Aufgabenblock — AFB III
Begründen statt nur rechnen: Behauptungen prüfen, Verfahren entwickeln, Säure-Base und Redox vernetzen und eigene Urteile formulieren — erst selbst aufschreiben, dann die Musterlösung aufklappen.
Lea schreibt ins Merkheft: „Nur Wasser kann je nach Partner Donator oder Akzeptor sein — bei Redoxreaktionen gibt es so ein Teilchen nicht.“ Beurteile diese Aussage am Beispiel des Eisen(II)-Ions \(\mathrm{Fe^{2+}}\).
Hinweis: Eisen(II)-Ionen reagieren mit Chlor zu Eisen(III)-Ionen; mit Zink entsteht aus ihnen metallisches Eisen.
Musterlösung anzeigen (zählt als erledigt)
Musterlösung: Mit Chlor: \(\mathrm{2\,Fe^{2+}}+\mathrm{Cl_2}\longrightarrow\mathrm{ 2\,Fe^{3+}}+\mathrm{2\,Cl^-}\) — \(\mathrm{Fe^{2+}}\) gibt ein Elektron ab, ist also Elektronendonator (Reduktionsmittel). Mit Zink: \(\mathrm{Zn}+\mathrm{Fe^{2+}}\longrightarrow\mathrm{ Zn^{2+}}+\mathrm{Fe}\) — jetzt nimmt \(\mathrm{Fe^{2+}}\) zwei Elektronen auf und ist Elektronenakzeptor (Oxidationsmittel); das klappt, weil Zink unedler als Eisen ist. Leas Aussage ist daher falsch: Wie Wasser bei Protonen kann auch ein Teilchen wie \(\mathrm{Fe^{2+}}\) bei Elektronen je nach Partner beide Rollen übernehmen. Das Donator-Akzeptor-Prinzip gilt in beiden Reaktionstypen gleich.
Behauptung: „Negativ geladene Ionen haben schon eine volle Außenschale. Sie können deshalb keine Elektronen mehr abgeben.“ Widerlege die Behauptung mit einem Versuch: Leitet man Chlor in farblose Kaliumbromidlösung, färbt sie sich braun.
Hinweis: Die Braunfärbung stammt von elementarem Brom \(\mathrm{Br_2}\).
Musterlösung anzeigen (zählt als erledigt)
Musterlösung: Aus dem farblosen Bromid-Ion wird braunes Brom: \(\mathrm{2\,Br^-}\longrightarrow\mathrm{ Br_2}+\mathrm{2\,e^-}\). Die Elektronen nimmt Chlor auf: \(\mathrm{Cl_2}+\mathrm{2\,e^-}\longrightarrow\mathrm{ 2\,Cl^-}\); gesamt \(\mathrm{Cl_2}+\mathrm{2\,Br^-}\longrightarrow\mathrm{ 2\,Cl^-}+\mathrm{Br_2}\). Bromid-Ionen geben also Elektronen ab — obwohl sie eine volle Außenschale haben. Die Behauptung ist damit widerlegt: Eine volle Außenschale ist zwar günstig, aber ein stärkerer Elektronenakzeptor wie Chlor kann einem Anion trotzdem Elektronen entziehen.
Eine Abfalllösung enthält Silber-Ionen und Kupfer(II)-Ionen. Man möchte daraus möglichst reines Silber gewinnen. Zur Verfügung stehen Zinkpulver, Eisenwolle und Kupferblech. Entwickle ein Verfahren und begründe die Wahl des Metalls.
Hinweis: Überlege für jedes Metall, welche der beiden Ionensorten es reduzieren kann.
Musterlösung anzeigen (zählt als erledigt)
Musterlösung: Zink und Eisen stehen links von Kupfer und Silber; sie würden beide Ionensorten reduzieren — das abgeschiedene Silber wäre mit Kupfer verunreinigt. Kupfer steht links von Silber, aber ist gegenüber den eigenen Ionen wirkungslos: Es reduziert nur die Silber-Ionen, \(\mathrm{Cu}+\mathrm{2\,Ag^+}\longrightarrow\mathrm{ Cu^{2+}}+\mathrm{2\,Ag}\). Verfahren: 1. Kupferblech (vorher blank geschmirgelt) in die Lösung hängen. 2. Warten, bis sich kein Belag mehr bildet (Probe: ein frisches Blechstück bleibt blank). 3. Silberbelag abkratzen, abfiltrieren, mit Wasser waschen und trocknen. Nebeneffekt: Die Lösung wird durch zusätzliche \(\mathrm{Cu^{2+}}\)-Ionen blauer — das Kupfer „bezahlt“ das Silber.
Ein Erfinder schlägt vor: „Wir zerlegen Wasser in Wasserstoff und Sauerstoff, verbrennen den Wasserstoff wieder zu Wasser und gewinnen so immer wieder Energie.“ Nimm Stellung. Bindungsenergien in kJ/mol: H–H 436, O=O 498, O–H 463.
Hinweis: Berechne \(\Delta E\) für \(\mathrm{2\,H_2O}\longrightarrow\mathrm{ 2\,H_2}+\mathrm{O_2}\) und für die Rückreaktion.
Musterlösung anzeigen (zählt als erledigt)
Musterlösung: Zerlegen: Spalten \(4\cdot 463=1852\ \mathrm{kJ}\), Bilden \(2\cdot 436+498=1370\ \mathrm{kJ}\), also \(\Delta E=+482\ \mathrm{kJ}\). Verbrennen: dieselben Bindungen in umgekehrter Rolle, \(\Delta E=-482\ \mathrm{kJ}\). Im Kreislauf ist die Summe null — bestenfalls bekommt man die hineingesteckte Energie zurück, real geht bei Elektrolyse und Verbrennung sogar ein Teil als Abwärme verloren. Der Vorschlag ist also keine Energiequelle. Sinnvoll ist er nur als Speicher: Überschüssiger Wind- oder Solarstrom zerlegt Wasser, und der Wasserstoff liefert die Energie später dort, wo sie gebraucht wird.
Ein Metall-Atom gibt \(a\) Elektronen ab, ein Nichtmetall-Atom nimmt \(b\) Elektronen auf. Zeige, dass die Faktoren der Redoxgleichung über das kgV genau zur richtigen Verhältnisformel des Salzes führen. Prüfe dein Ergebnis an Aluminiumoxid und an Calciumnitrid.
Hinweis: Setze \(k=\operatorname{kgV}(a,b)\) und bestimme, wie viele Metall- und Nichtmetall-Atome man braucht.
Musterlösung anzeigen (zählt als erledigt)
Musterlösung: Mit \(k=\operatorname{kgV}(a,b)\) muss die Oxidation \(\tfrac ka\)-mal, die Reduktion \(\tfrac kb\)-mal ablaufen, damit abgegebene und aufgenommene Elektronen gleich sind. Es entstehen \(\tfrac ka\) Kationen \(\mathrm{M^{a+}}\) und \(\tfrac kb\) Anionen \(\mathrm{X^{b-}}\). Gesamtladung: \(\tfrac ka\cdot(+a)+\tfrac kb\cdot(-b)=k-k=0\) — das Salz ist neutral, die Formel lautet \(\mathrm{M_{k/a}X_{k/b}}\). Aluminiumoxid: \(a=3\), \(b=2\), \(k=6\): \(\mathrm{Al_2O_3}\). Calciumnitrid: \(a=2\), \(b=3\), \(k=6\): \(\mathrm{Ca_3N_2}\). Die Faktoren der Redoxgleichung sind also genau die Indizes der Verhältnisformel.
Gold findet man in der Natur als reines Metall (Nuggets, Goldstaub im Flusssand). Natrium kommt dagegen nie elementar vor, sondern nur als \(\mathrm{Na^+}\)-Ion, etwa im Steinsalz. Erkläre diesen Unterschied mit der Redoxreihe.
Hinweis: Luft und Wasser enthalten Sauerstoff und Oxonium-Ionen — mögliche Elektronenakzeptoren.
Musterlösung anzeigen (zählt als erledigt)
Musterlösung: Natrium steht ganz links in der Redoxreihe: Seine Atome geben ihr Außenelektron sehr leicht ab. Sauerstoff, Wasser und Säuren in der Umwelt nehmen es sofort auf — elementares Natrium würde in kürzester Zeit zu \(\mathrm{Na^+}\) oxidiert. Deshalb liegt es in der Natur nur in Salzen vor, und man muss es technisch mit viel Energie gewinnen. Gold steht ganz rechts, noch rechts vom Wasserstoff: Gold-Atome geben ihre Elektronen so ungern ab, dass weder Luftsauerstoff noch Säuren sie oxidieren. Umgekehrt nehmen Gold-Ionen leicht Elektronen auf und werden zu Gold-Atomen reduziert. Darum bleibt Gold über Jahrmillionen metallisch.
Für die Bildung von Fluorwasserstoff gilt \(\mathrm{H_2}+\mathrm{F_2}\longrightarrow\mathrm{ 2\,HF}\), \(\Delta E=-539\ \mathrm{kJ}\). Begründe ohne neue Tabellenwerte, welchen Wert \(\Delta E\) für den Zerfall \(\mathrm{2\,HF}\longrightarrow\mathrm{ H_2}+\mathrm{F_2}\) hat.
Hinweis: Schau, welche Bindungen in der Rückreaktion gespalten und welche gebildet werden.
Musterlösung anzeigen (zählt als erledigt)
Musterlösung: Bei der Hinreaktion werden H–H und F–F gespalten (595 kJ) und zwei H–F gebildet (1134 kJ). Bei der Rückreaktion sind genau diese Bindungen beteiligt, nur mit vertauschter Rolle: Zwei H–F werden gespalten (1134 kJ), H–H und F–F gebildet (595 kJ). Da beim Bilden einer Bindung genau so viel Energie frei wird, wie ihr Spalten kostet, gilt \(\Delta E=1134-595=+539\ \mathrm{kJ}\). Allgemein: Die Rückreaktion hat denselben Betrag von \(\Delta E\) mit umgekehrtem Vorzeichen — aus exotherm wird endotherm.
Gegeben sind: (1) \(\mathrm{HCO_3^-}+\mathrm{H_3O^+}\longrightarrow\mathrm{ H_2CO_3}+\mathrm{H_2O}\), (2) \(\mathrm{2\,Fe^{3+}}+\mathrm{2\,I^-}\longrightarrow\mathrm{ 2\,Fe^{2+}}+\mathrm{I_2}\), (3) \(\mathrm{Ca^{2+}}+\mathrm{CO_3^{2-}}\longrightarrow\mathrm{ CaCO_3}\). Formuliere ein Kriterium, mit dem man an jeder Reaktionsgleichung erkennt, ob eine Säure-Base-Reaktion, eine Redoxreaktion oder keins von beiden vorliegt, und wende es auf die drei Gleichungen an.
Hinweis: Achte auf Teilchen, die ihre Ladung ändern, und auf \(\mathrm{H^+}\), das den Partner wechselt.
Musterlösung anzeigen (zählt als erledigt)
Musterlösung: Kriterium: „Ändert ein Atom oder Ion seine Ladung, weil Elektronen übertragen werden, liegt eine Redoxreaktion vor. Wechselt nur ein Proton \(\mathrm{H^+}\) von einem Teilchen zu einem anderen, liegt eine Säure-Base-Reaktion vor. Lagern sich Teilchen nur zusammen, ohne dass Protonen oder Elektronen übertragen werden, ist es keins von beiden.“ Anwendung: (1) \(\mathrm{H_3O^+}\) gibt ein Proton an \(\mathrm{HCO_3^-}\) ab — Säure-Base. (2) \(\mathrm{Fe^{3+}\to Fe^{2+}}\) und \(\mathrm{I^-\to I_2}\) — Elektronen wandern vom Iodid zum Eisen(III)-Ion, Redox. (3) Ladungen bleiben gleich, nur Fällung — weder noch.
Im Labor soll Kupfer(II)-sulfatlösung längere Zeit in einem Metallgefäß stehen. Zur Wahl stehen Gefäße aus Eisen, Zink, Aluminium, Kupfer und Silber. Lege dich auf ein Gefäß fest und begründe mit der Redoxreihe.
Hinweis: Ein ungeeignetes Gefäß würde sich auflösen, und in der Lösung bildete sich Kupfer.
Musterlösung anzeigen (zählt als erledigt)
Musterlösung: Eisen, Zink und Aluminium stehen links von Kupfer: Sie würden Elektronen an die Kupfer-Ionen abgeben, z. B. \(\mathrm{Fe}+\mathrm{Cu^{2+}}\longrightarrow\mathrm{ Fe^{2+}}+\mathrm{Cu}\) — das Gefäß würde zerfressen, und die Lösung wäre verunreinigt. Silber steht rechts von Kupfer und reagiert nicht. Kupfer reagiert mit seinen eigenen Ionen ebenfalls nicht, weil kein „Gefälle“ in der Redoxreihe besteht. Beide wären chemisch geeignet; Entscheidung: Kupfer, weil es viel billiger ist als Silber und die Lösung selbst dann nicht verunreinigt, wenn Spuren in Lösung gingen. (Im Alltag nimmt man ohnehin Glas oder Kunststoff.)
Brennendes Magnesium brennt in Kohlenstoffdioxid weiter: \(\mathrm{2\,Mg}+\mathrm{CO_2}\longrightarrow\mathrm{ 2\,MgO}+\mathrm{C}\); es bildet sich schwarzer Ruß. Bewerte den Einsatz eines \(\mathrm{CO_2}\)-Feuerlöschers bei einem Magnesiumbrand und erkläre die Reaktion im Elektronenbild.
Hinweis: Magnesiumoxid ist ein Salz aus \(\mathrm{Mg^{2+}}\)- und \(\mathrm{O^{2-}}\)-Ionen. Auch Wasser reagiert mit brennendem Magnesium (es entsteht Wasserstoff).
Musterlösung anzeigen (zählt als erledigt)
Musterlösung: Magnesium steht in der Redoxreihe weit links und ist ein sehr starkes Reduktionsmittel: \(\mathrm{Mg}\longrightarrow\mathrm{ Mg^{2+}}+\mathrm{2\,e^-}\). Die Elektronen nimmt der Sauerstoff aus dem \(\mathrm{CO_2}\) auf; er liegt danach als \(\mathrm{O^{2-}}\) im Magnesiumoxid vor, und der Kohlenstoff bleibt als Ruß zurück. \(\mathrm{CO_2}\) ist hier also das Oxidationsmittel — es „füttert“ den Brand, statt ihn zu ersticken, und dabei wird weiter viel Energie frei. Bewertung: Ein \(\mathrm{CO_2}\)-Löscher ist ungeeignet und gefährlich. Wasser scheidet ebenfalls aus, weil Magnesium daraus Wasserstoff bildet (Knallgasgefahr). Richtig sind trockener Sand oder ein Metallbrand-Löscher, die das Metall von allen Oxidationsmitteln abschirmen.