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Die Faradaysche Konstante bestimmen

9. Juni 2010 Maik Riecken Kommentar hinterlassen

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.

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Überspannung

11. Mai 2010 Maik Riecken Kommentar hinterlassen

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; U_H⁰=-0,76V

(2) 2H₂O + 2e^- → H₂ + 2OH^-; U_H⁰=-0,41V

Anode (Pluspol)

(3) 2Br^- → Br₂ + 2e^- ; U_H⁰=1,07V

(4) 2H₂O → O₂ + 4H⁺ + 4e^- ; U_H⁰=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:

vom Elektrodenmaterial
von der Art des Gases
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.

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Zersetzungsspannung

11. Mai 2010 Maik Riecken Ein Kommentar

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 â†’ ZnBr₂

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

(1) Zn â†’ Zn²⁺ + 2e^- (Oxidation)

(2) Br₂ + 2e^- â†’ 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).

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Molekülbau und Siedepunkt

2. Mai 2010 Maik Riecken 6 Kommentare

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:

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.
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.
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.
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.
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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Strukturformeln – Abstraction layer

13. April 2010 Maik Riecken Ein Kommentar

In der organischen Chemie nutzen wir im Unterricht Strukturformeln zur symbolischen Darstellung von Molekülen. Das kann man auf recht unterschiedlichem Abstraktionsniveau tun (hier am Beispiel des Ethans):

(a) ist ein Beispiel für eine vollständige Strukturformeln. Mit etwa Übung schafft man es, die Wasserstoffatomrümpfe an der Tafel in einem Rhythmus zu schreiben. Bei längeren Kohlenwasserstoffketten oder gar verzweigten nervt das nur noch. Daher besteht unter Chemielehrern die pragmatische, aber völlig IUPAC-widrige Vorgehensweise, die Wasserstoffatomrümpfe einfach wegzulassen. Laut IUPAC steht nämlich ein offenes Strichende stets für eine Methylgruppe…

(b) ist ein Kompromiss aus Summen- und Strukturformel, gemeinhin als Halbstrukturformel bekannt. Das ist ein IUPAC-konformer und praktikabler Ausweg aus der der Misere bei den Strukturformeln.

© Ist eine Skelettformel. Ein Strichende steht für eine Methylgruppe, eine (hier optionale) Ecke für eine CH₂-Gruppe. Chemiker sind schreibfaul. Deswegen hat man so etwas erfunden. Wir Chemielehrer nutzen das z.B. bei größeren Molekülen (etwa Fetten), Biologen tun das (die können sich nicht mit kleinen Moleküle bescheiden), Schulbücher tun es, Wikipedia sowieso – weil es eben so schön fluffig zu schreiben ist.

Selten erleben ich es, dass man Skelettformeln SuS systematisch beibringt, dabei ist die Welt voll davon. „Zu abstrakt im OC-Anfangsunterricht“ – ein häufiges Argument. Man kann sich mit dieser Abstraktion jedoch eine Menge Zeit sparen und so ein Thema wie die Nomenklatur der Alkane hübsch in eine Geschichte verpacken – in die Geschichte von den Gliedertieren.

Hier ist ein solches und sucht nach seinem Namen:

Zuerst suchen wir die längste Gliederkette:

Dann nummerieren wir sie so durch, dass die Anhängsel möglichst kleine Zahlen erhalten und malen dem Tier einen Kopf am ersten Kohlenstoffatomrumpf oder eben möglichst nahe an den meisten Extremitäten:

Unser Tierchen besitzt neun Kohlenstoffatomrümpfe (Nonan). Jetzt schauen wir uns die Extremitäten des Tieres genauer an:

Wir haben dreimal einen einfachen Strich als Extremität, also drei Meythylgruppen, die an den Gliedern 3,4, und 5 sitzen (3,4,5‑trimethyl-). Der Strich mit Knick am 6. Glied ist eine Ethylgruppe (6‑ethyl-).

Name:

6‑Ethyl‑3,4,5‑trimethylnonan

Wenn die Skelettformelschreibweise sauber eingeführt und durch Transformationsübungen eingeschliffen ist, werden die SuS schon sehr früh die Molekülwelt auf Wikipedia und anderswo sofort verstehen. Bei der Nomenklatur spart man sich viel Tafelgeschreibsel. Bei mir hat es prima geklappt. Jetzt malen sie zwar immer Tierchen, aber wenn der Name hinterher stimmt, dann hilft diese Abstraktion sehr.

Chemieunterricht Chemie, Formel, Halbstrukturformel, Schreibweise, Skelettformel, Strukturformel

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