Aufgabe HT 2 - 3 · Abitur NRW Chemie LK · Haupttermin 2022

Fachspezifische Vorgaben

Auch beim Bootssport können Metallteile durch Korrosion stark beschädigt werden, denn eisenreiche Stahlteile korrodieren (rosten) in Berührung mit Meerwasser und Sauerstoff schon nach kurzer Zeit.

Beim Rosten reagiert elementares Eisen zunächst mit Sauerstoff und Wasser zu Eisen(II)-hydroxid. Im weiteren Korrosionsverlauf kann Eisen(II)-hydroxid nochmals mit Sauerstoff zu Eisen(III)-oxidhydroxid mit der Formel $\text{FeO(OH)}$ reagieren, was den eigentlichen orange-braunen Rost darstellt.

Die Ankerkette gehört auf einem Segelboot zu den Teilen, die besonders stark von Korrosion bedroht sind. Sie wird dauernd mechanisch beansprucht und kommt besonders oft mit Seewasser in Kontakt. Bei Segelbooten werden Ketten aus nichtrostendem Edelstahl ebenso wie verzinkte Eisenketten eingesetzt. Letztere haben den Vorteil des günstigeren Preises. Die Verzinkung der Ketten kann durch Galvanisieren erfolgen. Dabei wird die Kette in eine Lösung getaucht, die Zink(II)-Ionen enthält, und mit dem Minuspol einer Gleichspannungsquelle verbunden. Der Pluspol der Gleichspannungsquelle wird mit einem Zinkstück verbunden, das sich ebenfalls in der Lösung befindet.

Experiment 1: Galvanische Verzinkung einer Ankerkette aus Eisen

Eine Eisenkette mit einer Masse von $80{,}000\ \text{kg}$ wurde galvanisch 4 Tage bei konstanter Stromstärke verzinkt. Die Masse der verzinkten Kette betrug danach $80{,}654\ \text{kg}$.

Konzentrationsmessung

Beim galvanischen Verzinken entstehen zink(II)-ionenhaltige Lösungen. Sie lassen sich nur dann unbedenklich entsorgen, wenn ihre Zink(II)-Ionenkonzentration nicht zu groß ist. Der Richtwert, der nicht überschritten werden soll, liegt bei einer Massenkonzentration $\beta(\text{Zn}^{2+}) = 5{,}0\ \text{mg}\cdot\text{L}^{-1}$.

Experiment 2:

Die Konzentration einer zu entsorgenden Lösung kann mithilfe einer Konzentrationszelle ermittelt werden. Hierzu werden zwei Zinkhalbzellen verwendet, bei der die Vergleichshalbzelle eine Zink(II)-Ionenkonzentration von $1{,}0\ \text{mol}\cdot\text{L}^{-1}$ enthält. Die andere Halbzelle wird mit einer Probe der zu entsorgenden Lösung befüllt.

Einsatz von Opferanoden

An vielen Schiffsrümpfen kann man groÔe Blöcke aus Magnesium oder Zink wahrnehmen (Foto). Diese Blöcke werden auch als „­Opferanoden“ bezeichnet. Die Anzahl der Opferanoden variiert mit der GröÔe der zu schützenden Teile. Die Funktionsweise einer solchen Anordnung wird in einem Laborexperiment untersucht.

Experiment 3: Überprüfung des Effektes eines an Eisen angebrachten Zinkblocks

a) In einer Petrischale wird ein gereinigter Eisennagel in eine wässrige Natriumchloridlösung gelegt, die mit wenig Phenolphthalein und Kaliumhexacyanoferrat(III) versetzt wurde.

Beobachtungen: Um den Nagel sind nach einiger Zeit sowohl blaue als auch purpurfarbene Verfärbungen zu sehen.

b) In eine zweite Petrischale werden ein an der Oberfläche gereinigtes Zinkstück und darauf ein ebenfalls gereinigter Eisennagel gelegt, sodass sich beide Metalle berôhren. Danach wird eine wässrige Natriumchloridlösung, die mit wenig Phenolphthalein und Kaliumhexacyanoferrat(III) versetzt wurde, vorsichtig in die Petrischale gegossen.

Beobachtungen: Am Eisennagel verfärbt sich die Lösung purpur. Am Zinkstück bildet sich ein gelblich-weißer Niederschlag.

Zusatzinformationen:

Kaliumhexacyanoferrat(III) bildet bei Anwesenheit von $\text{Fe}^{2+}$-Ionen ein blaues Produkt.

Kaliumhexacyanoferrat(III) bildet bei Anwesenheit von $\text{Zn}^{2+}$-Ionen einen schwerlöslichen, gelblich-weißen Niederschlag.

Phenolphthalein färbt sich bei Anwesenheit von Hydroxid-Ionen purpur.

Formeln und Konstanten

Molare Masse: $M(\text{Zn}) = 65{,}4\ \text{g}\cdot\text{mol}^{-1}$

Massenkonzentration: $\beta = c \cdot M$

Faraday-Konstante: $F = 96485\ \text{A}\cdot\text{s}\cdot\text{mol}^{-1}$

Faraday-Gesetz: $I \cdot t = n \cdot z \cdot F$

Nernst-Gleichung: $$E = E^0 + \frac{0{,}059\ \text{V}}{z} \cdot \lg \frac{c(\text{ox.})}{c(\text{red.})}$$

Stoff

korrespondierendes Redoxpaar

Standardpotential ($E^\circ$)

Zink

$\text{Zn} \rightleftharpoons \text{Zn}^{2+} + 2\,\text{e}^-$

$-0{,}76\ \text{V}$

Eisen

$\text{Fe} \rightleftharpoons \text{Fe}^{2+} + 2\,\text{e}^-$

$-0{,}41\ \text{V}$

Sauerstoff ($\text{pH} = 7$)

$4\,\text{OH}^- \rightleftharpoons \text{O}_2 + 2\,\text{H}_2\text{O} + 4\,\text{e}^-$

$0{,}81\ \text{V}$

Anhang

3. Berechnen Sie die Spannung einer Konzentrationszelle, die sich aus der Vergleichshalbzelle und einer Halbzelle mit Probelösung zusammensetzt, wobei die Konzentration der Probelösung dem Richtwert von $5{,}0\ \text{mg}\cdot\text{L}^{-1}$ entspricht (Experiment 2). Erläutern Sie, wie es zu einer Spannung kommt, und begründen Sie anhand Ihrer Rechnung, wie sich die Spannung verändert, wenn der Richtwert überschritten wird. (16 Punkte)

a)

b)

c)