Säuren und Basen (fast) ohne pH-Wert

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18. Säuren und Basen (fast) ohne pH-Wert
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Ein schülerorientierter Einstieg in die Maßanalyse durch eigenverantwortliches Lernen mit AK-Labor
Christoph Prante, Warburg
Niveau:
Sek. I
Dauer:
11 Unterrichtsstunden (Minimalplan: 7 Unterrichtsstunden)
Foto: Colourbox
Säuren und Basen (fast) ohne pH-Wert
Bezug zu den KMK-Bildungsstandards
Fachwissen: Erarbeitung und Vertiefung des Säure-Base-Begriffs: Wiederholung
und Anwendung der Eigenschaften von Ionen, Neutralisationen, Protonenaufnahme und -abgabe, stöchiometrische Berechnungen
Erkenntnisgewinnung: Erarbeitung und Überprüfung von Zusammenhängen an
vorgegebenen Schülerexperimenten. Fachgerechter Umgang mit Chemikalien.
Kommunikation: Erklären von chemischen Sachverhalten und Zusammenhängen
unter Verwendung der Fachsprache.
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Der Beitrag enthält Materialien für:
ü Schülerversuche
ü Lehrerversuche
ü Hausaufgaben
Hintergrundinformationen
Als Einstieg in die Säure-Base-Theorie wird üblicherweise die Reaktion von Salzsäure
mit Natronlauge untersucht. Dabei wird zunächst ein Indikator (z. B. Bromthymolblau)
in Salzsäure, in Natronlauge und in eine neutrale Lösung gegeben und die Farbe der
Lösung beobachtet. Durch Vergleich mit weiteren Säuren und Laugen ergibt sich für
die Schülerinnen und Schüler*, dass der Indikator, je nach Medium, eine charakteristische Farbe hat (Bromthymolblau mäßig sauer: gelb à neutral: grün à alkalisch: blau).
Nun kann die Reaktion von Salzsäure mit Natronlauge untersucht werden. Dabei zeigt
sich, dass die Salzsäure nach und nach neutralisiert wird und bei ausreichender Zugabe schließlich eine Lauge vorliegt. Daraus folgt, dass eine Lauge die Wirkung einer
Säure aufhebt und umgekehrt.
Diese Einführung des Säure-Base-Begriffs ist klassisch und geht auf die Boyle´sche
Deinition zurück, wonach Säuren bestimmte blaue Planzenfarbstoffe rot färben. Lösungen, die sich seiig anfühlen und die Wirkung der Säuren aufheben, nennt man alkalisch. Auf dem Niveau der Sekundarstufe I ist dies mit Sicherheit eine angemessene
und ausreichende Einführung.
Sie hat jedoch den Nachteil, dass sie zum einen keine Aussage über den chemischen
Aufbau einer Säure und zum anderen keine Unterscheidung zwischen starken und
schwachen Säuren/Basen ermöglicht. Insofern führt sie die Schüler bei der Einführung in quantitative Untersuchungen geradezu in die Irre, da der Äquivalenzpunkt bei
der Titration einer schwachen Säure im alkalischen liegt, der Indikator also evtl. „zu
früh“ umschlägt.
Eine Ergänzung um den pH-Wert (pH = –log {c(H3O+)}) – wie soll diese Formel didaktisch
sinnvoll motiviert werden? – beseitigt diese Probleme nicht, da die Schüler spätestens
bei schwachen Säuren wieder auf erhebliche Probleme stoßen, weil wiederum der
Neutralpunkt „vor“ dem Äquivalenzpunkt liegt. Hinzu kommen weitere grundsätzliche Probleme (Funktion der pH-Elektrode, Pufferzone, warum liegt der Neutralpunkt
bei pH = 7, wie kommen pH-Werte größer als 7 zustande, von den mathematischen
Schwierigkeiten vieler Schüler ganz zu schweigen), die den Zugang zur eigentlichen
Chemie anfangs unnötig erschweren.
* Im weiteren Verlauf der UE wird aus Gründen der einfacheren Lesbarkeit nur „Schüler“ verwendet. Schülerinnen sind genauso gemeint.
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Hinweise zur Didaktik und Methodik
Grundsätzliche Überlegungen
Alternativ zu oben beschriebenem Vorgehen bietet es sich an, das Vorwissen der
Schüler aus dem Bereich der Elektrochemie und der Elektrolyse zu nutzen und die
Säure-Base-Theorie mithilfe der elektrischen Leitfähigkeit einzuführen. Bei Bedarf ist
dann relativ einfach der Umstieg auf den pH-Wert zu schaffen.
Die grundsätzliche Idee bei dem folgenden Vorgehen besteht darin, die Schüler durch
geeignete Schülerexperimente zu einer intensiven Auseinandersetzung mit der Thematik zu bewegen und sie die dazugehörige Theorie anhand von virtuellen Experimenten weitgehend eigenverantwortlich entdecken zu lassen. Dabei sind Realexperiment
und virtuelles Experiment so aufeinander abgestimmt, dass das virtuelle Experiment
die Vorgänge im Realexperiment auf Teilchenebene visualisiert.
Für die folgende Unterrichtseinheit werden im Wesentlichen nur einige preiswerte
Multimeter, einige Low-Cost-Leitfähigkeitsprüfer und einige Module (insbesondere
„TitraCalc“) aus dem Programmpaket „AK-Labor“ benötigt.
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So ausgestattet können die Schüler einen großen Teil der Säure-Base-Theorie und
der Maßanalyse selbst entdecken und so nicht nur Fakten, sondern auch Methodenwissen und Selbstsicherheit gewinnen. Eine geeignete Sequenz hierzu soll im Folgenden dargestellt werden. Dabei wird bewusst auf eine detaillierte Einführung der
elektrischen Leitfähigkeit einer Lösung verzichtet und diese lediglich als Kehrwert des
elektrischen Widerstandes und somit als proportional zur messbaren Stromstärke
eingeführt (Ohm´sches Gesetz).
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Unterrichtliche Voraussetzungen
Aus der Elektrochemie (und der Ionenlehre der Sekundarstufe I) ist den Schülern bekannt, dass wässrige Lösungen von Salzen den elektrischen Strom leiten und dass
der Ladungstransport durch Ionen geschieht. Aufgrund der vorherigen Behandlung
von Elektrolysen ist den Schülern dieser Umstand in Erinnerung gerufen und vertieft
worden (im Sinne des Spiralcurriculums), so dass die Schüler auch die Auswirkungen
von Gleichstrom auf die Ionen in einer Lösung kennen.
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Unterrichtsgang
In einem ersten Schritt (M 1) gilt es für die Schüler, Wissen über saure Lösungen zu
erwerben bzw. aufzufrischen. Ausgangspunkt ist die Boyle´sche Deinition, d. h. zunächst werden verschiedene Säuren/Laugen mit einem Indikator (z. B. Bromthymolblau) und anschließend die Reaktion von Säuren mit unedlen Metallen (z. B. Magnesium, M 2) untersucht. Hieraus ergibt sich, dass Säuren einen Indikator charakteristisch
verfärben und in einer sauren Lösung in der einen oder anderen Form Wasserstoff
vorliegen muss. Im Anschluss wird – anknüpfend an die Untersuchung von Salzlösungen im Rahmen der Elektrochemie – das Verhalten von Säuren und Laugen im
elektrischen Feld untersucht (M 3).
Zur Erklärung dieser Ionenwanderung kann nun mithilfe der Simulationen aus „AKLabor“ sozusagen „in die Chemie“ der Lösung hineingesehen und das Geschehen
auf Teilchenebene dynamisch verfolgt werden. Im Modul „Elektrische Leitfähigkeit“
kann man z. B. nach Anschalten der Stromquelle sehen, dass die roten Teilchen zum
blauen (Minus-)Pol wandern und die blauen Teilchen zum roten (Plus-)Pol.
Aus diesen Beobachtungen folgt weiterhin, dass Messungen bei Wechselspannung
erfolgen müssen, um Reaktionen an den Elektroden zu vermeiden.
Nachdem nun das Charakteristikum einer Säure („setzen in Wasser mindestens ein
Proton frei“) erarbeitet wurde, kann das Oxoniumion H3O+ eingeführt werden. Da bei
ausreichender Zugabe von Laugen zu einer sauren Lösung ein reversibler Indikatorumschlag erreicht wird (vgl. M 1), kann eine Lauge zunächst als „Antisäure“ eingeführt werden. Im folgenden Unterrichtsgespräch kann anhand von einfachen Laugen
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M 1 Der Säure-Base-Begriff
Einige Säuren sind dir sicher bekannt (z. B. Salzsäure, Kohlensäure und Essigsäure),
allerdings wird diese Bezeichnung häuig falsch angewendet und eigentlich ist eine
„saure Lösung“ gemeint. Der Begriff „Base“ ist eher unbekannt, bekannter sind schon
die Begriffe „alkalische Lösung“ bzw. „Lauge“ als entsprechende wässrige Lösung.
Was versteht man unter diesen Begriffen und wie kann man die Lösungen unterscheiden?
Schülerversuch: Erarbeitung der Begriffe „Säure“ und „Base“
· Vorbereitung: 5 min
Durchführung: 15 min
Chemikalien / Gefahrenhinweise Geräte
rCitronensäure
rZitronensaft
rdest. Wasser
rPhosphorsäure (0,1 mol/l)
rEssig
rSalzsäure (0,1 mol/l)
rMineralwasser
rReagenzglasständer
rSchwefelsäure (0,1 mol/l)
rRotkohlsaft
(Gruppe A)
rNatronlauge (0,1 mol/l)
rroter Früchtetee
(Gruppe B)
rKalilauge (0,1 mol/l)
rNatriumcarbonatlösung
r10 Reagenzgläser
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rTropfpipette
rFolienstift
rBromthymolblauLösung (Gruppe C)
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Achtung: Schutzbrille tragen! Insbesondere Kontakt von Haut und Kleidung mit Säuren und Laugen vermeiden!
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Entsorgung: Lösungen sammeln und neutralisieren. Ausguss.
Versuchsdurchführung
• Nummeriere die Reagenzgläser und gib in jeweils ein Reagenzglas eine Probe der
Stoffe.
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• Fülle die Reagenzgläser auf ca. 2 cm Füllhöhe mit destilliertem Wasser auf und gib
in die so entstandene Lösung einige Tropfen Rotkohlsaft, Früchtetee oder Bromthymolblau (je nachdem, welcher Farbstoff deiner Gruppe zugeordnet wurde).
• Gib zu der Salzsäure und der Schwefelsäure nach und nach Natronlauge. Gib ebenso zu der Natronlauge und der Kalilauge nach und nach Salzsäure.
Auswertung
1. Stelle deine Beobachtungen zu Schritt zwei der Versuchsdurchführung tabellarisch
dar. Lasse in der Tabelle Platz für die Indikatoren der anderen Gruppen!
2. Gib deine Beobachtungen zu Schritt drei der Versuchsdurchführung an.
3. In obigem Versuch wurden Lösungen eingesetzt. Recherchiere, welcher Stoff in
den Lösungen jeweils die Eigenschaft „sauer“ bzw. „alkalisch“ verursacht, d. h. als
Säure bzw. Base wirkt. (Tipp: Schau dir die Struktur- bzw. Summenformeln an.)
Fazit: Die Lösungen einiger Stoffe in Wasser färben bestimmte Farbstoffe auf charakteristische Art. Diese Stoffe bezeichnet man als Säuren bzw. Basen. Die Lösungen dieser Stoffe bezeichnet man als sauer bzw. alkalisch (Lauge). Die verwendeten
Farbstoffe sind Beispiele für Säure-Base-Indikatoren (lat. indicare: anzeigen).
Saure und alkalische Lösungen neutralisieren sich gegenseitig. Eine Base ist also
eine „Anti-Säure“ und eine Säure eine „Anti-Base“.
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M 3 Wie verhalten sich Salzsäure und Natronlauge im
elektrischen Feld?
Nach Versuch M 2 sollten in einer sauren Lösung Protonen vorhanden und für die
charakteristische Färbung eines Indikators verantwortlich sein. Umgekehrt ist zu erwarten, dass in einer Lauge Hydroxidionen vorhanden sind und Indikatoren charakteristisch färben. Diese Ionen sollten sich im elektrischen Feld als solche verhalten
(griech. „Ionos“ – „der Wanderer“).
Schülerversuch: Verhalten von Salzsäure und Natronlauge im elektrischen Feld
· Vorbereitung: 5 min
Durchführung: 15 min
Chemikalien / Gefahrenhinweise
Geräte
rSalzsäure (2 mol/l)
rGlasplatte (ca. 5 cm lang)
rNatronlauge (2 mol/l)
rIndikatorpapier
rKaliumnitratlösung
r2 Experimentierkabel (rot)
r2 Experimentierkabel (schwarz)
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r4 Krokodilklemmen
rGleichspannungsquelle
r3 Tropfpipetten
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AK-Labor – Animationen – „Elektrische Leitfähigkeit“
Achtung: Schutzbrille tragen! Besondere Vorsicht beim Umgang mit der
Natronlauge: Kontakt mit der Haut und der Kleidung vermeiden!
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Entsorgung: Flüssigkeiten sammeln und neutralisieren, anschließend kann in den
Ausguss entsorgt werden.
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Versuchsaufbau
= 20 V
Salzsäure
Natronlauge
angefeuchtetes Indikatorpapier
Versuchsdurchführung
• Lege zwei Streifen Indikatorpapier parallel auf die Glasplatte und klemme sie fest
mit den Krokodilklemmen ein. Schließe die Klemmen an die Spannungsquelle an
(noch nicht einschalten!).
• Feuchte die Papierstreifen mithilfe einer Tropfpipette leicht mit Kaliumnitratlösung
an und tüpfele in die Mitte je einen kleinen (!) Tropfen Salzsäure bzw. Natronlauge
auf. (Es genügt etwas Flüssigkeit in der Spitze der Pipette!)
• Schalte die Spannungsquelle ein und stelle eine Spannung von ca. 20 V ein.
• Beobachte die Tropfen, ignoriere die Veränderungen bei den Krokodilklemmen!
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Beobachtungen
Der Salzsäurefleck (______) bewegt sich in Richtung des ___
___-Pols der
Spannungsquelle; der Natronlaugefleck (_________) bewegt sich in Richtung des
_________-Pols der Spannungsquelle.
Der Säurefleck bewegt sich im Vergleich zum Laugenfleck _________________.
Auswertung
1. Starte das Programmpaket „AK-Labor“ und dort die Animation „Elektrische
Leitfähigkeit“.
2. Ergänze folgenden Satz:
Die für die Eigenschaft „sauer“ verantwortlichen Teilchen in der _____________
müssen _________ geladen sein, die für die Eigenschaft „alkalisch“ verantwortlichen Teilchen in der ______
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____ müssen _____________ geladen sein.
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3. Stelle die Vorgänge auf Teilchenebene zeichnerisch dar.
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4. Begründe die in 2. gemachte Aussage mit eigenen Worten.
Fazit der vorangegangen Versuche
In sauren Lösungen müssen H+ -Ionen (Protonen) vorhanden sein (Bildung von Wasserstoff, Wanderung des Säureflecks in Richtung des Minus-Pols). Da alkalische
Lösungen saure Lösungen neutralisieren, müssen dort entsprechend OH – -Ionen
(Hydroxidionen) enthalten sein (Neutralisation, Wanderung des Laugenflecks in
Richtung des Plus-Pols).
Zusatzinformation
Genauer gesagt liegen in Wasser keine freien Protonen vor.
Die H+ -Ionen bilden mit Wassermolekülen H3O+ -Ionen (Oxoniumionen). Die Entstehung dieses Oxoniumions beruht auf der H O H
stark negativen Teilladung des Sauerstoffatoms in Wasser.
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Dieses stellt ein freies Elektronenpaar zur Bindung mit dem
Proton zur Verfügung. (Vergleiche hierzu auch die Bildung
von Wasserstoffbrücken.)
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M 5 Die elektrische Leitfähigkeit verschiedener Lösungen im Vergleich
Leitet Wasser den elektrischen Strom? Welchen Einluss haben Protonen und Hydroxidionen auf die elektrische Leitfähigkeit einer Lösung?
Schülerversuch: Vergleich der elektrischen Leitfähigkeit verschiedener Lösungen
· Vorbereitung: 5 min
Durchführung: 10 min
Chemikalien / Gefahrenhinweise
Geräte
rdestilliertes Wasser
r
Low-Cost-Leitfähigkeitsprüfer (nach M 4)
rSalzsäure (0,1 mol/l)
r
Multimeter
rNatriumchloridlösung (0,1 mol/l)
r
7 Reagenzgläser
rNatronlauge (0,1 mol/l)
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Reagenzglasständer
rSalzsäure (1 mol/l)
r
Folienstift
rNatriumchloridlösung (1 mol/l)
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rNatronlauge (1 mol/l)
AK-Labor – Animationen – „Elektrische Leitfähigkeit“
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Achtung: Schutzbrille tragen! Insbesondere Kontakt von Haut und Kleidung
mit Laugen vermeiden!
Entsorgung: Flüssigkeitsreste sammeln und neutralisieren. Dann in den Abguss
entsorgen.
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Versuchsaufbau
• Nummeriere die Reagenzgläser.
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Versuchsdurchführung
AC
• Fülle jedes Reagenzglas etwa 4 cm hoch mit einer der
Lösungen und bestimme die elektrische Leitfähigkeit der
Lösungen. (Spüle die Leitfähigkeitselektrode zwischen
den Messungen mit destilliertem Wasser ab!)
• Achte darauf, dass die Kabelenden der Elektroden jeweils
vollständig eintauchen und das Messgerät auf Stromstärkemessung (I) in Wechselspannung (AC) steht!
• Notiere deine Messwerte in der folgenden Tabelle.
Beobachtungen
Leitfähigkeit der verschiedenen Lösungen
0,1 mol/l
Salzsäure
Natriumchlorid-Lösung
Natronlauge
destilliertes Wasser
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1 mol/l
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Hinweis: Da die gemessene „Leitfähigkeit“ (eigentlich Stromstärke) u. a.
auch vom Abstand der Elektroden und deren Fläche abhängt, müssen die
abisolierten Enden immer vollständig in die Lösungen eintauchen. Außerdem sind die Werte verschiedener Elektroden aus diesem Grund nur qualitativ miteinander vergleichbar; die Zahlenwerte werden sich bei den Gruppen unterscheiden!
Auswertung
1. Welche Ionen liegen in den verschiedenen Lösungen vor?
2. Wovon hängt die Leitfähigkeit einer Lösung anscheinend ab?
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3.
Starte das Programmpaket „AK-Labor“ und dort die Animation „Elektrische Leitfähigkeit“. Erläutere die unterschiedlichen Leitfähigkeiten der
Lösungen mithilfe dieser Animation. (Achte auf den Wechselstrom!)
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4. Ordne die in den Lösungen vorliegenden Ionen nach ihrer elektrischen Leitfähigkeit:
Sehr schnell:
______
Schnell:
______
Normal:
______
Fazit
Wässrige Lösungen, die Ionen enthalten, leiten den elektrischen Strom unterschiedlich gut. Die Leitfähigkeit hängt ab von der ___________________,
___________________ und der _________________ der Ionen.
Besonders gut transportieren __________________ Elektronen, immer noch sehr
gut ____________________. Alle anderen einfach geladenen Ionen leiten den
Strom im Vergleich dazu etwa gleich gut.
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18. Säuren und Basen (fast) ohne pH-Wert
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M 8 Der pH-Wert
Wie du gesehen hast, hängt der Umstand wie sehr eine Lösung „sauer“ oder „alkalisch“ ist, nicht nur von der jeweiligen Säure oder Base ab, sondern eigentlich von der
Konzentration der Oxonium- bzw. Hydroxidionen. Je nachdem, welche Ionen überwiegen, erhält man eine saure oder alkalische Lösung.
Da die Ionenkonzentrationen jedoch sehr klein sein können, verwendet man einen mathematischen „Trick“, um die Konzentrationsangaben
leichter handhabbar zu machen: den Logarithmus!
Man legt folgendes fest:
• für saure Lösungen: pH = –log (c(H3O+)) bzw. c(H3O+) = 10 –pH in mol/l
• für alkalische Lösungen: pOH = –log (c(OH –)) bzw. c(OH –) = 10 –pOH in
mol/l
Im Allgemeinen verwendet man vereinfachend für alkalische Lösungen bei Raumtemperatur die Formel: pH = 14 – pOH.
Aufgaben
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1. Ergänze folgende Tabelle.
pH-Wert
c(H+)
in mol/l
pOH-Wert
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0
0,1
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0,1
c(OH –)
in mol/l
saure Lösung/
alkalische
Lösung
sauer
0,1
0,01
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0,001
0,0001
14
0,01
0,001
5
5
0,000001
0,000001
7
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2. Beschreibe den Zusammenhang zwischen H3O+-Konzentration und pHWert mithilfe der App „Negativer dekadischer Logarithmus“ aus „AK-Labor“.
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Erläuterungen und Lösungen
Erläuterung (M 1)
Der beschriebene Versuch bietet sich – wie auch die folgenden Versuche – für Gruppenarbeiten an. Zur Vermeidung eines zu hohen Chemikalienverbrauchs eignet sich
ein arbeitsteiliges Vorgehen, bei dem jede Gruppe einen Indikator untersucht. Die
Gruppengröße ist abhängig von den räumlichen Gegebenheiten, sollte jedoch 4 Schüler nicht überschreiten. Die Ergebnisse können als Tafelanschrieb oder auf Folie in
Form einer Tabelle gesichert werden.
Lösungen (M 1)
Zu 1.: z. B.:
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Lösung
Färbung
kohlsaft
Rot- Färbung Früch- Färbung Bromthytetee
molblau
Citronensäure
rot-lila
rot
gelb
Phosphorsäure
rot
rot
gelb
Salzsäure
rot
rot
gelb
Schwefelsäure
rot
rot
gelb
Natronlauge
blau-grün
bläulich
blau
Kalilauge
blau-grün
bläulich
blau
Natriumcarbonat
blau-grün
bläulich
blau
Zitronensaft
rot
rot
gelb
rot
gelb
rot
gelb
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A
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Essig
rot
Mineralwasser
rot-blau
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Zu 2.: Es ist ein Umschlag der Färbung von „typisch sauer“ zu „typisch Lauge“ und
umgekehrt zu beobachten.
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Zu 3.: Wünschenswert ist es, die Summenformel – besser noch – die Strukturformeln
herauszufinden. Folgende Paarungen sind zutreffend: Citronensäure – Citronensäure; Phosphorsäure – Phosphorsäure; Salzsäure – Chlorwasserstoff; Schwefelsäure
– Schwefelsäure; Natronlauge – Natriumhydroxid; Kalilauge – Kaliumhydroxid; Natriumcarbonat – Natriumcarbonat; Zitronensaft – Citronensäure; Essig – Essigsäure;
Mineralwasser – Kohlensäure.
Citronensäure
Essigsäure
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H
O
C C
H
Phosphorsäure
Kohlensäure
O H
Chlorwasserstoff
O
Schwefelsäure
O
H O P O H
H O S
O
O H
O
H
Kaliumhydroxid
Natriumcarbonat
Natriumhydroxid
KOH
Na2CO3
NaOH
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