Ionenverbindungen und Elektronenübergänge (GY) - Unterrichtsverlauf
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- Eva Scholz
- vor 8 Jahren
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1 Ionenverbindungen und Elektronenübergänge (GY) - Unterrichtsverlauf Gliederung der Unterrichtseinheit: Der folgende skizzierte Unterrichtsverlauf für acht Unterrichtsstunden ist in fünf Sequenzen untergliedert. Die einzelnen Folien und Arbeitsblätter der Unterrichtseinheit sind unterrichtsbegleitend für den unten skizzierten Unterrichtsgang konzipiert. Sie können aber bei Bedarf, z.b. bei einem geänderten Unterrichtsgang, ohne großen Aufwand modifiziert werden. Vorbemerkung: Dieses Unterrichtsmodul folgt in der Klassenstufe 10 (G 9) bzw. der Klassenstufe 9 (G 8) und kann auf die Unterrichtseinheit Periodensystem und Atombau folgen. Im vorliegenden Unterrichtsverlauf sind folgende Schülerkurzreferate vorgesehen: Giftigkeit von Halogenen, Arbeitsplatzgrenzwerte Gewinnung und Bedeutung von Kochsalz Die Salze in unserem Körper: Mineralstoffe Außerdem bietet es sich an, eine Exkursion zu einem Salzbergwerk oder einer Saline durchzuführen. 1. und 2. Stunde 1. Die Elementfamilie der Halogene Einleitung: Die Schülerinnen und Schüler wissen seit der Unterrichtseinheit Periodensystem und Atombau, dass die Elemente im Periodensystem nach ihren Ordnungszahlen so angeordnet sind, dass Elemente mit ähnlichen Eigenschaften untereinander stehen und damit sogenannte Elementfamilien bilden. Beispiele solcher Elementfamilien waren bisher die Alkalimetalle aus Gruppe I oder die Edelgase aus Gruppe VIII. In der den Schülerinnen und Schülern noch nicht bekannten Hauptgruppe VII (siehe Wandtafel mit dem Periodensystem des Unterrichtsraums oder die Folie Hauptgruppen des Periodensystems ) stehen die vier Elemente Fluor, Chlor, Brom und Jod (fachspezifische Schreibweise Iod), die gemeinsam als Halogene bezeichnet werden. Im Klassengespräch kann vorab kurz auf die Bedeutung dieser Elemente
2 eingegangen werden. So ist den Schülerinnen und Schüler wahrscheinlich bekannt, dass Chlor bei der Wasseraufbereitung eine wichtige Rolle spielt oder dass Halogene in den sog. Halogenlampen verwendet werden (siehe Folie Glühlampen ). Die Halogene im Überblick: Mit Hilfe von Folie Halogene im Überblick (siehe Lösungsteil des Arbeitsblatts Chemische Elemente: Halogene im Überblick ) werden Eigenschaften und Bedeutung der Elemente der Gruppe VII untereinander verglichen. Begleitend erhalten die Schülerinnen und Schüler das Arbeitsblatt Chemische Elemente: Halogene im Überblick. Sie übertragen zunächst nur die Daten der Rubrik Schmelztemperatur/Siedetemperatur von der Folie auf ihr Arbeitsblatt. Im anschließenden Klassengespräch lässt sich aus diesen Daten schlussfolgern, in welchem Aggregatzustand jedes Halogen bei Zimmertemperatur vorliegt. Das Ergebnis wird in der vierten Spalte des Arbeitsblatts eingetragen. Im Folgenden werden nun die Elemente Chlor, Brom und Iod durch Versuche (Demonstrationen) vorgestellt (siehe die Versuche 1.1 bis 1.3 in der Datei Chemische Elemente Versuchsreihe ). Die drei Reagenzgläser aus den Versuchen V1.1 - V1.3 werden nebeneinander gestellt, so dass die Klasse erkennen kann, dass in der Reihe Jod, Brom und Chlor die Intensität der Farbe abnimmt. Die Schülerinnen und Schüler können jetzt schlussfolgern, dass das im Periodensystem oberhalb des Chlors stehende Fluor die hellste Farbe in der Reihe der Halogene besitzen muss. Ebenso lässt sich vermuten, dass dieses Element ähnlich wie die anderen Halogene riecht. Allerdings kann es wegen seiner extrem starken Reaktionsfähigkeit im Schulunterricht nicht eingesetzt werden. Daher bietet es sich an, ein Ausschnitt aus dem Videofilm Halogene (aus dem Medienverleih des LMZ unter der Verleihnummer ) zu zeigen. In dem Filmausschnitt (7. bis 10. Spielminute des Films) werden die einzelnen Halogene nacheinander in ihren Aggregatzuständen dargestellt. So wird beispielsweise gezeigt, wie Fluorgas, das mit Hilfe von flüssigem Stickstoff gekühlt wird, zu einer gelblichen Flüssigkeit kondensiert. Die Schülerinnen und Schüler sind nun in der Lage, die Spalten Verfügbarkeit und Farbe des Gases in ihrem Arbeitsblatt selbständig auszufüllen. Beim Besprechen der Arbeitsergebnisse ergibt sich im Klassengespräch, dass die Halogene vergleichbare Eigenschaften aufweisen, sie also eine Elementfamilie (Elementgruppe) darstellen. In Gruppenarbeit können nun die Unterschiede zu bereits bekannten Elementfamilien (z.b. Alkalimetalle
3 oder Edelgase) herausgearbeitet werden. Zur Ergebnissicherung wird folgender Tafelanschrieb erstellt: siehe Dokument Halogene Tafelanschrieb. Im Anschluss folgt ein Schülerkurzreferat zum Thema Giftigkeit der Halogene. Wichtige Resultate des Kurzreferats werden dem obigen Tafelanschrieb und der Tabelle des Arbeitsblatts Chemische Elemente: Halogene im Überblick hinzugefügt. Verwendung und Bedeutung der Halogene: Es folgt ein vierter Versuch mit dem Element Chlor (siehe Versuch 1.4 aus der Datei Chemische Elemente Versuchsreihe ). Im Klassengespräch werden weitere Beispiele für die Verwendung und Bedeutung der Halogene gesammelt. Alle Ergebnisse können von den Schülerinnen und Schülern dann in der letzten Spalte des Arbeitsblatts Chemische Elemente: Halogene im Überblick vermerkt werden 2. Kochsalz und andere Salze Reaktion von Chlor mit Natrium: Den Schülerinnen und Schülern ist aus den vorangegangenen Unterrichtseinheiten bekannt, dass Metalle und Nichtmetalle sehr heftig miteinander reagieren können, wie etwa Magnesium mit Sauerstoff. Reagieren nun also die Halogene ebenfalls heftig mit Metallen, z.b. Chlor mit dem reaktionsfähigen Natrium (siehe Versuch 2.1 aus dem Dokument Chemische Elementen Versuchsreihe )? Reaktion von Brom mit Natrium: Zum Vergleich soll nun die Reaktion von Natrium mit Brom betrachtet werden (siehe Versuch 2.2 aus dem Dokument Chemische Elementen Versuchsreihe ). Reaktionsfreudigkeit der Halogene im Vergleich: Die Schülerinnen und Schüler konnten beobachten, dass die Reaktion von Chlor mit Natrium etwas heftiger verläuft als die Reaktion von Brom mit Natrium. Sie können nun schlussfolgern, dass die Reaktion von Natrium mit dem im Periodensystem oberhalb des Chlors stehenden Fluor noch heftiger erfolgen würde. Allerdings lässt sich diese Reaktion wegen ihrer Gefährlichkeit im Unterricht nicht durchführen. Schwächer
4 hingegen müsste die Reaktion mit dem im Periodensystem unterhalb von Brom stehenden Jod verlaufen. In der Zusammenfassung lässt sich also feststellen, dass die Reaktionsfähigkeit der Halogene vom Jod zum Fluor hin zunimmt. Zur Ergebnissicherung werden diese Sachverhalte als Tafelanschrieb festgehalten: Reaktionsgleichungen: Für die beiden oben gezeigten Reaktionen (V2.1 und V2.2) lassen sich im Tafelanschrieb folgende Reaktionsgleichungen erstellen, wobei zu berücksichtigen ist, dass Chlor und Brom molekular vorkommen: 2 Na + Cl2 2 NaCl ( NaCl = Natriumchlorid = Verbindung aus Natrium und Chlor) 2 Na + Br2 2 NaBr (NaBr = Natriumbromid = Verbindung aus Natrium und Brom) 3. und 4. Stunde Salze: Das aus Versuch 2.1 (s.o.) erhaltene weiße Reaktionsprodukt (Natriumchlorid) war nach dem Auflösen in Wasser in der vorhergehenden Chemiestunde auf ein Uhrglas gegeben worden. Der Klasse wird nun gezeigt, dass es mittlerweile wieder zu einem weißen Pulver eingetrocknet ist. Würde man den Geschmack dieses Stoffs testen, würde man feststellen, dass es genau so schmeckt wie Speisesalz. Bei mikroskopischer Betrachtung zeigt sich, dass es aus würfelförmigen Kristallen besteht, die genau so aussehen wie Kochsalzkristalle (Folie Natriumchlorid ). Es handelt sich bei Natriumchlorid also um Kochsalz. Das aus Versuch 2.2 (s.o.) erhaltene weiße Reaktionsprodukt (Natriumbromid) war auch in Wasser gelöst worden und ist mittlerweile ebenfalls eingetrocknet. Das Natriumbromid unterscheidet sich zwar im Geschmack etwas vom Natriumchlorid, sieht aber genauso aus und besitzt auch eine ähnliche Löslichkeit in Wasser. Oben wurde schon erwähnt, dass Natrium auch mit den Halogenen Fluor und Iod reagieren kann. Dementsprechend können auch die anderen Alkalimetalle mit Halogenen zu Alkalimetallhalogeniden reagieren. Wie Natriumchlorid und Natriumbromid sind auch die anderen Alkalimetallhalogenide gut wasserlöslich, was mit folgenden Versuchen gezeigt wird: V2.3: Untersuchung der Wasserlöslichkeit von Natriumfluorid V2.4: Untersuchung der Wasserlöslichkeit von Natriumiodid V2.5: Untersuchung der Wasserlöslichkeit von Lithiumchlorid
5 V2.6: Untersuchung der Wasserlöslichkeit von Kaliumchlorid V2.7: Zum Vergleich erfolgt die Demonstration der Wasserlöslichkeit von Zucker Aussehen und Wasserlöslichkeit der genannten Verbindungen werden im Tafelanschrieb in Form einer Tabelle zusammengefasst. Dabei werden auch die Daten für die Schmelzpunkte mit angegeben (siehe Datei Halogenide und Wasserlöslichkeit Tafelanschrieb ). Die Schülerinnen und Schüler können aus der Tabelle ableiten, dass Natriumfluorid, Natriumbromid und Natriumiodid, Lithiumchlorid und Kaliumchlorid dem Natriumchlorid in allen aufgelisteten Eigenschaften sehr ähnlich sind. Sie werden ebenfalls als Salze bezeichnet, auch wenn sie nicht als Speisesalz Verwendung finden. Sie unterscheiden sich in ihren Schmelzpunkten deutlich von anderen Verbindungen wie Zucker. Daraus ergibt sich folgende Zusammenfassung für den Tafelanschrieb: Alle Verbindungen der Alkalimetalle mit den Halogenen (Alkalimetallhalogenide) weisen ähnliche Eigenschaften auf. Es sind stabile salzartige Verbindungen mit hohen Schmelzpunkten, die nicht mehr die Gefährlichkeit der Ausgangsstoffe Alkalimetalle und Halogene aufweisen. Vorkommen und Gewinnung von Kochsalz: Von den oben genannten Salzen besitzt eindeutig Natriumchlorid die größte wirtschaftliche Bedeutung. Daher wird eine Schülerin bzw. ein Schüler in Form eines Kurzreferats auf Gewinnung und Bedeutung von Kochsalz eingehen. Darüber hinaus bietet es sich an, eine Exkursion zu einem Salzbergwerk oder einer Saline durchzuführen. 3. Entstehung von Ionen, Edelgasregel Salzlösungen leiten den elektrischen Strom: Salze weisen eine Besonderheit auf, die sich über folgende Versuche demonstrieren lässt (siehe Versuche 3.1 bis 3.4 aus der Datei Chemische Elemente Versuchsreihe ). Die in den Versuchen festgestellte elektrische Leitfähigkeit von Salzlösungen lässt sich nur erklären, wenn angenommen wird, dass Salze aus elektrisch geladenen Teilchen bestehen, die sich in der Lösung durch die Wirkung der beiden Pole der Spannungsquelle bewegen. Im Tafelanschrieb werden die durchgeführten Versuche
6 festgehalten. Außerdem wird vermerkt, dass Salzlösungen den elektrischen Strom leiten, weil Salze aus elektrisch geladenen Teilchen bestehen. Entstehung von geladenen Teilchen bei der Reaktion zwischen Alkalimetallen und Halogenen: Salze resultieren aus der Reaktion von Alkalimetallen mit Halogenen. Wie dabei elektrisch geladene Teilchen entstehen, wird den Schülerinnen und Schülern nun anhand einer Folie (siehe Lösungsteil des Arbeitsblatts Elektronenübergang bei Redoxreaktion ) am Beispiel der Reaktion von Natrium mit Chlor erklärt. Die Schülerinnen und Schüler vervollständigen nun das Arbeitsblatt nach den Vorgaben der Folie. Zur Vertiefung sollen die Schülerinnen und Schüler nun nach dem obigen Schema in Partnerarbeit die Bildung der beiden Salze Kaliumfluorid und Lithiumbromid aus ihren Elementen als Elektronenübergang darstellen. Um die Schalenmodelle der beteiligten Elemente zu erstellen, können sie auf die Wandtafel mit dem Periodensystem zurückgreifen. Einzelne Schülerinnen und Schüler tragen ihre Lösungen an der Tafel vor. Im Klassengespräch wird die Richtigkeit der vorgeschlagenen Lösungen diskutiert, bevor sie als Hefteintrag übernommen werden. Die Zeichnung sämtlicher Schalen der bei dem Elektronenübergang beteiligten Atome ist zeitaufwändig. Da beim Elektronenübergang nur die Außenschalen der Atome beteiligt sind, bietet es sich an, nur diese zu berücksichtigen (siehe auch Folie Periodensystem: Außenelektronenzahlen bei den Hauptgruppenelementen ). Dabei ergibt sich im Tafelanschrieb folgende vereinfachende Formulierung, wobei jedes Außenelektron durch einen Punkt dargestellt wird (siehe obige Folie). Das übertragene Elektron wird farbig markiert. Die Schülerinnen du Schüler können nun die gleiche Schreibweise auf die beiden obigen Beispiele (Kaliumfluorid und Lithiumbromid) übertragen. Reaktion von Nichtalkalimetallen mit den Halogenen: Außer den Alkalimetallen können auch andere Metalle mit den Halogenen reagieren. Dazu soll zunächst das reaktionsfreudige Magnesium mit Chlor zur Reaktion gebracht werden (siehe Versuch 3.5 aus der Datei Chemische Elemente Versuchsreihe ). Da das Reaktionsprodukt (Magnesiumchlorid) in den Zylinder fällt und somit nicht mehr betrachtet werden kann, wird weiteres Magnesiumchlorid aus einer Vorratsflasche entnommen und den Schülerinnen und Schülern gezeigt. Es ähnelt bezüglich Aussehen und Wasserlöslichkeit den bereits bekannten Alkalimetallhalogeniden. Es ist ebenfalls
7 eine Ionenverbindung und wird daher auch als Salz bezeichnet. Seine Entstehung aus den Elementen kann durch Elektronenübergang formuliert werden. In der Vereinfachung genügt wiederum die Betrachtung der Außenschalen. Da Magnesium zwei Außenelektronen (eines mehr als das oben betrachtete Natrium) aufweist, muss es zwei Elektronen abgeben, um die gleiche Außenelektronenzahl wie das Edelgas Neon zu erreichen. Dies ist aber nur möglich, wenn zwei Cl-Atome für die Elektronenaufnahme vorhanden sind. Zur Verdeutlichung werden nun im Tafelanschrieb die übertragenen Elektronen farbig markiert (siehe Punkt 1 in dem Dokument Edelgasregel: Elektronenübergang Tafelanschriebe ). Alle bisher erwähnten Ionen besitzen die gleiche Anzahl von Außenelektronen wie die Edelgase, die ihnen im Periodensystem am nächsten stehen. Man kann daraus ableiten, dass die Atome bei der Bildung von Ionen gerade so viele Elektronen aufnehmen oder abgeben, dass sie eine volle Außenschale wie dasjenige Edelgas erhalten, das ihnen im Periodensystem am nächsten steht. Man nennt diese Gesetzmäßigkeit auch Edelgasregel. Da die Edelgase jeweils acht Außenelektronen (mit Ausnahme von Helium) haben, spricht man in diesem Zusammenhang auch von einer Oktettregel (abgeleitet vom griechischen Zahlwort für acht). Die beiden Regeln sind allerdings streng genommen nur auf die Hauptgruppenelemente des Periodensystems anwendbar. Zur Ergebnissicherung werden die erarbeiteten Regeln im Tafelanschrieb festgehalten. Zum Einüben dienen zwei weitere Beispiele, die zunächst im Versuch vorgestellt und von der Klasse mitprotokolliert werden (siehe die Versuche 3.6 und 3.7 aus der Datei Chemische Elemente Versuchsreihe ). Für die beiden gezeigten Reaktionen sollen die Schülerinnen und Schüler als Hausarbeit die Elektronenübergänge und Ladung der Ionen nach der Edelgasregel formulieren und die jeweilige Reaktionsgleichung erstellen. 5. und 6. Stunde Reaktion von Metallen mit Sauerstoff: Das oben schon verwendete Magnesium reagiert auch mit weiteren Nichtmetallen, z.b. mit Sauerstoff: V3.8: Verbrennung von Magnesiumband. Im Klassengespräch wird erörtert, ob auch bei dieser Reaktion ein Elektronenübergang mit der Bildung von Ionen erfolgt. Betrachtet man die Außenelektronen eines Magnesium- und eines Sauerstoffatoms, lässt sich nach der Edelgasregel (Oktettregel) folgender
8 Elektronenübergang formulieren, der im Tafelanschrieb festgehalten und von den Schülerinnen und Schülern als Hefteintrag übernommen wird (siehe Punkt 2 in dem Dokument Edelgasregel: Elektronenübergang Tafelanschriebe"). Es folgt ein weiterer Versuch (siehe Versuch 3.9 in dem Dokument Chemische Elemente Versuchsreihe ). Magnesiumoxid ist zwar nicht wasserlöslich, besteht aber wie die oben erwähnten Metallhalogenide aus positiven und negativen Ionen. Es hat ferner wie diese einen hohen Schmelzpunkt (2640 C). Magnesiumoxid wird daher ebenfalls als Salz bezeichnet. Salz im engsten Sinne meint natürlich Kochsalz (Na+Cl-). In der Chemie bezeichnet man aber im weiten Sinn alle Verbindungen als Salze, die wie Na+Cl- aus positiven und negativen Ionen aufgebaut sind. Beispiele für solche Salze sind die Metallhalogenide und die Metalloxide. Dieses Ergebnis wird von den Schülerinnen und Schülern schriftlich festgehalten. Zur Übung sollen die Schülerinnen und Schüler als Hausarbeit die Elektronenübergänge bei der Verbrennung von Lithium und von Strontium formulieren. Allgemeine Reaktion von Metallen mit Nichtmetallen: Die Definition für Salze soll nun noch weiter gefasst werden. Zur Überleitung dient die folgende Reaktion zwischen Zink und Schwefel (siehe Versuch 3.10 aus der Datei Chemische Elemente Versuchsreihe ). Die Schülerinnen und Schüler erhalten nun die Aufgabe, auch für diese Reaktion den Elektronenübergang nach der Edelgasregel (Oktettregel) zu formulieren und die Reaktionsgleichung zu erstellen. Als zusätzliche Information wird ihnen mitgeteilt, dass Zink, ein Nebengruppenelement, sich ähnlich wie ein Hauptgruppenelement mit zwei Außenelektronen verhält. Die Vorschläge der Schülerinnen und Schüler werden an der Tafel skizziert. Dabei wird erkennbar, dass der Elektronenübergang ähnlich verläuft wie bei der Bildung von Magnesiumoxid. Dieser Vorgang kann daher durch folgende Reaktionsgleichung wiedergegeben werden: Zn + S Zn2+S2- (Zinksulfid) Auch hier erfolgt also die Bindung von Ionen.
9 Es folgt ein weiterer Versuch (siehe Versuch 3.11 in dem Dokument Chemische Elemente Versuchsreihe ). Zinksulfid hat wie andere Ionenverbindungen einen hohen Schmelzpunkt (1185 C). Man bezeichnet es daher ebenso wie die oben genannten Metallhalogenide und Metalloxide als Salz. Im Tafelanschrieb können nun Salze folgendermaßen definiert werden: In der Chemie führt eine Reaktion von Metall mit Nichtmetall unter Elektronenübergang zur Bildung eines Salzes. Salze sind aus positiven und negativen Ionen aufgebaut. Die Bildung von Salzen erfolgt häufig in stark exothermen Reaktionen. Stellung der Elemente im Periodensystem bestimmt ihre Ionenladung: siehe hierzu die Sachinformation Stellung der Elemente im Periodensystem. Zur Ergebnissicherung werden die erarbeiteten Regeln im Tafelanschrieb festgehalten. Übungsaufgaben: Folgende Aufgaben werden von den Schülerinnen und Schülern in Kleingruppen bearbeitet: 1. Warum gehen Edelgase keine chemischen Reaktionen ein? 2. Formuliere für folgende Reaktionspaare Elektronenübergänge; Ionenladungen und Gleichungen: a) Zink und Chlor, b) Natrium und Sauerstoff, c) Aluminium und Schwefel, d) Magnesium und Stickstoff e) Calcium und Fluor. 4. Eigenschaften von Ionenverbindungen Anordnung der Ionen in Salzen: Die regelmäßige Würfelform von Kochsalzkristallen wurde oben schon erwähnt (siehe die zweite Abbildung aus der Folie Natriumchlorid ). Im Klassengespräch wird nun unter Zuhilfenahme von Modellen erarbeitet, wie der Aufbau von Kochsalz aus Na+- und Cl-- Ionen regelmäßige geometrische Strukturen ergibt: Den Schülerinnen und Schülern wird zunächst das sog. Kugelpackungsmodell (siehe Lösungsteil als Folie aus Arbeitsblatt Natriumchlorid Kugelpackungsmodell ) vorgestellt. In diesem Modell sind Chlorid- Ionen größer dargestellt, weil sie eine ausgedehntere Atomhülle besitzen als die
10 Natrium-Ionen. Am Modell kann die Klasse sehen, dass die Chlorid-Ionen sehr dicht gepackt sind und damit die geometrische Struktur von Natriumchlorid bestimmen. In den Lücken, die zwischen ihnen frei bleiben, befinden sich die kleineren Natrium-Ionen. Die beiden Ionensorten sind dabei so angeordnet, dass jedes Chlorid-Ion von sechs Natrium- Ionen und jedes Natrium-Ion von sechs Chlorid-Ionen umgeben ist. Durch ihre unterschiedliche Ladung ziehen sich diese Ionen gegenseitig elektrisch an, sie binden sich. Man spricht daher von einer Ionenbindung. Allerdings liegen bei dem Kugelpackungsmodell die Ionenkugeln so dicht beieinander, dass man die Anordnung im Inneren des Modells nicht erkennen kann. Die Positionen der beiden Ionensorten im Raum können die Schülerinnen und Schüler besser an einem sog. Raumgittermodell (Folie Natriumchlorid Raumgittermodell ) sehen. Bei diesem Modell werden die Ionen durch kleine Kugeln symbolisiert, die über Stäbchen miteinander verbunden sind. Aus einem derartigen Modell können die Schülerinnen und Schüler dann auch die Würfelform der Kochsalzkristalle ableiten. Zur Ergebnissicherung vermerken die Schülerinnen und Schüler auf ihrem Arbeitsblatt Natriumchlorid Kugelpackungsmodell, wie die Ionen im Natriumchloridkristall angeordnet sind und, wie die elektrischen Anziehungskräfte zwischen den Ionen wirken. Regelmäßige geometrische Strukturen sind aber auch für andere Ionenverbindungen typisch. Zur Demonstration werden den Schülerinnnen und Schülern nun andere aus Ionen aufgebaute Kristalle aus der Mineraliensammlung gezeigt, ohne aber auf deren Kristallstrukturen näher einzugehen. Kugelpackungsmodell erklärt die Eigenschaften der Salze: Zunächst werden die Eigenschaften von Salzen, wie elektrische Leitfähigkeit ihrer Lösungen und hoher Schmelzpunkt, wiederholt und an der Tafel notiert, um dann von den Schülerinnen und Schülern mit Hilfe des Kugelpackungsmodells erklärt zu werden (siehe Datei Eigenschaften von Salzen Tafelanschrieb ). Die Schülerinnen und Schüler sollen nun in mehreren Gruppen versuchen, die oben aufgeführten Eigenschaften von Salzen aus dem Kugelpackungsmodell (siehe Arbeitsblatt Natriumchlorid Kugelpackungsmodell ) abzuleiten. Die Gruppenergebnisse werden anschließend vorgetragen, miteinander verglichen und im Tafelanschrieb zusammengefasst (siehe Lösungsteil des Arbeitsblatts).
11 7. und 8. Stunde 5. Definition der Redoxreaktion, Elektrolyse Neue Definition von Oxidation und Reduktion: Die Definitionen werden an der Tafel festgehalten; siehe hierzu die Datei Oxidation und Reduktion Tafelanschrieb. Übungsaufgaben: Folgende Aufgaben werden von den Schülerinnen und Schülern in Kleingruppen bearbeitet: Formuliere für folgende Reaktionen Elektronenübergänge und Ionenladungen. Erstelle dabei getrennte Teilgleichungen für Elektronenabgabe und Elektronenaufnahme und verwende die Begriffe Oxidation und Reduktion: a) Calcium reagiert mit Chlor, b) Kalium reagiert mit Sauerstoff, c) Strontium reagiert mit Stickstoff. Wirkung des elektrischen Stroms auf Salzlösungen: V3.3 und V3.4 hatten gezeigt, dass Salzlösungen den elektrischen Strom leiten. Weitergehend stellt sich nun die Frage, ob der elektrische Strom Salzlösungen verändert, wenn er sie durchfließt. Dies soll in einem Versuch mit Zinkbromidlösung untersucht werden (siehe Versuch 5.1 Datei Chemische Elemente Versuchsreihe ). Zur Verdeutlichung des Reaktionsablaufs wird anschließend der Klasse die Folie Wirkung des elektrischen Stroms auf eine Zinkbromidlösung vorgelegt. Um die beobachteten chemischen Vorgänge analysieren zu können, ist das Verständnis der physikalischen Vorgänge Voraussetzung. Anhand einer Folie (siehe Lösungsteil des Arbeitsblatts Elektrolyse einer Zinkbromidlösung ) wird modellhaft die Funktionsweise von Stromkreis und Netzgerät erklärt. Die Schülerinnen und Schüler beschriften nun ihr Arbeitsblatt nach den Vorgaben der Folie. Danach erhalten sie den Arbeitsauftrag, die
12 Teilgleichungen für Elektronenaufnahme und Elektronenabgabe in Partnerarbeit zu erstellen. Sie sollen dabei die Begriffe Oxidation und Reduktion verwenden. Im Klassengespräch kann anschließend folgender Tafelanschrieb erarbeitet werden, wobei Oxidations- und Reduktionsvorgang wieder farblich unterschiedlich markiert werden (siehe das Dokument Elektrolyse einer Zinkbromidlösung ). Dieser Tafelanschrieb wird von den Schülerinnen und Schülern ebenfalls auf das Arbeitsblatt übertragen. Herstellung und Elektrolyse von CuCl2: Das erworbene Wissen soll von den Schülerinnen und Schülern nun auf ein anderes Beispiel übertragen werden. Sie erhalten die Aufgabe, die Herstellung und anschließende Elektrolyse von CuCl2, einer Ionenverbindung, soweit zu planen, dass diese in Versuchen von der Lehrperson durchgeführt werden können. Die Schülerinnen und Schüler sollen nach der Versuchsdurchführung beide Reaktionen als Redoxreaktionen mit Elektronenübergängen formulieren. Bedeutung von Ionenverbindungen: Ionenverbindungen sind in der belebten und unbelebten Natur weit verbreitet. Beispielsweise enthält Mineralwasser eine Reihe von Kationen und Anionen (siehe die Folie Mineralwasser Inhaltsstoffe ), die für unseren Körper wichtig sind. Das abschließende Schülerreferat mit dem Titel Die Salze in unserem Körper: Mineralstoffe informiert die Klasse über folgende Themen: Was sind Mineralstoffe? Was sind Mengenelemente? Was sind Spurenelemente? Vorkommen der einzelnen Mineralstoffe und deren Bedeutung für den menschlichen Körper.
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