Schulorientiertes Experimentieren im Chemieunterricht mit Redoxreaktionen

Inhalt

Metalle, bzw. Metallpulver in Brennerflamme
Beobachtung
Fachliche Auswertung
Didaktische Auswertung

Reduktion von Kupferoxid
Durchführung
Beobachtung
Fachliche Auswertung
Didaktische Auswertung

Verbrennungen in CO2
Durchführung
Beobachtung
Fachliche Auswertung
Didaktische Auswertung

Abscheidungsversuche
Durchführung
Beobachtung
Fachliche Auswertung

Daniell-Element
Durchführung
Beobachtung

Galvanische Zellen
Durchführung
Beobachtung
Fachliche Auswertung zum Daniell-Element und den Galvanischen Zellen
Didaktische Auswertung zu den Abscheidungsversuchen, dem Daniell-Element und den galvanischen Zellen

Spezielle Frage 1

Spezielle Frage 2

Quellen.

Metalle, bzw. Metallpulver in Brennerflamme

Durchführung:

„V1: Halten sie mit der Tiegelzange nacheinander etwas Magnesiumband, ein Stück Kupfer- und Silberblech und einen Platindraht in die entleuchtete Brennerflamme.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

V2: Spannen Sie einen Gasbrenner waagerecht an einem Stativ fest und stellen Sie die entleuchtete Brennerflamme ein. Füllen sie das eine Ende eines Glasrohrs mit etwas Magnesiumpulver und blasen Sie die Probe von der Seite in die Brennerflamme. Wiederholen Sie den Versuch mit Eisen- und Kupferpulver. Vergleichen Sie die Helligkeit der Flammen.“^[1]

Statt eines Silberblechs wurde in V1 ein Eisennagel benutzt.

Beobachtung:

Von V1:

Das Kupferblech leuchtete orange auf und verfärbte sich beim Abkühlen schwarz.

Der Eisennagel begann erst langsam an zu glühen, und wurde nach dem Abkühlen an entsprechender Stelle dunkelgrau.

Der Platindraht glühte sehr schnell und anhaltend hell orange auf. Nach dem Abkühlen konnte keine Farbänderung festgestellt werden.

Das Magnesiumband entzündete sich in der Brennerflamme und brannte mit einer gleißend weißen Flamme. Es zerfiel in ein weißes Pulver.

Von V2:

Diese Reaktionen verliefen heftiger und schneller, als bei den entsprechenden Blechen.

Das Kupferpulver ließ die Brennerflamme grün leuchten. Da es sich im Brenner verfing, war diese Grünfärbung der Flamme lange zu beobachten.

Das Magnesiumpulver verbrannte in einem hellen weißen Lichtball. Dieser war aufgrund seiner enormen Helligkeit kaum direkt zu beobachten.

Das Eisenpulver ließ sich beim passieren der Brennerflamme gut beobachten, da es als glühende Funken zu Boden fiel.

Fachliche Auswertung:

Elektronenaustausch als Redoxreaktion

Zunächst wird in der Schule der Begriff Oxidation als eine Reaktion bezeichnet, bei der sich ein Stoff mit Sauerstoff verbindet. So reagieren zum Beispiel zwei Magnesiumatome mit einem Sauerstoffmolekül zu zwei Magnesiumoxidmoleküle. Eine Reduktion wird dementsprechend als eine Reaktion eingeführt, bei welcher ein sauerstoffhaltiger Stoff diesen Sauerstoff abgibt. So reagieren zum Beispiel zwei Kupferoxidmoleküle zu zwei Kupferatome und elementaren Sauerstoff. Eine Reaktion, bei der Sauerstoff von einem Partner auf den anderen übertragen wird, nennt man Redoxreaktion.^[2]

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Dieses Erklärungsmodell funktioniert allerdings nur solange, wie wir ausschließlich Reaktionen betrachten, bei dem auch Sauerstoff beteiligt ist. Um das Donator-Akzeptor-Prinzip von Elektronen einzuführen, bietet es sich an, bekannte Reaktionen in ihrer Ionenschreibweise darzustellen.

Bei der oben bereits angeführten Reaktion von Magnesium mit Sauerstoff werden Magnesium-Ionen Mg[2]+ und Sauerstoff-Ionen O[2]- gebildet. Jedes Magnesiumatom gibt also 2 Elektronen ab und jedes Sauerstoffatom nimmt 2 Elektronen auf. Auf dieser Grundlage lassen sich nun die Begriffe der Oxidation und Reduktion neu definieren. Unter Oxidation versteht man eine Elektronenabgabe. Eine Reduktion ist eine Elektronenaufnahme. Und eine Redoxreaktion ist eine Reaktion, bei der eine Elektronenübertragung stattfindet.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Das zu oxidierende Teilchen wird weiterhin als Elektronen-Donator, und das zu reduzierende Teilchen als Elektronen-Akzeptor bezeichnet.^[3] Als Triebkraft für solche Reaktionen ist hier auf die Ionisierungsenergie und die Elektronen-Affinität hinzuweisen.^[4]

Wie in V2 festgestellt, reagierten die Metalle in Pulverform weitaus heftiger als die Bleche. Dies ist auf die enorm gesteigerte Oberfläche des Pulvers zurück zu führen. Je größer die anzugreifende Oberfläche ist, desto heftiger fällt die Reaktion aus. Bei Feststoffen können nur die Atome an der Oberfläche mit dem Reaktionspartner reagieren. Den Grad der Zerteilung eines Stoffes wird mit dem Zerteilungsgrad angegeben, der sich auf das Volumen und die Oberfläche eines Stoffes bezieht.^[5]

Metalle reagieren mit dem Sauerstoff zu Salzen, welche ionisch gebunden sind. Eine ionische Bindung besteht aus Kationen und Anionen. Der Stoff ist nach außen hin elektrisch neutral. Als Kationen fungieren meist elektropositive Elemente, wie zum Beispiel Alkali-, Erdalkali-, Übergangs- und Seltene-Erd-Metalle. Anionen werden eher von den rechts im Periodensystem befindlichen, elektronegativeren, Elementen gebildet.^[6]

In den beiden angeführten Reaktionen kann man erkennen, dass die hier verwendeten Metalle als Elektronen-Donatoren, und Sauerstoff jeweils als Elektronen-Akzeptor dient. Kupfer reagiert zu Kupferoxid, Eisen zu Eisenoxid und Magnesium zu Magnesiumoxid.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten

Platin zeigte nach dem Glühen keinerlei Veränderungen. Deshalb ist davon auszugehen, dass es nicht mit dem Luftsauerstoff reagiert hat. Dies lässt sich erklären, wenn man sich die Spannungsreihe der Metalle ansieht.

Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten^[7]

Hieraus ist abzulesen, dass Platin ein überaus starkes Oxidationsvermögen hat, es also seinen Reaktionspartner zur Oxidation drängt. Dementsprechend ist sein Reduktionsvermögen äußerst gering. Der Luftsauerstoff ist in unserem Versuchsaufbau nicht in der Lage, Platin zu oxidieren. Sauerstoff befindet sich mit einem Standard-Elektrodenpotenzial von +0,40 E°(V) zwischen Kupfer und Silber.^[8] Hierdurch zeigt sich ebenfalls, weshalb Platin zu den edlen Metallen zählt, und zum Beispiel Eisen und Magnesium zu den unedlen Metallen.

Die meisten Metalle kommen in der Natur nur in Verbindungen vor, da sie sich leicht oxidieren lassen. Edle Metalle wie Gold, Silber und Platin, welche schwer zu oxidieren sind, findet man in der Natur in ihrer elementaren Form.

Didaktische Auswertung:

Das oben aufgeführte Experiment passt thematisch in das Inhaltsfeld 4, Metalle und Metallgewinnung der Progressionsstufe eins. Die Schülerinnen und Schüler lernen in diesem Inhaltsfeld erstmals die Begriffe Oxidation, Reduktion du Redoxreaktion kennen. Die Begriffe werden in dieser Entwicklungsstufe als Reaktionen mit Sauerstoff definiert. Oxidation ist demnach eine Sauerstoffabgabe, Reduktionen kennzeichnen Reaktionen bei denen Sauerstoff aufgenommen wird, und bei einer Redoxreaktion, laufen Oxidation und Reduktion simultan ab. Die SuS lernen wichtige Gebrauchsmetalle und ihre typischen Eigenschaften kennen. Durch dieses Experiment erfahren Sie auf anschauliche Art und Weise das Metalle oxidiert werden können, und sind so in der Lage, zum Beispiel beim Versuch mit Eisen, selbstständig den Begriff der Korrosion mit der Oxidation zu verknüpfen. In diesem Zusammenhang kann auch das Thema des Korrosionsschutzes diskutiert werden.

Wie bei allen Experimenten sollten die Schüler und Schülerinnen zum korrekten Protokolieren angehalten werden, welches eine nachträgliche Reproduktion der Ergebnisse ermöglicht.

Das oben angeführte Experiment, beziehungsweise die Versuchsreihe, sollte aus meiner Sicht lediglich vom Lehrer als Demonstrationsexperiment vorgeführt werden. Das Erhitzen der Metallbleche in der Brennerflamme ist zwar noch unbedenklich, doch gerade das Verbrennen des Metallpulvers stellt eine viel zu große Gefahr für alle beteiligten dar. Gerade der direkte Vergleich der beiden Reaktionen birgt den größten Erkenntnisgewinn. Ein erhitzen aller Bleche, und anschließend der Pulver, halte ich daher nicht für zielführend. Die Lernenden sollen durch dieses Modellexperiment Rückschlüsse auf Grundlagenkonzepte wie das Oberflächen-Verhältnis und dem dementsprechenden Reaktionsverhalten ziehen. Ein solch ansonsten meist nur theoretisches Konzept, kann hier durch ein Phänomen in der Technik anschaulich zu Geltung gebracht werden. Insbesondere der Einsatz von Magnesium ist kritisch zu hinterfragen, da das extrem helle Licht die Augen schädigen könnte. Es ist als Lehrer nicht zu verhindern, dass die SuS die Vorsichtsmaßnahmen missachten, und geblendet werden könnten.^[9]

Diese Versuchsreihe ließe sich auch in das Inhaltsfeld 2, Stoff- und Energieumsätze bei chemischen Reaktionen, einsetzen, um chemische Reaktionen bei denen Sauerstoff aufgenommen wird, als Oxidation einordnen zu können.

[...]

^[1] Sek 2, S. 132, V1 – V2

^[2] Vgl. Willner, S. 248

^[3] Vgl. Sek 2, S.133

^[4] Vgl. Sek 2, S.134

^[5] http://www.chemie.de/lexikon/Zerteilungsgrad.html, Zugriff am 16.11.2014

^[6] Vgl. Repetitorium, S. 129

^[7] Vgl. Willner, S. 257

^[8] Vgl. Willner, S. 257

^[9] Vgl. Kernlehrplan für die Realschule in Nordrhein-Westfalen, Fach Chemie, Stand 07.07.2011