doc - ChidS

Hinweis:
Dieses Protokoll stammt von der Seite www.chids.de (Chemie in der Schule).
Dort können unterschiedliche Materialien für den Schulunterricht heruntergeladen werden,
unter anderem hunderte von Experimentalvorträgen so wie der vorliegende:
http://online-media.uni-marburg.de/chemie/chids/veranstaltungen/uebungen_experimentalvortrag.html
Philipps- Universität Marburg
Fachbereich Chemie
Übungen im Experimentalvortrag
Eigenschaften der
Übergangsmetalle
Ausarbeitung von
Julia Goppel
Inhaltsverzeichnis:
1. Einführung
3-4
2.1 Oxidationsstufen
5-11
Versuch 1:Oxidationsstufen des Mangans
Demo 1: Unedel vs. Edel
2.2 Komplexe
5-9
10-11
11-20
Versuch 2: Gleichgewicht in Kupferkomplexen
Versuch 3: Magnetismus
Versuch 4: Jahn-Teller-Verzerrung
Versuch 5: Ni2+-Nachweis
2.3 Farbige Salze
12-14
14-17
17-19
19-20
21
Demo 2: Chrom Salze
21
2.4 Katalysatoren
23-26
Versuch 6: Beschleunigung des Zerfalls von H2O2 durch MnO2
25-26
Schulische Relevanz
27
Literaturverzeichnis
27
2
1. Einführung
Definition:
Übergangsmetalle sind Elemente, die in ihren häufigsten Oxidationsstufen
teilweise gefüllte d- bzw. f-Orbitale besitzen.
Element bei denen die d-Orbitale mit Elektronen besetzt werden:
Elemente bei denen die f-Orbitale mit Elektronen besetzt werden:
Diese so genannten „inneren Orbitale“ bestimmen auch die Chemie der Übergangsmetalle.
Im Unterschied zu den Übergangselementen werden bei den Hauptgruppenelementen die
s-und p-Orbitale mit Elektronen besetzt.
3
Die Elektronkonfiguration sieht wie folgt aus:
Sc
4s23d1
Fe
4s23d6
Ti
4s23d2
Co
4s23d7
V
4s23d3
Ni
4s23d8
Cr
4s13d5
Cu
4s13d10
Mn
4s23d5
Zn
4s23d10
Chrom und Kupfer nehmen hierbei eine Sonderstellung ein. Dies kommt durch die günstigere
Verteilung der d-Elektronen zustande, weil dann alle d-Orbitale halb- bzw. vollständig besetzt
sind:
Chrom
Kupfer
Die Übergangsmetalle zeichnen sich durch einige physikalischen Eigenschaften besonders
aus, durch diese sie interessant für die Industrie sind.
Diese sind:

eine hohe Wärme- und Stromleitfähigkeit (Kupfer)

eine Duktilität

zum teil extrem hohe Schmelz- und Siedepunkte (W: Smp.: 3380°C, Sdp.: 5500°C)

hohe Dichten

zum Teil hohe Beständigkeit gegen Sauerstoff, Säuren und Basen (Edelmetalle)
4
2.1 Oxidationsstufen
Hauptgruppenelemente können stabile Ionen in Oxidationsstufe, die sich in ein oder zwei
Einheiten unterscheiden, bilden (z.B. Na+, Mg2+, Al3+, Pb2+, Pb4+). Dies kommt durch das
Bestreben der Elemente Edelgaskonfiguration anzunehmen. So werden die Valenzelektronen
bei Na+, Mg2+, Al3+ abgegeben.
Die Oxidationsstufen von Pb2+ und Pb4+ kommen durch den Inert-Pair-Effekt zustande. Dabei
geben die Elemente Elektronenpaare ab.
Übergangsmetalle hingegen bilden in mehreren Oxidationsstufen stabile Ionen.
Dies soll an dem folgenden Versuch verdeutlicht werden.
Versuch 1: Oxidationsstufen des Mangans
Chemikalien:

Natronlauge, w = 0,3

Kaliumpermanganatlösung, w = 0,0075

Borsäurelösung, c = 0,5 mol/L

Wasserstoffperoxidlösung, c = 1 mol/L

Natronlauge, c = 2 mol/L
Geräte:

Magnetrührer mit Rührfisch

Erlenmeyerkolben (300 mL)

Tropftrichter

Messpipette (10 mL)

Messzylinder
5
Versuchsaufbau:
4 mL H2O2(aq), c = 1 mol/L
mL 100
75
25 mL NaOH(aq), c = 2 mol/L
50
25
20 mL H3BO3(aq), c = 0,5 mol/L
1,5 mL KMnO4(aq), w = 0,75 %
300
250
300 m L
200
150
150 mL NaOH(aq), w = 30 %
100
Durchführung und Beobachtung:
150 mL der 30-prozentigen Natronlauge werden mit 1,5 mL Kaliumpermanganatlösung
versetzt. Sofort tropft man unter Rühren eine frisch bereitete Lösung von Natriumperborat zu,
das man aus 4 mL Wasserstoffperoxid, 25 mL 2molarer Natronlauge und 20 mL Borsäure
herstellt.
Die tief violette Färbung der Kaliumpermanganatlösung schlägt sofort nach grün um, das in
hellblau übergeht und schließlich braungelb wird.
Auswertung:
Bei den vorliegenden Reaktionen handelt es sich um Redoxreaktionen, bei denen das
Permanganatanion stufenweise über das Manganat(VI)- und Manganat(V)anion zum
Manganat(IV)anion reduziert wird. Reduktionsmittel ist das Wasserstoffperoxid. Damit
ergeben sich folgende Reaktionsgleichungen:
+7
-1
2 MnO4-(aq) + H2O2(aq)
+6
violett
+6
2
MnO42-(aq)
grün
-1
+ H2O2(aq)
+5
2
2
MnO43-(aq)
blau
0
MnO43-(aq)
grün
+5
0
2 MnO42-(aq) + O2(g) ↑ + 2 H+(aq)
+ O2(g) ↑ + 2 H+(aq)
blau
-1
+ H2O2(aq)
+4
2
MnO44-(aq)
braungelb
6
0
+ O2(g) ↑ + 2 H+(aq)
Zur Erklärung der Farbigkeit wird die Ligandenfeldtheorie benötigt.
Der Vorläufer der Ligandenfeldtheorie war die Kristallfeldtheorie, die um 1930 von Bethe
und van Vleck zunächst für Festkörper entwickelt wurde. Ab 1951 wurde sie dann
weiterentwickelt von Ilse und Hartmann, die sie auch auf Lösungen anwenden wollten. Aus
der Kristallfeldtheorie wurde so die Ligandenfeldtheorie. Der Grundgedanken ist, dass sich
zwischen den Ligandenelektronen und den d-Orbitalen des Zentralteilchens elektrostatische
Wechselwirkungen ausbilden. Sechs Liganden ordnen sich oktaedrisch an, vier Liganden
ordnen sich tetraedrisch oder quadratisch-planar an.
Die Theorie soll hier am Beispiel der Manganationen entwickelt werden.
Die Manganionen besitzen im isolierten Zustand fünf entartete, d.h. energiegleiche,
d-
Orbitale:
dz²
dx²-y²
dxy
Das dxy-Orbital steht hier stellvertretend für die drei Orbitale, die in den Ebenen zwischen den
Koordinatenachsen liegen.
Ausgehend von einem tetraedrischen Ligandenfeld bei den Manganationen ist die Größe der
Abstoßung für die unterschiedlichen d-Elektronen bei Annäherung der Liganden verschieden.
Die Entartung wird also aufgehoben.
Im Fall der dxy-, dxz- und dyz-Orbitale treffen die Liganden direkt auf einen Orbitallappen,
wenn man davon ausgeht, dass sich die Liganden auf den Raumdiagonalen des Würfels
nähern. Daher erhöht sich die Energie dieser Orbitale. Bei dem dx²-y²-Orbital hingegen nähern
sich die Ligandenelektronen dem Orbital nicht so stark; gleiches gilt für das dz²-Orbital. Die
Energie dieser beiden Orbitale wird erniedrigt.
7
Damit ergibt sich ein neues Energieniveaudiagramm:
Energie
t2g-Orbitale
2
dxy dxz dyz
5
T
T
Entartete d-Orbitale
3
eg-Orbitale
5
T
dz² dx²-y²
Die Aufspaltung der d-Orbitale, die auch Ligandenfeldaufspaltung  genannt wird, erfolgt
nach dem Schwerpunktsatz, der besagt, dass sich der energetische Schwerpunkt der entarteten
Orbitale beim Übergang zum tetraedrischen Ligandenfeld nicht verändern darf. Geht man nun
davon aus, dass alle Orbitale vollständig besetzt sind, so ist der Schwerpunktsatz erfüllt, denn:
6  2/5 T - 4  3/5 T = 0
Vereinbarungsgemäß
nennt
man
das
höhere
Energieniveau
das
t2g-Niveau,
das
energieniedrigere das eg-Niveau.
Am Beispiel der Manganationen bedeutet dies:
d0 im MnO4-
d1 im MnO42-
d2 im MnO43-
d3 im MnO44-
In allen vier Fällen wurden die Orbitale gemäß der Hundschen Regel besetzt, d.h. die Anzahl
der Elektronen mit gleichem Spin ist in jeder Unterschale maximal. Im Fall der d3Konfiguration wäre es aber auch denkbar, zunächst das energetisch
niedrigere eg-Niveau zu besetzen, was einen Energiegewinn bringen
würde. Andererseits muss dazu die Spinpaarungsenergie aufgebracht
werden. Der Komplex, der entsteht, wenn man zunächst nur das eg-Niveau besetzt, wird Lowspin-Komplex genannt. Er besitzt eine minimale Anzahl von gepaarten Eletronen und entsteht
8
immer dann, wenn die Ligandenfeldaufspaltung  größer ist als die Spinpaarungsenergie.
Liegt die maximale Zahl an ungepaarten Elektronen spricht man von einem High-spinKomplex. Hier sind die d-Orbitale gemäß der Hundschen Regel besetzt.
Nun lässt sich die Farbigkeit der Manganationen erklären:
Zum einen liegen in den Mangantionen Charge-Transfer-Übergänge vor. Hierbei wird durch
Absorption eines Lichtquants Elektronenladung innerhalb eines Komplexes übertragen. Man
unterscheidet drei Arten von CT-Übergängen. Im Fall der
O
-
Manganationen handelt es sich um Übergänge vom Liganden zum
Metall. Dabei wird ein freies Elektron am Sauerstoff zum Mangan
„verschoben“.
O Mn O
O
e-
Außerdem gibt es noch CT-Übergänge vom Metall zum Ligand, wie dies zum Beispiel in
Cyano-Komplexen der Fall ist und Übergänge von Metall zu Metall wie beispielsweise im
Berliner Blau .
Zum anderen liegen – außer in dem Permanganation – noch d-d-Übergänge vor. Dabei
werden Elektronen durch Lichtabsorption aus dem eg-Niveau in das t2g-Niveau angeregt.
Liegt die Absorptionbande im sichtbaren Bereich, erscheint der Komplex farbig. Die
erforderliche Energie entspricht gerade der Ligandenfeldaufspaltung.
Für das Manganat(IV)ion sieht das wie folgt aus:

Grundzustand
Lichtabsorption
angeregter Zustand
9
Demo 1: Unedel vs. Edel
Chemikalien:

Kupferblech

Zinkgranalie

20%ige Salzsäure
Geräte:

Reagenzgläser
Durchführung und Beobachtung:
Zwei Reagenzgläser werden mit 20%iger Salzsäure befüllt. In das eine Reagenzglas stellt man
das Kupferblech und in das andere gibt man die Zinkgranalie. In dem Reagenzglas mit dem
Kupferblech ist nichts zu beobachten, in dem mit der Zinkgranalie kommt es zu einer
Gasentwicklung.
Auswertung:
Zn(s) + 2 H+
Zn2+(aq) + H2(g)
Cu(s) + H+
Das unterschiedliche Verhalten der beiden Metalle mit der halbkonzentrierten Salzsäure
kommt
durch
die
unterschiedlichen
Standardpotentiale
in
der
elektrochemischen
Spannungsreihe. Zink hat ein negatives Standardpotential von -0,76 während Kupfer ein
positives Standardpotential von +0,36 besitzt. Die Größe des Standardpotentials wird durch
die Wasserstoffnormalelektrode bestimmt. Diese dient als Bezugselektrode im Redoxsystem
und der Wert der Wasserstoffelektrode wird willkürlich null gesetzt. Die Differenz hieraus ist
das Standardpotential der Metalle. Ist dies wie bei Zink negativ handelt es sich um ein unedles
Metall, das mit der halbkonzentrierten Salzsäure reagiert. Da das Standardpotential von
Kupfer positiv ist, reagiert es nicht mit der halbkonzentrierten Salzsäure, weil es ein
Edelmetall ist.
10
Aufbau der Standardwasserstoffelektrode:
11
2.2 Komplexe
Komplexverbindungen werden auch als Koordinationsverbindungen bezeichnet. Ein Komplex
besteht aus dem Koordinationszentrum und der Ligandenhülle. Im Koordinationszentrum
befindet sich das Zentralteilchen, durch welches die Struktur des Komplexes bestimmt wird.
Die Koordinationszahl des Zentralteilchen ist hierfür die entscheidende Größe. An das
Zentralteilchen binden die Liganden, bei denen die Zähnigkeit eine wichtige Rolle spielt.
Beispiel der Koordinationszahl der Zentralteilchen:
Koordinationszahl
Struktur
tetraedrisch
Beispiel
[CoCl4]2-
5
quadratisch planar
trigonal bipyramidal
[PtCl4]2[Ni(CN)5]3-
6
oktaedrisch
[Fe(CN)6]3-
4
Beispiel der Zähnigkeit der Liganden:
Zähnigkeit
1
2
6
Beispiel
Halogenide
Ethyldiamin (en)
EDTA
Versuch 2: Gleichgewicht in Kupferkomplexen
Chemikalien:

CuCl2 – Lösung

konz. HCl

konz. NH3
12
Versuchsdurchführung und Beobachtung:
Die blaugrüne CuCl2–Lösung wird gleichmäßig auf 3 Reagenzgläser verteilt. In diese gibt
man folgendes:

RG 1: entionisiertes Wasser

RG 2: konz. HCl

RG 3: konz. NH3
In allen drei Reagenzgläsern veränderte sich die Farbe der Lösung:

RG 1: himmelblau

RG 2: hellgrün

RG 3: dunkelblau
Auswertung:
CuCl 2 H 2 O2 (aq )  2H 2 O (l) 
CuH 2 O4 2 (aq )  2Cl  (aq )

blaugrün
himmelblau
CuCl 2 H 2 O2 (aq )  2Cl  (aq ) 
CuCl 4 2 (aq )  2H 2 O (l)

blaugrün
hellgrün
CuCl 2 H 2 O (aq )  4 NH 3 (aq ) 
CuNH3 4 2 (aq )  2H 2 O (l)  2Cl  (aq )

2
blaugrün
dunkelblau
Die ersten zwei Reaktionen reagieren nach dem Prinzip des kleinsten Zwangs. Das
Gleichgewicht der beiden Reaktionen liegt auf der Seite des Produkts.
Bei der dritten Reaktion findet der Ligandenaustausch aufgrund der Stellung der Liganden
innerhalb der Spektrochemischen Reihe statt. NH3 ist ein stärkerer Ligand als Wasser und
verdrängt dieses aus dem Komplex.
Spektrochemische Spannungsreihe
I- < Cl- < F- < OH- < H2O < NH3 < en < CN- ≈ CO
schwaches Feld
mittleres Feld
starkes Feld
13
Versuch 3: Magnetismus
Chemikalien:

Gelbes Blutlaugensalz K4[Fe(CN)6]

Eisen(II)sulfat [Fe(H2O)6]SO4
Geräte:

2 Mikroreagenzgläser

Hufeisenmagnet mit Spulen und Polschuhen

Stelltrafo

Kabel

Gouy-Waage
Versuchsaufbau:
Amperemeter
Polschuhe
Stelltrafo
Spulen
Hufeisenmagnet
Durchführung und Beobachtung:
Man befüllt die Mikroreagenzgläser mit dem gelben Blutlaugensalz und dem Eisen(II)sulfat
und befestigt sie nacheinander an der Gouy-Waage. Gemessen wird bei Gleichstrom.
Das gelbe Blutlaugensalz wird aus dem Magnetfeld herausgestoßen, das Eisen(II)sulfat wird
hineingezogen.
Auswertung:
Magnetische Momente werden durch den Spin ungepaarter Elektronen erzeugt. Sie sind
proportional zur Stromstärke I und der vom Strom eingeschlossenen Fläche F.
14
Grundsätzlich weisen alle Stoffe, deren Atome, Ionen oder Moleküle
abgeschlossene
Schalen
oder
Unterschalen
besitzen,
ein
diamagnetisches Moment auf. Es existiert kein resultierendes
magnetisches Moment, da sich die Spinmomente aufheben. Der Stoff
wird aus dem Magnetfeld herausgestoßen.
Hat der Stoff zusätzlich ungepaarte Elektronen, so besitzt er ein
permanentes magnetisches Moment. Legt man ein äußeres
Magnetfeld an, so richten sich die magnetischen Momente in
Feldrichtung aus; der Stoff wird in das Magnetfeld hineingezogen.
Man spricht von Paramagnetismus. Er ist oft 103- bis 104-mal so groß wie der
Diamagnetismus.
Das gelbe Blutlaugensalz ist also ein diamagnetischer Stoff. Das Eisen(II)sulfat ist
paramagnetisch.
Zur Erklärung dieses Phänomens wird die Valence – Bond – Theorie herangezogen. Die
Grundlage ist hierbei die Anwendung des Hybridisierungsmodells auf die Komplexe. Die
Bindung von Zentralteilchen zu Ligand wird damit als kovalent beschrieben.
Dies soll an einem Beispiel verdeutlicht werden: Mischt man das s-Orbital mit den drei
verschiedenen p-Orbitalen, so erhält man ein sp3-Hybridorbital. Die Orbitallappen sind dabei
tetraedrisch angeordnet.
z
y
Mischung
x
Die drei wichtigsten Hybridorbitale sind das oben beschriebene sp3-, das dsp2- und das d2sp3Hybridorbital. Für das dsp2-Orbital resultiert quadratisch-planare, für das d2sp3-Orbital
oktaedrische Geometrie.
15
Nun kann das magnetische Verhalten der beiden besprochenen Komplexe erklärt werden.
Sowohl im gelben Blutlaugensalz als auch im Eisen(II)sulfat liegt ein Fe2+-Ion vor. Es besitzt
die d-Elektronenkonfiguration 3d6. In beiden Fällen handelt es sich um einen Komplex mit
sechs Liganden, so dass oktaedrische Geometrie vorliegt. Zur Hybridorbitalbildung werden
zum einen das 4s- und die drei 4p-Orbitale herangezogen, zum anderen werden noch zwei dOrbitale benötigt. Im Fall des Eisen(II)sulfat gehen zwei der fünf 4d-Orbitale in die
Hybridisierung ein. Die neu entstandenen Hydridorbitale werden dann mit den 6  2
Ligandenelektronen aus den freien Elektronenpaaren des Sauerstoffs im Wasser besetzt.
3d
4s
4p
4d
Hybridisierung und Besetzung der
Hybridorbitale durch
Ligandenelektronen
Im Fall des gelben Blutlaugensalzes sind es zwei der 3d-Orbitale, was zu einer Spinpaarung
der 3d-Elektronen des Fe2+-Ions führt. Die Hybridorbitale werden in diesem Fall von dem
freien Elektronenpaar am Kohlenstoffatom besetzt.
16
3d
4s
4p
Spinpaarung, Hybridisierung und
Besetzung der Hybridorbitale durch
Ligandenelektronen
vorhersagen.
Damit kann die VB-Theorie den Magnetismus richtig erklären; er lässt sich aber nicht
vorhersagen.
Versuch 4: Jahn – Teller – Verzerrung
Chemikalien:

20 mL konz. HCl

Titanpulver
Geräte:

Dreifuß mit Drahtnetz

Becherglas
Durchführung und Beobachtung:
Titanpulver und Salzsäure werden in dem Becherglas erhitzt, bis eine Violettfärbung
eingetreten ist. Man läßt erkalten und die Schwebstoffe absetzen.
Auswertung:
17
2 Ti (s )  6H 3 O  ( aq ) 12H 2 O  6Cl  
2Ti (H 2 O) 6   3H 2( g )   6Cl  ( aq )  6H 2 O

2
Die Violettfärbung zeigt den entstandenen Hexaaquakomplex das Titan(III) an. Es kommt
zunächst zu einer Aufspaltung der d-Orbitale im oktaedrischen Ligandenfeld nach dem
folgenden Muster:
Energie
dx2-y2
eg- Orbitale
Entartete d- Orbitale
dz2 dx2-y2
3
/5ΔO
t2g- Orbitale
2
/5ΔO
dz2
dxy
dxy dxz dyz
dyz dxz
Es kommt hierbei zu einer Anhebung des einen d-Elektrons des Titans vom Grundzustand
(t2g) auf das eg-Niveau durch Licht.
Dadurch kommt es zur Aussendung von Licht einer exakt bestimmbaren Lichtbande, diese
resultierende Absorptionsbande liegt bei 504 nm.
Zur Verdeutlichung der Jahn – Teller -. Verzerrung wird ein Kugelmodell herangezogen.
18
z
x
y
Es kommt zur Verzerrung des Oktaeders entlang der z-Achse. Es entfernen sich zwei
Liganden entlang der z-Achse und die Einwirkung der 2 Liganden in Richtung z-Achse
nimmt dabei ab. Alle mit der z-Achse verknüpften d-Orbitale werden somit energieärmer. Die
Einwirkung der 4 verbleibenden Liganden nimmt auf die d-Orbitale in Richtung der x- und yAchse zu.
Versuch 5: Ni2+ - Nachweis
Chemikalien:

NiCl2 – Lösung

Dimethylglyoxim – Lösung

verd. NH3
Geräte:

Reagenzglas

Pasteurpipette
Durchführung und Beobachtung:
19
Man setzt in einem Reagenzglas eine NiCl2 – Lösung an und versetzt diese mit etwas
verdünnter Ammoniak – Lösung. Hierzu gibt man etwas Dimethylglyoxim- Lösung bis ein
roter Niederschlag ausfällt.
Auswertung:
Ni2+(aq) + 2 Dimethylglyoxim(aq) 
NiL2(aq) + H2O + H+(aq)

Nickel bildet mit dem Dimethylglyoxim einen festen quadratisch planaren Komplex, der rot
ausfällt. Die Orbitale werden hierbei wie folgt besetzt:
d8
dsp2
Mit welcher Theorie lässt sich nun das Aussehen von Komplexen besser beschreiben?
Valence-BondTheorie
LigandenfeldTheorie
Bindung
Kovalente Bindung
Elektrostatische
WW
Struktur
Automatisch
Beruht auf Annahme
Magnetismus
Richtig erklärt,
aber nicht vorhersagbar
Ja
Farbigkeit
?
Ja
20
2.3 Farbige Salze
Die meisten Hauptgruppenelemente sind farblos bzw. weiß, hingegen sind Verbindungen der
Nebengruppen oft intensiv gefärbt.
Die Gründe der Farbigkeit sind wie bereits oben erklärt dd– oder Charge–Transfer–
Übergänge.
Demo 2: Chrom-Salze
Chemikalien:

Kaliumchromat

konz. Essigsäure

konz. Wasserstoffperoxid-Lösung
Geräte:

Reagenzglas
Durchführung und Beobachtung:
In einem Reagenzglas setzt man eine Kaliumdichromat-Lösung an und versetzt diese mit
etwas konz. Essigsäure. Das gelbe Kaliumdichromat wird orange. Nun gibt man zu der
orangen Lösung etwas konz. Wasserstoffperoxid-Lösung. Nun verfärbt sich die Lösung
braun.
21
Auswertung:
Bei dieser Reaktion handelt es sich um eine Disproportionierung, da sich die Oxidationsstufe
des Chrom(VI) nicht ändert.
2CrO4
Cr2O7
2
(aq)
2
(aq)
 2H (aq) 
Cr2 O7

2
(aq)
 H2 O
 4H2O2(aq)  2H (aq) 
2CrO(O 2 )2(aq)  5H2O

0
0
0
Cr
0
0
Struktur des Chromoxiddiperoxid
22
2.4 Katalysatoren
Der Katalysator (von der Katalyse, griech. καταλυσις, katalysis) ist ein Stoff, der die
Reaktionsgeschwindigkeit einer chemischen Reaktion beeinflusst, ohne dabei selbst
verbraucht
zu
werden.
Dies
geschieht
durch
Herauf-
oder
Herabsetzen
der
Aktivierungsenergie. Katalysatoren, die die Aktivierungsenergie herabsetzen, werden als
positive Katalysatoren bezeichnet, solche, die die Aktivierungsenergie
heraufsetzen, als
negative Katalysatoren. Katalysatoren ändern somit die Kinetik chemischer Reaktionen ohne
deren Thermodynamik zu verändern. Sie beschleunigen bzw. verlangsamen die Hin- und
Rückreaktion aber ändern nichts am Gleichgewicht einer Reaktion.
Energiediagramm einer katalysierten Reaktion
Seit der Antike werden chemische Reaktionen mit Hilfe von Katalysatoren ausgeführt. Erst
Jöns Jakob Berzelius kam 1835 zu der Erkenntnis, dass eine Vielzahl von Reaktionen nur
dann erfolgt, wenn ein bestimmter Stoff zugegen war, der aber dennoch nicht verbraucht
wurde. Seiner Meinung nach wurden diese Stoffe nicht umgesetzt, lieferten jedoch durch ihre
Anwesenheit die Energie über ihre katalytische Kraft. Er bezeichnete dies Stoffe als
Katalysatoren.
Jöns Jakob Berzelius
23
In der Folgezeit gelang es, tieferes Verständnis für die thermodynamischen Hintergründe der
Katalyse zu gewinnen. Wilhelm Ostwald definierte den Katalysator wie folgt:
„Ein Katalysator ist ein Stoff, der die Geschwindigkeit einer chemischen Reaktion erhöht,
ohne dabei selbst
verbraucht zu werden und ohne die endgültige Lage des
thermodynamischen Gleichgewichts dieser Reaktion zu verändern.“
Wilhelm Ostwald
Für seine arbeiten um die Katalyse erhielt er Anfang des 20. Jahrhunderts den Nobelpreis für
Chemie.
Bedeutung der Katalysatoren
In fast allen Lebewesen laufen katalysierte Prozesse ab, wie z.B. die Zellatmung, Verdauung
oder die Photosynthese. Die Stoffe, die hierbei als Katalysator dienen, werden als Enzyme
bezeichnet.
In mehr als 80% aller chemischen industriellen Prozesse werden Katalysatoren eingesetzt.
Ohne die Anwesenheit des Katalysators würde die jeweilige chemische Reaktion sehr viel
langsamer oder gar nicht erfolgen. Im Falle der abgaskatalytischen Verfahren (z.B. in PKW´s)
werden unvermeidbare, gefährliche Substanzen in weniger gefährliche umgesetzt. So wird das
gefährliche Kohlenstoffmonoxid in das weniger gefährliche Kohlenstoffdioxid umgewandelt.
Autoabgaskatalysator
24
Wichtige katalytische Verfahren in der Industrie sind:
Verfahren
Produkt
Katalysator
Bedingung
AmmoniakSynthese
NH3
α- Eisen/Al2O3
T = 450-500°C
p = 25-40 MPa
MethanolSynthese
CH3OH
CuO/Cr2O3,
ZnO/Cr2O3 oder
CuO/ZnO
T = 210-280°C
p = 6 MPa
Schwefelsäureherstellung
H2SO4
V2O5
T = 400-500°C
Salpetersäureherstellung
HNO3
Platin/Rhodium
T = 800°C
Versuch 6: Beschleunigung des Zerfalls von H2O2 durch MnO2
Chemikalien:

Braunstein (MnO2)

3%iges H2O2
Geräte:

Erlenmeyerkolben

Durchbohrter Stopfen

Einleitungsrohr

Standzylinder

Pneumatische Wanne

Stativmaterial
25
Durchführung und Beobachtung:
Man gibt in einen Erlenmeyerkolben die 3%ige Wasserstoffperoxid Lösung und eine
Spatelspitze Braunstein. Der Erlenmeyerkolben wird mit einem durchbohrten Stopfen
verschlossen und das entstehende Gas wird über das Einleitungsrohr in den Standzylinder
gelenkt.
Auswertung:
MnO 2( s )  H2 O 2(l) 
" MnO 3( s ) "H2 O (l )

" MnO 3( s ) "H2 O 2(l) 
MnO 2( s )  H2 O (l)  O 2( g)

Energiediagramm einer katalysierten Reaktion
Die Aktivierungsenergie wird hier mit AU bezeichnet und wurde in diesem Versuch durch die
Zugabe des Braunsteins herabgesetzt AC. MnO3 hat sich als Übergangszustand I gebildet, der
durch den weiteren Verlauf der Reaktion wieder zu Braunstein wurde.
26
Schulische Relevanz
•
Jahrgangsstufe 11: Redoxreaktionen
- Oxidationsstufen
- Standartwasserstoffelektrode
•
Jahrgangsstufe 13.1 Prinzip vom Zwang
- Ligandenaustausch
Geschwindigkeit chem. Reaktionen
- Katalysator
•
Jahrgangsstufe 13.2 Wahlthema „Komplexchemie“
- Kupferkomplexe
Literaturverzeichnis
- Jahn-Teller-Verzerrung
- Ni-Nachweis

Charles E. Mortimer, Chemie, Thieme Verlag

Jander, Blasius, Lehrbuch der analytischen und präparativen anorganischen Chemie,
S. Hirzel Verlag Stuttgart

Erwin Riedel, Anorganische Chemie, de Gryuter Verlag

Seminar zum Anorganisch chemischen Praktikum für Lehramtskandidaten von
Prof. Dr. Neumüller

Skriptum zum Anorganisch chemischen Praktikum für Lehramtskandidaten von
E. Gerstner, Marburg 1993

Vorlesung, Chemie der Übergangsmetalle, Uni Stuttgart

Vorlesung „Allgemeine und Anorganische Chemie“, Prof. Dr. Martin Köckerling,
Uni Rostock

www.wikipedia.de

www.wikipedia.org/wiki/Bild:Katreak2.png

www.wikipedia.org/wiki/Bild:Aufgeschnittener_Metall_katalysator_f%C3%BCr_ein_
Auto.jpg

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