Übung 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
Sie Freunde zum Abendessen eingeladen. Leider fällt Ihnen auf, dass Ihr Besteck an vielen Stellen
einen unschönen schwarzen Belag aufweist. Dieser Belag ist Silbersulfid (Ag2S). 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 (H2S).
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 (PbO2) 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/Al3+; -1,68 V) als Eisen (Fe/Fe2+; -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
wiedergegeben:
des
Redoxpotentials
wird
durch
die
Nernst-Gleichung
mit E0 = Standardredoxpotential; R = allgemeine Gaskonstante = 8,3145 J·mol-1·K-1; T = Temperatur;
F = Faradaykonstante = 96485,34 J·mol-1·V-1; ze = Anzahl der übertragenen Elektronen
= +
Beispiel für andere Redoxreaktion:
6 H2O ↔ O2 + 4 H3O+
=
("# )∙ (&' " ( ))
(&# ")*
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(Cr3+) = 1 mol/L
c(Cr2O72-) = 1 mol/L
c(H2O) = 1 mol/L
T = 298,15 K
Nehmen Sie die elektrochemische Spannungsreihe im Anhang zu Hilfe. Berechnen Sie das
Redoxpotential bei c(H3O+) = 0, 01 mol/L, c(H3O+) = 1 mol/L und c(H3O+) = 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
Häm
(siehe Abb. 1, bzw. die vier grünen Komplexe in Abb. 2) als Teil des Proteins Hämoglobin (siehe Abb.
2), welches in den Roten-Blutkörperchen
Blutkörperchen vorkommt. Der Porphyrin-Ring
Ring des Häm-Moleküls
Häm
ist ein
viezähniger Ligand für das zentrale Eisen-Ion.
Eisen
Dieses Eisen-Ion kann zusätzlich ein Sauerstoffmolekül
(O2) als einzähnigen Ligand koordinieren. Darauf basiert der Sauerstoff-Transport
Transport im menschlichen
Blut. Der Sauerstoff steht jedoch in Konkurrenz zu anderen
anderen einzähnigen Liganden wie beispielsweise
b
—
Kohlenstoffmonoxid
fmonoxid 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
1 vol% CO in der Luft mit einem
einem typischen Sauerstoffgehalt von 20 vol%,
werden 60% der Häm-Komplexe
Komplexe von CO blockiert. Folge ist eine tödliche Unterversorgung mit
Sauerstoff. Vergleichen Sie die Komplexbildungskonstanten
Ko
für die folgenden Komplexbildungen.
Hämoglobin + O2 ↔ Hämoglobin-O
Hämoglobin 2-Komplex
Hämoglobin
Hämoglobin + CO ↔ Hämoglobin-CO-Komplex
Tip: Komplexbildungen sind Gleichgewichtsreaktionen. Nutzen Sie die
d Massenwirkungsgesetze.
Massenwirkungsgesetz 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
eine
Häm(b)-Komplex beinhalten.