Aufgabenblock — AFB III
Beurteilen, erklären, Stellung nehmen: Formulieren Sie Ihre Antwort zuerst selbst, bevor Sie die Musterlösung aufklappen.
Im Heft einer Mitschülerin steht: „Oxidation ist eine Reaktion mit Sauerstoff. Bei der Reaktion von Natrium mit Chlor zu Natriumchlorid findet daher keine Oxidation statt.“ Beurteilen Sie diese Aussage.
Hinweis: Vergleichen Sie, was mit dem Natriumatom bei der Reaktion mit Sauerstoff und bei der Reaktion mit Chlor geschieht.
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Musterlösung: Die Aussage verwendet den historischen Oxidationsbegriff („Vereinigung mit Sauerstoff“). Nach dem erweiterten Redoxbegriff ist eine Oxidation eine Elektronenabgabe, erkennbar an steigender Oxidationszahl.
Bei \(\ce{2 Na + Cl2 -> 2 NaCl}\) gibt jedes Natriumatom ein Elektron ab (\(\ce{Na -> Na+ + e-}\), OZ \(0\to+\mathrm{I}\)), Chlor nimmt es auf (\(\ce{Cl2 + 2 e- -> 2 Cl-}\)). Genau dasselbe passiert mit Natrium bei der Reaktion mit Sauerstoff (\(\ce{Na2O}\)). Die Reaktion ist also eine Redoxreaktion, die Aussage ist falsch: Chlor ist hier das Oxidationsmittel.
Schwefeldioxid entfärbt Iodlösung (\(\ce{SO2}\to\ce{SO4^2-}\)), reagiert aber mit Schwefelwasserstoff zu gelbem Schwefel (\(\ce{SO2 + 2 H2S}\) \(\ce{-> 3 S + 2 H2O}\)). Erklären Sie mithilfe von Oxidationszahlen, warum \(\ce{SO2}\) je nach Partner als Reduktionsmittel oder als Oxidationsmittel reagiert.
Hinweis: Schwefel kommt mit den Oxidationszahlen \(-\mathrm{II}\), \(0\), \(+\mathrm{IV}\) und \(+\mathrm{VI}\) vor.
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Musterlösung: Im \(\ce{SO2}\) hat Schwefel die OZ \(+\mathrm{IV}\) — mitten zwischen der höchsten (\(+\mathrm{VI}\), \(\ce{SO4^2-}\)) und der tiefsten (\(-\mathrm{II}\), \(\ce{H2S}\)). Er kann daher Elektronen abgeben und aufnehmen.
Gegenüber Iod, einem stärkeren Oxidationsmittel, gibt \(\ce{SO2}\) zwei Elektronen ab (\(+\mathrm{IV}\to+\mathrm{VI}\)) und ist Reduktionsmittel; Iod wird zu Iodid reduziert. Gegenüber \(\ce{H2S}\) (S: \(-\mathrm{II}\), starkes Reduktionsmittel) nimmt es vier Elektronen auf (\(+\mathrm{IV}\to0\)) und ist Oxidationsmittel. Wie ein Ampholyt bei Protonen entscheidet also erst der Reaktionspartner über die Rolle.
Vergleichen Sie Säure-Base-Reaktionen nach Brönsted (Kapitel 3) mit Redoxreaktionen. Gehen Sie auf das übertragene Teilchen, die Begriffe Donator/Akzeptor, korrespondierende Paare und auf die Stärke-Reihen (\(\mathrm{p}K_S\)-Tabelle bzw. Spannungsreihe) ein.
Hinweis: Gute Vergleiche nennen Gemeinsamkeiten und Unterschiede — am besten als Gegenüberstellung.
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Gemeinsamkeiten: Beide sind Donator-Akzeptor-Reaktionen: Ein Teilchen gibt ab, ein anderes nimmt auf; beide Teilreaktionen laufen gekoppelt ab. Donator und Akzeptor bilden korrespondierende Paare (\(\ce{CH3COOH}/\ce{CH3COO-}\) bzw. \(\ce{Cu^2+}/\ce{Cu}\)); jede Reaktion verknüpft zwei Paare. Beide Paar-Arten lassen sich nach ihrer Stärke ordnen, und freiwillig reagiert der stärkere Donator mit dem stärkeren Akzeptor.
Unterschiede: Übertragen wird ein Proton bzw. Elektronen (bei Redox auch mehrere pro Teilchen). Das Maß der Stärke ist \(\mathrm{p}K_S\) (klein = starke Säure) bzw. \(E^\circ\) (groß = starkes Oxidationsmittel). Bei Redoxreaktionen ändern sich Oxidationszahlen, bei Protolysen nicht; Redoxreaktionen lassen sich räumlich trennen (galvanische Zelle), Protolysen nicht.
Ein Schüler vergisst bei der Bestimmung einer Eisen(II)-Lösung, die Probe anzusäuern. Nach wenigen Tropfen Permanganat-Lösung wird die Probe braun trüb (\(\ce{MnO4- + 2 H2O + 3 e-}\) \(\ce{-> MnO2 + 4 OH-}\)); er titriert trotzdem weiter und rechnet mit dem Verhältnis \(n(\ce{Fe^2+})=5\cdot n(\ce{MnO4-})\). Bewerten Sie sein Ergebnis.
Hinweis: Vergleichen Sie die Zahl der Elektronen, die ein Permanganat-Ion in saurer und in neutraler Lösung aufnimmt.
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Musterlösung: In saurer Lösung nimmt ein Permanganat-Ion 5 Elektronen auf (\(+\mathrm{VII}\to+\mathrm{II}\)), in neutraler nur 3 (\(+\mathrm{VII}\to+\mathrm{IV}\), Braunstein). Für dieselbe Menge \(\ce{Fe^2+}\) braucht man ohne Säure also \(\tfrac53\)-mal so viel Maßlösung. Rechnet der Schüler trotzdem mit dem Faktor 5, erhält er eine um etwa 67 % zu große Konzentration.
Zusätzlich verdeckt die braune Trübung die schwache Rosafärbung, sodass der Endpunkt gar nicht sicher zu erkennen ist. Das Ergebnis ist deshalb unbrauchbar; die Titration muss mit angesäuerter Probe (verdünnte Schwefelsäure) wiederholt werden.
Kupfer löst sich nicht in Salzsäure, aber in Salpetersäure. Ein Schüler folgert: „In Salpetersäure verhält sich Kupfer wie ein unedles Metall.“ Widerlegen Sie diese Folgerung (\(E^\circ(\ce{NO3-}/\ce{NO})=+0{,}96\,\mathrm{V}\)).
Hinweis: Fragen Sie sich, welches Teilchen in der jeweiligen Säure als Elektronenakzeptor zur Verfügung steht.
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Musterlösung: Die Folgerung ist falsch. „Edel“ bedeutet \(E^\circ>0\): Kupfer (\(+0{,}34\,\mathrm{V}\)) kann von Oxonium-Ionen (\(0{,}00\,\mathrm{V}\)) nicht oxidiert werden — deshalb keine Reaktion mit Salzsäure; das Chlorid-Ion ist kein Oxidationsmittel.
In Salpetersäure steht mit dem Nitrat-Ion zusätzlich ein stärkeres Oxidationsmittel (\(+0{,}96\,\mathrm{V}\)) bereit. Nitrat, nicht \(\ce{H3O+}\), ist hier der Akzeptor: \(\ce{3 Cu + 2 NO3- + 8 H3O+}\) \(\ce{-> 3 Cu^2+ + 2 NO + 12 H2O}\); es entsteht kein Wasserstoff. Kupfer bleibt also edel — die Salpetersäure ist ein stärkeres Oxidationsmittel als die Salzsäure. Gold (\(+1{,}50\,\mathrm{V}\)) löst sich deshalb auch in Salpetersäure nicht.
Ein Zinkstab in Blei(II)-nitrat-Lösung überzieht sich mit glitzernden Bleikristallen („Bleibaum“), ein Bleistab in Zinknitrat-Lösung bleibt unverändert. Deuten Sie beide Beobachtungen mithilfe der Spannungsreihe und formulieren Sie die Redoxgleichung.
Hinweis: \(E^\circ(\ce{Zn^2+}/\ce{Zn})=-0{,}76\,\mathrm{V}\), \(E^\circ(\ce{Pb^2+}/\ce{Pb})=-0{,}13\,\mathrm{V}\).
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Musterlösung: Zink ist unedler als Blei. Im ersten Ansatz sind \(\ce{Pb^2+}\)-Ionen der Akzeptor mit dem größeren Standardpotenzial, Zink der Donator: \(\ce{Zn -> Zn^2+ + 2 e-}\), \(\ce{Pb^2+ + 2 e- -> Pb}\), gesamt \(\ce{Zn + Pb^2+}\) \(\ce{-> Zn^2+ + Pb}\) (\(\Delta E=0{,}63\,\mathrm{V}>0\), freiwillig). Blei scheidet sich als Kristalle am Zink ab.
Im zweiten Ansatz müsste Blei Elektronen an \(\ce{Zn^2+}\) abgeben; der Akzeptor hätte aber das kleinere Potenzial (\(\Delta E=-0{,}63\,\mathrm{V}\)). Diese Reaktion ist die Umkehrung und läuft nicht freiwillig ab — sie ließe sich nur durch Elektrolyse erzwingen.
Ein Schüler will das Elektrodenpotenzial einer Zink-Halbzelle bestimmen: Er klemmt ein Kabel des Voltmeters an das Zinkblech und hängt das andere Kabel in die Zinksulfat-Lösung. Überprüfen Sie, ob das Vorhaben gelingen kann, und nennen Sie ein geeignetes Vorgehen.
Hinweis: Überlegen Sie, was an der Stelle geschieht, an der das zweite Kabel (ein Metall!) die Lösung berührt.
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Musterlösung: Am Zinkblech stellt sich ein dynamisches Gleichgewicht \(\ce{Zn <=> Zn^2+ + 2 e-}\) ein (Lösen und Abscheiden gleich schnell), es entsteht eine Doppelschicht. Das Potenzial dieser einzelnen Halbzelle ist grundsätzlich nicht messbar.
Taucht der Schüler das Kabel ein, bildet dessen Metall (meist Kupfer) mit der Lösung eine zweite, undefinierte Halbzelle; das Voltmeter zeigt eine zufällige Differenz. Das Vorhaben ist deshalb ungeeignet. Richtig ist, die Zinkhalbzelle unter Standardbedingungen über eine Salzbrücke mit der Standard-Wasserstoffelektrode zu verbinden: Die gemessene Spannung mit Vorzeichen (Zink ist Minuspol) ist das Standardpotenzial \(E^\circ=-0{,}76\,\mathrm{V}\).
In einem Daniell-Element ersetzt eine Schülerin die Salzbrücke durch einen Kupferdraht, weil „Metall besser leitet“. Das Voltmeter zeigt danach praktisch keine sinnvolle Zellspannung mehr, und es fließt kein Strom über einen angeschlossenen Motor. Erläutern Sie die Aufgabe der Salzbrücke und das Versagen des Drahts.
Hinweis: Unterscheiden Sie Elektronenleiter und Ionenleiter.
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Musterlösung: Im Betrieb entstehen an der Anode \(\ce{Zn^2+}\)-Ionen, an der Kathode werden \(\ce{Cu^2+}\)-Ionen entladen. Ohne Ausgleich würde sich die Zinksulfat-Lösung positiv, die Kupfersulfat-Lösung negativ aufladen und der Elektronenfluss sofort stoppen. In der Salzbrücke wandern Anionen (z. B. \(\ce{NO3-}\)) zur Anode und Kationen (\(\ce{K+}\)) zur Kathode; sie schließt den Stromkreis als Ionenleiter, ohne dass sich die Lösungen mischen.
Ein Metalldraht leitet nur Elektronen, keine Ionen. Seine Enden tauchen zudem in die Lösungen und bilden dort zwei zusätzliche Halbzellen (Kupfer in Zinksulfat-, Kupfer in Kupfersulfat-Lösung) — es entstehen zwei gegeneinander geschaltete Zellen statt eines geschlossenen Ionenkreises.
Stahl (Eisen) wird gegen Rost entweder verzinkt (Leitplanken) oder verzinnt (Konservendosen, Weißblech). Wird die Schicht bis aufs Eisen verkratzt, bildet sich mit Wasser an der Kratzstelle eine kleine galvanische Zelle. Entscheiden Sie begründet, welcher Überzug das Eisen nach einer Beschädigung besser schützt.
Hinweis: Nutzen Sie die in der Abbildung genannten Standardpotenziale.
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Musterlösung: An der Kratzstelle berühren sich zwei Metalle und ein Elektrolyt. Bei verzinktem Eisen ist Zink (\(-0{,}76\,\mathrm{V}\)) unedler als Eisen (\(-0{,}44\,\mathrm{V}\)): Zink wird zum Minuspol und oxidiert (\(\ce{Zn -> Zn^2+ + 2 e-}\)), das Eisen erhält Elektronen und bleibt erhalten — Zink „opfert“ sich.
Bei verzinntem Eisen ist Zinn (\(-0{,}14\,\mathrm{V}\)) edler; jetzt ist Eisen der Minuspol und wird an der Kratzstelle oxidiert — schneller als ohne Überzug. Nach einer Beschädigung schützt daher die Zinkschicht besser. Zinn ist nur geeignet, solange die Schicht dicht ist (und ungiftig für Lebensmittel) — deshalb Weißblech für Dosen, Zink für Leitplanken.
Eine Stadt will ihre Busflotte umstellen. Zur Wahl stehen Brennstoffzellen-Busse (Wasserstoff aus Elektrolyse mit Ökostrom) und Busse mit Lithium-Ionen-Akku. Richtwerte der Energiekette: Elektrolyse etwa 70 %, Brennstoffzelle etwa 50 %, Laden und Entladen eines Akkus zusammen etwa 90 %. Diskutieren Sie, welcher Antrieb sinnvoller ist.
Hinweis: Berücksichtigen Sie neben dem Wirkungsgrad auch Reichweite, Tankdauer und die Rolle von Elektrolyse und galvanischer Zelle.
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Musterlösung: Beide Wege speichern Ökostrom chemisch. Beim Wasserstoffbus erzwingt eine Elektrolyse \(\ce{2 H2O -> 2 H2 + O2}\), die Brennstoffzelle kehrt sie als galvanische Zelle um. Beim Akku ist Laden eine Elektrolyse, Entladen die galvanische Zelle — im selben Gerät. Energiekette: Wasserstoff \(0{,}7\cdot0{,}5\approx0{,}35\), also nur gut ein Drittel des Stroms wird genutzt; Akku etwa \(0{,}9\) — fast dreimal so effizient.
Für Wasserstoff sprechen kurze Tankzeiten, große Reichweite und geringere Fahrzeugmasse; dagegen die Energieverluste und die aufwendige Tank-Infrastruktur. Für Akkus sprechen Effizienz und einfache Ladeinfrastruktur im Depot, dagegen Ladezeit und Rohstoffbedarf (Lithium, Cobalt). Mögliches Urteil: Für Stadtbusse mit planbaren Tagesstrecken ist der Akku-Bus sinnvoller; Wasserstoff lohnt sich eher bei langen Strecken ohne Lademöglichkeit.