Vorauszusetzende Kompetenzen fachlich: Stoffeigenschaften; Atombau, Schalenmodell, elektrostatische Gesetze; Ionenbindung

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1 Modulbeschreibung Schulart: Fach: Zielgruppe: Autor: Zeitumfang: Realschule Fächerverbund Naturwissenschaftliches Arbeiten (RS) 10 (RS) Guido Hennrich Acht bis zehn Stunden Bei der (auch: kovalenten Bindung) geht es darum, dass zwei nichtmetallische Atome zusammen treten; sie haben nun mindestens ein Elektronenpaar gemeinsam und verbinden sich so zu einem Molekül. Nachdem einführend die Atomstruktur einiger Elemente wiederholt wird, machen Präsentationen und Filmausschnitte die Atombindung und die sogenannte Edelgaskonfiguration deutlich. Im Anschluss erarbeiten sich die Schüler/innen experimentell und mittels Molekülmodell-Baukasten Themen wie die Elektronegativität einiger Elemente, das Dipolmolekül Wasser sowie die Wasserlöslichkeit verschiedener Stoffe. Modulbild: 2010 LMZ-BW / Guido Hennrich) Vorauszusetzende Kompetenzen fachlich: Stoffeigenschaften; Atombau, Schalenmodell, elektrostatische Gesetze; Ionenbindung Angestrebte Kompetenzen: Kenntnis eines einfachen Modells für den Aufbau molekularer Stoffe und die chemischen Bindung zwischen Nichtmetall-Atomen durch gemeinsame Elektronenpaare; Einsicht, dass die räumlich gerichtete Bindung zur Bildung von Molekülen diskreter Größe führt; Unterscheidung von Einfach- und Mehrfachbindungen; Einblick in die Ableitung der räumlichen Gestalt eines Moleküls aus der Valenzstrichformel mit Hilfe des Elektronenpaar-Abstoßungsmodells; Kenntnis der Struktur und des Baus des Wasser-Moleküls 1

2 Unterrichtsverlauf 1. / 2. Stunde: Der Unterricht beginnt mit einem informierenden Einstieg. Die SuS erfahren, dass es in den folgenden Stunden nach der Ionenbindung und der Metallbindung um die dritte (und letzte) Art der chemischen Bindung geht die Atom- oder. Die Erarbeitungsphase wird durch eine kurze Wiederholung des Atombaus einiger Nichtmetallatome im Schalenmodell eingeleitet. Die SuS beschreiben oder zeichnen z.b. den Aufbau von Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff, Kohlenstoff oder Chlor. Im Anschluss an diese Phase folgt ein kurzer Vortrag (Beispiel): Atome sind dann besonders stabil, wenn sie eine Außenschale besitzen, die derjenigen eines Edelgases ähnlich ist. Die Edelgasschale nennt man auch Edelgaskonfiguration. Chemische Reaktionen beruhen darauf, dass Atome durch sie eine solche Edelgaskonfiguration erhalten. Durch Reaktionen mit anderen Atomen erhalten Atome die Schale des ihnen im Periodensystem der Elemente am nächsten stehenden Edelgases. Die ersten 2:30 min des Films Chemie des Wassers Atombindung des Wassers (7:23) veranschaulichen dies. Nun können bei Reaktionen Atome Elektronen entweder aufnehmen oder abgeben dann entstehen Ionen oder sie können sich Elektronen der Außenschale miteinander teilen dann entstehen Moleküle. Das Prinzip der Bildung von Molekülen durch das Teilen von Außenelektronen wird mithilfe der Präsentation Die Folie 2 erklärt und verdeutlicht. Die Folie kann als Aufschrieb von den SuS übernommen werden. Folie 3 stellt die Frage, die zur nächsten Erarbeitungsphase überleitet. Zur Erarbeitung müssen die SuS in die Handhabung eines Molekülbaukastens eingeführt sein. Möglich ist das mit einer Folie von Die Arbeit mit dem Molekülbaukasten, die sich am CVK-Molekülbaukasten 1 orientiert. Die SuS werden gebeten ein Molekül aus 2 Sauerstoffatomen zusammen zu bauen, wobei im Molekül keine einzelnen Elektronen vorhanden sein dürfen, sondern nur Elektronenpaare. In gleicher Weise sollen sie es dann mit zwei Stickstoffatomen und zwei Kohlenstoffatomen versuchen. Die SuS teilen ihre Arbeitsergebnisse mit und zeigen die entstandenen Molekülmodelle. Mit den Folien 4 bis 6 der Präsentation Die sowie dem Film Moleküle Mehrfachbindunge n (4:36) werden anschließend die theoretischen 2

3 Grundlagen vermittelt. Der Lückentext Chemie des Wassers - Atombau und Edelgaskonfiguration fasst die wichtigsten Inhalte zusammen. Die Stunde endet mit der Übung zum Arbeitsblatt Elektronenpaare in Molekülen, für welche die SuS den Molekülbaukasten verwenden. Die Besprechung der Aufgabe beschließt die Stunde. 3. / 4. Stunde: Vergleich der Siedepunkte verschiedener Molekülverbindungen Am Stundenanfang steht der experimentelle Vergleich der Siedepunkte von Pentan und Ethanol durch die SuS. In Folie 8 der Präsentation werden die SuS dazu aufgefordert, sich selbstständig eine Versuchsanordnung zu überlegen, wobei sie insbesondere die leichte Entflammbarkeit der Stoffe berücksichtigen müssen. Nach einer kurzen Erarbeitungszeit werden die Ideen der SuS gesammelt und so modifiziert, dass für alle SuS eine verbindliche Vorgehensweise klar ist. Die Ermittlung des Siedepunkts von Pentan gelingt leicht. Es sind jedoch Vorsichtsmaßnamen zur Sicherheit zu treffen, denn Pentan ist schon bei Raumtemperatur sehr leicht flüchtig und daher hochentzündlich. Es können sich explosive Gasgemische mit der Luft bilden. Die Dämpfe sind schwerer als Luft. Es empfiehlt sich daher, die Ermittlung des Siedepunkts in einem Abzug durchzuführen. Man erwärmt das in einem Reagenzglas befindliche Pentan in einem Wasserbad langsam auf einer elektrischen Heizplatte. Der Siedepunkt von Ethanol kann in gleicher Weise erfolgen. Nach Beendigung der Versuche werden die Ergebnisse ausgewertet. Sie zeigen eindeutig, dass Pentan einen wesentlich niedrigeren Siedepunkt besitzt als Ethanol. Die ermittelten Temperaturen für Pentan bewegen sich um 36 C, die für Ethanol um 78 C. Für die SuS ist dies auf den ersten Blick nichts Ungewöhnliches, weshalb sie gebeten werden mit dem Modellbaukasten die Molekülmodelle der Stoffe zusammenzubauen und die Molekülmassen der Stoffe auszurechnen (vgl. Folie 9 der Präsentation ). Das Pentanmolekül ist viel größer und die Berechnung der Massen ergeben für Pentan eine Masse von 72 u und für Ethanol 46 u. Die SuS sollten daraus schließen können, dass eigentlich Pentan der Stoff mit der höheren Siedetemperatur sein müsste, weil seine Molekülmasse und -größe wesentlich größer ist als die von Ethanol (vgl. auch Folien 10 und 11 der Präsentation ). Nun werden die SuS gebeten Wasser unter den gleichen Gesichtspunkten Wasser in den Vergleich mit einzubeziehen. Schnell erkennen die SuS, dass sich Wasser noch ungewöhnlicher verhält. Folie 12 der Präsentation zeigt den Vergleich dazu in Tabellenform. Wasser ist flüssig, obwohl Wassermoleküle sogar eine deutlich geringere Masse haben als z.b. die Sauerstoffmoleküle der Luft (32 u). Es muss also noch andere Gründe dafür geben, ob ein Stoff flüssig ist oder gasförmig (oder fest) als nur die Molekülmasse. Die 3

4 Stunde endet daher mit der Frage, wieso die Eigenschaften von Wasser so anders sind, als man erwarten kann? 5. / 6. Stunde: Elektronegativität, Dipol, Wasserstoffbrücke Ausgangspunkt der Stunde bildet die Fragestellung, mit der die vorige Stunde beschlossen wurde. In diesem Zusammenhang führen die SuS zunächst ein einfaches Experiment durch. Benötigt werden dazu: ein ruhig und gleichmäßig fließender Wasserfaden, ein elektrisch aufladbarer Kunststoffstab, ein zum Aufladen geeignetes Tuch und eventuell eine Glimmlampe. Der Versuch Wasser elektrostatisch anziehen kann an einem Wasserhahn ausgeführt werden oder man verwendet einen Tropftrichter. Als Kunststoffstab eignet sich z.b. ein Lineal. Zum Aufladen des Stabs benutzt man einen Wollstoff oder ein Seidentuch. Zunächst sollen die SuS den Kunststoffstab langsam dem Wasserfaden so weit wie möglich annähern, ohne dass er diesen berührt (vgl. Folie 13 der Präsentation Die ). Danach werden sie gebeten den Stab kräftig mit dem Tuch zu reiben und den Versuch zu wiederholen. Mit einer Glimmlampe, mit dem sie anschließend den Stab berühren, können sie die negative Ladung des Kunststoffstabs nachweisen. Nach mehrfachem Probieren werden die Beobachtungen formuliert und Deutungsversuche unternommen. Folie 14 der Präsentation veranschaulicht die Beobachtungen. Die Beobachtungen lassen schließen, dass zwischen dem Wasser und dem geladenen Stab eine elektrostatische Anziehung besteht. Die Deutung steht allerdings im Widerspruch zu allem was die SuS bisher über Moleküle und Wasser gelernt haben: Moleküle enthalten anders als Ionenverbindungen keine Ladungen und Wasser leitet den elektrischen Strom nicht! Wie kommt es also zur Anziehung? Folie 15 der Präsentation leitet zur Lösung des Problems über. Mit Folie 16 schließlich wird erklärt, wie es zur Ausbildung elektrischer Pole in Molekülen kommt und dadurch polare Bindungen und somit Dipolmoleküle entstehen können. Der Film Moleküle Elektronegativität (1:17) zeigt, welche Elemente im Periodensystem der Elemente eine große oder kleine Elektronegativität haben und erklärt grob, die Zusammenhänge zwischen Kernladung, Atomradius und Elektronegativität (EN). Mit der Flash-Folie Chemie interaktiv das Periodensystem der Elemente können die Atomradien der Elemente eingeblendet werden. Die SuS erhalten als zusätzliche Information, dass Fluor die stärkste EN und Cäsium sowie Francium die schwächste EN besitzen. Nun kann eine grobe Regel erarbeitet über die Zu- und Abnahme der Elektronegativität innerhalb des PSE erarbeitet werden. Selbstverständlich können auch die EN-Werte (der 2. bis 6. Periode) selbst erarbeitet werden. Dazu erhalten die SuS gruppenweise kleine Zettel mit EN-Werten und weitere mit den Elementsymbolen einer Periode (ggf. ohne Edelgase), siehe Vorlage Elektronegativität. Die SuS ordnen gemäß der erarbeiteten groben Regel EN-Werte und Elemente einander zu. Die Ergebnisse werden anschließend in einer Tabelle fixiert und von den SuS übernommen (vgl. auch Flash-Animation Chemie interaktiv das Periodensystem der Elemente EN-Tabelle). Sind die EN-Werte der an 4

5 einer Verbindung beteiligten Elemente gleich oder fast gleich, so sind die Verbindungen unpolar. Sind sie unterschiedlich können die Verbindungen polar sein (s. u.). Ab einer EN-Differenz von 1,7 zwischen den Atomen kommt es in der Regel zur Bildung von Ionen. Anhand Folie 17 wird den SuS schließlich der Bau des Wassermoleküls gezeigt und plausibel, wieso Wasser ein Dipolmolekül ist. Es folgt die Betrachtung der ersten 2:10 min des Films Chemie des Wassers Dipol und Wasserstoffbrücken (6:15), in dem die gerade vermittelten Sachverhalte noch einmal anschaulich zusammengefasst werden. Die SuS sollten nun auch in der Lage sein, die Ablenkung des Wasserstrahls durch den geladenen Kunststoffstab zu erklären. Mit dem Arbeitsblatt Chemie des Wassers Wasserstoffbrücken und Ablenkung können die Lernziele gesichert werden. Im weiteren Verlauf des Films Chemie des Wassers Dipol und Wasserstoffbrücken (2:10 3:02; Gesamtlänge 6:15) werden schließlich die Bedingungen konkretisiert, die zur Ausbildung eines Dipolmoleküls gegeben sein müssen. Folie 17 fasst diese schriftlich zusammen. Mit Folie 18 und/oder Arbeitsblatt Chemie des Wassers Polare Atombindung Dipol können die SuS testen, ob sie alles verstanden haben. Auf der Basis der neuen Kenntnisse sollen die SuS nun eine Hypothese herleiten, wie der Dipol des Wassers für die relativ hohe Siedetemperatur und Dichte sorgt. Die SuS formulieren ihre Thesen kurz schriftlich in Partner oder Gruppenarbeit. Nach Prüfung der Vorschläge auf ihre Schlüssigkeit, wird nun der Rest des Films Chemie des Wassers Dipol und Wasserstoffbrücken (3:02 6:15) gezeigt (vgl. auch Filmsequenz Moleküle Bildung von Wasserstoffbrücken 2:13 und Wasserstoffbrückenbindung Entstehung 0:42). Die SuS lernen die Wechselwirkungen von Dipolmolekülen aufeinander und die daraus resultierenden Auswirkungen am konkreten Beispiel des Wassers kennen. Sie erfahren, dass man die Anziehung zwischen den Dipolmolekülen als Wasserstoffbrückenbindung bezeichnet und welche Auswirkungen die Wasserstoffbrücken auf die Eigenschaften des Wassers haben. Folie 19 der Präsentation formuliert nochmals die wichtigsten Informationen zum Thema Wasserstoffbrücken. Mit der Bearbeitung des Arbeitsblatts Chemie des Wassers Polare Atombindung, Dipol und Wasserstoffbrückenbindung überprüfen die SuS anschließend ihren Lernzuwachs und es werden die Fakten über die polare Atombindung kompakt zusammengefasst. Der Film Moleküle Aggregatzustände von Wasser (4:09) zeigt den SuS im Anschluss die Zusammenhänge von der Bindung im Wassermolekül und der Bildung von Wasserstoffbrücken mit den Aggregatzuständen von Wasser auf. Mit den Folien 20 bis 22 der Präsentation können die Zusammenhänge von Aggregatszuständen und Wasserstoffbrückenbindung noch einmal in Ruhe besprochen werden. Schlusspunkt der Stunde bildet die Folie 23 der Präsentation. Sie spannt noch einmal einen Bogen zum Experiment Vergleich von Siedepunkten und nimmt Bezug auf seine Ergebnisse. Es wird gezeigt, dass auch andere Moleküle außer Wasser Wasserstoffbrücken ausbilden können, was Auswirkungen auf ihre Stoffeigenschaften hat. Folie 24 gibt schließlich einen Überblick über die Eigenschaften des Stoffs Wasser, die 5

6 durch den Dipolcharakter der Moleküle beeinflusst werden. Sie leitet schließlich auch zum letzten Teilaspekt des Themas - der Löslichkeit über. 7. / 8. Stunde: Lösungsmittel Wasser / polares Lösungsmittel Zwei abschließende Versuche leiten das Thema Löslichkeit von Ionenverbindungen in Wasser ein (Folie 25 der Präsentation). Aus den Versuchen lassen sich bedeutsame Fragestellungen ableiten: Was geschieht beim Lösen von Salzen im Wasser (auf der Teilchenebene)? Wieso lösen sich manche Salze unter Erwärmung andere unter Abkühlung? Warum lösen sich einige Salze gut und andere schlecht oder gar nicht? (vgl. erste drei Fragen auf Folie 27 der Präsentation) Die Klärung der Frage, was beim Lösen von Salzen geschieht, kann mit der Betrachtung des Films Moleküle Löslichkeit (2:17) beginnen. Er zeigt neben den aus dem bisherigen Unterricht bekannten Molekülen noch weitere mit Dipolen, insbesondere den Traubenzucker. Ausgehend von der bekannt guten Löslichkeit von Zuckermolekülen wird den SuS leicht verständlich, dass sich feste polare Stoffe in Wasser lösen können, indem sie in Wechselwirkung mit den Dipolen des Wassers treten. Ausgehend davon sollen die SuS in einer kurzen Gruppenarbeit versuchen, den Lösungsvorgang von Ionenverbindungen in Wasser modellhaft zu entwickeln. Um den SuS diese Aufgabe zu erleichtern, kann ihnen zusätzlich die interaktive Animation Chemie interaktiv Lösung zur Ansicht zur Verfügung gestellt werden. Nach angemessener Zeit stellen die Gruppen ihre Ideen vor. Danach wird die Animation Chemie interaktiv Salz Wasser angesehen, die den Lösungsvorgang von Natriumchlorid in Wasser vereinfacht modellhaft zeigt. Nun sollten die SuS in der Lage sein, die Lösung von Ionenverbindungen im Wasser unter Verwendung der Begriffe Anionen, Kationen und Dipol mit eigenen Worten zu erklären. Zur Überprüfung und Festigung wird der Film Chemie des Wassers Wasser als Lösungsmittel (bis Minute 3:00) betrachtet. In weiteren Verlauf dieses Films werden die zwei noch ausstehenden Fragen, welche zuvor formuliert wurden (s. o.) geklärt. Außerdem wird erläutert, wie sich unpolare Stoffe in Wasser verhalten (vgl. dazu auch die Fragen 4 bis 6 der Folie 27 der Präsentation). Alle Fragen zur Löslichkeit von Stoffen in Wasser werden in Folie 28 der Präsentation beantwortet und mit der Bearbeitung des Arbeitsblatts Lösung von Salzen Gitterenergie zum Schluss noch einmal zusammengefasst. 6

7 Bildungsplanbezug Realschule Fächerverbund Naturwissenschaftliches Arbeiten 1. KOMPETENZERWERB DURCH DENK- UND ARBEITSWEISEN Antworten und Erkenntnisse durch Kooperation und Kommunikation Die Schülerinnen und Schüler können mit Modellen sich selbst und anderen Phänomene beschreiben, dem Verstehen zugänglich machen und in einen Kontext einordnen Den Mikrokosmos und modellhafte Deutungen erfahren Die Schülerinnen und Schüler können ein Atommodell zur Erläuterung von Bindungsverhalten und zum Verständnis des Periodensystems der Elemente (PSE) anwenden 2. KOMPETENZERWERB DURCH DAS ERSCHLIESSEN VON PHÄNOMENEN, BEGRIFFEN UND STRUKTUREN Experimentieren und mit ausgewählten Stoffen umgehen können [Die Schülerinnen und Schüler] können experimentieren (7); Sicherheitsmaßnahmen und Verhaltensregeln beim Umgang mit Gefahrstoffen beachten (7) (Aus: Bildungsplan Realschule, Klassen 5-10; Kompetenzen und Inhalte für Naturwissenschaftliches Arbeiten; Seiten 97 und 98) Ausführliche Informationen zum Bildungsplan gibt es unter Bildung stärkt Menschen. 7

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