Jerzy Sobotta. Chemie Oktober-November 2005 Klasse: 11

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1 Jerzy Sobotta Chemie Oktober-November 2005 Klasse: 11

2 Index Versuch 1 2 Versuch 2 2 Katalysator 2 Versuch 3 3 Versuch 4 4 Versuch 5 4 Redoxreihe 4 Reaktion von Eisen und Schwefel 5 Reaktion von Kupfer und Schwefel 7 Oxidation von Magnesium 10 Reduktion von Wasser 11 Versuch 6 12 Redoxreaktion 12 Stoffmenge 13 Versuch 7 13 Elemente 13 Versuch 8 14 Halogene 14 Versuch 9 14 Versuch Gase 15 Chemische Formeln 16 Periodensystem 17 Rechnen in der Chemie 18 Aufgaben 19 1

3 Versuch 1 Ein, mit Wasser gefülltes Glas, wurden mit zwei Stoffen versetzt. Auf der einen Seite wurde das gelblichweiße Eisenchlorid eingefüllt und auf der anderen Seite das rot-bräunliche Kaliumhexacyanferat. Die Stoffe wurden so in das Glas gefüllt, dass sie sich nicht berührten. Nach wenigen Sekunden entstanden in der Mitte des Glases blaue (dampfähnliche) Schwaden, welche sich langsam ausbreiteten. Bei genauerer Betrachtung war festzustellen, dass die Reaktion an der Berührungsfläche der Pulver im Wasser stattfand. Wurde die Stoffe im Wasser miteinander vermischt (der Inhalt des Glases umgerührt), so färbte sich der gesamte Inhalt des Glases gleichmäßig blau. Die Stoffe reagierten ohne Wassereinfluss jedoch nicht. Also ist festzustellen, dass die beiden Pulver erst mit dem Wasser reagierten und einen neuen dritten Stoff bildeten, der nicht weiter in Wasser löslich war und eine völlig neue Farbe (keine Mischfarbe) bildete. Das Wasser diente in diesem Fall als Katalysator. Der neue Stoff entstand aus der Reaktion der beiden alten, muss jedoch keine der Eigenschaften der alten Stoffe besitzen. Versuch 2 Über einem Gasbrenner wurden Metalle verbrannt und ihre Reaktion dokumentiert: Aluminium [Al]: Das Aluminium verbrannte sofort in seinem gesamten Menge. Die flamme war gleißend hell, weiß und blendete die BetrachterInnen. Bei dem starken Verbrennungsvorgang entstanden zudem weiße Funken. Kupfer [Cu]: Das Kupfer verbrannte nur in einer niedrigen Menge, der Großteil des Stoffes reagierte nicht. Die Flamme war eher klein und nahezu ohne Funkenentwicklung. Die Farbe der Flamme war grün. Eisen [Fe]: Das Eisen verbrannte nicht vollständig. Ein Teil des Stoffes reagierte nicht mit dem Feuer. Die Reaktion zeigte mehr Funken als Feuer Entwicklung. Diese waren rot gelb und erinnerten an Spänen. Zinn[Sn]: Das Zinn wies ebenfalls nur eine niedrige Verbrennung auf, der Großteil reagierte nicht. Es gab eine starke Funkenentwicklung und die Verbrennungsfarbe war gelb. Es kam zu einer intensiven Rauchentwicklung. Zink [Zn]: Das Zink wies eine hohe Verbrennung auf. Die Flamme war türkis-blau bis hell grün. Bei der Verbrennung kam es ebenfalls zu einer starken Rauchentwicklung. An diesem Versucht lässt sich die Intensität der Reaktion der Stoffe verdeutlichen. Das Feuer lieferte die Energie für den Oxidationsprozess und beschleunigte diesen. Das bedeutet, dass die Reaktion mit dem Feuer die Oxidation der Metalle (siehe Redoxreihe) aufzeigt. Katalysator - Der Katalysator ist ein Stoff, der die Reaktionsgeschwindigkeit einer chemischen Reaktion beeinflusst, ohne dabei verbraucht zu werden. Dies geschieht durch Herauf- oder Herabsetzung der Aktivierungsenergie. Katalysatoren, die die Aktivierungsenergie herabsetzen, werden als positive Katalysatoren bezeichnet, solche, die die Aktivierungsenergie heraufsetzen, als negative Katalysatoren oder Inhibitoren. 2

4 Versuch 3 Drei Metalle wurden in ein Wasserglas gelegt und die Reaktion dokumentiert: Lithium [Li]: Das Lithium wurde in Öl aufbewahrt. Nach dem Kontakt mit der Luft konnte (nach langer Zeit) ein Oxidationsprozess festgestellt werden. Das Metall konnte mit geringem Kraftaufwand mit dem Messer geschnitten werden. In Kontakt mit dem Wasser kam es zu Bildung von Blasen und das zuvor Eckige Metall, verformte sich zu einer Kugel. In einem langsamen Tempo bewegte sich der Stoff im Wasserglas. Natrium [Na]: Der Oxidationsprozess mit der Luft konnte viel schneller festgestellt werden. Das schneiden benötigte weniger Kraft als bei dem Lithium. In dem Wasserglas kam es umgehend zu der Verformung zur Kugel und die Geschwindigkeit in der sich die Kugel im Wasser bewegte, nahm stark zu. Es kam darüber hinaus zur Rauchentwicklung. Kalium [K]: Das Kalium oxidierte an der Luft bereits nach wenigen Augenblicken. Das Metall ließ sich nahezu ohne Kraftaufwand mit dem Messer zerschneiden. Die Reaktion mit dem Wasser war ähnlich der des Natriums, jedoch bedeutend intensiver: Die Verformung zur Kugel geschah umgehend und die Geschwindigkeit mit der sie sich bewegt, war um einiges größer als bei dem Natrium. Auch die Rauchentwicklung überstieg die vorherige Reaktion um ein vielfaches. Vor der vollständigen Zersetzung explodierte die Kugel. Das Wasser konnte nach allen Versuchen, nach der Reaktion, als Lauge nachgewiesen werden. Das Wasser wirkt bei diesem Versuch als Katalysator. Es beschleunigt die Oxidation und Zerstört die Oberflächenstruktur, wodurch sich die Materie auf ihren Mittelpunkt bezieht und eine Kugel bildet. Das Gas welches bei der Oxidation austrat, war Wasserstoffgas. Das Kalium erzeugte soviel Energie, dass es den Wasserstoff entzündet und zur Explosion führte. Die Stoffe die neu entstehen, erhalten das Suffix:,- hydroxid : Lithium + Wasser Lithiumhydroxid + Wasserstoff Li + H20 Li (OH) + H Natrium + Wasser Natriumhydroxid + Wasserstoff Na + H20 Na (OH) + H Kalium + Wasser Kaliumhydroxid + Wasserstoff K + H20 K (OH) + H Was ist bei der Reaktion von Lithium und Wasser entstanden? Zunächst stellen wir fest, dass eine Gas, Wasserstoff, entstanden ist sowie eine basisch reagierende Flüssigkeit. Das entstandene Gas kann nur durch die Reaktion des Lithiums mit Wasser entstanden sein. Da Lithium ein Element ist, muss der Wasserstoff etwas mit der Flüssigkeit Wasser zu tun haben. Auch bei der Gabe eines Metalloxids in Wasser war eine basisch reagierende Flüssigkeit entstanden. Das Lithium ist demnach im Wasser oxidiert! Es hat sich also Sauerstoff im Wasser befunden, mit dem Lithium oxidieren konnte. Was passiert mit einem Eisennagel im Wasser? Er rostet, oxidiert also. Bei der Oxidation von Lithium wurde Wasserstoff frei, demnach befindet sicht im Wasser Sauerstoff und Wasserstoff! Eine Verbindung eines Elements mit Sauerstoff haben wir Oxidation genannt. Da sich hier Wasserstoff mit Sauerstoff verbunden hat ist also Wasser das Oxid des Wasserstoffes, also Wasserstoffoxid. Bei der Reaktion von Lithium mit Wasser wurde Wasser reduziert zu Wasserstoff. Aber was passiert bei der Gabe eines Metalloxids in Wasser? Es entsteht eine basische Lösung. Demnach muss eine Reduktion zwischen dem Metalloxid und Wasser stattfinden. Lithiumoxid kann also nicht entstanden sein, sondern Lithiumoxid in Reaktion mit dem Wasser. Das nennt man Lithiumhydroxid. Es entsteht also Lithiumhydroxid und Wasserstoff. Das lässt wiederum darauf schließen, dass Wasserstoffoxid (Wasser) nicht eine Verbindung aus gleichen Mengen sein kann, sondern, dass neben dem frei gewordenen Wasserstoff und dem Sauerstoff noch etwas anderes vorliegen muss. 3

5 Versuch 4 In Reagenzgläsern sollte die Reaktion von Eisen+Kupferoxid, Eisen+Aluminiumoxid, Kupfer+Eisenoxid und Kupfer+Aluminiumoxid nach der Erhitzung festgehalten werden. Nach dem Erhitzen der Stoffe zeigte sich nur bei der Verbindung von Eisen+Kupferoxid eine Wirkung. Das Produkt konnte als Kupfer versetzt mit einem schwarzen Pulver identifiziert werden. Die anderen Mischungen zeigten keinerlei Reaktion. Die stattgefundene Reaktion wird Reduktion genannt. Ein bereits oxidiertes Metall kann mit Hilfe eines anderen zurück in seine Ursprungsform reduziert werden, die Oxidation wird quasi neutralisiert. An dem Versuch wurde jedoch ebenfalls deutlich, dass das Metall welches zur Reduktion verwendet wird, bei dem Prozess oxidiert. Dies ist in dem Versuch das schwarze Pulver, welches neben dem Kupfer vorgefunden wurde. reduziert Kupferoxid + Eisen --> Kupfer + Eisenoxid oxidiert Versuch 5 In einem Reagenzglas wurde Silberoxid erhitzt. Der Sauerstoff wurde dem Soff dadurch entzogen. Dass dieser tatsächlich freigegeben wurde, wurde an einer Glühprobe deutlich. Nach der Reaktion war ein weißes Pulver mit Silberplättchen vorzufinden. Es hat also eine Reduktion ohne ein anderes Metall stattgefunden. Die Redox (reduktions-oxidations) Reihe beschreibt die Oxidationsintensität der verschiedenen Metalle. Metalloxide können nur mit Hilfe stärker oxidierender Metalle reduziert werden. Redoxreihe: Platin - Gold - Silber - Kupfer - Wolfram - Blei - Zinn - Eisen - Zink - Titan - Aluminium - Magnesium - Lithium - Natrium - Kalium [Pt] [Au] [Ag] [Cu] [W] [Pb] [Sn] [Fe] [Zn] [Ti] [Al] [Mg] [Mg] [Na] [K] Edelmetalle Halbmetalle unedle Metalle Beispiel: Bleioxid kann mit Zink reduziert werden: Bleioxid + Zink Blei + Zinkoxid Zinkoxid + Blei Bleioxid + Zink Zinkoxid kann nicht mit Blei reduziert werden, da das Blei eine geringere Oxidation aufweist. Das Zink benötigt jedoch ein Metall mit einer höheren Oxidation. Diese Mischung würde keine Reaktion zeigen. 4

6 Reaktion von Eisen und Schwefel Der Versuch diente, der Beobachtung der Reaktion von Schwefel- und Eisenpulver in verschieden Mengenkonstellationen. Der konstanten Menge von 7g Eisenpulver, wurden jeweils 1-7g Schwefelpulver hinzugefügt. In einem feuerfesten Tiegel wurden die Gemische mit einem Brenner entzündet. Die Beobachtungen sind in folgender Auflistung festgehalten: 1g Schwefelpulver: Nach der Erhitzung durch eine direkte Flamme, begann die Mischung von einem Punkt aus zu glühen, welcher sich nach außen hin ausbreitete. Die Mischung glühte ca. für 2 Minuten. Das bei der Reaktion entstandene Produkt, hatte die Konsistenz von Kohle. Die Oberseite hatte eine dunkel gräuliche Farbe, während die Unterseite schwarz war. 2g Schwefelpulver: Die Reaktion ist mit der ersten vergleichbar, jedoch fing die Mischung schneller an zu glühen. Die Oberfläche hatte eine Asche ähnliche Struktur und war dunkler als die des vorherigen Produkts. Im Inneren hatte das Produkt eine bräunliche Farbe. Die Konsistenz war wieder gleichzusetzen mit der von Kohle. 3g Schwefelpulver: Beim Erhitzen warf die Mischung metallfarbene Bläschen und begann danach zusammen zu schmelzen. Als sie abkühlte knackte das Produkt mehrfach. Die Oberfläche war nun oben glänzend-grau und auf der Unterseite schwarz. Dieses Produkt war äußerst hart und nur mit enormen Kraftaufwand zu zerbrechen. 4g Schwefelpulver: Auf der Mischung bildeten sich wieder Bläschen, die allerdings heller waren, als die bei der letzten Mischung und flüssiger zu sein schienen. In der geschmolzenen Masse bildeten sich drei große Blasen. Als eine dieser Blasen aufplatze, entwich aus ihr für kurze Zeit eine kleine blaue Flamme und es sprühten vereinzelt Funken. Die Oberfläche des Produkts war feiner als die des Letzten und sah farblich genau so aus. Der untere Teil war Asche weiß. Die Härte war ebenfalls ähnlich mit der des letzten Produkts, allerdings ließ es sich in diesem Fall, mit weniger Kraftaufwand zerbrechen. 5g Schwefelpulver: Es wurden wieder Bläschen von der Mischung geworfen und es fing schnell an zu einer klumpigen Masse zusammen zu schmelzen. Eine blaue Flamme entzündete sich und hielt an bis die gesamte Masse glühte. Das Grau der Oberfläche des Produkts war noch dunkler, als das der Vorherigen und war von unten schwarz mit einer gekräuselten Struktur. 6g Schwefelpulver: Die Bläschen, die sich dieses Mal bildeten flossen zusammen, um eine klumpige Masse zu bilden. Die blaue Flamme, die entstand, war größer als die Letzte und hielt ebenfalls solange bis die Masse komplett glühte. Das entstandene Produkt hatte einen ähnlichen Grauton wie das letzte, war allerdings sehr spröde, leichter zerbrechlich und war an seinen Rändern bräunlich. 7g Schwefelpulver: Der Anfang der Reaktion begann, wie die Letzten zuvor mit Bläschenbildung. Die entstandene blaue Flamme war von allen Dreien zuvor die Größte. Der Rand der Mischung wurde wieder bräunlich und die Masse, die sich gebildet hat, war äußerst klumpig. Die Oberfläche des Produkts war hell grau und hatte, wie die Versuche mit weniger Schwefel, eine Konsistenz wie Kohle. Es war dem entsprechend leicht zu zerbrechen. Die Mischung aus 3g Schwefelpulver und 7g Eisen erwies sich als die härteste Mischung mit der saubersten Oberflächenstruktur heraus. In diesem Fall schien die Menge an Schwefel auszureichen, um die Eisenmenge zu schmelzen, jedoch war diese nicht so groß um die Oberfläche zu zerstören. Auch die Trennung zwischen den Stoffen nach der Reaktion war am genausten zu erkennen. Auf der Unterseite setzten sich die Abfallprodukte ab, während sich an der Oberfläche eine solide Schicht zu bilden schien. Die Entflammbarkeit der Mischung, sowie die Zerstörung der Oberfläche, gingen linear zum Schwefelanteil in die Höhe. Die Härte jedoch erreichte bei 3g ihren Höhepunkt, während sie bei größeren Mengen Schwefel wieder abfiel. 5

7 Reaktionen des Eisen- und Schwefelpulvers <- Groß - Klein -> 1g 2g 3g 4g 5g 6g 7g 1-7g Schwefel auf 7g Eisen Entflammbarkeit Oberflächenzerstörung Härte (die Tabelle besteht lediglich aus beobachteten Werten die Richtigkeit der Angaben wird daher nicht gewährleistet!) 6

8 Blatt: Reaktion von Kupfer und Schwefel 1 7

9 Blatt: Reaktion von Kupfer und Schwefel 2 8

10 Blatt: Reaktion von Kupfer auf Schwefel (3) 9

11 Blatt: Oxidation von Magnesium 10

12 Blatt: Versuch zur Reduktion von Wasser 11

13 Versuch 6 In einen hitzeresistenten Tiegel wurde eine Mischung aus Eisenoxid und Aluminium gefüllt. Ein Loch befand sich auf der Unterseite des Tiegels. Dieses wurde mit einer Eisenplatte verdeckt, sodass das Pulver nicht austreten konnte. Unter diesem Tiegel befand sich eine ebenfalls hitzeresistente Schale. Der Tiegel wurde mit einem Deckel verschlossen, in den ebenfalls ein Loch eingelassen war. In dieses Loch wurde eine Wunderkerze gesteckt. Nach wenigen Sekunden schossen Funken und eine Stichflamme aus der oberen Öffnung. Kurz darauf ergoss sich eine glühende, an Lava erinnernde Flüssigkeit aus dem Loch auf der Unterseite des Tiegels. Das Glühen dieser Masse hielt durchgehend an, bis die Kühlung mit Wasser begann. Der so erhaltende Klumpen ließ wies eine klare materielle Trennung auf. Er bestand aus einer helleren und einer dunkleren Schicht. Es gab darüber hinaus einen unterschied in der Schwere der Sichten. Die mit der höheren Dichte war magnetisch, es lag also Eisen vor. Silberoxid Silber + Sauerstoff endotherme Reaktion (endotherm = Prozess der durchgehend Energie benötigt) Eisenoxid + Aluminium Eisen + Aluminiumoxid exotherme Reaktion (exotherm = Prozess der Energie freisetzt) -Die chemische Reaktion ist exotherm, die freigesetzte Energie in Form von Temperatur betrug C -Durch die hohe Temperatur verflüssigen sich beide Stoffe. Die Dichte des Eisens ist höher als die des Aluminiums, dadurch setzt sich das Eisen unten ab. -Das Verfahren wurde zu Anfang des 20. Jh. im Schienenbau eingesetzt. Die Mischung aus Eisenoxid und Aluminium trägt den Namen Thermitmischung. Die Menge von 750g Eisenoxid benötigt zur Reduktion eine Wärmemenge von 3860 Kj. Die Menge von 250g Aluminium setzt bei der Oxidation eine Wärmemenge von 7826 Kj frei. Die überflüssige Energie von 3966 Kj tritt als Wärme auf und erreicht ca C. Redoxreaktion: Es ist also festzuhalten, dass eine Reduktion der Gegenprozess zur Oxidation ist. Während ein Metall mit Sauerstoff reagiert, wird einem bereits oxidierten Metall der Sauerstoff entzogen. Um die nötige Energie für diesen Prozess zu erhalten, muss meist ein nicht-oxidiertes Metall mit höherer Intensität (siehe Redox-Reihe) beigesetzt werden. Häufig wird bei exothermen Redoxreaktionen eine bestimmte Energie benötigt, die den Prozess beginnen lässt. Bei diesem Vorgang gibt der zu oxidierende Stoff Elektronen an das Oxidationsmittel ab. Dieser wird durch die Elektronenaufnahme reduziert (Reduktion). Mit der Oxidation ist also immer auch eine Reduktion verbunden. Beide Reaktionen zusammen werden als Teilreaktionen einer Redoxreaktion betrachtet. 12

14 Stoffmenge mol In der Chemie spielt der Begriff der Stoffmenge eine Rolle. Er bezeichnet die Quantität einer Stoffportion, indem die darin enthaltene Anzahl von Teilchen im Vergleich zu einer Bezugsstoffmenge angegeben wird. Früher war die Bezugsmenge der leichteste Stoff: Wasserstoff = 1. Heute ist die Bezugsgröße der Kohlenstoff mit 1 Mol = 12g. 1 Mol ist jene Stoffmenge (n), die 6, Teilchen bzw. Formeleinheiten enthält. Versuch 7 Der Stoff Kaliumpermanganat wurde in einem Kolben mit Salzsäure vermischt. Bei der Berührung der beiden Stoffe kam es umgehend zur Schaum- und Blasenbildung. Das Gas welches sich bei dieser Reaktion bildete war grünlich und roch sehr penetrant. Dieses Gas konnte als Chlor identifiziert werden. Wurde Natrium in einem Reagenzglas erhitzt und das Chlor beigesetzt, so entstand eine helle gleichmäßige gelbe Flamme, bei der es zu einer starken Rauchentwicklung kam. Ähnliches konnte bei Kalium festgestellt werden. Die Flamme war jedoch heller und die Farbe war weißlich. Die Verbindung zwischen Natrium und Chlor ergibt Natriumchlorid. Dies ist das handelsübliche Kochsalz. Kaliumchlorid wird umgangssprachlich auch Diätsalz genannt. Natrium + Chlor Natriumchlorid 2 Na + Cl 2 2 NaCl Kochsalz Kalium + Chlor Kaliumchlorid 2 K + Cl 2 2 KCL Diätsalz Elemente: Alle Stoffe die in der Natur zu finden sind, bestehen aus den Verbindungen von bestimmten Grundstoffen. Diese werden als Elemente bezeichnet. Es gibt 111 Elemente in der Natur. Sie sind in einem so genannten Periodensystem vermerkt, welches Auskunft über ihre Konsistenz, Qualität und Gewicht gibt. Zu beachten ist, dass es keine Reaktionen gibt, die Materie vernichten oder Erzeugen. Es handelt sich bei allen Reaktionen also nur um eine Umwandlung der Stoffe in andere Stoffe, bei denen jedoch die Teilchen der Elemente konstant bleiben: Zink + Schwefel Zinkblende Zn + S ZnS Kupfer + Sauerstoff Kupferoxid 4 Cu + O 2 2 Cu 2 O Nachdem die Wortgleichungen in Abkürzungen aufgeschrieben ist, muss diese so Ergänzt werden, dass die Anzahl der Teile der Elemente auf beiden Seiten der Gleichung identisch ist. Zu beachten ist hierbei jedoch, dass nicht die tiefer gestellten Indexzahlen verändert werden, da diese den Stoff beschreiben. Verändert werden dürfen nur die Multiplikatoren vor dem Stoff bzw. dem Element. 13

15 Versuch 8 Ein silberner, Metall ähnlicher Stoff in der Konsistenz von Spänen wurde in ein Reagenzglas gefüllt. Nach kurzer Erhitzung stieg ein lila Gas auf und der Stoff verflüssigte sich. Das Produkt war Iod und Iodgas. Nachdem sich das Gas setzte, entstand an den Glaswänden ein silbern glitzernder Stoff. Der Stoff mit dem dieser Versuch gemacht wurde, war also ein mit Iod oxidiertes Metall, welches zurück in Iod und seine Ursprungsform reduziert wurde. Wird Brom in ein Reagenzglas gefüllt, so verwandelt es sich innerhalb einer Minute (bei Raumtemperatur) in Gas. Halogene Stoffe Als Halogene Stoffe gelten die Stoffe aus der 7. Reihe des Periodensystems. Der Name leitet sich von dem griechischem hals = Salze und gennan = erzeugen ab, die wörtliche Übersetzung wäre also Salzbildner. Die Halogene reagieren gut mit Wasserstoff und bilden dabei Halogenwasserstoffe, die in Wasser gelöst zu Säuren werden. Desweiteren weisen die Gase eine Farbe auf (im Gegensatz zu allen anderen Gasen, die in dieser Form durchsichtig sind). Sehr viele Halogene kommen vor allem in Verbindung mit Natrium in Form von Salzen vor. Zu den Halogenen gehören: Fluor Chlor Brom Iod Asat Versuch 9 Nachdem Calcium in ein Reagenzglas gefüllt wurde und dieser Stoff mit Wasser in Kontakt kam, wurde eine Flamme an die Öffnung des Glases gehalten. Die Reaktion ergab ein Gas, welches bei dem Kontakt mit Feuer brannte. Das Gas welches entstand was Wasserstoffgas. Dies ist das reduzierte Wasser, welches mit der Formel H 2 O auftritt. Wasserstoff ist demnach H. Der Sauerstoff O ist in einem Oxidationsprozess an das Calcium übertragen worden und ergab Calciumoxid: CaO. Bei der Reaktion entsteht Hitze, es handelt sich also um eine exotherme Reaktion. Es handelt sich also um folgende Redoxreaktion: Wasser + Calcium Wasserstoff + Calciumoxid H 2 O + Ca H 2 + CaO 14

16 Versuch 10 Kupferoxid und Kohle wurden, in einem zerriebenen Zustand, in ein Reagenzglas gefüllt. In ein weiteres wurde Kalkmilch gefüllt. Die beiden Gläser wurden mit einem Röhrchen so verbunden, dass ein Gas, welches sich in dem Glas mit den beiden Stoffen bildet, in die Kalkmilch geleitet wird. Die Mischung aus Kohle und Kupferoxid wurde erhitzt. Zu Anfang traten aus dem Röhrchen einige Blasen aus, nach einer weile wurde die Reaktion heftiger und verstärkte sich. Hierbei wurde das Kalkwasser trüb. Das Erhitzen der Mischung aus Kupferoxid und Kohle (Kohlenstoff) führte zu einer Redoxreaktion. Das Kupferoxid reduzierte zu Kupfer und der Kohlenstoff oxidierte zu Kohlenstoffoxid (Kohlenstoffdioxid, da dieser Stoff immer als Gas auftritt ): Kupferoxid + Kohlenstoff Kupfer + Kohlenstoffdioxid CuO + C Cu + CO 2 Gase: Eine Substanz wird als Gas im engeren Sinne bezeichnet, wenn sie bei einer Temperatur von 20 C (Raumtemperatur) und einem Druck von 1 atm (sog. Standardbedingungen) im gasförmigen Aggregatzustand vorliegt. Allgemeiner bezeichnet man auch den gasförmigen Zustand einer Substanz selbst als Gas, unabhängig von der Temperatur. Die Gase treten als die Verbindung zweier gleicher Elemente auf, z.b. Wasserstoff (in Gasform): H ; Sauerstoff: O 2. 15

17 Blatt: Chemische Formeln 16

18 Blatt: Periodensystem der Elemente 17

19 Blatt: Rechen in der Chemie 18

20 Aufgaben: Wie viel Sauerstoff verbindet sich mit 240g Kohlenstoff zu Kohlendioxid? Sauerstoff + Kohlenstoff Kohlenstoffdioxid O +C CO 2 2 1molO + 1molO 1molCO gO + 12gC 44gCO gO verbindensichmit 12gC 2 2 XgO verbindensichmit 240gC 240g 32g X = = 640g 12g 640g Sauerstoff verbindet sich mit 240g Kohlenstoff. Wie viel Kupfer lässt sich aus 1,44 kg Kupfer(II)-oxid (Cu 2 O) gewinnen? Kupfer + Sauerstoff Kupferoxid 4Cu + 1O 2Cu O 2 2 ( Cu ) + ( O ) ( + )( Cu O ) g+ 32g 288g 288gKupferoxid reduziert zu 256gKupfer 1440g Cu O zu X Cu g 256g X = = 1280g 288g Aus 1,44 kg Kupferoxid lässt sich 1,28 kg Kupfer gewinnen. Wie viel g Aluminium werden beim Thermitverfahren benötigt um 1kg Eisenoxid ( Fe 2 O 3 ) zu reduzieren? Eisenoxid + Aluminium Eisen + Aluminium Fe O + 2Al 2Fe + Al O ( 55g 2+ 16g 3) + ( 2 27g) ( 2 55g) + ( 27g 2+ 16g 3) 158g+ 54g 110g+ 102g 54g Al reduziert zu 158g Eisenoxid Xg Al reduziert zu 1000g Fe O 1000g 54g X = = 158g g 341g Aluminium werden zur Reduktion von 1 kg Eisenoxid benötigt. (weitere Rechnungen befinden sich im Übheft, sie wurden nicht übertragen) 19