icon  Chemiepraktikum für Mediziner Teil 3

3. Praktikumstag

Redoxvorgänge

Gegenstandskatalog (4. Aufl. 2001): 3.4 (Redox-Reaktionen)
Lehrbuch: Kapitel 7

Aufgaben: 3-1 bis 3-12


Fragenkatalog 3 (3. Praktikumstag)

1. Erklären Sie anhand der Reaktion:

X + Y = X- + Y+      Reaktion 1

die Begriffe: Oxidationsmittel, Reduktionsmittel, Elektronendonator, Elektronenakzeptor, oxidieren, reduzieren, oxidiert bzw. reduziert werden.
Beispiel: Der Begriff "oxidieren" läßt sich anhand der Reaktion:

A- + B+ = A + B      Reaktion 2

folgendermaßen erklären: Einen Stoff oxidieren bedeutet, ihm Elektronen entreißen. Also gilt für Reaktion 2: B+ oxidiert A-, denn B+ entreißt A- ein Elektron und überführt es damit in A.

2. Anwendung der Tabelle der Normalpotentiale. Mit der Tabelle der Normalpotentiale (Spannungsreihe, Redoxreihe) läßt sich voraussagen, ob zwei in ihr enthaltene Substanzen unter Standardbedingungen eine Redoxreaktion miteinander eingehen werden.

Normalpotentiale einiger Redoxpaare

Reduzierte Stufe (Red) Oxidierte Stufe (Ox) Zahl der Elektronen
(z)
Normalpotential
E0 (in V)
____________________ __________________ _________________ ______________
 
Na Na+ 1 -2,71
Mg Mg2+ 2 -2,40
Zn Zn2+ 2 -0,76
S2- S 2 -0,51
(COOH)2 (Oxalsäure) 2 CO2 + 2 H+ 2 -0,47
Fe Fe2+ 2 -0,44
H2 2 H+ 2 0,00
Cu+ Cu2+ 1 +0,17
Cu Cu2+ 2 +0,35
2 I- I2 2 +0,58
H2O2 O2 + 2 H+ 2 +0,68
Fe2+ Fe3+ 1 +0,75
Ag Ag+ 1 +0,80
Hg Hg2+ 2 +0,85
NH4+ + 3 H2O NO3- + 10 H+ 8 +0,87
2 Br- Br2 2 +1,07
1/2 I2 + 3 H2O IO3- + 6 H+ 5 +1,20
2 Cl- Cl2 2 +1,36
Au Au+ 1 +1,46
Mn2+ + 4 H2O MnO4- + 8 H+ 5 +1,51
2 H2O H2O2 + 2 H+ 2 +1,78


Beispiel: Br2 oxidiert S2-, denn Br2 ist die oxidierte Stufe des Redoxpaares mit dem höheren Redoxpotential (E0 = +1,07 V) und S2- die reduzierte Stufe des Redoxpaares mit dem niedrigeren Redoxpotential (E0 = -0,51 V). Br- reagiert nicht mit S, denn Br- ist die reduzierte Stufe des Redoxpaares mit dem höheren Redoxpotential.

a) Erklären Sie was passiert, wenn Sie Ag (z. B. eine Silbermünze) in eine Fe2+-Lösung, bzw. wenn Sie Fe (z. B. einen Eisennagel) in eine Ag+-Lösung geben.
b) Was erwarten Sie analog zu 2a für die Metall/Metallionen-Paare Cu/Zn2+ und Cu2+/Zn sowie Cu/Hg2+ und Cu2+/Hg?
c) Was erwarten Sie für das Verhalten von Mg, Zn, Cu gegenüber H+?
d) Erklären Sie in oben angegebener Weise das Verhalten von Wasserstoffperoxid (H2O2) gegenüber dem Permanganat-Ion (MnO4-) und gegenüber Kaliumiodid (KI).

3. Erläutern Sie anhand der Nernstschen Gleichung zwei Möglichkeiten, ein Redoxpotential so zu beeinflussen, daß es einen höheren Wert annimmt.

Colloquiumsfragen

1. Wie kann man den pKS-Wert einer schwachen Säure experimentell bestimmen?

2. Durch Lösen von 10-9 mol HCl in 1 l Wasser stellen Sie sich Salzsäure der Konzentration (c = 10-9 mol/l) her. Welchen pH-Wert erwarten Sie?

3. 100 ml einer Phosphorsäure unbekannter Konzentration werden mit NaOH (c = 0,1 mol/l) titriert. Diskutieren Sie die unten stehende Titrationskurve.
a) Welche Konzentration hatte die Phosphorsäure (in mol/l)?
b) Ermitteln Sie die pKS-Werte aus der Kurve.
c) Welche Gesetzmäßigkeit liegt dieser Bestimmung der pKS-Werte zugrunde?
d) In welchen pH-Bereichen besitzt die Lösung maximale Pufferwirkung?
e) Welches Anion liegt überwiegend vor nach Zugabe von 10 ml, 20 ml, 30 ml NaOH der Konzentration c = 0,1 mol/l?


Titrationskurve

4. Puffer spielen bei Stoffwechselvorgängen im lebenden Organismus eine wichtige Rolle.
a) Wie ist die Pufferwirkung eines äquimolaren Gemisches von H2PO4-/HPO42- gegenüber Säuren und Basen zu erklären (Reaktionsgleichungen)?
b) Wie kann aus einem reinen sekundären Phosphat das genannte Puffergemisch hergestellt werden?
c) Nach welcher Gleichung läßt sich die pH-Änderung des Puffersystems bei Säure- oder Basenzugabe berechnen und wie lautet sie?

5. Welcher Zusammenhang besteht zwischen pKS und pKB?
Welche Aussage kann aus dem pKS-Wert über die Stärke einer Säure gemacht werden?

6. Reagieren wäßrige Lösungen von NaCl, NH4Cl, Na2CO3, CH3COONa, KNO3 neutral, sauer oder basisch?
Begründen Sie die unterschiedlichen Ergebnisse. Welche pH-Werte sind konzentrationsabhängig?

7. Sie haben 100 ml einer Pufferlösung, die 20 mmol Essigsäure und 20 mmol Na-Acetat enthält.
(Hilfsangaben für die Rechnungen lg 5 = 0,70    lg 2 = 0,30    lg 3 = 0,48    pKS(Essigsäure) = 4,75)
a) Wie groß ist ihr pH-Wert?
b) Wie verändert sich ihr pH-Wert durch Zugabe von 100 ml Natronlauge (NaOH) der Konzentration
c = 0,1 mol/l?
Wie würde sich dagegen der pH-Wert von 100 ml H2O durch Zugabe von 100 ml NaOH der Konzentration c = 0,1 mol/l ändern?
c) Wie verändert sich ihr pH-Wert durch Verdünnung auf 1 l ?
Wie würde sich dagegen der pH-Wert von 100 ml NaOH der Konzentration c = 0,1 mol/l durch Verdünnung auf 1 l ändern?

8. Was geschieht beim Einleiten von CO2 in
a) Wasser,
b) Calciumhydroxid-Lösung?

Aufgaben (3. Praktikumstag)

Aufgabe 3-1 Redoxreaktion zwischen MnO4- und Fe2+-Ionen

Begriffe/Sachverhalte: Korrespondierendes Redoxpaar, reduzierte/oxidierte Stufe, Elektronendonator/Elektronenakzeptor, Oxidationszahl, Redoxgleichung


5 ml Kaliumpermanganat-Lösung (KMnO4, c = 0,02 mol/l) werden mit Schwefelsäure (H2SO4, c = 0,5 mol/l) angesäuert und mit frischer Eisen(II)-sulfat-Lösung (FeSO4, ca. 10 %) versetzt.

Beobachtung:


Gleichung 1:


Gleichung 2:


Redoxgleichung:



Aufgabe 3-2 Reaktion von Mg, Zn und Cu mit Salzsäure

Begriffe/Sachverhalte: Reaktionen von Metallen mit Säuren


In 3 Reagenzgläser werden
a) ein Stück Magnesiumband (Mg)
b) 2 - 3 Zinkgranalien (Zn)
c) einige Kupferspäne (Cu)
gegeben und jeweils 2 - 3 ml HCl (c = 1 mol/l) zugesetzt.

Beobachtungen:


Gleichungen:



Demonstrationsversuch des Assistenten

Aufgabe 3-3 Reaktion von Natrium mit Wasser

Begriffe/Sachverhalte: Reaktionen von Alkalimetallen mit Protonendonatoren


Der Assistent gibt ein erbsengroßes Stück Natriummetall (Na) in eine zur Hälfte mit Wasser gefüllte Porzellanschale. Nachdem die sehr heftige Reaktion beendet ist, wird die Lösung mit Indikatorpapier geprüft (bzw. man setzt dem Wasser vor dem Versuch einige Tropfen Phenolphthaleinlösung zu).


Beobachtung:


Gleichung(en):




Aufgabe 3-4 Reaktionen von Metallen mit Metallionen

Begriffe/Sachverhalte: Redoxpotentiale von korrespondierenden Redoxpaaren des Typs Metall/Metallion


Teil a
5 ml Kupfersulfat-Lösung (CuSO4, c = 10 %) werden mit einer Spatelspitze Zinkpulver (Zn) versetzt und kräftig geschüttelt.

Beobachtung:


Ionengleichung:



Teil b
In einem Reagenzglas werden 5 ml Zinksulfat-Lösung (ZnSO4, c = 10 %) mit einigen Kupferspänen (Cu) kräftig geschüttelt.

Beobachtung:


Vergleichen Sie die Versuchsergebnisse von Teil a und b:







Teil c Demonstrationsversuch des Assistenten
Der Assistent gibt zu einem Stück Kupfer (z. B. 2-Pfennig-Münze) 5 ml Quecksilber(II)-chlorid-Lösung (HgCl2, c = 0,1 %). Das Kupferstück überzieht sich mit einer grauen Schicht von Kupfer-Amalgam. Es wird aus der Lösung genommen, mit dest. Wasser abgespült und mit einem Tuch blankgerieben.

Gleichung(en):




Aufgabe 3-5 Oxidation von I- und Br-

Begriffe/Sachverhalte: Redoxpotentiale bei Halogenen


Die folgenden Versuche werden am Abzug durchgeführt! Es werden Latex-Handschuhe getragen.

Teil a (Abzug!)
2 ml einer Kaliumbromid-Lösung (KBr, 10 %) werden mit ca. 1 ml Cyclohexan überschichtet und tropfenweise mit Chlorwasser (Lösung von Cl2 in Wasser, ca. 0,07 %) versetzt. Es entsteht rotbraunes Brom (Br2). Das Reagenzglas wird mit dem Daumen fest verschlossen und ca. 2-3 sec. kräftig geschüttelt. Da Brom in Cyclohexan leichter löslich ist als in Wasser, geht der größte Teil des ausgeschiedenen Broms in die Cyclohexanphase (weingelb bis rotbraun) und so können auch relativ kleine Br2-Mengen gut erkannt werden.

Oxidation:

Reduktion:

Redoxgleichung:


Teil b (Abzug!)
Der Versuch wird mit 2 ml Kaliumiodid-Lösung (KI, 10 %) wiederholt. Es entsteht zunächst braunes Iod (I2), das sich nach Schütteln (wie bei Teil a) mit tiefvioletter Farbe in der Cyclohexanphase löst.

Redoxgleichung:

Nach weiterer Zugabe von Chlorwasser und nochmaligem kurzen, kräftigen Schütteln verschwindet die violette Farbe des Iods. Überschüssiges Chlor oxidiert Iod weiter zu Iodat (IO3-).

Oxidation: (I2 zu IO3-):

Reduktion:

Redoxgleichung:


Teil c (Abzug!)
Der Versuch wird mit einem Gemisch von 1 ml KBr- und 1 ml KI-Lösung wiederholt. Es scheidet sich zunächst Iod aus. Nach weiterer Zugabe von Chlorwasser und Schütteln (wie bei Teil a) schlägt die violette Farbe nach weingelb bis rotbraun um.

Erklärung:



Aufgabe 3-6 Verbrennung von Wasserstoff / Bildung von Wasser

Begriffe/Sachverhalte: Oxidation/Verbrennung


In ein Reagenzglas werden 3 Zinkgranalien und 5 ml HCl (c = 6 mol/l) gegeben. Es findet eine heftige Gasentwicklung statt.

Ionengleichung:


Das Reagenzglas wird mit einem einfach durchbohrten Stopfen verschlossen, durch den ein Glasrohr führt. Danach wird kurz erwärmt. Nach ca. 1 min (Sicherheitsmaßnahme!) wird der durch das Glasrohr entweichende Wasserstoff (H2) angezündet. Über die Flamme wird kurz ein trockenes, kaltes Reagenzglas gehalten.

Beobachtung:


Gleichung(en):






Aufgabe 3-7 Reduzierende Wirkung von H2O2 / Reaktion mit MnO4-

Begriffe/Sachverhalte: Oxidation von H2O2/Oxidationszahlen


5 ml einer Kaliumpermanganat-Lösung (KMnO4, c = 0,02 mol/l) werden mit 3 ml H2SO4 (c = 0,5 mol/l) angesäuert und tropfenweise mit Wasserstoffperoxid-Lösung (H2O2, 3 Gew.-%) versetzt.

Beobachtung:


Welches Gas entweicht?


Oxidation:


Reduktion:


Redoxgleichung


Aufgabe 3-8 Oxidierende Wirkung von H2O2 / Reaktion mit I-

Begriffe/Sachverhalte: Reduktion von H2O2/Oxidationszahlen


2 ml Kaliumiodid-Lösung (KI, 10 %) werden mit 3 ml H2SO4 (c = 0,5 mol/l) angesäuert und mit 1 ml Cyclohexan überschichtet. Man gibt einige Tropfen Wasserstoffperoxid-Lösung (H2O2, 3 Gew.-%) hinzu und schüttelt das Reagenzglas wie bei Aufgabe 3-5, Teil a, beschrieben.

Beobachtung:


Oxidation:


Reduktion:


Redoxgleichung:



Aufgabe 3-9 Redoxtitration / Titration einer Oxalsäure-Lösung

Begriffe/Sachverhalte: Redoxtitration mittels KMnO4

Die Zugabe von konz. Schwefelsäure (H2SO4) darf nur unter Aufsicht des Assistenten vorgenommen werden.

Es ist der Gehalt einer vom Assistenten ausgegebenen Oxalsäurelösung zu bestimmen. Dazu wird der Meßkolben bis zur 100 ml-Marke aufgefüllt. Mit einer Vollpipette werden 20 ml entnommen, in einen Titrierkolben gegeben, auf ca. 100 ml verdünnt, und mit (Meßzylinder!) 20 ml H2SO4 (96 %) versetzt (Vorsicht! Abzug! Nur unter Aufsicht des Assistenten). Die Lösung wird dabei heiß. Es wird sofort mit KMnO4-Lösung (c = 0,02 mol/l) titriert. Der Versuch wird zweimal durchgeführt.

Verbrauch an KMnO4-Lösung (in ml)

1. Wert:

2. Wert:

Mittelwert:

Oxidation:

Reduktion:

Redoxgleichung:


Man berechne den Gehalt an Oxalsäure in 100 ml Lösung:

a) in mmol

b) in mg


Aufgabe 3-10 Redoxpotential

Begriffe/Sachverhalte: Einfluß von Konzentrationsgrößen auf das Redoxpotential eines korrespondierenden Redoxpaares/Nernstsche Gleichung, Standardpotential, Standard-Wasserstoffelektrode


Man berechne mit den folgenden Daten das Redoxpotential (E) des korrespondierenden Redoxpaares Mn2+/MnO4-.

c(MnO4-) = 0,1 mol/l
c(Mn2+) = 1 mol/l
c(H+) = 10-3 mol/l
E0 = +1,52 V



Aufgabe 3-11 Das Redoxgleichgewicht Fe3+ + I- = Fe2+ + 1/2 I2

Begriffe/Sachverhalte: Redoxgleichgewicht


Verwenden Sie nur die speziell für diesen Versuch vorgesehenen Lösungen ! Vorsichtig pipettieren!!


In einem Reagenzglas werden 5 ml Eisen(III)-sulfat-Lösung (Fe2(SO4)3, c = 0,01 mol/l) mit 5 ml Kaliumiodid-Lösung (KI, c = 0,04 mol/l) versetzt und auf 5 Reagenzgläser gleichmäßig verteilt, so daß jedes Reagenzglas ca. 2 ml enthält. (Die Volumenangaben für KI- und Fe2(SO4)3-Lösung sind genau einzuhalten!).


Lesen und beachten Sie die Hinweise in Aufgabe 3-5, Teil a, zum Ausschütteln mit Cyclohexan!

Teil a (Abzug!)
Die Probe 1 wird mit 1 ml Cyclohexan versetzt und kräftig geschüttelt. Die Cyclohexanphase färbt sich schwach violett.

Erklärung:


Gleichung:


Teil b (Abzug!)
Die Probe 2 wird mit 1 ml Cyclohexan überschichtet und tropfenweise mit Chlorwasser versetzt. Nach kräftigem Schütteln färbt sich die Cyclohexanphase tiefviolett.

Erklärung:


Gleichung:


Teil c (Abzug!)
Probe 3 wird mit einigen Tropfen Ammoniumthiocyanatlösung (NH4SCN, 10 %) versetzt. Es bildet sich blutrotes Eisenthiocyanat (Fe(SCN)3).

Erklärung:


Gleichung:


Teil d (Abzug!)
Zur Probe 4 werden 3 Spatelspitzen Eisen(II)-sulfat (FeSO4) gegeben. Nach kurzem Erwärmen entsteht eine klare Lösung. Man kühlt unter dem Strahl der Wasserleitung ab, überschichtet mit 1 ml Cyclohexan und schüttelt kräftig um:

Beobachtung:


Erklärung:


Gleichung:


Teil e
Probe 5 wird mit 3 - 4 Spatelspitzen Eisen(III)-sulfat (Fe2(SO4)3) versetzt und kurz erhitzt, bis eine klare Lösung entstanden ist. Die Lösung wird abgekühlt, mit 1 ml Cyclohexan überschichtet und kräftig geschüttelt.

Beobachtung:


Erklärung:

Gleichung:

Fassen Sie die Versuchsergebnisse der Teile a-e ausführlich zusammen!


Demonstrationsversuch des Assistenten (für je 6 Praktikanten)

Aufgabe 3-12 Konzentrationskette

Begriffe/Sachverhalte: Halbelement/Halbzelle, Element/Kette/Zelle, Konzentrationskette, Berechnung der Potentialdifferenz zwischen zwei Halbzellen


Es ist die Potentialdifferenz zu messen, die zwischen 2 Halbelementen Cu0/Cu2+ bei Konzentrationsunterschieden auftritt. Die Meßwerte sind anhand der Nernstschen Gleichung zu erklären. Da die Potentialänderungen beim Verdünnen von Lösungen verhältnismäßig klein sind, wird ein elektronischer Verstärker (Faktor 10) verwendet.

Versuchsdurchführung:

a) In die beiden Schenkel des Meßgefäßes werden je 20 ml (Meßpipette!) der Kupfersulfat-Lösung (CuSO4, c = 0,1 mol/l) pipettiert (zur Vermeidung von sog. Diffusionspotentialen enthält die Lösung auch Natriumsulfat (Na2SO4, c = 0,5 mol/l). Überzeugen Sie sich, daß die Potentialdifferenz 0 V beträgt (die Cu-Platten müssen vor Gebrauch angeätzt werden, die Krokodilklemmen müssen trocken sein!).
b) Aus einem Schenkel werden 18 ml entnommen und durch 18 ml einer Na2SO4-Lösung (c = 0,5 mol/l) ersetzt, so daß c(CuSO4) = 0,01 mol/l wird. Die Potentialdifferenz sollte nun 0,059/2 V, also ca. 30 mV betragen.
c) Verdünnen Sie nochmals wie unter b) beschrieben, so erhalten Sie eine Kupfersulfat-Lösung (CuSO4) mit c = 0,001 mol/l und einen Meßwert von ca. 60 mV.

Erklären Sie die Versuchsergebnisse anhand der Nernstschen Gleichung.

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© J. Mittner, B. Kirste. 1999-05-18