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1 Studienseminar für Gymnasien Heppenheim Anhang zur Pädagogischen Facharbeit Motivationspsychologische Analyse des Inverted Classroom Model vorgelegt von Studienreferendar Alexander Knöß 17.08.2015 Ausbildungsschule: Betreuender Ausbilder: Herr Dr. Gräber Fach: Chemie

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Studienseminar für Gymnasien Heppenheim

Anhang zur Pädagogischen Facharbeit

Motivationspsychologische Analyse des Inverted

Classroom Model

vorgelegt von

Studienreferendar Alexander Knöß 17.08.2015

Ausbildungsschule:

Betreuender Ausbilder: Herr Dr. Gräber

Fach: Chemie

Page 2: Studienseminar für Gymnasien Heppenheim Anhang … · Vervollständige das schematische Energiediagramm der durchgeführten Experimente, indem du die unten angegebenen Begriffe an

Inhalt Tabellarische Darstellung der Unterrichtsreihe ................................................................................ 1

Verwendete Arbeitsblätter ................................................................................................................... 4

Erste Doppelstunde: 12.03. ......................................................................................................... 4

Zweite Doppelstunde 26.03. ....................................................................................................... 6

Vierte Doppelstunde 23.04. ......................................................................................................... 6

Fünfte Doppelstunde 30.04. ........................................................................................................ 7

Klausur zur Redoxchemie 11.06. ............................................................................................. 11

Siebte Doppelstunde 18.06. ...................................................................................................... 13

Achte Doppelstunde 25.06. ....................................................................................................... 14

Neunte Doppelstunde 02.07. .................................................................................................... 17

Zehnte Doppelstunde 09.07. ..................................................................................................... 18

Literaturverzeichnis ............................................................................................................................ 20

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Tabellarische Darstellung der Unterrichtsreihe Tabelle 1: Tabellarische Darstellung der Unterrichtseinheit

Stunde/

Datum

Inhalte der Präsenzphase Material zur Vorbereitung der

jeweiligen Stunde

1+2

12.03.

Oxidation verschiedener Metalle

durch Luftsauerstoff.

Schülerexperiment: Metallpulver in

Brennerflamme.

Wdh. Von Salzbildungsreaktionen

am Beispiel Reaktion von

Aluminium mit Brom.

Noch kein Einsatz des ICM

3+4

26.03.

Aufbau und Eigenschaften von

Metallen und Salzen. (Metallische

Bindung, Ionenbindung).

Erhebung der Motivation durch

Fragebogen.

Einsatz von Lernvideos während der

Präsenzzeit.

https://www.youtube.com/watch?v=Z6

L8LD4EV3w und

https://www.youtube.com/watch?v=j6

B33FTQyqg

5+6

16.04.

Übung zur Bestimmung von

Oxidationszahlen in verschiedenen

Verbindungen.

Anwendung: Selbstständige

Auswertung der Verbrennung von

Magnesium in CO2

(Demonstrationsexperiment)

Abscheidung von Kupfer aus

Kupfersulfat-Lösung

Einführung der Oxidationszahlen

durch Video.

https://www.youtube.com/watch?v=5p

Itd8S7UZU

7+8

23.04.

Schülerexperiment: Zinkpulver in

Kupfersulfatlösung, Kupferpulver in

Zinksulfatlösung.

Gemeinsame Durchführung der

Aluminothermie als Anwendung für

Redoxreaktionen.

Erarbeitung der Redoxreihe der

Metalle durch Lernvideo.

https://www.youtube.com/watch?v=xS

e5wB5iwug

9+10 Elektrochemische Videoerklärung zum Daniell-Element

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30.04.

Spannungsquellen.

Im Unterricht: Bau und

Untersuchung eines Daniell-

Elements (Schülerversuch).

Aufgrund geringer Schülerzahl:

Erstellung eines Videos zur

Funktionsweise der galvanischen

Zelle.

https://www.youtube.com/watch?v=Ik

JFCAPnecQ

https://www.youtube.com/watch?v=rM

GQmy5hNJU

Ergebnis der Doppelstunde: Durch

die SuS erstelltes Video:

https://youtu.be/RJ6tgdiaGu8

11+12

21.05.

Besprechung der Übungsaufgaben

des Videos.

Weitere Übungen zur

elektrochemischen.

Spannungsreihe

Anwendung von Redoxreaktionen:

Aufbau der Alkali-Mangan-Batterie.

Aufschneiden einer Batterie /

Aufstellen der ablaufenden

Reaktionen.

Videoerklärung zur

elektrochemischen Spannungsreihe

und der Normalwasserstoffelektrode

mit Leitfragen.

https://youtu.be/iHu6jHRp3uk

(Anmerkung: Viele SuS haben die

vorangegangene Stunde verpasst,

daher eine gewisse Redundanz in

den Videos.)

11.06.

Klausur Linksammlung zur

Klausurvorbereitung.

13+14

18.06.

Klausurrückgabe

Brennstoffzelle

Einfache Low-Cost-Brennstoffzelle

in Gruppen gebaut und untersucht.

Ablaufende Reaktionsgleichungen

aufgestellt.

Kein Einsatz des ICM, da nach der

Klausur keine Hausaufgaben

gegeben werden.

15+16

Aufstellen komplexer

Redoxgleichungen:

Video zur Brennstoffzelle

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25.06.

Schülerexperiment:

Reaktion von Permanganat mit

Sulfit im basischen / neutralen /

sauren.

https://youtu.be/v4qjtNrmay4

Video zum Aufstellen von

Redoxgleichungen.

https://youtu.be/UH5krVf7LIk?list=PLl

xOW5VSfflNhb-

5jP7wTIWz83VJQQ_0h

17 +18

02.07.

Aufstellen komplexer

Redoxgleichungen II:

Beendigung der Übung zu

Permanganat.

Disproportionierung von Manganat

(VI) zu Permanganat und

Braunstein.

Aufstellen der Redoxgleichung für

Alkoholnachweis mit Dichromat.

Kein Einsatz des ICM

19+20

09.07.

Elektrolyse von Zinkiodidlösung im

Schülerexperiment.

Großtechnische Umsetzung und

Bedeutung der Elektrolyse am

Beispiel der Chloralkali-Elektrolyse

der BASF in Ludwigshafen.

Kein Einsatz des ICM

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Verwendete Arbeitsblätter

Erste Doppelstunde: 12.03.

Sicherheitshinweise: Schutzbrille, nicht direkt in die Flammen schauen!

Geräte: Bunsenbrenner

Stativmaterial

Chemikalien: Eisenpulver

Kupferpulver

Aluminiumpulver

Zinkpulver

Magnesiumpulver

Durchführung: Skizze:

Schließe den Bunsenbrenner vorschriftsmäßig

am Gashahn an.

Spanne ihn so im Stativ ein, dass die Flamme

in horizontale Richtung zeigt.

Entzünde das Gas und stelle die nichtleuchtende

Brennerflamme ein.

Bringe vorsichtig mit den Streudosen

nacheinander kleine Mengen der angegebenen

Metallproben in die nichtleuchtende

Bunsenbrennerflamme.

Notiere die Beobachtungen in der angegebenen

Tabelle.

Tabelle (Beobachtungen):

Nr: Element Leuchterscheinung: Aussehen des Produktes

Frage:

Um welche Art von Vorgang handelt es sich? Begründe!

Aufgaben:

Ordne in der Tabelle die Elemente nach der Intensität (Heftigkeit, Helligkeit) bei der Reaktion.

Trage dazu in der Nummerierungsspalte die entsprechenden Zahlen ein und sortiere die Tabelle

aufsteigend nach den Zahlenwerten.

Formuliere dann die vollständigen zugehörigen Reaktionsgleichungen in der Symbolschreibweise

(alternativ: Wortgleichungen).

(Beachte dazu: Fe/O=2:3, Al/O=2:3, Cu/O=1:1, Zn/O=1:1, Mg/O=1:1)

Streudose

Metallpulver

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Aufgabe 2:

Vervollständige das schematische Energiediagramm der durchgeführten Experimente, indem

du die unten angegebenen Begriffe an die richtigen Stellen schreibst (zunächst mit Bleistift!).

ΔE5<0

ΔE2<0

ΔE1<0

ΔE4<0

ΔE3<0

Reaktions-

verlauf

Energie

Zinkoxid(s) Eisenoxid(s)

ΔEAktiv >0 Aktivierungsenergie Metall(s) + Sauerstoff(g) Übergangszustand

Kupferoxid(s) Aluminiumoxid(s) Magnesiumoxid(s)

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Zweite Doppelstunde 26.03.

Aufgaben zur Ionenbindung:

1. Erläutere in eigenen Worten, warum die Atome des Lithiums und des Fluors das Bestreben

haben, Elektronen abzugeben, bzw. aufzunehmen.

2. Definiere (a) den Begriff Anion, (b) den Begriff Kation.

3. (a) Zeichne das Bohrsche Schalenmodell für (a) Natrium, (b) Chlor, (c) Natriumchlorid

(b) Welches Edelgas hat die gleiche Konfiguration wie ein (a) Natrium-Ion; (b) Chlorid- Ion?

(c) Teilen sich Natrium-Ionen und Chlorid- Ionen gemeinsame Elektronen? Erläutere!

4. Benenne folgende Salze: KI, CaBr2, SrO, Rb2S, CuCl2, K3P, Ca3N2

5. Gebe die Formel für Kupferbromid, Calciumsulfid, Magnesiumoxid, Aluminiumoxid an.

6. (a) Zeichne den Vorgang der Hydratisierung von Lithium- Ionen und Fluorid- Ionen genauer.

Verwende Lewis- Strukturformel des Wassers und zeige, wie sich das Wassermolekül beim

jeweiligen Ion ausrichtet.

(b) Begründe die Ausrichtung des Wassermoleküls.

7. Formuliere die Reaktionsgleichung für den Lösungsprozess von Calciumiodid in Wasser.

Aufgaben zur Metallbindung:

8. Gebe die Begriffe „Metallgitter“ und „Elektronengas“ in eigenen Worten wieder.

9. Wie sieht das Metallgitter von Calcium aus? Zeichne (a) das Entstehen eines Calcium-Ions aus

einem Cacliumatom und (b) das Calciumgitter.

10. Was ist die kleinste Einheit des Kaliumgitters?

11. Formuliere die Reaktionsgleichung für die Reaktion von Magnesium mit Salzsäure

12. Auf Mineralwasserflaschen ist oft zu lesen „Enthält wenig Natrium“. Was ist hieran falsch?

Vierte Doppelstunde 23.04.

Chemie K10ch03 (xKnö) Redoxreaktionen von Metallen Datum:_____________

Arbeitsauftrag:

Lies dir zunächst die Durchführung des Experiments aufmerksam durch. Beantworte anschließend die

Fragen zum Versuch schriftlich. Formuliere Vermutungen, was bei dem beschriebenen Experiment

passieren wird. Führe das Experiment erst danach durch, um deine Vermutungen zu überprüfen.

Durchführung: Eine Spatelspitze (sehr kleine Menge!) Zinkpulver (Zn(s)) wird in ein Reagenzglas

gegeben. Mit einer Pipette wird tropfenweise Kupfersulfatlösung (CuSO4(aq))

zugesetzt.

a) Welche Teilchen sind in Kupfersulfatlösung enthalten?

b) Welche Reaktion könnte im Versuch ablaufen? Welche Beobachtungen erwartest du?

c) Führe das Experiment nun durch und notiere all deine Beobachtungen sorgfältig.

d) Wie erklärst du dir deine Versuchsbeobachtung?

Wiederhole nun das Experiment mit Kupferpulver (Cu(s)) statt Zinkpulver (Zn(s)) und Zinksulfatlösung

(ZnSO4(aq)) statt und Kupfersulfatlösung (CuSO4(s)). Formuliere auch wieder zunächst deine

Vermutungen, was passieren wird und halte deine Beobachtungen schriftlich fest.

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Fünfte Doppelstunde 30.04.

Chemie K10ch03 (xKnö) Galvanische Zellen Datum:_____________

In Redoxreaktionen wird durch das Austauschen von Elektronen Energie frei. Diese Energie kann in

Form von elektrischer Energie nutzbar gemacht werden, wenn indem man die Oxidation und die

Reduktion räumlich getrennt von einander ablaufen lässt. Die Elektronen müssen über ein Kabel

wandern, um ausgetauscht zu werden und sind somit als "Strom" nutzbar. Das geschieht in Batterien

und Akkus. Ein einfaches Modell für eine mögliche "Batterie" (Fachbegriff: Galvanische Zelle) sollst du

nun bauen und untersuchen.

Arbeitsauftrag:

Lies die Informationstexte zur galvanischen Zelle. Baue anschließend aus dem gegebenen Material

eine Kupfer-Zink-Zelle auf und dokumentiere deinen Versuchsaufbau durch Foto, Video oder ein

Protokoll.

Miss die Potentialdifferenz (=Spannung) zwischen den beiden Halbzellen!

Abbildung und Textpassage entnommen aus (Salters Group of the University of York, 2012, S. 256)

Zusatzaufgabe: Entwickle eine Kupfer-Eisen-Zelle oder eine Eisen-Zink-Zelle und miss jeweils die

Potentialdifferenz (=Spannung) zwischen den beiden Halbzellen!

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Chemie K10ch03 (xKnö) Standardwasserstoffhalbzelle1 Datum:_____________

Zwischen unterschiedlichen Halbzellen kann also eine Spannung gemessen werden. Wie groß die Spannung

ist, hängt vor allem davon ab um welche Halbzellen es sich handelt. Um verschiedene Halbzellen zu

charakterisieren, ist eine "Standard-Halbzelle" nötig, der das Potential 0 V zugeordnet wird. Dies ist nötig,

da man Spannung einer einzelnen Halbzelle nicht messen kann. Also wird der

"Standardwasserstoffhalbzelle" willkürlich das Potential 0 V zugeordnet.

Aufgabe: Lies den Text durch. Gib die Reaktionen an, die jeweils ablaufen wenn eine Zink-Halbzelle bzw.

eine Kupfer-Halbzelle mit einer Standardwasserstoffhalbzelle kombiniert werden.

1 Abbildung und Textpassagen entnommen aus (Salters Group of the University of York, 2012, S. 257)

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Sechste Doppelstunde, 21.05.

Chemie K10ch03 (xKnö) Batterie Datum:___________ Eine "normale", häufig eingesetzte Batterie ist die Alkali/Mangan-Batterie. Sie funktioniert analog zu

einem galvanischen Element, auch wenn ihr Aufbau auf den ersten Blick deutlich anders aussieht.

Folgende Abbildung zeigt einen Querschnitt durch eine solche Batterie:1

Finde die Analogien zum galvanischen

Element:

Welches Teil der Batterie entspricht

der Salzbrücke, welches dem

Zinkstab?

Die verwendeten Chemikalien, die mit einander in einer Redoxreaktion reagieren, sind Mangandioxid

(MgO2(s)) und Zink (Zn(s)). Die ablaufenden Reaktionen kann man sich wie Folgt vorstellen:

Das Mangandioxid wird zu Manganoxidhydroxid (MnO(OH)(s)). Bei dieser Reaktion wird Wasser

verbraucht und es entstehen OH--Ionen.

Das Zink wird zu Zinkat (Zn(OH)42-

(aq)). Bei dieser Reaktion werden OH--Ionen verbraucht.

Aufgabe:

Stelle mithilfe der als Satz formulierten Reaktionsbeschreibung die Gleichungen für

Oxidations- und Reduktionsreaktion auf.

Formuliere eine Redoxgleichung für die gesamte Reaktion.

Zeichne den Weg der Elektronen in der Batterie ein.

1 Abbildung entnommen aus: https://de.wikipedia.org/wiki/Alkali-Mangan-Zelle

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Chemie K10ch03 (xKnö) Klausurthemen Datum:___________

Themen für 2. Klausur am 11.06.2015

a) Metallische Bindung, Ionenbindung

Video zur Metallbindung: https://www.youtube.com/watch?v=Z6L8LD4EV3w

Video zur Ionenbindung: https://www.youtube.com/watch?v=j6B33FTQyqg

b) Bestimmung von Oxidationszahlen

Was ist Oxidation, was ist Reduktion? Aufstellen von Redox-Gleichungen

(Beispiel: Verbrennung von Metallen, Eisennagel in Kupfersulfat-Lösung, Thermit-Versuch)

WICHTIG: Video zu Oxidationszahlen: https://www.youtube.com/watch?v=5pItd8S7UZU

WICHTIG: Redoxreihe der Metalle mit Übungsaufgaben:

https://www.youtube.com/watch?v=xSe5wB5iwug

Video zum Thermit-Versuch: https://youtu.be/EBKqAsxEc-Q

c) Galvanische Elemente

WICHTIG: Wie funktioniert eine Batterie? Galvanisches Element

https://www.youtube.com/watch?v=IkJFCAPnecQ

Galvanisches Element, anders erklärt:

https://www.youtube.com/watch?v=rMGQmy5hNJU

WICHTIG: Experiment zur galvanischen Zelle: https://youtu.be/RJ6tgdiaGu8

WICHTIG: Normal-Wasserstoff-Elektrode mit Übungsaufgaben

https://youtu.be/iHu6jHRp3uk

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Klausur zur Redoxchemie 11.06.

Name: ________________________________________________ Erreichte Punktzahl: / 64 Note: Punkte Erlaubte Hilfsmittel: Periodensystem der Elemente, Taschenrechner. Zeit: 90 Minuten

Lesbar schreiben und keine rote Farbe oder Bleistift verwenden!

Name auf alle Blätter !

Rechts Rand zum Korrigieren lassen.

Aufgabe 1: (10 Punkte)

Ein Blech aus Metall kann man leicht verbiegen. Bauteile aus Metall können durch Schmieden in die

gewünschte Form gebracht werden. Metalle sind also durch Krafteinwirkung verformbar und zerbrechen

nicht.

Salzkristalle hingegen sind spröde, das heißt, sie Zerbrechen wenn zu große Kraft auf sie wirkt. Es ist

praktisch nicht möglich, einen Salzkristall durch Krafteinwirkung zu verformen, ohne dass er zerbricht.

Erkläre unter Verwendung einer beschrifteten Skizze auf Teilchenebene, wieso Metalle verformbar sind

und Salze nicht. Gehe dabei auf das Elektronengasmodell in Metallen und das Ionengitter in Salzkristallen

ein.

Aufgabe 2: (10 Punkte) Nenne die Oxidationszahlen aller Atome und Ionen in folgenden Molekülen und Salzen: Wasser (H2O), Ammoniak (NH3), Calciumchlorid (CaCl2), Kupfersulfat (CuSO4), Chlor (Cl2). Aufgabe 3: (20 Punkte) Galvanische Zellen sind Vorrichtungen zur Umwandlung von chemischer in elektrische Energie. Sämtliche Batterien und Akkus zählen zu den galvanischen Elementen.

a) Zeichne den Aufbau einer galvanischen Zelle am Beispiel der Zink-Silber-Zelle und beschrifte alle wichtigen Bestandteile (5 Punkte).

b) Berechne mithilfe der elektrochemischen Spannungsreihe, welche Spannung zwischen Zink- und Silberelektrode zu messen sein wird (2 Punkte).

c) Erkläre, welche der beiden Elektroden (Zink- oder Silberelektrode) den Minuspol der Spannungsquelle bilden wird (2 Punkte).

d) Zeichne den Aufbau einer Normal-Wasserstoff-Elektrode und beschrifte alle wichtigen Bestandteile (5 Punkte).

e) Erörtere, welche Rolle die Normal-Wasserstoff-Elektrode für die elektrochemische Spannungsreihe spielt (3 Punkte).

f) Formuliere die Reaktionsgleichung der ablaufenden Reaktion für den Fall, dass eine Kupfer-Halbzelle gegen eine Normal-Wasserstoff-Elektrode geschaltet wird (3 Punkte)

Aufgabe 4: (10 Punkte)

Erläutere unter Verwendung angemessener Fachsprache und Fachbegriffe, bei welchen

Versuchsaufbauten mit einer Reaktion zu rechnen ist und bei welchen nicht.

Magnesium

Kupfersulfat-Lösung Silbernitrat-Lösung

Kupfer

Zinksulfat-Lösung

Magnesium Zink

Magnesiumsulfat-Lösung

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Aufgabe 5: (14 Punkte)

Zur Untersuchung des edlen bzw. unedlen

Charakters der folgenden, im Unterricht nicht

behandelten Metalle werden Metallbleche in

verschiedene Metallsalz-Lösungen eingetaucht.

Dabei macht man die skizzierten Beobachtungen.

Die Färbungen der Lösungen werden durch die

Metall-Ionen hervorgerufen und sind charakteristisch

für die jeweiligen Metall-Ionen.

Symbole:

Cadmium Cd, Cobalt Co, Kupfer Cu, Nickel Ni

Hinweise: Cd2+-Ionen sind farblos, Co2+-Ionen sind

rosa, Ni2+-Ionen sind grün, Cu2+-Ionen sind blau.

Festes Kupfer ist rot.

Festes Cadmium, festes Nickel und festes Cobalt sind grau.

a) Formuliere die zugehörigen Teilgleichungen für Oxidation und Reduktion sowie die

Gesamtreaktionsgleichung der ablaufenden Reaktionen 1-3. (9 Punkte)

b) Ordne die Metalle Cadmium, Cobalt, Kupfer und Nickel in eine Redoxreihe ein und schreibe dazu,

welches Metall das edelste bzw. unedelste ist. Begründe deine Reihenfolge! (5 Punkte)

Anhang: Ausschnitt aus der elektrochemischen Spannungsreihe

Viel Erfolg!

Halbzelle Standardpotential

Gold (Au3+(aq)/Au(s)) +1,5 V

Silber (Ag+(aq)/Ag(s)) +0,8 V

Kupfer (Cu2+(aq)/Cu(s)) +0,36 V

Wasserstoff (H+(aq)/H2(g)) 0,00 V

Eisen (Fe2+(aq)/Fe(s)) -0,44 V

Zink (Zn2+(aq)/Zn(s)) -0,76 V

Aluminium (Al3+(aq)/Al(s)) -1,66 V

Magnesium (Mg2+(aq)/Mg(s)) -2,36 V

Natrium (Na+(aq)/Na(s)) -2,71 V

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Siebte Doppelstunde 18.06.

In einem kleinen Modellexperiment soll nachvollzogen werden, was chemisch in einer Brennstoffzelle

passiert!

Der Versuchsaufbau besteht aus zwei Metalllektroden, die in einen wässrigen Elektrolyten tauchen.

Zwischen den Elektroden kann entweder eine Spannung angelegt werden oder aber ein

Spannungsmessgerät angeschlossen werden.

Versuchsdurchführung und Aufgaben:

Lege zuerst eine Spannung von einigen Volt zwischen den Elektroden an. Beobachte, was passiert

und notiere deine Beobachtungen.

Wie kannst du deine Beobachtungen erklären? Welche chemische Reaktion läuft ab?

Verbinde anschließend die beiden Elektroden mit einem Spannungsmessgerät oder einem kleinen

Elektromotor. Beobachte was passiert und notiere deine Beobachtungen.

Wie kannst du diese Beobachtungen erklären? Welche chemische Reaktion läuft ab?

Abbildung 1 Screenshot aus http://www.auto-motor-und-sport.de

V

wässriger Elektrolyt

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Achte Doppelstunde 25.06.

Permanganat (MnO4-): Ein chemisches Chamäleon

In diesem Versuch sollen Sulfit-Anionen (SO32-

(aq)) und Permanganat-Anionen (MnO4-(aq)) miteinander reagieren. Je

nach dem, welchen pH-Wert die Lösung hat, findet eine andere Reaktion statt.

Deine Aufgabe ist es, die jeweils ablaufenden Reaktionen zu untersuchen und die zugehörigen Reaktionsgleichungen

aufzustellen.

Durchführung:

Versuchsteil 1

Gib 5 mL Natriumsulfit-Lösung (Na2SO3(aq)) in ein Reagenzglas.

Versetze die Lösung mit 1 mL Schwefelsäure, um einen sauren pH-Wert einzustellen.

Gib anschließend mit einer Pipette tropfenweise Kaliumpermanganat-Lösung (KMnO4(aq)) zu.

Notiere deine Beobachtungen.

Versuchsteil 2

Gib 5 mL Natriumsulfit-Lösung (Na2SO3(aq)) in ein Reagenzglas.

Versetze die Lösung mit 1 mL Natronlauge, um einen alkalischen pH-Wert einzustellen.

Gib anschließend mit einer Pipette tropfenweise Kaliumpermanganat-Lösung (KMnO4(aq)) zu.

Notiere deine Beobachtungen.

Auswertung:

Ziel der Auswertung ist es, die ablaufenden Reaktionen als Reaktionsgleichung darzustellen. Nutze die folgenden

Informationen, um die Reaktionsgleichungen selbstständig zu erarbeiten. Dass eine Reaktion abläuft, erkennst du an

der Farbänderung der Lösung. Für die Farbe sind Mangan-Ionen verantwortlich, deren Farbe von der Oxidationszahl

des Mangans abhängt. Folgende Tabelle zeigt mögliche Farben des Mangans:

Oxidationszahl des Mangans Stoff / Ion Farbe

+ VII MnO4- violett

+VI MnO42- grün

+V MnO43- blau

+IV MnO2(s) braun

+III Mn2O3 rotbraun

+II Mn2+ blass rosa (erscheint in verdünnter Lösung farblos)

0 Mn(s) silbergrau

Folgende Dinge musst du noch wissen, um die Reaktionsgleichungen aufstellen zu können:

Die Sulfit-Ionen (SO32-

(aq)) werden in den Reaktionen immer zu Sulfat-Ionen (SO42-

(aq)) oxidiert.

Zu welchem Stoff die Permanganat-Ionen (MnO4-(aq)) reagieren, erkennst du an der Farbe.

Die Anzahl der bei einem Reaktionsschritt aufgenommenen / abgegebenen Elektronen musst du mithilfe der

Oxidationszahlen der Edukte und Produkte ausrechnen.

Stelle zunächst für Versuchsteil 1 die ablaufenden Teilreaktionen (Oxidation und Reduktion) auf und gleiche

sie aus.

Benutze dabei zum Ausgleichen der Ladungs- und Atombilanz die vorhandenen Teilchen

(in saurer Lösung H+(aq), in alkalischer Lösung OH-

(aq), in beiden Lösungen immer H2O).

Falls du Hilfe benötigst oder deine Lösung kontrollieren möchtest, findest du Tipps und auch die Lösung am

Lehrerpult.

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Hilfekarten:

Hilfe 1: Allgemeine Erklärung der Vorgehensweise

Beginne mit der Oxidationsgleichung.

1. Finde heraus, welches Molekül / Ion oxidiert wird. Schreibe es auf die linke Seite der Oxidationsgleichung.

2. Zu welchem Molekül / Ion wird es oxidiert? Schreibe das Produkt auf die rechte Seite der

Oxidationsgleichung.

3. Ermittle die Anzahl der abgegebenen Elektronen, indem du die Oxidationszahlen im Edukt und im Produkt

vergleichst. Die Differenz der Oxidationszahl vorher zu nachher entspricht der Anzahl der abgegebenen

Elektronen.

4. Schreibe die Elektronen mit in die Oxidationsgleichung

5. Gleiche die Ladung aus, indem du H+-Ionen (bei saurer Lösung) oder OH--Ionen (bei alkalischer Lösung) nach

Bedarf in die Gleichung schreibst.

6. Gleiche zuletzt die Anzahl der Atome aus, indem du Wasser (H2O) nach Bedarf in die Gleichung schreibst.

Fertig ist die Oxidationsgleichung.

Verfahre mit der Reduktionsgleichung genauso!

Zuletzt müssen noch beide Gleichungen zu einer Gesamtgleichung zusammengefasst werden.

Hilfe 2: Vorgabe einiger Parameter

Hier siehst du die im saurer Lösung ablaufenden Reaktionen mit allen beteiligten Atomen und Elektronen. Allerdings

fehlen noch Koeffizienten, die du ergänzen musst.

Stelle die Gleichungen für die alkalische Lösung selbst auf!

__SO32-

(aq) + __H

2O __SO

42-

(aq) + __e- + __H+

+IV +VI

mal ___

MnO4-(aq)

+ __e- + __H+(aq)

__Mn2+(aq)

+ __H2O mal ___

__SO3(aq)

+ __MnO4-(aq)

+ __H+(aq) __SO

42-

(aq) + __Mn2+

(aq)+ __H

2O

+ VII +II

Oxidation:

Reduktion:

Redoxreaktion:

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Lösungen

Versuchsteil 1:

Reaktion von Sulfit-Anionen (SO32-

(aq)) und Permanganat-Anionen (MnO4-(aq)) in saurer Lösung:

Die violette Permanganat-Lösung wird beim Eintropfen in die Sulfit-Lösung farblos.

Folglich entsteht Mn2+.

Man erhält folgende Reaktionsgleichungen:

Versuchsteil 2:

Reaktion von Sulfit-Anionen (SO32-

(aq)) und Permanganat-Anionen (MnO4-(aq)) in alkalischer Lösung:

Die violette Permanganat-Lösung wird beim Eintropfen in die Sulfit-Lösung grün.

Folglich entsteht MnO42-

(aq).

Man erhält folgende Reaktionsgleichungen:

SO32-

(aq) + H

2O SO

42-

(aq) + 2 e- + 2H+

+IV +VI

mal 5

MnO4-(aq)

+ 5 e- + 8H+(aq)

Mn2+(aq)

+ 4 H2O mal 2

5 SO3(aq)

+ 2 MnO4-(aq)

+ 8 H+(aq) 5 SO

42-

(aq) + 2 Mn2+

(aq)+ 3 H

2O

+ VII +II

Oxidation:

Reduktion:

Redoxreaktion:

SO32-

(aq) + 2 OH-

(aq) SO42-

(aq) + 2 e- + H

2O

+IV +VI

mal 1

MnO4-(aq)

+ e- MnO42-

(aq) mal 2

SO3(aq)

+ 2 MnO4-(aq)

+ 2 OH-(aq)

SO42-

(aq) + 2 MnO

42-

(aq)+ H

2O

+ VII +VI

Oxidation:

Reduktion:

Redoxreaktion:

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Neunte Doppelstunde 02.07.

Übung zum Aufstellen von Redoxgleichungen: Der Alkotest

Kaliumdichromat (K2Cr2O7(s)) ist ein sehr starkes Oxidationsmittel, das wegen der stark ätzenden und karzinogenen

Wirkung des Dichromat-Anions (Cr2O72-) in Deutschland für Schulexperimente nicht zugelassen ist. Es ist in der Lage,

Alkohole zu Carbonsäuren zu oxidieren.

Material 1: Der Alkotest

Der Farbwechsel von Chrom(VI) (orange) zu Chrom (III) (grün) in Gegenwart von Alkohol wird für die vorläufige Bestimmung der

Alkoholkonzentration im Atem (und somit im Blut) alkoholisierter Autofahrer genutzt. In der einfachsten Version des Tests bläst man für zehn bis

zwanzig Sekunden (angezeigt durch das Aufblasen einer Plastiktüte) durch eine Röhre, die mit K2Cr2O7 und H2SO4 auf feingepulvertem

Kieselgel gefüllt ist. Der Alkohol, der sich in der Atemluft befindet wird zu Essigsäure (oder korrekt Ethansäure) oxidiert. Dabei kann man

entlang der Röhre einen Farbwechsel von orange zu grün beobachten.

Moderne Alkoholtestgeräte benutzen häufig ein anderes Prinzip. Heutzutage sind im Testgerät ein elektronischer Gaschromatograph,

elektrochemische Analysatoren und ein Infrarotspektrometer verbaut. Der "Promillewert" wird automatisch in der Digitalanzeige angezeigt.

Einige Leute behaupten, dass der Alkotest durch Rauchen, das Kauen von Kaffeebohnen oder Knoblauchgenuß ausgetrickst werden kann:

Diese Behauptungen sind falsch.

Aufgaben:

1. Informiere dich im Chemiebuch über die funktionelle Gruppe der Carbonsäuren und zeichne das

Propansäure-Molekül in Lewis-Schreibweise. Bestimme die Oxidationszahlen der Kohlenstoffatome

in diesem Molekül.

2. Wie viele Elektronen werden bei der in Material 1 angegebenen Redoxreaktion übertragen? Gehe

zur Beantwortung dieser Frage folgendermaßen vor:

a) Bestimme zunächst die Oxidationszahlen der Atome im Dichromat-Anion Cr2O72-.

b) Das chromhaltige Reaktionsprodukt Chromsulfat ist ein Salz, das aus Chrom-Kationen und Sulfat-

Anionen (SO42-) besteht. Bestimme die Oxidationszahl der Chrom-Kationen.

c) Wie viele Elektronen werden bei der Reduktion von dem chromhaltigen Edukt zum chromhaltige

Produkt aufgenommen?

d) Zeichne die Lewis-Formel des Eduktes Ethanol und des Produktes Ethansäure und bestimme

anschließend die Oxidationszahlen aller Atome in den beiden Molekülen. Wie viele Elektronen werden

bei der Oxidation von Ethanol zur Ethansäure übertragen? Stimmt die in Material 1 angegebene

Reaktionsgleichung?

Zusatz: Die folgenden Alkanole werden jeweils mit dem starken Oxidationsmittel Kaliumdichromat umgesetzt.

Zeichne die Lewis-Formeln der Edukte und der dabei entstehenden Produkte (nur organische Substanzen).

a) Butan-1-ol

b) Butan-2-ol

K2Cr

2O

7 + 8 H

2SO

4 + 3 CH

3CH

2OH 2 Cr

2(SO

4)3 + 2 K

2SO

4 + 11 H

2O + 3 CH3 C

O

O

Horange grün

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Zehnte Doppelstunde 09.07.

Experiment: Elektrolyse von Zinkiodid

Das Ziel ist es, Zinkiodid zu elektrolysieren. Entwickelt selbstständig einen Versuchsaufbau, mit

dem ihr Zinkiodid-Lösung (ZnI2(aq)) elektrolysieren könnt. Ihr könnt diverse Labormaterialien

verwenden.

1. Nehmt euch zunächst einige Minuten Zeit und skizziert euren Aufbau mit Bleistift, bevor ihr in

zusammensetzt.

2. Notiert kurz, welche Reaktionsprodukte ihr erwartet.

Skizze:

3. Baut euren Aufbau auf. (Wenn ihr Material benötigt, das nicht im Schrank ist, fragt bitte nach!)

4. Nehmt euren Aufbau in Betrieb.

5. Notiert eure Beobachtungen. Woran erkennt ihr, ob eurer Aufbau funktioniert oder nicht?

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_______________________________________________________________________________________________

6. Zur Auswertung des Versuchs holt euch das nächste Arbeitsblatt vom Pult.

7. Für Schnelle: NACH der Auswertung des Zinkiodidversuchs:

Elektrolysiert Kochsalzlösung (NaCl(aq)). Welche Reaktionsprodukte sind zu erwarten? Woran erkennt man

diese? Welcher Unterschied besteht zur Zinkiodid-Lösung? Wie könnten die Reaktionsprodukte sicher

nachgewiesen werden?

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Erklärung der Beobachtung bei der Elektrolyse von Zinkiodid auf Teilchenebene

Aufgabe:

Schreibe zu dem jeweils dargestellten Bild einen Text in dein Heft, in dem du erklärst was hier gerade passiert.

Verwende dabei die daneben stehenden Fachbegriffe!

Wichtige Anmerkung: Es werden immer nur beispielhaft einige wenige Teilchen dargestellt; natürlich besteht die Lösung aus viel mehr

Teilchen! Die Wasserteilchen wurden gar nicht gezeichnet.

Legende: Zinkion: Zn2+ Zinkatom Iodid-Ion: I- Iod-Atom

festes Zinkiodid

Ionengitter

Salz

Salzlösung

Anlegen einer Spannung

Elektronenüberschuss

Elektronenmangel

Zink-Ionen

Iodid-Ionen

Zink-Atome

Iod-Moleküle

Minuspol, Pluspol

Oxidation

Reduktion

chemische Reaktion am Pluspol

chemische Reaktion am Minuspol

elementares Iod

Iod-Ion

Produkte

elementares Zink

Zink-Ion

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Literaturverzeichnis Salters Group of the University of York. (2012). Salters Chemie - Chemical Ideas. Braunschweig:

Schrödel Verlag.