elemente chemie

Oberstufe Einführungsphase
elemente chemie
DO01756131_loe_u.indd 04.08.2011 14:30:53 Seite: 1 [Farbbalken für Fogra39] Cyan
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BlacK
elemente chemie Lösungen
Oberstufe
Einführungsphase
ISBN 978-3-12-756851 -6
Hessen
Loes_NRW1A_00.indd 20.01.2011 09:44:28 Seite: 7 [Farbbalken für Fogra39] BlacK
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elemente chemie
Oberstufe
Einführungsphase
Lösungen zum Schülerbuch
für die Klasse 10
im achtjährigen Bildungsgang
der Gymnasien in Hessen
bearbeitet von
Jutta Töhl-Borsdorf
Ernst Klett Verlag
Stuttgart · Leipzig
Bildquellenverzeichnis
U1.1 FOCUS (Scott Nelson/WpN), Hamburg; U1.2 Getty Images (Richard Dunkley), München;
U1.3 Klett-Archiv, (Martin Raubenheimer), Stuttgart;
1. Auflage
1 5 4 3 2 1  2015 14 13 12 11
Alle Drucke dieser Auflage sind unverändert und können im Unterricht nebeneinander verwendet werden.
Die letzte Zahl bezeichnet das Jahr des Druckes.
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© Ernst Klett Verlag GmbH, Stuttgart 2011. Alle Rechte vorbehalten. www.klett.de
Das vorliegende Buch beruht auf anderen Titeln des Werkes elemente chemie. Deren Autorinnen und Autoren
sind:
Edgar Brückl, Werner Eisner, Paul Gietz, Heike Große, Axel Justus, Dr. Klaus Laitenberger, Dr. Martina Mihlan,
Hildegard Nickolay, Dr. Christian Preitschaft, Horst Schaschke, Dr. Werner Schierle, Bärbel Schmidt, Andrea
Schuck, Dr. Rainer Stein-Bastuck, Michael Sternberg, Dr. Jutta Töhl-Borsdorf, Peter Zehentmeier.
Redaktion: Thomas Bitter
DTP/ Satz: Elfriede König
Grundkonzeption des Layouts: KomaAmok, Stuttgart
Umschlagkonzeption: Susanne Hamatzek, Martin Raubenheimer
Zeichnungen/Illustrationen: Alfred Marzell, Schwäbisch Gmünd
Druck:
Printed in Germany
ISBN: 978-3-12-756131-9
Inhaltsverzeichnis
Rückblick .................................................................................................................................................
1 Redoxreaktionen .............................................................................................................................
2 Kohlenwasserstoffe .......................................................................................................................
3 Alkohole ..............................................................................................................................................
Basiskonzepte .......................................................................................................................................
Anhang .....................................................................................................................................................
Diese Internetfassung des Lösungsheftes umfasst das Kapitel „Redoxreaktionen“
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1 Redoxreaktionen
1.1 Eigenschaften der Metalle
Zu den Versuchen
V1 Man stellt fest, dass Kupfer, Aluminium, Eisen und Magnesium den elektrischen Strom leiten,
während dies bei Glas und Holz nicht der Fall ist. Metalle sind elektrische Leiter.
V2 Die Erbsen am Silberlöffel fallen zuerst, dann die am Stahllöffel und zuletzt erst die Erbsen,
die am Plastiklöffel kleben. Die Erbsen, die sich weiter unten am Löffelstiel befinden, fallen zuerst
ab, weil die Wärme durch das Metall von unten nach oben steigt. Fasst man, nachdem die Erbsen
vom Silber- und Stahllöffel gepurzelt sind, an die entsprechenden Stiele, so kann man auch ganz
deutlich feststellen, dass der Silberlöffel heißer geworden ist als der aus Stahl. Der Plastiklöffel
weist dagegen kaum Wärmeleitfähigkeit auf. Der Versuch zeigt, dass Metalle gute Wärmeleiter
sind, wobei Silber die Wärme wiederum besser leitet als Stahl.
1.2 Die Metallbindung
Zum Versuch
V1 Die Wärmeleitfähigkeit von Metall ist mit Abstand am größten, gefolgt von Glas und Kunst­
stoff. Verwendet man z. B. Kupfer und Stahlstäbe, so leitet Kupfer die Wärme ca. 10 mal besser als
Stahl.
Zu den Aufgaben
A1 Die Metallbindung stellt man sich modellhaft so vor, dass die Atome ihre Valenzelektronen
abgeben und die Elektronen sich frei zwischen den nun positiv geladenen Atomrümpfen
bewegen. Die Elektronen lassen sich nun nicht mehr einem bestimmten Metallatom zuordnen.
Man spricht auch von Atomrümpfen mit Elektronengas.
Das Zustandekommen einer Ionenbindung erklärt man auch mit der Abgabe von Elektronen.
Allerdings nimmt ein anderes Element die Elektronen auf. Die Elemente unterscheiden sich dabei
stark in ihrer Elektronegativität. Das Element mit der kleineren Elektronegativität (z. B. Na) gibt
Elektronen ab, das Element mit der größeren Elektronegativität (z. B. Cl) nimmt die Elektronen
auf. Dadurch entstehen positive und negativ geladenen Atome, so genannte Kationen und
Anionen. Diese ziehen sich aufgrund ihrer entgegengesetzten Ladung an, so dass ein regelmäßi­
ges Ionengitter entsteht.
Auch die positiv geladenen Atomrümpfe in der Metallbindung ordnen sich in einem regelmäßi­
gen Gitter an. Hier erklärt man den Zusammenhalt damit, dass die Atomrümpfe trotz der
gegenseitigen Abstoßung von den negativ geladenen Valenzelektronen, die sich frei zwischen
den Atomrümpfen bewegen, zusammen gehalten werden.
A2 Hypothese: Ionenverbindungen sind nicht elektrisch leitfähig wie Metalle.
Erklärung der Hypothese: Nach dem Elektronengasmodell sind die Valenzelektronen zwischen
den positiv geladenen Atomrümpfen der Metalle frei beweglich. Beim Anschluss einer Gleich­
spannungsquelle bewegen sich die Elektronen zum Pluspol, der sie aufnimmt, während gleichzeitig aus dem Minuspol Elektronen austreten und die „abgewanderten“ Elektronen ersetzen.
Eine Ionenbindung stellt man sich dagegen so vor, dass die Valenzelektronen nicht delokalisiert
sondern fest an die Kationen und Anionen gebunden sind. Auch die geladenen Ionen sind fest an
ihren Gitterplätzen verankert. Hier kann somit keine Ladungsübertragung stattfinden.
1.5 Redoxreaktionen als Donator-Akzeptor-Prozesse
Zum Versuch
V2 Bildung von Iod, daher tritt ein dunkle Trübung auf.
Elemente Chemie Oberstufe Einführungsphase Hessen 1
1 Redoxreaktionen
Zu den Aufgaben
0
0
II
Fe  Fe2+ + 2 e–
A1 Oxidation:
–II
S + 2 e–  S2–
Reduktion:
Fe + S  FeS
Redoxreaktion:
A2 Die Aussage stimmt, da Aluminiumatome oxidiert und Schwefelatome reduziert werden:
0
0
III–II
2 Al + 3 S  Al2S3
II –II
0
0
A3 2 HgO  2 Hg + O2
Es handelt sich um eine Redoxreaktion.
1.6 Die Oxidationszahl
Zur Aufgabe
A1 III–I –I –I
IV –II IV–II
I V–II
I V–II –III I –I –I –IIII
–I I –II I –III I
IV –II
I VI–II
AlF3, H2O2, CO2, CO32–, HNO3, H3PO4, NH4Cl, Cl–, PH3, C2H2, C2H4, C2H6, MnO2, K2Cr2O7 .
1.7 Impulse Redoxreaktionen
Zu den Aufgaben
A1 I
0
0
II
I 2 HCl + Zn  H2 + 2 Cl– + Zn2+ Es handelt sich um eine Redoxreaktion, da sich die Oxidationszahlen von Zink und Wasser­
stoff ändern.
II NH3 + HCl  NH4Cl
Diese Reaktion ist keine Redoxreaktion, da sich die Oxidationszahlen nicht ändern.
–III I
0
–II
II–II
III 4 NH3 + 5 O2  6 H2O + 4 NO
Es handelt sich um eine Redoxreaktion, da sich die Oxidationszahlen der Sauerstoff- und
Stickstoffatome ändern.
IV
A2 a) und b) H2SO3: Schweflige Säure
VI
H2SO4: Schwefelsäure
–II
H2S: Schwefelwasserstoff
II
Na2S2O3: Natriumthiosulfat
II ist allerdings die mittlere Oxidationszahl der Schwefelatome. Das Thiosulfation leitet sich formal
vom Sulfation SO42– ab, wobei ein Sauerstoffatom (Oxidationszahl –II) durch ein Schwefelatom
der Oxidationszahl –II ersetzt ist. Bei Beachtung dieser Tatsache kann also geschrieben werden:
VI–II
Na2SSO3
2 Elemente Chemie Oberstufe Einführungsphase Hessen
1 R e d ox re a kt i on e n
A3 a) Wasserstoffperoxid (H2O2) ist ein Bleichmittel. Es wird zum Bleichen von Zähnen und zum
Blondieren von Haaren verwendet. Zudem hat Wasserstoffperoxid eine desinfizierende Wirkung
und ist daher z. B. in Kontaktlinsenreinigern enthalten.
Acetonperoxid ist ein hochexplosiver Stoff mit der Schlagempfindlichkeit eines Initialspreng­
stoffs. Man unterscheidet in dimeres, trimeres und tetrameres Acetonperoxid.
H3C
H3C
O O
C
C
O O
CH3
CH3
CH3
H3C
O
C
O O
O
O O
C
H3C
CH3
C
CH3
CH3
Terror in Deutschland: radikale Islamisten halten die Polizei in Atem
Ein brisantes Gebräu
Sprengstoff aus der
Drogerie
Wasserstoffperoxid
kann man zum Reinigen, Desinfizieren und
Bleichen der Haare
einsetzen, aber in den
Händen von Terroristen kann aus der frei
verkäuflichen Flüssigkeit, die wie Wasser
aussieht, ein hoch gefährlicher Explosivstoff werden.
Von Rainer Klüting
Die Zutatenliste ist
leicht im Internet zu
finden, und außerdem
ist sie nicht lang. Aus
wenigen Grundstoffen,
die jeder leicht kaufen
kann, lässt sich ein ge­
fährlicher Sprengstoff
herstellen.
Wasser­
stoffperoxid reagiert
nämlich sehr heftig
mit Aceton, einem Be­
standteil von zum Bei­
spiel Nagellackentfer­
nern. Ist auch noch
eine Säure beteiligt,
etwa Schwefelsäure,
wie sie für Autoakkus
gebraucht wird, ent­
steht eine Mischung,
vor der man dringend
warnen muss. Schon
beim
Zusammen­
mischen sind Men­
schen lebensgefährlich
verletzt worden.
Wer die richtige Tech­
nik verwendet, be­
kommt als Produkt
Triazetontriperoxid
oder kurz TATP, ein
zuckerähnliches Pul­
ver, das sich an der
Luft allmählich zer­
setzt. Bereits ein leich­
ter Schlag genügt, und
es explodiert mit einer
Wucht, die der des ge­
bräuchlichen Spreng­
stoffs TNT (Trinitroto­
luol) entspricht. Der
Unterschied: Spreng­
stoffe wie TNT müs­
sen mit einem Zünder
zur Explosion gebracht
werden. Das erlaubt es
Fachleuten, sie sicher
und gezielt einzuset­
zen. Anders TATP: als
Sprengmittel ist es so
gut wie nutzlos, da es
zu leicht von selbst
losgeht und nach eini­
gen Tagen nicht mehr
funktioniert.
TATP,
auch Apex genannt,
darf laut Sprengstoff­
gesetz nur mit einer
Zulassung verwendet
werden.
Für Terroristen, die
keinen Zugang zu pro­
fessionell hergestellten
Sprengmitteln haben,
dürfte
entscheidend
sein, dass sich die Zu­
taten unauffällig be­
schaffen lassen. Das
jetzt gefundene Was­
serstoffperoxid zum
Beispiel ist eine viel­
seitig
verwendbare
Chemikalie, von der
weltweit mehrere Mil­
lionen Tonnen jährlich
hergestellt werden. Sie
hat allerdings selbst
ihre Risiken. So kann
sie schwere Verätzun­
gen verursachen. Au­
ßerdem ist H2O2, wie
die chemische Formel
lautet, explosiv. Bei
Zimmertemperatur ist
es zwar eine stabile,
wasserähnliche Flüs­
sigkeit. Doch wenn
man es nur leicht er­
hitzt oder mit Metallen
wie Kupfer oder Mes­
sing und einigen ande­
ren Stoffen zusam­
menbringt, zersetzt es
sich explo­sionsartig.
Frei verkäuflich ist
Wasserstoffperoxid als
höchstens siebzigpro­
zentige Lösung in
Wasser. Zum Reinigen
und Desinfizieren ver­
dünnt man es auf bis
zu drei Prozent.
Bekannt ist der Stoff,
der früher auch Was­
serstoffsuperoxid ge­
nannt wurde, weil
„Wasserstoffblondi­
nen“ damit ihre Haare
bleichen. Die Bleich­
wirkung nutzt auch die
Zellstoffindustrie zur
Herstellung von wei­
ßem Papier. Als Reini­
gungs- und Desinfekti­
onsmittel ist es etwa in
Mundspülungen ent­
halten. In der Mikroelektronik wird es zum
Reinigen eingesetzt.
Der Stoff zerfällt in
Wasser und Sauerstoff.
Da Sauerstoff bei jeder
Verbrennung nötig ist,
wurde das Peroxid ver­einzelt auch für Rake­
tenantriebe verwendet;
dort wurde es teils zu­
sammen mit Kerosin
verbrannt.
Quelle: Stuttgarter Zeitung,
Nr. 206, vom 6. Sept. 2007, S.2
Bariumperoxid (BaO2) findet in der Pyrotechnik Anwendung. Es dient dort als Sauerstofflieferant
und zur Erzeugung der grünen Flammenfärbung.
b) Die Oxidationszahl der Sauerstoffatome in Peroxiden ist –I.
Elemente Chemie Oberstufe Einführungsphase Hessen 3
1 Redoxreaktionen
1.8 Redoxreaktionen in wässriger Lösung
Zu den Versuchen
V1 Die rotviolette Kaliumpermanganatlösung wird entfärbt. Reaktionsgleichungen siehe Schüler­- buch, erstes Beispiel.
Hinweis: Lösungen von hydratisierten Mangan(II)-Ionen sind blassrosa, verdünnte Lösungen sind
jedoch fast farblos.
V2 Es fällt braunes Mangan(IV)-oxid (MnO2, „Braunstein“) aus, siehe B3 im Schülerbuch. Reaktionsgleichungen siehe Schülerbuch, zweites Beispiel.
1.9 Praktikum Redoxreaktionen sind praktisch (I)
Zu den Versuchen
V1 Reaktion von Sulfitionen mit Iod­lösung
Es ist eine Entfärbung der Iodlösung zu beobachten.
0
IV
–I
VI
I2 + SO32– + 3 H2O  2 I– + SO42– + 2 H3O+
V2 Permanganationen reagieren mit Sulfitionen
Es ist eine Braunfärbung der Lösung zu beobachten.
VII
IV
IV
VI
2 MnO4– + 3 SO32– + H2O  2 MnO2 + 3 SO42– + 2 OH–
V3 Praktische Silberreinigung
Das Silberbesteck hat wieder einen metallischen Glanz.
I
0
0
III
3 Ag+ + Al  3 Ag + Al3+
V4 Manganverbindungen unter sich
Es handelt sich um eine Komproportionierungsreaktion.
VII
II
IV
2 MnO4– + 3 Mn2+ + 6 H2O  5 MnO2 + 4 H3O+
V5 Elefantenzahnpasta
Wasserstoffperoxid zerfällt in Wasser und Sauerstoff; die Iodidionen werden dabei zum Teil zu Iod
oxidiert. Dies verursacht die gelb-braune Färbung des Schaums.
–I
–I
–II
0
H2O2 + 2 I– + 2 H3O+  4 H2O + I2
4 Elemente Chemie Oberstufe Einführungsphase Hessen
1 R e d ox re a kt i on e n
1.10 Impulse Redoxrallye
START
Oxidations­
mittel werden
oxidiert.
Sauer­
stoff hat
immer die
Oxidations­
zahl – II.
J
1
N
J
Magnesium
reduziert
Brom zu
Bromidionen.
6
7
J
N
Die
Reaktion von
Stickstoff mit
Wasserstoff zu
Ammoniak ist eine
Redoxreaktion.
N
Chrom­atome
haben in Cr2O7 2–
die Oxidations­
zahl +VI.
Bei
Redoxreaktionen
werden Protonen
übertragen.
12
J
J
N
N
Reines
J
Brom hat die
Oxidationszahl 0.
13
N
16
10
Reduktions­
mittel werden
oxidiert.
N
J
N
Chlor­atome
werden zu
Chlorid­ionen
oxidiert.
In Kryolith
(Na3AlF6) hat
Aluminium die
Oxidationszahl
+ III.
J
14
N
N
17
Fluor hat die
höchste Elektro­
negativität und
daher immer die
Oxidationszahl + I.
J
N
Stickstoff­
atome haben in
Verbindungen eine
negative
Oxidationszahl.
N
Salze
werden durch
Redox­reaktionen
gebildet.
Zur
Metall­
gewinnung
aus Salzen sind
Reduktionsmittel
erforderlich.
J
J
N
9
J
11
5
N
8
J
Calciumionen
haben eine positive
Oxidationszahl.
4
3
N
Die
Oxidations­zahl
der Anionen im
Natriumsulfid
ist – II.
N
N
2
J
J
Wird Schwefel
verbrannt, hat das
S-Atom im Verbren­
nungsprodukt die
Oxidationszahl + IV.
Silber­­
atome im
elementaren
J
Silber haben
die Oxidations-­
­zahl + I.
J
18
J
Bei
Oxidationen
erhöht sich die
Oxidationszahl.
15
N
N
J
ZIEL
19
Redox-Meister
Bromat- und Eisenionen:
V–II
II
–I
III
BrO3– + 6 Fe2+ + 6 H3O+  Br– + 6 Fe3+ + 9 H2O
Phosphorwasserstoff und Permanganationen:
–IIII
VII
V
II
5 PH3 + 8 MnO4– + 24 H3O+  5 H3PO4 + 8 Mn2+ + 36 H2O
Chromionen und Brommoleküle:
III
0
VI
–I
2 Cr3+ + 3 Br2 + 16 OH–  2 CrO42– + 6 Br– + 8 H2O
Elementares Aluminium und Thiosulfationen:
0
II
III
–II
8 Al + 3 S2O32– + 30 H3O+  8 Al3+ + 6 H2S + 39 H2O
Chlorationen im sauren Bereich:
V
VII
Oxidation: 3 ClO3– + 9 H2O  3 ClO4– + 6 e– + 6 H3O+
V
–I
Reduktion: ClO3– + 6 e– + 6 H3O+  Cl– + 9 H2O
V
VII
–I
Redoxreaktion: 4 ClO3–  3 ClO4– + Cl–
Elemente Chemie Oberstufe Einführungsphase Hessen 5
1 Redoxreaktionen
1.11 Reduktionsmittel in der Technik und im Alltag
Zu den Versuchen
V1 Um den exothermen Charakter der Reaktion zu zeigen, ist es sinnvoll, die Schüler vorherda­
rauf hinzuweisen, dass der Brenner unmittelbar nach dem ersten Aufglühen entfernt wird. Die
Glühfront zieht dann weiter, ohne dass von außen Energie zugeführt wird. Nach der Reaktion
lassen sich rote Kupferkörnchen erkennen. Diese müssen bei der Reaktion entstanden sein.
Reaktionsgleichungen siehe Schülerbuch.
V2 Bei dem Versuch ist darauf zu achten, dass trockene Reagenzgläser und Materialien benutzt
werden! Zur näheren Untersuchung der Reaktionsprodukte muss das Reagenzglas zerschlagen
werden. (Vorsicht! Abdeckung mit einem Lappen, damit keine Glassplitter umherfliegen!) Zur
Betrachtung der Reaktionsprodukte ist eine Lupe empfehlenswert. Man erkennt kleine rote
Kügelchen des entstandenen Kupfers. Reaktionsgleichungen siehe Schülerbuch.
Zu den Aufgaben
A1 Fritz Haber hat für das Militär geforscht und gilt als Mitbegründer der chemischen
Kriegsführung durch Giftgaseinsatz.
A2 Wasserstoff wird z. B. bei der Metallgewinnung als Reduktionsmittel verwendet.
1.12 Exkurs Das Thermitverfahren
Zum Versuch
V1 Dieser Versuch kann in zwei unterschiedlichen Versionen vorgeführt werden.
a) Als Gefäß wird ein kleiner Blumentopf aus Ton verwendet. Das Loch im Boden wird mit einem
Filterpapier oder einem dünnen Metallplättchen verschlossen (B2). Es ist sehr eindrucksvoll zu
sehen, wie das flüssige Metall in einem glühenden Strahl in die darunterstehende, mit Sand
gefüllte Wanne fließt. Häufig lässt sich aber nur ein unansehnlicher Metallkörper gewinnen.
b) Führt man das Experiment in einem Spezialtiegel (Hessischer Tontiegel, B1) aus, kann man
nachdem Abkühlen und dem Zerschlagen des Tontiegels aus der erstarrten Schlacke einen
schöngeformten Eisenkörper („Regulus“) gewinnen, den man noch zusätzlich mit einer Feile oder
Drahtbürste bearbeiten kann.
Hinweis: Ein fertiges Experimentset kann von Aug. Hedinger, Heiligenwiesen 26, 70327 Stuttgart,
bezogen werden.
1.14 Oxidationsmittel in der Technik und im Alltag
Zum Versuch
V4 In Kolben 1 kommt es zur Entwicklung nitroser Gase, die in Gefäß 2 eingeleitet werden. Durch
den Überdruck gelangt Flüssigkeit von Kolben 2 in Kolben 3, dessen Inhalt sich rotviolett färbt. Da
in Kolben 1 ein Unterdruck entstanden ist, wird nach einiger Zeit die Flüssigkeit aus Kolben 2 in
Kolben 1 gesaugt. Die Lösung in Kolben 1 nimmt dann, wegen der Bildung einer Kupfernitrat­
lösung, eine grün-blaue Farbe an.
Zu den Aufgaben
A1 Stoffportionen gleicher Massen an Reinigungsmitteln werden aufgelöst und das entwei­
chende Gas wird aufgefangen. Dabei wird das Gasvolumen bestimmt.
–II I
0
0
I –II
A2 N2H2 + O2  N2 + 2 H2O
A3 PbS + 4 O3  PbSO4 + 4 O2
6 Elemente Chemie Oberstufe Einführungsphase Hessen
1 R e d ox re a kt i on e n
1.15 Geschichte der Metallgewinnung
Geschichte der Metallgewinnung
Archäologische Befunde lassen es sinnvoll erscheinen, zwischen die metalllose Steinzeit und die
Bronzezeit eine „Kupfersteinzeit“ (Chalkolithikum) einzuschieben. Damit wird der Tatsache
Rechnung getragen, dass schon Jahrtausende vor dem Beginn der Bronzezeit Kupfer verarbeitet
wurde. Zeugnisse über den ältesten Kupferbergbau Europas stammen aus der Gegend von
Belgrad. Die Kupfermine in Rudna Glavo wurde bereits im 5. vorchristlichen Jahrtausend betrieben. Das Erz, aus dem das Kupfer gewonnen wurde, war Malachit, ein Verwitterungsprodukt des
Kupferkieses (CuFeS2). Aus ihm konnte sehr reines Kupfer gewonnen werden, wie die Klinge des
Gletschermannes aus den Ötztaler Alpen zeigt. Die chalkolithischen Kulturen endeten in Europa
etwa um das Jahr 2 500 v. Chr. Erst viel später, nachdem wahrscheinlich die zugänglichen Malachitvorkommen erschöpft waren, gelang es, Kupferkies zur Gewinnung von Kupfer heranzuziehen.
Die Hauptschwierigkeit, die überwunden werden musste, bestand darin, während des Herstellungsprozesses die Verbindungen der beiden verschiedenen Metalle voneinander zu trennen.
Auf welche Weise zum ersten Mal Kupfer aus Malachit hergestellt wurde, ist nicht eindeutig
bekannt. Wahrscheinlich ist die „Lagerfeuertheorie“, nach der zufällig ein Brocken Malachit in
einem Feuer reduziert wurde, nicht zu halten. Entsprechende Experimente führten nicht zum Ziel.
Offensichtlich ist ein vom Wind angefachtes Lagerfeuer nicht genügend reduzierend. Nach einer
anderen Theorie könnte sich die erste Kupfergewinnung zufällig in einem heißen Keramikofen
ereignet haben, in den ein mit Holzkohle und Malachit gefüllter Lehmbecher gestellt wurde.
Literatur zur Geschichte der Entdeckung und Verwendung der Metalle
Steuer, H.: Alter Bergbau in Deutschland, Konrad-Theiss-Verlag, Stuttgart 1993
Knauth, P.: Die Entdeckung des Metalls, Time Life International B. V., Amsterdam 1976
Moesta, H.: Erze und Metalle – ihre Kulturgeschichte im Experiment, Springer, Berlin 1982
Förster, 0.: Das Gold der Kelten, Deutsche Verlagsanstalt, Stuttgart 1997
1.16 Ötzi und sein Kupferbeil
Zum Versuch
V1 a) Statt Malachit kann auch Kupfercarbonat verwendet werden. Erhitzt man Malachit, so
entstehen Kupfer(II)-oxid und Kohlenstoffdioxid. Das ist der Grund, warum die grüne Farbe
verschwindet. Fügt man nun Holzkohlepulver dazu, so reagiert dieses mit dem Kupfer(II)-oxid zu
elementarem Kupfer und Kohlenstoffdioxid. An der Reagenzglaswand scheiden sich rote
Kupferkügelchen ab.
b) Schüttet man nach Beendigung der Reaktion den Reagenzglasinhalt in ein mit Wasser
gefülltes Becherglas, so erkennt man, dass die Kupferkügelchen zu Boden sinken. Durch diesen
Versuch lässt sich das entstandene Kupfer besser erkennen.
1.18 Galvanische Elemente
Zu den Versuchen
V1 Mithilfe dieses Versuchs lässt sich eine kleine Redoxreihe analog zu B1, S. 42 erstellen. So
überziehen sich Kupfer-, Zink- und Eisenblech mit einem Silberüberzug beim Eintauchen in
Sil­bernitratlösung. Beim Eintauchen in Kupfersulfatlösung überziehen sich das Eisen- und
Zinkblech mit Kupfer. Beim Eintauchen in Eisensulfatlösung überzieht sich das Zinkblech mit
Eisen, was leider aufgrund der ähnlichen Färbung schwer zu beobachten ist. Bei diesen Kombinationen kommt es zu Redoxreaktionen. Die jeweiligen Bleche sind unedler als die entstehenden
Elemente Chemie Oberstufe Einführungsphase Hessen 7
1 Redoxreaktionen
Metallschichten. Sie geben die Elektronen ab, welche von den jeweiligen Metallionen, deren
Fähigkeit zur Aufnahme von Elektronen größer ist, aufgenommen werden. Bei den anderen
Kombinationen finden keine Redoxreaktionen statt, da die Fähigkeit zur Elektronenabgabe der
Metalle, gegen-über der Fähigkeit zur Elektronenaufnahme der Metallionen zu gering ist. Diese
Metallbleche sind daher edler.
Redoxgleichungen zum Versuch
Oxidation:
Reduktion:
Redoxreaktion:
Zn
Fe2+ + 2 e–
Zn + Fe2+
 Zn2+ + 2 e–
 Fe
 Zn2+ + Fe
Oxidation:
Reduktion:
Redoxreaktion:
Zn
Cu + 2 e–
Zn + Cu2+
 Zn2+ + 2 e–
 Cu
 Zn2+ + Cu
Oxidation:
Reduktion:
Redoxreaktion:
Zn
Ag + e–
Zn + 2 Ag+
 Zn2+ + 2 e–
 Ag
 Zn2+ + 2 Ag
Oxidation: Reduktion:
Redoxreaktion:
Fe
Cu + 2 e–
Fe + Cu2+
 Fe2+ + 2 e–
 Cu
 Fe2+ + Cu
Oxidation:
Reduktion:
Redoxreaktion:
Fe
Ag+ + e–
Fe + 2 Ag+
 Fe2+ + 2 e–
 Ag
 Fe2+ + 2 Ag
! · 2
Oxidation:
Reduktion:
Redoxreaktion:
Cu
Ag + e–
Cu + 2 Ag+
 Cu2+ + 2 e–
 Ag
 Cu2+ + 2 Ag
! · 2
2+
+
2+
+
! · 2
Bei allen anderen Kombinationen (z. B. Silber mit Zinksulfat) erfolgt keine Reaktion.
V2 Bei dieser Versuchsanordnung handelt es sich um ein Daniell-Element. Die am Spannungsmessgerät gemessene Leerlaufspannung beträgt 1,1 V. Sie ist unabhängig von der Eintauchtiefe
der beiden Elektroden.
1.19 Exkurs Verschiedene Batterien und Akkumulatoren
Zu den Aufgaben
A1 Am Pluspol eines galvanischen Elements findet die Reduktion statt, Silberionen werden zu
Silber reduziert. Am Minuspol findet dagegen die Oxidation statt. Die Bleielektrode ist der
Minuspol, denn dort gehen Bleiionen in Lösung.
8 Elemente Chemie Oberstufe Einführungsphase Hessen
1 R e d ox re a kt i on e n
A2 II –II
0
a) Pluspol: HgO + H2O + 2 e–  Hg + 2 OH–
0
–II
Minuspol:
Zn  Zn2+ + 2e–
b) Alkali-Knopfzellen oder Zink-Luft-Knopfzellen
1.20 Die Brennstoffzelle
Zu den Aufgaben
–II I
0
0
A1 N2H4  N2 + 2 H2
22,4 l
A2 Vm = ​ _Vn ​ = ​ ___
​ ,
mol  
V = Vm · n
m
M = ​ _
n  ​
m (Wasserstoff)
n (H2) = _______
​  M (H )   
​ 
2
1 200 g
2 g · mol
V (Wasserstoff) =  Vm · n (H2)
 ​
= ​ _____
 
–1  
= 22,4 l · mol–1 · 600 mol
= 600 mol
= 13 400 l
1.21 Elektronenübergänge bei Elektrolysen
Zu den Aufgaben
A1 a) Das Blei scheidet sich an der Kathode (bei Elektrolysen ist das die negativ geladene Elektrode)
ab.
b) An der Anode bildet sich Chlor.
c) Kathode Pb2+ + 2 e–  Pb
Anode 2 Cl–  Cl2 + 2 · 1 e–
Gesamt (redox)reaktion: Pb2+ + 2 Cl–  Pb + Cl2
A2 Dosengetränke (z. B. Softdrinks, Bier), Schokolade, Joghurt, Frischkäse, Quark, Fertiggerichte.
A3 a) Ein Stab- bzw. Balkendiagramm könnte so aussehen:
900
800
Aluminiumproduktion in 1000 t
Elektrolyse
Recycling
700
600
500
400
300
200
100
0
2002
2003
2004
2005
2006
Elemente Chemie Oberstufe Einführungsphase Hessen 9
1 Redoxreaktionen
b) Die Berechnung lässt sich in einer Tabelle übersichtlich darstellen:
2002
652800
666100
1318900
50,5
Aluminium durch Elektrolyse in t
Aluminium durch Recycling in t
Gesamtproduktion (Summe)
Anteil des Recyclings in %
2003
660800
680400
1341200
50,7
2004
667900
703800
1371700
51,3
2005
647900
718300
1366200
52,6
2006
515500
795700
1311200
60,7
In den letzten Jahren wurde mehr als die Hälfte des jährlich produzierten Aluminiums durch
Recycling gewonnen. Der Anteil an durch Recycling gewonnenem Aluminium ist von 2002 bis
2006 stetig gestiegen, mit einem sprunghaften Anstieg im Jahr 2006. Aktuelle Daten zur Aluminiumproduktion sowie zum Recycling von Aluminium findet man im Internet z. B. unter http://www.aluminium-recycling.com (Stand: 01.08.2011)
A4 a) Es entstehen Zink und Iod.
b) Anode 2 Ø–
 Ø2 + 2 · 1 e–
Kathode Zn2+ + 2 e–
 Zn
Gesamtgleichung:
Elektronendonator: Iodidionen Ø–
Elektronenakzeptor: Zinkionen Zn2+
Reduktion: +2 e–
2 Ø–
+
Zn2+
�
Ø2 + Zn
�
4 Al + 3 O2
Oxidation: –2·1 e–
A5 a)
Reduktion
4 Al 3+
+
6 O 2–
Oxidation
Hinweis: Es sollte darauf geachtet werden, dass auch in diesem Fall die Ionen in der Schmelze
getrennt vorliegen, demnach auch durch ein „+“-Zeichen getrennt geschrieben werden.
b) Aluminium scheidet sich am Minuspol, der Kathode ab.
c) Die Halbzellengleichungen lauten:
Anode 6 O2–  3 O2 + 12 e–
Kathode 4 Al2+ + 12 e–  4 Al
1.24 Korrosion und Galvanisieren
Zu den Aufgaben
A1 Minuspol (Schlüssel): Zn2+ + 2 e–  Zn
Pluspol (Zinkblech):
Zn  Zn2+ + 2 e–
10 Elemente Chemie Oberstufe Einführungsphase Hessen
1 R e d ox re a kt i on e n
Kathode
Anode
Zinksalzlösung
Zn
Zn2+
Zn
A2 Bei einer Elektrolyse muss im Gegensatz zu einem galvanischen Element eine Spannung
angelegt werden.
Elektrolyse
Galvanisches Element
Elektrische Energie 
chemische Energie
Chemische Energie 
elektrische Energie
freiwillig
oder
erzwungen?
erzwungen
freiwillig
Anode
Pluspol
Minuspol
Kathode
Minuspol
Pluspol
Energie­
umwandlung
A3 Durch eine Beschädigung der Oberfläche gelangt Wasser in die Zinkoxidschicht. Dadurch werden Zinkionen gelöst. Das darunterliegende Eisen wird oxidiert.
1.25 Praktikum Redoxreaktionen sind praktisch (II)
Zu den Versuchen
V1 Galvanisieren von Eisen
Zusatzinformation
In der Technik wird zum Verkupfern, Vernickeln, Versilbern oder Vergolden häufig das Elektrolyse­
verfahren angewandt.
Dazu wird der Gegenstand aus unedlem Metall, der überzogen werden soll, als Kathode (Minus­
pol) geschaltet [B1]. Die Lösung enthält die Ionen des Metalls, aus dem der Überzug bestehen
soll. Diese positiv geladenen Ionen werden von der Kathode angezogen und dort durch Aufnah­
me von Elektronen zu Metallatomen reduziert. Das Metall scheidet sich ab. Der entstehende
Überzug ist oft nur wenige hundertstel Millimeter dick. Um die Konzentration der Metallionen
konstant zu halten, kann man eine Anode aus dem Überzugsmetall verwenden. An dieser
entstehen dann genauso viele Ionen, die in Lösung gehen, wie an der Kathode Atome des Metalls
Elemente Chemie Oberstufe Einführungsphase Hessen 11
1 Redoxreaktionen
abgeschieden werden. Lösungen zum Verkupfern, Vernickeln oder Versilbern kann man auf diese
Weise immer wieder verwenden.
Im Versuch findet an der Kathode die Reduktion der Kupferionen und an der Anode die Oxidation
der Kupferatome statt.
V2 Strom aus der Getränkedose
Beim Strom aus der Getränkedose wird Aluminium oxidiert. Im Gegenzug dazu wird Wasser
reduziert. Es entsteht Wasserstoffgas, welches durch Gasentwicklung beobachtet und nachgewiesen werden kann. Die entstandenen OH-Ionen können mithilfe von pH-Messungen beobachtet
werden. Dieser Versuch ist nicht einfach auszuwerten, da SchülerInnen in der Regel zunächst
davon ausgehen, dass die Natriumkationen reduziert werden.
Oxidation
2 Al Reduktion
6 H2O + 6 e–
Gesamtreaktion 2 Al + 6 H2O
 2 Al3+ + 6 e–
 3 H2 + 6 OH–
 2 Al3+ + 6 OH– + 3 H2
Anmerkung: Mit der im Versuch beschriebenen Vorgehensweise, sollte der Elektromotor in Gang
kommen. Manchmal haben die vorhandenen Elektromotoren aber einen zu großen Widerstand,
sodass man dann auf ein Gerät mit einem kleineren Widerstand zurückgreifen muss.
V3 Zink-Luft-Batterie
0
Pluspol:
gesamt:
II
Zn  Zn2+ + 2 e–
Minuspol:
0
–II
O2 + 2 H2O + 4 e–  4 OH–
2 Zn + O2 + 2 H2O  4 OH– + 2 Zn2+
V5 Unsichtbare Tinte
Bei der unsichtbaren Tinte werden Iodidionen zu Iod oxidiert und das Bleichmittel bzw. H2O2
reduziert. Die Schrift lässt sich durch Braunfärbung erkennen.
Oxidation
2 Ø– Reduktion
H2O2 + 2 H+ + 2 e–
Gesamtreaktion 2 Ø– + H2O2 + 2 H+
 Ø2 + 2 e–
 2 H2O
 Ø2 + 2 H2O
Die Auswertung der beiden Versuche V1 und V2 anhand von Redoxgleichungen ist nicht einfach,
daher bietet sich hierbei z. B. eine Rechercheaufgabe zur Ermittlung der Gleichungen an.
1.26 Durchblick Zusammenfassung und Übung
Zu den Aufgaben
A1 III–II
I IV–II III VI–II
II –II I –I –IIII –I
Fe2O3, Na2SO3, Al2(SO4)3, HgS, H2O2, NH4Cl.
A2 a) Abscheidung eines Silberspiegels auf dem Kupferblech.
b) Man kann nichts Besonderes beobachten.
VI
III
A3 Cr2O72– + 6 e– + 14 H3O+  2 Cr3+ + 21 H2O
12 Elemente Chemie Oberstufe Einführungsphase Hessen
1 R e d ox re a kt i on e n
0
A4 a) Oxidation:
I
I
2 Na  2 Na+ + 2 e–
0
Reduktion:
2 H2O + 2 e–  H2 + 2 OH–
Redoxreaktion: 2 Na + 2 H2O  2 Na+ + H2 + 2 OH–
Ja, es handelt sich um eine Redoxreaktion.
b) 2 NaCl + H2SO4  HCl + 2 Na2SO4
Nein, es handelt sich um eine Säure-Base-Reaktion.
0
c) Oxidation:
I
II
Mg  Mg2+ + 2 e–
0
Reduktion:
2 H3O+ + 2 e–  H2 + H2O
Redoxreaktion: Mg + 2 H3O+  Mg2+ + H2 + 2 H2O
Ja, es handelt sich um eine Redoxreaktion.
d) H3O+ + NO3– + Na+ + OH–  2 H2O + NO3– + Na+
Nein, es handelt sich um eine Säure-Base-Reaktion.
A5 Batterien sind galvanische Elemente, d. h., sie können nicht wieder aufgeladen werden, im
Gegensatz zu Akkumulatoren.
A6 Kathode (Minuspol):Na+ + e–  Na
Anode (Pluspol):
2 Cl–  Cl2 + 2 e–
Elemente Chemie Oberstufe Einführungsphase Hessen 13