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Abschnitt  Inhalt  

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4.1  4.1 Bestimmung der Reaktionsenthalpie in Joghurtbechern  

4.1.1  Benötigte Geräte  

4.1.2  Benötigte Chemikalien  

4.1.3  Durchführung  

4.1.4  Messergebnisse  

4.1.5  Theorie  

4.1.6  Auswertung  

4.1.7  Fehlerbetrachtung  

4.1.8  Ergebnis  

4.2  Bestimmung der freien Reaktionsenthalpie in galvanischen Zellen  

4.2.1  Geräte  

4.2.2  Chemikalien  

4.2.3  Durchführung  

4.2.4  Messwerte  

4.2.5  Theorie  

4.2.6  Auswertung  

4.2.7  Fehlerbetrachtung  

4.2.8  Ergebnis  

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Systematisierung von Metallen und Einführung thermodynamischer Größen Seite 1

Ausbildungsbegleitende Leistungskontrolle zum Thema:

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1. Einleitung

Die Systematisierung von Stoffen ist eine der wichtigen Aufgaben des Chemieunterrichts in der Sekundarstufe I. Dabei werden Stoffe zum Einen Aufgrund ihrer phänomenologischen Eigenschaften systematisiert zum Anderen erfolgt die Systematisierung auf der Grundlage des Atommodells und damit des Atombaus. Eine weitere Art der Systematisierung ist die Erarbeitung von Ordnungskriterien der Reaktivität.[1] Zu diesem Themenbereich wird folgender Versuch vorgeschlagen: Man bläst Pulver gleicher Korngröße der Metalle Eisen, Kupfer und Magnesium mit Sauerstoff in die nichtleuchtende Brennerflamme. Das Reaktionsvermögen wird verglichen. Das Ergebnis ist, dass sich deutliche Unterschiede in der Heftigkeit der Reaktion zeigen. Aufgrund dieser Heftigkeit kann das Bindungsbestreben der Metalle zu Sauerstoff geordnet werden. Metalle, die ein großes Bestreben haben mit Sauerstoff zu reagieren, werden unedle Metalle genannt, Metalle die ein geringes Bestreben haben mit Sauerstoff zu reagieren, werden edle Metalle genannt.[2]

Dieses qualitative Ordnungsprinzip soll bereits im ersten Jahr des Chemieunterrichts eingeführt werden.

In der gymnasialen Oberstufe wird dieses Ordnungsprinzip wieder aufgegriffen und quantifiziert. Es äußert sich in der elektrochemischen Spannungsreihe der Elemente oder in den Bildungsenthalpien .

Im Folgenden werden zwei Versuche über die Einführung der elektrochemischen Spannungsreihe, sowie die Einführung der thermodynamischen Größen Reaktionsenthalpieenthalpie, Entropie und freie Reaktionsenthalpie vorgestellt.

2. Historie der Spannungsreihe

Der Mensch baute bis vor etwa 8000 Jahre seine ersten Werkzeuge aus Stein. Dann entdeckten unsere Vorfahren das Metall Gold, dass elementar in der Umwelt vorliegt und nur

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aus dem Gestein herausgeschmolzen werden musste. Das zweite Metall, dass sich der Mensch vor etwa 5000 Jahren zu nutzen machte war Kupfer. Dieses lag im Gegensatz zu Gold, so wie die meisten Metalle, in Erzen vor. Diese wurden geröstet und damit in die Metalloxide überführt. Durch Erhitzen der Metalloxide mit Kohle wurden sie zu Metallen reduziert. Damit wurde im Prinzip die Affinität des Sauerstoff zwischen Kupfer oder anderen Metallen der Antike und Kohlenstoff festgestellt, was den Menschen damals natürlich nicht bewusst war.

Die tatsächliche Ordnung der Metalle begann 1786. Der Mediziner *DOYDQL machte bei einem

nervenphysiologischen Experiment an Froschschenkeln die Beobachtung, dass Nerven des Frosches erregt werden, wenn er mit einem Eisendraht einen Messingring berührte mit dem

der Frosch fixiert war. Erklären konnte *DOYDQL diese Erscheinung nicht. Einige Jahre später beschäftigte 9ROWD sich mit den Beobachtungen *DOYDQLV und machte Versuche mit

verschiedenen Metallen. Nach zwei Jahren Arbeit präsentierte er die erste Ordnung von Metallen aufgrund ihrer Edelheit. Er ordnete die Metalle in einer Reihe an, wobei zwei Metalle umso stärkere Elektrizität hervorriefen, je weiter sie auseinander stehen. Seine Anordnung war: Zink Blei Zinn Eisen Kupfer Silber Gold [3]

3. Die Unterrichtseinheit

Es werden zwei Experimente vorgestellt, durch die, die Schüler der Sekundarstufe II die quantitative Anordnung einiger Metalle selbst erarbeiten. Dazu werden die thermodynamischen Größen Reaktionsenthalpie (H), Entropie (S) und freie Reaktionsenthalpie (G) eingeführt. Ziel soll es sein zum einen die Metalle Zink Eisen und Kupfer ihrem edlen Charakter nach anzuordnen, diese zu quantifizieren und den Unterschied zwischen Enthalpie und freier Reaktionsenthalpie aufgrund des Unterschieds der Entropie zu erkennen. Es ist bei diesen Versuchen nicht möglich die normierte Spannungsreihe zu erarbeiten, weil sich die gemessenen Spannungen nur zu den Metallen im Verhältnis und nicht zur Normalwasserstoffelektrode bestimmen lassen. Zunächst werden vier Experimente in Joghurtbechern durchgeführt, bei der die Reaktionsenthalpien zwischen einem Metall und einer Salzlösung eines anderen Metalls der drei o.g. ermittelt werden. Nachdem die Schüler ermittelt haben welche Reaktionsenthalpie bei den einzelnen Reaktionen frei wird, werden sie aufgefordert, aufgrund der Daten die drei

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Metalle zu ordnen. Im zweiten Teil werden die freien Reaktionsenthalpien ermittelt, indem die Spannungen elektrochemisch zwischen zwei Metallen in ihrer Salzlösung ermittelt werden. Aus den gemessenen Spannungen werden die freien Reaktionsenthalpien errechnet und mit der Enthalpie verglichen. Es wird die Entropie als weitere thermodynamische Größe eingeführt, die den Unterschied verursacht. Lernziele dieser Versuche sollen sein:

- Enthalpie

- freie Enthalpie

- Entropie

- Zusammenhang dieser drei Größen (Gibbs- Helmholtz Gleichung)

- Zusammenhang von der freien Enthalpie und der Spannung

- edler bzw. unedler Charakter von Metallen

4. Die Versuche

4.2 Bestimmung der Reaktionsenthalpie in Joghurtbechern

4.1.1 Benötigte Geräte: Joghurtbecher (500g) mit Deckel, Thermometer, Messzylinder oder Messkolben, Stoppuhr, Waage, Wägeschälchen

4.1.2 Benötigte Chemikalien: Natriumnitrat, Kupfersulfatlösung (0,1 M), Zinksulfatlösung (0,1 M), Eisensulfatlösung (0,1 M; frisch), Kupferstaub, Zinkstaub, Eisenstaub, Wasser (dest.)

4.1.3 Durchführung:

1. Bestimmung des Wasserwertes des Joghurtbechers: Man füllt in den Joghurtbecher eine genau bestimmte Menge Wasser, die abgewogen wird (um 100 ml) und bestimmt den konstanten Temperaturanstieg. Die Temperatur sollte etwa 1°C bis 2°C unter der Raumtemperatur liegen. In einem Wägeschälchen wird um die 2g Natriumnitrat genau abgewogen. Das Natriumnitrat wird in den Joghurtbecher geschüttet und das Wägeschälchen mit den Salzresten zurückgewogen. Die Temperaturerniedrigung wird im geschlossenen Joghurtbecher so genau wie möglich bestimmt.

2. In den Joghurtbecher werden 100 mL Kupfersulfatlösung (0,1 M) gegeben. Es wird die Anfangstemperatur bestimmt. Wenn diese konstant ist oder konstant ansteigt bzw.

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abfällt werden 2g Eisenpulver hinzugegeben und gerührt. Nach jeder halben Minute wird die Temperatur abgelesen und notiert. Die Messungen können beendet werden, wenn ein konstanter Abfall der Temperatur über einen Zeitraum von mindestens fünf Minuten zu beobachten ist.

3. Die beschriebene Messung unter 2. wird in folgenden Varianten durchgeführt:

- Kupfersulfatlösung (0,1 M) mit Eisenpulver (s.o.)

- Kupfersulfatlösung (0,1 M) mit Zinkstaub

- Zinksulfatlösung (0,1 M) mit Kupferstaub

- Zinksulfatlösung (0,1 M) mit Eisenpulver

- Eisensulfatlösung (0,1 M, frisch) mit Kupferstaub

- Eisensulfatlösung (0,1 M, frisch) mit Zinkstaub

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4.1.4 Messergebnisse:

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Die Raumtemperatur lag bei den drei Messreihen bei 22,7 °C

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Zinksulfatlösung und Kupferstaub: Konstante 23,2 °C

Zinksulfatlösung und Eisenpulver: Konstante 23,2 °C

Eisensulfatlösung und Kupferstaub: Konstante 23,2 °C

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4.1.5 Theorie:

Systeme/Kalorimeter:

Der in diesem Versuch verwendete Joghurtbecher ist prinzipiell ein Kalorimeter. Ein Kalorimeter kann ein isoliertes System, dass mit seiner Umgebung weder Materie noch Energie austauscht (z.B. kalorische Bombe), ein geschlossenes System, dass zwar Energie aber keine Materie austauscht oder ein offenes System, dass Energie und Materie mit seiner Umgebung austauscht. Der hier verwendete Joghurtbecher ist ein offenes System, denn es gibt durch seine Begrenzungen Energie an die Umgebung ab und Materie könnte beispielsweise als Gas entweichen. Da bei den Versuchen eigentlich keine Materie entweicht könnte man unter diesen Bedingungen von einem geschlossenen System sprechen. Reaktionen die in einem Kalorimeter durchgeführt werden, lassen sich thermodynamisch verwerten. Es ist möglich den Temperaturverlauf einer Reaktion zu beobachten, wodurch man bei sorgfältiger Arbeit im Anschluss die Wärmemenge, die Umgesetzt wurde, berechnen

kann. Aus dieser Wärmemenge lässt sich rechnerisch die Reaktionsenthalpie +EHVWLPPHQ