DO01756131 loe u - Klett€¦ · Lösungen Hessen Oberstufe Einführungsphase Oberstufe Einführungsphase elemente chemie elemente chemie ISBN 978-3-12-756851-6DO01756131_loe_u.indd

Lösungen

Hessen

OberstufeEinführungsphase

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elemente chemie

ISBN 978-3-12-756851-6

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elemente chemie

Lösungen zum Schülerbuch

für die Klasse 10

im achtjährigen Bildungsgang

der Gymnasien in Hessen

bearbeitet von

Jutta Töhl-Borsdorf

OberstufeEinführungsphase

Ernst Klett VerlagStuttgart · Leipzig

1. Auflage 1 5 4 3 2 1 2015 14 13 12 11

Alle Drucke dieser Auflage sind unverändert und können im Unterricht nebeneinander verwendet werden. Die letzte Zahl bezeichnet das Jahr des Druckes.Das Werk und seine Teile sind urheberrechtlich geschützt. Jede Nutzung in anderen als den gesetzlich zugelas-senen Fällen bedarf der vorherigen schrift lichen Einwilligung des Verlages. Hinweis zu § 52 a UrhG: Weder das Werk noch seine Teile dürfen ohne eine solche Einwilligung eingescannt und in ein Netzwerk eingestellt werden. Dies gilt auch für Intranets von Schulen und sonstigen Bildungseinrichtungen. Fotomechanische Wiedergabe nur mit Geneh migung des Verlages.Auf verschiedenen Seiten dieses Bandes befinden sich Verweise (Links) auf Internet-Adressen. Haftungshinweis: Trotz sorgfältiger inhaltlicher Kontrolle wird die Haftung für die Inhalte der externen Seiten ausgeschlossen. Für den Inhalt dieser externen Seiten sind ausschließlich die Betreiber verantwortlich. Sollten Sie daher auf kostenpflichtige, illegale oder anstößige Inhalte treffen, so bedauern wir dies ausdrücklich und bitten Sie, uns umgehend per E-Mail davon in Kenntnis zu setzen, damit beim Nachdruck der Verweis gelöscht wird.

© Ernst Klett Verlag GmbH, Stuttgart 2011. Alle Rechte vorbehalten. www.klett.de

Das vorliegende Buch beruht auf anderen Titeln des Werkes elemente chemie. Deren Autorinnen und Autoren sind:Edgar Brückl, Werner Eisner, Paul Gietz, Heike Große, Axel Justus, Dr. Klaus Laitenberger, Dr. Martina Mihlan, Hildegard Nickolay, Dr. Christian Preitschaft, Horst Schaschke, Dr. Werner Schierle, Bärbel Schmidt, Andrea Schuck, Dr. Rainer Stein-Bastuck, Michael Sternberg, Dr. Jutta Töhl-Borsdorf, Peter Zehentmeier.

Redaktion: Thomas BitterDTP/ Satz: Elfriede König

Grundkonzeption des Layouts: KomaAmok, StuttgartUmschlagkonzeption: Susanne Hamatzek, Martin RaubenheimerZeichnungen/Illustrationen: Alfred Marzell, Schwäbisch GmündDruck:

Printed in GermanyISBN: 978-3-12-756131-9

Bildquellenverzeichnis

U1.1 FOCUS (Scott Nelson/WpN), Hamburg; U1.2 Getty Images (Richard Dunkley), München; U1.3 Klett-Archiv, (Martin Raubenheimer), Stuttgart;

Inhaltsverzeichnis

Rückblick .................................................................................................................................................

1 Redoxreaktionen ............................................................................................................................

2 Kohlenwasserstoffe ......................................................................................................................

3 Alkohole .............................................................................................................................................

Basiskonzepte ......................................................................................................................................

Anhang ....................................................................................................................................................

Diese Internetfassung des Lösungsheftes umfasst das Kapitel „Redoxreaktionen“

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Elemente Chemie Oberstufe Einführungsphase Hessen 1

1.1 Eigenschaften der Metalle

Zu den VersuchenV1 Man stellt fest, dass Kupfer, Aluminium, Eisen und Magnesium den elektrischen Strom leiten, während dies bei Glas und Holz nicht der Fall ist. Metalle sind elektrische Leiter.

V2 Die Erbsen am Silberlöffel fallen zuerst, dann die am Stahllöffel und zuletzt erst die Erbsen, die am Plastiklöffel kleben. Die Erbsen, die sich weiter unten am Löffelstiel befinden, fallen zuerst ab, weil die Wärme durch das Metall von unten nach oben steigt. Fasst man, nachdem die Erbsen vom Silber- und Stahllöffel gepurzelt sind, an die entsprechenden Stiele, so kann man auch ganz deutlich feststellen, dass der Silberlöffel heißer geworden ist als der aus Stahl. Der Plastiklöffel weist dagegen kaum Wärmeleitfähigkeit auf. Der Versuch zeigt, dass Metalle gute Wärmeleiter sind, wobei Silber die Wärme wiederum besser leitet als Stahl.

1.2 Die Metallbindung

Zum VersuchV1 Die Wärmeleitfähigkeit von Metall ist mit Abstand am größten, gefolgt von Glas und Kunststoff. Verwendet man z. B. Kupfer und Stahlstäbe, so leitet Kupfer die Wärme ca. 10 mal besser als Stahl.

Zu den AufgabenA1 Die Metallbindung stellt man sich modellhaft so vor, dass die Atome ihre Valenzelektronen abgeben und die Elektronen sich frei zwischen den nun positiv geladenen Atomrümpfen bewegen. Die Elektronen lassen sich nun nicht mehr einem bestimmten Metallatom zuordnen. Man spricht auch von Atomrümpfen mit Elektronengas. Das Zustandekommen einer Ionenbindung erklärt man auch mit der Abgabe von Elektronen. Allerdings nimmt ein anderes Element die Elektronen auf. Die Elemente unterscheiden sich dabei stark in ihrer Elektronegativität. Das Element mit der kleineren Elektronegativität (z. B. Na) gibt Elektronen ab, das Element mit der größeren Elektronegativität (z. B. Cl) nimmt die Elektronen auf. Dadurch entstehen positive und negativ geladenen Atome, so genannte Kationen und Anionen. Diese ziehen sich aufgrund ihrer entgegengesetzten Ladung an, so dass ein regelmäßiges Ionengitter entsteht. Auch die positiv geladenen Atomrümpfe in der Metallbindung ordnen sich in einem regelmäßigen Gitter an. Hier erklärt man den Zusammenhalt damit, dass die Atomrümpfe trotz der gegenseitigen Abstoßung von den negativ geladenen Valenzelektronen, die sich frei zwischen den Atomrümpfen bewegen, zusammen gehalten werden.

A2 Hypothese: Ionenverbindungen sind nicht elektrisch leitfähig wie Metalle.Erklärung der Hypothese: Nach dem Elektronengasmodell sind die Valenzelektronen zwischen den positiv geladenen Atomrümpfen der Metalle frei beweglich. Beim Anschluss einer Gleichspannungsquelle bewegen sich die Elektronen zum Pluspol, der sie aufnimmt, während gleichzeitig aus dem Minuspol Elektronen austreten und die „abgewanderten“ Elektronen ersetzen. Eine Ionenbindung stellt man sich dagegen so vor, dass die Valenzelektronen nicht delokalisiert sondern fest an die Kationen und Anionen gebunden sind. Auch die geladenen Ionen sind fest an ihren Gitterplätzen verankert. Hier kann somit keine Ladungsübertragung stattfinden.

1.5 Redoxreaktionen als Donator-Akzeptor-Prozesse

Zum VersuchV2 Bildung von Iod, daher tritt ein dunkle Trübung auf.

1 Redoxreaktionen

2 Elemente Chemie Oberstufe Einführungsphase Hessen

1 Redoxreaktionen

Zu den Aufgaben

0 II

A1 Oxidation: Fe Fe2+ + 2 e–

0 –II

Reduktion: S + 2 e– S2–

Redoxreaktion: Fe + S FeS

A2 Die Aussage stimmt, da Aluminiumatome oxidiert und Schwefelatome reduziert werden:

0 0 III –II2 Al + 3 S Al2S3

II –II 0 0A3 2 HgO 2 Hg + O2

Es handelt sich um eine Redoxreaktion.

1.6 Die Oxidationszahl

Zur AufgabeA1

III –I –I –I IV –II IV –II I V –II I V –II –III I –I –I –III I –I I –II I –III I IV –II I VI –IIAlF3, H2O2, CO2, CO3

2–, HNO3, H3PO4, NH4Cl, Cl–, PH3, C2H2, C2H4, C2H6, MnO2, K2Cr2O7 .

1.7 Impulse Redoxreaktionen

Zu den AufgabenA1 I 0 0 III 2 HCl + Zn H2 + 2 Cl– + Zn2+ Es handelt sich um eine Redoxreaktion, da sich die Oxidationszahlen von Zink und Wasser

stoff ändern.II NH3 + HCl NH4Cl Diese Reaktion ist keine Redoxreaktion, da sich die Oxidationszahlen nicht ändern.

–III I 0 –II II –II III 4 NH3 + 5 O2 6 H2O + 4 NO Es handelt sich um eine Redoxreaktion, da sich die Oxidationszahlen der Sauerstoff und

Stickstoffatome ändern.

IVA2 a) und b) H2SO3: Schweflige Säure

VIH2SO4: Schwefelsäure

–IIH2S: Schwefelwasserstoff

IINa2S2O3: Natriumthiosulfat

II ist allerdings die mittlere Oxidationszahl der Schwefelatome. Das Thiosulfation leitet sich formal vom Sulfation SO4

2– ab, wobei ein Sauerstoffatom (Oxidationszahl –II) durch ein Schwefelatom der Oxidationszahl –II ersetzt ist. Bei Beachtung dieser Tatsache kann also geschrieben werden:

VI –IINa2SSO3


1 Redoxreaktionen

A3 a) Wasserstoffperoxid (H2O2) ist ein Bleichmittel. Es wird zum Bleichen von Zähnen und zum Blondieren von Haaren verwendet. Zudem hat Wasserstoffperoxid eine desinfizierende Wirkung und ist daher z. B. in Kontaktlinsenreinigern enthalten.

Acetonperoxid ist ein hochexplosiver Stoff mit der Schlagempfindlichkeit eines Initialsprengstoffs. Man unterscheidet in dimeres, trimeres und tetrameres Acetonperoxid.

OO

C

O O

CCH3

CH3H3C

H3C O

OC

O

OC

OC

O CH3

CH3

H3C CH3

H3C CH3

Terror in Deutschland: radikale Islamisten halten die Polizei in AtemEin brisantes Ge-bräuSprengstoff aus der DrogerieWasserstoffperoxid kann man zum Reini-gen, Desinfizieren und Bleichen der Haare einsetzen, aber in den Händen von Terro-risten kann aus der frei verkäuflichen Flüssig-keit, die wie Wasser aussieht, ein hoch ge-fährlicher Explosiv-stoff werden.

Von Rainer KlütingDie Zutatenliste ist leicht im Internet zu finden, und außerdem ist sie nicht lang. Aus wenigen Grundstoffen, die jeder leicht kaufen kann, lässt sich ein gefährlicher Sprengstoff herstellen. Wasserstoffperoxid reagiert nämlich sehr heftig mit Aceton, einem Be

standteil von zum Beispiel Nagellackentfernern. Ist auch noch eine Säure beteiligt, etwa Schwefelsäure, wie sie für Autoakkus gebraucht wird, entsteht eine Mischung, vor der man dringend warnen muss. Schon beim Zusammenmischen sind Menschen lebensgefährlich verletzt worden.Wer die richtige Technik verwendet, bekommt als Produkt Triazetontriperoxid oder kurz TATP, ein zuckerähnliches Pulver, das sich an der Luft allmählich zersetzt. Bereits ein leichter Schlag genügt, und es explodiert mit einer Wucht, die der des gebräuchlichen Sprengstoffs TNT (Trinitrotoluol) entspricht. Der Unterschied: Spreng

stoffe wie TNT müssen mit einem Zünder zur Explosion gebracht werden. Das erlaubt es Fachleuten, sie sicher und gezielt einzusetzen. Anders TATP: als Sprengmittel ist es so gut wie nutzlos, da es zu leicht von selbst losgeht und nach einigen Tagen nicht mehr funktioniert. TATP, auch Apex genannt, darf laut Sprengstoffgesetz nur mit einer Zulassung verwendet werden.Für Terroristen, die keinen Zugang zu professionell hergestellten Sprengmitteln haben, dürfte entscheidend sein, dass sich die Zutaten unauffällig beschaffen lassen. Das jetzt gefundene Wasserstoffperoxid zum Beispiel ist eine vielseitig verwendbare

Chemikalie, von der weltweit mehrere Millionen Tonnen jährlich hergestellt werden. Sie hat allerdings selbst ihre Risiken. So kann sie schwere Verätzungen verursachen. Außerdem ist H2O2, wie die chemische Formel lautet, explosiv. Bei Zimmertemperatur ist es zwar eine stabile, wasserähnliche Flüssigkeit. Doch wenn man es nur leicht erhitzt oder mit Metallen wie Kupfer oder Messing und einigen anderen Stoffen zusammenbringt, zersetzt es sich explo sionsartig.Frei verkäuflich ist Wasserstoffperoxid als höchstens siebzigprozentige Lösung in Wasser. Zum Reinigen und Desinfizieren verdünnt man es auf bis zu drei Prozent.

Bekannt ist der Stoff, der früher auch Wasserstoffsuperoxid genannt wurde, weil „Wasserstoffblondinen“ damit ihre Haare bleichen. Die Bleichwirkung nutzt auch die Zellstoffindustrie zur Herstellung von weißem Papier. Als Reinigungs und Desinfektionsmittel ist es etwa in Mundspülungen enthalten. In der Mikroelektronik wird es zum Reinigen eingesetzt. Der Stoff zerfällt in Wasser und Sauerstoff. Da Sauerstoff bei jeder Verbrennung nötig ist, wurde das Peroxid ver einzelt auch für Raketenantriebe verwendet; dort wurde es teils zusammen mit Kerosin verbrannt.

Quelle: Stuttgarter Zeitung, Nr. 206, vom 6. Sept. 2007, S.2

Bariumperoxid (BaO2) findet in der Pyrotechnik Anwendung. Es dient dort als Sauerstofflieferant und zur Erzeugung der grünen Flammenfärbung.

b) Die Oxidationszahl der Sauerstoffatome in Peroxiden ist –I.


1 Redoxreaktionen

1.8 Redoxreaktionen in wässriger Lösung

Zu den VersuchenV1 Die rotviolette Kaliumpermanganatlösung wird entfärbt. Reaktionsgleichungen siehe Schüler buch, erstes Beispiel. Hinweis: Lösungen von hydratisierten Mangan(II)Ionen sind blassrosa, verdünnte Lösungen sind jedoch fast farblos.

V2 Es fällt braunes Mangan(IV)oxid (MnO2, „Braunstein“) aus, siehe B3 im Schülerbuch. Reaktionsgleichungen siehe Schülerbuch, zweites Beispiel.

1.9 Praktikum Redoxreaktionen sind praktisch (I)

Zu den VersuchenV1 Reaktion von Sulfitionen mit Iod lösung Es ist eine Entfärbung der Iodlösung zu beobachten.

0 IV –I VII2 + SO3

2– + 3 H2O 2 I– + SO42– + 2 H3O

+

V2 Permanganationen reagieren mit Sulfitionen Es ist eine Braunfärbung der Lösung zu beobachten.

VII IV IV VI2 MnO4

– + 3 SO32– + H2O 2 MnO2 + 3 SO4

2– + 2 OH–

V3 Praktische SilberreinigungDas Silberbesteck hat wieder einen metallischen Glanz.

I 0 0 III3 Ag+ + Al 3 Ag + Al3+

V4 Manganverbindungen unter sich Es handelt sich um eine Komproportionierungsreaktion.

VII II IV 2 MnO4

– + 3 Mn2+ + 6 H2O 5 MnO2 + 4 H3O+

V5 ElefantenzahnpastaWasserstoffperoxid zerfällt in Wasser und Sauerstoff; die Iodidionen werden dabei zum Teil zu Iod oxidiert. Dies verursacht die gelbbraune Färbung des Schaums.

–I –I –II 0H2O2 + 2 I– + 2 H3O

+ 4 H2O + I2


1 Redoxreaktionen

1.10 Impulse Redoxrallye

START

ZIEL

N

NJ

N

Oxidationsmittel werden

oxidiert.

1

Stickstoffatome haben in

Verbindungen eine negative

Oxidationszahl.

13

Sauerstoff hat immer die

Oxidationszahl – II.

2

Zur Metall

gewinnung aus Salzen sind

Reduktionsmittel erforderlich.

9

Reduktionsmittel werden

oxidiert.

18

Bei Oxidationen

erhöht sich die Oxidationszahl.

19

Salze werden durch

Redox reaktionen gebildet.

16

Die Reaktion von Stickstoff mit

Wasserstoff zu Ammoniak ist eine

Redoxreaktion.

8

J J

N

J

J

N J

N N

N

J

J

N

NN

N

N

JJ

JJ

J

J

N

N

J

JN

J

J

N

J N

N

Wird Schwefel verbrannt, hat das

SAtom im Verbrennungsprodukt die

Oxidationszahl + IV.

3

Silber atome im

elementaren Silber haben

die Oxidations zahl + I.

4

Calciumionen haben eine positive

Oxidationszahl.

5

Die Oxidations zahl der Anionen im Natriumsulfid

ist – II.

6

Magnesium reduziert Brom zu

Bromidionen.

7

Fluor hat die höchste Elektronegativität und

daher immer die Oxidationszahl + I.

10

Bei Redoxreaktionen werden Protonen

übertragen.

11

Chrom atome haben in Cr2O7

2–

die Oxidationszahl +VI.

12

Chlor atome werden zu

Chlorid ionen oxidiert.

14

In Kryolith (Na3AlF6) hat

Aluminium die Oxidationszahl

+ III.

15

Reines Brom hat die

Oxidationszahl 0.

17

Redox-MeisterBromat- und Eisenionen:

V –II II –I IIIBrO3

– + 6 Fe2+ + 6 H3O+ Br– + 6 Fe3+ + 9 H2O

Phosphorwasserstoff und Permanganationen:

–III I VII V II5 PH3 + 8 MnO4

– + 24 H3O+ 5 H3PO4 + 8 Mn2+ + 36 H2O

Chromionen und Brommoleküle:

III 0 VI –I2 Cr3+ + 3 Br2 + 16 OH– 2 CrO4

2– + 6 Br– + 8 H2O

Elementares Aluminium und Thiosulfationen:

0 II III –II8 Al + 3 S2O3

2– + 30 H3O+ 8 Al3+ + 6 H2S + 39 H2O

Chlorationen im sauren Bereich:

V VIIOxidation: 3 ClO3

– + 9 H2O 3 ClO4– + 6 e– + 6 H3O

+

V –IReduktion: ClO3

– + 6 e– + 6 H3O+ Cl– + 9 H2O

V VII –IRedoxreaktion: 4 ClO3

– 3 ClO4– + Cl–


1 Redoxreaktionen

1.11 Reduktionsmittel in der Technik und im Alltag

Zu den VersuchenV1 Um den exothermen Charakter der Reaktion zu zeigen, ist es sinnvoll, die Schüler vorherdarauf hinzuweisen, dass der Brenner unmittelbar nach dem ersten Aufglühen entfernt wird. Die Glühfront zieht dann weiter, ohne dass von außen Energie zugeführt wird. Nach der Reaktion lassen sich rote Kupferkörnchen erkennen. Diese müssen bei der Reaktion entstanden sein. Reaktionsgleichungen siehe Schülerbuch.

V2 Bei dem Versuch ist darauf zu achten, dass trockene Reagenzgläser und Materialien benutzt werden! Zur näheren Untersuchung der Reaktionsprodukte muss das Reagenzglas zerschlagen werden. (Vorsicht! Abdeckung mit einem Lappen, damit keine Glassplitter umherfliegen!) Zur Betrachtung der Reaktionsprodukte ist eine Lupe empfehlenswert. Man erkennt kleine rote Kügelchen des entstandenen Kupfers. Reaktionsgleichungen siehe Schülerbuch.

Zu den AufgabenA1 Fritz Haber hat für das Militär geforscht und gilt als Mitbegründer der chemischen Kriegsführung durch Giftgaseinsatz.

A2 Wasserstoff wird z. B. bei der Metallgewinnung als Reduktionsmittel verwendet.

1.12 Exkurs Das Thermitverfahren

Zum VersuchV1 Dieser Versuch kann in zwei unterschiedlichen Versionen vorgeführt werden.a) Als Gefäß wird ein kleiner Blumentopf aus Ton verwendet. Das Loch im Boden wird mit einem Filterpapier oder einem dünnen Metallplättchen verschlossen (B2). Es ist sehr eindrucksvoll zu sehen, wie das flüssige Metall in einem glühenden Strahl in die darunterstehende, mit Sand gefüllte Wanne fließt. Häufig lässt sich aber nur ein unansehnlicher Metallkörper gewinnen. b) Führt man das Experiment in einem Spezialtiegel (Hessischer Tontiegel, B1) aus, kann man nachdem Abkühlen und dem Zerschlagen des Tontiegels aus der erstarrten Schlacke einen schöngeformten Eisenkörper („Regulus“) gewinnen, den man noch zusätzlich mit einer Feile oder Drahtbürste bearbeiten kann. Hinweis: Ein fertiges Experimentset kann von Aug. Hedinger, Heiligenwiesen 26, 70327 Stuttgart, bezogen werden.

1.14 Oxidationsmittel in der Technik und im Alltag

Zum VersuchV4 In Kolben 1 kommt es zur Entwicklung nitroser Gase, die in Gefäß 2 eingeleitet werden. Durch den Überdruck gelangt Flüssigkeit von Kolben 2 in Kolben 3, dessen Inhalt sich rotviolett färbt. Da in Kolben 1 ein Unterdruck entstanden ist, wird nach einiger Zeit die Flüssigkeit aus Kolben 2 in Kolben 1 gesaugt. Die Lösung in Kolben 1 nimmt dann, wegen der Bildung einer Kupfernitratlösung, eine grünblaue Farbe an.

Zu den AufgabenA1 Stoffportionen gleicher Massen an Reinigungsmitteln werden aufgelöst und das entweichende Gas wird aufgefangen. Dabei wird das Gasvolumen bestimmt.

–II I 0 0 I –IIA2 N2H2 + O2 N2 + 2 H2O

A3 PbS + 4 O3 PbSO4 + 4 O2


1 Redoxreaktionen

1.15 Geschichte der Metallgewinnung

Geschichte der MetallgewinnungArchäologische Befunde lassen es sinnvoll erscheinen, zwischen die metalllose Steinzeit und die Bronzezeit eine „Kupfersteinzeit“ (Chalkolithikum) einzuschieben. Damit wird der Tatsache Rechnung getragen, dass schon Jahrtausende vor dem Beginn der Bronzezeit Kupfer verarbeitet wurde. Zeugnisse über den ältesten Kupferbergbau Europas stammen aus der Gegend von Belgrad. Die Kupfermine in Rudna Glavo wurde bereits im 5. vorchristlichen Jahrtausend betrie-ben. Das Erz, aus dem das Kupfer gewonnen wurde, war Malachit, ein Verwitterungsprodukt des Kupferkieses (CuFeS2). Aus ihm konnte sehr reines Kupfer gewonnen werden, wie die Klinge des Gletschermannes aus den Ötztaler Alpen zeigt. Die chalkolithischen Kulturen endeten in Europa etwa um das Jahr 2 500 v. Chr. Erst viel später, nachdem wahrscheinlich die zugänglichen Malachit-vorkommen erschöpft waren, gelang es, Kupferkies zur Gewinnung von Kupfer heranzuziehen. Die Hauptschwierigkeit, die überwunden werden musste, bestand darin, während des Herstel-lungsprozesses die Verbindungen der beiden verschiedenen Metalle voneinander zu trennen. Auf welche Weise zum ersten Mal Kupfer aus Malachit hergestellt wurde, ist nicht eindeutig bekannt. Wahrscheinlich ist die „Lagerfeuertheorie“, nach der zufällig ein Brocken Malachit in einem Feuer reduziert wurde, nicht zu halten. Entsprechende Experimente führten nicht zum Ziel. Offensichtlich ist ein vom Wind angefachtes Lagerfeuer nicht genügend reduzierend. Nach einer anderen Theorie könnte sich die erste Kupfergewinnung zufällig in einem heißen Keramikofen ereignet haben, in den ein mit Holzkohle und Malachit gefüllter Lehmbecher gestellt wurde.

Literatur zur Geschichte der Entdeckung und Verwendung der Metalle Steuer, H.: Alter Bergbau in Deutschland, Konrad-Theiss-Verlag, Stuttgart 1993 Knauth, P.: Die Entdeckung des Metalls, Time Life International B. V., Amsterdam 1976 Moesta, H.: Erze und Metalle – ihre Kulturgeschichte im Experiment, Springer, Berlin 1982 Förster, 0.: Das Gold der Kelten, Deutsche Verlagsanstalt, Stuttgart 1997

1.16 Ötzi und sein Kupferbeil

Zum VersuchV1 a) Statt Malachit kann auch Kupfercarbonat verwendet werden. Erhitzt man Malachit, so entstehen Kupfer(II)-oxid und Kohlenstoffdioxid. Das ist der Grund, warum die grüne Farbe verschwindet. Fügt man nun Holzkohlepulver dazu, so reagiert dieses mit dem Kupfer(II)-oxid zu elementarem Kupfer und Kohlenstoffdioxid. An der Reagenzglaswand scheiden sich rote Kupferkügelchen ab.b) Schüttet man nach Beendigung der Reaktion den Reagenzglasinhalt in ein mit Wasser gefülltes Becherglas, so erkennt man, dass die Kupferkügelchen zu Boden sinken. Durch diesen Versuch lässt sich das entstandene Kupfer besser erkennen.

1.18 Galvanische Elemente

Zu den VersuchenV1 Mithilfe dieses Versuchs lässt sich eine kleine Redoxreihe analog zu B1, S. 42 erstellen. So überziehen sich Kupfer-, Zink- und Eisenblech mit einem Silberüberzug beim Eintauchen in Sil bernitratlösung. Beim Eintauchen in Kupfersulfatlösung überziehen sich das Eisen- und Zinkblech mit Kupfer. Beim Eintauchen in Eisensulfatlösung überzieht sich das Zinkblech mit Eisen, was leider aufgrund der ähnlichen Färbung schwer zu beobachten ist. Bei diesen Kombina-tionen kommt es zu Redoxreaktionen. Die jeweiligen Bleche sind unedler als die entstehenden


1 Redoxreaktionen

Metallschichten. Sie geben die Elektronen ab, welche von den jeweiligen Metallionen, deren Fähigkeit zur Aufnahme von Elektronen größer ist, aufgenommen werden. Bei den anderen Kombinationen finden keine Redoxreaktionen statt, da die Fähigkeit zur Elektronenabgabe der Metalle, gegenüber der Fähigkeit zur Elektronenaufnahme der Metallionen zu gering ist. Diese Metallbleche sind daher edler.

Redoxgleichungen zum Versuch

Oxidation: Zn Zn2+ + 2 e–

Reduktion: Fe2+ + 2 e– Fe

Redoxreaktion: Zn + Fe2+ Zn2+ + Fe


Reduktion: Cu2+ + 2 e– Cu

Redoxreaktion: Zn + Cu2+ Zn2+ + Cu


Reduktion: Ag+ + e– Ag ! · 2

Redoxreaktion: Zn + 2 Ag+ Zn2+ + 2 Ag

Oxidation: Fe Fe2+ + 2 e–

Reduktion: Cu2+ + 2 e– Cu

Redoxreaktion: Fe + Cu2+ Fe2+ + Cu

Oxidation: Fe Fe2+ + 2 e–


Redoxreaktion: Fe + 2 Ag+ Fe2+ + 2 Ag

Oxidation: Cu Cu2+ + 2 e–


Redoxreaktion: Cu + 2 Ag+ Cu2+ + 2 Ag

Bei allen anderen Kombinationen (z. B. Silber mit Zinksulfat) erfolgt keine Reaktion.

V2 Bei dieser Versuchsanordnung handelt es sich um ein DaniellElement. Die am Spannungsmessgerät gemessene Leerlaufspannung beträgt 1,1 V. Sie ist unabhängig von der Eintauchtiefe der beiden Elektroden.

1.19 Exkurs Verschiedene Batterien und Akkumulatoren

Zu den AufgabenA1 Am Pluspol eines galvanischen Elements findet die Reduktion statt, Silberionen werden zu Silber reduziert. Am Minuspol findet dagegen die Oxidation statt. Die Bleielektrode ist der Minuspol, denn dort gehen Bleiionen in Lösung.


1 Redoxreaktionen

A2 II –II 0a) Pluspol: HgO + H2O + 2 e– Hg + 2 OH–

0 –IIMinuspol: Zn Zn2+ + 2e–

b) AlkaliKnopfzellen oder ZinkLuftKnopfzellen

1.20 Die Brennstoffzelle

Zu den Aufgaben

–II I 0 0A1 N2H4 N2 + 2 H2

A2 Vm = V _ n = 22,4 l

___ mol , V = Vm · n

M = m _ n

n (H2) = m (Wasserstoff)

_______ M (H2) V (Wasserstoff) = Vm · n (H2)

= 1 200 g _____ 

2 g · mol–1 = 22,4 l · mol–1 · 600 mol

= 600 mol = 13 400 l

1.21 Elektronenübergänge bei Elektrolysen

Zu den AufgabenA1 a) Das Blei scheidet sich an der Kathode (bei Elektrolysen ist das die negativ geladene Elektrode) ab.b) An der Anode bildet sich Chlor.c) Kathode Pb2+ + 2 e– Pb Anode 2 Cl– Cl2 + 2 · 1 e–

Gesamt (redox)reaktion: Pb2+ + 2 Cl– Pb + Cl2

A2 Dosengetränke (z. B. Softdrinks, Bier), Schokolade, Joghurt, Frischkäse, Quark, Fertiggerichte.

A3 a) Ein Stab bzw. Balkendiagramm könnte so aussehen:

900

800

700

600

500

400

300

200

100

0

Aluminiumproduktion in 1000 t

2002 2003 2004 2005 2006

ElektrolyseRecycling


1 Redoxreaktionen

b) Die Berechnung lässt sich in einer Tabelle übersichtlich darstellen:

2002 2003 2004 2005 2006

Aluminium durch Elektrolyse in t 652800 660800 667900 647900 515500

Aluminium durch Recycling in t 666100 680400 703800 718300 795700

Gesamtproduktion (Summe) 1318900 1341200 1371700 1366200 1311200

Anteil des Recyclings in % 50,5 50,7 51,3 52,6 60,7

In den letzten Jahren wurde mehr als die Hälfte des jährlich produzierten Aluminiums durch Recycling gewonnen. Der Anteil an durch Recycling gewonnenem Aluminium ist von 2002 bis 2006 stetig gestiegen, mit einem sprunghaften Anstieg im Jahr 2006. Aktuelle Daten zur Aluminiumproduktion sowie zum Recycling von Aluminium findet man im Internet z. B. unter http://www.aluminiumrecycling.com (Stand: 01.08.2011)

A4 a) Es entstehen Zink und Iod.b) Anode 2 Ø– Ø2 + 2 · 1 e– Elektronendonator: Iodidionen Ø–

Kathode Zn2+ + 2 e– Zn Elektronenakzeptor: Zinkionen Zn2+

Gesamtgleichung:

Oxidation: –2·1 e–

Reduktion: +2 e–

2 – + Zn2+ � Ø2 + ZnØ

A5 a)

Oxidation

Reduktion

4 3+ + O2– � + 3 OAl 6 4 Al 2

Hinweis: Es sollte darauf geachtet werden, dass auch in diesem Fall die Ionen in der Schmelze getrennt vorliegen, demnach auch durch ein „+“Zeichen getrennt geschrieben werden.b) Aluminium scheidet sich am Minuspol, der Kathode ab.c) Die Halbzellengleichungen lauten:Anode 6 O2– 3 O2 + 12 e–

Kathode 4 Al2+ + 12 e– 4 Al

1.24 Korrosion und Galvanisieren

Zu den AufgabenA1 Minuspol (Schlüssel): Zn2+ + 2 e– ZnPluspol (Zinkblech): Zn Zn2+ + 2 e–


1 Redoxreaktionen

Zinksalzlösung

Zn2+ ZnZn

AnodeKathode

A2 Bei einer Elektrolyse muss im Gegensatz zu einem galvanischen Element eine Spannung angelegt werden.

Elektrolyse Galvanisches Element

Energie-umwandlung

Elektrische Energie chemische Energie

Chemische Energie elektrische Energie

freiwillig oder erzwungen?

erzwungen freiwillig

Anode Pluspol Minuspol

Kathode Minuspol Pluspol

A3 Durch eine Beschädigung der Oberfläche gelangt Wasser in die Zinkoxidschicht. Dadurch werden Zinkionen gelöst. Das darunterliegende Eisen wird oxidiert.

1.25 Praktikum Redoxreaktionen sind praktisch (II)

Zu den VersuchenV1 Galvanisieren von EisenZusatzinformationIn der Technik wird zum Verkupfern, Vernickeln, Versilbern oder Vergolden häufig das Elektrolyseverfahren angewandt.Dazu wird der Gegenstand aus unedlem Metall, der überzogen werden soll, als Kathode (Minuspol) geschaltet [B1]. Die Lösung enthält die Ionen des Metalls, aus dem der Überzug bestehen soll. Diese positiv geladenen Ionen werden von der Kathode angezogen und dort durch Aufnahme von Elektronen zu Metallatomen reduziert. Das Metall scheidet sich ab. Der entstehende Überzug ist oft nur wenige hundertstel Millimeter dick. Um die Konzentration der Metallionen konstant zu halten, kann man eine Anode aus dem Überzugsmetall verwenden. An dieser entstehen dann genauso viele Ionen, die in Lösung gehen, wie an der Kathode Atome des Metalls


1 Redoxreaktionen

abgeschieden werden. Lösungen zum Verkupfern, Vernickeln oder Versilbern kann man auf diese Weise immer wieder verwenden.Im Versuch findet an der Kathode die Reduktion der Kupferionen und an der Anode die Oxidation der Kupferatome statt.

V2 Strom aus der GetränkedoseBeim Strom aus der Getränkedose wird Aluminium oxidiert. Im Gegenzug dazu wird Wasser reduziert. Es entsteht Wasserstoffgas, welches durch Gasentwicklung beobachtet und nachgewiesen werden kann. Die entstandenen OHIonen können mithilfe von pHMessungen beobachtet werden. Dieser Versuch ist nicht einfach auszuwerten, da SchülerInnen in der Regel zunächst davon ausgehen, dass die Natriumkationen reduziert werden.

Oxidation 2 Al 2 Al3+ + 6 e–

Reduktion 6 H2O + 6 e– 3 H2 + 6 OH–

Gesamtreaktion 2 Al + 6 H2O 2 Al3+ + 6 OH– + 3 H2

Anmerkung: Mit der im Versuch beschriebenen Vorgehensweise, sollte der Elektromotor in Gang kommen. Manchmal haben die vorhandenen Elektromotoren aber einen zu großen Widerstand, sodass man dann auf ein Gerät mit einem kleineren Widerstand zurückgreifen muss.

V3 Zink-Luft-Batterie

0 IIMinuspol: Zn Zn2+ + 2 e–

0 –IIPluspol: O2 + 2 H2O + 4 e– 4 OH–

gesamt: 2 Zn + O2 + 2 H2O 4 OH– + 2 Zn2+

V5 Unsichtbare TinteBei der unsichtbaren Tinte werden Iodidionen zu Iod oxidiert und das Bleichmittel bzw. H2O2 reduziert. Die Schrift lässt sich durch Braunfärbung erkennen.

Oxidation 2 Ø– Ø2 + 2 e–

Reduktion H2O2 + 2 H+ + 2 e– 2 H2OGesamtreaktion 2 Ø– + H2O2 + 2 H+ Ø2 + 2 H2O

Die Auswertung der beiden Versuche V1 und V2 anhand von Redoxgleichungen ist nicht einfach, daher bietet sich hierbei z. B. eine Rechercheaufgabe zur Ermittlung der Gleichungen an.

1.26 Durchblick Zusammenfassung und Übung

Zu den AufgabenA1

III –II I IV –II III VI –II II –II I –I –III I –IFe2O3, Na2SO3, Al2(SO4)3, HgS, H2O2, NH4Cl.

A2 a) Abscheidung eines Silberspiegels auf dem Kupferblech.b) Man kann nichts Besonderes beobachten.

VI IIIA3 Cr2O7

2– + 6 e– + 14 H3O+ 2 Cr3+ + 21 H2O


1 Redoxreaktionen

0 I

A4 a) Oxidation: 2 Na 2 Na+ + 2 e–

I 0

Reduktion: 2 H2O + 2 e– H2 + 2 OH–

Redoxreaktion: 2 Na + 2 H2O 2 Na+ + H2 + 2 OH–

Ja, es handelt sich um eine Redoxreaktion.

b) 2 NaCl + H2SO4 HCl + 2 Na2SO4

Nein, es handelt sich um eine SäureBaseReaktion.

0 II

c) Oxidation: Mg Mg2+ + 2 e–

I 0

Reduktion: 2 H3O+ + 2 e– H2 + H2O

Redoxreaktion: Mg + 2 H3O+ Mg2+ + H2 + 2 H2O

Ja, es handelt sich um eine Redoxreaktion.

d) H3O+ + NO3

– + Na+ + OH– 2 H2O + NO3– + Na+

Nein, es handelt sich um eine SäureBaseReaktion.

A5 Batterien sind galvanische Elemente, d. h., sie können nicht wieder aufgeladen werden, im Gegensatz zu Akkumulatoren.

A6 Kathode (Minuspol): Na+ + e– NaAnode (Pluspol): 2 Cl– Cl2 + 2 e–

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DO01756131 loe u - Klett€¦ · Lösungen Hessen Oberstufe Einführungsphase Oberstufe Einführungsphase elemente chemie elemente chemie ISBN 978-3-12-756851-6DO01756131_loe_u.indd