Aufgabe 3 – Wahlaufgabe

Hinweis: Von den nachfolgenden Aufgabenteilen 3.A und 3.B soll in der Prüfung nur einer bearbeitet werden.

Aufgabe 3.A – Citronensäure und ihre Verbindungen

Citronensäure ist ein natürlicher Bestandteil vieler Früchte und tritt als Stoffwechselprodukt in Organismen auf. Die Säure und ihre Verbindungen werden vielfältig verwendet z. B. als Säuerungsmittel in Lebensmitteln und in Kosmetika.

Begründe anhand des Baus der Moleküle eine der genannten Eigenschaften des Stoffs (M A1).

2 BE

Bestätige die in der Werbung getroffenen Aussagen anhand eines selbst hergestellten Brausepulvers experimentell (M A2).

Weise das gasförmige Reaktionsprodukt nach (M A2).

Plane dazu dein experimentelles Vorgehen (M A2).

Werte deine Beobachtungen unter Einbeziehung von Reaktionsgleichungen aus.

14 BE

Beschreibe das Vorgehen zum kalorimetrischen Ermitteln des physikalischen Brennwerts (M A3).

Berechne die Reaktionsenthalpie für die Verbrennung reiner Citronensäure aus dem kalorimetrisch ermittelten Messwert (M A1, M A3).

5 BE

Formuliere die Reaktionsgleichung für die Gleichgewichtsreaktion zur Herstellung von Triethylcitrat (M A4).

Begründe zwei Maßnahmen, um die Ausbeute dieses Esters zu erhöhen.

6 BE

Bewerte den Einsatz von Triethylcitrat gegenüber Aluminiumsalzen in Deodorants (M A4).

3 BE

Aufgabe 3.B – Kupfer

Ein Elektrofahrzeug enthält etwa dreimal so viel Kupfer wie ein vergleichbares Fahrzeug mit Verbrennungsmotor. Auch für die Infrastruktur zum Aufladen von Elektrofahrzeugen besteht ein hoher Bedarf an Kupfer.

Fertige vom Bau der Metalle eine beschriftete Skizze an.

Leite davon ausgehend eine Eigenschaft von Metallen ab.

4 BE

Begründe für eine der beiden Reaktionen des Garblasens das Vorliegen einer Redoxreaktion. Nutze deine Kenntnisse über Oxidationszahlen (M B1).

4 BE

Diskutiere die Bestrebungen zum Abbau von Kupfererzen in Deutschland (M B1).

3 BE

Formuliere für die Elektrodenreaktionen des Daniell-Elements die Teilgleichungen (M B2).

Berechne die Zellspannung unter Standardbedingungen (M B2).

4 BE

Führe die Experimente zum Kupferkreislauf durch (M B3).

Gib jeweils deine Beobachtungen an.

Werte diese unter Einbeziehung von Reaktionsgleichungen aus.

15 BE

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Material A1: Citronensäure

Citronensäure (2-Hydroxypropan-1,2,3-tricarbonsäure) ist eine farblose, wasserlösliche Carbonsäure, die zu den Fruchtsäuren zählt. Im wasserfreien Zustand bildet sie rhombische Kristalle. Sie ist sehr leicht löslich in Wasser und gut löslich in Ethanol. Eine wässrige Lösung der Citronensäure leitet den elektrischen Strom, feste Citronensäure und die Schmelze jedoch nicht.

Die molare Masse der Citronensäure beträgt $Formula: M = 192,12\;\frac{\text{g}}{\text{mol}}.$ $Formula: M = 192,12\;\frac{\text{g}}{\text{mol}}.$

Als Formel für Citronensäure-Moleküle kann vereinfachend die Symbolik H₃cit verwendet werden.

Strukturformel der Zitronensäure: zentrales C mit OH und drei COOH-Gruppen.

Abb. A1: Strukturformel eines Citronensäure-Moleküls

Material A2: Brausepulver

Brausepulver ist ein Gemisch aus mehreren Stoffen. Laut Werbung kann aus diesem mit Wasser ein sprudelndes und kühlendes Getränk hergestellt werden.

Zur experimentellen Bestätigung der in der Werbung getroffenen Aussagen stehen Ihnen die folgenden Geräte und Chemikalien zur Verfügung.

Geräte:

Reagenzgläser
Reagenzglasständer
Bechergläser
Tropfpipetten
Spatellöffel
Thermometer
Glasrührstab
Stopfen

Chemikalien:

Natriumhydrogencarbonat
Citronensäure
Saccharose (Zucker)
Bariumhydroxid-Lösung (gesättigt)
Wasser

Material A3: Bestimmung des physikalischen Brennwertes

In Lebensmitteln spielt der physikalische und physiologische Brennwert eine wichtige Rolle. Der physikalische Brennwert entspricht der Enthalpieänderung für die vollständige Verbrennung einer Stoffportion in reinem Sauerstoff. Dieser Wert kann kalorimetrisch mit Hilfe eines Verbrennungskalorimeters ermittelt werden.

Bei der Verbrennung von 1 g reiner Citronensäure im Kalorimeter erhöhte sich die Temperatur der Kalorimeterflüssigkeit um 12,1 K. Im Kalorimeter befanden sich 200 g Wasser als Kalorimeterflüssigkeit.

Kalorimetrische Gleichung: $Formula: \Delta_rH= -\dfrac{m(\ce{H2O})\cdot c_p(\ce{H2O})\cdot\Delta T}{n(\ce{C6H8O7})}$ $Formula: \Delta_rH= -\dfrac{m(\ce{H2O})\cdot c_p(\ce{H2O})\cdot\Delta T}{n(\ce{C6H8O7})}$

Spezifische Wärmekapazität des Wassers: $Formula: c_p(\ce{H2O})=4,186\;\dfrac{\text{J}}{\text{g}\cdot\text{K}}$ $Formula: c_p(\ce{H2O})=4,186\;\dfrac{\text{J}}{\text{g}\cdot\text{K}}$

Schematische Darstellung eines Bombenkalorimeters mit Gefäß, Rührgerät, Thermometer, Bombe, Probe und Flüssigkeit.

Abb. A2: Aufbau eines Verbrennungskalorimeters

Material A4: Triethylcitrat

Triethylcitrat (TEC), auch Citronensäuretriethylester, wird durch eine exotherme Reaktion von Ethanol mit Citronensäure hergestellt und als künstlicher Trägerstoff und Stabilisator, z. B. in Deodorants, verwendet. TEC verhindert, dass sich mit der Zeit unangenehmer Schweißgeruch bildet. Er wirkt in diesem Fall als eine Art Enzymblocker, der die Bildung der für die Schweißzersetzung so wichtigen Bakterienenzyme hemmt. Die natürliche Hautflora wird dabei geschont, die Verträglichkeit ist in der Regel ausgesprochen gut. Triethylcitrat wird in erster Linie in natürlichen Bio-Deodorants eingesetzt. Konventionelle Deodorants setzen dagegen noch häufig auf Aluminiumsalze. Sie blockieren temporär die Schweißporen, so dass das Schwitzen unter den Achseln eingeschränkt wird. Zudem wirken sie auf die den Schweiß zersetzenden Bakterien antibakteriell, so dass der Schweißgeruch vermindert wird.

Aluminiumverbindungen stehen im Verdacht, an gesundheitlichen Beeinträchtigungen wie z. B. Allergien beteiligt zu sein.

Material B1: Kupfergewinnung

Deutschland gehört zu den führenden Kupferproduzenten. Etwa 50 % der hierzulande hergestellten Kupferprodukte stammen aus recyceltem Alt-Kupfer.

Da in Deutschland aktuell kein Kupferbergbau betrieben wird, müssen Kupfererze u. a. aus Südamerika importiert werden.

Seit einigen Jahren findet die Erkundung von Kupferlagerstätten z. B. im Süden Brandenburgs und in Thüringen statt. Der Abbau von Kupfererzen soll auch in Deutschland wieder erfolgen.

Balkendiagramm: Kupfererz in 1.000 Tonnen pro Jahr 2016–2022, jährliche Schwankungen

Abb. B1: nach Deutschland importiertes Kupfererz von 2016 bis 2022

Sulfidische Kupfererze werden in mehreren Schritten zum Rohkupfer verarbeitet. Im Röstprozess erfolgt zunächst bei 700 bis 800 °C eine Umsetzung der Erze mit Sauerstoff. Das Schmelzen und Schlackenblasen entfernt anschließend eisenhaltige Bestandteile. Im letzten Schritt, dem Garblasen, führen die beiden chemischen Reaktionen a) und b) zum Rohkupfer.

a) $Formula: \ce{2Cu2S +3O2 ->2Cu2O +2SO2}$ $Formula: \ce{2Cu2S +3O2 ->2Cu2O +2SO2}$

b) $Formula: \ce{Cu2S +2Cu2O -> 6Cu + SO2}$ $Formula: \ce{Cu2S +2Cu2O -> 6Cu + SO2}$

Material B2: Daniell-Element

In der ersten Hälfte des 19. Jahrhunderts entwickelte der britische Physikochemiker John Frederic Daniell (1790 – 1845) ein nach ihm benanntes galvanisches Element, das Daniell-Element. Es besteht aus einer Kupfer- und einer Zink-Halbzelle, deren Standardpotenziale $Formula: E^0(\ce{Cu}\: | \:\ce{Cu^2+})=+0,35\;\text{V}$ $Formula: E^0(\ce{Cu}\: | \:\ce{Cu^2+})=+0,35\;\text{V}$ und $Formula: E^0(\ce{Zn}\: | \:\ce{Zn^2+})=-0,76\;\text{V}$ $Formula: E^0(\ce{Zn}\: | \:\ce{Zn^2+})=-0,76\;\text{V}$ betragen.

Schematische Daniell-Zelle: Kupferbehälter/Kathode mit Kupfersulfat, poröser Tonzylinder, Zinkstab/Anode mit Zinksulfat.

Abb. B2: Aufbau eines Daniell-Elements

Material B3: Kupferkreislauf

Untersuche die chemischen Reaktionen des dargestellten Kupferkreislaufs.

Diagramm: Kreislauf zwischen Kupfer(II)-sulfat, Kupfer und Kupfer(II)-oxid mit Pfeilen.

Abb. B3: Darstellung des Kupferkreislaufs

Geräte:

Reagenzglasständer
schwer schmelzbare Reagenzgläser
Reagenzglashalter
Becherglas (30 bis 50 mL)
Messzylinder (10 mL)
Tropfpipetten
Spatel
Pinzette
Stoppuhr
Brenner
Tiegelzange

Chemikalien:

Eisennagel
Kohlenstoff (Pulver)
Kupferdraht
Kupfer(II)-oxid
Siedesteinchen
Schwefelsäure-Lösung

Experiment A

Erhitze einen Kupferdraht in der Brennerflamme bis zum Glühen und kühle ihn in der Luft ab.

Experiment B

Mische in einem Reagenzglas zwei Spatel Kupfer(II)-oxid mit zwei Spateln Kohlenstoff. Erhitze das Gemisch mit dem Brenner bis zum Glühen. Auf den Nachweis des entstehenden Kohlenstoffdioxids wird verzichtet.

Experiment C

Erhitze in einem Reagenzglas eine Spatelspitze Kupfer(II)-oxid mit ca. 5 mL Schwefelsäure-Lösung bis zum Sieden. Verwende dabei Siedesteinchen.

Kühle das Reagenzglas vorsichtig im Wasserbad ab.

Dekantiere die Lösung aus dem Reagenzglas in ein kleines Becherglas. Stelle zum Schluss einen Eisennagel ca. fünf Minuten in die Lösung.

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Begründen einer genannten Eigenschaft

polare Hydroxy- und Carboxy-Gruppen in Citronensäure-Molekülen
Ausbildung von Wasserstoffbrücken zwischen Citronensäure-Molekülen, Citronensäure fest bei Raumtemperatur

Planung des Vorgehens

Lösen eines Gemischs aus Citronensäure und Natriumhydrogen-carbonat in Wasser, Messung der Temperaturänderung
Einleiten des Gases in gesättigte Bariumhydroxid-Lösung

Durchführung der Experimente nach Plan

Beobachtungen

Temperaturverringerung
Gasentwicklung beim Lösen des Gemischs in Wasser
weißer Niederschlag in Bariumhydroxid-Lösung

Auswertung

endothermer Vorgang
Gasentwicklung durch Bildung von Kohlenstoffdioxid
$Formula: \ce{HCO3- +H3O+ <=> CO2 +2H2O}$ $Formula: \ce{HCO3- +H3O+ <=> CO2 +2H2O}$
Bildung von Bariumcarbonat
$Formula: \ce{CO2 +Ba^2+ +2OH- <=> BaCO3 +H2O}$ $Formula: \ce{CO2 +Ba^2+ +2OH- <=> BaCO3 +H2O}$

Beschreiben der kalorimetrischen Bestimmung

vollständige Verbrennung einer bestimmten Masse an Citronensäure im Kalorimeter
die dabei frei werdende Wärme erhöht die Temperatur des Wassers, diese Temperaturänderung wird bestimmt
mithilfe der kalorimetrischen Gleichung wird aus diesem Wert die Enthalpieänderung berechnet, diese entspricht dem physikalischen Brennwert

Berechnung

$Formula: n(\ce{C6H8O7}) = \frac{m}{M} = \frac{1\text{ g}}{192,12\;\frac{\text{g}}{\text{mol}}} \approx 0,0052\text{ mol}$ $Formula: n(\ce{C6H8O7}) = \frac{m}{M} = \frac{1\text{ g}}{192,12\;\frac{\text{g}}{\text{mol}}} \approx 0,0052\text{ mol}$

$Formula: \Delta_r H(\ce{C6H8O7}) = -\frac{m(\ce{H2O}) \cdot c_p(\ce{H2O}) \cdot \Delta T}{n(\ce{C6H8O7})}$ $Formula: \Delta_r H(\ce{C6H8O7}) = -\frac{m(\ce{H2O}) \cdot c_p(\ce{H2O}) \cdot \Delta T}{n(\ce{C6H8O7})}$

$Formula: \Delta_r H(\ce{C6H8O7}) = -\frac{200\text{ g} \cdot 4,186\;\frac{\text{J}}{\text{g} \cdot \text{K}} \cdot 12,1\text{ K}}{0,0052\text{ mol}} = -1948,1\;\frac{\text{kJ}}{\text{mol}}$ $Formula: \Delta_r H(\ce{C6H8O7}) = -\frac{200\text{ g} \cdot 4,186\;\frac{\text{J}}{\text{g} \cdot \text{K}} \cdot 12,1\text{ K}}{0,0052\text{ mol}} = -1948,1\;\frac{\text{kJ}}{\text{mol}}$

Formulieren der Reaktionsgleichung

Chemische Reaktionsgleichung: drei COOH-Gruppen reagieren mit Ethanol zu einem Triester und 3 H2O

Begründen von zwei Maßnahmen

Temperatursenkung
Begünstigung exothermer Hinreaktion
Erhöhung der Konzentration von z. B. Ethanol
Begünstigung der Reaktion unter Verbrauch von Ethanol

Bewerten

Deodorants mit Triethylcitrat gut verträglich
Deodorants mit Aluminiumsalzen stehen im Verdacht, gesundheitsschädlich zu sein und Allergien auszulösen
Werturteil

Beschriftete Skizze

Schema eines Metallgitters: positive Metallkationen als Kreise und frei bewegliche Elektronen als Minuszeichen

Ableiten einer Eigenschaft von Metallen

freibewegliche Elektronen
elektrische Leitfähigkeit

Begründung Redoxreaktion

Eine Redoxreaktion liegt vor, wenn sich die Oxidationszahlen der beteiligten Atome im Verlauf der Reaktion ändern, was auf einen Übergang von Elektronen hindeutet.

Reaktionsgleichung (Röstschritt a) )

$Formula: \ce{2 Cu2S + 3 O2 -> 2 Cu2O + 2 SO2}$ $Formula: \ce{2 Cu2S + 3 O2 -> 2 Cu2O + 2 SO2}$

Bestimmung der Oxidationszahlen

Edukte:
- In $Formula: \ce{Cu2S}$ $Formula: \ce{Cu2S}$ : Kupfer ( $Formula: \ce{Cu}$ $Formula: \ce{Cu}$ ) hat die Oxidationszahl +I, Schwefel ( $Formula: \ce{S}$ $Formula: \ce{S}$ ) hat -II.
- In $Formula: \ce{O2}$ $Formula: \ce{O2}$ : Als Element hat Sauerstoff die Oxidationszahl 0.
Produkte:
- In $Formula: \ce{Cu2O}$ $Formula: \ce{Cu2O}$ : Kupfer bleibt bei +I, Sauerstoff hat die Oxidationszahl -II.
- In $Formula: \ce{SO2}$ $Formula: \ce{SO2}$ : Sauerstoff hat die Oxidationszahl -II, Schwefel steigt auf +IV.

Analyse der Teilprozesse

Reduktion (Elektronenaufnahme):
- Die Oxidationszahl von Sauerstoff sinkt von 0 (in $Formula: \ce{O2}$ $Formula: \ce{O2}$ ) auf -II (in $Formula: \ce{Cu2O}$ $Formula: \ce{Cu2O}$ und $Formula: \ce{SO2}$ $Formula: \ce{SO2}$ ). Sauerstoff nimmt somit Elektronen auf.
Oxidation (Elektronenabgabe):
- Die Oxidationszahl von Schwefel steigt von -II (in $Formula: \ce{Cu2S}$ $Formula: \ce{Cu2S}$ ) auf +IV (in $Formula: \ce{SO2}$ $Formula: \ce{SO2}$ ). Schwefel gibt somit Elektronen ab.

Fazit

Da Schwefel oxidiert und Sauerstoff reduziert wird, liegt eine Redoxreaktion vor. Das Kupfer ändert in diesem ersten Schritt (dem Rösten) seine Oxidationszahl noch nicht.

Reaktionsgleichung (Reduktionsschritt b) )

$Formula: \ce{Cu2S + 2 Cu2O -> 6 Cu + SO2}$ $Formula: \ce{Cu2S + 2 Cu2O -> 6 Cu + SO2}$

Bestimmung der Oxidationszahlen

Edukte:
- In $Formula: \ce{Cu2S}$ $Formula: \ce{Cu2S}$ : Schwefel hat die Oxidationszahl -II, Kupfer hat +I.
- In $Formula: \ce{Cu2O}$ $Formula: \ce{Cu2O}$ : Sauerstoff hat die Oxidationszahl -II, Kupfer hat +I.
Produkte:
- In elementarem $Formula: \ce{Cu}$ $Formula: \ce{Cu}$ : Kupfer hat als Element die Oxidationszahl 0.
- In $Formula: \ce{Cu2O}$ $Formula: \ce{Cu2O}$ : Sauerstoff hat die Oxidationszahl -II, Kupfer hat +I.

Analyse der Teilprozesse

Reduktion (Elektronenaufnahme):
- Die Oxidationszahl von Kupfer sinkt von +I (in $Formula: \ce{Cu2S}$ $Formula: \ce{Cu2S}$ und $Formula: \ce{Cu2O}$ $Formula: \ce{Cu2O}$ ) auf 0 (in $Formula: \ce{Cu}$ $Formula: \ce{Cu}$ ). Kupfer-I-Ionen nehmen also Elektronen auf und werden zu elementarem Kupfer reduziert.
Oxidation (Elektronenabgabe):
- Die Oxidationszahl von Schwefel steigt von -II (in $Formula: \ce{Cu2S}$ $Formula: \ce{Cu2S}$ ) auf +IV (in $Formula: \ce{SO2}$ $Formula: \ce{SO2}$ ). Schwefel gibt somit Elektronen ab und wird oxidiert.

Fazit

Da sowohl eine Oxidation (Schwefel) als auch eine Reduktion (Kupfer) gleichzeitig stattfinden, handelt es sich eindeutig um eine Redoxreaktion.

Hinweis: Zur Erreichung der vollen Punktzahl muss nur eine der beiden Gleichungen erklärt worden sein.

Diskussion zum Kupferabbau

Pro: Unabhängigkeit von Lieferketten
Contra: Umweltbelastung
Fazit

Formulieren der Teilgleichungen

Anode: $Formula: \ce{Zn -> Zn^2+ + 2 e-}$ $Formula: \ce{Zn -> Zn^2+ + 2 e-}$

Kathode: $Formula: \ce{Cu^2+ + 2 e- -> Cu}$ $Formula: \ce{Cu^2+ + 2 e- -> Cu}$

Berechnen der Zellspannung

$Formula: \Delta E^\circ = E^\circ(\ce{Cu} | \ce{Cu^2+}) - E^\circ(\ce{Zn} | \ce{Zn^2+})$ $Formula: \Delta E^\circ = E^\circ(\ce{Cu} | \ce{Cu^2+}) - E^\circ(\ce{Zn} | \ce{Zn^2+})$

$Formula: \Delta E^\circ = 0,35\,\text{V} - (-0,76\,\text{V}) = 1,11\,\text{V}$ $Formula: \Delta E^\circ = 0,35\,\text{V} - (-0,76\,\text{V}) = 1,11\,\text{V}$

Durchführung

Beobachtungen

Experiment A:

Bildung eines grau-schwarzen Belags am Kupfer

Experiment B:

Bildung eines rot-braunen Feststoffs

Experiment C:

Bildung einer blauen Lösung, Bildung eines rot-braunen Belags am Eisennagel

Auswertung

Experiment A:

Reaktion des Kupfers mit dem Sauerstoff der Luft zu schwarzem Kupfer(II)-oxid
$Formula: \ce{2Cu +O2 -> 2CuO}$ $Formula: \ce{2Cu +O2 -> 2CuO}$

Experiment B:

Reaktion des Kupfer(II)-oxids mit Kohlenstoff unter Bildung von Kupfer und Kohlenstoffoxid
$Formula: \ce{2 CuO +C -> 2Cu +CO2}$ $Formula: \ce{2 CuO +C -> 2Cu +CO2}$

Experiment C:

Reaktion des Kupfer(II)-oxids mit Schwefelsäure-Lösung unter Bildung von Kupfer(II)-sulfat-Lösung
$Formula: \ce{CuO +H2SO4 <=> CuSO4 +H2O}$ $Formula: \ce{CuO +H2SO4 <=> CuSO4 +H2O}$
Bildung eines Kupferüberzugs durch elektrochemische Fällung von Kupfer aus der Kupfer(II)-sulfat-Lösung durch unedleres Eisen
$Formula: \ce{Fe +Cu^2+ <=> Cu +Fe^2+}$ $Formula: \ce{Fe +Cu^2+ <=> Cu +Fe^2+}$

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