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1. Praktikumstag Chemische Reaktionen Exotherme und endotherme Reaktion Der Energieumsatz bei chemischen Reaktionen, die Reaktionsenthalpie ΔH, ergibt sich aus der Differenz der Inhalte an innerer Energie der Reaktionsprodukte und Ausgangsstoffe. Exotherme Reaktionen zeichnen sich dadurch aus, dass sie nach Zufuhr von Aktivierungsenergie ohne weitere Energiezufuhr ablaufen, während endotherme Reaktionen bei einer Unterbrechung der Energiezufuhr sofort zum Stillstand kommen. Versuch 1: Verbrennen von Magnesiumspänen an der Luft Anmerkung: Dieser Versuch ist unbedingt unter dem Abzug durchzuführen! Geräte: Eisenblech, Bunsenbrenner Chemikalien: Magnesiumgries Versuchsdurchführung: Auf einem Eisenblech werden ca. 8 g Magnesiumgries angehäuft und die Spitze des Haufens mit einem Bunsenbrenner bzw. Feuerzeug entzündet, wobei eine sehr helle Flamme entsteht: NICHT IN DIE GRELLE FLAMME SEHEN! Zunächst brennt der Magnesiumgries langsam, die Flamme und die Hitzeentwicklung nehmen aber stetig zu. Danach lässt man das erhaltene Oxidationsprodukt abkühlen. Das entstandene und sehr harte Material besteht aus zwei Verbrennungsprodukten: Weißes, sehr hartes Magnesiumoxid MgO, welches eine gelbliche bis graue, kristalline Masse einschließt: Magnesiumnitrid Mg3N2! Entsorgung: Feststoffabfälle – Blaue Tonne Geben Sie die R- und S-Sätze der im Versuch verwendeten Chemikalien an und machen sich deren Bedeutung im Umgang und Handhabung mit den Chemikalien bewusst! MgO Mg3N2 Beobachtung? Formulieren Sie die chemischen Gleichungen für den Verbrennungsvorgang von Magnesium zu MgO und Mg3N2! Handelt es sich bei den Oxidationsreaktionen von Magnesium an der Luft um einen exothermen oder endothermen Vorgang. Begründen Sie Ihre Aussage! Wie erklären Sie die „Schichtung“ der Verbrennungsprodukte? Außen befindet sich das weiße Magnesiumoxid, innen das gelb-graue Magnesiumnitrid? Versuch 2: Untersuchung von Magnesiumnitrid Anmerkung: Dieser Versuch ist unbedingt unter dem Abzug durchzuführen! Geräte: 100 ml Becherglas, Uhrglas, Universalindikatorpapier, 20 ml Pipette, dest. Wasser Chemikalien: Mg3N2 (aus Versuch 1) Versuchsdurchführung: Eine Probe der gelb-grauen Masse des Oxidationsproduktes von Magnesium, das Magnesiumnitrid, wird in ein 100 ml Becherglas überführt, welches mit einem Uhrglas abgedeckt wird. Auf der zuvor mit Wasser angefeuchteten Unterseite des Uhrglases befindet sich ein Streifen Universalindikatorpapier. Das Uhrglas wird etwas angehoben und mit einer Pipette 20 ml Wasser ins Becherglas gegeben und sogleich das Becherglas mit dem Uhrglas wieder verschlossen. Entsorgung: Laugenabfälle – Kanister Nr. 2 Mg3N2 Geben Sie die R- und S-Sätze der im Versuch verwendeten Chemikalien an und machen sich deren Bedeutung im Umgang und Handhabung mit den Chemikalien bewusst! NH3 Beobachtung? Formulieren Sie die chemische Reaktionsgleichung hierzu! Erklären sie die Blaufärbung des auf der Unterseite des Uhrglases aufgebrachten Indikatorpapierstreifens! Führen Sie vorsichtig eine Geruchsprobe durch. Welches Gas können Sie identifizieren? Versuch 3: Umsetzung von Bariumhydroxid-octahydrat mit Ammoniumthiocyanat Geräte: 2 Wägeschälchen, 1 Reagenzglas, 1 Reagenzglasstopfen Chemikalien: Ba(OH)2 • 8 H2O, NH4SCN Versuchsdurchführung: Wiegen Sie 1 g Bariumhydroxid-octahydrat (Ba(OH)2 • 8 H2O) und 0,48 g Ammoniumthiocyanat (NH4SCN) ab und geben Sie die beiden festen Substanzen in ein Reagenzglas zusammen. Verschließen das Reagenzglas mit einem Stopfen und vermischen Sie die beiden Stoffe, indem Sie das Reagenzglas kräftig schütteln. Entsorgung: Laugengemische – Kanister Nr. 2 Geben Sie die R- und S-Sätze der im Versuch verwendeten Chemikalien an und machen sich deren Bedeutung im Umgang und Handhabung mit den Chemikalien bewusst! Beobachtung? Formulieren Sie die chemische Gleichung für diesen Versuch! Wie erklären Sie, dass die Reaktion spontan abläuft, obwohl es sich hierbei um eine stark endotherme Reaktion handelt. Argumentieren Sie unter Zuhilfenahme der Gibbs-Helmholz-Gleichung! Ba(OH)2 • 8 H2O NH4SCN Die chemische Reaktionsgeschwindigkeit Jede homogene chemische Reaktion läuft mit einer (messbaren) Geschwindigkeit ab, die mit der Konzentration der Reaktionsteilnehmer und der Reaktionstemperatur steigt. Diese Abhängigkeiten lassen sich an der von Landolt untersuchten Reaktion zwischen Sulfit und Iodat beobachten, die in saurer Lösung über die Zwischenstufe Iodid zu Iod führt. Unterhalb von 60° C lässt sich die Bildung von Iod durch Stärke indizieren, die miteinander einen blauen Komplex bilden. Versuch 4: Der Landoltsche Versuch Geräte: 3 x 250 ml Bechergläser, 3 x 50 ml Bechergläser, 1 Messzylinder, 1 Glasstab Chemikalien: A : 0,01 molare H2SO4 B : 0,01 molare KIO3-Lösung C : Stärkelösung D : 0,01 molare Na2SO3-Lösung Versuchsdurchführung: In drei 250 ml Bechergläsern (1 – 3) geben Sie jeweils 25 ml der Lösungen A, B, und C. In das Becherglas Nr.2 geben Sie zusätzlich noch 50 ml destilliertes Wasser, in das Becherglas Nr. 3 noch zusätzlich 75 ml Wasser (Siehe Tabelle unten!). Die entsprechenden Volumina werden mit einem Messzylinder abgemessen. In drei weitere 50 ml Bechergläser (4 – 6) fügen Sie jeweils 25 ml der Lösung D und 25 ml dest. Wasser. Die Landoltreaktion wird gestartet, indem Sie die Bechergläser 4, 5 und 6 zu den Bechergläsern 1, 2 und 3 möglichst zeitgleich und schnell hinzu geben und mit einem Glasstab die Reaktionslösungen kurz vermischen. Messen Sie die Zeiten, bis sich die zunächst noch farblosen Reaktionslösungen in den Bechergläsern 1 – 3 schlagartig nach Blau färben und tragen Sie diese in die folgende Tabelle ein. Entsorgung: Säuregemische – Kanister Nr. 1 Becherglas 1 Lösungen - jeweils 25 ml ABC Zugabe dest. Wasser [ml] ---- 2 ABC 50 3 ABC 75 Gesamtvolumen Bechergläser Zeit bis Blaufärbung verd. H2SO4 Geben Sie die R- und S-Sätze der im Versuch verwendeten Chemikalien an und machen sich deren Bedeutung im Umgang und Handhabung mit den Chemikalien bewusst! KIO3 Stärke H2SO3 SO2 Welche Schlüsse ziehen Sie aus den gemessenen Zeiten bis zur Blaufärbung der Reaktionslösungen der Bechergläser 1 - 3? Formulieren Sie die Gesamtgleichung für die Landoltreaktion! Katalyse Katalysen kommen in der Natur oft vor und lassen sich auch an alltäglichen Phänomenen beobachten. Schneidet man z.B. eine Birne oder einen Apfel auf, so färben sie sich an der Luft oft schnell braun. Dabei wirken im Obst vorhandene Enzyme als Biokatalysatoren, die in Verbindung mit dem Luftsauerstoff wirksam werden und die Braunfärbung einleiten Versuch 5.1: Homogene Katalyse Geräte: Reagenzglas, Holzstab, Bunsenbrenner Chemikalien: H2O2-Lösung Versuchsdurchführung: Vereinigen Sie in einem Reagenzglas ca. 2 ml H2O2 - mit der gleichen Menge Fe3+Lösung. Beobachten Sie den Fortgang des H2O2-Zerfalls unter O2-Bildung. Beschleunigen Sie den Zerfall durch vorsichtiges Erhitzen (nicht zum Kochen bringen!) und weisen Sie den Sauerstoff mit einem glimmenden Holzstab nach! Überzeugen Sie sich davon, dass sich während des Versuchsablaufs die gelblichorangene Farbe der Reaktionslösung nicht ändert: Fe3+ wird nicht reduziert! Entsorgung: Säuregemische – Kanister Nr. 1 H2O2 Geben Sie die R- und S-Sätze der im Versuch verwendeten Chemikalien an und machen sich deren Bedeutung im Umgang und Handhabung mit den Chemikalien bewusst! FeCl3 O2 Formulieren Sie die chemische Gleichung für diese homogene Katalyse und nennen oder markieren Sie nochmals das katalytische wirkende Teilchen! Versuch 5.2: Katalyse – Heterogene Katalyse Geräte: Reagenzglas, Spatel, Holzstab Chemikalien: H2O2-Lösung, MnO2 Versuchsdurchführung: In ein etwa zu einem Viertel mit H2O2-Lösung gefülltes Reagenzglas tragen Sie eine winzige Spatelspitze Braunstein (Mangandioxid) ein. Es erfolgt spontaner zerfall von H2O2, den Sie durch O2-Nachweis mit dem glimmenden Holzspan bestätigen. Entsorgung: Säuregemische – Kanister Nr. 1 Geben Sie die R- und S-Sätze der im Versuch verwendeten Chemikalien an und machen sich deren Bedeutung im Umgang und Handhabung mit den Chemikalien bewusst! H2O2 MnO2 Formulieren Sie die chemische Gleichung für diese homogene Katalyse und nennen oder markieren Sie nochmals das katalytische wirkende Teilchen! Versuch 5.3 – Katalyse – Autokatalyse Beeinflusst ein bei einer chemischen Reaktion entstehendes Produkt deren Geschwindigkeit, wirkt also eine der sich bildenden Substanzen als Katalysator, spricht man von Autokatalyse. Geräte: 2 Reagenzgläser, Reagenzglasstopfen Chemikalien: KMnO4-Lösung, MnSO4, Na2C2O4-Lösung, verd. H2SO4 Versuchsdurchführung: Füllen Sie zwei Reagenzgläser jeweils bis zur Hälfte mit KMnO4-Lösung, geben ca. 1 ml verd. H2SO4 hinzu und füllen dann mit Natriumoxalat-Lösung auf dreiviertel des Reagenzglases auf. Durchmischen Sie den Inhalt beider Reagenzgläser, indem Sie ein Stopfen aufsetzen und schütteln. Das erste Reagenzglas dient als Vergleich. Zu dem zweiten Reagenzglas geben Sie eine Spatelspitze festes MnSO4. Entsorgung: Säuregemische – Kanister Nr. 1 KMnO4 Geben Sie die R- und S-Sätze der im Versuch verwendeten Chemikalien an und machen sich deren Bedeutung im Umgang und Handhabung mit den Chemikalien bewusst! MnSO4 Na2C2O4 verd. H2SO4 Formulieren Sie Redoxteilgleichungen und die Redoxgesamtgleichung! Worauf ist die schnellere Umsetzung in dem Reagenzglas mit MnSO4-Zusatz zurückzuführen? Das chemische Gleichgewicht Chemische Reaktionen laufen in Lösungen bzw. in der Gasphase nicht vollständig ab, sondern es stellt sich immer ein "Chemisches Gleichgewicht" ein, in dem Ausgangsstoffe und Reaktionsprodukte nebeneinander vorhanden sind. Die "Lage" des Gleichgewichtes (Verhältnis von Ausgangsstoffen zu Reaktionsprodukten) ist von den Reaktionsbedingungen wie Druck, Temperatur, Konzentration der einzelnen Stoffe abhängig. Versuch 6.1: Dichromat – Chromat - Gleichgewicht Geräte: Reagenzglas Chemikalien: K2Cr2O7-Lösung, verd. NaOH, verd. H2SO4 Versuchsdurchführung: Versetzen Sie bis zu einem Viertel mit orangefarbener Dichromat-Lösung gefülltes Reagenzglas mit verd. Natronlauge bis die Lösung gelb ist, sodann mit verd. Schwefelsäure, so dass sich der Farbton des Versuchsbeginns wieder einstellt. Entsorgung: Säuregemische – Kanister Nr. 1 K2Cr2O7 Geben Sie die R- und S-Sätze der im Versuch verwendeten Chemikalien an und machen sich deren Bedeutung im Umgang und Handhabung mit den Chemikalien bewusst! NaOH verd. H2SO4 verd. Notieren Sie die chemische Gleichung für dieses Gleichgewicht mit Hilfe von Lewisformeln. Versuch 6.2: Iod – Stärke - Gleichgewicht Geräte: Reagenzglas Chemikalien: KI3-Lösung, Stärkelösung Versuchsdurchführung: Versetzen Sie in einem Reagenzglas, welches bis zur Hälfte mit Jod-Wasser (KI3) gefüllt ist, mit Stärkelösung. Gerät die Konzentration an Jod / Stärke-Komplex sehr hoch und die Farbe deshalb zu intensiv, verdünnen Sie bis eben zum durchscheinenden Effekt (Überschuss verwerfen). Erhitzen Sie auf schwacher Flamme, bis die blaue Farbe gerade eben zugunsten der braungelben wässrigen Jod-Lösung verschwunden ist. Kühlen Sie das Glas mit Leitungswasser ab: Die blaue Farbe tritt wieder auf. Der Farbwechsel ist bei vorsichtigem Erhitzen beliebig oft reproduzierbar. Entsorgung: Lösemittelgemische halogenhaltig – Kanister Nr. 4 Geben Sie die R- und S-Sätze der im Versuch verwendeten Chemikalien an und machen sich deren Bedeutung im Umgang und Handhabung mit den Chemikalien bewusst! I2 KI Stärke Formulieren Sie die chemische Gleichung für dieses Gleichgewicht! Versuch 6.3: Heterogenes Gleichgewicht Geräte: Reagenzglas Chemikalien: CaSO4-Lösung, BaCl2-Lösung Versuchsdurchführung: Filtrieren Sie in ein sauberes Reagenzglas ca. 2 ml ges. CaSO 4-Lösung und setzen Sie wenige Tropfen Bariumchlorid-Lösung zu. Es wird eine Trübung von schwerer löslichem BaSO4 auftreten (Die pKL-Werte (Löslichkeitsprodukt) der Sulfate von Calcium und Barium betragen 4,3 bzw. 10 mol2/l2). Entsorgung: Säuregemische – Kanister Nr. 1 Geben Sie die R- und S-Sätze der im Versuch verwendeten Chemikalien an und machen sich deren Bedeutung im Umgang und Handhabung mit den Chemikalien bewusst! CaSO4 BaCl2 BaSO4 Beobachtung? Notieren Sie die chemische Gleichung für die Reaktion, die zu einem Niederschlag führt. Machen Sie sich klar, dass zwischen homogenen und heterogenen Gleichgewichten zu unterscheiden ist.
