Die "Reaktion zwischen Säuren und Laugen - Neutralisation" als Thema einer Chemiestunde in der 9. Klassenstufe

Inhaltsverzeichnis

1. Sachanalyse

2. Didaktische Analyse
Formulierung und Begründung der Lernaufgabe
Bedeutsamkeit des Unterrichtsinhalts für die Schülerinnen und Schüler
Didaktische Reduktion
Einbettung der Stunde in die Unterrichtseinheit

3. Voraussetzungen für den Unterricht
Innere Vorraussetzungen bei den Schülerinnen und Schülern
Äußere Voraussetzungen

4. Lernziele
Ziel der Unterrichtseinheit
Ziel der Unterrichtsstunde
Feinziele

5. Methodische Überlegungen
Einstiegsmöglichkeiten
Artikulation
Sozial- und Aktionsformen
Medien
Mögliche Schwierigkeiten
Unterrichtsprinzipien

6. Geplanter Unterrichtsverlauf

7. Literaturverzeichnis

8. Anhang

1. Sachanalyse

Säuren und Basen

Früher verstanden Menschen unter einer Säure einen Stoff, der sauer schmeckt und unter Laugen eine Lösung, die sich seifig anfühlt und leicht bitter schmeckt (Mortimer, 1996). Diese Definitionen von Säuren und Laugen sind auch heute noch umgangssprachlich bekannt. Chemisch betrachtet werden Stoffe jedoch aufgrund ihrer Eigenschaften den Begriffen Säure und Base zugeordnet.

1887 veröffentlichte Svante Arrhenius die in der Realschule benutzte Definition für Säuren und Basen. Danach ist eine Säure ein Stoff, der in wässriger Lösung Hydronium-Ionen (H+) bildet, während eine Base in wässriger Lösung Hydroxid-Ionen (OH-) bildet. Seiner Definition nach sind Metallhydroxide die einzigen existierenden Basen, ihre wässrige Lösungen nennt er Laugen (Elemente Chemie II, 1989).

Ein Beispiel für eine Arrhenius-Säure ist Chlorwasserstoff, welches mit Wasser Salzsäure bildet:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Ein bekanntes Metallhydroxid, das basisch reagiert, ist Natriumhydroxid:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Als einzig mögliche Neutralisationsreaktion versteht Arrhenius die Reaktion von H+- und OH- -Ionen zu Wasser (pH 7). Die Gegenionen zu H+ und OH- bilden ein Salz. Reagiert beispielsweise Natronlauge mit Salzsäure, so entsteht neben Wasser noch das Salz NaCl:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Diese Theorie von Arrhenius hat jedoch einige Nachteile. Sie ist zum einen auf wässrige Lösungen beschränkt, zum anderen liefert sie keine Erklärung für die Basizität des Ammoniaks. Eine ausführlichere Säure-Base-Definition wurde 1923 von Johannes Brönsted und Thomas Lowry unabhängig voneinander entwickelt. Danach sind Säuren Stoffe, die als Protonendonatoren fungieren und Basen sind so genannte Protonenakzeptoren (Mortimer 1996).

pH-Wert

Der pH-Wert ist ein Maß für die Säure- bzw. Base-Eigenschaften eines Stoffes.

Zur Beschreibung der Acidität bzw. der Basizität eines Stoffes wird die Konzentration an H+(aq)- bzw. OH-(aq)-Ionen verwendet (Binnewies et al. 2004). Auch in reinem Wasser liegt eine geringe Dissoziation des H2O-Moleküls in H+- und OH—Ionen vor (= Autoprotolyse):

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Wendet man hierauf das Massenwirkungsgesetz an, so erhält man das Ionenprodukt des Wassers KW (Binnewies et al. 2004):

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

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Unter Normalbedingungen (25°C) beträgt KW = 1*10-14mol2*l-2.

Wie an dem Massenwirkungsgesetzt ersichtbar, ist die H+-Konzentration immer von der OH--Konzentration abhängig. Diese gezeigte Beziehung gilt nicht nur für Wasser, sondern auch für wässrige Lösungen. Wird eine Säure in Wasser gelöst, so steigt die H+-Konzentration an, während die OH--Konzentration absinkt. Wird eine Base gelöst, steigt die OH--Konzentration an und die H+-Konzentration fällt ab (Mortimer 1996). Da die so erhaltenen Zahlenwerte jedoch recht klein sind, ist es in der Praxis üblich, anstatt den eigentlichen Konzentrationen den negativen dekadischen Logarithmus der relativen Konzentrationen (à dimensionslos), also den pH-Wert, zu verwenden:

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Analog hierzu gilt für den pOH-Wert:

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Durch die Definition des Ionenproduktes lässt sich ableiten, dass die Summe von pH und pOH einer Lösung bei 25°C immer 14 ergibt. Eine Lösung mit einem pH-Wert von 7 bezeichnet man als neutral, liegt der pH-Wert unterhalb von 7, so ist die Lösung sauer, liegt der pH-Wert über 7, ist die Lösung basisch.

Neutralisationsindikatoren

Neutralisationsindikatoren sind organische Farbstoffe, die abhängig vom pH-Wert, d.h. von der Hydroniumionen-Konzentration, unterschiedliche Farben zeigen (Schülerduden Chemie). Den pH-Bereich, in welchem der Wechsel zwischen den beiden Farben stattfindet, nennt man Umschlagsbereich. Um den Punkt der Neutralisation feststellen zu können, muss man Indikatoren verwenden, bei denen der Umschlagsbereich bei einem pH-Wert von 7 liegt, da dieser Wert neutral ist.

Titration

Zur quantitativen Bestimmung einer Konzentration einer wässrigen Probelösung kann das Verfahren der Titration verwendet werden. Dabei gibt man solange zu einer Probe unbekannter Konzentration (=Probelösung) tropfenweise eine Lösung bekannter Konzentration (=Maßlösung), bis der Äquivalenzpunkt erreicht ist. Der Äquivalenzpunkt ist der Punkt, an dem zu der Lösung mit unbekannter Konzentration genau die äquivalente Menge an Maßlösung zugegeben wurde. Durch den Verbrauch an Maßlösung kann nun der Säuregehalt der Probelösung errechnet werden (folgend am Beispiel von HCl mit NaOH):

Da am Äquivalenzpunkt die gleichen Stoffmengen n an HCl und NaOH vorliegen, können diese gleichgesetzt werden. Außerdem ist die Konzentration c der Maßlösung, sowie das Volumen V der Probelösung und das Volumen V der verbrauchten Maßlösung bekannt:

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Zur Bestimmung des Äquivalenzpunktes kann beispielsweise ein Indikator eingesetzt werden. Dieser hat die Eigenschaft, beim erreichen des Äquivalenzpunktes die Farbe der Lösung umschlagen zu lassen. Gebräuchliche Indikatoren sind z.B. Bromthymolblau, dessen Umschlagsbereich bei pH 6,0 - 7,6 liegt und der eine Farbänderung von gelb nach blau aufweist, oder Phenolphthalein, welches bei pH 8,2 - 10 von farblos nach rot wechselt (Binnewies 2004).

Entsorgung

Die Entsorgung von Säuren und Laugen in der Schule verläuft mittels Neutralisation: Säuren werden durch eine entsprechende Lauge und Laugen durch eine Säure auf einen pH von ca. 7 eingestellt und in dem Abfallbehälter „Säuren und Laugen“ gesammelt. Es ist zu beachten, dass in eine konzentrierte Säure oder Base niemals Wasser gegeben werden darf, da die Reaktion von Säure (bzw. Base) mit Wasser exotherm verläuft, es somit zu einer Erwärmung des Reaktionsgemisches kommt und dadurch das Wasser verdampfen und aus dem Reaktionsgefäß heraus spritzen kann.

2. Didaktische Analyse

Formulierung und Begründung der Lernaufgabe

Laut Lehrplanentwurf des Landes Rheinland-Pfalz von 1997 ist die zentrale Aufgabe der Chemie, „Zusammensetzung und Aufbau der uns umgebenden stofflichen Welt in ihrer Erscheinungsform zu untersuchen und zu beschreiben“. Dieser Aufgabe wird das Thema „Säuren und Laugen“ gerecht, indem sich die Schülerinnen und Schüler (im Folgenden: SuS) diese bedeutende Stoffklasse unserer Umwelt im Unterricht experimentell erarbeiten können. Außerdem vertiefen die SuS ihre Kenntnisse bezüglich der Einsatzmöglichkeit und den Grenzen von Modellvorstellungen sowie ihre Kenntnisse über chemische Gesetzmäßigkeiten. An dem Stundenthema „Neutralisation“ kann der im Lehrplanentwurf geforderte „Einblick in [die] Arbeitsweisen der Chemie“ sowie die „Fähigkeit, Experimente selbstständig ... durchzuführen“ mittels der Titration erfolgen.

Das Thema „Reaktion zwischen Säuren und Laugen: Neutralisation“ ist gemäß des Lehrplans Chemie des Landes Rheinland-Pfalz von 1997 für die neunte Klasse Realschule verbindlich vorgesehen.

Bedeutsamkeit des Unterrichtsinhalts für die Schülerinnen und Schüler

Dem Thema Säuren und Laugen kommt sowohl im Chemieunterricht als auch im Alltagsleben der Schülerinnen und Schüler eine große Bedeutung zu. Das Thema ermöglicht eine erste Begegnung mit der in der Chemie üblichen Schreibweise für Reaktionsgleichungen und ist gleichzeitig ein grundlegender Reaktionstypus.

Säure-Base-Reaktionen spielen auch in anderen Fächern bzw. Themengebieten eine wichtige Rolle, beispielsweise bei Atmung und Verdauung (Biologie, Medizin) oder in unserer Umwelt als Saurer Regen. Auch zu Hause begegnen den SuS immer wieder Säuren oder Laugen, sei es als Essig, in der Zitrone oder als Laugenbrezel.

Didaktische Reduktion

Die Erarbeitung des Stundenthemas erfolgt über den Schülerversuch der Titration. Die SuS besitzen bereits das Vorwissen, dass H+-Ionen für den sauren Charakter und OH--Ionen für den basischen Charakter einer Lösung verantwortlich sind. Sie wissen was Indikatoren sind und wie sie wirken, außerdem ist ihnen die pH-Skala bekannt, welche von sauer (pH 1-6) über neutral (pH 7) zu basisch (pH 8-14) reicht. Somit ist den SuS der Begriff „neutral“ bereits in den vorangegangenen Stunden begegnet.

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