Teil C – Experimente: Silber und Säure-Base-Reaktionen

Hinweis: Von den nachfolgenden Aufgabenteilen C1 und C2 soll in der Prüfung nur einer bearbeitet werden.

Aufgabe C1

Silber gilt als Wundermittel gegen Bakterien. Die Herstellung kann elektrolytisch erfolgen.

Experiment A
Elektrolysiere eine Silber $\text{(I)}$ -nitratlösung mit Kohleelektroden bei ca. $5\,\text{V}$ über einen Zeitraum von etwa fünf Minuten.

Experiment B
Du erhälst in drei nummerierten Reagenzgläsern Lösungen, wobei eine Iodid-Ionen enthält.
Identifiziere die Iodid-Ionenlösung mit Silber $\text{(I)}$ -nitratlösung.

Experiment C
Befülle zwei Reagenzgläser mit je ca. $1\,\text{mL}$ Silber $\text{(I)}$ -nitratlösung und gib Zink bzw. Kupfer hinzu. Wiederhole das Experiment mit verdünnter Salzsäure anstelle der Silber $\text{(I)}$ -nitratlösung.

Führe die Experimente durch. Gib deine Beobachtungen an.
Vernachlässige bei Experiment A die Beobachtung an der Anode.

(05 BE)

Entwickle für die Reaktion an der Kathode bei Experiment A die Teilgleichung.

(01 BE)

Erläutere deine Entscheidung bei Experiment B.

(02 BE)

Erkläre deine Beobachtungen bei Experiment C mithilfe deines Wissens über die elektrochemische Spannungsreihe.
Entwickle je eine Reaktionsgleichung für die Reaktionen mit den unterschiedlichen Lösungen.

(05 BE)

Berechne die Standardzellspannung einer galvanischen Zelle bestehend aus einer Silber- und einer Kupferhalbzelle.

(02 BE)

(15 BE)

Aufgabe C2

Reaktionen zwischen Säuren und Basen gehören zu den schnellsten und wichtigsten Reaktionen in der Chemie. Sie bringen als typische Reaktionsprodukte u. a. Salze hervor.

Experiment A
Bestimme die pH-Werte der gleichkonzentrierten Lösungen 1 bis 4 mit einer Stoffmengenkonzentration $c=0,1\,\text{mol} \cdot \text{L}^{-1}.$

1 Salzsäure, 2 Essigsäure, 3 Ammoniaklösung, 4 Natriumhydroxidlösung

Experiment B
Stellen Sie aus der jeweils bereitgestellten Menge durch Lösen in ca. $20\,\text{mL}$ Wasser eine Ammoniumchlorid- und eine Natriumacetatlösung $(CH_3COONa)$ her.
Bestimme die pH-Werte der Lösungen.

Experiment C
Versetze einige Tropfen der Ammoniumchloridlösung aus Experiment B auf einer Uhrglasschale mit der gleichen Tropfenanzahl der Lösung 4 aus Experiment A.
Bedecke die Uhrglasschale mit einer zweiten, in der du einen Streifen angefeuchtetes Universalindikatorpapier eingelegt hast.

Führe die Experimente durch.
Gib deine Beobachtungen und Messwerte an.

(04 BE)

Misst man die elektrische Leitfähigkeit der vier Lösungen bei Experiment A, so erhält man für die Lösungen 1 und 4 hohe und für die Lösungen 2 und 3 geringere Werte.

Erläutere am Beispiel der beiden sauren oder der beiden basischen Lösungen den Zusammenhang zwischen dem pH-Wert der Lösung und der elektrischen Leitfähigkeit.

(03 BE)

Erläutere an einem Beispiel aus Experiment B die Säure-Base-Theorie nach BRØNSTED.

(03 BE)

Erkläre deine Beobachtungen bei Experiment C

(02 BE)

Schlussfolgere den pH-Wert der Salzlösung, die aus gleichen Teilen der Lösungen 2 und 3 hergestellt werden kann.
Entwickle für die Bildung dieser Salzlösung eine Reaktionsgleichung in Ionenschreibweise.

(03 BE)

(15 BE)

Weiter lernen mit SchulLV-PLUS!

monatlich kündbarSchulLV-PLUS-Vorteile im ÜberblickDu hast bereits einen Account?

Lösung C1

Beobachtungen

Experiment A:
Es bildet sich ein silbrig glänzender Feststoff an der Oberfläche der Kathode.

Experiment B:
Im Reagenzglas 2 entsteht bei Zugabe der Silber $\text{(I)}$ -nitrat-Lösung ein gelber Niederschlag. Im Reagenzglas 1 bleibt nach Zugabe der Silber $\text{(I)}$ -nitrat-Lösung keine Veränderung sichtbar, während sich im Reagenzglas 3 ein weißer Niederschlag bildet.

Experiment C:
Im ersten Versuch mit einer Silber(I)-nitrat-Lösung entstehen Ablagerungen auf den Metallen Kupfer und Zink. Im zweiten Versuch mit verdünnter Salzsäure bildet sich am Zink Gas. Kupfer reagiert hingegen nicht mit der verdünnten Salzsäure.

Teilgleichung für die Kathodenreaktion in Experiment A

An der Kathode werden die Silber-Ionen zu elementarem Silber reduziert und abgeschieden:

$Ag^+\,_\text{(aq)} + e^-$ $\longrightarrow$ $Ag\,_\text{(s)}$

Entscheidung bei Experiment B

Die Lösung, die bei der Reaktion den gelben Niederschlag bildet ist die Iodid-Ionenlösung.
Es findet folgende Reaktion statt:

$I^-\,_\text{(aq)} + Ag^+\,_\text{(aq)}$ $\longrightarrow$ $AgI\,_\text{(s)}$

Hier wird das Silber-Ion zu Silberiodid reduziert.

Erklärung der Beobachtungen und Reaktionsgleichungen

Die elektrochemische Spannungsreihe gibt an, wie gut verschiedene Metalle als Reduktionsmittel funktionieren, indem sie ihre Reduktionsfähigkeit vergleicht.
Allgemein gilt: je weiter oben ein Metall in der Spannungsreihe steht, desto lieber nimmt es Elektronen auf.

Versuch 1:

Das Metall Silber hat ein größeres Standardelektrodenpotenzial als die Metalle Kupfer und Zink.

$E^\Theta(Ag/Ag^+) = +0,80\,\text{V}$ $\gt$ $E^\Theta(Cu/Cu^{2+}) =+0,35\,\text{V}$ $\gt$ $E^\Theta(Zn/Zn^{2+)} = -0,75\,\text{V}$

Beide Metalle werden durch die Silber $\text{(I)}$ -nitrat-Lösung oxidiert, während die Silber-Ionen reduziert werden. Dabei lösen sich Kupfer und Zink als Ionen in der Lösung, und auf der Oberfläche beider Metalle bildet sich metallisches Silber.

Reaktionsgleichungen anzeigen

Versuch 2:

Kupfer besitzt ein höheres Standardelektrodenpotenzial als verdünnte Salzsäure, während das Standardelektrodenpotenzial von Zink niedriger ist.

$E^\Theta(Cu/Cu^{2+)} =+0,35\,\text{V}$ $\gt$ $E^\Theta(H_2/2\,H_3O^+) = +0,00\,\text{V}$ $\gt$ $E^\Theta(Zn/Zn^{2+)} = -0,75\,\text{V}$

Damit reagiert nur das unedlere Zink unter Wasserstoffbildung mit Salzsäure.

Reaktionsgleichungen anzeigen

Berechnung der Standardzellspannung

Es gilt:

$E^\Theta = E^\Theta \,\text{(Kathode)} - E^\Theta \,\text{(Anode)}$

In einer galvanischen Zelle findet an der Kathode die Reduktion und an der Anode die Oxidation statt. Da Silber in der Spannungsreihe über Kupfer steht, fließen die Elektronen von der Kupferhalbzelle zur Silberhalbzelle.

Damit folgt:

$\begin{array}[t]{rll} E^\Theta&=& E^\Theta(Ag/Ag^+) - E^\Theta(Cu/Cu^{2+})& \\[5pt] &=& +0,80\,\text{V} - (+0,35\,\text{V}) & \\[5pt] &=& + 0,45 \,\text{V} \end{array}$

Die Standardzellspannung einer galvanischen Zelle bestehend aus einer Silber- und einer Kupferhalbzelle beträgt $+ 0,45 \,\text{V}.$

Lösung C2

Experiment A

Lösung 1: Salzsäure
Es handelt sich um eine starke Säure, die vollständig dissoziiert, deswegen gilt:
$\begin{array}[t]{rll} c(H_3O^+)&=& c(HCl) & \\[5pt] &=& 0,1\,\text{mol} \cdot \text{L}^{-1}& \\[10pt] pH &=& -\log[H_3O^+] & \\[5pt] &=& -\log(0,1) & \\[5pt] &=& 1 \end{array}$

Salzsäure besitzt bei $c=0,1\,\text{mol} \cdot \text{L}^{-1}$ einen pH-Wert von $1.$

Lösung 2: Essigsäure
Es handelt sich um eine schwache Säure, deswegen gilt:

Rechenweg anzeigen
$pH \approx 2$

$\begin{array}[t]{rll} pH&=&\dfrac{1}{2}(pK_S(CH_3COOH) - \log[CH_3COOH]) & \\[5pt] &=& \dfrac{1}{2} (4,75 - log(0,1)) & \\[5pt] &=& 2,875 \approx 3 \end{array}$

Essigsäure besitzt bei $c=0,1\,\text{mol} \cdot \text{L}^{-1}$ einen pH-Wert von ca. $3.$

Lösung 3: Ammoniaklösung
Es handelt sich um eine schwache Base, deswegen gilt:

Rechenweg anzeigen
$pH\approx 12$

$\begin{array}[t]{rll} pH&=& 14 - \dfrac{1}{2}(pK_B(NH_3) - \log[NH_3])& \\[5pt] &=& 12,125 \approx 12 \end{array}$

Ammoniaklösung besitzt bei $c=0,1\,\text{mol} \cdot \text{L}^{-1}$ einen pH-Wert von ca. $12.$

Lösung 4: Natriumhydroxidlösung
Es handelt sich um eine starke Base, die vollständig dissoziiert, deswegen gilt:
$\begin{array}[t]{rll} c(OH^-)&=& c(NaOH) & \\[5pt] pOH&=& -log[NaOH] & \\[5pt] &=& 1 & \\[10pt] pH &=& 14- pOH & \\[5pt] &=& 14-1= 13 \end{array}$

Natriumhydroxidlösung besitzt bei $c=0,1\,\text{mol} \cdot \text{L}^{-1}$ einen pH-Wert von $13.$

Experiment B

Für die Ammoniumchloridlösung gilt:
$NH_4Cl$ $\longrightarrow$ $NH_4^+ + Cl^-$
Da $NH_3$ die korrespondierende Base von $NH_4^+$ ist, kann mit dem $pK_B$ -Wert weitergerechnet werden:
$\begin{array}[t]{rll} pK_S (NH_4^+) &=& 14- pK_B (NH_3)& \\[5pt] &=& 14- 4,75 & \\[5pt] &=& 9,25 \end{array}$
Daraus folgt:
$\begin{array}[t]{rll} pH&=& \dfrac{1}{2} (pK_S- \log[NH_4^+]) &\\[5pt] &=& \dfrac{1}{2} (9,25 - \log(0,1)) &\\[5pt] &=& \dfrac{8,25}{2} &\\[5pt] &=& 4,125 \approx 4 \end{array}$
Die Ammoniumchloridlösung hat einen pH-Wert von ca. $4.$

Für die Natriumacetatlösung gilt:
$CH_3COONa$ $\longrightarrow$ $Na^+ + CH_3COO^-$
Da Essigsäure die korrespondierende Säure von $CH_3COO^-$ ist, kann mit dem $pK_S$ -Wert weitergerechnet werden:

Rechenweg anzeigen
$pK_B = 9,25$

$\begin{array}[t]{rll} pK_B (CH_3COO^-) &=& 14- pK_S (CH_3COOH)& \\[5pt] &=& 14- 4,75 & \\[5pt] &=& 9,25 \end{array}$

Das Ergebnis zeigt, dass es sich um eine starke Base handelt, die vollständig dissoziiert.
Deswegen gilt:

Rechenweg anzeigen
$pH = 13$

$\begin{array}[t]{rll} c(OH^-)&=& c(CH_3COO^-) &\\[10pt] pH&=& 14 - pOH = 14 - \log[CH_3COO^-] &\\[5pt] &=& 14- \log(0,1) &\\[5pt] &=& 13 \end{array}$

Die Natriumacetatlösung hat einen pH-Wert von $13.$

Experiment C
Beobachtung: Das Indikatorpapier färbt sich blau (basisch).

Zusammenhang zwischen dem pH-Wert und elektrischer Leitfähigkeit

Saure Lösungen

Salzsäure ist eine starke Säure, während Ethansäure (Essigsäure) eine schwächere Säure ist $(pK_S(CH_3–COOH) = 4,75).$ Das bedeutet, dass die Stoffmengenkonzentration der Essigsäure in Wasser nicht vollständig der Säurekonzentration entspricht, da ein Teil der Essigsäuremoleküle nicht protolysiert vorliegt. Daher ist der pH-Wert höher als bei einer gleich konzentrierten Salzsäurelösung, und die elektrische Leitfähigkeit ist aufgrund der geringeren Anzahl an Ionen geringer.

$CH_3–COOH\,_\text{(l)} + H_2O\,_\text{(l)}$ $\rightleftharpoons$ $CH_3COO^-\,_\text{(aq)} + H_3O^+\,_\text{(aq)}$

$\text{geringere Leitfähigkeit, höherer pH-Wert}$

$HCl\,_\text{(l)} + H_2O\,_\text{(l)}$ $\rightleftharpoons$ $Cl^-\,_\text{(aq)} + H_3O^+\,_\text{(aq)}$

$\text{höhere Leitfähigkeit, niedrigerer pH-Wert}$

oder:

Basische Lösungen

Natriumhydroxid-Lösung ist eine starke Base, während Ammoniak-Lösung eine schwächere Base ist $(pK_B(NaOH) = 4,75).$ Das bedeutet, dass die Konzentration der Hydroxid-Ionen in Wasser nicht der gesamten Basenkonzentration entspricht, da nur ein Teil der Ammoniak-Moleküle mit Wasser reagiert. Daher ist der pH-Wert niedriger als bei einer gleich konzentrierten Natriumhydroxid-Lösung, und die elektrische Leitfähigkeit ist aufgrund der geringeren Anzahl an Ionen geringer.

$NH_3\,_\text{(l)} + H_2O\,_\text{(l)}$ $\rightleftharpoons$ $NH_4^+\,_\text{(aq)} + OH^-\,_\text{(aq)}$

$\text{geringere Leitfähigkeit, höherer pH-Wert}$

$NaOH\,_\text{(l)}$ $\rightleftharpoons$ $Na^+\,_\text{(aq)} + OH^-\,_\text{(aq)}$

$\text{höhere Leitfähigkeit, niedrigerer pH-Wert}$

Säure-Base-Theorie nach BRØNSTED

Bei der Säure-Base-Theorie nach BRØNSTED werden Säuren als Protonendonatoren und Basen als Protonenakzeptoren definiert.

Beispiel Ammoniumchloridlösung:

$NH_4^+\,_\text{(aq)} + H_2O\,_\text{(l)}$ $\rightleftharpoons$ $NH_3\,_\text{(l)} + H_3O^+\,_\text{(aq)}$

Das Ammonium-Ion stellt als Protonendonator die Säure dar. Die korrespondierende Base zu $NH_4^+$ ist Ammoniumchlorid und ist der Protonenakzeptor.

oder:

Beispiel Natriumacetatlösung:

$CH_3COO^-\,_\text{(aq)} + H_2O\,_\text{(l)}$ $\rightleftharpoons$ $CH_3COOH\,_\text{(l)} + OH^-\,_\text{(aq)}$

In dieser Gleichung gibt Natriumacetat ein Proton ab und wird zum Acetat-Ion, d.h. Natriumacetat stellt als Protonendonator die Säure und das Acetat-Ion als Protonenakzeptor die Base dar.

Erklärung der Beobachtungen in Experiment C

Durch die Zugabe von Natriumhydroxid-Lösung zu einer Ammoniumchlorid-Lösung verschiebt sich das Gleichgewicht aufgrund der veränderten Konzentration der Hydroxid-Ionen in der schwachen Basenlösung. Dadurch wird mehr Ammoniak produziert. Ein Teil des Ammoniaks bleibt in der Lösung, während der restliche Teil als Gas entweicht.

$NH_4^+\,_\text{(aq)} + OH^- \,_\text{(aq)}$ $\rightleftharpoons$ $NH_3\,_\text{(g)} + H_2O\,_\text{(l)}$

Das entweichende Gas löst sich im feuchten Universalindikatorpapier, färbt es blau und zeigt eine basische Reaktion aufgrund der dabei entstehenden Hydroxid-Ionen.

$NH_3\,_\text{(g)} + H_2O\,_\text{(l)}$ $\rightleftharpoons$ $NH_4^+\,_\text{(aq)} + OH^- \,_\text{(aq)}$

Zusätzlich: Charakteristischer Geruch von Ammoniakgas

Salzlösung aus 2 und 3

Beim Mischen gleicher Mengen von gleich konzentrierter saurer Essigsäure- und basischer Ammoniak-Lösung, die beide denselben $pK_S$ - bzw. $pK_B$ -Wert $(CH -3–COOH = 4,75$ $/$ $NaOH = 4,75)$ haben, entsteht eine neutrale Lösung. Dabei bildet sich eine Ammoniumacetat-Lösung.

Reaktionsgleichung anzeigen

Weiter lernen mit SchulLV-PLUS!

monatlich kündbarSchulLV-PLUS-Vorteile im ÜberblickDu hast bereits einen Account?