Übung zum chemischen Praktikum für Studierende mit Chemie als Nebenfach Übung Nr. 3, /

Größe: px

Ab Seite anzeigen:

Download "Übung zum chemischen Praktikum für Studierende mit Chemie als Nebenfach Übung Nr. 3, 02.05.11/03.05.11"

Liese Morgenstern
vor 8 Jahren
Abrufe

1 Übung zum chemischen Praktikum für Studierende mit Chemie als Nebenfach Übung Nr. 3, / Sie haben Silberbesteck geerbt. Um Ihren neuen Reichtum ordentlich zur Schau zu stellen, haben Sie Freunde zum Abendessen eingeladen. Leider fällt Ihnen auf, dass Ihr Besteck an vielen Stellen einen unschönen schwarzen Belag aufweist. Dieser Belag ist Silbersulfid (Ag 2 S). Sie erinnern Sich an ein altes Hausrezept: Sie legen das Besteck in eine Schüssel zusammen mit Aluminiumfolie und übergießen das Ganze mit Wasser, welches Sie mit einem guten Schuss Essig angesäuert haben. Nach einer Stunde ist der schwarze Belag am Silber verschwunden, dafür ist die Alufolie leicht verfärbt. Ihr Silberbesteck glänzt wie neu. a) Was ist hier chemisch passiert? Stellen Sie alle Teilgleichungen und die Gesamtgleichung auf. Tip: Die Reaktionskette wird angestoßen, indem eine kleine Menge an Wasserstoff am elementaren Silber entsteht (Gleichung muss nicht berücksichtigt werden). Als Zwischenprodukt entsteht übelriechender Schwefelwasserstoff (H 2 S). Reduktion 1. Reaktionsschritt: 2 Ag e - 2 Ag Oxidation 1. Reaktionsschritt: H 2 2 H e - Gesamtgleichung 1. Reaktionsschritt: Ag 2 S + H 2 2 Ag + H 2 S 3 Reduktion 2. Reaktionsschritt: 2 H e - H 2 3 Oxidation 2. Reaktionsschritt: Al Al e - 2 Gesamtgleichung 2. Reaktionsschritt: 2 Al + 3 H 2 S Al 2 S H 2 Gesamtgleichung über beide Reaktionsschritte: 3 Ag 2 S + 2 Al 6 Ag + Al 2 S 3 b) Wieso gibt man Essig hinzug? Die in Ionen dissoziierte Säure erhöht die Leitfähigkeit der Lösung und somit den Ladungstransport. Außerdem wird die initiale Wasserstoffbildung aus H + -Ionen am Silber beschleunigt. c) Wie nennt man das vorliegende Redoxsystem? Es handelt sich um eine galvanische Zelle.

Leider fällt Ihnen auf, dass Ihr Besteck an vielen Stellen einen unschönen schwarzen Belag aufweist. Dieser Belag ist Silbersulfid (Ag 2 S).

2 2. Wenn eine Redoxreaktion freiwillig abläuft, kann der Fluss der Elektronen ausgenutzt werden, um elektrische Geräte zu betreiben. Es wird chemische in elektrische Energie umgewandelt. Manche Redoxreaktionen können unter Aufwendung von elektrischer Energie (Anlegen einer externen Spannung) umgekehrt werden. Das ist das Prinzip von Akkumulatoren. Sie wollen eine e Autobatterie selber bauen. Ihnen stehen folgende Materialien zur Verfügung: - säurefestes Gehäuse - konzentrierte Schwefelsäure (d.h. 38%ig) - Bleielektrode - Bleielektrode, welche mit einer dicken Schicht Bleioxid (PbO 2 ) überzogen ist - Kabel a) Bauen Sie sich aus den gegeben Materialien einen Bleiakkumulator, so dass eine freiwillige Redoxreaktion ablaufen kann. Zeichnen Sie ein Schema. b) Geben Sie die Oxidations- und Reduktionsteilgleichungen, sowie die Gesamtgleichung während des Entladevorgangs an. Tip: Nehmen Sie die elektrochemische Spannungsreihe im Anhang zu Hilfe, um herauszufinden, was Oxidations- und Reduktionsmittel ist. Reduktion (Kathode): PbO e H + Pb H 2 O Oxidation (Anode): Pb Pb e - Gesamtgleichung: PbO 2 + Pb + 4 H + 2 H 2 O + 2 Pb Pb 2+ c) Verdeutlichen Sie die Prozesse beim Entlade- und Aufladevorgang anhand schematischer Zeichnungen.

Sie wollen eine e Autobatterie selber bauen. Ihn

3 Abbildung 1. Entladevorgang. Abbildung 2. Aufladevorgang. 3. Wieso ist Aluminium vor Korrosion geschützt, obwohl es sogar ein kleineres Redoxpotential (Al/Al 3+ ; -1,68 V) als Eisen (Fe/Fe 2+ ; -0,44 V) besitzt? Aluminium bildet in der Tat leicht Aluminiumoxid. Doch dieses Aluminiumoxid bildet eine sehr dünne, undurchlässige Schutzschicht auf dem elementaren Aluminium. Es kann keine weitere Oxidation stattfinden. Diesen Vorgang nennt man Passivierung. 4. Hintergrund: Bisher haben wir nur Standard-Redoxpotentiale betrachtet, d.h. Redoxpotentiale, bei denen die Konzentrationen der beteiligten Substanzen genau 1 mol/l betragen haben. Diese Potentiale sind in der elektrochemischen Spannungsreihe aufgelistet. Das Redoxpotential eines Redoxpaares hängt jedoch stark von den jeweiligen Konzentrationen ab. Dies liegt daran, dass es sich um Gleichgewichte handelt. Nähern sich die Konzentrationen den Gleichgewichtskonzentrationen, so geht das Redoxpotential gegen null. Gleichgewicht bedeutet: Die Hinreaktion ist genauso schnell wie die Rückreaktion. Im Falle von Redoxreaktionen bedeutet das, dass die Oxidation und Reduktion gleich schnell sind.

Doch dieses Aluminiumoxid bildet eine sehr dünne, undurchlässige Schutzschicht auf dem elementaren Aluminium. Es kann keine weitere Oxidation stattfinden. Diesen Vorgang nennt man Passivierung. 4.

4 Die Konzentrationsabhängigkeit des Redoxpotentials wird durch die Nernst-Gleichung wiedergegeben: = + mit E 0 = Standardredoxpotential; R = allgemeine Gaskonstante = 8,3145 J mol -1 K -1 ; T = Temperatur; F = Faradaykonstante = 96485,34 J mol -1 V -1 ; z e = Anzahl der übertragenen Elektronen Beispiel für andere Redoxreaktion: 6 H 2 O O H 3 O + = ( ) ( ) ( ) Achtung! Es handelt sich hierbei um eine Abwandlung des Massenwirkungsgesetzes. Es muss unbedingt darauf geachtet werden, dass im Massenwirkungsgesetz die Stöchiometrie-Koeffizienten der Rektionsgleichung zu Exponenten und die Plus-Zeichen zu Mal-Zeichen werden. Aufgabe: Sie haben folgendes Redox-System vorliegen c(cr 3+ ) = 1 mol/l c(cr 2 O 7 2- ) = 1 mol/l c(h 2 O) = 1 mol/l T = 298,15 K Nehmen Sie die elektrochemische Spannungsreihe im Anhang zu Hilfe. Berechnen Sie das Redoxpotential bei c(h 3 O + ) = 0, 01 mol/l, c(h 3 O + ) = 1 mol/l und c(h 3 O + ) = 10 mol/l. Für c(h 3 O + ) = 0, 01 mol/l = + c(h 3 O + ) = 1 mol/l =1,33 + 8,3145 =1,33 +0, (0,01) 1 =1,33 +0,00642 ( ) mol/l sind Standardbedingungen c(h 3 O + ) = 10 mol/l =1,33 +0,00642 ( ) ,34 298,15 J mol V =1,33 0,414 =0,916 ( ) ( ) ( ) =1,33 ±0 =1,33 wie zu erwarten, da c(h 3 O + ) = 1 =1,33 +0,207 =1,537

Es handelt sich hierbei um eine Abwandlung des Massenwirkungsgesetzes.

5 5. a) Was bedeutet amphoter? b) Wovon hängt es ab, ob eine Substanz als Oxidations- oder Reduktionsmittel wirkt? a) Eine Substanz ist amphoter, wenn Sie abhängig vom Milieu oder Reaktionspartner zwei gegensätzliche Reaktionswege beschreiten kann. Beispiele: - Redoxamphoterie: Substanzen die sowohl als Oxidations- sowie Reduktionsmittel auftreten können, z.b. Wasserstoffperoxid. - Säure-Base-Amphoterie: Substanzen, die sowohl als Säure als auch als Base reagieren können, z.b. Wasser. b) Es hängt ab vom - Reaktionspartner. Beispiel: Ist der Reaktionspartner ein stärkeres Oxidationsmittel, dann wirkt die betreffende Substanz als Reduktionsmittel. - Milieu. Beispiel: Aus der Nernst-Gleichung geht hervor, dass das Redoxpotential auch von ph-wert und Temperatur abhängt. Je nach Milieu kann sich also auch ändern, ob eine Substanz als Oxidationsoder Reduktionsmittel fungiert. 6. Hintergrund: Einer der wichtigsten Komplexverbindungen im menschlichen Körper ist der Häm(b)-Eisen(II)komplex (siehe Abb. 1, bzw. die vier grünen Komplexe in Abb. 2) als Teil des Proteins Hämoglobin (siehe Abb. 2), welches in den Roten-Blutkörperchen vorkommt. Der Porphyrin-Ring des Häm-Moleküls ist ein viezähniger Ligand für das zentrale Eisen-Ion. Dieses Eisen-Ion kann zusätzlich ein Sauerstoffmolekül (O 2 ) als einzähnigen Ligand koordinieren. Darauf basiert der Sauerstoff-Transport im menschlichen Blut. Der Sauerstoff steht jedoch in Konkurrenz zu anderen einzähnigen Liganden wie beispielsweise Kohlenstoffmonoxid oder Cyanid (Das CN Anion aus Kaliumcyanid, umgangsprachlich Zyankali ). Hierauf beruht wiederum die starke Toxizität dieser Substanzen.

Beispiele: - Redoxamphoterie: Substanzen die sowohl als Oxidations- sowie Reduktionsmittel auftreten können, z.b. Wasserstoffperoxid.

6 Abbildung 3. Häm(b)-Eisen(II)-Komplex.

7 Abbildung 4. Das Protein Hämoglobin. Die Quartärstruktur besteht aus vier einzelnen Polypeptiden, welche jeweils einen Häm(b)-Komplex beinhalten. Aufgabe: Für Kohlenstoffmonoxid ist bekannt: Bei einem Gehalt von 0,1 vol% CO in der Luft mit einem typischen Sauerstoffgehalt von 20 vol%, werden 60% der Häm-Komplexe von CO blockiert. Folge ist eine tödliche Unterversorgung mit Sauerstoff. Vergleichen Sie die Komplexbildungskonstanten für die folgenden Komplexbildungen. Hämoglobin + O 2 Hämoglobin-O 2 -Komplex Hämoglobin + CO Hämoglobin-CO-Komplex Tip: Komplexbildungen sind Gleichgewichtsreaktionen. Nutzen Sie die Massenwirkungsgesetze. Sie haben keine absoluten Mengen vorliegen, aber Verhältnisse. Setzen Sie die gegeben Verhältnisse in die Massenwirkungsgesetze ein.

Folge ist eine tödliche Unterversorgung mit Sauerstoff. Vergleichen Sie die Komplexbildungskonstanten für die folgenden Komplexbildungen.

8 ( ä )= ( ä ) ( ä ) ( ) ( ä )= ( ä ) ( ä ) ( ) Verhältnis der Komplexbildungskonstanten: ( ä ) ( ä ) = ( ä ) ( ä ) ( ) ( ä ) ( ) ( ä ) Bei idealen Gasen ist das Volumen direkt proportional zum Stoffmenge bzw. Konzentration (1 mol = 24 L bei RT). Deshalb gilt: ( ) ( ) = 20 0,1 = ( ) ( ) ( )=200 ( ) 60% der Hämoglobinkomplexe sind CO-Komplexe: ( ä ) ( ä ) =60 40 =1,5 ( ä )=1,5 ( ä ) Einsetzen in Verhältnis der Komplexbildungskonstante: ( ä ) ( ä ) =1,5 ( ä ) ( ä ) ( ) ( ä ) 200 ( ) =300 ( ä ) Antw.: Die Komplexbildungskonstante der Komplexbildung von Hämoglobin mit Kohlenstoffmonoxid ist 300 mal größer als die Komplexbildungskonstante der Komplexbildung von Hämoglobin mit Sauerstoff. Deshalb können schön geringste Anteile von CO in der Atemluft zum Ersticken führen.

Deshalb gilt: ( ) ( ) = 20 0,1 = ( ) ( ) ( )=200 ( ) 60% der Hämoglobinkomplexe sind CO-Komplexe: ( ä ) ( ä ) =60 40 =1,5 ( ä )=1,5 ( ä ) Einsetzen in Verhältnis der Komplexbildungskonstante: (

Ähnliche Dokumente

Übung zum chemischen Praktikum für Studierende mit Chemie als Nebenfach Übung Nr. 3, /

Übung zum chemischen Praktikum für Studierende mit Chemie als Nebenfach Übung Nr. 3, 02.05.11/03.05.11 1. Sie haben Silberbesteck geerbt. Um Ihren neuen Reichtum ordentlich zur Schau zu stellen, haben