Drei Aufgaben mit Material, zusammen 60 Bewertungseinheiten (BE). Hilfsmittel: Taschenrechner, Periodensystem. Rechnen Sie auf Papier und tragen Sie nur die Ergebnisse ein; der Erwartungshorizont wird nach dem Auswerten freigeschaltet.
Aufgabe 1: Oxalsäure im Rhabarber
20 BEMaterial 1: 50,0 g Rhabarberstiele werden püriert und mit heißem Wasser ausgezogen; das Filtrat wird im Messkolben auf 250,0 mL aufgefüllt. Je 25,0 mL davon werden mit verdünnter Schwefelsäure versetzt, auf etwa 60 °C erwärmt und mit Kaliumpermanganat-Lösung \((c = 0{,}0100\,\text{mol/L})\) titriert. \(M(\ce{H2C2O4}) = 90{,}03\,\text{g/mol}\).
| Titration | 1 | 2 | 3 |
|---|---|---|---|
| Verbrauch in mL | 17,9 | 18,1 | 18,0 |
Beobachtung: Die ersten Tropfen entfärben sich nur langsam, danach sofort; am Ende bleibt die Lösung schwach rosa.
Lösung anzeigen (nach Auswerten freigeschaltet)
Erwartungshorizont:
- a) \(2 \cdot (+1) + 2x + 4 \cdot (-2) = 0\) → \(x = +3\) (+III); im \(\ce{CO2}\) +IV — jedes C gibt 1 e⁻ ab. (2 BE)
- b) Reduktion \(\ce{MnO4- + 8 H3O+ + 5 e-}\) \(\ce{-> Mn^2+ + 12 H2O}\) (·2), Oxidation \(\ce{H2C2O4 + 2 H2O}\) \(\ce{-> 2 CO2 + 2 H3O+ + 2 e-}\) (·5); in saurer Lösung entsteht Mn²⁺, nicht MnO₂. (3 BE)
- c) \(\bar V = 18{,}0\,\text{mL}\); \(n(\ce{MnO4-}) = 0{,}0100 \cdot 18{,}0 = 0{,}180\,\text{mmol}\); \(n(\ce{H2C2O4}) = \tfrac52 \cdot 0{,}180 = 0{,}450\,\text{mmol}\). (4 BE)
- d) Aliquot 25 von 250 mL → Faktor 10: 4,50 mmol in 50,0 g; \(m = 4{,}50 \cdot 90{,}03 = 405\,\text{mg}\) → 0,81 g pro 100 g. (4 BE)
- e) Richtig: Selbstindikation; Ablesen am oberen Rand bei tief gefärbter Lösung. Falsch: Salzsäure → Chlorid wird oxidiert → Mehrverbrauch → zu hoch; Kohlenstoff wird oxidiert (+III → +IV). (3 BE)
- f) Autokatalyse durch Mn²⁺; bleibende Rosafärbung = erster Überschuss MnO₄⁻; Erwärmen beschleunigt die langsame Reaktion; Schwefelsäure, weil Chlorid mitreagieren würde. (4 BE)
Aufgabe 2: Eine Kupfer-Silber-Zelle als Messgerät
20 BEMaterial 2: Eine Silberhalbzelle mit \(c(\ce{Ag+}) = 0{,}10\,\text{mol/L}\) wird über eine Kaliumnitrat-Salzbrücke mit Kupferhalbzellen unterschiedlicher Konzentration verbunden; die Spannung wird hochohmig gemessen (25 °C). \(E^\circ(\ce{Ag+}/\ce{Ag}) = +0{,}80\,\text{V}\), \(E^\circ(\ce{Cu^2+}/\ce{Cu}) = +0{,}34\,\text{V}\), \(F = 96\,485\,\text{C/mol}\).
| c(Cu²⁺) in mol/L | 1,0 | 0,10 | 0,010 | 0,0010 |
|---|---|---|---|---|
| U in V | 0,40 | 0,43 | 0,46 | 0,49 |
Lösung anzeigen (nach Auswerten freigeschaltet)
Erwartungshorizont:
- a) Kupfer ist das Paar mit kleinerem \(E\) → Anode/Minuspol, Silber Kathode/Pluspol. Anionen (Nitrat) wandern zur Anode (Kupferseite); Elektronen im Draht von Cu nach Ag. (3 BE)
- b) \(E(\ce{Ag}) = 0{,}80 + 0{,}059 \cdot \lg 0{,}10 = 0{,}741\,\text{V}\); \(E(\ce{Cu}) = 0{,}34\,\text{V}\); \(U = 0{,}741 - 0{,}34 \approx 0{,}40\,\text{V}\). (3 BE)
- c) Je Zehnerpotenz steigt U um 0,03 V: \(0{,}059 : z = 0{,}030\) → \(z \approx 2\) (\(\ce{Cu^2+ + 2 e- <=> Cu}\)). (3 BE)
- d) \(U = 0{,}401 - 0{,}0295 \cdot \lg c\) → \(\lg c = (0{,}401 - 0{,}475) : 0{,}0295 \approx -2{,}51\) → \(c \approx 3{,}1 \cdot 10^{-3}\,\text{mol/L}\). (4 BE)
- e) \(U = 0{,}059 \cdot \lg(0{,}10 : 0{,}0010) = 0{,}118\,\text{V}\); verdünnte Seite ist Minuspol. (3 BE)
- f) \(U = 0{,}46\,\text{V}\) (Material): \(\Delta_r G = -2 \cdot 96\,485 \cdot 0{,}46 \approx -89\,\text{kJ/mol}\) ✓. Kleineres \(c(\ce{Ag+})\) senkt E der Kathode → U sinkt ✓. Potenziale werden nicht multipliziert; unter Stromfluss sinkt die Spannung (Konzentrationen gleichen sich an, Widerstand). (4 BE)
Aufgabe 3: Stahl galvanisch verzinken
20 BEMaterial 3: Ein Stahlblech (Gesamtoberfläche 100 cm²) wird galvanisch verzinkt. Elektrolyt: schwach saure Zinksulfat-Lösung (pH ≈ 4); Anode: Platte aus Reinzink; Kathode: das Stahlblech.
| Größe | Wert |
|---|---|
| Stromstärke | 1,5 A |
| Zeit | 30 min |
| Massenzunahme | 0,78 g |
| Dichte von Zink | 7,14 g/cm³ |
Daten: \(M(\ce{Zn}) = 65{,}38\,\text{g/mol}\), \(F = 96\,485\,\text{C/mol}\); \(E^\circ\): Mg −2,37 V, Zn −0,76 V, Fe −0,41 V, Sn −0,14 V, Cu +0,34 V. An der Kathode entweicht während der Elektrolyse etwas Gas.
Lösung anzeigen (nach Auswerten freigeschaltet)
Erwartungshorizont:
- a) Kathode: Zinkabscheidung, daneben etwas \(\ce{H2}\) (Gas); Anode: Die Zinkplatte löst sich auf und ersetzt die abgeschiedenen Zn²⁺-Ionen — das Eisen ist Kathode und wird nicht oxidiert. (3 BE)
- b) \(Q = 1{,}5 \cdot 1800 = 2700\,\text{C}\); \(m = \dfrac{2700 \cdot 65{,}38}{2 \cdot 96\,485} \approx 0{,}915\,\text{g}\). (4 BE)
- c) \(0{,}78 : 0{,}915 \approx 85\,\%\); der Rest der Ladung bildet Wasserstoff. (3 BE)
- d) \(V = 0{,}78 : 7{,}14 = 0{,}109\,\text{cm}^3\); \(d = 0{,}109 : 100\,\text{cm} = 1{,}09 \cdot 10^{-3}\,\text{cm} \approx 10{,}9\,\mu\text{m}\). (3 BE)
- e) Es korrodiert immer das unedlere Metall des Paares: Zn (−0,76) vor Fe; bei Sn (−0,14) und Cu (+0,34) das Eisen; Mg (−2,37) opfert sich. (4 BE)
- f) \(E(\ce{H3O+}/\ce{H2}) = -0{,}059 \cdot 4 \approx -0{,}24\,\text{V}\) — thermodynamisch müsste Wasserstoff entstehen. An Zink ist die Wasserstoff-Überspannung aber so groß, dass das reale Abscheidungspotenzial unter −0,76 V liegt; die Metallabscheidung ist kaum gehemmt. Deshalb entsteht überwiegend Zink und nur wenig H₂ (Stromausbeute < 100 %). (3 BE)
Ergebnis
| Aufgabe | Thema | Punkte |
|---|
Notenpunkte-Schlüssel
| BE | NP | Anteil |
|---|---|---|
| 57 – 60 BE | 15 | ab 95 % |
| 54 – 56 BE | 14 | ab 90 % |
| 51 – 53 BE | 13 | ab 85 % |
| 48 – 50 BE | 12 | ab 80 % |
| 45 – 47 BE | 11 | ab 75 % |
| 42 – 44 BE | 10 | ab 70 % |
| 39 – 41 BE | 9 | ab 65 % |
| 36 – 38 BE | 8 | ab 60 % |
| 33 – 35 BE | 7 | ab 55 % |
| 30 – 32 BE | 6 | ab 50 % |
| 27 – 29 BE | 5 | ab 45 % |
| 24 – 26 BE | 4 | ab 40 % |
| 20 – 23 BE | 3 | ab 33 % |
| 17 – 19 BE | 2 | ab 27 % |
| 12 – 16 BE | 1 | ab 20 % |
| 0 – 11 BE | 0 | ab 0 % |