Eisen im Grubenwasser
AFB I–IIAus stillgelegten Bergwerken fließt eisenhaltiges Grubenwasser. Unter Tage enthält es fast nur Fe²⁺, an der Luft wird Fe²⁺ durch Sauerstoff zu Fe³⁺ oxidiert, das als rotbrauner Ocker ausfällt. Umweltämter messen dazu das Redoxpotenzial mit einer Platinelektrode (umgerechnet auf die Standard-Wasserstoffelektrode):
| Messstelle | Stollenausgang | Absetzbecken | Bachmündung |
|---|---|---|---|
| E in V | +0,65 | +0,77 | +0,83 |
\(E^\circ(\ce{Fe^3+}/\ce{Fe^2+}) = +0{,}77\,\text{V}\)
- Formulieren Sie die Teilgleichung und die Nernst-Gleichung für das Redoxpaar Fe³⁺/Fe²⁺.
- Berechnen Sie für alle drei Messstellen das Verhältnis \(c(\ce{Fe^3+}) : c(\ce{Fe^2+})\).
- Erklären Sie den Anstieg des Potenzials entlang des Fließweges.
- Beurteilen Sie, ob aus dem Potenzial allein die Eisenkonzentration im Wasser bestimmt werden kann.
Hinweise
Hinweis zu Aufgabe a)
Hinweis zu Aufgabe b)
Hinweis zu Aufgabe c)
Hinweis zu Aufgabe d)
Erwartungshorizont
Erwartungshorizont zu Aufgabe a)
\(\ce{Fe^3+ + e- <=> Fe^2+}\), \(z = 1\): \(E = 0{,}77\,\text{V} + 0{,}059\,\text{V} \cdot \lg\dfrac{c(\ce{Fe^3+})}{c(\ce{Fe^2+})}\).
Erwartungshorizont zu Aufgabe b)
\(\lg\frac{c(\ce{Fe^3+})}{c(\ce{Fe^2+})} = \frac{E - 0{,}77\,\text{V}}{0{,}059\,\text{V}}\). Stollen: \(10^{-2{,}03} \approx 0{,}0093\) (etwa 1 : 107); Absetzbecken: \(10^0 = 1\) (1 : 1); Bachmündung: \(10^{1{,}02} \approx 10\) (etwa 10 : 1).
Erwartungshorizont zu Aufgabe c)
Sauerstoff oxidiert Fe²⁺ zu Fe³⁺: \(\ce{4 Fe^2+ + O2 + 4 H3O+ -> 4 Fe^3+ + 6 H2O}\). Das Verhältnis Fe³⁺/Fe²⁺ wächst, damit steigt der Logarithmus und das Potenzial.
Erwartungshorizont zu Aufgabe d)
Nein: Das Potenzial gibt nur das Verhältnis c(Fe³⁺)/c(Fe²⁺) an; eine zehnfach verdünnte Probe hätte dasselbe Potenzial. Für die Gesamtkonzentration ist eine zweite Methode nötig (z. B. Redoxtitration nach Reduktion aller Eisen-Ionen oder Fotometrie). Zudem stören andere Redoxpaare (O₂, Mn) die Messung.
Chlor aus Braunstein
AFB II–IIICarl Wilhelm Scheele stellte 1774 erstmals Chlor her, indem er Braunstein (MnO₂) mit Salzsäure erhitzte. Im Schulversuch zeigt sich: Mit verdünnter Salzsäure (1 mol/L) passiert kaum etwas, mit konzentrierter Salzsäure (12 mol/L) entsteht ein gelbgrünes Gas.
| Teilgleichung | E° |
|---|---|
| \(\ce{MnO2 + 4 H3O+ + 2 e- <=> Mn^2+ + 6 H2O}\) | +1,23 V |
| \(\ce{Cl2 + 2 e- <=> 2 Cl-}\) | +1,36 V |
Nehmen Sie für die Rechnung \(c(\ce{Mn^2+}) = 0{,}010\,\text{mol/L}\) und \(p(\ce{Cl2}) = 1013\,\text{hPa}\) an.
- Begründen Sie mit den Standardpotenzialen, dass die Reaktion unter Standardbedingungen nicht freiwillig abläuft.
- Stellen Sie für beide Redoxpaare die Nernst-Gleichung auf.
- Berechnen Sie beide Potenziale für konzentrierte Salzsäure und entscheiden Sie, ob die Reaktion nun ablaufen kann.
- Diskutieren Sie, warum Scheeles Verfahren trotzdem funktioniert, obwohl die Rechnung nur Näherungswerte liefert.
Hinweise
Hinweis zu Aufgabe a)
Hinweis zu Aufgabe b)
Hinweis zu Aufgabe c)
Hinweis zu Aufgabe d)
Erwartungshorizont
Erwartungshorizont zu Aufgabe a)
MnO₂ soll Chlorid oxidieren: \(U^\circ = E^\circ(\ce{MnO2}/\ce{Mn^2+}) - E^\circ(\ce{Cl2}/\ce{Cl-}) = 1{,}23\,\text{V} - 1{,}36\,\text{V} = -0{,}13\,\text{V} < 0\) — nicht freiwillig.
Erwartungshorizont zu Aufgabe b)
\(E_1 = 1{,}23\,\text{V} + \frac{0{,}059\,\text{V}}{2} \lg\frac{c^4(\ce{H3O+})}{c(\ce{Mn^2+})}\); \(E_2 = 1{,}36\,\text{V} + \frac{0{,}059\,\text{V}}{2} \lg\frac{1}{c^2(\ce{Cl-})} = 1{,}36\,\text{V} - 0{,}059\,\text{V} \cdot \lg c(\ce{Cl-})\). MnO₂, Wasser und Chlor (Normdruck) erscheinen nicht.
Erwartungshorizont zu Aufgabe c)
\(E_1 = 1{,}23 + 0{,}0295 \cdot \lg\frac{12^4}{0{,}010} = 1{,}23 + 0{,}0295 \cdot 6{,}32 = 1{,}42\,\text{V}\); \(E_2 = 1{,}36 - 0{,}059 \cdot \lg 12 = 1{,}30\,\text{V}\). \(U = 1{,}42\,\text{V} - 1{,}30\,\text{V} = +0{,}12\,\text{V} > 0\): Die Reaktion läuft ab. Gesamt: \(\ce{MnO2 + 4 HCl -> MnCl2 + Cl2 + 2 H2O}\).
Erwartungshorizont zu Aufgabe d)
Bei 12 mol/L gilt die Nernst-Gleichung mit Konzentrationen nur näherungsweise (Aktivitäten weichen ab), die Temperatur ist höher als 25 °C. Entscheidend ist aber: Das Chlor entweicht als Gas, p(Cl₂) über der Lösung bleibt klein, E₂ sinkt weiter und das Gleichgewicht wird nach Le Chatelier ständig nachgeliefert. Mit sinkender Säurekonzentration kommt die Reaktion zum Stillstand — deshalb braucht man konzentrierte Salzsäure im Überschuss.