Chemische Schulversuche für die 7. und 8. · PDF fileChemische Schulversuche Jahrgangsstufe 7 und 8 - 3 - 1 Einführung 1.1 Sicherheitsvorschriften und Entsorgungshinweise Bei eigenständigem

Chemische Schulversuche

für die

7. und 8. Jahrgangsstufe

Lokale Lehrerfortbildung des Staatlichen Schulamts im Landkreis Weilheim-Schongau

Zeit: Montag, 29.03.2004 von 14.30 bis 17.00 Uhr Leitung: Jürgen Große, Lehrer

Dienstanschrift: Volksschule Schongau - Hauptschule Bgm.-Lechenbauer-Str. 5 86956 Schongau Tel: 08861 8584 Privatanschrift: Raiffeisenstraße 19 b 86978 Hohenfurch Tel: 08861 909645 E-Mail: [email protected]

Chemische Schulversuche Jahrgangsstufe 7 und 8

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Inhaltsverzeichnis

1 Einführung ...................................................................................................................... 3

1.1 Sicherheitsvorschriften und Entsorgungshinweise.................................................... 3 1.2 Weiterführende Informationen.................................................................................. 3 1.3 Motivation – „Farborgel“ ........................................................................................... 4

2 Zusammensetzung der Luft ............................................................................................ 5

2.1 Allgemeines ............................................................................................................. 5 2.2 Knallgasprobe – Nachweis von Wasserstoff............................................................. 5 2.3 Glimmspanprobe – Nachweis von Sauerstoff........................................................... 6 2.4 Trübung von Kalkwasser – Nachweis von Kohlenstoffdioxid .................................... 6

3 Luft – Voraussetzung für die Verbrennung...................................................................... 7

3.1 Allgemeines ............................................................................................................. 7 3.2 Tochterflamme einer Kerze ...................................................................................... 7 3.3 Löschen einer Kerze mit Kohlenstoffdioxid............................................................... 8 3.4 Rosten als Form der Oxidation................................................................................. 9 3.5 Verbrennen von Stahlwolle .................................................................................... 10 3.6 Verbrennen von Magnesium .................................................................................. 11 3.7 Verbrennen von Schwefel ...................................................................................... 12

4 Säuren und Laugen ...................................................................................................... 13

4.1 Allgemeines ........................................................................................................... 13 4.2 Nachweisreaktionen für Säuren ............................................................................. 13 4.3 Nachweisreaktionen für Laugen ............................................................................. 14 4.4 Elektrische Leitfähigkeit von Säuren und Laugen................................................... 15 4.5 Reaktion von Säuren mit Metallen.......................................................................... 16 4.6 Reaktion von Säuren mit Kalk (Marmor)................................................................. 17 4.7 Wirkung von Laugen auf organische Stoffe ............................................................ 18 4.8 Herstellung von Schwefeliger Säure....................................................................... 19 4.9 Herstellung von Kohlensäure ................................................................................. 20 4.10 Herstellung von Natronlauge aus Natriumhydroxid-Plätzchen................................ 21 4.11 Herstellung von Natronlauge aus elementarem Natrium ........................................ 22

5 Salze ............................................................................................................................ 23

5.1 Allgemeines ........................................................................................................... 23 5.2 Elektrische Leitfähigkeit von Kochsalz.................................................................... 23 5.3 Flammenfärbung.................................................................................................... 24 5.4 Kristalle züchten..................................................................................................... 25 5.5 Herstellung von Salz durch Neutralisation.............................................................. 26 5.6 Herstellung von Salz aus Metall und Säure ............................................................ 26

6 Anhang ......................................................................................................................... 27

6.1 Entsorgungshinweise ............................................................................................. 27 6.2 Folien und Arbeitsblätter ........................................................................................ 29 6.3 Notizen............................................................... Fehler! Textmarke nicht definiert.


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1 Einführung

1.1 Sicherheitsvorschriften und Entsorgungshinweise

Bei eigenständigem Experimentieren im PCB-Unterricht kommen die Schüler immer wieder

mit chemischen und physikalischen Geräten sowie Chemikalien in Berührung. Um Unfälle

und langfristige Schäden zu vermeiden, müssen die Sicherheitsvorschriften gemäß der

„Empfehlung für Richtlinien zur Sicherheit im Unterricht“ (Beschluss der Kultusminister-

konferenz vom 9. September 1994 in der Fassung vom 28. März 2003), die am 01. Januar

2004 in Kraft getreten ist, beachtet werden. Sie ersetzt die Bekanntmachung des

Bayerischen Staatsministeriums für Unterricht, Kultus, Wissenschaft und Kunst über

"Richtlinien zur Sicherheit im naturwissenschaftlichen Unterricht an den Schulen in Bayern“

vom 30. März 1995 (KWMBl I S. 233).

Im Internet sind hierzu nähere Informationen unter den Adressen

http://www.km.bayern.de/km/amtsblatt/amtsblatt_2003/18-18.html

und

http://www.km.bayern.de/km/lehrer/informationen/index.shtml

erhältlich.

Eine Aufstellung über die verschiedenen Maßnahmen zur umweltgerechten Entsorgung ist

dem Anhang beigefügt. Bei den einzelnen Versuchen wird daher nicht näher auf die

Entsorgung eingegangen.

1.2 Weiterführende Informationen

Zusätzliche Informationen zu möglichen Stundenbildern mit Kopiervorlagen sind in den

jeweiligen Lehrerhandbüchern zu den meisten Schulbüchern sowie in der ergänzenden

Literatur (z.B. Unterrichtssequenzen PCB, Auer-Verlag, Donauwörth) abgedruckt.

Im Internet lässt sich ebenfalls eine Reihe von Sammlungen mit Versuchsbeschreibungen

und Unterrichtsmaterialien finden. Hier einige Beispiele:

• Zentrale für Unterrichtsmedien im Internet e.V.

http://www.zum.de

• Didaktik der Chemie – Universität Bayreuth (unter Skripten)

http://www.uni-bayreuth.de/departments/didaktikchemie/

• Prof. Blumes Bildungsserver für Chemie (Universität Bielefeld)

http://dc2.uni-bielefeld.de/

• Universität Regensburg, Linkliste zu Experiment-Beschreibungen (einzeilig

eingeben!)

http://www.uni-regensburg.de/Fakultaeten/nat_Fak_IV/

Organische_Chemie/Didaktik/Keusch/link-d.htm


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• Chemie-Master

http://www.chemie-master.de

• Sicherheitssymbole und –hinweise:

http://www.chemie.de

1.3 Motivation – „Farborgel“

Versuchsart: • Lehrerdemonstration

Versuchsmaterial: • 8 Bechergläser (250ml)

Chemikalien: • Wasser

• Phenolphthalein-Lösung

• Natronlauge 30%

• Kaliumpermanganat KMnO4

• Konzentrierte Schwefelsäure H2SO4

• Eisen(II)-sulfat-Lösung FeSO4

• Kaliumthiocyanat-Lösung KSCN

• Kaliumhexacyanoferrat-II-Lösung K4[Fe(CN)]6

Versuchsanleitung: • Bechergläser in dieser Reihenfolge aufstellen und

Chemikalien zugeben:

Nr.Lösung: Färbung: Grund:

1 2-3 Tr. NaOH farblos Beide Komponenten farblos.

2 2-3 Tr. Phenolphthalein rotviolett Indikatorreaktion basisch. 3 2-3 Tr. Schwefelsäure farblos Indikatorreaktion sauer. 4 einige Kristalle KMnO4 violett Farbe des Permanganats.

5 5 Tr. Fe-II-sulfat farblos Reduktion von MnO4- zu

Mn2+. 6 2-3 Tr. KSCN rot Fe-SCN-Komplex.

7 1-2 Tr. Kalium-hexacyanoferrat-II blau Berliner Blau.

8 1ml NaOH rot Fe-SCN-Komplex rückgebildet.

• In Becherglas Nr. 1 ca. 150ml Wasser für die Zuschauer

sichtbar einfüllen, danach stets ins nächste umgießen.

Beobachtung: • Farbumschläge gemäß obiger Tabelle

Hintergrund: • Siehe Kurzerläuterungen in obiger Tabelle


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2 Zusammensetzung der Luft

2.1 Allgemeines

Die uns umgebende Luft besteht aus verschiedenen Gasen. Den Großteil nimmt davon

Stickstoff mit rund 78% ein, gefolgt von Sauerstoff mit 21%. Der Rest sind Kohlenstoffdioxid

(ca. 0,3%) und die verschiedenen Edelgase wie Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon,…

2.2 Knallgasprobe – Nachweis von Wasserstoff

Versuchsart: • Lehrerdemonstration, mit geübten Klassen auch als

Schülerdemonstration

Versuchsmaterial: • Reagenzglas

• passender

Gummistopfen

• Reagenzglashalter

• Gasbrenner

• Feuerzeug

• Schutzbrille

Sicherheitsmaßnahmen: • Schutzbrille

Versuchsanleitung: • Gasbrenner entzünden, Reagenzglas in Halter

befestigen

• Im Reagenzglas das zu untersuchende Gas auffangen

• Reagenzglas mit dem Gummistopfen verschließen, kurz

schütteln

• Reagenzglas nach unten halten, in die Nähe der

Brennerflamme bringen und Stopfen entfernen

• Gas verbrennt mit lautem Knall bzw. Pfeifen,

Wasserdampf schlägt sich im Inneren des Glases nieder

• Brenner abschalten

Hintergrund: • Die Knallgasprobe ist die Umkehrung zur

Wasserzersetzung in die Elemente.

Es reagieren Wasserstoff und Sauerstoff zu

Wasser(dampf), erkennbar an dem Beschlagen des

Reagenzglases.

• Reaktionsgleichung:

2 H2 + O2 � 2 H2O


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2.3 Glimmspanprobe – Nachweis von Sauerstoff

Versuchsart: • Schülerübung

Versuchsmaterial: • Reagenzglas

• passender Gummistopfen

• Holzstab

• Gasbrenner

• Feuerzeug

Versuchsanleitung: • Zu untersuchendes Gas mit Reagenzglas auffangen, mit

Stopfen verschließen

• Gasbrenner entzünden

• Holzstab kurz anbrennen, dann löschen

• Gasbrenner löschen

• Stopfen vom Reagenzglas entfernen

• Glimmenden Holzspan in das Reagenzglas eintauchen

Beobachtung: • Span entzündet sich wieder / leuchtet zumindest auf

Hintergrund: • Sauerstoff ist neben dem eigentlichen Brennstoff die

wichtigste Voraussetzung für eine Verbrennung. Liegt er in

reiner Form vor fördert er eine Verbrennung stark, wie man

an dem Aufleuchten des glimmenden Holzspans erkennen

kann.

2.4 Trübung von Kalkwasser – Nachweis von Kohlenstoffdioxid


Versuchsmaterial : • 1 Reagenzglas

• 1 rechtwinklig

gebogenes Glasrohr

• Schutzbrille

Chemikalien • Kalkwasser (Calciumhydroxid-Lösung Ca(OH)2),

Sicherheitsmaßnahmen: • Schutzbrille

Versuchsdurchführung: • Reagenzglas zu 1/3 mit Kalkwasser füllen

• zu untersuchendes Gas mit Glasrohr einleiten

z.B. durch Ausatmen in das Glasrohr

ACHTUNG: Spritzgefahr! Schutzbrille!

• Deutliche Trübung der Lösung

Hintergrund • Das CO2 reagiert mit dem Ca(OH)2 zu Calciumcarbonat.


CO2 + Ca(OH)2 � CaCO3� + H2O


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3 Luft – Voraussetzung für die Verbrennung

3.1 Allgemeines

Für eine erfolgreiche Verbrennung müssen drei Bedingungen erfüllt werden:

• Es muss ein Brennstoff vorhanden sein.

• Es muss Sauerstoff vorhanden sein.

• Die Entzündungstemperatur des Brennstoffs muss erreicht werden.

3.2 Tochterflamme einer Kerze


Versuchsmaterial: • kurzes Glasrohr

• Kerze

• Feuerzeug bzw. Streichholz

Versuchsaufbau:

Versuchsanleitung: • Kerze anzünden und ein wenig brennen lassen

• Glasrohr in die Nähe des Dochtes bringen

• Wachsdampf am Ende des Rohrs anzünden

Hintergrund: • Der Wachsdampf wird durch das Rohr geleitet und kann dort

entzündet werden.

• Wachs besteht aus organischen Verbindungen wie z. B.

Parafin. Allgemein lässt sich daher die Summenformel

schreiben als CXHY.


CXHY + O2 � CO2 + H2O


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3.3 Löschen einer Kerze mit Kohlenstoffdioxid


Versuchsmaterial: • Becherglas 250ml

• Kerze (Teelicht)

• Feuerzeug

• Holzspan zum Anzünden

Chemikalien • Natriumhydrogencarbonat (NaHCO3)

• Essig oder Zitronensäure

Versuchsaufbau:

Versuchsanleitung: • Kerze in das Becherglas stellen

• NaHCO3 um die Kerze streuen

• Kerze mit Holzspan anzünden

• Säure über NaHCO3 gießen

Hintergrund: • Aus NaHCO3 entsteht beim Übergießen mit Säure

Kohlenstoffdioxid.

• Kohlenstoffdioxid ist schwerer als Luft und verdrängt diese.

• Der für die Verbrennung benötigte Sauerstoff fehlt dann.


HCO3- + H3O+ � CO2� + 2 H2O


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3.4 Rosten als Form der Oxidation

Versuchsart: • Schülerübung, Langzeitversuch

Versuchsmaterial: • 2 Reagenzgläser • 1 Becherglas

Chemikalien: • Stahlwolle

• Wasser

Versuchsaufbau:

Versuchsanleitung: • Stahlwolle in zwei murmelgroße Portionen einteilen

• Eine Portion Stahlwolle mit Wasser anfeuchten

• Stahlwolle jeweils in ein Reagenzglas geben und bis zum

Boden schieben

• Becherglas zu einem Drittel mit Wasser füllen

• Beide Reagenzgläser mit der Öffnung nach unten in das

Becherglas stellen

Beobachtung: • Feuchte Stahlwolle beginnt zu rosten

Hintergrund: • Durch das Vorhandensein von Sauerstoff und Wasser, in

dem sich – durch die von den im Wasser gelösten Salzen

begünstigte Autoprotolyse – auch H3O+-Ionen befinden

(Säureeigenschaft), setzt der Rostvorgang ein.

• Reaktionsgleichungen:

Fe �Fe2+ + 2e-

2H3O+ + 2e- �H2 + 2H2O

------------------------------------ � Säure nötig!

Fe + 2H3O+ � Fe2+ + H2 + 2H2O 4x

Fe2+ � Fe3+ + e- 4x

O2 + 4e- + 2H2O � 4OH-

------------------------------------ � Sauerstoff nötig!

4Fe2+ + O2 + 2H2O �4Fe3+ + 4OH- 1x

2H2O �H3O+ + OH- 8x

------------------------------------� Wasser nötig!


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4Fe + 8H3O+ + 4Fe2+ + O2 + 18H2O �

�4Fe2+ + 4Fe(OH)3 + 4H2 + 8H3O+ + 8H2O

4Fe + O2 + 10H2O � 4Fe(OH)3 + 4H2

2Fe(OH)3 � Fe2O3 * H2O + 2H2O �Rost

• Jede Verbrennung ist chemisch gesehen eine Oxidation, d.h.

eine Reaktion, bei der ein Stoff eine Verbindung mit Sauer-

stoff eingeht. Umgekehrt ist nicht jede Oxidation eine Ver-

brennung, wie man am Beispiel des Rostvorgangs erkennen

kann. Man spricht hierbei von einer „stillen Oxidation“, da sie

ohne erkennbare Wärmeabgabe und –aufnahme abläuft.

3.5 Verbrennen von Stahlwolle


Versuchsmaterial: • 1 Balkenwaage

• Tariersatz

• Pinzette

• ein Stück Draht

• Alufolie als Unterlage

• Feuerzeug

Chemikalien: • Stahlwolle

Versuchsanleitung: • Faustgroßes Stück Stahlwolle zu Bausch zupfen und mit

Draht an Waagschale befestigen

• Alufolie als Schutz auf Waagschale legen (dient auch zum

Auffangen von herabfallenden Eisen(oxid)teilchen)

• Waage austarieren

• Stahlwolle mit Feuerzeug anzünden

Beobachtung: • Stahlwolle wird durch das Verbrennen schwerer

Hintergrund: • Die Stahlwolle reagiert mit dem Luftsauerstoff zu Eisen(II)-

oxid.


2 Fe + O2 � 2 FeO (grau)

Versuchsablauf:

Beginn: austariert

Ablauf

Ende


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3.6 Verbrennen von Magnesium


Versuchsmaterial: • Tiegelzange

• Feuerfeste Unterlage

(oder Standzylinder mit

Sand)

• Gasbrenner

• Feuerzeug

Chemikalien: • Magnesiumband

Sicherheitsmaßnahmen: • Nicht direkt in die Flamme schauen!

• Schutzbrille!

Versuchsanleitung: • Gasbrenner entzünden

• Ein Stück Magnesiumband (ca. 5-8cm) wird mit der

Tiegelzange in die Brennerflamme gehalten und

angezündet

• Brennendes Band über feuerfeste Unterlage halten

Beobachtung: • Magnesium verbrennt zu einem weißen Pulver

Hintergrund: • Das Magnesium reagiert mit dem Luftsauerstoff zu

Magnesiumoxid (Magnesia).


2 Mg + O2 � 2 MgO


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3.7 Verbrennen von Schwefel


Versuchsmaterial: • Verbrennungslöffel

• Gasbrenner

• Feuerzeug

Chemikalien: • Schwefel

Sicherheitsmaßnahmen: • Abzug! Dämpfe nicht einatmen!

• Schutzbrille!

Versuchsanleitung: • Eine kleine Menge Schwefel in den Verbrennungslöffel

geben

• Gasbrenner entzünden und damit Schwefel anzünden

Beobachtung: • „Weißer Rauch“, der stechend riecht, entsteht

Hintergrund: • Der Schwefel reagiert mit dem Luftsauerstoff zu

Schwefeldioxid.


S + O2 � SO2


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4 Säuren und Laugen

4.1 Allgemeines

Säuren werden in einem vereinfachten Modell als Protonendonatoren (Protonenspender)

bezeichnet, da sie den so genannten Säurewasserstoff sehr leicht in Form von Protonen

abgeben. Basen (Laugen) dagegen sind Protonenakzeptoren (Protonenempfänger).

In wässrigen Lösungen führt dies zu einer Verschiebung des Gleichgewichts zu Gunsten der

Oxonium-Ionen (H3O+) bei Säuren bzw. der Hydroxid-Ionen (OH-) bei Basen.

Als Laugen bezeichnet man Basen-Lösungen.

4.2 Nachweisreaktionen für Säuren


Versuchsmaterial: • Bechergläser

Chemikalien: • Zitronensaft

• Verdünnte Salzsäure

• Verdünnte Essigsäure

• Blaukrautsaft

• Schwarzer Tee

• Universalindikator

• Blaue Lackmuslösung

• Universalindikatorpapier

• Blaues Lackmuspapier

Sicherheitsmaßnahmen: • Schutzbrille!

Versuchsanleitung: • Becherglas mit der zu überprüfenden Lösung zu ca. 1/3

füllen

• Einen Streifen Testpapier in die Lösung halten oder einige

Tropfen Universalindikator bzw. blaue Lackmuslösung

zugeben

• Farbe mit Farbskala vergleichen

Bei Schwarzem Tee und Blaukrautsaft:

• Indikatorflüssigkeit in Becherglas geben

• Einige Tropfen Säure zufügen

• Färbung der Lösung beachten

Beobachtung: • Universalindikator und blaue Lackmuslösung schlagen bei

Anwesenheit von Säure nach einem Rotton um

• Schwarzer Tee: Bei Anwesenheit von Säure hellt sich die

Farbe auf

• Blaukrautsaft: Verfärbung nach rot in saurem Milieu (z.B.

Apfelstücke im Kraut � Rotkraut)


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Hintergrund: • Durch die in Säuren vorhandenen Ionen ergibt sich in den

Indikatoren (meist Komplexverbindungen) eine

Verschiebung der Elektronen(wolken) in den Molekülen.

• Dies äußert sich in einer Farbveränderung, die meist auf

einen bestimmten pH-Bereich festgelegt ist.

• Beim Universalindikator werden mehrere Indikatoren

parallel verwendet, die in der Farbmischung ein

eindeutiges Ergebnis liefern.

4.3 Nachweisreaktionen für Laugen


Versuchsmaterial: • Bechergläser

Chemikalien: • Seifenlauge

• Verdünnte Natronlauge

• …


• Rote Lackmuslösung

• Universalindikatorpapier

• Rotes Lackmuspapier



Versuchsanleitung: • Becherglas mit der zu überprüfenden Lösung zu ca. 1/3

füllen

• Einen Streifen Testpapier in die Lösung halten

• Oder

• Einige Tropfen Universalindikator, rote Lackmuslösung

bzw. Phenolphthalein-Lösung zugeben

• Farbe mit Farbskala vergleichen

Beobachtung: • Universalindikator und rote Lackmuslösung schlagen bei

Anwesenheit von Basen nach einem Blauton um

• Phenolphthalein ergibt eine Rotfärbung

Hintergrund: • Siehe 4.2


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4.4 Elektrische Leitfähigkeit von Säuren und Laugen


Versuchsmaterial: • Bechergläser (250ml)

• 2 Kohleelektroden mit Halterung bzw. Krokodilklemmen

• Stromquelle

• Stromessgerät

• Kabel

Chemikalien: • Destilliertes Wasser


• Verdünnte Schwefelsäure


• Verdünnte Natronlauge


Versuchsaufbau:

Versuchsanleitung: • Stromkreis laut Versuchsskizze aufbauen

• Becherglas bis zu 1/3 mit der zu prüfenden Flüssigkeit

füllen

• Elektroden in die Flüssigkeit tauchen und Messgerät

beobachten

Beobachtung: • Kein Zeigerausschlag bei destilliertem Wasser

• Die anderen Lösungen leiten den elektrischen Strom

Hintergrund: • Säure- und Basenlösungen enthalten Ionen, die den

elektrischen Strom leiten, z. B.

H3O+ und Cl- bei Salzsäure

Na+ und OH- bei Natronlauge.


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4.5 Reaktion von Säuren mit Metallen


Versuchsmaterial: • Reagenzgläser

• Reagenzglasständer

• Spatel



• Verdünnte Schwefelsäure

• Eisenpulver

• Magnesiumpulver

• Zinkpulver


Versuchsanleitung: • Jeweils 3 Reagenzgläser mit einer Lösung ca. 1/3 füllen

• Von jedem Metall jeweils eine kleine Spatelspitze voll in

jede Lösung geben (insgesamt drei Mal)

Beobachtung: • Wasser reagiert nicht sichtbar mit den Metallen

• Die Säuren lösen unter Gasbildung die Metalle auf

Hintergrund: • Unedle Metalle werden von den verwendeten Säuren

angegriffen und unter Wasserstoffentwicklung aufgelöst.

• Es entsteht eine Salzlösung.

• Mögliche Reaktionsgleichungen:

Zn + 2 HCl � ZnCl2 + H2�

Mg + H2SO4 � MgSO4 + H2�

Ausweitung: • Durchbohrten Stopfen mit rechtwinkligem Glasrohr auf

das Reagenzglas stecken

• Entweichendes Gas in weiterem Reagenzglas auffangen

und nach o. g. Nachweisreaktion als Wasserstoff

identifizieren.


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4.6 Reaktion von Säuren mit Kalk (Marmor)


Versuchsmaterial: • Reagenzgläser


• Spatel



• Verdünnte

Schwefelsäure


• Kalkstein bzw.

Marmorteilchen


Versuchsanleitung: • Reagenzgläser mit jeweils einer Lösung zu ca. 1/3 füllen

• Eine kleine Probe Kalkstein in jede Lösung geben

Beobachtung: • Wasser reagiert nicht sichtbar mit dem Kalk

• Die Säuren lösen unter Gasbildung den Kalk auf

Hintergrund: • Kalk wird von den verwendeten Säuren angegriffen und

unter Kohlenstoffdioxidentwicklung aufgelöst.

• Es entsteht eine Salzlösung.

• Typische Reaktionsgleichung:

CaCO3 + 2 HCl � CaCl2 + CO2 + H2O

Ausweitung: • Durchbohrten Stopfen mit rechtwinkligem Glasrohr auf

das Reagenzglas stecken.

• Entweichendes Gas in weiterem Reagenzglas auffangen

und nach o. g. Nachweisreaktion als Kohlenstoffdioxid

identifizieren.


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4.7 Wirkung von Laugen auf organische Stoffe

Versuchsart: • Schülerübung, Langzeitversuch

Versuchsmaterial: • 1 Reagenzglas


Chemikalien: • Verdünnte Natronlauge

• Haar


Versuchsanleitung: • Reagenzgläser zur Hälfte mit Natronlauge füllen

• Eine Haar in die Lösung geben

Beobachtung: • Natronlauge löst das Haar sehr langsam auf

Hintergrund: • Organische Stoffe (Haare, Wolle) sowie Fette und Öle

werden von Laugen angegriffen und aufgelöst.

• Verwendung von Laugen als Reinigungsmittel (z.B.

Rohrreiniger).


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4.8 Herstellung von Schwefeliger Säure


Versuchsmaterial: • Verbrennungslöffel

• Gasbrenner

• Feuerzeug

• Standzylinder mit Deckel

Chemikalien: • Schwefel

• Wasser


Sicherheitsmaßnahmen: • Abzug! Dämpfe nicht einatmen!

• Schutzbrille!

Versuchsanleitung: • Den Standzylinder zu einem Drittel mit Wasser füllen

• Einige Tropfen Universalindikator zugeben

• Eine kleine Menge Schwefel in den Verbrennungslöffel

geben

• Gasbrenner entzünden und damit Schwefel anzünden

• Verbrennungslöffel in Standzylinder halten und mit Deckel

abdecken

Beobachtung: • „Weißer Rauch“, der stechend riecht, entsteht (s. o.)

• Wasser färbt sich langsam von grün nach rot

Hintergrund: • Der Schwefel reagiert mit dem Luftsauerstoff zu

Schwefeldioxid, das sich langsam im Wasser löst.

• Dadurch entsteht schweflige Säure, die den

Universalindikator rot färbt.


S + O2 � SO2

SO2 + H2O � H2SO3


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4.9 Herstellung von Kohlensäure


Versuchsmaterial: • 2 Reagenzgläser

• 1 Gummistopfen mit

Bohrung

• Rechtwinkliges Glasrohr

• Spatel


Chemikalien: • Natriumhydrogencarbonat (NaHCO3)

• Essig oder Zitronensäure

• Destilliertes Wasser


Versuchsanleitung: • Ein Reagenzglas zur Hälfte mit Wasser füllen und in den

Reagenzglasständer stellen

• Rechtwinkliges Glasrohr mit kurzem Schenkel in den

durchbohrten Stopfen stecken

• In das andere Reagenzglas etwas Natriumhydrogen-

carbonat geben und mit Säure übergießen

• Sofort mit dem Stopfen verschließen und den langen

Schenkel des Glasrohres in das Wasser des ersten

Reagenzglases eintauchen

• Nach dem Abebben der Reaktion einige Tropfen

Universalindikator in das Wasser zugeben

Beobachtung: • Natriumhydrogencarbonat schäumt auf und nach dem

Einleiten in das Wasser verfärbt sich dieses von grün

nach rot

Hintergrund: • Das Natriumhydrogencarbonat reagiert mit der zugefüg-

ten Säure und es entsteht Kohlenstoffdioxid (s. o.), das

sich langsam im Wasser löst.

• Dadurch entsteht Kohlensäure, die den Universalindikator

rot färbt.


HCO3- + H3O+ � CO2� + 2 H2O

CO2 + H2O � H2CO3


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4.10 Herstellung von Natronlauge aus Natriumhydroxid-Plätzchen


Versuchsmaterial: • Becherglas (100ml – 250ml)

• Spatel

• Glasstab

Chemikalien: • Natriumhydroxid-Plätzchen (NaOH)




Versuchsanleitung: • Ein Becherglas zur Hälfte mit Wasser füllen

• 1-2 Natriumhydroxid-Plätzchen mit Spatel zugeben

• Mit Glasstab umrühren


Universalindikator in die Lösung geben

Beobachtung: • Natriumhydroxid löst sich auf

• Blaufärbung nach Zugabe von Universalindikator

Hintergrund: • Das Natriumhydroxid löst sich in dem Wasser.

• Dadurch entsteht Natronlauge, die den Universalindikator

blau färbt.


NaOH (NaOH)aq +H2O


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4.11 Herstellung von Natronlauge aus elementarem Natrium


Versuchsmaterial: • Becherglas (500ml) oder Kristallierschale

• Messer

• Filterpapier (Rundfilter)

• Pinzette

Chemikalien: • Natrium (elementar)




Versuchsanleitung: • Das Becherglas zur Hälfte mit Wasser füllen

• Vorsichtig ein bisschen Natrium aus der Schutzflüssigkeit

entnehmen und auf dem Filter ablegen

• Mit dem Messer ein ca. erbsengroßes Stück abschneiden

• Den Rest wieder in das Vorratsgefäß geben.

• Natrium Stück in das Wasser geben


Phenolphthalein-Lösung zugeben

Beobachtung: • Natrium flitzt auf dem Wasser herum und „löst sich auf“

• Evtl. hell leuchtende Flamme

• Rotfärbung nach Zugabe von Phenolphthalein

Hintergrund: • Das Natrium reagiert heftig mit dem Wasser unter

Wasserstoffentwicklung.

• Dadurch entsteht Natronlauge, die durch das

Phenolphthalein rot gefärbt wird.

• ACHTUNG! Der Wasserstoff kann sich unter Umständen

durch die entstehende Temperatur entzünden.


2 Na + 2 H2O � 2 NaOH + H2�


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5 Salze

5.1 Allgemeines

Salze bestehen aus Ionen, die in einem starren Gitter miteinander in Wechselwirkung treten.

Sie lassen sich in einen Metallanteil (Kation) und einen Säureanteil (Anion) aufteilen.

5.2 Elektrische Leitfähigkeit von Kochsalz



• 2 Kohleelektroden mit

Halterung bzw.

Krokodilklemmen

• Stromquelle

• Stromessgerät

• Kabel


• Natriumchlorid (NaCl)

• Zinkchlorid (ZnCl2)

Versuchsaufbau:

Versuchsanleitung: • Stromkreis laut Versuchsskizze aufbauen

• Festes Salz in ein Becherglas geben

• Elektroden in das Salz tauchen und Messgerät

beobachten

• Salz mit Wasser auflösen

• Elektroden in die Flüssigkeit tauchen und Messgerät

beobachten

Beobachtung: • Kein Zeigerausschlag bei festem Salz

• Salzlösung leitet den elektrischen Strom

Hintergrund: • In der festen Form liegt das Salz als Ionengitter vor. Die

Ionen sind hier so stark gebunden, dass sie sich nicht frei

bewegen können. Ein angelegter Strom kann nicht

weitergeleitet werden.

• In der Lösung ist das Kristallgitter zerstört, die Ionen (z. B.

Na+, Cl-, Zn2+, …) sind frei beweglich. Strom kann

weitergeleitet werden.


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5.3 Flammenfärbung


Versuchsmaterial: • Magnesiastäbchen

• Becherglas (100ml)

• Uhrgläser

• Gasbrenner

• Feuerzeug

• Kobaltglas

Chemikalien: • Konzentrierte Salzsäure

• Lithiumchlorid (LiCl)

• Natriumchlorid (NaCl)

• Calciumchlorid (CaCl2)

• Strontiumchlorid (SrCl2)

• Kaliumchlorid (KCl)

• Bariumchlorid (BaCl2)

• Kupferchlorid (CuCl2)


Versuchsanleitung: • Testsubstanzen in Uhrgläser geben

• Salzsäure in Becherglas abfüllen

• Gasbrenner anzünden und nichtleuchtende (=blaue)

Flamme einstellen

• Magnesiastäbchen ausglühen und in Salzsäure tauchen,

solange bis keine Färbung der Flamme mehr auftritt

• Mit feuchtem Magnesiastäbchen einige Kristalle einer

Testsubstanz aufnehmen und in Brennerflamme halten

• Bei Kalium die Flammenfärbung durch das blaue

Kobaltglas betrachten

• Vor erneutem Test Magnesiastäbchen abbrechen und

erneut ausglühen

Beobachtung: • Flamme färbt sich jeweils unterschiedlich

Hintergrund: • Jedes Metall färbt die Flamme charakteristisch.

� Möglichkeit zur Analyse.

• Flammenfärbungen:

Natrium � leuchtend gelb

Kalium � rotviolett

Lithium � karminrot

Strontium � karminrot

Calcium � ziegelrot

Barium � gelbgrün

Kupfer � grün


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5.4 Kristalle züchten



• Holzstab

• Faden

• Pinzette

• Gasbrenner oder

Heizrührer

• Spatel


• Kaliumaluminiumsulfat KAl(SO4)2 * 12 H2O L=110g/l

• Kaliumchromsulfat KCr(SO4)2 * 12 H2O L=250g/l

• Kupfersulfat CuSO4 * 5 H2O L=317g/l

Versuchsaufbau:

Versuchsanleitung: • Herstellen einer gesättigten Lösung:

Wasser auf ca. 40°C erwärmen, Salz im Überschuss

zugeben und darin auflösen.

Abkühlen lassen und nach Bildung von Bodensatz in

neues Glas dekantieren.

Ca. 1 Woche stehen lassen.

• Impfkristall aus Bodensatz aussuchen.

• Züchtung der Kristalle:

Impfkristall an Fadenknüpfen und am Stab aufhängen.

An ruhigem und nicht zu trockenem Ort wachsen lassen.

• Möglicher Schutz des Kristalls durch Haarlack.

Hinweise: • Weitere gut geeignete Salze:

rotes und gelbes Blutlaugensalz

(Kaliumhexacyanoferrate),

Ammoniumaluminiumsulfat,

Kaliumnatriumtartrat

• Mischung der Alaune:

Erst Cr-Alaun wachsen lassen, dann in Al-Alaun

umhängen.

Oder:

Verschiedene Mischungsverhältnisse Cr:Al

1:10, 1:20, 1:50 bis 1:200 � verschiedene Bordeaux-

Töne.


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5.5 Herstellung von Salz durch Neutralisation


Versuchsmaterial: • Becherglas (100ml)

• Tropfpipette

• Objektträger

Chemikalien: • Verdünnte Natronlauge (bis 2%)

• Verdünnte Salzsäure (bis 10%)

• Universalindikator-Lösung


Versuchsanleitung: • 20ml Natronlauge in das Becherglas geben

• Einige Tropen Indikator zugeben

• Mit der Pipette solange Salzsäure zutropfen und

umschütteln bis der Indikator pH 7 anzeigt.

• Einen Tropfen der Flüssigkeit auf einen Objektträger

geben und verdunsten lassen

Beobachtung: • Auf dem Objektträger bleibt ein Salzrand zurück

Hintergrund: • Die Natronlauge und die Salzsäure neutralisieren sich

gegenseitig und es entsteht eine Natriumchlorid-Lösung

• Das Wasser aus der Lösung verdunstet, zurück bleibt

Natriumchlorid (Kochsalz)


NaOH + HCL � NaCl + H2O

5.6 Herstellung von Salz aus Metall und Säure

Siehe Versuch 4.5 Reaktion von Säuren mit Metallen.

Wortgleichung und Beispiel:

Metall + Säure � Salz + Wasserstoff

Zink + Salzsäure � Zinkchlorid + Wasserstoff


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6 Anhang

6.1 Entsorgungshinweise


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Aus: Beck, Wolfgag, et.al., Chemie 1, Lehrerband, Oldenbourg-Verlag, München, 1992


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6.2 Folien und Arbeitsblätter

Folgende Folien und Arbeitsblätter werden bei den beschriebenen Versuchen eingesetzt:

• Gefahrensymbole

• Aufbau eines Gasbrenners (Teclubrenner) und Benutzungshinweise

• Wichtige Geräte im Chemieunterricht

• Lösungen der Arbeitsblätter


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Gefahrensymbole

Symbol Kurzbeschreibung Erläuterung und Verhaltensregeln

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Chemische Schulversuche für die 7. und 8. · PDF fileChemische Schulversuche Jahrgangsstufe 7 und 8 - 3 - 1 Einführung 1.1 Sicherheitsvorschriften und Entsorgungshinweise Bei eigenständigem