Chemie im zweiten und dritten Jahr

(Startseite)

Der vorgestellte Katalog ist ein Maximalkatalog, aus dem Schwerpunkte gebildet werden müssen.

1. Eventuell Wiederholung wichtiger Inhalte aus dem ersten Jahr:

• Kennzeichen chemischer Reaktionen an geeigneten Beispielen
• Begriffe: Reinstoff, Gemisch, Element, Verbindung, Oxidation, Reduktion, Redoxreaktion, Reaktionsschema, reversibel, irreversibel, exotherm, endotherm
• Gesetz von der Erhaltung der Masse

Überprüfung

2. Gesetz der konstanten Proportionen und chemische Formel:

• Bildung von Kupfersulfid:
  Etwa 1 g Schwefelpulver wird unten in ein Reagenzglas gegeben. Ein Stück Kupferblech wird genau abgewogen (zwischen 0,5 und 1 g) und in die Mitte des waagerecht eingespannten Reagenzglases gelegt. Das Reagenzglas wird mit einem Bausch Glaswolle verschlossen. Erst wird die Mitte des Reagenzglases erwärmt und dann der untere Teil mit dem Schwefelpulver, bis das Kupferblech mit dem Schwefel reagiert. Nach dem Abkühlen wird das gebildete Kupfersulfid mit einer Pinzette aus dem Reagenzglas genommen und gewogen. Dieser Versuch wird in einer Gruppenarbeit mehrfach wiederholt. Berechnet wird das Verhältnis von Kupfer und Schwefel im Kupfersulfid (etwa 4:1).
• Zersetzung von Quecksilberoxid:
  In ein schwer schmelzbares Reagenzglas wird genau abgewogenes rotes Quecksilberoxid (zwischen 0,5 und 1,5  g) gegeben. An das Reagenzglas, in dem sich oben ein Bausch Glaswolle befindet, wird ein Kolbenprober (100 mL) angeschlossen. Das Quecksilberoxid wird bis zur vollständigen Zersetzung erhitzt (keine Volumenzunahme im Kolbenprober). Aus dem gebildeten Volumen Sauerstoff (z.B. 80 mL bei 1,5 g HgO) wird über die Dichte die Masse berechnet. Daraus wird das Verhältnis von Quecksilber und Sauerstoff im Quecksilberoxid berechnet (etwa 12:1). Das im Reagenzglas gebildete Quecksilber muss sachgerecht entsorgt werden.
• Reduktion von Kupferoxid mit Wasserstoff:
  Ein Porzellanschiffchen wird zunächst leer und dann mit schwarzem Kupferoxid gefüllt genau abgewogen und in die Mitte eines waagerecht eingespannten Reaktionsrohres geschoben. Durch das Reaktionsrohr wird aus einer Druckgasflasche Wasserstoff und weiter durch eine an das Reaktionsrohr angeschlossene mit Wasser gefüllte Gaswaschflasche geleitet. Die Mitte des Reaktionsrohres wird erhitzt, bis eine Reaktion einsetzt. Nach vollständiger Reaktion ist nur noch rotes Kupfer zu beobachten. Nach dem Abkühlen wird das Porzellanschiffchen gewogen. Aus den Ergebnissen wird das Massenverhältnis von Kupfer zu Sauerstoff im Kupferoxid berechnet. Die Sicherheitsmaßnahmen beim Arbeiten mit Wasserstoff sind zu beachten.
• Bildung von Wasser im Eudiometer und Elektrolyse von Wasser:
  Aus dem Volumenverhältnissen bei der Synthese bzw. Elektrolyse (1:2) werden über die Dichten von Wasserstoff und Sauerstoff die Massen und das Massenverhältnis von Wasserstoff und Sauerstoff im Wasser berechnet (1:8).
• Deutung des Gesetzes mit Hilfe der Atomvorstellung im Sinne von Dalton:
  Die Atome der Elemente in Verbindungen stehen immer in einem gleich bleibenden Verhältnis zueinander.
• Atommasseneinheit u
• Atomzahlverhältnisse im Kupfersulfid, Quecksilberoxid, Kupferoxid und Wasser durch Vergleich der Atommassen- und der experimentell gefundenen Massenverhältnissen
• Veranschaulichung mit Gemischen unterschiedlicher Kugeln (Aufgabe)
• Chemische Formel (Angabe der Elemente und des Zahlenverhältnisses der Atome in der Verbindung)  und Reaktionsgleichung (Angabe der Formeln der Ausgangs- und Endstoffe mit Multiplikatoren (Koeffizienten) zum Ausgleich der Summe der Atome auf beiden Seiten des Reaktionspfeils)

3. Gase und Moleküle:

• Beziehungen zwischen Temperatur, Druck und Volumen von Gasen (V bzw. p proportional T, p*V = konst.):
  Ein Kolben mit Luft (500 mL) wird über einen passenden Stopfen mit einem Kolbenprober (100 mL) verbunden. In den Kolben wird außerdem durch den Stopfen ein Thermometer eingeführt. Der Kolben taucht vollständig in ein Wasserbad, das langsam erwärmt wird. Die Volumenzunahme wird in Anhängigkeit von der Temperatur der Luft  im Kolben bestimmt und grafisch aufgetragen.
• Volumengesetz von Humboldt bzw. Gay-Lussac:
  Volumina von Gasen stehen bei chemischen Reaktionen im Verhältnis kleiner ganzer Zahlen.
  Satz von Avogadro:
  Gleiche Volumina unterschiedlicher Gase enthalten unter gleichen Bedingungen (Druck, Temperatur) gleich viele Teilchen.
• Beziehung zwischen der Dichte und der Teilchenmasse von Gasen (Arbeitsblatt) und daraus abgeleitet der Molekülbegriff
• Volumenverhältnisse bei der Synthese von Wasser im Eudiometer und daraus abgeleitet der Molekülbegriff unter Anwendung des Satzes von Avogadro

4. Größen, Einheiten und stöchiometrisches Rechnen:

• Stoffmenge, Molare Masse (Bestimmung der Molaren Masse eines Gases), Molares Volumen, Avogadrokonstante
  Die Bestimmung der Avogadrokonstanten sollte man in der Sekundarstufe II durchführen.
• Reaktionsgleichungen und Stöchiometrie (Beispiel)

Überprüfung

5. Salzsäure und Chlorwasserstoff:

• Salzsäure-Springbrunnen und Eigenschaften des Salzsäuregases bzw. der Salzsäure
• Nachweis von Wasserstoff und Chlor in Salzsäure (Reaktionen mit Metallen und Kaliumpermanganat)
• Synthese von Salzsäuregas durch Verbrennen von Wasserstoff in Chlor:
  Eine Wasserstoffflamme wird in einen Standzylinder mit Chlor eingeführt, bis die Farbe des Chlors nahezu verschwunden ist. Danach schüttelt man den Inhalt des Standzylinders mit etwas Wasser und gibt einige Tropfen Universalindikator zu der Lösung.
• Volumenverhältnisse bei der Chlorwasserstoffsynthese (1:1), Herleitung der Formel HCl über den Satz von Avogadro
• Reaktionen von Salzsäure mit Metalloxiden

6. Halogene:

• Reaktionen von Chlor mit Metallen (Eisenwolle, Kupfer, Natrium), Chloride
• vergleichende Eigenschaften von Chlor, Brom und Iod
• Reaktionen von Metallen mit Brom (Bromwasser) und Iod (Iod mit Magnesiumpulver)
• Nachweis der Halogenide in Lösungen mit Silbernitratlösung
• Nachweis von Chlor im PVC (Thermolyse, Nachweis von Chlorwasserstoff):
  In einem Reagenzglas wird eine kleine Menge PVC (Pulver oder kleine Stücke) erhitzt. Die dabei entstehenden Gase werden in ein zweites Reagenzglas über Wasser geleitet. Danach wird der pH-Wert des Wassers ermittelt. Außerdem werden zu dem Wasser einige Tropfen Silbernitratlösung gegeben.
• Funktion der Halogenlampe:
  Aus dem Draht verdampft beim Betrieb etwas Wolfram, dieses reagiert mit dem Iod im Glaskolben zu Wolframiodid, das am heißen Draht wieder zu Wolfram und Iod reagiert (Kreislauf).
• Informationen über Fluor und Fluoriden

7. Alkali- und Erdalkalimetalle:

• Reaktion von Natrium  mit Wasser, Nachweis des entstandenen Wasserstoffs
• Reaktion von Natriumhydroxid mit Zinkpulver, Nachweis des entstandenen Wasserstoffs, Herleiten der Formel NaOH
• Natronlauge, Indikatoren und pH-Wert, Neutralisation von Natronlauge mit Salzsäure
• Verwendung von Natriumhydroxid (z.B. im Abflussfrei)
• Alkalimetalle (Lithium, Natrium, Kalium) im Vergleich (Härte, Leitfähigkeit, Reaktionen mit Wasser, Flammenfärbung)
• Calcium als Beispiel für ein Erdalkalimetall (Arbeitsblatt)
• Magnesium als Erdalkalimetall
• Wertigkeit am Beispiel der Alkalimetalle und der Erdalkalimetalle

Überprüfung

8. Periodensystem:

• Edelgase: Eigenschaften, Vorkommen in der Luft, Gewinnung, Verwendung
• Ordnung der Elemente mit steigender Atommasse, Ableitung von Perioden, gekürztes Periodensystem:
  Eine alphabetische Tabelle der ersten 20 Elemente soll nach steigender Atommasse geordnet werden. Elemente gleicher Elementenfamilien werden farbig gekennzeichnet. Die Periodizität von 8 Elementen wird erkannt.
• Regeln und Ordnungsprinzipien im Periodensystem; Präsentation des vollständigen Periodensystems; Informationen, die man aus dem Periodensystem gewinnen kann

9. Untersuchung von Salzen und Ionen:

• Verhalten von Salzen (Natrium-, Kaliumchlorid) beim Erhitzen (Vergleich mit Zucker, Stearinsäure, Harnstoff)
• Salze zerfallen beim Lösen in mehrere Teilchen (Erstarrungstemperaturerniedrigung).
• Leitfähigkeit von festen Salzen, Salzlösungen und Salzschmelzen (z.B. Bleichlorid)
• physikalische Grundlagen: Ladungsarten, Elementarladung, elektrischer Strom
• Ionenwanderung farbiger Salze auf einem Filtrierpapier:
  In der Mitte eines mit gesättigter Kaliumnitratlösung getränkten Filtrierpapiers (viereckig geschnitten) gibt man untereinander einige Kristalle eines farbigen Salzes (z.B. Kupferchlorid, Kaliumpermanganat). Auf zwei gegenüberliegenden Seiten des Papiers legt man jeweils eine Graphitelektrode, die mit dem Plus- bzw. Minuspol einer Gleichstromquelle verbunden wird. Man reguliert die Spannung zwischen 10 und 25 Volt.
  Beim Kupferchlorid beobachtet man nach einigen Minuten einen blauen Streifen in Richtung der negativen und beim Kaliumpermanganat einen violetten Streifen in Richtung der positiven Graphitelektrode.
• Elektrolyse einer Kupferchloridlösung und einer Bleichloridschmelze mit Deutung der Elektrodenvorgängen mit einfachen Modellvorstellungen (positiv und negativ geladenen Atome im Sinne der Ionenvorstellung von Thomson)
• Ionengitter (Natriumchlorid)

10. Atombau:

• Nachweis radioaktiver Strahlen mit einem Zählrohr
• Rutherfordscher Streuversuch (Modellversuch), Kern-Hülle-Modell
• Bau des Atomkerns: Protonen, Neutronen, Nucleonenzahl, Neutronenzahl, Protonenzahl (Ordnungszahl), Reinelemente, Mischelemente (Isotope), Atommasse als Mittelwert der Isotope unter Berücksichtigung deren Häufigkeit
• Altersbestimmung über Isotope (z.B. Radiocarbonmethode)
• Bau der Atomhülle im Sinne von Bohr, Ionisierungsenergien und Schalenmodell
• Beziehungen des Schalenmodells zum Periodensystem, Außenelektronen, Valenzelektronen
• Atom- und Ionengrößen in den Gruppen und Perioden: Gründe für die Zunahme der Atomdurchmesser in einer Gruppe und für die Abnahme der Atomdurchmesser in einer Periode.

11. Ionenbildung und Ionenbindung, Elektronenübertragungen:

• Ionenbildung am Beispiel der Reaktionen von Natrium mit Chlor, Magnesium mit Sauerstoff (Alternativversuch), Zink mit Brom (anschließende Elektrolyse des gebildeten Zinkbromids) bzw. mit Bromwasser
• Bildung eines Ionengitters (zwei- und dreidimensionale Modell) und Gitterenergie
• Redoxreaktionen als Elektronenübertragungsreaktionen:
  - einfache Elektrolysen (Zink- und Kupferchloridlösung bzw. -bromidlösung)
  - Reaktionen von Eisen (Pulver, Nagel), Zink (Granalien) mit Kupfersulfatlösung, von Kupfer (Pulver, Blech) mit Silbernitratlösung
  - Nichtreaktion von Kupfer in Eisensulfat- und Zinksulfatlösung
  - Redoxreihe der Metalle (Metalle/Metallionen)
  - einfache galvanische Elemente und Batterien (Zn/Cu-Element, einfache Batteriemodelle, vergleiche Elektrochemie S II)

12. Elektronenpaarbindung und polare Elektronenpaarbindung:

• Einfach-, Doppel- und Dreifachbindungen auch am Beispiel organischer Moleküle (Kohlenwasserstoffe: Alkane, Alkene, Alkine)
• räumliche Vorstellungen von Molekülen, Elektronenpaarabstoßungsmodell, Tetraedermodell (Methan-, Ammoniak-, Wassermolekül unter Einbeziehung nichtbindender Elektronenpaare)
• Überprüfung
• Ablenkung eines Wasserstrahls (Vergleich mit Heptan oder Benzin) durch eine elektrische Ladung (geriebener Kunststoff- und Glasstab), Wassermolekül als Dipol
• Ursache für Dipole: Elektronegativitätsdifferenzen und räumlicher Bau (z.B. Wassermolekül Dipol, Methanmolekül kein Dipol)
• Wasserstoffbrückenbindung als zwischenmolekulare Kraft (Wasser, einfache Alkanole, Mischen von Wasser und Alkohol im Unterschied von Wasser und Heptan)
• Kristallwasser (Erhitzen von Kupfersulfat)
• Lösen von Ionenkristallen in Wasser (z.B. Kalium-, Natrium-, Calciumchlorid), Lösungsenthalpie als Summe von Gitterenergie und Hydratationsenergie (Beispiel)

13. Säuren und Laugen:

• Reaktion von Chlorwasserstoff mit Wasser, hydratisierte Wasserstoffionen oder Oxoniumionen als Merkmal einer sauren Lösung: Einleiten von Chlorwasserstoffgas (aus Natriumchlorid und konz. Schwefelsäure) in Wasser, Überprüfung der Leitfähigkeit und Messung des pH-Wertes
• hydratisierte Hydroxidionen als Merkmal einer alkalischen Lösung (Lösen von NaOH in Wasser)
• Säure-Base Begriff im Sinne von Arrhenius oder Brönsted
• saure und alkalische Lösungen, pH-Wert
• Neutralisation von Säuren und Laugen, Anwendung auf die Konzentrationsbestimmung (Beispiel: Konzentrationsbestimmung von Essigsäure im Essig)
• Überprüfung
• Kohlensäure als Beispiel einer zweiprotonigen Säure, Carbonate und Hydrogencarbonate:
  - Reaktionen beim Einleiten von Kohlenstoffdioxid in Calciumhydroxidlösung (Kalkwasser),
    zuerst fällt Calciumcarbonat aus, das sich im weiteren Verlauf zu Calciumhydrogencarbonat löst.
  - Reaktion von Calciumcarbonat mit Salzsäure
  - Bestimmung des Carbonatgehaltes in Böden (vergleiche analytische Methoden  in SII)
  - Reaktion von Natriumhydrogencarbonat mit Citronensäure (Modellversuch zum Brausepulver)
  - Kalkmörtel: Mischung von Calciumoxid, Sand und Wasser in einer geeigneten Form abbinden lassen
• Ammoniak und Salpetersäure (eventuell S II):
  - Ammoniaksynthese: Ein Gemisch von Wasserstoff und Stickstoff (3:1) wird in ein Reaktionsrohr geleitet,
     in dem sich ein geeigneter Katalysator (Cereisen oder gereinigte Stahlwolle) befindet.
     Der Katalysator wird erhitzt. Das Gasgemisch wird weiter in eine Gaswaschflasche mit Wasser geleitet.
     In dem Wasser kann man in geringen Mengen Ammoniak nachweisen (Nesslers Reagenz).
     Außerdem sollte das Wasser schwach alkalisch reagieren.
     Die Sicherheitsbestimmungen beim Umgang mit Wasserstoff müssen beachtet werden.
  - Eigenschaften von Ammoniak und Ammoniaklösung (Ammoniakspringbrunnen)
  - Ammoniakoxidation, Stickstoffoxide und Salpetersäure:
     Eine Apparatur besteht aus einer Gaswaschflasche, in der sich einige mL konz. Ammoniaklösung befinden,
     einem daran angeschlossenen Reaktionsrohr mit einem Platinkatalysator und einem nachgeschalteten
     leeren Rundkolben, der an eine Wasserstrahlpumpe angeschlossen wird. Der Platinkatalysator wird zunächst
     erhitzt und man zieht aus der Ammoniaklösung in der Gaswaschflasche zusammen mit Luft Ammoniakgas
     über diesen. Glüht der Katalysator auf, so kann man den Brenner entfernen. In einer exothermen Reaktion
     entstehen aus dem Ammoniak und dem Luftsauerstoff Stickstoffoxide. Im Rundkolben sollte braunes
     Stickstoffdioxid erkennbar sein. Nach Zugabe von Wasser in den Rundkolben entsteht eine saure Lösung.
     Vorsicht: Verpuffungsgefahr im Reaktionsrohr!
  - Herstellung von Salpetersäure über Luftverbrennung:
     In einem Kolben (vier Öffnungen) befinden sich zwei Eisenelektroden, zwischen denen mit Hilfe einer
     Hochspannungsquelle ein Lichtbogen erzeugt wird. Durch den Kolben und einer nachgeschalteten mit Wasser
     und einem Indikator gefüllten Gaswaschflasche zieht man mit Hilfe einer Wasserstrahlpumpe Luft.
     Im Kolben ist nach wenigen Minuten ein braunes Gas (Stickstoffdioxid)  zu beobachten. Der Indikator
     in der Gaswaschflasche zeigt eine saure Reaktion an.
     Vorsicht beim Umgang mit Hochspannung!
  - Reaktionen der Salpetersäure (verdünnt, halbkonzentriert) mit Metallen (Zink, Kupfer)
  - Nitrate: Stickstoffdünger (z.B. Ammoniumnitrat), Nitrate im Trinkwasser
• Schwefelsäure:
  - Herstellung aus Schwefel über Schwefeldioxid und Schwefeltrioxid:
     Zwei Reaktionsrohre und ein Glaskolben werden in Reihe geschaltet. An den Glaskolben ist eine
     Wasserstrahlpumpe angeschlossen. Im ersten vorne offenen Reaktionsrohr wird in einem Porzellanschiffchen
     Schwefel zu Schwefeldioxid verbrannt. Im zweiten Reaktionsrohr befindet sich ein Platinkatalysator,
     der erhitzt wird und an dem sich Schwefeltrioxid bildet, das im Glaskolben als weißer Rauch sichtbar wird.
     Nach Zugabe von Wasser in den Kolben ist eine saure Lösung nachweisbar.
  - technische Herstellung (Kontaktverfahren)
  - Eigenschaften und Reaktionen der Schwefelsäure (mit Metallen, Sulfate)
  - Nachweis von Sulfaten mit Bariumchloridlösung
  - Rauchgasentschwefelung

14.   Organische Chemie

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Massenverhältnisse

Aufgabe:

Ein Gefäß enthält eine Mischung aus Stahlkugeln und Kunststoffkugeln mit einer Gesamtmasse von 360 g. Trennt man die Stahlkugeln mit einem Magneten ab, so hat die Portion Kunststoffkugeln eine Masse von 240 g. Eine Stahlkugel hat eine Masse von 12 g und eine Kunststoffkugel eine Masse von 8 g.

1. Wie groß ist das Massenverhältnis von Stahl- zu Kunststoffkugeln in der Mischung?

2. Wie groß ist das Zahlenverhältnis von Stahl- zu Kunststoffkugeln?

3. Wie groß ist das Zahlenverhältnis von Kupfer- zu Schwefelatomen in Kupfersulfid, wenn das Massenverhältnis von Kupfer zu Schwefel 4:1 beträgt. Ermittle hierzu die Massen des Kupfer- und Schwefelatoms aus dem Chemiebuch.

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Wertigkeit

In einem Glaskolben werden die Metalle mit verdünnter Salzsäure (c = 0,1 mol/L) zur Reaktion gebracht. Der entstandene Wasserstoff wird aufgefangen (Kolbenprober oder Gasometer).

theoretisches Beispiel:

Aufgaben:

1. Die Reaktionsgleichungen sollen aufgestellt werden.
2. Welches Volumen Wasserstoff würde freigesetzt, wenn jeweils 1 mol der Metalle reagieren würde?
3. Welche Stoffmenge Wasserstoff würde freigesetzt, wenn jeweils 1 mol der Metalle reagieren würde?
4. Welche Stoffmenge Wasserstoffatome würde freigesetzt, wenn jeweils 1 mol der Metalle reagieren würde?

Die Wertigkeit gibt an, wie viele Atome Wasserstoff von einem Atom eines Metalls freigesetzt werden.

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Erstarrungstemperaturerniedrigung

Für folgende Stoffe (jeweils in 1 kg Wasser gelöst) wird die Erstarrungstemperaturerniedrigung bestimmt:
Hierzu wird die Lösung in ein Reagenzglas (ein Drittel gefüllt) gegeben. Das Reagenzglas wird mit einer Kältemischung (Eis/Kochsalz) gekühlt. In die Lösung taucht man ein Thermometer (Genauigkeit 1/100 Grad) und liest die Temperatur des Erstarrungspunktes ab. Zuvor ist der Erstarrungspunkt von reinem Wasser zu bestimmen.

Die angegebenen Temperaturerniedrigungen sind Idealwerte.

Folgerungen:

1. Die Erstarrungstemperaturerniedrigung ist der Stoffmenge des gelösten Stoffes proportional (Beispiel Saccharose).
2. Salze zerfallen beim Lösen in mehrere Teilchen:
   0,1 mol NaCl zerfällt in 0,2 mol Teilchen.
   0,1 mol MgCl₂ zerfällt in 0,3 mol Teilchen.
   0,1 mol AlCl₃ zerfällt in 0,4 mol Teilchen.

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Verbrennen von Magnesium

Magnesiumpulver wird auf einer feuerfesten Unterlage zu einem Kegel etwa 3 bis 4 cm hoch aufgehäuft. In die Spitze des Kegels steckt man ein Stück Magnesiumband, das angezündet wird.

Der Kegel glüht zunächst von oben nach unten durch. Nach einigen Minuten beobachtet man im Inneren noch einmal ein helles Aufglühen. Nach dem Abkühlen schneidet man den Kegel senkrecht in zwei Hälften. Die äußere Schicht ist weiß und das Innere hat eine gelbgrüne Farbe. Gibt man zu der gelbgrünen Masse etwas Wasser, so riecht man Ammoniak, dessen alkalische Reaktion man mit einem Stück pH-Papier nachweisen kann.

Magnesium verbrennt hierbei zu Magnesiumoxid (MgO), im Inneren jedoch unter Sauerstoffmangel und mit der Aktivierungsenergie, die hinreichend bei der Reaktion von Magnesium zu Magnesiumoxid entsteht, zu Magnesiumnitrid (Mg₃N₂). Mit Wasser reagiert Magnesiumnitrid zu Magnesiumhydroxid und Ammoniak.

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Essigsäure im Essig

Versuchsdurchführung:
In ein Becherglas gibt man mit einer Pipette exakt 5 mL eines handelsüblichen Essigs und füllt mit demineralisiertem Wasser auf etwa 100 mL auf. Der Lösung fügt man drei Tropfen Phenolphthaleinlösung hinzu und titriert mit Natronlauge (c=0,1 mol/L), die man zuvor in eine Bürette gegeben hat, bis zur bleibendenden Rosafärbung. Den Verbrauch der Natronlauge liest man an der Bürette ab.

Versuchsauswertung:

x: verbrauchte Natronlauge in mL

Massenanteil = x * 12 / 100    in %     
Der Massenanteil wird mit der Angabe des Herstellers auf der Flasche verglichen.      

Stoffmengenkonzentration =  0,1 mol/L * x / 5 mL    in mol/L

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