Aufgabenblock — AFB III
Zehn Aufgaben zum Beurteilen, Planen und Entwickeln: Experimente entwerfen, Aussagen prüfen, Verfahren vergleichen und begründet entscheiden. Erst selbst eine Lösung skizzieren, dann die Tipps und die Musterlösung nutzen.
Ein silbrig glänzendes Metall X soll in die Redoxreihe Mg, Zn, Cu, Ag eingeordnet werden. Zur Verfügung stehen Bleche aller fünf Metalle, 1-molare Lösungen ihrer Salze (auch \(\ce{XSO4}\)), Salzbrücken, ein hochohmiges Voltmeter und Salzsäure. Planen Sie zwei unabhängige Experimente, geben Sie die erwarteten Beobachtungen für den Fall „X liegt zwischen Zn und Cu“ an und beurteilen Sie, welches Verfahren genauer ist.
Hinweis: Denken Sie an Variablenkontrolle und an eine Kontrollmöglichkeit der Ergebnisse.
Musterlösung anzeigen (zählt als erledigt)
Musterlösung: Experiment 1 (qualitativ): Jedes Blech in jede fremde Salzlösung stellen (Matrix 5 × 4, gleiche Zeit, gleiche Temperatur, Bleche vorher geschmirgelt). Liegt X zwischen Zn und Cu, überziehen sich X-Bleche in \(\ce{CuSO4}\)- und \(\ce{AgNO3}\)-Lösung mit Metall, in Zink- und Magnesiumsalz-Lösung nicht; Mg- und Zn-Bleche scheiden in \(\ce{XSO4}\)-Lösung X ab, Cu und Ag nicht. Zusätzlich: X entwickelt mit Salzsäure Wasserstoff, wenn es unedler als Wasserstoff ist. Experiment 2 (quantitativ): Halbzelle \(\ce{X}/\ce{XSO4}\) über Salzbrücke gegen Cu- und gegen Zn-Halbzelle schalten, stromlos messen. Erwartung: In X|Cu ist X Minuspol, in Zn|X Pluspol. Aus \(U = E^\circ(\ce{Cu}) - E^\circ(\ce{X})\) folgt \(E^\circ(\ce{X})\); beide Messungen kontrollieren sich gegenseitig (Summe der Spannungen = 1,10 V). Beurteilung: Experiment 1 liefert nur eine Rangfolge und kann durch Oxidschichten oder sehr langsame Reaktionen täuschen (Beobachtung „nichts passiert“ ist unsicher). Experiment 2 liefert einen Zahlenwert und erkennt auch kleine Abstände (z. B. Ni −0,23 V und Sn −0,14 V); es ist deshalb genauer, setzt aber reine Lösungen mit c = 1 mol/L voraus.
In einem Referat heißt es: „Das Standardpotenzial von Zink beträgt −0,76 V. Das ist die Spannung zwischen dem Zinkblech und der Zinksulfat-Lösung, die man mit einem Voltmeter direkt messen kann.“ Beurteilen Sie beide Sätze fachlich und entwickeln Sie eine korrekte Formulierung, die Doppelschicht und Standard-Wasserstoffelektrode einbezieht.
Hinweis: Stellen Sie klar, was „Potenzial“ und was „Spannung“ ist.
Musterlösung anzeigen (zählt als erledigt)
Musterlösung: Satz 1 ist nur mit Zusatz richtig: −0,76 V ist das Standardpotenzial des Paares \(\ce{Zn^2+}/\ce{Zn}\), gültig für \(c(\ce{Zn^2+}) = 1\,\text{mol/L}\) und 25 °C. Satz 2 ist falsch. Am Zinkblech stellt sich \(\ce{Zn <=> Zn^2+ + 2 e-}\) ein; Zink-Ionen gehen in Lösung, das Blech lädt sich negativ auf, davor sammeln sich Kationen — eine Doppelschicht mit einem Elektrodenpotenzial. Dieses Einzelpotenzial ist nicht messbar: Jede zweite Leitung in die Lösung bildet selbst eine Halbzelle mit eigenem Potenzial. Messbar ist nur die Spannung zwischen zwei Halbzellen. Korrekte Formulierung: „Verbindet man eine Zink-Standardhalbzelle über eine Salzbrücke mit der Standard-Wasserstoffelektrode, deren Potenzial willkürlich auf 0,00 V festgelegt ist, misst man stromlos 0,76 V; die Zinkelektrode ist dabei Minuspol. Deshalb ordnet man dem Paar \(\ce{Zn^2+}/\ce{Zn}\) das Standardpotenzial −0,76 V zu.“
Bei der Elektrolyse von Kochsalzlösung (pH 7, Graphitanode) entsteht an der Anode Chlor. Eine Schülerin behauptet: „Je verdünnter die Lösung, desto eher entsteht Sauerstoff — schon bei 0,1 mol/L.“ Gegeben: \(E^\circ(\ce{Cl2}/\ce{Cl-}) = 1{,}36\,\text{V}\), \(\eta(\ce{Cl2}) = 0{,}12\,\text{V}\); \(E(\ce{O2}) = 0{,}82\,\text{V}\) bei pH 7, \(\eta(\ce{O2}) = 0{,}95\,\text{V}\). Beurteilen Sie die Behauptung rechnerisch und ermitteln Sie die Chlorid-Konzentration, ab der Sauerstoff bevorzugt wäre.
Hinweis: Berechnen Sie mindestens drei Konzentrationen.
Musterlösung anzeigen (zählt als erledigt)
Musterlösung: \(\ce{Cl2 + 2 e- <=> 2 Cl-}\): \(E = 1{,}36 + \dfrac{0{,}059}{2} \lg\dfrac{1}{c^2(\ce{Cl-})} = 1{,}36 - 0{,}059 \cdot \lg c\). Sauerstoff: \(E_\text{real} = 0{,}82 + 0{,}95 = 1{,}77\,\text{V}\), unabhängig vom Chlorid. Chlor bei 1 mol/L: 1,48 V; bei 0,1 mol/L: \(1{,}36 + 0{,}059 + 0{,}12 \approx 1{,}54\,\text{V}\); bei 0,001 mol/L: ≈ 1,66 V — immer noch unter 1,77 V. Die Behauptung stimmt in der Tendenz (das Chlorpotenzial steigt beim Verdünnen um 59 mV je Zehnerpotenz), ist aber für 0,1 mol/L falsch. Grenze: \(1{,}36 - 0{,}059 \lg c + 0{,}12 = 1{,}77\) → \(\lg c \approx -4{,}9\) → \(c \approx 1{,}2 \cdot 10^{-5}\,\text{mol/L}\). Einschränkung: In der Praxis entsteht schon bei viel höheren Konzentrationen Sauerstoff mit, weil Chlorid an der Anode verarmt, wenn es nicht schnell genug nachdiffundiert; zudem hängt η von Stromdichte und Material ab. Die Rechnung beschreibt nur das Gleichgewichtsbild.