Abitraining Chemie Klausur Grundkurs 2
Thema: Korrosionsprobleme im Bootssport
Orientierungen zur Lösung
Aufgabe 1: Erklären Sie am Beispiel des Rostens von Eisen den Begriff Korrosion. Geben Sie die Reaktionsgleichungen für die beim Rosten von Eisen ablaufenden Reaktionen an. Erläutern Sie die Vorgänge der Sauerstoffkorrosion von Eisen bis zur Entstehung von Eisen(II)-hydroxid, auch indem Sie die Abbildung 2 (Anhang) durch Formeln und Teilgleichungen ergänzen.
Teil 1) am Beispiel des Rostens von Eisen den Begriff Korrosion erklären:
• Beim Rosten reagiert Eisen in Gegenwart von Feuchtigkeit (Wasser) mit Sauerstoff aus der Luft.
• Die Eisen-Atome werden zu Eisen-Kationen oxidiert, Sauerstoff-Moleküle werden mit Wasser-Molekülen zu Hydroxid-Ionen reduziert.
• Allgemein versteht man unter Korrosion Vorgänge, bei denen Gegenstände unter teilweiser oder vollständiger Auflösung mit Stoffen der Umgebung reagieren.
Teil 2) die Reaktionsgleichungen für die beim Rosten von Eisen ablaufenden Reaktionen angeben:
2 Fe + O2 + 2 H2O → 2 Fe(OH)2
4 Fe(OH)2 + O2 → 4 FeO(OH) + 2 H2O
Teil 3) Vorgänge der Sauerstoffkorrosion von Eisen bis zur Entstehung von Eisen(II)-hydroxid erläutern :
Die bei der Oxidation von Eisen abgegebenen Elektronen reduzieren Sauerstoff-Moleküle, die mit Wasser-Molekülen zu Hydroxid-Ionen reagieren.
Diese reagieren letztlich mit den Eisen(II)-Ionen zu Eisen(II)-hydroxid.
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Aufgabe 2: Skizzieren Sie einen möglichen experimentellen Aufbau zur Galvanisierung eines Eisenwerkstückes. Erläutern Sie anhand von Teilgleichungen für die beim Verzinken von Eisen ablaufenden Reaktionen den Prozess des Galvanisierens. Berechnen Sie die Stromstärke, bei der die Verzinkung der Ankerkette in Experiment 1 durchgeführt wurde.
Teil 1) einen möglichen experiementellen Aufbau skizzieren:
*************** Bild folgt in Kürze ******************
Teil 2) den Prozess des Galvanisierens anhand von Teilgleichungen erläutern:
– Beim Galvanisieren findet eine Elektrolyse (erzwungene Redox-Reaktion) statt.
– Kathode: der zu galvanisierende Stoff; Anode: elementares Zink.
– Elektrolyt: Zink(II)-Salzlösung
Kathode (Reduktion): Zn2+ + 2 e– → Zn
Anode (Oxidation): Zn → Zn2+ + 2 e–
Teil 3) die Stromstärke berechnen, bei der die Verzinkung der Ankerkette in Experiment 1 durchgeführt wurde:
m(Zn) = 80,654 kg – 80 kg = 0,654 kg = 654 g
n = m / M = 654 g / 65,4 g · mol-1 = 10 mol
4 Tage = 96 h = 5760 min = 345600 s
I · t = n · z · F
I = (10 mol · 2 · 96485 As · mol-1) / 345600 s ≈ 5,58 A
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Aufgabe 3: Erläutern Sie die Beobachtungen bei Experiment 2 auch mithilfe von Teilgleichungen. Erläutern Sie vor dem Hintergrund der Beobachtungen den Begriff „Opferanode“ und diskutieren Sie die Rahmenbedingungen, die zum Schutz des Eisens mit dieser Methode gewährleistet sein müssen.
Teil 1) die Beobachtungen bei Experiment 2 auch mithilfe von Teilgleichungen erläutern:
In a) ist eine Blaufärbung zu beobachten. Daher müssen im Gegensatz zu b) Eisen(II)-Ionen in Lösung gegangen sein.
Fe → Fe2+ + 2 e–
Der weiß-gelbliche Niederschlag zeigt die Bildung von Zn2+-Ionen an.
Zn → Zn2+ + 2 e–
Die purpurne Verfärbung in a) und b) zeigt die Entstehung von Hydroxid-Ionen an.
2 H2O + O2 + 4 e– → 4 OH–
Teil 2) vor dem Hintergrund der Beobachtungen den Begriff „Opferanode“ erläutern:
Die Korrosion von Eisen kann verhindert werden, wenn Eisen und Zink leitend miteinander verbunden sind. Zink „opfert“ sich für das edlere Eisen und gibt Elektronen über das Eisen ab. Als Folge bleibt der Eisennagel unverändert und nur das Zinkstück wird zersetzt.
Teil 3) die Rahmenbedingungen diskutieren, die zum Schutz des Eisens mit dieser Methode gewährleistet sein müssen:
– Eisen und Zink müssen leitend miteinander verbunden sein.
– Eisen und Zink müssen sich in einem gemeinsamen Elektrolyten befinden.
– Die Schutzwirkung endet, sobald das komplette Zink oxidiert ist.