Säuren und Basen (fast) ohne pH-Wert

Säuren und Basen (fast) ohne pH-Wert
Foto: Colourbox
Ein schülerorientierter Einstieg in die Maßanalyse
durch eigenverantwortliches Lernen mit AK-Labor
Christoph Prante, Warburg
Niveau:
Sek. I
Dauer:
11 Unterrichtsstunden (Minimalplan: 7 Unterrichtsstunden)
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:
Schülerversuche
Lehrerversuche
Hausaufgaben
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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
neutral: grün
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.
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Diese Einführung des Säure-Base-Begriffs ist klassisch und geht auf die Boyle´sche Definition zurück, wonach Säuren bestimmte blaue Pflanzenfarbstoffe rot färben. Lösungen, die
sich seifig 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.
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-BaseTheorie 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 Definition, 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 „AK-Labor“
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
M1
Der Säure-Base-Begriff
Einige Säuren sind dir sicher bekannt (z. B. Salzsäure, Kohlensäure und Essigsäure), allerdings wird diese Bezeichnung häufig 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 und Geräte
Citronensäure
Phosphorsäure (0,1 mol/l)
Salzsäure (0,1 mol/l)
Schwefelsäure (0,1 mol/l)
Natronlauge (0,1 mol/l)
Zitronensaft
Essig
Mineralwasser
Rotkohlsaft (Gruppe A)
roter Früchtetee
(Gruppe B)
Bromthymolblau-Lösung
(Gruppe C)
Kalilauge (0,1 mol/l)
Natriumcarbonatlösung
dest. Wasser
Reagenzglasständer
10 Reagenzgläser
Tropfpipette
Folienstift
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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.
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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“.
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
Chemikalien / Gefahrenhinweise
Durchführung: 15 min
Geräte
Glasplatte (ca. 5 cm lang)
Indikatorpapier
2 Experimentierkabel (rot)
2 Experimentierkabel (schwarz)
4 Krokodilklemmen
Gleichspannungsquelle
3 Tropfpipetten
Salzsäure (2 mol/l)
Natronlauge (2 mol/l)
Kaliumnitratlösung
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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.
Versuchsaufbau
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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!
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 _____________ müs-
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sen _________ geladen sein, die für die Eigenschaft „alkalisch“ verantwortlichen Teilchen in der _____________ müssen _____________ geladen sein.
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
stark negativen Teilladung des Sauerstoffatoms in Wasser.
Dieses stellt ein freies Elektronenpaar zur Bindung mit dem Oxoniumion
Proton zur Verfügung. (Vergleiche hierzu auch die Bildung von
Wasserstoffbrücken.)
M5
Die elektrische Leitfähigkeit verschiedener Lösungen im
Vergleich
Leitet Wasser den elektrischen Strom? Welchen Einfluss haben Protonen und Hydroxidionen auf die elektrische Leitfähigkeit einer Lösung?
Schülerversuch: Vergleich der elektrischen Leitfähigkeit verschiedener Lösungen
Vorbereitung: 5 min
Chemikalien / Gefahrenhinweise
Durchführung: 10 min
Geräte
Low-Cost-Leitfähigkeitsprüfer (nach M 4)
Multimeter
7 Reagenzgläser
Reagenzglasständer
Folienstift
destilliertes Wasser
Salzsäure (0,1 mol/l)
Natriumchloridlösung (0,1 mol/l)
Natronlauge (0,1 mol/l)
Salzsäure (1 mol/l)
Natriumchloridlösung (1 mol/l)
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Natronlauge (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
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Versuchsdurchführung
•
Nummeriere die Reagenzgläser.
•
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
1 mol/l
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.
M8
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.
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Aufgaben
1. Ergänze folgende Tabelle.
pH-Wert
+
c(H )
in mol/l
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pOH-Wert
0
0,1
A
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–
c(OH )
in mol/l
saure Lösung/
alkalische Lösung
sauer
0,1
0,1
0,01
V
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 pH-Wert mithilfe
der App „Negativer dekadischer Logarithmus“ aus „AK-Labor“.
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.:
Lösung
Citronensäure
Phosphorsäure
Salzsäure
Schwefelsäure
Natronlauge
Kalilauge
Natriumcarbonat
Zitronensaft
Essig
Mineralwasser
Färbung
Rotkohlsaft
rot-lila
rot
rot
rot
blau-grün
blau-grün
blau-grün
rot
rot
rot-blau
Färbung
Früchtetee
rot
rot
rot
rot
bläulich
bläulich
bläulich
rot
rot
rot
Färbung Bromthymolblau
gelb
gelb
gelb
gelb
blau
blau
blau
gelb
gelb
gelb
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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
Kohlensäure
Phosphorsäure
Chlorwasserstoff
Schwefelsäure
Kaliumhydroxid
KOH
Natriumcarbonat
Na2CO3
Natriumhydroxid
NaOH