Redoxprozesse. 1. Versuch: Verbrennen von Eisenwolle in Sauerstoff

Transkript

1 Universität Regensburg Institut für Anorganische Chemie: Lehrstuhl Prof. Dr. A. Pfitzner Demonstrationsvorträge im Sommersemester Dozentin: Dr. M. Andratschke Referentinnen: Würfl, Johanna; Gerl, Katharina Redoxprozesse Antoine de Lavoisier prägte im 18. Jahrhundert als erster Chemiker die Begriffe Oxidation und Reduktion. Oxidation definierte er als die Aufnahme von Sauerstoff durch ein Metall, Reduktion als die Abgabe des Sauerstoffs durch das Metalloxid [1]. Traditionelle Definitionen von Oxidation und Reduktion [1] Oxidation Reduktion Aufnahme von Sauerstoff Abgabe von Sauerstoff Aufnahme von Sauerstoff oder Abgabe von Wasserstoff Abgabe von Sauerstoff oder Aufnahme von Wasserstoff Abgabe von Elektronen Aufnahme von Elektronen Heute spricht man im Zusammenhang mit Redoxsystemen von Erhöhung bzw. Erniedrigung der Oxidationszahl. Die Oxidationszahl ist dabei ein fiktiver Begriff, symbolisch für diejenige Ladung, die ein Atom in einem Molekül besäße, wenn letzteres aus lauter Ionen aufgebaut wäre [2]. Bei Erhöhung der Oxidationszahl spricht man von Oxidation, bei Erniedrigung von Reduktion [2]. 1. Versuch: Verbrennen von Eisenwolle in Sauerstoff Gurkenglas Uhrglas Tiegelzange Bunsenbrenner Sauerstoffflasche Eisenwolle (Fe) Sauerstoff (O 2 ) Zuerst füllt man das Gurkenglas mit Sauerstoff und deckt es mit einem Uhrglas ab. Anschließend nimmt man etwas Eisenwolle mit der Tiegelzange auf und bringt sie an der Bunsenbrennerflamme zum Glühen. Dann überführt man sie sofort in das Glas mit Sauerstoff [3]. 1

2 Beobachtung: Die Eisenwolle glüht beim Verbrennen an Luft, in reinem Sauerstoff verbrennt sie wesentlich schneller und mit sehr heller Flamme. Geschmolzenes Eisenoxid schlägt sich als schwarzer Feststoff an der Wand des Glases nieder [4, 5]. Auswertung [4; 5]: Reduktion: O 2 + 4e 2 O І x2 Oxidation: Fe Fe e I x2 Fe Fe e 3 Fe + 2 O 2 Fe 3 O 4 2. Versuch: ph Abhängigkeit der Reduktion von Permanganat Ionen 4 Reagenzgläser 2 Spatel 3 Pasteurpipetten Reagenzglasständer Natriumsulfit (Na 2 SO 3 ) Kaliumpermanganat (KMnO 4 ) verdünnte Schwefelsäure (H 2 SO 4 ) Natriumhydroxidlösung (NaOH, Natronlauge) destilliertes Wasser (H 2 O) In einem Reagenzglas wird eine Spatelspitze voll Kaliumpermanganat in destilliertem Wasser gelöst und die violette Lösung auf 3 Reagenzgläser verteilt. In einem weiteren Reagenzglas löst man Natriumsulfit in destilliertem Wasser auf. Anschließend säuert man die Kaliumpermanganatlösung eines der Reagenzgläser mit verdünnter Schwefelsäure an und gibt etwas Natriumsulfitlösung dazu, ein weiterer Permanganat Ansatz wird mit Natronlauge alkalisiert und mit Sulfitlösung versetzt. Zum dritten Ansatz tropft man Natriumsulfit Lösung zu [6]. Beobachtung: Im sauren Milieu zeigt sich eine schwache Rosafärbung. Im Alkalischen dagegen färbt sich die Lösung grün. Bei der neutralen Lösung kann man einen Farbwechsel nach braun sowie die Bildung von Feststoffpartikeln beobachten. 2

3 Auswertung: a) Im sauren Milieu: Reduktion: MnO 4 + 5e + 8 H 3 O + Mn H 2 O I x2 Oxidation: SO H 2 O SO 4 + 2e + 2 H 3 O + I x5 2 MnO SO H 3 O + 2 Mn SO H 2 O b) Im alkalischen Milieu: Reduktion: MnO 4 + 1e MnO 4 I x2 Oxidation: SO OH SO 4 + 2e + H 2 O 2 MnO 4 + SO OH 2 MnO 4 + SO 4 + H 2 O c) Im neutralen Milieu: Reduktion: MnO 4 + 3e + 2 H 2 O MnO OH I x2 Oxidation: SO OH SO 4 + 2e + H 2 O I x3 2 MnO SO 3 + H 2 O 2 MnO SO OH Im sauren Milieu findet eine Reduktion der violetten Permanganationen (MnO 4 ) zu Mn 2+ Ionen statt. Die bei Reaktion b) zu beobachtende Grünfärbung resultiert aus der Reduktion des Permanganats im stark Alkalischen zu Mangan(VI) Ionen (MnO 4 ). Im neutralen ph Bereich entsteht bei der Redoxreaktion Braunstein (MnO 2 ) als Niederschlag. [2, 7]. 3. Versuch: Herstellung von synthetischem Bier Maßkrug 2 Bechergläser á 500 ml 2 Glasstäbe 2 Spatel Messzylinder Pasteurpipette Feinwaage Lösung A: 0,92 g Natriumsulfit (Na 2 SO 3 ) 2,5 ml Ethanol (C 2 H 5 OH) 1 ml konzentrierte Schwefelsäure (H 2 SO 4 ) 500 ml destilliertes Wasser (H 2 O) Alternative: 5 % ige Stärkelösung 3

4 Lösung B: 0,5 g Kaliumiodat (KIO 3 ) Spülmittel 500 ml destilliertes Wasser (H 2 O) Lösungen A und B laut Protokoll herstellen. Dann gießt man zuerst Lösung B schwungvoll (Schaumbildung!) in den Maßkrug. Danach fügt man Lösung A zu [3]. Beobachtung: Das Lösungsgemisch ist zunächst farblos und schlägt nach kurzer Zeit in die typische gelbbraune Farbe des Biers um. Führt man den Versuch mit Stärkelösung durch, färbt sich das Lösungsgemisch dunkelblau. Auswertung [2, 8, 9]: (1) IO SO 3 I + 3 SO 4 (2) IO I + 6 H + 3 I H 2 O (3) 2 I SO H 2 O 4 I + 4 H SO 4 Das entstehende Jod ist für die gelbbraune Farbe verantwortlich und kann durch Zugabe der Stärkelösung nachgewiesen werden. Die Zeitverzögerung bis zum Sichtbarwerden des Jods lässt sich durch die Tatsache erklären, dass das gebildete Jod von Sulfitionen sofort wieder zu Jodid reduziert wird. Erst wenn durch die Reaktionen (1) und (3) alle Sulfitionen verbraucht sind, findet nur noch Reaktion (2) statt. Lehrplanbezug Das Thema Redoxreaktionen wird im naturwissenschaftlichen Gymnasium erstmals in der neunten Jahrgangsstufe behandelt. In der Unterrichtseinheit C NTG 9.5 Elektronenübergänge lernen die Schüler Oxidation als Elektronenabgabe und Reduktion als Elektronenaufnahme kennen. Der Begriff der Oxidationszahl sowie wichtige Reduktions und Oxidationsmittel werden erläutert. In der zwölften Jahrgangsstufe wird das Grundwissen über das Donator Akzeptor Konzept und über korrespondierende Redoxpaare im Kapitel C 12.3 Redoxgleichgewichte wieder aufgegriffen und vertieft [10]. Versuch 1 eignet sich besonders als Einstiegsversuch, da die Bedeutung des Sauerstoffs bei Redoxreaktionen hervorgehoben wird. Außerdem kann an diesem Beispiel das Aufstellen von Redoxgleichungen eingeübt werden. Beim zweiten Versuch wird die ph Abhängigkeit einiger Redoxsysteme verdeutlicht. Das Aufstellen und Ausgleichen dieser Reaktionsgleichungen stellt das nächsthöhere Anforderungsniveau dar. Weiterhin zeigt dieser Versuch, dass ein Stoff auch in verschiedenen Oxidationsstufen vorliegen kann. Der dritte Versuch kann als Schauversuch zur Motivation der Schüler eingesetzt werden. Um die ablaufenden Reaktionen im Detail verstehen zu können, wird Transferleistung gefordert und fortgeschrittenes Chemiewissen vorausgesetzt. Der überraschende Farbeffekt kann bei Schulvorführungen Neugierde und Begeisterung für das Fach Chemie wecken. 4

5 Quellenverzeichnis [1] M. Binnewies, M. Jäckel, H. Willner, G. Rayner Canham: Allgemeine und Anorganische Chemie, 2. Auflage, Spektrum Akademischer Verlag, Heidelberg, 2011, S. 248 [2] A. F. Holleman, E. Wiberg, N. Wiberg: Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage, Walter de Gruyter, Berlin, New York, 2007, S. 219, S. 220, S. 1618, S. 475 [3] K. Häusler, H. Rampf, R. Reichelt: Experimente für den Chemieunterricht, 2. Auflage, Oldenbourg Schulbuchverlag GmbH, München, Düsseldorf, Stuttgart, 1995, S. 86, S [4] H. Boeck, J. Elsner, H. Keune, A. Kometz: Chemische Schulexperimente, Band 1, Anorganische Chemie, Volk und Wissen Verlag, 1. Auflage, Berlin, 1998, S [5] H. Boeck, J. Elsner, H. Fickel, H. Keune, R. Kuhnert, V. Mirschel: Chemische Schulexperimente, Band 3, Anorganische Chemie, 2. Teil, Verlag Harri Deutsch, Thun, Frankfurt/Main, 1978, S. 227, 234 [6] (Seite aktuell am ) [7] G. Jander, E. Blasius: Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie, 16. Auflage, S. Hirzel Verlag, Stuttgart 2006, S. 406 [8] A. Brink, V. Brandt, H. Schmidkunz: Chemkon. (1) (1994) [9] H. Landolt: Ber. Deutsch. Chem. Gesell. 19 (1886) [10] gym8 lehrplan.de/contentserv/3.1.neu/g8.de/index.php? (Seite aktuell am ) 5