|
|
|
1
Stoffe und Reaktionen 10h
1.1 Grundfragen und Aufgaben der Chemie
1.2.1 homogene und heterogene Gemische
1.2.2 einfache Trennverfahren zur Gewinnung von Reinstoffen Übung: Organisatorisches, Sicherheitsrichtlinien Übung: Reinigung von Steinsalz Übung: Destillation
1.2.3 Kenneigenschaften von Reinstoffen
1.3.1 Zersetzung (Analyse), Aufbau (Synthese), Umsetzung
1.3.2 Verbindung und Element Übung: Reaktion von Eisen mit Schwefel Übung: Reaktion von Zink mit Iod 1.3.3 Energiebeteiligung
Übung: Chemische Reaktion und Energie, Katalyse Bedeutung,
Grundfragen und Aufgaben der Chemie
Die
Chemie wirkt in alle Lebensbereiche Beispiele:
Kunststoffe, Farbstoffe, Arzneimittel, Waschmittel, Metalle, Glas,
Keramik, Treibstoffe, Düngemittel, Pflanzenschutzmittel Chemie
als Wirtschaftsfaktor (ca. 500000 Beschäftigte) Die Chemie ist auf vielfache Weise mit den Menschheitsproblemen verknüpft, trägt aber auch wesentlich zur Lösung zukünftiger Probleme bei, z.B.:
Zukunftsweisende Aspekte der Chemie:
Was
ist Chemie? Chemie ist die Wissenschaft von den Stoffen, ihrem inneren Bau, ihrem Auf-, Ab- und Umbau. Gliederung
der Chemie:
Wissensexplosion!
(Bedeutung des Englischen) Chemie
als experimentelle Wissenschaft - 2 Ebenen: - experimentell
gewonnene Fakten - Theorien zur Erklärung Stoffgemische
und Reinstoffe
Unterscheidung von Stoffen - Stoffeigenschaften
Gegenüberstellung
von gleichen Gegenständen aus verschiedenen Materialien (z.B. Kugeln) und
verschiedenen Gegenständen aus dem gleichen Stoff. Ein
Stoff ist charakterisiert durch seine spezifischen Eigenschaften, z.B. Farbe,
Geruch, Härte, Schmelzpunkt, Siedepunkt, Löslichkeit, elektrische Leitfähigkeit,
Dichte, Brechungsvermögen, Oberflächenglanz, Kristallform, Verformbarkeit usw. Versuche
und Demonstrationen Schmelzpunkt
(Naphthalin 81°C, Eis 0°C) Siedepunkt
(Alkohol 78°C, Wasser 100°C) elektrische
Leitfähigkeit (Wasser, Zuckerlösung, Kochsalzlösung, Eisen, Kupfer,
Schwefel) Geruch (Ammoniaklösung, Benzaldehyd) - Demonstration des "chemisch Riechens" Löslichkeit (Kochsalz, Traubenzucker, Kohlenstoff in Wasser, Alkohol und Benzin mit tabellarischer Protokollierung der Ergebnisse:
Brechungsvermögen
(Diamant, Zirkonia) Härte
(Beispiele: Diamant, Graphit, Talk) Mohssche
Härteskala: Ritzhärte
homogene und heterogene Stoffgemische
In
der Praxis treten meist Stoffgemische auf. Beispiele:
Granit, Meerwasser homogene Stoffgemische: einheitliches Aussehen -
Beispiel: Kochsalzlösung heterogene Stoffgemische: verschiedene Bestandteile (Phasen) lassen sich unterscheiden. Beispiel:
Granit (Feldspat, Quarz, Glimmer) Die homogenen Anteile eines heterogenen Gemisches bezeichnet man als Phasen (Granit besteht demnach aus drei festen Phasen)
Trennung von Stoffgemischen - Gewinnung von Reinstoffen
Anwendung von Trennverfahren, z.B. bei der Erdölverarbeitung, Trinkwasseraufbereitung Filtration (Trennung von Suspensionen) Versuch: Trennung eines Gemisches aus Kochsalz und Kohlenstoff
Unterschiedliche
Stoffeigenschaften (hier: Löslichkeit) ermöglichen die Trennung Rückgewinnung
des Kochsalzes durch Verdunstenlassen des Wassers oder durch Eindampfen andere
Möglichkeiten: Sedimentation, Zentrifugieren, Dekantieren Scheidetrichter
(Trennung von Emulsionen)
Destillation
(Trennung von Lösungen) Destillieren:
Verdampfen und nachfolgendes Kondensieren
Versuch:
Destillation eines Gemisches aus Wasser, Kochsalz, Kaliumpermanganat Chemische ReaktionAbgrenzung der chemischen Reaktion vom physikalischen Vorgang
Versuche: Beobachtungen beim Erhitzen von Substanzen a) Kupferblech in die Flamme halten -> Bildung eines schwarzen, blättrigen Überzuges b) Magnesiumband in der Flamme -> verbrennt unter heller Lichterscheinung c) Naphthalin erwärmen -> schmilzt und erstarrt wieder d) Kupfersulfat erhitzen -> eine farblose Flüssigkeit entweicht (Wasser) und es bleibt ein weißer, fester Rückstand, der bei Zugabe von Wasser unter Erwärmung wieder blaues Kupfersulfat ergibt. - Hinweis auf die Möglichkeit der Energiespeicherung! eigene Untersuchungen? - Sonnenenergienutzung? Sind das alles chemische Vorgänge? Vorgänge, bei denen sich nur der Zustand eines Stoffes ändert, nennt man physikalische Vorgänge (z.B. Aggregatzustandsänderungen, Lösung, Kristallisation)
Aufgaben Entscheide, ob es sich bei den folgenden Beispielen um chemische Vorgänge handelt und begründe Deine Entscheidung genau! a) Löschen von Tinte mit Tintentod b) "Brennen" von Keramik (Ton) c) Verdampfen von Wasser d) Milch wird bei längerer Aufbewahrung sauer e) Rosten von Eisen f) Lösen von Zucker in Tee g) Nebelbildung im Herbst h) Brennen einer Kerze i) Leuchten einer Glühbirne j) Sublimieren von Iod k) Entzünden eines Streichholzes
Reaktion von Kupfer mit Sauerstoff, quantitativ
Problemstellung: Wie lässt sich die Veränderung des Kupfers beim Erhitzen an der Luft erklären? (Analogie: Rosten von Eisen) Sammlung von Deutungsversuchen für die Veränderungen beim Erhitzen von Kupferblech an der Luft (Massenzunahme oder Massenabnahme?) Hypothese: Kupfer verbindet sich mit Sauerstoff zu einem neuen Stoff. - die Reaktion sollte mit reinem Sauerstoff statt mit Luft noch leichter ablaufen, dagegen nicht in Stickstoff (Kupfer müsste blank bleiben) - Sauerstoff müsste verbraucht werden Überprüfung dieser Hypothese durch ein Experiment: Erhitzen von Kupferpulver mit Sauerstoff in einem abgeschlossenen Volumen
Beobachtungen: Reaktion unter Aufglühen - Bildung eines schwarzen Pulvers Volumenabnahme um 22 cm3 Massenzunahme des Schiffchens um 33 mg Entspricht die beobachtete Massenzunahme am Kupfer einer gleichgroßen Massenabnahme beim Sauerstoff? Dichte (Sauerstoff) = 1,33 g/l (bei 20°C) Berechnung der Masse von 22 cm3 Sauerstoff (20°C) [Ergebnis: 29,3 mg] Deutung: Bei der Reaktion von Kupfer mit Sauerstoff ist eine Verbindung
von Kupfer mit Sauerstoff entstanden: Kupferoxid
Grundtypen chemischer Reaktionen: Zerlegung (Analyse), Aufbau (Synthese) und Umsetzung
Rückblick auf die bisher kennen gelernten Reaktionen: Verbrennungsvorgänge, Eisen+Schwefel, Elektrolyse des Wassers - Versuch einer Typisierung Wasserstoff + Sauerstoff -------> Wasser Kupfer + Sauerstoff --------> Kupferoxid Magnesium + Sauerstoff --------> Magnesiumoxid Eisen + Schwefel ---------> Eisensulfid Kupfer + Schwefel ---------> Kupfersulfid allgemein: A + B ------> AB Synthese: Aufbau einer Verbindung, z.B. durch Vereinigung zweier Elemente Elektrolyse Wasser ---------------> Wasserstoff + Sauerstoff Versuch: Erhitzen von Silberoxid, Nachweis des entstehenden Sauerstoffs durch die Glimmspanprobe, Silber wird am Metallglanz erkannt. Silberoxid --------------> Silber + Sauerstoff Hinweis, dass diese Reaktion nicht verallgemeinerungsfähig ist (Edelmetall) allgemein: AB --------> A + B Analyse: Zerlegung einer Verbindung, z.B. in die Elemente, aus denen sie entstanden ist. viele Reaktionen laufen komplizierter: Versuch: Reaktion von Magnesium mit Wasserdampf Wie wird die Reaktion voraussichtlich ablaufen? Prüfung durch das Experiment: Magnesium + Wasser --------> Magnesiumoxid + Wasserstoff allgemein: AB + C --------> AC + B Umsetzung: Kopplung von Analyse und Synthese Verbindungen und Elemente
Versuch: Elektrolyse des Wassers
Das Element Wasserstoff
Vorkommen: Wasser,
Kohlenwasserstoffe (z.B. Benzin), häufigstes Element im Weltall (die Sonne
besteht überwiegend aus Wasserstoff und Helium). Von 1000 Atomen im Universum
sind 999 Atome entweder Wasserstoff oder Helium. Aus der Uratmosphäre sind die
leichtesten Elemente entwichen. Physikalische
Eigenschaften: - farb- und
geruchloses Gas, Siedepunkt. -253 °C = 20 K, sehr niedrig! - Wasserstoff ist der leichteste aller Stoffe: Dichte 0,09 g/l (bei 0°C und 1,013 bar) Versuch: Luftballon steigt Chemische Eigenschaften: - Wasserstoff ist selbst brennbar, unterhält jedoch die Verbrennung nicht. Wasserstoff + Sauerstoff -> Wasser Energie wird frei (exotherm) Deutung von Wasser als Oxid des Wasserstoffs
Versuch: Wassersynthese Zündung eines Gemisches aus Wasserstoff und Sauerstoff im Volumenverhältnis 2:1 (= Knallgas) mit einem glühenden Draht: Knallgasexplosion
Sicherheitsmaßnahmen beim Umgang mit Wasserstoff (Knallgasprobe!)
Luftschiff Hindenburg 1937 - Space Shuttle
Mischung von Wasserstoff und Sauerstoff im
Schweißbrenner Verwendungsmöglichkeiten:
Übung: Organisatorisches, Sicherheitsrichtlinien
- Gruppeneinteilung - Gerätestandorte zeigen - Aufräumen organisieren - Gefahrenhinweise (Merkblatt besprechen, Disziplin) - Protokollführung - Umgang mit Bunsenbrenner und Gas
Richtlinien
zur Sicherheit für chemische Übungen (Auszug aus KMBek Nr.II/8-8/119138 im KMBl I Nr.20/1986, S.401) 1. Beschädigte Geräte sind vom Schüler, der den Schaden bemerkt, sofort zu melden. 2. Die Chemie-Fachräume dürfen ohne Aufsicht des Lehrers nicht betreten werden. 3. Es wird nachdrücklich davor gewarnt, gefährliche Experimente zu Hause nachzuvollziehen. 4. Jeder Schüler informiert sich über Lage und Bedienung des elektrischen Not-Aus-Schalters und des zentralen Gas-Haupt-Hahnes. 5. Jeder Schüler informiert sich über Fluchtwege und vorhandene Löscheinrichtungen. 6. Ohne Aufforderung durch den Lehrer dürfen Geräte, Maschinen, Schaltungen und Chemikalien in der Regel nicht berührt werden. 7. Schüler dürfen in der Schule in der Regel nur unter Anleitung und Verantwortung des Lehrers Versuche durchführen. 8. Bei Versuchen, bei denen Augenverletzungen auftreten können, ist eine Schutzbrille zu tragen. 9. Pipettieren mit dem Mund ist verboten. 10. Vor dem Einführen von Thermometern, Glasröhren, Glasstäben u.a. in durchbohrte Stopfen und Schläuche grundsätzlich ein Gleitmittel (Glycerin) und einen Handschutz (Lappen, Tuch oder Handschuhe) gegen mögliche Verletzungen bei Glasbruch benutzen. 11. Stopfenbohrungen und Schlauchdurchmesser auf Durchmesser der einzuführenden Teile abstimmen. 12. Auf ausreichende Standfestigkeit von Stativfüßen und Stativplatten achten (Kippgefahr). Alle Schraubverbindungen am Stativgerät sorgfältig ausführen. 13. Bei Auftreten von Gasgeruch Haupthahn schließen und Fenster öffnen, erst dann nach der Ursache suchen. Keine Zündquelle, auch keinen elektrischen Schalter betätigen. 14. Beim Erhitzen von Flüssigkeiten zur Vermeidung von Siedeverzug Siedesteine benutzen. 15. Beim Erhitzen von Stoffen im Reagenzglas dieses ständig schütteln. Öffnung nicht auf Personen richten. 16. Versuche mit leicht entzündlichen Flüssigkeiten nicht in der Nähe offener Flammen oder nicht explosionsgeschützter Geräte und Anlagen durchführen. 17. Bei Versuchen mit offenen Flammen auf Brandgefahr achten. 18. Gefährliche Stoffe nicht herumreichen, Geschmacksproben und Einwirkung auf die Haut unterlassen. Bei Geruchsproben Gase und Dämpfe vorsichtig zufächeln. 19. Konzentrierte Säuren und Laugen beim Verdünnen immer in Wasser gießen, nicht umgekehrt. Schutzbrille tragen.
Übung: Reinigung von Steinsalz
Problemstellung: Steinsalz ist vielfach mit Sand, Ton, Eisenoxiden verunreinigt. Daraus soll reines, farbloses Kochsalz gewonnen werden. Lösungsvorschläge? 1. Lösen in Wasser Zur Beschleunigung der Auflösung das Steinsalz vorher im Mörser zerkleinern - Wasser zugeben - Kochsalz löst sich, Sand, Ton und Eisenminerale bleiben ungelöst - Suspension - Trennung? 2. Filtration - Zusammenlegen des Filtrierpapieres erklären! Die unlöslichen Bestandteile bleiben im Filter als Rückstand, das Filtrat ist Kochsalzlösung. Enthält die Lösung nur noch reines Kochsalz? Welche Art von Verunreinigung wäre noch denkbar? 3. Eindampfen Ein Teil der Kochsalzlösung wird in einem Reagenzglas über der Bunsenflamme eingedampft. (Reagenzglas mit Klammer halten; ständig schütteln, um Siedeverzug zu vermeiden; Mündung nicht auf Personen richten; Gegen Ende vorsichtig erhitzen!) Nach dem Verdampfen des Wassers bleibt reines, farbloses Kochsalz übrig.
Übung: Chromatographie
Hintergrundwissen Chromatographie ist eine physikalisch-chemische Trennmethode zur Trennung flüssiger und gasförmiger Stoffgemische. Dabei wird das Gemisch mit Hilfe einer Flüssigkeit oder eines Gases - der beweglichen oder mobilen Phase - an einem festen oder flüssigen Stoff von großer Oberfläche - der stationären Phase - vorbeigeführt. Die einzelnen Substanzen werden von der stationären Phase in unterschiedlichem Ausmaß zurückgehalten aufgrund folgender Prinzipien: 1. Adsorption Versuche: - Adsorption von Methylenblau an Kieselgel (Kieselgel mit Methylenblaulösung schütteln, absetzen lassen) Ergebnis: Kieselgel fängt anscheinend den Farbstoff aus der Lösung heraus. - Adsorption von Brom durch Kohle (In einen Rundkolben mit Bromdämpfen wird Holzkohlepulver gegeben und geschüttelt) Ergebnis: Entfärbung - Der Bromdampf wurde an die Kohle adsorbiert - vergl. Gasmaskenfilter. Bei der Adsorption werden Gase oder gelöste Stoffe auf der Oberfläche eines Feststoffes festgehalten. Je größer die Oberfläche des Adsorptionsmittels, desto größer die adsorbierbare Stoffmenge. Die Adsorption ist spezifisch, d.h. ein Adsorptionsmittel bindet verschiedene Stoffe unterschiedlich stark. Versuch: Aus Rundfilter drei Tropfen Farbstofflösung von Methylenblau, Eosin und Methylorange eintrocknen lassen, dann auf die Mitte jedes Farbflecks etwas Wasser geben. Ergebnis? Auf der unterschiedlichen Adsorption verschiedener Stoffe kann man somit ein Trennverfahren aufbauen. Vergleich: Fluss - Ufer - Schwimmer 2. Verteilung: Bei der Verteilung zwischen zwei Phasen spielt die unterschiedliche Löslichkeit eines Stoffes in zwei Lösungsmitteln eine Rolle. Versuch: Verteilung von Iod zwischen Wasser und Benzin (Projektionsaufsatz) Ergebnis: der gelöste Stoff verteilt sich auf die beiden Lösungsmittel. Anwendung bei der Chromatographie Durch die Summierung vieler Einzelschritte können noch Substanzen getrennt werden, die sich in ihren Lösungseigenschaften nur geringfügig unterscheiden. Methoden: - Papierchromatographie PC (Streifen- Zylinder- Rundfiltermethode; aufsteigend, absteigend, ein- oder zweidimensional) - Dünnschichtchromatographie DC (meist Kieselgel oder Cellulose auf Alu oder Plastikfolie) - Säulenchromatographie (heute meist HPLC) Durch Variation des Trägermaterials und der mobilen Phase gibt es kaum ein Stoffgemisch, das nicht chromatographisch getrennt werden kann. Zur Auswertung: Rf = (Wanderungsstrecke der Substanz) / (Wanderungsstrecke des Laufmittels) Maximalwert: 1 (Abhängigkeit vom Laufmittel) Versuch: 1. Vorbereitung des C-Papiers bzw. der DC-Platte (mit Bleistift!) 2. Auftragen der Substanzen: Mit einer Kapillarpipette werden auf der Startlinie (1,5 cm vom unteren Rand, 1 cm vom seitlichen Rand entfernt) in Abständen von 1 cm (Papier) bzw. 0,5 cm (DC-Platte), die Proben augetragen. Die Flecken sollen möglichst klein gehalten werden. Das erreicht man durch portionsweises Auftragen, wobei man zwischendurch die Flecke im Luftstrom trocknet. 3. Entwickeln: Das Papier wird zu einem Zylinder gerollt und in dieser Lage festgeklammert, ohne daß sich die Ränder berühren. Das so vorbereitete Chromatogramm stellt man, ebenso wie die DC-Platten in eine vorbereitete Kammer (ca. 0,5 cm hoch mit Laufmittel gefüllt, Kammeratmosphäre gesättigt mit Laufmitteldämpfen). Das fertige Chromatogramm wird herausgenommen und nach markieren der Frontlinie getrocknet. 4. Bestimmung der Rf-Werte der Substanzflecke und Identifizierung der Substanzen durch Co-Chromatographie, Vergleich mit Literaturergebnissen.
Übung: Reaktion von Eisen mit
Schwefel
Durchführung: 5,6 g Eisenpulver und 3,2 g Schwefelpulver werden abgewogen und in einer Reibschale gut gemischt. Das Gemenge füllt man in ein trockenes Rggl. und erhitzt es oben (!) mit dem Brenner. Nach dem Einsetzen der Reaktion wird das Rggl. zur Sicherheit über eine Porzellanschale gehalten. Wenn die Reaktion abgeklungen und das Rggl. halbwegs abgekühlt ist, zerstößt man das Rggl. in einem Becherglas mit kaltem Wasser, damit das Reaktionsprodukt freigesetzt wird. Beobachtung: Das Reaktionsgemisch glüht unter starker Wärmeentwicklung vollständig durch. Nach dem Abkühlen bleibt eine graubraune, feste Masse. Erklärung: Eisen reagiert mit Schwefel zu einer chemischen Verbindung: Eisen + Schwefel -> Eisensulfid Hinweis auf Schwefelwasserstoffentwicklung mit Säuren (-> neue Eigenschaften) Lehrerversuch: Eine kleine Probe wird mit verd. Salzsäure versetzt: Gasentwicklung und Geruch nach faulen Eiern (Abzug!)
Übung: Reaktion von Zink mit Iod
1. Versuch: Reaktion von Zink mit Iod Durchführung: Eine Sp. Iod wird mit der gleichen Menge Zinkpulver gemischt. Aus einer Pipette läßt man vorsichtig tropfenweise Wasser zulaufen. Beobachtung: Reaktion unter starker Wärmeentwicklung, schließlich Verschwinden der Iodfarbe. Nach Eindampfen des Filtrats (im Rggl. unter ständigem, intensivem Schütteln!) bleibt ein weißer (farbloser), salzartiger Rückstand. Erklärung: Zink + Iod -> Zinkiodid (Salz) Das so hergestellte Zinkiodid wird im weiteren Unterricht für den Elektrolyseversuch verwendet.
2. Versuch: Sublimation von Iod Durchführung: Ein Körnchen Iod wird in einem Rggl. vorsichtig erhitzt. Beobachtung: Violette Dämpfe; an den kälteren Stellen bildet sich ein Belag von kristallisiertem Iod. 3. Versuch: Nachweis von Iod mit Stärkelösung Durchführung: Rggl. mit wenig Iod aus Versuch 2 mit Wasser versetzen (Löslichkeit von Iod in Wasser? Iodtinktur?), Zugabe von Stärkelösung. Beobachtung: Intensive Blaufärbung
1.3.3 Beteiligung von Energie an chemischen Reaktionen
Versuch: Verbrennung von Magnesium als Beispiel für eine exotherme Reaktion ? Welche energetischen Erscheinungen waren mit den bisher im Unterricht durchgeführten chemischen Reaktionen verknüpft? (Verbrennung von Magnesium, Magnesium mit Wasserdampf, Elektrolyse von Wasser, Erhitzen von Kupfersulfat, Eisen mit Schwefel)
Alle chemischen Reaktionen sind von Energieänderungen begleitet. exothermer Vorgang: Energie wird frei endothermer Vorgang: Energie muss dauernd zugeführt werden Beispiele!
Die bei der Bildung einer bestimmten Portion einer Verbindung aus den Elementen freiwerdende Energie muss bei der Zerlegung dieser Verbindungsportion in die Elemente wieder aufgewendet werden. Weitere Energieformen, die bei chemischen Reaktionen auftreten können: - Lichtenergie (z.B. Glühwürmchen) [Versuch: Luminol-Reaktion] - mechanische Energie (z.B. Verbrennungsmotor, Dynamit, Gasentwicklung?) - elektrische Energie [Versuch: Kartoffelbatterie, Bleiakku laden und entladen] Versuche: Reaktion von Zink mit Iod zu Zinkiodid und anschließende Elektrolyse - Motor Viele exotherme Reaktionen müssen durch anfängliche Energiezufuhr gestartet werden (Aktivierungsenergie!) Begriffe stabiler, instabiler, metastabiler Zustand erklären (Kugelmodell) metastabiler Zustand der Kohlenstoffverbindungen! (Waldbrand) Kinetische Deutung: Analogie Zündhölzer und Schachtel Modellversuch: Saugheber zur Veranschaulichung der Aktivierungsenergie Beispiele! Katalysatorwirkung: Herabsetzung der Aktivierungsenergie Aufgaben: Magnesium kann auf zwei Wegen hergestellt werden: durch Verbrennung von Magnesium in Sauerstoff und durch Reaktion von Magnesium mit Wasserdampf. Welcher der beiden Vorgänge ist stärker exotherm? (zur Begründung Energiediagramme verwenden!) Definiere die Begriffe exotherm und endotherm und gib dazu jeweils zwei chemische Reaktionen als Beispiele an (Wortgleichung mit Ausgangsstoffen und Produkten angeben)! Skizziere ein Energieprofil für die Reaktion von Kohlenstoff mit Sauerstoff unter Einbeziehung der Aktivierungsenergie (mit genauer Beschriftung)! Erkläre die Wirkung eines Katalysators! Zinkiodidlösung wird mit Kohleelektroden elektrolysiert. a) Welche Beobachtungen werden dabei gemacht? b) Welcher chemische Vorgang wird durch diesen Elektrolysevorgang bewirkt (nur Reaktionsgleichung in Worten)? c) Warum lässt sich dieses System nicht wie ein beliebig oft wiederaufladbarer Akkumulator als Stromquelle nutzen? Wasserstoffperoxid zerfällt in exothermer Reaktion in Sauerstoff und Wasser. Skizziere den Reaktionsverlauf für die nicht katalysierte und für die katalysierte Reaktion (gestrichelt) in einem genau beschrifteten Energiediagramm. Kann ein
endothermer Vorgang durch einen geeigneten Katalysator zu einem exothermen
Vorgang werden? (mit Begründung!) Übung: Chemische Reaktion und Energie, Katalyse 1. Versuch: Verbrennung von Magnesiumband Durchführung: Streifen Magnesiumband mit der Tiegelzange fassen, an der Bunsenflamme entzünden und über eine feuerfeste Unterlage halten (nicht direkt in das Licht sehen!) Beobachtung: Magnesium verbrennt mit blendend hellem Licht zu einem weißen pulverigen Rückstand. Erklärung: Magnesium verbindet sich in exothermer Reaktion mit Sauerstoff zu Magnesiumoxid: Magnesium + Sauerstoff ---------> Magnesiumoxid 2. Versuch: Verhalten von Kupfersulfat beim Erhitzen Durchführung: blaues Kupfersulfat im waagrecht gehaltenen Reagenzglas (Klammer!) vorsichtig erhitzen, dabei jede Überhitzung, die sich durch eine bräunliche Verfärbung zu erkennen gibt, vermeiden. Nach Abkühlung gibt man tropfenweise Wasser zu, bis das Reaktionsprodukt vollständig durchtränkt ist. Beobachtung: Das Kupfersulfat färbt sich weiß, gleichzeitig entweicht eine farb- und geruchlose Flüssigkeit. Nach Wasserzugabe tritt unter Wärmeentwicklung erneut Blaufärbung auf. Erklärung: endotherm Kupfersulfat ------------> Kupfersulfat + Wasser kristallwasserhaltig <------------ wasserfrei exotherm Speicherung von Energie? 3. Versuch: Reaktion von Wasserstoffperoxid mit Braunstein Durchführung: 3%-ige Wasserstoffperoxidlösung (3 ml) wird mit einer Sp. Braunstein versetzt. Glimmspanprobe Beobachtungen: - Gasentwicklung - Erwärmung - Glimmspanprobe positiv - Braunstein geht aus der Reaktion unverändert hervor Erklärung: Sauerstoffentwicklung, Braunstein wirkt als Katalysator Ein Katalysator beschleunigt eine chemische Reaktion, ohne dabei selbst verbraucht zu werden. Wasserstoffperoxid ---------> Sauerstoff + Wasser
|
