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 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). b) Wieso gibt man Essig hinzug? c) Wie nennt man das vorliegende Redoxsystem? 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 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. c) Verdeutlichen Sie die Prozesse beim Entlade- und Aufladevorgang anhand schematischer Zeichnungen. 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?
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. 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 2 + 4 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. 5. a) Was bedeutet amphoter? b) Wovon hängt es ab, ob eine Substanz als Oxidations- oder Reduktionsmittel wirkt?
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. 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. Abbildung 1. Häm(b)-Eisen(II)-Komplex.
Abbildung 2. Das Protein Hämoglobin. Die Quartärstruktur besteht aus vier einzelnen Polypeptiden, welche jeweils einen Häm(b)-Komplex beinhalten.