Luftanalyse über Brenndauer

Ich habe heu­te nach übli­cher Vor­be­rei­tung Ver­suchs­auf­bau­ten ersin­nen las­sen, die dazu die­nen sol­len, den Sau­er­stoff­an­teil in der Luft zu bestim­men. Nor­ma­ler­wei­se macht man das z.B. dadurch, dass man in einer geschlos­se­nen Appa­ra­tur Sau­er­stoff durch ein Metall als fes­tes Metall­oxid bin­det – das geht z.B. mit Kup­fer- aber auch mit Eisen­wol­le – und nach Abküh­lung die Volu­men­ab­nah­me ermit­telt – soweit nichts Auf­re­gen­des, oft im Unter­richt gemacht.

Eine Schü­le­rin schlug heu­te ein ande­res Ver­fah­ren vor: Man neh­me eine bren­nen­de Ker­ze, stel­le sie in ein abge­schlos­se­nes Gefäß mit Luft und mes­se die Zeit bis zum Erlö­schen. Den Ver­such wie­der­ho­le man mit rei­nem Sau­er­stoff. So müss­te man mit dem rei­nen Sau­er­stoff als Bezugs­grö­ße den Sau­er­stoff­an­teil der Luft bestim­men kön­nen. So ein Auf­bau ist mit Stand­zy­lin­der, Schliff­de­ckel, Ver­bren­nungs­löf­fel und der Sau­er­stoff­fla­sche schnell realisiert:

Hm. Die Idee ist als Denk­mo­dell sehr nett, gera­de in einer 8. Klas­se. Eine Ker­ze ver­braucht nicht den gesam­ten zur Ver­fü­gung ste­hen­den Sau­er­stoff, son­dern erlischt bei Unter­schrei­tung einer bestimm­ten Sau­er­stoff­kon­zen­tra­ti­on. Das ist für das Gelin­gen des Ver­su­ches nicht so tra­gisch, da das auch im Fal­le des rei­nen Sau­er­stoffs bei der glei­chen Kon­zen­tra­ti­on geschieht. Die höhe­re Reak­ti­ons­ge­schwin­dig­keit beim rei­nen Sau­er­stoff könn­te der Schü­le­rin die Sup­pe versalzen.

Egal. Ich tue es nächs­te Woche ein­fach und dann ver­glei­chen wir das Ergeb­nis des „klas­si­schen Ver­su­ches“ mit dem hier skiz­zier­ten. Die­se Schü­le­rin hat gedacht und das ist den Auf­wand alle­mal wert.

Die Faradaysche Konstante bestimmen


Manch­mal bin ich mir selbst so unheim­lich, dass ich gar nicht glau­ben kann, was ich da eigent­lich im Unter­richt mit dem zur Ver­fü­gung ste­hen­den Mate­ri­al mes­se. Von irgend­wo­her habe ich ein Prak­ti­kums­script, in dem die Fara­day­sche Kon­stan­te expe­ri­men­tell mit einem Hoff­mann­schen Zer­set­zungs­ap­pa­rat bestimmt wird. Zunächst aber ein biss­chen Grund­la­gen zum Warmwerden.

Das ers­te Fara­day­sche Gesetz sagt nichts ande­res, als das die bei einer Elek­tro­ly­se abge­schie­de­ne Stoff­men­ge n pro­por­tio­nal zur elek­tri­schen Ladung Q ist, die durch den Ele­kro­ly­ten fließt – mathe­ma­tisch ausgedrückt:

(1) Q ∼ n

Pro­por­tio­na­li­tä­ten haben es so an sich, dass sie über einen Pro­por­tio­na­li­tätfak­tor mit­ein­an­der ver­knüpft sind, im Fal­le des Fara­day­schen Geset­zes gilt hier:

(2) Q = n * z * F

n ist die Stoff­men­ge, z ist die Anzahl der bei der Elek­tro­ly­se pro Ion aus­ge­tausch­ten Elek­tro­nen und F ist Fara­day­sche Kon­stan­te, die wir haben wol­len. z bekom­men wir nahe­zu eli­mi­niert, wenn wir in einem Sys­tem arbei­ten, in dem nur ein Elek­tron aus­ge­tauscht wird, etwa bei der Reduk­ti­on von Protonen:

(3) H+ + e- → H

Mit z = 1 bleibt von Glei­chung (2) nur noch:

(4) Q = n * F oder Q = F * n

Das sieht schon sehr nach einer Gera­den­glei­chung aus:

(5) y = m * x

wobei m die Stei­gung ist. Also muss ich nur Q in Abhän­gig­keit von n bestim­men und die Stei­gung die­ser Gera­den soll­te dann F sein. So der Plan.

Wei­ter­le­sen

Überspannung

Elek­tro­ly­siert man wäss­ri­ge Zink­bro­mid­lö­sung, so ver­wen­det man dazu in der Regel Graphitelektroden:

Dabei wer­den anodisch Brom (Plus­pol) und katho­disch Zink (Minus­pol) gebil­det. Das ist jedoch kei­nes­wegs selbst­ver­ständ­lich, da an bei­den Polen zwei ver­schie­de­ne Reak­tio­nen mit­ein­an­der konkurrieren.

Katho­de (Minus­pol)

(1)  Zn2+ + 2e- → Zn; UH0=-0,76V

(2) 2H2O + 2e- → H2 + 2OH-; UH0=-0,41V

Anode (Plus­pol)

(3) 2Br- → Br2 + 2e- ; UH0=1,07V

(4) 2H2O → O2 + 4H+ + 4e- ; UH0=0,82V

Die Zer­set­zungs­span­nung von Was­ser beträgt danach ledig­lich 1,23V, die von Zink­bro­mid 1,83V. Es wäre also zu erwar­ten, dass Was­ser­stoff und Sau­er­stoff gebil­det wer­den. Tat­säch­lich erhält man bei Ein­satz von pla­ti­nier­ten Pla­tin­elek­tro­den zumin­dest anstel­le des Zinks Was­ser­stoff bei die­sem Versuch.

Bei vie­len Gasen stellt man fest, dass deren elek­tro­ly­ti­sche Gewin­nung durch ver­schie­de­ne Fak­to­ren gehemmt ist und daher ein höhe­res als das theo­re­ti­sche berech­ne­te Zer­set­zungs­po­ten­ti­al zu deren Gewin­nung benö­tigt wird. Die Abwei­chung zwi­schen der theo­re­ti­schen Zer­set­zungs­span­nung und dem tat­säch­li­chen Wert bezeich­net man als Über­span­nung U*. Die Über­span­nung ist abhängig:

  1. vom Elek­tro­den­ma­te­ri­al
  2. von der Art des Gases
  3. von der Strom­dich­te

Dank der Über­span­nung des Was­ser­stoffs an Gra­phit beträgt das Poten­ti­al der Halb­zel­le aus Glei­chung (2) nicht 0,41V, son­dern 0,41V + U*. In der Regel ist die­ses Poten­ti­al an der Gra­phit­elek­tro­de nega­ti­ver als  das des Zinks, weil bei Metal­len in der Regel kei­ne Über­span­nungs­ef­fek­te auftreten.

Auch Sau­er­stoff besitzt an Gra­phit eine so gro­ße Über­span­nung, dass er unter nor­ma­len Umstän­den nicht gebil­det wird – auch nicht mit pla­ti­nier­ten Pla­tin­elek­tro­den. Bei der Elek­tro­ly­se von Zink­bro­mid­lö­sung mit Pla­tin­elek­tro­den erhält man also Was­ser­stoff und Brom. Gleich­zei­tig soll­te Zink­hy­dr­o­xid aus­fal­len, da sich die Zin­kio­nen mit den katho­disch gebil­de­ten Hydr­o­xi­d­io­nen verbinden.

Die Über­span­nung des Was­ser­stoffs an Gra­phit macht die­se Elek­tro­ly­se also über­haupt erst möglich.

Elek­tro­ly­siert man Natri­um­sul­fat­lö­sung, lau­fen dage­gen tat­säch­lich die Pro­zes­se (2) und (4) ab, da die Zer­set­zungs­span­nung von Natri­um­sul­fat mit 4,7V sehr hoch ist. Färbt man die Lösung mit Uni­ver­sal­in­di­ka­tor ein und elek­tro­ly­siert mit Pla­tin­elek­tro­den, ergibt sich nach einer Wei­le fol­gen­des Bild:

Fazit:

Der Stoff mit der gerin­ge­ren Zer­set­zungs­span­nung berei­nigt um den Über­span­nungs­an­teil wird bei Elek­tro­ly­sen zuerst gebildet.

Zersetzungsspannung

Alle Ele­men­te stre­ben den ener­gie­ärms­ten Zustand, d.h. eine mög­lichst sta­bi­le Elek­tro­nen­kon­fi­gu­ra­ti­on an. In der Regel ist die­ser erreicht, wenn in der äußers­ten Kugel­scha­le acht Elek­tro­nen vor­han­den sind. Für die Reak­tio­nen von Zink und Brom ergibt sich fol­gen­de Reaktionsgleichung:

Zn + Br2 → ZnBr2

Auf­ge­schlüs­selt nach Teil­glei­chun­gen für die Oxi­da­ti­on und Reduk­ti­on sieht man, dass dabei Elek­tro­nen vom Zink zum Brom fließen:

(1) Zn → Zn2+ + 2e- (Oxi­da­ti­on)

(2) Br2 + 2e- → 2Br- (Reduk­ti­on)

Die­se Rich­tung des Elek­tro­nen­flus­ses ist qua­si die natür­li­che: Auf die­se Wei­se errei­chen bei­de Ele­men­te unter Ener­gie­ab­ga­be den ener­gie­ärms­ten Zustand. Wenn die Elek­tro­nen in die ande­re Rich­tung flie­ßen sol­len, bedarf es der Zufuhr von Ener­gie, z.B. von elek­tri­schem Strom, den eine „Elek­tro­nen­pum­pe“ wie z.B. eine Bat­te­rie lie­fern kann. Der Pro­zess lässt sich etwa in einer Elek­tro­ly­se­zel­le umkeh­ren, die eine wäss­ri­ge Lösung von Zink­bro­mid ent­hält. Als Elek­tro­den­ma­te­ri­al dient Gra­phit – die Wahl die­ses Mate­ri­als ist nicht belie­big. Eine sol­che Zel­le könn­te fol­gen­der­ma­ßen auf­ge­baut sein:


Die nega­tiv gela­de­nen Bro­mi­d­io­nen wer­den vom Plus­pol (Anode) der Elek­tro­ly­se­zel­le ange­zo­gen und dort unter Abga­be eines Elek­trons ent­la­den. Der Pro­zess (2) läuft „rück­wärts“. Ana­log wer­den die Zin­kio­nen von dem Minus­pol (Katho­de) ange­zo­gen und dort unter Auf­nah­me von Elek­tro­nen ent­la­den. Der Pro­zess (1) läuft „rück­wärts“. Bei­de Pro­zes­se müs­sen durch eine exter­ne Span­nungs­quel­le erzwun­gen wer­den, sodass Elek­tro­nen an der Katho­de ein­tre­ten und an der Anode aus­tre­ten kön­nen (grü­ne Pfeile).

Wei­ter­le­sen

Molekülbau und Siedepunkt

Eine typi­sche Auf­ga­be im Anfangs­un­ter­richt in orga­ni­scher Che­mie (für die mich jeder Mole­ku­lar­che­mi­ker auf­grund der immensen didak­ti­schen Reduk­ti­on kil­len wür­de) könn­te fol­gen­der­ma­ßen aussehen:

Ihnen lie­gen fünf orga­ni­sche Ver­bin­dun­gen vor, deren Sie­de­punkt jeweils über dem Mole­kül ange­ge­ben ist. Begrün­den Sie nach­voll­zieh­bar anhand der Mole­kül­ei­gen­schaf­ten, war­um die Sie­de­punk­te vom Methan bis zum Was­ser in die­ser Rei­he ansteigen! 

Methan
Sie­de­punkt: ‑162°C


Tetraf­lu­or­ethan
Sie­de­punkt: ‑128°C


2‑Methylbutan
Sie­de­punkt: 28°C


n‑Pentan
Sie­de­punkt: 36°C


Was­ser
Sie­de­punkt: 100°C


Mus­ter­ant­wort:

Ent­schei­dend für den Sie­de­punkt sind im Wesent­li­chen zwei Fak­to­ren: Die Mole­kül­mas­se und inter­mo­le­ku­la­re Wech­sel­wir­kun­gen. Bei den Wech­sel­wir­kun­gen ist fer­ner zu unter­schei­den zwi­schen Van-der-Waals-Kräf­ten, elek­tro­sta­ti­schen Wech­sel­wir­kun­gen auf­grund von pola­ren Atom­bin­dun­gen im Mole­kül und Was­ser­stoff­brü­cken­bin­dun­gen. Dabei gel­ten fol­gen­den Gesetzmäßigkeiten:

  1. Je grö­ßer die Mole­kül­mas­se, des­to mehr kine­ti­sche Ener­gie ist erfor­der­lich, um ein Mole­kül aus dem Flüs­sig­keits­ver­band in die Gas­pha­se zu über­füh­ren und des­to höher wird der Sie­de­punkt der Ver­bin­dung liegen.
  2. Je grö­ßer die inter­mo­le­ku­la­ren Wech­sel­wir­kun­gen, des­to schwie­ri­ger ist es, die Mole­kü­le von­ein­an­der zu tren­nen. Die­se Tren­nung ist jedoch erfor­der­lich für den Über­gang in die Gas­pha­se. Daher sind bei gro­ßen inter­mo­le­ku­la­ren Wech­sel­wir­kun­gen höhe­re Tem­pe­ra­tu­ren zur deren Über­win­dung erforderlich.
  3. Die Van-der-Waals-Kraft ist die schwächs­te inter­mo­le­ku­la­re Kraft. Sie ist direkt abhän­gig von der Kon­takt­flä­che, mit der sich zwei Mole­kü­le berüh­ren kön­nen. Die Van-der-Waals-Kraft steigt mit der Län­ge der Ket­te und sinkt mit einem wach­sen­den Ver­zwei­gungs­grad des Moleküls.
  4. Elek­tro­sta­ti­sche Wech­sel­wir­kun­gen (pola­re Anzie­hungs­kräf­te) kön­nen nur bei Mole­kü­len wir­ken, die über eine oder meh­re­re pola­re Atom­bin­dun­gen ver­fü­gen. Dabei bil­den sich Par­ti­al­la­dun­gen aus. Ent­ge­gen­ge­rich­te­te Par­ti­al­la­dun­gen bedin­gen eine elek­tro­sta­ti­sche Anzie­hungs­kraft. Die Kraft der elek­tro­sta­ti­schen Anzie­hungs­kräf­te über­wiegt gera­de bei klei­nen Mole­kü­len mit wenig Kon­takt­flä­che in ihrer Stär­ke oft die Van-der-Waals-Kraft, weil sie eben dau­er­haft (= sta­tisch) auf­tre­ten und nicht wie die Van-der-Waals-Kräf­te tem­po­rär indu­ziert und damit von sta­tis­ti­schen Gege­ben­hei­ten abhän­gig sind. Bei gro­ßen Mole­kü­le kann der Betrag der Van-Der-Waals-Kraft jedoch beträcht­li­che Grö­ßen­ord­nun­gen aufweisen.
  5. Was­ser­stoff­brü­cken­bin­dun­gen sind sehr star­ke inter­mo­le­ku­la­re Wech­sel­wir­kun­gen und in ihrer Stär­ke den Van-der-Waals- und elek­tro­sta­ti­schen Kräf­ten über­ge­ord­net Für ihre Aus­bil­dung muss Was­ser­stoff polar gebun­den und min­des­tens ein frei­es Elek­tro­nen­paar vor­han­den sein.

Die zu bespre­chen­den Mole­kü­le besit­zen fol­gen­de Molekülmassen:

Methan: 16u

Tetraf­lu­or­me­than: 88u

2‑Methylbutan: 72u

n‑Pentan: 72u

Was­ser: 18u

1.) Methan:

Methan besitzt die kleins­te Mole­kül­mas­se bei einer sehr gerin­gen Ket­ten­län­ge, sodass inter­mo­le­ku­la­re Bin­dungs­kräf­te nur äußerst schwach wir­ken. Daher hat Methan den gerings­ten Siedepunkt.

2.) Tetraf­lu­or­me­than

Tetraf­lu­or­me­than hat eine höhe­re Mole­kül­mas­se als Methan oder n‑Pentan und 2‑Methylbutan und müss­te daher den zweit­höchs­ten Sie­de­punkt besit­zen. Offen­bar über­wie­gen bei den bei­den letzt­ge­nann­ten Ver­bin­dun­gen offen­bar die Van-der-Waals-Kräf­te die bei Tetraf­lu­or­me­than auf­tre­ten­den elek­tro­sta­ti­schen Anzie­hungs­kräf­te auf­grund der pola­ren Atom­bin­dung zwi­schen dem Koh­len­stoff- und dem Flu­or­atom. Dies ist durch die grö­ße­re Ket­ten­län­ge begründ­bar. Daher sie­det Tetraf­lu­or­me­than vor 2‑Methylbutan und n‑Pentan.

3.) 2‑Methylbutan & n‑Pentan

Bei­de Mole­kü­le besit­zen zwar die glei­che Mole­kül­mas­se, jedoch kann die Van-der-Waals-Kraft beim n‑Pentan durch die weni­ger ver­zweig­te Ket­te stär­ke­ren Ein­fluss gewin­nen. Daher sie­det n‑Pentan etwas spä­ter als 2‑Methylbutan.

4.) Was­ser

Was­ser besitzt mit 18u die zweit­nied­rigs­te Mole­kül­mas­se, kann aber pro Mole­kül vier sehr star­ke Was­ser­stoff­brü­cken­bin­dun­gen aus­bil­den. Daher über­wiegt hier der Ein­fluss der inter­mo­le­ku­la­ren Bin­dungs­kräf­te den Ein­fluss der Mole­kül­mas­se erheb­lich, sodass Was­ser den höchs­ten Sie­de­punkt aufweist.

Hin­weis:

Noch schwie­ri­ger wird es, wenn man kei­ne Sie­de­punk­te angibt. Dann müs­sen die SuS auf Basis ihres Wis­sens näm­lich eine in sich geschlos­se­ne Argu­men­ta­ti­on ent­wi­ckeln, die sprach­lich um eini­ges schwie­ri­ger umzu­set­zen ist…

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