Chemiepraktikum für Mediziner Teil 3 Chemiepraktikum für Mediziner Teil 3
Redoxvorgänge
Gegenstandskatalog (4. Aufl. 2001):
3.4 (Redox-Reaktionen)
Lehrbuch: Kapitel 7
Aufgaben: 3-1 bis 3-12
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.
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?
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?
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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