Ein schülerorientierter Einstieg in die Maßanalyse durch eigenverantwortliches

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1 1 von 28 Säuren und Basen (fast) ohne ph-wert Ein schülerorientierter Einstieg in die Maßanalyse durch eigenverantwortliches Lernen mit AK-Labor Christoph Prante, Warburg Niveau: Dauer: Sek. I 11 Unterrichtsstunden (Minimalplan: 7 Unterrichtsstunden) Bezug zu den KMK-Bildungsstandards Fachwissen: Erarbeitung und Vertiefung des Säure-Base-Begriffs: Wiederholung und Anwendung der Eigenschaften von Ionen, Neutralisationen, Protonenaufnahme und -abgabe, stöchiometrische Berechnungen Erkenntnisgewinnung: Erarbeitung und Überprüfung von Zusammenhängen an vorgegebenen Schülerexperimenten. Fachgerechter Umgang mit Chemikalien. Kommunikation: Erklären von chemischen Sachverhalten und Zusammenhängen unter Verwendung der Fachsprache. Der Beitrag enthält Materialien für: ü Schülerversuche ü Lehrerversuche ü Hausaufgaben Hintergrundinformationen Als Einstieg in die Säure-Base-Theorie wird üblicherweise die Reaktion von Salzsäure mit Natronlauge untersucht. Dabei wird zunächst ein Indikator (z. B. Bromthymolblau) in Salzsäure, in Natronlauge und in eine neutrale Lösung gegeben und die Farbe der Lösung beobachtet. Durch Vergleich mit weiteren Säuren und Laugen ergibt sich für die Schülerinnen und Schüler*, dass der Indikator, je nach Medium, eine charakteristische Farbe hat (Bromthymolblau mäßig sauer: gelb à neutral: grün à alkalisch: blau). Nun kann die Reaktion von Salzsäure mit Natronlauge untersucht werden. Dabei zeigt sich, dass die Salzsäure nach und nach neutralisiert wird und bei ausreichender Zugabe schließlich eine Lauge vorliegt. Daraus folgt, dass eine Lauge die Wirkung einer Säure aufhebt und umgekehrt. Diese Einführung des Säure-Base-Begriffs ist klassisch und geht auf die Boyle sche Deinition zurück, wonach Säuren bestimmte blaue Planzenfarbstoffe rot färben. Lösungen, die sich seiig anfühlen und die Wirkung der Säuren aufheben, nennt man alkalisch. Auf dem Niveau der Sekundarstufe I ist dies mit Sicherheit eine angemessene und ausreichende Einführung. Sie hat jedoch den Nachteil, dass sie zum einen keine Aussage über den chemischen Aufbau einer Säure und zum anderen keine Unterscheidung zwischen starken und schwachen Säuren/Basen ermöglicht. Insofern führt sie die Schüler bei der Einführung in quantitative Untersuchungen geradezu in die Irre, da der Äquivalenzpunkt bei der Titration einer schwachen Säure im alkalischen liegt, der Indikator also evtl. zu früh umschlägt. Eine Ergänzung um den ph-wert (ph = log {c(h 3 + )}) wie soll diese Formel didaktisch sinnvoll motiviert werden? beseitigt diese Probleme nicht, da die Schüler spätestens bei schwachen Säuren wieder auf erhebliche Probleme stoßen, weil wiederum der Neutralpunkt vor dem Äquivalenzpunkt liegt. Hinzu kommen weitere grundsätzliche Probleme (Funktion der ph-elektrode, Pufferzone, warum liegt der Neutralpunkt bei ph = 7, wie kommen ph-werte größer als 7 zustande, von den mathematischen Schwierigkeiten vieler Schüler ganz zu schweigen), die den Zugang zur eigentlichen Chemie anfangs unnötig erschweren. * Im weiteren Verlauf der UE wird aus Gründen der einfacheren Lesbarkeit nur Schüler verwendet. Schülerinnen sind genauso gemeint. Foto: Colourbox

2 2 von 28 Hinweise zur Didaktik und Methodik Grundsätzliche Überlegungen Alternativ zu oben beschriebenem Vorgehen bietet es sich an, das Vorwissen der Schüler aus dem Bereich der Elektrochemie und der Elektrolyse zu nutzen und die Säure-Base-Theorie mithilfe der elektrischen Leitfähigkeit einzuführen. Bei Bedarf ist dann relativ einfach der Umstieg auf den ph-wert zu schaffen. Die grundsätzliche Idee bei dem folgenden Vorgehen besteht darin, die Schüler durch geeignete Schülerexperimente zu einer intensiven Auseinandersetzung mit der Thematik zu bewegen und sie die dazugehörige Theorie anhand von virtuellen Experimenten weitgehend eigenverantwortlich entdecken zu lassen. Dabei sind Realexperiment und virtuelles Experiment so aufeinander abgestimmt, dass das virtuelle Experiment die Vorgänge im Realexperiment auf Teilchenebene visualisiert. Für die folgende Unterrichtseinheit werden im Wesentlichen nur einige preiswerte Multimeter, einige Low-Cost-Leitfähigkeitsprüfer und einige Module (insbesondere TitraCalc ) aus dem Programmpaket AK-Labor benötigt. So ausgestattet können die Schüler einen großen Teil der Säure-Base-Theorie und der Maßanalyse selbst entdecken und so nicht nur Fakten, sondern auch Methodenwissen und Selbstsicherheit gewinnen. Eine geeignete Sequenz hierzu soll im Folgenden dargestellt werden. Dabei wird bewusst auf eine detaillierte Einführung der elektrischen Leitfähigkeit einer Lösung verzichtet und diese lediglich als Kehrwert des elektrischen Widerstandes und somit als proportional zur messbaren Stromstärke eingeführt (hm sches Gesetz). Unterrichtliche Voraussetzungen Aus der Elektrochemie (und der Ionenlehre der Sekundarstufe I) ist den Schülern bekannt, dass wässrige Lösungen von Salzen den elektrischen Strom leiten und dass der Ladungstransport durch Ionen geschieht. Aufgrund der vorherigen Behandlung von Elektrolysen ist den Schülern dieser Umstand in Erinnerung gerufen und vertieft worden (im Sinne des Spiralcurriculums), so dass die Schüler auch die Auswirkungen von Gleichstrom auf die Ionen in einer Lösung kennen. Unterrichtsgang In einem ersten Schritt (M 1) gilt es für die Schüler, Wissen über saure Lösungen zu erwerben bzw. aufzufrischen. Ausgangspunkt ist die Boyle sche Deinition, d. h. zunächst werden verschiedene Säuren/Laugen mit einem Indikator (z. B. Bromthymolblau) und anschließend die Reaktion von Säuren mit unedlen Metallen (z. B. Magnesium, M 2) untersucht. Hieraus ergibt sich, dass Säuren einen Indikator charakteristisch verfärben und in einer sauren Lösung in der einen oder anderen Form Wasserstoff vorliegen muss. Im Anschluss wird anknüpfend an die Untersuchung von Salzlösungen im Rahmen der Elektrochemie das Verhalten von Säuren und Laugen im elektrischen Feld untersucht (M 3). Zur Erklärung dieser Ionenwanderung kann nun mithilfe der Simulationen aus AK- Labor sozusagen in die Chemie der Lösung hineingesehen und das Geschehen auf Teilchenebene dynamisch verfolgt werden. Im Modul Elektrische Leitfähigkeit kann man z. B. nach Anschalten der Stromquelle sehen, dass die roten Teilchen zum blauen (Minus-)Pol wandern und die blauen Teilchen zum roten (Plus-)Pol. Aus diesen Beobachtungen folgt weiterhin, dass Messungen bei Wechselspannung erfolgen müssen, um Reaktionen an den Elektroden zu vermeiden. Nachdem nun das Charakteristikum einer Säure ( setzen in Wasser mindestens ein Proton frei ) erarbeitet wurde, kann das xoniumion H 3 + eingeführt werden. Da bei ausreichender Zugabe von Laugen zu einer sauren Lösung ein reversibler Indikatorumschlag erreicht wird (vgl. M 1), kann eine Lauge zunächst als Antisäure eingeführt werden. Im folgenden Unterrichtsgespräch kann anhand von einfachen Laugen

3 9 von 28 M 1 Der Säure-Base-Begriff Einige Säuren sind dir sicher bekannt (z. B. Salzsäure, Kohlensäure und Essigsäure), allerdings wird diese Bezeichnung häuig falsch angewendet und eigentlich ist eine saure Lösung gemeint. Der Begriff Base ist eher unbekannt, bekannter sind schon die Begriffe alkalische Lösung bzw. Lauge als entsprechende wässrige Lösung. Was versteht man unter diesen Begriffen und wie kann man die Lösungen unterscheiden? Schülerversuch: Erarbeitung der Begriffe Säure und Base Vorbereitung: 5 min Durchführung: 15 min Chemikalien / Gefahrenhinweise Geräte r Citronensäure r Phosphorsäure (0,1 mol/l) r Salzsäure (0,1 mol/l) r Schwefelsäure (0,1 mol/l) r Natronlauge (0,1 mol/l) r Kalilauge (0,1 mol/l) r Natriumcarbonatlösung r Zitronensaft r Essig r Mineralwasser r Rotkohlsaft (Gruppe A) r roter Früchtetee (Gruppe B) r Bromthymolblau- Lösung (Gruppe C) r dest. Wasser r Reagenzglasständer r 10 Reagenzgläser r Tropfpipette r Folienstift Achtung: Schutzbrille tragen! Insbesondere Kontakt von Haut und Kleidung mit Säuren und Laugen vermeiden! Entsorgung: Lösungen sammeln und neutralisieren. Ausguss. Versuchsdurchführung Nummeriere die Reagenzgläser und gib in jeweils ein Reagenzglas eine Probe der Stoffe. Fülle die Reagenzgläser auf ca. 2 cm Füllhöhe mit destilliertem Wasser auf und gib in die so entstandene Lösung einige Tropfen Rotkohlsaft, Früchtetee oder Bromthymolblau (je nachdem, welcher Farbstoff deiner Gruppe zugeordnet wurde). Gib zu der Salzsäure und der Schwefelsäure nach und nach Natronlauge. Gib ebenso zu der Natronlauge und der Kalilauge nach und nach Salzsäure. Auswertung 1. Stelle deine Beobachtungen zu Schritt zwei der Versuchsdurchführung tabellarisch dar. Lasse in der Tabelle Platz für die Indikatoren der anderen Gruppen! 2. Gib deine Beobachtungen zu Schritt drei der Versuchsdurchführung an. 3. In obigem Versuch wurden Lösungen eingesetzt. Recherchiere, welcher Stoff in den Lösungen jeweils die Eigenschaft sauer bzw. alkalisch verursacht, d. h. als Säure bzw. Base wirkt. (Tipp: Schau dir die Struktur- bzw. Summenformeln an.) Fazit: Die Lösungen einiger Stoffe in Wasser färben bestimmte Farbstoffe auf charakteristische Art. Diese Stoffe bezeichnet man als Säuren bzw. Basen. Die Lösungen dieser Stoffe bezeichnet man als sauer bzw. alkalisch (Lauge). Die verwendeten Farbstoffe sind Beispiele für Säure-Base-Indikatoren (lat. indicare: anzeigen). Saure und alkalische Lösungen neutralisieren sich gegenseitig. Eine Base ist also eine Anti-Säure und eine Säure eine Anti-Base.

4 11 von 28 M 3 Wie verhalten sich Salzsäure und Natronlauge im elektrischen Feld? Nach Versuch M 2 sollten in einer sauren Lösung Protonen vorhanden und für die charakteristische Färbung eines Indikators verantwortlich sein. Umgekehrt ist zu erwarten, dass in einer Lauge Hydroxidionen vorhanden sind und Indikatoren charakteristisch färben. Diese Ionen sollten sich im elektrischen Feld als solche verhalten (griech. Ionos der Wanderer ). Schülerversuch: Verhalten von Salzsäure und Natronlauge im elektrischen Feld Vorbereitung: 5 min Durchführung: 15 min Chemikalien / Gefahrenhinweise Geräte r Salzsäure (2 mol/l) r Natronlauge (2 mol/l) r Kaliumnitratlösung r Glasplatte (ca. 5 cm lang) r Indikatorpapier r 2 Experimentierkabel (rot) r 2 Experimentierkabel (schwarz) r 4 Krokodilklemmen r Gleichspannungsquelle r 3 Tropfpipetten AK-Labor Animationen Elektrische Leitfähigkeit Achtung: Schutzbrille tragen! Besondere Vorsicht beim Umgang mit der Natronlauge: Kontakt mit der Haut und der Kleidung vermeiden! Entsorgung: Flüssigkeiten sammeln und neutralisieren, anschließend kann in den Ausguss entsorgt werden. Versuchsaufbau = 20 V Salzsäure Natronlauge angefeuchtetes Indikatorpapier Versuchsdurchführung Lege zwei Streifen Indikatorpapier parallel auf die Glasplatte und klemme sie fest mit den Krokodilklemmen ein. Schließe die Klemmen an die Spannungsquelle an (noch nicht einschalten!). Feuchte die Papierstreifen mithilfe einer Tropfpipette leicht mit Kaliumnitratlösung an und tüpfele in die Mitte je einen kleinen (!) Tropfen Salzsäure bzw. Natronlauge auf. (Es genügt etwas Flüssigkeit in der Spitze der Pipette!) Schalte die Spannungsquelle ein und stelle eine Spannung von ca. 20 V ein. Beobachte die Tropfen, ignoriere die Veränderungen bei den Krokodilklemmen!

5 12 von 28 Beobachtungen Der Salzsäurefleck ( ) bewegt sich in Richtung des -Pols der Spannungsquelle; der Natronlaugefleck ( ) bewegt sich in Richtung des -Pols der Spannungsquelle. Der Säurefleck bewegt sich im Vergleich zum Laugenfleck. Auswertung 1. Starte das Programmpaket AK-Labor und dort die Animation Elektrische Leitfähigkeit. 2. Ergänze folgenden Satz: Die für die Eigenschaft sauer verantwortlichen Teilchen in der müssen geladen sein, die für die Eigenschaft alkalisch verantwortlichen Teilchen in der müssen geladen sein. 3. Stelle die Vorgänge auf Teilchenebene zeichnerisch dar. 4. Begründe die in 2. gemachte Aussage mit eigenen Worten. Fazit der vorangegangen Versuche In sauren Lösungen müssen H + -Ionen (Protonen) vorhanden sein (Bildung von Wasserstoff, Wanderung des Säureflecks in Richtung des Minus-Pols). Da alkalische Lösungen saure Lösungen neutralisieren, müssen dort entsprechend H -Ionen (Hydroxidionen) enthalten sein (Neutralisation, Wanderung des Laugenflecks in Richtung des Plus-Pols). Zusatzinformation Genauer gesagt liegen in Wasser keine freien Protonen vor. Die H + -Ionen bilden mit Wassermolekülen H 3 + -Ionen (xoniumionen). Die Entstehung dieses xoniumions beruht auf der stark negativen Teilladung des Sauerstoffatoms in Wasser. Dieses stellt ein freies Elektronenpaar zur Bindung mit dem Proton zur Verfügung. (Vergleiche hierzu auch die Bildung von Wasserstoffbrücken.) H H H

6 14 von 28 M 5 Die elektrische Leitfähigkeit verschiedener Lösungen im Vergleich Leitet Wasser den elektrischen Strom? Welchen Einluss haben Protonen und Hydroxidionen auf die elektrische Leitfähigkeit einer Lösung? Schülerversuch: Vergleich der elektrischen Leitfähigkeit verschiedener Lösungen Vorbereitung: 5 min Durchführung: 10 min Chemikalien / Gefahrenhinweise r destilliertes Wasser r Salzsäure (0,1 mol/l) r Natriumchloridlösung (0,1 mol/l) r Natronlauge (0,1 mol/l) r Salzsäure (1 mol/l) r Natriumchloridlösung (1 mol/l) r Natronlauge (1 mol/l) Geräte r Low-Cost-Leitfähigkeitsprüfer (nach M 4) r Multimeter r 7 Reagenzgläser r Reagenzglasständer r Folienstift AK-Labor Animationen Elektrische Leitfähigkeit Achtung: Schutzbrille tragen! Insbesondere Kontakt von Haut und Kleidung mit Laugen vermeiden! Entsorgung: Flüssigkeitsreste sammeln und neutralisieren. Dann in den Abguss entsorgen. Versuchsaufbau Versuchsdurchführung A AC Nummeriere die Reagenzgläser. Fülle jedes Reagenzglas etwa 4 cm hoch mit einer der Lösungen und bestimme die elektrische Leitfähigkeit der Lösungen. (Spüle die Leitfähigkeitselektrode zwischen den Messungen mit destilliertem Wasser ab!) Achte darauf, dass die Kabelenden der Elektroden jeweils vollständig eintauchen und das Messgerät auf Stromstärkemessung (I) in Wechselspannung (AC) steht! Notiere deine Messwerte in der folgenden Tabelle. Beobachtungen Leitfähigkeit der verschiedenen Lösungen Salzsäure Natriumchlorid-Lösung Natronlauge destilliertes Wasser 0,1 mol/l 1 mol/l

7 15 von 28 Hinweis: Da die gemessene Leitfähigkeit (eigentlich Stromstärke) u. a. auch vom Abstand der Elektroden und deren Fläche abhängt, müssen die abisolierten Enden immer vollständig in die Lösungen eintauchen. Außerdem sind die Werte verschiedener Elektroden aus diesem Grund nur qualitativ miteinander vergleichbar; die Zahlenwerte werden sich bei den Gruppen unterscheiden! Auswertung 1. Welche Ionen liegen in den verschiedenen Lösungen vor? 2. Wovon hängt die Leitfähigkeit einer Lösung anscheinend ab? 3. Starte das Programmpaket AK-Labor und dort die Animation Elektrische Leitfähigkeit. Erläutere die unterschiedlichen Leitfähigkeiten der Lösungen mithilfe dieser Animation. (Achte auf den Wechselstrom!) 4. rdne die in den Lösungen vorliegenden Ionen nach ihrer elektrischen Leitfähigkeit: Sehr schnell: Schnell: Normal: Fazit Wässrige Lösungen, die Ionen enthalten, leiten den elektrischen Strom unterschiedlich gut. Die Leitfähigkeit hängt ab von der, und der der Ionen. Besonders gut transportieren Elektronen, immer noch sehr gut. Alle anderen einfach geladenen Ionen leiten den Strom im Vergleich dazu etwa gleich gut.

8 18 von 28 M 8 Der ph-wert Wie du gesehen hast, hängt der Umstand wie sehr eine Lösung sauer oder alkalisch ist, nicht nur von der jeweiligen Säure oder Base ab, sondern eigentlich von der Konzentration der xonium- bzw. Hydroxidionen. Je nachdem, welche Ionen überwiegen, erhält man eine saure oder alkalische Lösung. Da die Ionenkonzentrationen jedoch sehr klein sein können, verwendet man einen mathematischen Trick, um die Konzentrationsangaben leichter handhabbar zu machen: den Logarithmus! Man legt folgendes fest: für saure Lösungen: ph = log (c(h 3 + )) bzw. c(h 3 + ) = 10 ph in mol/l für alkalische Lösungen: ph = log (c(h )) bzw. c(h ) = 10 ph in mol/l Im Allgemeinen verwendet man vereinfachend für alkalische Lösungen bei Raumtemperatur die Formel: ph = 14 ph. Aufgaben 1. Ergänze folgende Tabelle. ph-wert c(h + ) in mol/l ph-wert c(h ) in mol/l saure Lösung/ alkalische Lösung 0 sauer 0,1 0,1 5 0,01 0,001 0,0001 0, ,1 0,01 0,001 0, Beschreibe den Zusammenhang zwischen H 3 + -Konzentration und ph- Wert mithilfe der App Negativer dekadischer Logarithmus aus AK-Labor.

9 22 von 28 Erläuterungen und Lösungen Erläuterung (M 1) Der beschriebene Versuch bietet sich wie auch die folgenden Versuche für Gruppenarbeiten an. Zur Vermeidung eines zu hohen Chemikalienverbrauchs eignet sich ein arbeitsteiliges Vorgehen, bei dem jede Gruppe einen Indikator untersucht. Die Gruppengröße ist abhängig von den räumlichen Gegebenheiten, sollte jedoch 4 Schüler nicht überschreiten. Die Ergebnisse können als Tafelanschrieb oder auf Folie in Form einer Tabelle gesichert werden. Lösungen (M 1) Zu 1.: z. B.: Lösung Färbung Rotkohlsaft Färbung Früchtetee Citronensäure rot-lila rot gelb Phosphorsäure rot rot gelb Salzsäure rot rot gelb Schwefelsäure rot rot gelb Natronlauge blau-grün bläulich blau Kalilauge blau-grün bläulich blau Natriumcarbonat blau-grün bläulich blau Zitronensaft rot rot gelb Essig rot rot gelb Mineralwasser rot-blau rot gelb Färbung Bromthymolblau Zu 2.: Es ist ein Umschlag der Färbung von typisch sauer zu typisch Lauge und umgekehrt zu beobachten. Zu 3.: Wünschenswert ist es, die Summenformel besser noch die Strukturformeln herauszufinden. Folgende Paarungen sind zutreffend: Citronensäure Citronensäure; Phosphorsäure Phosphorsäure; Salzsäure Chlorwasserstoff; Schwefelsäure Schwefelsäure; Natronlauge Natriumhydroxid; Kalilauge Kaliumhydroxid; Natriumcarbonat Natriumcarbonat; Zitronensaft Citronensäure; Essig Essigsäure; Mineralwasser Kohlensäure. Citronensäure Phosphorsäure H P H H Kaliumhydroxid KH Essigsäure H H CC H H Chlorwasserstoff Natriumcarbonat Na 2 C 3 Kohlensäure Schwefelsäure H S H Natriumhydroxid NaH