshalb immer gegen Umfallen zu sichern! Zur Entnahme von Gas aus einer Druckgasasche ist ein Druckminderer nötig. Hierbei gibt es für jede Gassorte ein eigenes Ventil mit einem eigenen Gewindeanschluss. Den sicheren Umgang mit einem Druckminderer sollen Sie im Folgenden kennen lernen. Jeder Praktikumsteilnehmer soll die folgenden Arbeitsschritte mindestens einmal durchgeführt haben. Arbeitsgänge bei der Gasentnahme Auslassventil und Druckminderventil geschlossen? Prüfen! Flaschenventil langsam önen (Anzeige Flaschenmanometer; an diesem Druck können Sie ebenfalls den Füllstand der Gasasche ablesen) Langsam Einstellschraube eindrehen und dabei Anzeige Arbeitsmanometer beobachten ( bar sind normal) Vorsichtiges Önen des Absperrventils Arbeitsgänge beim Schließen Flaschenventil schlieÿen Absperrventil önen und Druck ablassen (Anzeige Arbeitsmanometer) Einstellschraube herausdrehen Inhaltsmanometer Flaschenventil Arbeitsmanometer Ventil Zwischenkammer Absperrventil Membran Einstellfeder Einstellschraube

13 Tag 1: Chemische Energetik 9 Umgang mit Bunsenbrennern Beim Bunsenbrenner strömt das Heizgas durch eine am Fuÿ des Brenners angebrachte Düse ein und saugt hierbei durch eine regulierbare Önung Luft an. So entsteht im Inneren des über der Düse bendlichen Brennrohres (Mischkamin) ein Gas-Luft-Gemisch, das beim Entzünden in einer auf dem oberen Rande des Brennrohres aufsitzenden Flamme verbrennt. Außenkegel Verbrennung mit Sekundärluft Regulierschraube für Luftzuführung Regulierschraube für Gaszuführung Mischrohr Düse Luftzuführung Außenkegel Innenkegel Teclubrenner Bunsenbrenner Bunsenflamme Bei dieser Flamme kann man einen blauen Innenkegel und einen beinahe farblosen Auÿenkegel unterscheiden. Der Innenkegel besteht aus frischem Luft-Gas-Gemisch und ist daher verhältnismäÿig kalt (ungefähr 300 C). Die Verbrennung dieses Gemisches erfolgt erst am Rande des Innenkegels, wo sich die Ausströmungsgeschwindigkeit des Gases (welche die Flamme von unten nach oben zu treiben sucht) und die Fortpanzungsgeschwindigkeit der Verbrennung (welche die Flamme dem frischen Gas entgegen in das Innenrohr hineinzudrücken versucht) gerade die Waage halten. Die vom Heizgas am Brennerfuÿ angesaugte Luft (Primärluft) reicht nun nicht aus, um das ganze Heizgas zu verbrennen. Der Überschuss des Gases verbrennt am Rande des Auÿenkegels der Flamme mit der von auÿen kommenden Luft (Sekundärluft). Die Temperatur der Bunsenamme ist naturgemäÿ an den Kegelrändern, den eigentlichen Verbrennungszonen, am höchsten und beträgt ca C. Wegen des Gehalts an Kohlenmonoxid (CO), unverbrannten Kohlenwasserstoen und aufgrund von Sauerstomangel wirkt der innere Teil des Auÿenkegels nahe dem heiÿen Auÿenrand des Innenkegels reduzierend (Reduktionszone), während der äuÿere Rand des Auÿenkegels wegen des hier vorhandenen überschüssigen Luftsauerstos starke Oxidationswirkung zeigt (Oxidationszone). Ändert man die Strömungsgeschwindigkeit des Gas-Luft-Gemisches im Bunsenbrenner, so verändert sich auch die Lage der Flamme. Verringert man die Gasgeschwindigkeit bei hoher Luftzufuhr, so wandert die Verbrennungszone von oben nach unten, d.h. der Flammenkegel wandert in den Mischkamin hinein bis zur Austrittsstelle des Gasgemisches (Düse). Der Brenner schlägt durch. Vergröÿert man die Gasgeschwindigkeit zu stark, so wird die Flamme vom oberen Rand des Brennerrohres abgehoben, d.h. die Flamme wird ausgeblasen. In beiden Fällen ist der Gashahn sofort zu schlieÿen!

14 10 Tag 1: Chemische Energetik Station 2: Lösungswärme von Salzen Ihre Aufgabe ist es hier, anhand von drei Salzen die Lösungsenthalpie H zu bestimmen und eine Aussage über die energetischen Faktoren der Reaktionen zu machen. Theoretischer Hintergrund: Bei dem Auösen eines Salzes in einem Lösungsmittel sind zwei Prozesse zu beachten. Zum einen müssen zunächst die Bindungen im Kristall gebrochen werden, dieses ist ein Prozess, bei dem Energie (Wärme) aufgewendet werden muss. Zum zweiten kommt es zur Solvatation der gebildeten Ionen, hierbei wird Energie (Wärme) abgegeben. Handelt es sich beim Lösungsmittel (Solvat) um Wasser, spricht man von der Hydratation der Ionen. Ist die Energie, die zum Aufbrechen der Bindungen im Kristall nötig ist, gröÿer als die Energie, die bei der Solvatation gewonnen wird, handelt es sich um einen endothermen Vorgang (das System kühlt sich ab). Überwiegt die bei der Solvatation gewonnene Energie, handelt es sich um eine exothermen Vorgang (das System erwärmt sich). Bei konstantem Druck entspricht diese Wärmeenergie der Enthalpieänderung H. Deshalb wird oftmals nicht von Lösungswärme sondern von Lösungsenthalpie gesprochen. Beispiel: Auösen von Kaliumchlorid 1. Schritt: Aufbrechen der Kristallstruktur, Bildung von quasi gasförmigen Ionen KCl (s) K + (g) + Cl (g) H = +701, 2 kj/mol 2. Schritt: Hydratation der gebildeten Ionen K + (g) + Cl (g) W asser K + (aq) + Cl (aq) H = 684, 1 kj/mol Der Gesamtprozess ist somit: KCl (s) K + (aq) + Cl (aq) H = +17, 1 kj/mol Es handelt sich hierbei um einen endothermen Vorgang ( H > 0, Energie muss aufgewand werden) Geräte: Styroporkalorimeter, Magnetrührer, Messzylinder, Waage, Thermometer (mit einer 1/10 Gradeinteilung) Chemikalien: Calciumchlorid CaCl 2 Xi Calciumchlorid-Hexahydrat CaCl 2 6H 2 O Xi Kaliumchlorid Wasser KCl

15 Tag 1: Chemische Energetik 11 Versuchsanleitung: Wiegen Sie jeweils 0.1 Mol der Salze KCl, CaCl 2 und CaCl 2 6H 2 O ab. Die Messung wird in einem Styroporkalorimeter (einem mit Styropor isoliertem Becherglas mit Magnetrührer) durchgeführt. Wiegen Sie das Becherglas und notieren Sie sich dessen Masse. Füllen Sie ca. 40 ml entionisiertes Wasser in das Becherglas und bestimmen Sie die Masse des Wassers. Messen Sie zunächst für ca. 10 min die Temperatur des Wassers ohne Salz. Die Messung der Temperatur sollte mit einem Thermometer erfolgen, dessen Skala eine 1/10 Gradeinteilung besitzt. Geben Sie nun das Salz hinzu und notieren Sie sich die Temperaturen im Minutenabstand und brechen Sie die Messung erst ab, wenn Sie eine Gerade durch die Meÿwerte nach dem Temperatursprung legen können (siehe Abb.). Tragen Sie die Ergebnisse auf Millimeterpapier auf. Hinweise zur Auswertung: Für die Berechnung der Lösungsenthalpie ( H) benötigen Sie die Wärmekapazität des Wassers und des Glases: C P (W asser) = Jg 1 K 1 C P (Glas) = 0.8 Jg 1 K 1 Das tiefgestellte p bezieht sich darauf, dass dieser Wert für konstanten Druck gilt. Berechnen Sie die Lösungsenthalpie nach folgender Gleichung und interpretieren Sie die Ergebnisse: T R H = C p (Kalorimeter) T (Kalorimeter) = (m(h 2 O) C p (H 2 O) + m(glas) C p (Glas)) T (Kalor.) T Die Temperaturänderung T wird, wie in nebenstehender Abbildung gezeigt, bestimmt. t

16 12 Tag 1: Chemische Energetik Station 3: Reaktionsenthalpie ( H) einer Redox-Reaktion Sie werden im Folgenden die Redox-Reaktion von Cu 2+ und Zink beobachten und die Reaktionsenthalpie ermitteln. Geräte: Styroporkalorimeter, Becherglas, Messkolben, Thermometer (mit einer 1/10 Gradeinteilung), Magnetrührer, Stoppuhr Chemikalien: Kupfersulfat-Pentahydrat CuSO 4 5H 2 O Xn Zink Zn F Versuchsanleitung: Es wird ein Styropor-Kalorimeter verwendet. Setzen Sie zunächst 100 ml einer 0.1 M Kupfer(II)-Salzlösung aus Kupfersulfat an. Achten Sie jedoch beim Ansetzen der Lösung auf evtl. vorhandenes Kristallwasser. Die Angabe von 0.1 M bezieht sich auf die Konzentration an Cu-Ionen, beziehen Sie das Kristallwasser in die Berechnung der Molmasse ein. Wiegen Sie anschlieÿend 0.1 mol Zinkpulver ab. Messen Sie zunächst für kurze Zeit die Temperatur der Lösung, achten Sie darauf, dass das Thermometer eine Skala mit 1/10-Gradeinteilung besitzt. Achten Sie ferner darauf, dass die Lösung und das Zinkpulver ähnliche Temperaturen haben. Wenn Sie sich sicher sind, dass die Temperatur konstant ist, geben Sie das Zinkpulver hinzu und messen Sie den Temperaturverlauf (ca. 10 Minuten jede Minute einen Messwert notieren). Beenden Sie die Messung, wenn sich die Temperatur längere Zeit nicht mehr erhöht bzw. die Steigung des T(t)-Verlaufes konstant ist. Tragen Sie den Temperaturverlauf auf Millimeterpapier auf. Zur Berechnung von der Reaktionsenthalpie H verfahren Sie wie bei Station 1 beschrieben. Vergleichen Sie die experimentell erhaltene Reaktionsenthalpie mit Theoriewerten, die Sie über die Beziehung R H = i ν i B H 0 i (P rodukte) i ν i B H 0 i (Edukte) mit den folgenden Literaturwerten (aus P. W. Atkins, Physikalische Chemie, 3. Au., Tabellenanhang, S.1036) berechnen: ( ) B H 0 Cu 2+ (aq) = kj/mol ( ) B H 0 Zn 2+ (aq) = kj/mol ν i sind hierbei die stöchiometrischen Faktoren in der Reaktionsgleichung. Versuchen Sie eine evtuelle Abweichung zwischen theoretischen und experimentellen Werten zu erklären.

17 Tag 1: Chemische Energetik 13 Station 4: Verbrennungsenthalpie In diesem Versuch sollen Sie experimentell die Reaktionswärme der Verbrennung von Kohlensto ermitteln. Geräte: Kalorimeter (aus einem Saugrohr, umwickelt mit Kupferrohr), Gummischlauch, Gummistopfen, Plastikbecher, Waschasche, Thermometer, Stoppuhr, Magnetrührer Chemikalien: Holzkohle Sauersto O 2 O Zunächst werden mehrere Holzkohlestücke in einem Reagenzglas etwa 5 min sorgfältig ausgeglüht, bis kein Wasser mehr entweicht. Wird die Enthalpiebestimmung nicht sofort anschlieÿend durchgeführt, sollten die Holzkohlestücke in einem luftdicht verschlieÿbaren Gefäÿ aufbewahrt werden. Einige Stücke Holzkohle werden genau abgewogen, die Masse sollte insgesamt ungefähr 0.4 g betragen. Ein Stück wird zurückbehalten, die übrigen werden in das Reagenzglas des Kalorimeters gegeben. Ein leichter Sauerstostrom wird durch die Apparatur geleitet und die Temperatur des Wassers wird über 10 min hinweg gemessen. Das zurückbehaltene Stückchen Kohle wird an der Flamme eines Bunsenbrenners entzündet und zu den anderen in das Reagenzglas gegeben. Nach der Zugabe wird der Stopfen sofort wieder aufgesetzt. Von Beginn der Zugabe an wird in Abständen von 30 Sekunden die Temperatur abgelesen und notiert. Falls die Kohle zu schwach verbrennt, kann der Sauerstostrom kurzzeitig verstärkt werden. Zur Auswertung werden die erhaltenen Wertepaare analog der Auswertung der Station 1 in ein Temperatur/Zeit-Diagramm eingetragen. Unter Berücksichtigung der Wärmekapazität des Wassers, des Glases und des Kupfers (C p (Kupfer) = 0.4 J g 1 mol 1 ) wird die freigesetzte Wärmemenge Q berechnet. Hierbei wird zur Vereinfachung die Wärmekapazität der Gummiteile gleich der von Glas gesetzt. Sauerstoff Kunststoffbecher Temperaturfühler T Kupferspirale Wasser Holzkohlestückchen Paraffinöl

18 14 Tag 1: Chemische Energetik Station 5: Wärmekissen und Kältepackungen Im Winter sind Wärmekissen als Taschenwärmer sehr beliebt, Sportler benötigen oft aber auch eine Kältepackung. Hinter beiden Anwendungen stecken einfache chemische Reaktionen, die das Phänomen der Lösungsenthalpie ausnutzen. (s.a. Station 2) Geräte: Reagenzgläser, Bechergläser, Glasstab, Thermometer, Wasserbad, Löelspatel Chemikalien: Natriumacetat-Trihydrat C 2 H 3 O 2 Na 3H 2 O Ammoniumnitrat NH 4 NO 3 O Wasser Versuchsanleitung: H 2 O a) Wärmekissen 3.5 g Natriumacetat-Trihydrat werden in 1 ml Wasser bei C im Wasserbad gelöst, so dass eine klare Lösung entsteht. Es dürfen keine Salzkristalle mehr in der Lösung oder am Glasrand vorhanden sein. Man stellt nun das Reagenzglas in den Ständer und lässt auf Zimmertemperatur abkühlen. Die klare Lösung bleibt als übersättigte Natriumacetat-Lösung erhalten. Nun wird das Thermometer in die Lösung getaucht und am Glasrand der Lösung gerieben. Es setzt die spontane Kristallisation ein und die Temperatur steigt auf etwa 50 C. Dieser Vorgang ist umkehrbar. b) Kältepackung Ein 50 ml Becherglas wird zur Hälfte mit Wasser gefüllt und die Temperatur abgelesen. Drei Löelspatel Ammoniumnitrat werden in das Wasser gegeben und mit einem Glasstab umgerührt. Beobachten Sie die Temperatur und notieren Sie die niedrigste.

19 Tag 1: Chemische Energetik 15 Station 6: Spontane endotherme Reaktion In diesem Versuch lernen Sie einige spontan ablaufende endotherme Reaktionen von Natriumcarbonat-decahydrat mit einer Reihe anorganischer und organischer Verbindungen kennen, die durch eine Entropiezunahme vorangetrieben werden. Geräte: Bechergläser, Glasstab, Thermometer, Styroporbehälter Chemikalien: Natriumcarbonat-decahydrat NaCO 3 10 H 2 O Xi Magnesiumchlorid-hexahydrat MgCl 2 6 H 2 O Ammoniumchlorid NH 4 Cl Xn Ammoniumnitrat NH 4 NO 3 O Eisen(III)nitrat-nonahydrat Fe(NO 3 ) 2 9 H 2 O Xi; O Kupfer(II)chlorid-dihydrat CuCl 2 2 H 2 O Xn; N Kupfer(II)nitrat-hexahydrat Cu(NO 3 ) 2 6 H 2 O Xn Oxalsäure C 2 H 2 O 4 Xn Malonsäure C 3 H 4 O 4 Xn Citronensäure C 6 H 8 O 7 Xi Versuchsanleitung: In ein 100 ml Becherglas werden jeweils ca. 2 Löelspatel voll mit Natriumcarbonat-Decahydrat und 2 Löelspatel der ausstehenden Salze gegeben. Die beiden Salze werden umgerührt und die Temperatur genau beobachtet. Es wird so lange gerührt, bis die tiefste Temperatur erreicht ist. Führen Sie diesen Versuch mit Natriumcarbonat-Decahydrat als Ausgangssubstanz sowie 2 verschiedenen Salzen und einer organischen Säure durch.

20 16 Tag 1: Chemische Energetik

21 Tag 2: Säuren und Basen 17 Tag 2: Säuren und Basen Säuren und Basen spielen nicht nur in der Chemie, sondern auch in der Natur und Technik eine groÿe Rolle. Die jährliche Weltproduktion an konzentrierter Schwefelsäure beispielsweise genügt, um die Okertalsperre im Harz zu füllen. Sie werden sich an diesem Tag hauptsächlich mit dem Säure-Base- Konzept nach Brönsted-Lowry beschäftigen. Übersicht Erl. Station 1: Station 2: Station 3: Station 4: Station 5: Station 6: Natürliche Indikatoren, Farborgel Bildung von Säuren und Laugen Puer Titration von Coca Cola Indikatoren, Umschlagbereiche, selbst hergestellter Mischindikator Säure/Base-Verdrängungsreaktionen Station 1: Natürliche Indikatoren, Farborgel Geräte: Becherglaus, Erlenmeyerkolben, Trichter, Filterpapier, Reagenzgläser, Küchenmesser, Tropfpipetten, weiÿes Papier, Magnetrührer Chemikalien: Rotkohlblätter Puerlösungen (ph 4, 7, 10) Salzsäure (0.1 M) Natronlauge (0.1 M) HCl NaOH! Natronlauge (2 M) NaOH C Versuchsanleitung: Zur Herstellung von Rotkohlsaft gibt man frische, zerkleinerte Rotkohlblätter in ein Becherglas mit dest. Wasser und kocht einige Minuten, bis sich eine rote Lösung gebildet hat. Nach dem Abkühlen ltriert man ab. In sieben Reagenzgläser werden jeweils 5 ml der Puerlösungen sowie Salzsäure, Natronlauge und Leitungswasser gegeben. Dazu tropft man jeweils etwas Rotkohlsaft. Arbeiten Sie mit weiÿem Hintergrund und warten Sie ein paar Minuten, bis sich die endgültigen Farben eingestellt haben.

22 18 Tag 2: Säuren und Basen Station 2: Bildung von Säuren und Laugen Die Oxide von Nichtmetallen bilden bei Kontakt mit Wasser Säuren, die Oxide von Metallen hingegen bilden Laugen. Geräte: Bechergläser, Standzylinder, Verbrennungslöel Chemikalien: Calciumoxid CaO Xi Magnesiumoxid Schwefel MgO! roter Phosphor P n F; N S Kohlensto Universalindikator C Versuchsanleitung: Die beiden Bechergläser und die drei Standzylinder werden in einer Reihe aufgestellt und beschriftet. Die Gläser und Standzyinder werden nun etwa 2cm hoch mit Wasser gefüllt und es wird Universalindikator zugefügt. In die Bechergläser wird je eine Probe Calciumoxid und Magnesiumoxid gegeben und gut umgeschüttelt. Je eine Probe Schwefel, Phosphor und Kohlensto werden in den Verbrennungslöeln verbrannt und in die jeweiligen Standzylinder gegeben. Einen Deckel auf die Zylinder legen und umschütteln. Notieren und interpretieren Sie Ihre Beobachtungen und achten Sie auf mögliche Farbumschläge. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen! CaO MgO Mit O2 füllen S P C Wasser +Indikator

23 Tag 2: Säuren und Basen 19 Station 3: Puffer Puer spielen für viele Systeme eine sehr groÿe Rolle. Viele Reaktionen sind abhängig vom ph-wert und Puer sorgen dafür, dass Reaktionen bei einem relativ konstanten ph-wert ablaufen können. Dieses spielt eine nicht zu unterschätzende Rolle vor allem in biologischen Systemen, hier kann man sogar sagen, dass ein Leben ohne Puersysteme zumindest auf diese Weise nicht möglich wäre. Das Blut muss zum Beispiel, um seine verschiedenen Funktionen ausführen zu können, stets einen ph-wert von ca. 7,4 aufweisen. Schwankungen des ph-wertes werden vom Körper nur in sehr engen Grenzen toleriert. Geräte: ph-meter, Bechergläser, Pipetten, Messzylinger Chemikalien: Essigsäure (1 M) Natriumacetat! Salzsäure (1 M) C! Natronlauge (1 M) C CH 3 COOH CH 3 COONa Versuchsanleitung: Sie sollen sich im Folgenden mit einigen gepuerten und angepuferten Systemen auseinander setzen. Sie werden jeweils geringe Mengen an Säure bzw. Base hinzugeben. Machen Sie sich vorher klar, was Sie von einem Puersystem erwarten. Entscheiden Sie anhand der Versuche, welche der Systeme Puersysteme darstellen und erklären Sie dieses. Die Messungen der ph-werte werden mit einem so genannten ph-meter durchgeführt. Achten Sie darauf, dieses vor Versuchsbeginn kalibriert zu haben. Sie werden folgende Systeme untersuchen: destilliertes Wasser Essigsäure (1 M, 50 ml) Acetatlösung (1 M, 50 ml) Essigsäure/Acetatlösung (jeweils 2 M, jeweils 25 ml) Ihnen werden 1 M Lösungen von Salzsäure und Natronlauge bereitgestellt. Sie werden den Versuch einmal durchführen, indem Sie Säure hinzugeben, und ein zweites Mal, indem Sie Lauge hinzugeben. Geben Sie in Schritten von 5ml die Säure bzw. Base hinzu und messen Sie den ph-wert. Es genügt, wenn Sie insgesamt 20ml der Säure bzw. Base hinzu gegeben haben. Achten Sie unbedingt darauf, die Glaselektrode des ph-meters mit destilliertem Wasser abzuspülen bevor Sie diese in eine andere Lösung tauchen. Interpretieren Sie die Ergebnisse, vergleichen Sie diese vor allem mit theoretischen Ergebnissen (Gleichung zur ph-wert-berechnung schwacher Säuren/Basen bzw. Henderson-Hasselbalch-Gleichung für Puer). Berechnen

24 20 Tag 2: Säuren und Basen Sie hierzu die ph-werte für die Lösungen vor der Zugabe der Säure/Base und der Zugabe von jeweils 10ml der Säure/Base. Wodurch könnten die Abweichungen bedingt sein?

25 Tag 2: Säuren und Basen 21 Station 4: Titration von Coca Cola Ziel dieses Versuches ist es, eine Titrationskurve für Coca Cola zu erstellen, hieraus die pk S -Werte zu bestimmen und anschlieÿend auf die Säure zu schlieÿen, die in der Cola enthalten ist. Geräte: 250ml Bechergläser, Bürette, ph-meter Chemikalien: Natronlauge (0.1 M) Cola Wasser NaOH H 2 O Versuchsanleitung: Führen Sie die Titration mit einer 0.1 M Natronlauge durch. Verwenden Sie Coca-Cola, in der Kohlensäure enthalten ist. Beim zweiten Mal verwenden Sie Coca-Cola, in der keine Kohlensäure mehr enthalten ist. Dieses können Sie durch kurzes Aufkochen und Rühren erreichen. Lassen Sie die Cola jedoch vor der Titration abkühlen. Titrieren Sie jeweils ca. 20ml Cola (evtl. mit entm. Wasser auüllen, damit die Elektrode genügend tief eintaucht). Geben Sie in Schritten von 1ml Natronlauge hinzu, rühren Sie kurz um und messen Sie dann mit dem ph- Meter den ph-wert. Versuchen Sie den/die Äquivalenzpunkt/e möglichst genau herauszubekommen. Verringern Sie hierzu ggf. die Zugabe an Lauge, wiederholen Sie ggf. die Titration. Zeichen Sie eine Titrationskurve. Markieren Sie Äquivalenzpunkte und Pufferpunkte. Um welche Säure handelt es sich?

26 22 Tag 2: Säuren und Basen Station 5: Indikatoren, Umschlagbereiche, Mischindikatoren In der Säure-Base-Chemie werden zur ph-wert-bestimmung oft Indikatoren benutzt. Das Prinzip dieser Indikatoren basiert darauf, dass sie selbst schwache Säuren bzw. Basen sind, jedoch je nach Grad der Protonierung unterschiedliche Farben besitzen. Man unterscheidet hierbei zweifarbige Indikatoren, einfarbige Indikatoren (meist Phthalein-Derivate) und sogenannte Mischindikatoren. Mischindikatoren aus mehr als drei Komponenten (Universalindikatoren) werden meist zur qualitativen ph-messung (ph-papier) verwendet. Bei Indikatoren handelt es sich meist um gröÿere organische Moleküle. Beispiel für einen zweifarbigen Indikator: Methylrot HInd H + + Ind rot orange gelb saures ph= basisches Medium Im folgenden Versuch sollen Sie Umschlagsbereiche und Farben verschiedener Indikatoren kennen lernen. Geräte: Bechergläser, Reagenzgläser, Messzylinder, Messkolben, Waage Chemikalien: Natronlauge (0.1 M) Salzsäure (0.1 M) weitere Indikatoren Ethanol Puerlösungen NaOH HCl CH 3 CH 2 OH

27 Tag 2: Säuren und Basen 23 Versuchsanleitung: Sie sollen zunächst eine Säureverdünnungsreihe herstellen. Setzen Sie diese Lösungen arbeitsteilig an. Gehen Sie jeweils von 0.1 M Salzsäure und 0.1 M Natronlauge aus. Hieraus können Sie durch Verdünnung Lösungen mit ph-werten 1, 2, 3 und 11, 12, 13 herstellen. Überlegen Sie sich, welchen ph-wert eine 0.1 M Salzsäure besitzt. Gehen Sie hierbei von einer vollständigen Dissoziation aus. Beachten Sie, dass eine Änderung des ph-wertes um eins, eine Verdünnung auf ein Zehntel bedeutet. Verfahren Sie bei der Natronlauge gleich. Zur Herstellung der Lösungen mit den ph-werten von 4 bis 10 benutzen Sie geeignete Pufferlösungen. Jede Gruppe sollte zwei Indikatoren untersuchen. Teilen Sie hierzu die hergestellten Lösungen auf Reagenzgläser auf ( 10ml) und geben Sie ein Tropfen des Indikators hinzu. Notieren Sie ph-werte und die Farben und vergleichen Sie diese mit der Literatur. Folgende Indikatoren sollen arbeitsteilig zum Einsatz kommen: Bromphenolblau Methylorange Methylrot Bromthymolblau Phenolphthalein Thymolblau Thymolphthalein Einen Mischindikator könnten Sie folgendermaÿen herstellen: 20 mg Methylrot, 40 mg Bromthymolblau, 40 mg Thymolblau und 20 mg Phenolphthalein werden in 100 ml Ethanol gelöst.

28 24 Tag 2: Säuren und Basen Station 6: Säure/Base-Verdrängungsreaktionen Im folgenden Experiment sollen Sie einige Brönsted Säure/Base-Reaktionen beobachten und den Verlauf mit der Stellung der jeweiligen Säure/Base in der protochemischen Spannungsreihe begründen. Die protochemische Spannungsreihe ist - analog der elektrochemischen Spannungsreihe - eine Anordnung von Säure/Base-Paaren nach steigenden pks-werten. Geräte: Reagenzgläser, Pipetten Chemikalien:! Essigsäure (99%ig) CH 3 COOH C! Ammoniak NH 3 Xi Natriumhydrogensulfat-monohydrat NaHSO 4 H 2 O Xi Natriumsuld NaS H 2 O C; N Natriumhydrogencarbonat NaHCO 3 C; N Versuchsanleitung: Führen Sie die folgenden Versuche unbedingt unter einem Abzug durch. Vermeiden Sie es die entstehenden Gase direkt einzuatmen. Die Reaktionen lassen sich anhand der Gasentwicklung und der Geruchsprobe vor und nach der Reaktion (vorsichtig!!) verfolgen. (Vom Assistenten zeigen lassen!) A: Essigsäure und Ammoniak Setzen Sie jeweils verdünnte Lösungen an und geben diese zusammen. B: Natriumhydrogensulfat und Natriumsuld Setzen Sie jeweils verdünnte Lösungen an und geben diese zusammen. Führen Sie anschlieÿend eine Nachweisreaktion mit Blei(II)acetat-Papier durch. C: Natriumhydrogensulfat und Natriumhydrogencarbonat Setzen Sie jeweils verdünnte Lösungen an und geben diese zusammen. D: Natriumhydrogencarbonat und Natriumsuld Setzen Sie jeweils verdünnte Lösungen an und geben diese zusammen. Stellen Sie für obige Reaktionen die Reaktionsgleichungen auf. Erklären Sie Ihre Beobachtungen und deuten Sie diese anhand der protochemischen Spannungsreihe. Geben Sie hierbei an welche Substanz nach der Denition von Brönsted-Lowry die Säure und welches die Base ist und weshalb.

29 Tag 3: Redoxreaktionen und Elektrochemie 25 Tag 3: Redoxreaktionen und Elektrochemie Wenn eine chemische Reaktion mit einem elektrischen Strom verknüpft ist, so ist dies ein elektrochemischer Vorgang. Entweder wird die Redoxreaktion durch eine von auÿen angelegte elektrische Spannung erzwungen (Elektrolyse), oder es wird durch die chemische Reaktion geeigneter Substanzen eine messbare Spannung hervorgerufen (galvanisches Element). Für einige Versuchsauswertungen benötigen Sie die elektrochemische Spannungsreihe im Anhang C. Übersicht Erl. Station 1: Station 2: Station 3: Station 4: Station 5: Station 6: Die Fällungs-/Redoxreihe der Metalle Das Daniell-Element Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotentials Die Brennstozelle Die Alkali-Mangan-Batterie Die Zink-Luft-Batterie Station 1a: Die Fällungs-/Redoxreihe der Metalle Geräte: Schnappdeckelgläser, Pinzette, Reagenzgläser, Reagenzglasständer, Spatel Chemikalien: Kupfernitrat KNO 3 Xn Zinksulfat ZnSO 4 Xi; N Eisen(II)-sulfat FeSO 4 Xn! Silbernitrat AgNO 3 C; N Salzsäure HCl C Eisen-, Zink-, Kupfer-Pulver Eisen-, Zink-, Kupfer-Blech Versuchsanleitung: a) Geben Sie jeweils ein Metallblech in die Lösungen von Kupfernitrat, Zinksulfat, Eisen(II)-sulfat und Silbernitrat. b) Tropfen Sie in Reagenzgläsern jeweils zu kleinen Proben von Zink-, Eisen- und Kupferpulver verdünnte Salzsäure. Auswertung: 1. Beschreiben Sie Ihre Beobachtungen und tragen Sie Ihre Ergebnisse in eine geeignete Tabelle ein. 2. Formulieren Sie die Reaktionsgleichungen und vergleichen Sie die Ergebnisse der beiden Versuche. 3. Finden Sie ausgehend von den Ergebnissen ein Ordnungsschema für die Metalle und stellen Sie eine Redoxreihe auf.

30 26 Tag 3: Redoxreaktionen und Elektrochemie Station 1b: Zementation von Kupfer Lösliche Kupferverbindungen sind für Menschen nur mäÿig giftig. So kann ein erwachsener Mensch beispielsweise täglich 100 mg Kupfer in Form von Kupfer(II)-sulfat zu sich nehmen, ohne Schaden an seiner Gesundheit zu erleiden. Eine Menge von etwa 10 g dieses Salzes, das früher als Brechmittel verwendet wurde, ist dagegen tödlich. Für niedere Organismen ist Kupfer ein starkes Gift. So sterben Bakterien und Fäulniserreger in Wasser, das sich in einem kupfernen Gefäÿ bendet, rasch ab. Daher halten sich auch Blumen in kupfernen Vasen besser als in gläsernen. Von Kupfersalzen belastete Gewässer können mit Hilfe von Eisenschrott aufgearbeitet werden (Zementation). Dies veranschaulicht folgender Versuch. Geräte: Becherglas (100 ml), Glasstab Chemikalien: Kupfersulfat-pentahydrat CuSO 4 5H 2 O Xn! verd. Schwefelsäure H 2 SO 4 C Eisenspäne Fe Versuchsanleitung: Ein Becherglas wird zur Hälfte mit Wasser gefüllt und etwas Kupfersulfat darin gelöst. Dann wird mit verd. Schwefelsäure leicht angesäuert und die Eisenspäne in die Kupfersulfat-Lösung gegeben und umgerührt. Die Lösung wird einige Zeit stehen gelassen und immer wieder beobachtet. Deuten Sie die Beobachtungen!

31 Tag 3: Redoxreaktionen und Elektrochemie 27 Station 2: Das Daniell-Element Wie Sie bereits wissen, ist die Reaktion von Eisen mit Kupfersulfat-Lösung ein exothermer Vorgang. Dasselbe gilt für die Reaktion von Zink mit Kupfersulfat. Zn + Cu 2+ Cu + Zn 2+ Zn Zn e Cu e Cu räumlich voneinander zu trennen und die Elektronen über einen Draht von einer Zink- zu einer Kupferelektrode zu leiten. Minuspol e - M Diese Reaktion ist eine Redoxreaktion, bei der Elektronen von Zink-Atomen auf Kupfer-Ionen übertragen werden. Daher ist es möglich, die Teilreaktionen Gleichstrommotor + - Pluspol 2+ Zn (aq) 2e - 2e - 2+ Zn (aq) 2+ Cu (aq) Zn 2- SO 4 (aq) Cu Diaphragma Die Zink/Kupfer-Zelle wird Daniell-Element genannt. Sie wurde 1835 von John Frederick Daniell, einem englischen Chemiker, erfunden und bis zur Erndung der Trockenbatterie als kleine elektrochemische Energiequelle verwendet. Die Spannung zwischen der Zink- und der Kupfer-Elektrode im Daniell- Element hat bei gleicher Konzentration der Lösungen einen konstanten Wert. Diese Spannung ist als charakteristische Gröÿe für die Kombination der Redoxpaare anzusehen. Zn (s) Zn e Cu (s) Cu e

32 28 Tag 3: Redoxreaktionen und Elektrochemie Geräte: Bechergläser (250 ml), Zinkstabelektrode, Kupferstabelektrode, Elektrodenhalter, Voltmeter, Glühlampe, Kabel Chemikalien: Kupfersulfat-pentahydrat CuSO 4 5H 2 O Kaliumnitrat KNO 3 O Zinksulfat-heptahydrat ZnSO 4 7H 2 O Versuchsanleitung: In ein Becherglas gibt man eine 1 M Zinksulfat-Lösung und stellt die Zinkelektrode hinein. In ein zweites Becherglas, das mit einer 1 M Kupfersulfat- Lösung gefüllt ist, wird die Kupferelektrode eingetaucht ist. Die beiden Bechergläser werden jeweils über ein KNO 3 -feuchtes Filterpapier miteinander verbunden. Man verbindet die beiden Elektroden elektrisch leitend und schaltet entweder eine Glühbirne oder ein Voltmeter in den Stromkreis. Bestimmen Sie die Spannung! Welche Rolle hat das mit KNO 3 getränkte Filterpaper? U/I Zinkblech Ionenbrücke Kupferblech Zinkblech-Lösung (c=1mol/l) Kupfersulfat-Lösung (c=1mol/l)

33 Tag 3: Redoxreaktionen und Elektrochemie 29 Station 3: Konzentrationsabhängigkeit des Elektrodenpotentials Bei der Messung der Normalpotentiale der Spannungsreihe ist darauf zu achten, dass die Metalle stets in Salzlösungen der Aktivität a = 1 eintauchen. Man kann daher vermuten, dass sich bei Lösungen anderer Konzentration andere Werte für die Potentiale ergeben. Diese Vermutung lässt sich auch durch folgende Fragestellung ausdrücken. Besteht eine Spannung zwischen zwei Halbzellen, bei denen gleiche Metalle in verschieden konzentrierte Ionen-Lösungen eintauchen? Dieser Frage sollen Sie in dem folgenden Versuch nachgehen. Geräte: Bechergläser (100 ml), 2 Ag-Bleche, Krokodilklemmen, Voltmeter (Messbereich 200 mv), Filterpapier, Pinzette Chemikalien: Silbernitrat AgNO 3 C; N Kaliumnitrat KNO 3 O Die Lösungen sollen mehrmals wieder verwendet werden (Silbernitrat ist eine teure Chemikalie). Versuchsanleitung: Ein kleines Becherglas wird mit etwa 10 ml 1 molarer Silbernitrat-Lösung gefüllt. In die anderen Bechergläser füllt man die gleiche Menge an 1; 0,1; 0,01 und 0,001 molarer Silbernitrat-Lösung ein. Die beiden Bechergläser werden jeweils über ein KNO 3 -feuchtes Filterpapier miteinander verbunden. Für jeden Versuch muss man einen neuen Filterpapierstreifen benutzen. Die Silberelektroden werden in die Lösungen getaucht und über ein Voltmeter verbunden. Dabei sollte die Silber-Halbzelle mit c = 1 mol/l mit dem Pluspol des Voltmeters verbunden werden. U/I Silberelektrode Ionenbrücke Siberelektrode AgNO3-Lösung (c = 0.1 mol/l) AgNO3-Lösung (c=1mol/l)

34 30 Tag 3: Redoxreaktionen und Elektrochemie Auswertung: 1. Übertragen Sie die untere Tabelle in ihr Protokoll. 2. Tragen Sie die gefundenen Werte in die Tabelle ein. 3. In welche Richtung ieÿen jeweils die Elektronen? 4. Welche Vorgänge laufen an den Elektroden ab? Konzentration Potential gegen Potentialdierenzen eine 1 molare zu den jeweils Silbernitrat-Lsg. vorangegangenen Konzentrationsketten 1 M 0 V 0,1 M 0,01 M 0,001 M Das Potential sollte sich pro Dekade um ln 10 RT F ändern. Überprüfen Sie, ob Ihre Meÿwerte dies bestätigen!

35 Tag 3: Redoxreaktionen und Elektrochemie 31 Station 4: Die Brennstoffzelle In einer Brennstozelle reagieren Wassersto und Sauersto zu Wasser. Da bei dieser Reaktion keine giftigen Produkte entstehen, werden Brennstozellen als Zukunftsantrieb für Autos diskutiert. Geräte: Becherglas (400 ml), Pappstück zum Teilen des Becherglases, 2 Gaseinleitungsrohre mit Fritte, alte Scherblätter von Elektrorasierern, Schläuche, Kabel, Klemmen, Voltmeter, Klebeband Chemikalien: Kaliumhydroxid KOH C Sauersto O 2 O Wassersto H 2 F+ Versuchsanleitung: Stellen Sie die Pappe in das Becherglas, so dass dieses in zwei Hälften geteilt wird. Je zwei Scherblätter werden auf je ein Gasverteilungsrohr gestellt und mit Hilfe von Klebeband befestigt. Die Gaseinleitungsrohre werden so eingespannt, dass sie in je eine Kammer des Becherglases hinein ragen. In das Becherglas gibt man 0.1 M Kaliumhydroxid-Lösung. Vorsicht: Füllen Sie das Becherglas nicht zu voll! Die Scherblätter werden mit Hilfe von Klemmen und Kabeln über ein Voltmeter verbunden. Nun wird über die Gaseinleitungsrohre Sauersto bzw. Wassersto eingeleitet. Bestimmen Sie die auftretende Spannung und vergleichen Sie mit dem theoretisch berechneten Wert! (Überlegen Sie sich die an den beiden Elektroden ablaufenden Teilreaktionen. Berechnen Sie die Elektrodenpotentiale mit Hilfe der Nernstgleichung. Nehmen Sie näherungsweise an, dass die Aktivität der OH -Ionen der Konzentration entspricht.) Voltmeter Wasserstoff Sauerstoff alte Scherblätter von Elektrorasierern KOH-Lösung Pappe Glasrohr mit Fritte

36 32 Tag 3: Redoxreaktionen und Elektrochemie Station 5: Die Alkali-Mangan-Batterie Eine früher häug benutzte Trockenbatterie ist das auf einer Entwicklung des französischen Ingenieurs Lechlanché basierende LechlanchéElement, das er 1867 anläÿlich der Weltausstellung in Paris erstmals der Öentlichkeit vorstellte. Das Lechlanché-Element besteht aus einem Zinkzylinder und einem von Graphit-Braunstein-Gemisch umgebenen Kohlestab als Elektroden. Als Elektrolyt dient eine 20%ige Ammoniumchloridlösung, in die die Elektroden eintauchen. Bei der späteren Ausführung des Lechlanché- Elements in Form einer Taschenlampenbatterie wurde die Elektrolytlösung mit Quellmitteln wie Stärke oder Sägemehl eingedickt. Die Zinkelektrode wird in Becherform hergestellt, so dass sie gleichzeitig die Funktion des Batteriebehälters übernimmt. Durch diese Konstruktion ist die Zelle einfach zu produzieren und zu handhaben. Trotz ihres Namens ist diese Trockenbatterie nicht trocken, sondern die Elektrolytlösung ist eben nur gebunden. Das Wasser spielt als Lösungsmittel und auch für die Zellreaktion eine wichtige Rolle in den Trockenbatterien. Im Lechlanché-Element stellt die Zinkelektrode den Minuspol, die Kohleelektrode den Pluspol dar. Die Zellreaktionen, besonders die Teilreaktionen an der Graphit-Braunstein-Elektrode, sind äuÿerst komplex und auch nicht vollständig aufgeklärt. Die im Lechlanché-Element ablaufenden Vorgänge lassen sich aber insgesamt durch die folgenden Teilgleichungen beschreiben. Am Minuspol wird das Zink oxidiert, Zink-Ionen gehen in den Elektrolyten über: Zn Zn e Elektrodenpotential: 0.76V Für die Reaktion am Pluspol wird angenommen, dass zunächst Wassersto- Ionen aus der schwach sauren Elektrolytlösung reduziert werden: 2H + + 2e H 2 Liefen nur diese Vorgänge ab, so würde der entstehende Wassersto die Kohleelektrode mit Gasbläschen umgeben. Dadurch wäre eine weitere Abgabe von Elektronen erschwert, der Stromuÿ käme nach kurzer Zeit zum Stillstand. Der im Lechlanché-Element zugesetzte Braunstein verhindert dies, indem er den enstehenden Wassersto oxidiert, wobei er selbst reduziert wird. 2MnO 2 (s) + H 2 (g) 2MnOOH(s) Mn 2 O 3 (s) + H 2 O(l) Die angenommenen Teilreaktionen am Pluspol laufen gleichzeitig ab, molekularer Wassersto lässt sich im Lechlanché-Element nicht nachweisen, so dass die Reaktionen besser in einer Reaktionsgleichung zusammengefasst werden. P luspol : 2MnO 2 + 2H + + 2e 2MnOOHE 0 : 1.014V Der Elektrolyt Ammoniumchlorid nimmt an den stromerzeugenden Reaktionen nicht teil, sondern ist nur für anschlieÿend ablaufende Sekundärreaktionen verantwortlich. Durch den Verbrauch von H + -Ionen wird die

37 Tag 3: Redoxreaktionen und Elektrochemie 33 Elektrolytlösung am Pluspol mit OH -Ionen angereichert. Diese Erhöhung der Hydroxid-Ionenonzentration an der Kohle-Braunstein-Elektrode führt zu einer Verschiebung des Gleichgewichts NH + 4 (aq) + OH (aq) NH 3 (aq) + H 2 O(l) nach rechts. Das so entstehende Ammoniak wird von den am Minuspol gebildeten Zink- Ionen komplex gebunden. Zn 2+ (aq) + 2NH 3 (aq) [Zn(NH 3 ) 2 ] 2+ (aq) Dieses Komplexion bildet mit den im Elektrolyten bendlichen Chlorid- Ionen einen schwer löslichen Niederschlag. [Zn(NH 3 ) 2 ] 2+ (aq) + 2Cl (aq) [Zn(NH 3 ) 2 ]Cl 2 (s) Eine weitere Sekundärreaktion ist die Bildung von Zinkhydroxid aus den am Minuspol entstehenden Zink-Ionen und den am Pluspol gebildeten Hydroxid- Ionen. Zn 2+ (aq) + 2OH (aq) Zn(OH) 2 (s) Dieses Zinkhydroxid altert und reagiert dabei zu Wasser und Zinkoxid, das sich z.t. auf den Elektroden absetzt und dadurch den elektrischen Widerstand der Zelle erhöht. Die im Lechlanché-Element ablaufenden chemischen Reaktionen beein- ussen in starkem Maÿe seine charakteristischen elektrischen Eigenschaften. Durch Anwendung der Nernstschen Gleichung auf die Elektrodenreaktionen lassen sich Aussagen über die Elektrodenpotantiale und somit über die Batteriespannung gewinnen. Minuspol : E 0 h = 0.763V V lg c(zn2+ ) P luspol : E 0 h = 1.014V V lg c(h + ) = 1.014V 0.059V ph Das Elektrodenpotential am Minuspol ist von der Zink-Ionenkonzentration, das am Pluspol von der Hydroniumkonzentration, also vom ph-wert abhängig.

38 34 Tag 3: Redoxreaktionen und Elektrochemie Geräte: Becherglas (100 ml), Filterpapier, Zinkblech, Kohleelektrode, Kabel, Klemmen, elektrischer Verbraucher, Spatel Chemikalien: Ammoniumchlorid NH 4 Cl Xn Mangandioxid MnO 2 Xn Wasser Stärke H 2 O Versuchsanleitung: Rühren Sie 3.5 g Mangandioxid, 3.5 g Ammoniumchlorid und 4 Spatel Stärke zusammen. Geben Sie unter Rühren langsam Wasser dazu, bis ein zäh- üssiger Brei entsteht. Wickeln Sie das Zinkblech in ein Filterpapier. Stecken Sie die Kohleelektrode und die Zinkelektrode im Filterpapier in diese Masse und verbinden beide Elektroden mit Klemmen und Kabeln über einen Kleinelektromotor. (Polung beachten: Kohleelektrode an den +-Pol; Zinkelektrode an den --Pol) Berechnen Sie die erwartete Batteriespannung und vergleichen Sie mit dem Meÿwert. (Hinweis zur Berechnung: Gehen Sie von einem ph-wert von 4.5 aus (daraus können Sie die Aktivität der H + -Ionen berechnen). Die Konzentration der Zinkionen ist nicht bekannt. Gehen Sie näherungsweise von a(zn 2+ ) = 1 aus! U/I Kohleelektrode Mangandioxid, Ammoniumchlorid Stärke und Wasser Zinkblech im Filterpapier

39 Tag 3: Redoxreaktionen und Elektrochemie 35 Station 6: Die Zink-Luft-Batterie Die Verknappung des Braunsteins im ersten Weltkrieg führte zu der Idee, den unbegrenzt zur Verfügung stehenden Luftsauersto als Halbzelle zu nutzen. Dieser Gedanke ist in der so genannten Zink-Luft-Batterie verwirklicht, in der ein Zinkblech den Minuspol und ein poröser Aktivkohlestab den Pluspol bilden. Die Kohleelektrode taucht nur teilweise in die als Elektrolyt verwendete Kaliumhydroxidlösung. Ein Teil der Elektrode steht mit Luftsauersto in Verbindung, der von der Kohlelektrode adsorbiert wird. Unter der katalytischen Wirkung des Elektrodenmaterials wird der Sauersto reduziert, gleichzeitig wird das Zink oxidiert. P luspol : O 2 + 2H 2 O + 4e 4OH Minuspol : 2Zn 2Zn e Zellreaktion : 2Zn(s) + O 2 (g) + 2H 2 O(l) 2Zn(OH) 2 (s) Eine breite Verwendung fand die Zink-Luft-Batterie früher als Eisenbahnzelle zur Stromversorgung von Signalen, und später wurde sie häug als Spannungquelle für Weidezaungeräte benutzt. Geräte: Becherglas (250 ml), Pappstück zum Teilen des Becherglases, Zinkblech, Kohleelektrode, Kabel, Klemmen, Kleinelektromotor Chemikalien:! Natronlauge (3 M) NaOH C Zinkblech Zn Versuchsanleitung: Stellen Sie die Pappe in das Becherglas, so dass diese das Becherglas in zwei Hälften teilt. Stellen Sie in eine Hälfte des Becherglases das Zinkblech und in die andere Hälfte die Kohleelektrode. Verbinden Sie die Kohleelektrode und das Zinkblech über den Kleinelektromotor. Die Apparatur sollte so wie auf der Abbildung aussehen. Beobachten Sie, was nach Einfüllen der 3 M Natronlauge passiert! U/I Pappstück Kohleelektrode Natronlauge Zinkblech

40 36 Tag 3: Redoxreaktionen und Elektrochemie

41 Tag 4: Chemische Kinetik 37 Tag 4: Chemische Kinetik Während sich die chemische Energetik (Tag 1) damit beschäftigt, wieviel Energie bei Reaktionen frei werden kann oder benötigt wird, geht es in der chemischen Kinetik um die Geschwindigkeit, mit der die chemischen Reaktionen ablaufen. Übersicht Station 1: Station 2: Station 3: Station 4: Station 5: Die Ioduhr Reaktion von Natriumthiosulfat mit Salzsäure Grobes und fein verteiltes Zink in Salzsäure Temperaturabhängigkeit der Reaktionsgeschwindigkeit Die Hydrolyse von tert-butylchlorid Erl. Station 1: Die Ioduhr In diesem Versuch sollen Sie sehen, wie sich die Veränderung von Konzentrationen einzelner Reaktionspartner auf die Geschwindigkeit auswirken. Geräte: Bechergläser, Glasstäbe, Stoppuhr, Messzylinder, Pipetten, Stoppuhr Chemikalien:! Kaliumiodat KIO 3 Xn; O! Schwefelsäure H 2 SO 4 C Ethanol CH 3 CH 2 OH F Natriumsult Na 2 SO 3 Xi Stärke Versuchsanleitung: Es werden folgende Lösungen für Sie bereit gestellt: Lösung A: Lösung B: Lösung C: 8.6 g KIO 3 in 2000 ml Wasser 8 g H 2 SO 4, konz., 20 ml Ethanol und 2.32 g Na 2 SO 3 in 2000 ml Wasser 1 g Stärke in 500 ml Wasser (in der Siedehitze zubereitet) In die drei 100 ml Bechergläser werden nacheinander destilliertes Wasser, Stärkelösung C und Sultlösung B gegeben, nach der Zugabe von Lösung B wird leicht gerührt. Die vorgeschriebene Menge an Iodatlösung A muss zuletzt und in alle Bechergläser gleichzeitig zugegeben werden. Ansatz 1: 10 ml Wasser + 1 ml C + 5 ml B + 5 ml A Ansatz 2: 20 ml Wasser + 1 ml C + 5 ml B + 5 ml A Ansatz 3: 30 ml Wasser + 1 ml C + 5 ml B + 5 ml A Nach Zugabe der Lösung A wird die Uhr sofort gestartet, alle Bechergläser werden noch kurz gerührt. Schreiben Sie die Zeiten auf, wann der Umschlag erfolgt. Bilden Sie ferner die Verhältnisse der Reaktionszeiten zu den Gesamtvoluina der Lösungen.