Schauexperimente - cci.ethz.ch

Chemische Schauexperimente (Versuchsvorschriften)
Dr. Wolfram Uhlig und Bruno Rüttimann, Laboratorium für Anorganische Chemie der ETH
Zürich
Redoxreaktionen
Oszillierende Reaktion nach Belusow-Zhabotinsky
Oszillierende Iod-Uhr
Tanzende Holzkohle
Pharaoschlange
Bengalische Feuer
Iodstickstoff
Verbrennung von Eisen in Sauerstoff
Verbrennung von Stahlwolle
Reaktivität von Aluminium gegenüber salzsauren Kupfersalzlösungen
Cu-Fe-Element
Mg / Trockeneis
Farb- und Leuchtstoffe
Bleichen einer roten Rose
Blue Bottle
Redoxreaktion mit Indigocarmin („Verkehrsampel“)
Sechs Farben
Drei unmischbare Flüssigkeiten
Nickel-Komplexe
Chemolumineszenz bei der Oxidation von Oxalsäureestern
Katalyse
„Schaumschlange“ (Zersetzung von Wasserstoffperoxid mittels Iodid-Katalyse)
Zersetzung von Wasserstoffperoxid mittels MnO2 oder KMnO4
Oszillierender Pt-Draht (Oxidation von Methanol)
Ammoniak-Oxidation an Chrom(III)-oxid
Blau-Gold-Reaktion
Gase
Ammoniak-Springbrunnen (2 Versionen)
Entgasung von Bier im Vakuum
Schwebender Ballon
CO2-Diffusion in Seifenblasen
N2O-P(rot)
Tanzendes Feuer
Brennender Wasserstoffschaum
Flaschengeist
„Pulsierendes Sektglas“
„Bellender Hund“
Chemie im Alltag
Böllerbüchse
Verpuffung von brennendem Öl (Paraffinöl / Wasser)
Seilbahn
Säure-Base-Reaktionen
Rotkohlsaft als Universalindikator
Gleichgewicht Kohlensäure / Hydrogencarbonat / Carbonat (NaOH / Trockeneis)
Indikator-Mix
Achtung!
Von wenigen Ausnahmen abgesehen finden sich Videoaufzeichnungen aller Versuche auf der
Website http://www.cci.ethz.ch . Dort finden Sie auch die jeweils relevanten
Sicherheitshinweise sowie weiterführende Literaturangaben.
Redoxreaktionen
Oszillierende Reaktion nach Belusow-Zhabotinsky
Versuch:
In einem grossen Messzylinder werden nacheinander die folgenden 4 Lösungen vereinigt:
Lösung 1: 19 g KBrO3 / 500 ml H2O
Lösung 2: 16 g H2C(COOH)2 / 3.5 g KBr / 500 ml H2O
Lösung 3: 5.3 g Ce(NH4)2(NO3)6 / 135 g H2SO4 (konz.)/ mit Wasser
auf 500 ml aufgefüllt
Lösung 4: 30 ml Ferroin*
*(0.23 g FeSO4 x 7 H2O / 0.56 g o-Phenanthrolin / 100 ml H2O
Die Farbe der anfangs grünen Lösung wechselt über Blau und Violett nach Rot und zurück
nach Grün. Dieser Zyklus kann über eine längere Zeit (bis zu 1 h) beobachtet werden.
Vertiefung:
Zu den bekanntesten oszillierenden Reaktionen gehört die Belousow-Zhabotinsky-Reaktion.
Gesteuert werden diese rhythmischen Reaktionen von Rückkopplungsmechanismen, bei
welchen zwischenzeitlich gebildete Moleküle oder Ionen vorgelagerte Start- oder
Zwischenreaktionen entscheidend beeinflussen.
Die 1958 von Belousov bei der Umsetzung von Kaliumbromat mit Cer(IV)-sulfat und
Citronensäure zufällig entdeckte Oszillation ist in den folgenden Jahren von Zhabotinsky
systematisch untersucht und ausgebaut worden.
Stark vereinfacht kann der Prozess folgendermassen interpretiert werden. In einer ersten
Phase (I) werden Ce4+-Ionen zu Ce3+-Ionen reduziert und gleichzeitig die Malonsäure
bromiert. In einer zweiten Phase (II) erfolgt die Oxidation von Ce3+- zu Ce4+-Ionen mit Hilfe
noch vorhandener Bromat-Ionen. Der Gesamtprozess (III) der Oszillation ergibt sich durch
die Zusammenfassung beider Teilschritte.
4+
BrO3 - + 2 H2C(COOH)2 + 4 Ce
3+
BrHC(COOH)2 + 4 Ce
3+
BrO3 + H2C(COOH)2 + 4 Ce
-
+
+5H
+
2 BrO3 + 3 H2C(COOH)2 + 2 H
+
+ 3 CO2 + 3 H + H2O (I)
4+
BrHC(COOH)2 + 4 Ce
+ 3 H2O (II)
2 BrHC(COOH)2 + 3 CO2 + 4 H2O (III)
Das Änderung des Potenzials E(Ce4+ / Ce3+) wird entsprechend der Nernstschen Gleichung
durch die Konzentrationsänderung beider Spezies bestimmt. Man kann dieses sich rhythmisch
ändernde Potenzial gegen eine Bezugselektrode messen. Man kann die Potenzialänderung
aber auch durch Zugabe des Redoxindikators Ferroin beobachten. Das Zentralion dieses
Komplexes ist Eisen. In der Oxidationsstufe +2 ist der Komplex rot gefärbt, in der
Oxidationsstufe +3 hingegen blau. Bei hoher Konzentration von Ce4+ wird das Eisen zur
Oxidationsstufe +3 oxidiert, eine hohe Konzentration von Ce3+ führt hingegen zu Reduktion
des Eisens. Diese Gleichgewichtsverschiebung wird durch entsprechende Farbwechsel der
Lösung sichtbar.
[Ce4+]
E = 1.61V + 0.059 log
Ce3+ + Fe3+
farblos
blau
[Ce3+]
Ce4+ + Fe2+
gelb
rot
Anwendung:
Oszillierende Reaktionen zählen zweifellos zu den beeindruckendsten, aber auch
geheimnisvollsten Demonstrationsversuchen in der experimentellen anorganischen Chemie.
Oszillierende Iod-Uhr
Versuch:
Die folgenden drei Reaktionslösungen werden gleichzeitig in ein Becherglas geschüttet und
die Mischung wird stark gerührt.
Lösung 1: 205 ml H2O2 30% / mit Wasser auf 500ml auffüllen
Lösung 2: 21.5 g KIO3 / 2.2 ml H2SO4 (konz) / mit Wasser auf 500ml auffüllen
Lösung 3: 8 g H2C(COOH)2 / 1.7 g MnSO4 / 0.5 g Stärke /
mit Wasser auf 500 ml auffüllen
Die zunächst farblose Mischung färbt sich nach wenigen Sekunden gelb und anschliessend
tiefblau. In der Folge oszilliert die Reaktion mehrfach zwischen blau und farblos.
Vertiefung:
Die von Th. S. Briggs und W. C. Rauscher beschriebene oszillierende Reaktion verwendet
Bausteine der Belousow-Zhabotinsky-Reaktion (siehe dort) sowie der Bray-LiebhafskyReaktion. Eine bestimmende Rolle spielt hierbei die iodkatalysierte Disproportionierung von
Wasserstoffperoxid in Wasser und Sauerstoff.
2 H2O2
2 H2O + O2
Die Blaufärbung ist das Ergebnis einer periodisch auftretenden Produktion von elementarem
Iod. Dieses bildet mit Stärke den bekannten tiefblauen Iod-Stärke-Komplex. Stark vereinfacht
lassen sich die Bildung und der Verbrauch des Iods durch folgende Gleichungen beschreiben.
I - + HOI + H+
I2 + H2C(COOH)2
I2 + H2O (blau)
IHC(COOH)2 + H+ + I -
Eine ausfühliche Diskussion des Reaktionsmechanismus findet sich in dem angegeben Buch
von Shakhashiri (s. Abschn. Literatur).
Tanzende Holzkohle
5g Kaliumnitrat werden in einem Reagenzglas mit der Bunsenbrennerflamme
aufgeschmolzen. Steigen Gasblasen in der Salzschmelze auf, gibt man ein erbsengrosses
Stück Holzkohle hinzu. Die Holzkohle verbrennt unter intensivem Aufglühen und tanzt auf
der Salzschmelze.
Vertiefung:
Kaliumnitrat zersetzt sich in der Schmelze unter Bildung von Kaliumnitrit und Sauerstoff. Es
ist daher ein ausgezeichnetes Oxidationsmittel und reagiert mit Holzkohle gemäss folgender,
in der Realität etwas komplexerer Reaktion.
3 C + 2 KNO3
K2CO3 + N2 + CO + CO2
Anwendung:
Beide Reaktanden dieses Versuchs sind Bestandteile des „Schwarzpulvers“, einer Mischung
aus 75% Kaliumnitrat, 15% Holzkohle und 10% Schwefel. Aus 1 kg Schiesspulver der obigen
Zusammensetzung entstehen bei der Verbrennung rund 350 Liter Gas.
Pharaoschlange
Versuch:
Auf einer feuerfesten Unterlage wird Bleicherde (evt. auch Sand) zu einem Kegel
aufgeschüttet. In dessen Spitze steckt man eine Emser Pastille (bestehend aus
Natriumhydrogencarbonat, Natriumcitrat und Zucker), tränkt diese mit Ethanol und entzündet
den Alkohol. Nach dem Abbrennen des Alkohols beginnt sich die Pastille bei höheren
Temperaturen zu schwärzen. Sie bläht sich auf und erhebt sich aus dem Kegel, einer Schlange
gleich. Diese kann - daumendick – bis zu einem Meter lang werden.
Vertiefung:
Die aus dem Natriumhydrogencarbonat beim Erhitzen entstehenden Gase erzeugen mit dem
geschmolzenen Zucker einen äusserst voluminösen Schaum. Ein Teil des Zuckers verbrennt
ebenfalls. Die in der Folge angegebene Oxidationsgleichung ist allerdings idealisiert. In der
Realität erfolgt die Verbrennung unvollständig und es kommt dabei zur teilweisen
Verkohlung des Zuckers. Die Mischung aus dem zersetzten Salz und der Kohle ergibt den
schaumartig zur Schlange aufgeblähten Rückstand.
200°C
2 NaHCO3
C12H22O11+ 12 O2
Na2CO3 + H2O + CO2
12 CO2 + 11 H2O
Anwendung:
Friedrich Wöhler (1800-1882) erfand einen Jahrmarktsrenner, die Pharaoschlange. Der
Farbenchemiker O.N.Witt schildert diesen Versuch so:
„Sie besteht aus einem Kegel mit gepresstem gräulich-weissen Pulver, das auf einer
feuerfesten Unterlage angebrannt wird.Bläuliche Flamme, daraus stieg phantastisch gefärbtes
Ungetüm von braungelber Farbe auf, das wohl geeignet war, die Erinnerungen an die
Erzählung in der Bibel nachzuprüfen, derzufolge Moses seinen und seiner Begleiter vor dem
Pharao niedergeworfene Stäbe in Schlangen verwandelte...“
Natriumhydrogencarbonat findet als Backpulver Verwendung. Es dient dabei zur
Auflockerung des Teiges durch das in Hitze entwickelte Kohlendioxid.
Landolt-Reaktion
Versuch:
Drei Bechergläser enthalten gleiche Mengen einer angesäuerten, wässrigen Lösung von
Natriumsulfit und Stärke jedoch in einer wachsenden Menge Wasser. Gleichzeitig wird unter
Rühren in alle drei Bechergläser die gleiche Menge Kaliumiodat gegeben. Nach etwa 15
Sekunden beobachtet man in der Lösung mit dem kleinsten Volumen eine plötzliche
Verfärbung nach schwarzblau. Die Reaktionszeit in den anderen Bechergläsern wächst mit
dem Volumen der Lösungen.
Lösung A: 1.4 g KIO3 / 320 ml H2O
Lösung B: 1.3 g H2SO4 (konz) / 3.2 ml Ethanol / 0.37 g Na2SO3/
mit Wasser auf 320 ml auffüllen
Lösung C: 0.5 g Stärke, aufschlemmen in wenig Wasser, 100 ml siedendes
Wasser zugeben, nochmals aufkochen lassen, abkühlen
Vorlage H2O (ml)
Zugabe Lösung B (ml)
Zugabe Lösung C (ml)
Demonstration:
Zugabe Lösung A (ml)
Blaufärbung nach
600 ml
200
100
20
Bechergläser
800 ml
400
100
20
1000 ml
600
100
20
100
15 s
100
30 s
100
60 s
Vertiefung:
Die Reaktion ist als Landolt-Zeitversuch bekannt. Die beiden Ausgangslösungen enthalten
Iodat bzw. eine angesäuerte Lösung von Natriumsulfit. In jedem Becherglas laufen
nacheinander die folgenden Reaktionen ab.
IO3-
-
langsam
-
+ 3 HSO3
-
5 I + IO3 + 6 H
+
I2 + HSO3- + 3 H2O
I - + 3 HSO4-
schnell
3 I2 + 3 H2O
sehr
schnell
2 I - + HSO4- + 2 H3O+
Da die letzte Reaktion am schnellsten verläuft, wird die Farbe des elementaren Iods erst
sichtbar, wenn das Sulfit vollständig verbraucht ist. Iod allein färbt sich in wässriger Lösung
gelb. Setzt man hingegen der Sulfitlösung etwas Stärke zu, so entsteht die charakteristische
Einlagerungsverbindung von Iod in Amylose. Diese färbt die Lösung schwarzblau.
In allen drei Gefässen werden die gleichen Stoffmengen der Reaktanden umgesetzt. Das
unterschiedliche Volumen der Lösungen wird allein durch wachsende Mengen des
Lösungsmittels Wasser hervorgerufen. Damit verbunden ist eine Verringerung der
Stoffmengenkonzentration. Da die Reaktionsgeschwindigkeit von der
Stoffmengenkonzentration abhängt, verläuft die Reaktion bei der kleinsten
Stoffmengenkonzentration am langsamsten (s. Abschn. Anwendung).
Anwendung:
Der vorgestellte Versuch ist ein Schauversuch. Die Reduktion von Iodat mit Sulfit hat jedoch
auch technische Bedeutung. Sie bildet die Grundlage für die technische Herstellung
elementaren Iods aus der Iodat-haltigen Mutterlauge des Chilesalpeters entsprechend der
ersten beiden Gleichungen im Abschnitt „Vertiefung“.
Der Versuch dient schon lang als Vorlesungsexperiment zur Demonstration der Gesetze der
chemischen Kinetik. Eingeführt wurde er von J. Eggert und A. Skrabal. Hierzu schreibt A.
Skrabal 1922:
„Vorlesungsversuche zur Demonstration der Gesetze der chemischen Kinetik sind vielfach
vorgeschlagen worden. Sie genügen jedoch nicht den Anforderungen, die man an ein
Vorlesungsexperiment hinsichtlich Einfachheit, Durchsichtigkeit, Anschaulichkeit und
Zuverlässigkeit mit Fug und Recht stellen darf. Was Anschaulichkeit, Schärfe der
Erscheinung sowie das Moment der Überraschung angelangt, steht die Landoltsche Reaktion
an erster Stelle.
Die zu demonstrierende Reaktion soll eine einfache Reaktion sein und einem einfachen
Zeitgesetz unterliegen. Sie soll ferner mit konstanter Geschwindigkeit verlaufen. Die
Reaktionsgeschwindigkeit braucht alsdann nicht mehr durch einen Differentialquotienten
definiert zu werden, sondern kann durch den Quotienten
Länge der Reaktionsbahn
Reaktionsgeschwindigkeit =
Reaktionszeit
dargestellt werden. Wie beim fahrenden Eisenbahnzug oder beim laufenden Pferd kann man
die Geschwindigkeit aus einer Bahnstrecke und der zur Zurücklegung der letzteren
erforderlichen Zeit ermitteln. Die Konstanz der Geschwindigkeit ist gegeben, wenn die
gemessene Bahnstrecke im Verhältnis zur Gesamtlänge der Bahn klein ist. Die Reaktionszeit,
in ihrer Abhängigkeit von der Länge der Reaktionsbahn und der konstanten
Reaktionsgeschwindigkeit, ist durch die folgende Gleichung gegeben:
Länge der Reaktionsbahn
Reaktionszeit =
Reaktionsgeschwindigkeit
Alle diese Forderungen lassen sich an der Landoltschen Reaktion verwirklichen.“
Zitiert nach H. W. Roesky, K. Möckel „Chemische Kabinettstücke“
Variation der Landolt-Reaktion: „Bier-Herstellung“
Bei diesem Schauversuch handelt es sich um die Landolt-Reaktion ohne Stärke-Zusatz. In
einem 1l-Bierhumpen gibt man ein farbloses Tensid, z.B. ein Haarwasch- oder Geschirrspülmittel. Die richtige Menge muss erprobt werden.
Man gibt die Lösungen A und B gleichzeitig in das Glas. Nach etwa 15 s erfolgt eine
Gelbfärbung der Lösung und es entsteht der Eindruck eines frisch gezapften Biers.
Lösung A: 1.08 g KIO3 / 500 ml H2O
Lösung B: 1 g H2SO4 (konz) / 2.5 ml Ethanol / 0.28 g Na2SO3 / mit Wasser auf 500 ml
aufgefüllt
Bengalische Feuer
Versuch:
Drei Nickel-Tiegel enthalten eine Mischung aus 10 g Kaliumchlorat, 10 g Puderzucker sowie
20 g eines Metallnitrats (NaNO3, Sr(NO3)2, Ba(NO3)2). Auf die Mischung tropft man 1-2 ml
konzentrierte Schwefelsäure. Nach einer kurzen Induktionsperiode kommt es zur
Selbstentzündung des Reaktionsgemisches. Die Flammen zeigen eine vom zugesetzten
Metallnitrat abhängige Färbung.
Vertiefung:
Während Chlorate relativ schwache Oxidationsmittel sind, wirkt die korrespondierende Säure
stark oxidierend. Diese bildet sich, wenn man Kaliumchlorat mit konzentrierter
Schwefelsäure versetzt. Chlorsäure oxidiert Zucker unter Selbstentzündung in einer stark
exothermen Reaktion zu Kohlendioxid und Wasser.
8 KClO3 + C12H22O11
H2SO4 (konz)
8 KCl + 12 CO2 + 11 H2O
Die beigemischten Metallsalze färben die Flamme in charakteristischer Weise. Die
Aussenelektronen der Alkali- und Erdalkalimetalle werden durch die freigesetzte Energie in
angeregte Zustände überführt. Beim Übergang in den Grundzustand senden sie Licht mit
charakteristischer Wellenlänge aus.
Metall
Farbe
Hauptwellenlängen (nm)
Natrium
gelb
590 (gelb), 589 (gelb)
Strontium
karminrot
605 (orange), 461 (blau)
Barium
grün
524 (grün), 513 (grün)
Anwendung:
Im alten Indien, in der Provinz Bengalen, wurden von den Priestern Strontiumsalze mit
Kohle, Schwefel und Kaliumchlorat zu Kugeln oder Pyramiden gepresst und im Halbdunkel
der Tempel angezündet: Bengalische Feuer. Auch ohne Schwefel gelingt das farbenprächtige
Feuerwerk. Dessen Faszination, so schreibt der Venezianer Vannocio Biringuccio 1540 in
seinem Buch „De la pirotechnia“, dauere leider „nicht länger als der Kuss der Geliebten oder
vielleicht noch kürzer“. (zitiert nach H. R. Roesky, Chemische Kabinettstücke).
Iodstickstoff
Versuch:
1.5 g Iod und 10 ml konz. Ammoniak-Lösung werden in einem Mörser mit dem Pistill
verrieben und 10-15 Minuten stehengelassen. Anschliesend filtriert man den Festkörper über
einen Porzellantrichter, auf dem ein Papierrundfilter mit einer Drahtschlaufe liegt. Man
wäscht den Niederschlag 3x mit Ethanol und 3x mit Diethylether. Anschliessend legt man den
Rundfilter auf einen Korkring, der auf einer Holzunterlage liegt.
Nach einer Trocknungszeit von mindestens 45 min berührt man die Substanz mit einer
Hühnerfeder. Es kommt zu einer heftigen Explosion.
Achtung! Alle benutzten Geräte (Trichter, Mörser, Pistill) sofort mit viel Wasser abspülen.
Bei Trocknung der Rückstände besteht die Gefahr einer spontanen Explosion!
Vertiefung:
Die Umsetzung von Iod mit Ammoniak führt über mehrere Stufen (Gleichgewichte) zum
Stickstofftriiodid-Triammoniakat. Dieses wandelt sich bei Raumtemperatur langsam in das
Monoammoniakat um. Dieses ist in Ammoniakatmosphäre bei Raumtemperatur im Dunkeln
unbegrenzt haltbar. In trockenem Zustand explodiert es jedoch bei der geringsten Berührung,
bei gelinder Erwärmung oder Bestrahlung. Hauptursache hierfür ist die extreme Stabilität des
elementaren Stickstoffs.
3 I2 + 7 NH3
NI3. 3 NH3 + 3 NH4I
NI3. 3 NH3
NI3. NH3 + 2 NH3
8 NI3. NH3
5 N2 + 6 NH4I + 9 I2
In NI3. NH3 sind die NI3-Moleküle über Iod zu Ketten
verbrückt.
I
I
I
N
I
I
I
N
I
I
I
N
I
I
N
I
Verbrennung von Eisen in Sauerstoff
Versuch:
Der Boden einer 5-l-Glasflasche wird mit Sand bedeckt. Anschliessend leitet man einige
Minuten reinen Sauerstoff in die Flasche. Ein dünner Eisendraht (∅ ≈ 1 mm) wird zu einer
Spirale gebogen, an deren unterem Ende ein Streichholz befestigt ist. Nach dem Anzünden
hält man die Eisenspirale sofort in die Sauerstoffatmosphäre. Funkensprühend verbrennt das
Eisen. Die extreme Hitze wird dadurch verdeutlicht, dass geschmolze Eisenpartikel (Fp. ≈
1540°C) von der Spirale abfallen.
Vertiefung:
Gasförmiger Sauerstoff verbindet sich mit fast allen Elementen zu Oxiden. Vielfach
beobachtet man bei diesen Redoxreaktionen eine erheblicher Energieabgabe
(Feuererscheinungen). Derartige Verbrennungsvorgänge verlaufen im allgemeinen erst bei
erhöhten Temperaturen mit ausreichender Geschwindigkeit und müssen folglich durch
Zündung in Gang gebracht werden. Teilweise gelingt auch eine Beschleunigung mittels
Katalysatoren. Bei Raumtemperatur verhält sich Triplett-Sauerstoff jedoch gegen oxidable
Stoffe ausgesprochen reaktionsträge. Diese Tatsache ist für die Existenz von ("brennbaren")
Lebewesen in der Erdatmosphäre von grosser Bedeutung. Tatsächlich setzt sich gasförmiger
Sauerstoff allerdings auch unter Normalbedingungen langsam mit oxidablen Stoffen um. Zu
diesen als "stille Verbrennung" ("Autoxidation") bezeichneten Prozessen gehört das Rosten
von Eisen, das Vermodern von Holz und ähnliche Prozesse.
Setzt man die oxidierbaren Stoffe in feinverteilter oberflächenreicher Form oder den
Sauerstoff in konzentriertem Zustand ein, so wird die Geschwindigkeit stiller Verbrennungen
so erhöht, dass die vermehrte Wärmeabgabe zu einer Steigerung der Temperatur des
Reaktionsgemisches führt, was wieder eine Beschleunigung der Reaktion bedingt usw. So
kann es zu Explosionen (Kohlenstaubexplosion, Explosion von organischen Stoffen in
flüssigem Sauerstoff) kommen. Auch die Oxidation von Eisen kann in reiner SauerstoffAtmosphäre so beschleunigt werden, dass es nach dem Anzünden mittels eines Streichholzes
abrennt.
3 Fe + 2 O2
Fe3O4
ΔH° = -1119 kJ/mol
Das entstehende Eisen(II,III)-oxid ist das beständigste Oxid des Eisens und kommt auch in
der Natur als schwarzer Magneteisenstein (Magnetit) vor. Es besitzt eine inverse SpinellStruktur FeIIFe2IIIO4 (kubisch dichteste Packung von O2- - Ionen, Fe2+ in oktaedrischen, Fe2+
zur Hälfte in tetraedrischen, zur anderen Hälfte in oktaedrischen Lücken.
Anwendung:
Fe3O4 entsteht unter anderem als „Hammerschlag“ beim Verbrennen der beim Schmieden
von glühendem Eisen abspringenden Eisenteilchen. Wegen seiner grossen Beständigkeit
gegen saure und alkalische Agentien sowie gegen Chlor dient geschmolzener Magnetit zur
Herstellung von Elektroden für die Chloralkali-Elektrolyse. Die elektrische Leitfähigkeit von
Fe3O4 ist millionenmal grösser als die von Fe2O3, was wahrscheinlich durch einen raschen
Austausch von Valenzelektronen zwischen Fe(II) und Fe(III) bewirkt wird.
Verbrennung von Stahlwolle
Versuch:
Stahlwolle wird an der Querstange eines Stativs aufgehängt. Man entzündet sie am unteren
Ende, indem man mittels einer Batterie einen Kurzschluss hervorruft. Die Stahlwolle brennt
unter Aufglühen ab. Die Menge des Materials sollte der Grösse des Raums angepasst werden!
Vertiefung:
Das Phänomen der Eisenverbrennung wurde bereits im vorhergehenden Versuch erläutert.
Lithium, Natrium und Kalium in Wasser
Im Experiment wird in einer Kristallisierschale oder einem Becherglas Wasser vorgelegt.
Zum Nachweis der Hydroxidionen wird Phenolphthalein als Indikator (Umschlagpunkt
farblos-rot: pH 8...10) zugesetzt. Nach Zugabe des Alkalimetalls setzt mit unterschiedlicher
Heftigkeit eine Wasserstoffentwicklung bis zur vollständigen Auflösung des Metalls ein,
wobei sich die Lösung rot färbt. Das Metall schwimmt aufgrund seiner geringen Dichte auf
dem Wasser. Auch andere protonenaktive Substanzen, z.B. Alkohole, reagieren mit
Alkalimetallen unter Wasserstoffentwicklung. Als Beispiel wird die Reaktion von Ethanol
(pKS = 16,0) mit Natrium gezeigt. Die Reaktion verläuft deutlich langsamer als mit Wasser.
2 Li + 2 H2O → 2 Li+ + 2 OH- + H2 (g)
2 Na + 2 H2O → 2 Na+ + 2 OH- + H2 (g)
2 Na + 2 C2H5OH → 2 Na+ + 2 C2H5O- + H2 (g)
2 K + 2 H2O → 2 K+ + 2 OH- + H2 (g)
Chemische Grundlagen
Entsprechend der stark negativen Normalpozentiale
E°(Li+ / Li ) = – 3,02 V
E°(Na+ / Na) = – 2,71 V
E°(K+ / K) = – 2,92 V
wird Wasser [E(H+ / H2) = – 0,42 V bei pH 7] unter Bildung von Wasserstoff und den
entsprechenden Metallhydroxiden reduziert. Der aus dem Rahmen fallende hohe negative
Wert des Normalpotenzials von Lithium ist auf die besonders hohe Hydratationsenthalpie des
Lithium-Ions (ΔH° = - 499,5 kJ/mol) zurückzuführen, welche die Bildung von Li+-Ionen in
wässriger Lösung begünstigt.
Entsprechend dem mit steigender Atommasse zunehmenden elektropositiven Charakter
nimmt die Reaktivität der Alkalimetalle gegenüber Wasser vom Lithium zum Kalium zu.
Lithium reagiert mit Wasser, ohne zu schmelzen und ohne Entzündung des Wasserstoffs;
Natrium schmilzt bei der Reaktion, ohne dass der Wasserstoff verbrennt. Kalium (sowie auch
die schwereren Alkalimetalle) reagiert so heftig, dass sich der Wasserstoff entzündet und mit
violetter Flamme verbrennt.
Didaktische Hinweise
Die stetige Änderung der Reaktivität bei den Alkalimetallen wird zur Demonstration der
Periodizität in den Eigenschaften der Elemente und zur Einführung des Periodensystems der
Elemente eingesetzt.
Reaktivität von Aluminium gegenüber salzsauren Kupfersalzlösungen
Versuch:
In einem Erlenmeyerkolben werden 100 ml einer CuSO4-Lösung (1mol·l-1) mit 50 ml
30%iger Schwefelsäure versetzt. In einem zweiten Kolben gibt man zu 100 ml CuCl2-Lösung
(1mol·l-1) 50 ml konz. Salzsäure. In beide Kolben gibt man ein Stück geknüllte
Aluminiumfolie. In der schwefelsauren Lösung bleibt die Folie unverändert. Mit der
salzsauren Kupferchlorid-Lösung tritt dagegen eine heftige Reaktion ein. Dabei entsteht ein
Gas, das sich entzünden lässt und mit blaugrüner Flamme brennt. Die Lösung erhitzt sich
stark. Der dabei entstehende Wasserdampf führt nach kurzer Zeit zum Erlöschen der Flamme.
Im Kolben findet sich nach dem Abklingen der Reaktion metallisches Kupfer.
Vertiefung:
Aluminium ist ein sehr unedles Metall (E° (Al3+/Al) = -1.66 V). An der Luft überzieht es sich
mit einer dichten Oxidschicht. Es wird dadurch passiviert und ist vor weiterem Angriff
geschützt. Aluminiumoxid ist praktisch wasserunlöslich und auch gegen verdünnte Säuren
und schwache Laugen beständig. Liegen jedoch Komplexbildner vor, hier sind dies die
Chlorid-Ionen, kann die Oxidschicht leicht aufgelöst werden. Sobald an einer Stelle die
Metalloberfläche frei liegt, kann daran eine Redox-Reaktion mit den Kupferionen einsetzen.
Elementares Kupfer scheidet sich ab. Dabei bildet sich ein Lokalelement aus. An diesem
erfolgt die intensive Reaktion des Aluminiums mit der Salzsäure, wobei Wasserstoff entsteht.
Der Wasserstoff lässt sich entzünden. Die Flamme wird durch Kupfer blaugrün gefärbt.
Die Reaktionen an den Elektroden des Lokalelementes können folgendermassen beschrieben
werden:
Anode (Cu):
3 H+ + 3 e-
1.5 H2
Kathode (Al):
Al
Al3+ + 3 e-
3 H+ + Al
1.5 H2 + Al3+
Anwendung:
Das Experiment demonstriert die Passivierung des Aluminiums gegenüber Säuren sowie eine
Methode (Komplexbildung) zur Aufhebung der Passivierung .
Die Passivierung ist Grundbedingung dafür, dass Aluminium als Konstruktionsmaterial
verwendet werden kann. Die Schutzwirkung kann noch erheblich verbessert werden, indem
man durch anodische Oxidation künstlich eine wesentlich dickere, harte Oxidhaut (0.02 mm)
erzeugt (Eloxal-Verfahren; Eloxal = Elektrisch oxidiertes Aluminium). So behandeltes
(„eloxiertes“) Aluminium ist weitgehend beständig gegen Witterung, Seewasser, Säuren und
Alkalilaugen.
Cu-Fe-Element
Versuch:
Das Experiment zeigt die Reaktionen eines Lokalelements zwischen Kupfer und Eisen. Eine
Kupfer-Elektrode (links) und eine Eisenelektrode (rechts) werden in einem Becherglas
aufgehängt und mittels eines Leitungsdrahtes verbunden. In das Becherglas wird eine NaClLösung als Elektrolyt gefüllt. Um die Reaktionen sichtbar zu machen, werden der Lösung
Phenolphthalein und K3[Fe(CN)6] (rotes Blutlaugensalz) als Indikatoren zugesetzt. Die
Umgebung der Kupferelektrode färbt sich nach kurzer Zeit rot, was auf die basische Form des
Phenolphthaleins zurückzuführen ist. In der Umgebung der Eisenelektrode wird nach einiger
Zeit ein tiefblauer Feststoff ("Berliner Blau") sichtbar, der auf die Umsetzung der
entstandenen Fe2+ - Ionen mit dem Eisenkomplex zurückzuführen ist. Die Gesamtdauer der
im Video gerafften Reaktion beträgt etwa 30 min.
Vertiefung:
Korrosion ist die Reaktion eines Werkstoffes mit seiner Umgebung, die eine messbare
Veränderung des Werkstoffes bewirkt und zu seiner Schädigung (Risse, Löcher, Mulden)
führt. Die meisten Korrosionsprozesse sind elektrochemischer Art. Die elektrochemische
Korrosion wird durch die Bildung eines galvanischen Elementes verursacht. Berühren sich
zwei Metalle in einer Elektrolytlösung wie z.B. CO2 - haltigem Wasser (Regenwasser),
entsteht an der Berührungsstelle ein Lokalelement. Das unedlere Metall (Anode) löst sich auf
(korrodiert), am edleren Metall (Kathode) wird häufig Sauerstoff zu OH- - Ionen reduziert.
Entsprechend den Potenzialen E°(Cu2+ / Cu) = + 0,35 V und E°(Fe2+ / Fe) = - 0,44 V reagiert
Kupfer in diesem Lokalelement als Kathode und Eisen als Anode. Die Elektrodenreaktionen
und die Folgereaktionen können folgendermaßen beschrieben werden:
Anode:
Fe2+ + 2 e-
Fe
+3
Kathode:
+2 +3
Fe2+ + [Fe(CN)6]3-
[FeFe(CN)6]-
0.5 O2 + H2O + 2 e-
2 OH-
"Berliner Blau"
OH - Ionen färben Phenolphthalein rot
Die Gesamtreaktion der Korrosion ohne Folgereaktionen lautet:
Fe + 0.5 O2 + H2O
Fe(OH)2
Anwendung:
Korrosion von Metallen, besonders von Eisen, ist ein Problem von volkswirtschaftlicher
Dimension. Es fehlt daher nicht an Verfahren zur Eindämmung dieses Prozesses. Vollständig
zu verhindern ist er aber kaum. So lässt sich die Haltbarkeit des Eisens gegenüber feuchter
Luft durch Anstriche (z.B. Mennige-Grundierung) oder durch Überziehen mit Zink
(„verzinktes Eisenblech“) oder Zinn („Weissblech“) erhöhen. Die rostschützende Wirkung
von Mennige Pb3O4 beruht auf Passivierung durch oxidative Bildung eines EisenoxidÜberzuges. Das unedlere Zink bildet mit dem edleren Eisen ein galvanisches Element, bei
welchem das Eisen Kathode ist, so dass kein Rost gebildet wird. Das edlere Zinn schützt das
Eisen vor dem Rosten, solange der Überzug unverletzt ist. Tritt allerdings erst einmal an einer
Stelle Eisen zutage, so erfolgt durch Ausbildung eines Lokalelementes eine rasche Zerstörung
des als Anode fungierenden Eisens.
Mg / Trockeneis
Versuch
In die Mitte eines Trockeneis-Blocks wird ein Loch gebohrt und mit Magnesium-Band
gefüllt. Man entzündet das Metall mit dem Bunsenbrenner. Sobald das Magnesium mit
blendend weissem Licht brennt, wird es mit weiterem Trockeneis abgedeckt. Mit
fortschreitender Reaktion beginnt der gesamte Block zu glühen. Nach Abklingen der Reaktion
findet man im Zentrum des Blocks den entstandenen schwarzen Kohlenstoff.
CO2 + 2 Mg → 2 MgO + C
Chemische Grundlagen
Magnesium ist an der Luft trotz seiner hohen Affinität zu Sauerstoff bei Zimmertemperatur
recht beständig, da es sich wie auch Aluminium mit einer dünnen Oxidhaut überzieht. Bei
höheren Temperaturen verbrennt es mit blendend weissem Licht. Aufgrund der Affinität zu
Sauerstoff dient Magnesium als sehr kräftiges Reduktionsmittel. Es reduziert in der Hitze
auch so beständige Oxide wie SiO2 und B2O3. Im Experiment wird die Reduktionswirkung
am Beispiel des CO2 gezeigt.
Anwendungen und Alltagsbezug
Kohlendioxid liegt bei – 78,5°C und einem Druck von 1 bar in festem Zustand vor
("Kohlensäureschnee, Trockeneis"). Beim sehr raschen Verdampfen von flüssigem CO2 kühlt
es sich so stark ab, dass es gefriert. Das Molekülgitter wird durch van der Waals-Kräfte
zusammengehalten. Die sehr hohe Sublimationsenthalpie des festen CO2 (573,2 kJ/kg bei –
78,5°C) macht es als Kältemittel geeignet.
Die obige Reaktion ist ein Beleg dafür, dass Metallbrände nicht mit CO2-Feuerlöschern
bekämpft werden dürfen. (Naumann, L., Wasser und Kohlenstoffdioxid - keine Löschmittel
für brennende Leichtmetalle!, Naturw. im Unterricht, Sammelband 1997 (Experimente
interessant und praxisnah), S. 37)
Magnesium wird wegen seiner gleissend heller Flamme in der Pyrotechnik und für
Theaterblitze verwendet.
Farb- und Leuchtstoffe
Bleichen einer roten Rose
Versuch:
Man stellt eine Rose in einem als Vase dienenden Erlenmeyerkolben auf eine feuerfeste
Platte. Daneben wird in einer Glasschale etwas Schwefel entzündet. Anschliessend stülpt man
über Blume und Glasschale ein Becherglas. Nach einigen Sekunden ist die Rose weiss
gebleicht.
Besteht wieder der Wunsch nach einer roten Blume, taucht man die weisse Rose in ein
Becherglas mit konzentrierter Salzsäure und erhält wieder eine rote Blume.
Vertiefung:
Anthocyanine sind als Derivate der 2-Phenylbenzopyrylium-Salze (Flavylium-Salze) für die
blauen, violetten und roten Farben vieler Blumen, Früchte, Fruchtsäfte und Rotweinsorten
verantwortlich.
Die vier in wässrigen Lösungen möglichen Cyaninstrukturen stehen miteinander im
Gleichgewicht.
OH
OH
HO
O
OH
- H+
O
O
OH
OR
OR
OR
OR
Flavylium-Kation
pH 1-2; rot
Chinoide Base
pH 6-6.5; rot-violett
H2O / H+
OH
OH
OH
HO
OHO
HO
O
OH
OH
OR
OR
OR
Carbinol-Pseudobase
pH ca. 4.5; farblos
OR
Chalkon-Pseudobase
pH > 7; farblos
Bei Umsetzungen mit Schwefeldioxid im pH-Bereich von 1-3 spielt lediglich das rote
Flavylium-Kation eine Rolle. Der Verlust der Pigmentierung der Rose beruht auf der
nucleophilen Addition des Hydrogensulfits an das Flavylium-Kation unter Ausbildung eines
sehr stabilen Addukts. Das Hydrogensulfit resultiert aus der Umsetzung von SO2 mit Wasser
gemäss folgendem Gleichgewicht.
SO2 + 2 H2O
HSO3- + H3O+
Taucht man die Rose in konz. Salzsäure, so wird das Gleichgewicht nach links verschoben.
Die Konzentration des Hydrogensulfits sinkt und das Addukt wird zerstört. Man erhält wieder
das rote Flavylium-Kation.
Anwendung:
Dieser Versuch ist ein Schauversuch, der eindrücklich demonstriert, dass Schwefeldioxid als
Schadstoff in der Luft mit biologischen Organismen in Wechselwirkung tritt. Dabei muss
natürlich darauf hingewiesen werden, dass der Partialdruck (Konzentration) von SO2 in der
Luft um viele Zehnerpotenzen geringer ist als in unserem Experiment.
Blue Bottle
In einem Glasgefäss (Flasche, Kolben) werden 10 g NaOH in 750 ml Wasser gelöst. Man fügt
40 g Glucose hinzu. Nun versetzt man mit 10 ml Methylenblau-Lösung (0.2% in Wasser) und
verschliesst das Gefäss. Nach rund einer Minute entfärbt sich das Methylenblau. Danach
schüttelt man den Kolben kräftig durch, worauf die blaue Färbung wieder zurückkehrt. Dieser
Prozess kann mehrfach wiederholt werden.
Chemische Grundlagen
Viele organische Verbindungen können mittels Luftsauerstoff oxidiert werden. Diese
Reaktion kann besonders gut an organischen Farbstoffen beobachtet werden, die in der
reduzierten und oxidierten Form verschiedene Farben zeigen. Als Beispiel wird das
Redoxverhalten von Methylenblau demonstriert: Der blaue Farbstoff kann mittels Glucose
leicht zum farblosen Leukomethylenblau reduziert werden, wobei Glucose schliesslich zu
einem Gemisch von Gluconolacton, Gluconsäure und Glucuronsäure oxidiert wird. Bei Zutritt
von Luftsauerstoff wird die Leukobase wieder zum blauen Farbstoff oxidiert.
Die Reaktionen sind im folgenden Schema zusammengefasst.
N(CH3)2
N(CH3)2
Reduktion
Cl
+ C6H12O6
N
S
HN
S
+ HCl
+ O2
Oxidation
N(CH3)2
Methylenblau
N(CH3)2
Leukomethylenblau
Anwendungen und Alltagsbezug
Robert Koch gelang es gegen Ende des 19. Jahrhunderts, mit Methylenblau Tuberkelbazillen
anzufärben und damit zu markieren. Das kann als Beginn der Chemotherapie angesehen
werden. Paul Ehrlich etablierte die Verwendung des Methylenblaus zur Färbung des
peripheren Nervensystems. Heute wird Methylenblau immer noch zum Einfärben
histologischer Präparate verwendet. Es findet ausserdem als Tinten-und Textilfarbstoff
Verwendung. Der Übergang des blauen Farbstoffes in die farblose Leukoform kann als eine
Analogie zum Tintenkiller dienen. Allerdings verläuft die Entfärbung der Tinten mit
Tintenkiller oxidativ und nicht reduktiv wie beim Methylenblau und sie sollte auch
irreversibel sein.
M. Tausch (Photo-Blue-Bottle - Modellversuche zur Photosynthese und zur Atmung , Praxis
der Naturw.- Chemie. 3 (1994), 13 - 18) plädiert für die Verwendung eines analogen
Experimentes (Photo-Blue-Bottle) im Chemieunterricht als Analogie für Photosynthese und
Atmung. Bei diesemVersuch wird ein chemisches System durch Licht in einen energiereichen
(blauen) Zustand übergeführt (entsprechend der Photosynthese) und unter Wärmeabgabe und
Sauerstoffverbrauch kehrt das System in den energieärmeren (gelben) Zustand zurück
(entsprechend der Atmung).
Redoxreaktion mit Indigocarmin („Verkehrsampel“)
Versuch:
Ein 2-l-Becherglas enthält die Glucoselösung (A) und wird auf 35°C erwärmt. Nach Zugabe
von Indigocarmin (C) wird die nun blaue Lösung mit Lösung (B) versetzt und verfärbt sich
nach grün. Nach kurzer Zeit erfolgt ein Farbumschlag über rot nach goldgelb. Giesst man
diese Lösung aus 1-2 m Höhe in ein leeres 2-l-Becherglas, so liegt wieder eine grüne Lösung
vor. Diese Demonstration kann mehrfach wiederholt werden.
Lösung (A): 22.4 g Glucose in 1120 ml Wasser
Lösung (B): 9.6 g NaOH in 320 ml Wasser
(C): 0.064 g Indigocarmin
Vertiefung:
Der Wollfarbstoff Indigocarmin ist sehr luftempfindlich. Die Farbstofflösung wird durch
Glucose reduziert. Beim Umgiessen erfolgt Oxidation durch Luftsauerstoff. Es laufen
ähnliche Redoxprozesse wie beim Versuch „Blue Bottle“ ab.
O
H
N
Indigo
N
H
O
O
H
N
SO3H
Indigocarmin
N
H
HO3S
O
Sechs Farben
Versuch:
Sechs Glasgefässe werden vor der Demonstration mit geringen Mengen farbloser oder
schwach gefärbter Lösungen gefüllt. Für den Überraschungseffekt ist es günstig, wenn das
Publikum die Lösungen nicht erkennen kann. Wir benutzen in der Regel Burgundergläser mit
einem Volumen von etwa 500 ml.
Die Gläser werden mit folgenden Lösungen gefüllt:
Glas 1: Phenolphthalein 1% in Methanol, 1½ Pipetten lang (unmittelbar vor der Demo
zugeben)
Glas 2: Natriumcarbonat 5% in Wasser, 10 Tropfen
Glas 3: FeCl3 (Hydrat) 50% in Wasser, 10 Tropfen
Glas 4: Ammoniumthiocyanat 30% in Wasser, 5 Tropfen
Glas 5: Gelbes Blutlaugensalz K4[Fe(CN)6] 5% in Wasser, 10 Tropfen
Glas 6: NaOH 30% in Wasser, > 6 Tropfen
Die Lösungen in den Gläser 2-6 können bis zu 3h vorher vorgelegt werden.
Zur Demonstration füllt man Glas 1 aus dem Wasserhahn mit Leitungswasser und kippt die
farblose Lösung in Glas 2, wobei sie sich rot färbt. Glas 2 wird nun in Glas 3 gekippt usw.
Vertiefung:
Die Farbänderungen während des Umkippens sind im folgenden Schema zusammengefasst.
In den Gläsern 1-3 handelt es sich lediglich um Farbwechsel des Phenolphthaleins. In den
Gläsern 3-6 liegen verschiedene Eisenkomplexe vor:
Phenolphthalein
K4[Fe(CN)6]
FeCl3 x 6 H2O
Na2CO3
NH4SCN
2
1
3
NaOH 30%
4
Fe(SCN)3
farblos, pH < 8
rot, pH > 8
OH
O
5
K[FeIIFeIII(CN)6]
2 OH
O
C
O
OH
2H
O
O
C
O
6
Fe(OH)3
Drei unmischbare Flüssigkeiten
Drei Lösungen in den Farben Blau-Gelb-Rot stehen in einem Glas übereinander. Auch durch
Schütteln sind sie nicht mischbar, sie trennen sich nach kurzer Zeit wieder in die einzelnen
Phasen.
Durch geeignete Wahl der Lösungsmittel ist es möglich, drei nicht mischbare Phasen
zusammenzustellen. Das Experiment beruht darauf, dass Ethanol zwar mit Wasser, nicht aber
mit gesättigten Salzlösungen mischbar ist. Als dritte Phase wird ein unpolares organisches
Lösungsmittel (Ligroin) verwendet.
Vertiefung:
Beim Versetzen einer 1:1-Mischung von Ethanol und Wasser mit Kaliumcarbonat bis zur
Sättigung kommt es zu einer Phasentrennung von gesättigter Salzlösung und Ethanol. Fügt
man nun das unpolare Ligroin (Leichtbenzin, Kp. 65-100°C) zu, so entsteht ein nicht
mischbares Dreiphasensystem. Die einzelnen Phasen werden mittels geeigneter Farbstoffe
angefärbt. Die wässrige Phase wird durch das Salz Kupfersulfat blau gefärbt. In der basischen
Lösung liegt dann in merklicher Konzentration ein tiefblaues Cuprat-(II) vor.
Die alkoholische Phase wird durch Methylorange angefärbt und das Ligroin mittels Sudan III.
Ligroin / Sudan III
rot
H2O / C2H5OH /
Methylorange
gelborange
H2O / K2CO3 /
CuSO4
blau
Methylorange
NaO3S
N
N
N(CH3)2
Sudan III
N
N
N
N
HO
Nickel-Komplexe
Versuch:
Sieben Bechergläser enthalten eine wässrige Lösung von Nickel(II)-sulfat. Ein Becherglas
dient zum Farbvergleich. Die übrigen Bechergläser werden mit verschiedenen
Komplexbildnern (Ammoniak, Ethylendiamin im stöchiometrischen Verhältnis 1:1, 1:2 bzw.
1:3, Dimethylglyoxim, Kaliumcyanid) versetzt. Es bilden sich stark farbige Komplexe des
zweiwertigen Nickels.
7 400-ml-Bechergläser werden mit 20 ml wässriger NiSO4-Lösung 1 M gefüllt.
Anschliessend werden alle Gläser mit Wasser auf 300 ml aufgefüllt. Es empfiehlt sich, ein
Leuchtpult hinter die Gläser zu stellen.
Glas 1: Vergleichslösung (grün)
Glas 2: + 40 ml NH3 5 M (dunkelblau)
Glas 3: + 5 ml Ethylendiamin 25% (hellblau)
Glas 4: + 10 ml Ethylendiamin 25% (dunkelblau)
Glas 5: + 15 ml Ethylendiamin 25% (violett)
Glas 6: + 25 ml Dimethylglyoxim 1% (rot)
Glas 7: + 60 ml KCN 2 M (gelb)
Anmerkung: Das hochgiftige KCN sollte in diesen Mengen nur verwendet werden, wenn eine
sachgemässe Entsorgung gewährleistet ist!
Vertiefung:
Die vorgestellten Reaktionen und die Strukturen der Komplexe sind im folgenden Schema
zusammengefasst:
NH3
H3N
Ni
H3N
NH2
2+
NH3
H2N
NH3
H2 O
NH3
2+
OH2
Ni
OH2
OH2
dunkelblau
hellblau
en K = 10
β = 109
6 NH3
K = 109
en
NH2
H2N
OH2
Ni
H2 O
OH2
NH
2+
OH2
Ni
2+
OH2
HN
H2O
6
dunkelblau
OH2
en K = 10
5
OH2
3 en
18
β = 10
grün
NH2
H2N
Ni
HN
17
β = 10
NH
2 dmg
2+
H2
N
N
H2
violett
-
H3C
C
C
O
N
N
O
N
O
Ni
H
O
4 CN
18
β = 10
CH3
N
H
NC
CN
2-
Ni
C
H3C
NC
C
rot
CH3
CN
gelb
Anwendung:
Der vorgestellte Versuch ist ein Schauversuch, der die farbliche und strukturelle Vielfalt von
Nickel(II)-Komplexen unterstreichen soll. Nickel-Komplexe besitzen jedoch als
Katalysatoren auch praktische Bedeutung. Es sei hier nur auf die homogenkatalytische
Oligomerisierung konjugierter Diene mittels π-Allyl-Nickel-Komplexen und auf verschiedene
Hydrierprozesse an ungesättigten organischen Verbindungen hingewiesen.
Chemolumineszenz bei der Oxidation von Oxalsäureestern
Versuch:
Im abgedunkelten Raum werden zwei Lösungen A und B über einen Trichter gemeinsam in
eine farblose PET-Flasche (500 ml) gekippt. Es tritt sofort eine rote, grüne oder blau
Chemolumineszenz auf, die einige Minuten anhält.
Lösung A:
225 ml Dimethylphthalat
1.01g Bis(2,4,6-trichlorophenyl)oxalat (TCPO)
0.23 g Rhodamin B (rot)
oder 0.23 g 9,10-Diphenylanthracen (blau)
oder 0.23 g 9,10-Bis(phenylethinyl)anthracen
Lösung B:
167 ml Dimethylphthalat
42 ml tert.-Butanol
0.06 g Natriumsalicylat
17 ml H2O2 (30%) – kurz vor der Demonstration zugeben
Vertiefung:
Die summarische Redoxgleichung ist im folgenden wiedergegeben:
RO
O
O
C
C
OR
+ H2O2
2 CO2 + 2 ROH + hν
Sensibilisatoren: Rhodamin B
9,10- Diphenylanthracen
9,10-Bis(phenylethinyl)anthracen
Der exakte Mechanismus ist nicht bekannt. Es sollte jedoch intermediär ein Dioxetandion
entstehen, dass mit dem Farbstoff einen Charge-Transfer-Komplex bildet. Dieser zerfällt in
ein angeregtes Farbstoffmolekül und Kohlendioxid. Beim Übergang des Farbstoffs in den
Grundzustand wird Licht emittiert.
Katalyse
„Schaumschlange“ (Zersetzung von Wasserstoffperoxid mittels Iodid-Katalyse)
Versuch:
In einen Messzylinder werden 100 ml Wasserstoffperoxid (30%) gefüllt. Dazu gibt man 25 ml
eines Tensids (Geschirrspülmittel). Nach Zugabe einer katalytischen Menge Kaliumiodid (2g)
beginnt eine heftige Gasentwicklung. Der dabei gebildete, feinporige Schaum quillt aus dem
Messzylinder.
Achtung! Grosse Auffangschale für den Schaum benutzen!
Vertiefung:
Wasserstoffperoxid zeigt ein starkes Bestreben, unter grosser Wärmeentwicklung in Wasser
und Sauerstoff zu zerfallen (Disproportionierung):
2 H2O2
2 H2O + O2
ΔH = - 196.2 kJ/mol
Bei Zimmertemperatur ist die Zerfallsgeschwindigkeit allerdings unmessbar klein, so dass
Wasserstoffperoxid sowohl in reinem wie auch in gelöstem Zustand praktisch beständig
(metastabil) ist. Erst bei höheren Temperaturen zersetzt es sich, unter Umständen auch
explosionsartig. Die grosse Zerfallshemmung beruht darauf, dass der erste Schritt einer H2O2Thermolyse in einer energieaufwendigen Molekülspaltung in zwei OH-Radikale besteht.
Letztere setzen sich unter Auslösung einer Radikalkettenreaktion weiter mit H2O2 um. Durch
Katalysatoren (z.B. feinverteiltes Silber, Gold, Platin, Braunstein oder Staubteilchen als
heterogene Katalysatoren sowie I-, IO3-, OH-, Fe3+ oder Cu2+ als homogene Katalysatoren)
lässt sich die Zersetzungsgeschwindigkeit stark erhöhen. Gegebenenfalls tritt bereits bei
Raumtemperatur stürmische Sauerstoff-Entwicklung ein und bei hochkonzentrierten
Lösungen wegen der starken Wärmeentwicklung sogar explosionsartiger Zerfall.
Tenside (latein.: tensio = Spannung ) sind Verbindungen, welche die Grenzflächenspannung
herabsetzen. Tenside sind amphiphile (bifunktionelle) Verbindungen mit mindestens einem
hydrophoben und einem hydrophilen Molekülteil. Der hydrophobe Rest ist zumeist eine
möglichst lineare Kohlenwasserstoff-Kette mit acht bis 22 Kohlenstoff-Atomen. Spezielle
Tenside haben auch (Dimethyl-)Siloxan-Ketten oder perfluorierte Kohlenwasserstoff-Ketten
als hydrophoben Molekülteil. Der hydrophile Rest ist entweder eine negative oder positive
elektrisch geladene (hydratisierbare) oder eine neutrale polare Kopfgruppe. Der Schaum
entsteht, wenn das bei der Reaktion gebildete Sauerstoffgas durch die Lösung nach oben
strömt.
Anwendung:
Die hier gezeigte Variante der Zersetzung von H2O2 ist ein Schauversuch.
Man nutzt den katalytischen Zerfall von H2O2 zur Darstellung von Sauerstoff im Labor,
indem man H2O2 (30%) an einem platinierten Nickelblech zersetzt oder Braunstein zu einer
10-15 %igen H2O2 – Lösung gibt. Überschüssiges H2O2 in Reaktionsgefässen zerstört man
durch Erhitzen mit Alkalilauge. Der Zerfall erfolgt offensichtlich auf dem Wege einer
nucleophilen Substitution. Auch die Natur bedient sich eines Katalysators (z.B. des Fe3+haltigen Enzyms Catalase) zum raschen Abbau des im lebenden Organismus durch eine Reihe
von Prozessen erzeugten Wasserstoffperoxids.
Zersetzung von Wasserstoffperoxid mittels Braunstein oder KMnO4
Versuch:
In einem Reagenzglas wird eine katalytische Menge Mangan(IV)-oxid („Braunstein“)
vorgelegt. Übergiesst man die Substanz mit Wasserstoffperoxid (30%), so kommt es zu einer
heftigen Zersetzungsreaktion unter Sauerstoff-Entwicklung.
Grosse Variante „Dampfsäule“ (Nur in hohen Räumen oder unter freiem Himmel
durchführen! Schutzbrille! Zuschauer sollten einige Meter Abstand halten!): In einen 200 ml
Weithals-Erlenmeyerkolben gibt man etwa 30-50 ml Wasserstoffperoxid (30%). Nach Zugabe
einer Spatelspitze KMnO4 schiesst eine Dampfsäule aus dem Kolben. Um den Dampfstrahl
gerichtet nach oben zu lenken, kann man auf den Kolben noch ein Plexiglasrohr aufsetzen.
Vertiefung:
Wasserstoffperoxid zeigt ein starkes Bestreben, unter grosser Wärmeentwicklung in Wasser
und Sauerstoff zu zerfallen (Disproportionierung):
2 H2O2
2 H2O + O2
ΔH = - 196.2 kJ/mol
Bei Zimmertemperatur ist die Zerfallsgeschwindigkeit allerdings unmessbar klein, so dass
Wasserstoffperoxid sowohl in reinem wie auch in gelöstem Zustand praktisch beständig
(metastabil) ist. Erst bei höheren Temperaturen zersetzt es sich, unter Umständen auch
explosionsartig. Die grosse Zerfallshemmung beruht darauf, dass der erste Schritt einer H2O2Thermolyse in einer energieaufwendigen Molekülspaltung in zwei OH-Radikale besteht.
Letztere setzen sich unter Auslösung einer Radikalkettenreaktion weiter mit H2O2 um. Durch
Katalysatoren (z.B. feinverteiltes Silber, Gold, Platin, Braunstein oder Staubteilchen als
heterogene Katalysatoren sowie OH-, Fe3+ oder Cu2+ als homogene Katalysatoren) lässt sich
die Zersetzungsgeschwindigkeit stark erhöhen. Gegebenenfalls tritt bereits bei
Raumtemperatur stürmische Sauerstoff-Entwicklung ein und bei hochkonzentrierten
Lösungen wegen der starken Wärmeentwicklung sogar explosionsartiger Zerfall.
Anwendung:
Man nutzt den katalytischen Zerfall von H2O2 zur Darstellung von Sauerstoff im Labor,
indem man H2O2 (30%) an einem platinierten Nickelblech zersetzt oder Braunstein zu einer
10-15 %igen H2O2 – Lösung gibt. Überschüssiges H2O2 in Reaktionsgefässen zerstört man
durch Erhitzen mit Alkalilauge. Der Zerfall erfolgt offensichtlich auf dem Wege einer
nucleophilen Substitution. Auch die Natur bedient sich eines Katalysators (z.B. des Fe3+haltigen Enzyms Catalase) zum raschen Abbau des im lebenden Organismus durch eine Reihe
von Prozessen erzeugten Wasserstoffperoxids.
Oszillierender Pt-Draht (Oxidation von Methanol)
Versuch:
In ein Becherglas gibt man Methanol. In das Becherglas hängt man nun einen Pt-Draht, der in
unserem Fall zum ETH-Signet geformt wurde (Abstand zur Methanoloberfläche etwa 1 cm).
Vor Beginn des Versuchs wird der Pt-Draht mit dem Brenner erhitzt. Nach Abdunkeln des
Raumes sieht man den glühenden Draht über dem Methanolspiegel. In der hellsten Glühphase
des Drahtes entzündet sich das Methanol, brennt kurze Zeit und erlischt. Während der
Brennphase verblast die Rotglut des Drahtes. Das Glühen beginnt jedoch bald darauf erneut
und das Methanol wird wiederum entzündet. Der Vorgang wiederholt sich bis zum
vollständigen Verbrauch des Methanols. Es muss darauf geachtet werden, dass der
Gasaustausch mit der Umgebung jederzeit gewährleistet ist (Zuführung des zur Oxidation
benötigten Luftsauerstoffs).
Vertiefung:
Die Oxidation des Methanols kann auf zwei Weisen verlaufen. Die platinkatalysierte
Oxidation führt zum Formaldehyd und Wasser (I). Bei der Verbrennung des Methanols
entstehen Kohlendioxid und Wasser (II).
Aufglühen des Drahtes:
O
Pt
CH3OH + 0.5 O2
H
C
+ H2O
(I)
H
Entflammen der Lösung:
CH3OH + 1.5 O2
CO2+ 2 H2O
(II)
In der Glühphase dominiert der Prozess (I). Dabei heizt sich das Methanol-LuftDampfgemisch über der Lösung immer mehr auf, bis es zur Selbstentzündung kommt (II). Da
die Verbrennung mehr Sauerstoff benötigt, herrscht für kurze Zeit Sauerstoffmangel. Daher
erlischt die Flamme und die katalytische Oxidation wird gebremst. Nachdem neuer
Luftsauerstoff nachgeliefert wurde, setzt zunächst die katalytische Oxidation wieder ein und
der Reaktionszyklus beginnt von vorn.
Anwendung:
Formaldehyd (Methanal) ist ein wichtiges organisches Zwischenprodukt und wird weltweit
jährlich in der Grössenordnung von mehreren Millionen Tonnen durch katalytische Oxidation
von Methanol mit Sauerstoff hergestellt. In der Technik verwendet man als Katalysator in der
Regel allerdings nicht Platin sondern das billigere Silber.
Trotzdem ist Platin das wichtigste und häufigste Metall der Platingruppe und findet
ausgedehnte technische Verwendung als Katalysator (Jahresweltproduktion etwa 100 t).
Ammoniak-Oxidation an Chrom(III)-oxid
Versuch:
50 ml einer konzentrierten wässrigen Ammoniak-Lösung (35%) werden in einen 10-lGlaskolben gefüllt. Durch Schütteln bildet sich über der Flüssigkeit ein Ammoniak-LuftGemisch. Ausserhalb des Kolbens wird Cr2O3 in einem Metalltiegel zur Rotglut erhitzt. Man
führt den Tiegel in den Kolben ein und versprüht die heissen Partikel mittels Luftdruck. An
der Oberfläche der Partikel wird Ammoniak mittels Luftsauerstoff oxidiert, wobei der
Katalysator hell aufglüht.
Das verwendete Cr2O3 sollte eine möglichst grosse Oberfläche besitzen. Daher eignet sich
besonders gut Chrom(III)-oxid, das bei der Verbrennung von Ammoniumchromat („Vulkan“)
entsteht.
Vertiefung:
Die Synthese von Ammoniak aus Stickstoff und Wasserstoff ist die einzige grosstechnisch
nutzbare Methode zur Spaltung der Dreifachbindung des Stickstoffmoleküls. Daher führen
alle technischen Synthesen von Stickstoffverbindungen aus Luftstickstoff über die Stufe des
Ammoniaks. Für die Herstellung von Salpetersäure und Nitraten muss der Ammoniak gezielt
zu Stickstoffmonoxid oxidiert werden. Ohne den Einsatz eines Katalysators verbrennt er an
der Luft jedoch vorrangig zu elementarem Stickstoff und Wasser. Bei Einsatz eines
Katalysators ist jedoch bei hohen Temperaturen eine selektive Verbrennung zum
endothermen Stickstoffmonoxid (ΔH° = + 90.6 kJ/mol) möglich. Dieses wird anschliessend
durch Luftsauerstoff zu Stickstoffdioxid weiter oxidiert. In der Technik werden Platinnetze
mit grosser Oberfläche als Katalysatoren verwendet (Ostwald-Verfahren).
Der hier gezeigte Versuch verwendet Cr2O3 als Katalysator, wobei ein analoger Effekt
beobachtet wird.
4 NH3 + 5 O2
Cr2O3
> 600°C
4 NO + 6 H2O
Anwendung:
Die katalytische Oxidation von Ammoniak ist Teil des technischen Prozesses zur Gewinnung
von Salpetersäure, Nitraten (Düngemittel, Sprengstoffe) sowie organischen
Nitroverbindungen.
Die hier gezeigte Variante der Oxidation mit Hilfe von Chrom(III)-oxid ist ein Schauversuch.
Blau-Gold-Reaktion
Versuch:
In einem 2-l-Becherglas wird eine auf 50°C vorgewärmte Lösung von 25g Seignettesalz in
150 ml Wasser gerührt. Nach Zugabe von 6 ml H2O2 (30%) und 0.38g CuSO4 x 5 H2O setzt
die Reaktion unter Aufschäumen ein und führt zum Farbumschlag von blau nach orange.
Durch mehrfache Zugabe von Wasserstoffperoxid (6 ml 30%-ige oder 60 ml 3%-ige Lösung)
kann das Farbspiel zwischen blau und orange mehrfach wiederholt werden. Diese Reaktion ist
unter dem Namen „Blau-Gold-Reaktion“ bekannt.
Vertiefung:
Die Oxidation von Natriumkaliumtartrat ("Seignettesalz") mit Wasserstoffperoxid verläuft in
unkatalysiertem Zustand sehr langsam. Der Zusatz eines Schwermetall-Ions, in unserem Fall
Cu2+ oder beschleunigt die Reaktion jedoch stark.
C4H4O62-
+ 5 H2O2
Cu2+
4 CO2 + 6 H2O + 2 OH -
COO
C4H4O62- =
H
HO
OH
H
COO
Tartrat = Salz der Weinsäure
Wird eine wässrige Lösung von Tartrat und Wasserstoffperoxid mit einer katalytischen
Menge von blauer CuSO4 - Lösung versetzt, so kommt es zu einer starken Gasentwicklung
(teilweise mit Überschäumen), gefolgt von einem Farbumschlag nach gelb-orange. Diese
Färbung wird durch festes Cu2O hervorgerufen. Die Zugabe von weiterem
Wasserstoffperoxid bringt zunächst die blaue Farbe von Cu2+ zurück. Nach erneutem
Aufschäumen tritt wiederum der Farbwechsel nach gelb-orange ein. Dieser Reaktionszyklus
kann mehrfach wiederholt werden, bis das Lösungsmittelvolumen zu gross und die
Konzentrationen der Reaktionspartner zu klein werden. Die folgenden Gleichungen fassen
den Reaktionszyklus zusammen. Dabei sollte berücksichtigt werden, dass der Mechanismus
durch Nebenreaktionen deutlich komplexer wird. So wird H2O2 durch Schwermetallkationen
auch zu Sauerstoff und Wasser zersetzt.
2-
C4H4O6 + 4 H2O2 + 2 Cu2+
Cu2O + 4 CO2 + 5 H2O + 2 H+
blau
orange
Cu2O + H2O2 + 2 H+
2 Cu2+ + 2 OH - + H2O
orange
blau
2+
2C4H4O6
Cu
+ 5 H2O2
4 CO2 + 6 H2O + 2 OH -
Die gleiche Redoxreaktion kann auch mit dem Katalysator Co2+ durchgeführt werden. Im
Gegensatz zum Kupfer scheint jedoch keine Redoxreaktion am Metall-Ion stattzufinden.
Anwendung:
Bei Gegenwart von „Seignettesalz“ werden Cu(II)-salze durch Alkalilaugen nicht gefällt. Es
entsteht vielmehr eine tiefblaue Lösung, die einen quadratisch planaren Komplex mit
nachfolgender Konstitution enthält:
K O
C
O
O
C
O Na
H
C
H
O
O
C
H
Cu
H
C
O
O
H
C
H
Na O
C
O
O
C
O K
Unter dem Namen „Fehlingsche Lösung“ dienen derartige alkalische Kupfersalzlösungen
zum Nachweis reduzierender Stoffe wie Zucker. Der Nachweis erfolgt durch den
Farbumschlag zum orange-gelben Cu2O.
Gase
Ammoniak-Springbrunnen (2 Versionen)
Versuch:
Drei Rundkolben enthalten Wasser, welches mit den Indikatoren Bromkresolgrün,
Phenolphthalein und Methylrot sowie jeweils einigen Tropfen Salzsäure versetzt wurde. Die
Indikatoren liegen dabei in der sauren Form vor. Über Steigrohre sind die Kolben mit drei
gleich grossen Rundkolben verbunden, welche mit Ammoniak-Gas gefüllt sind. Durch kurzes
Anblasen (Überdruck) gelangt Wasser in die oberen Kolben. In der Folge wird das gesamte
Wasser unter Bildung einer wässrigen Ammoniak-Lösung nach oben gezogen, was durch den
Farbwechsel der Indikatoren verdeutlicht wird.
Der zweite Teil des Versuches zeigt eine spezielle Version des Ammoniak-Springbrunnens.
Anstatt eines Glaskolbens wird eine 1.5-l-PET-Flasche mit Ammoniakgas gefüllt. Spritzt man
wiedeum Wasser ein, so wird die PET-Flasche infolge des starken Unterdrucks zusammengequetscht.
Vertiefung:
Ammoniak ist in Wasser ausserordentlich gut löslich. 1 Liter Wasser löst bei 0°C 1176 Liter,
bei 20°C 702 Liter Ammoniak, entsprechend einer 35%igen Lösung. Die wässrige Lösung
(„Salmiakgeist“) reagiert schwach basisch.
NH3 (g) + H2O
NH3 . H2O
NH4+ + OH -
Der Springbrunnen-Versuch zeigt die grosse Heftigkeit, mit der der Ammoniak von Wasser
absorbiert wird. Infolge der Absorption des Ammoniaks im Wasser sinkt der Druck im
Kolben, sodass das Wasser aus der oberen – verengten – Öffnung des Steigrohres austritt. Die
so vergrösserte Wasseroberfläche führt zu einer raschen Steigerung der
Absorptionsgeschwindigkeit, bis schliesslich das Wasser wie eine Fontäne in den Glaskolben
einschiesst. Dabei ändert sich auf Grund der basischen Wirkung des Ammoniaks die Farbe
des Indikators.
Anwendung:
Dieser Versuch dient zur Demonstration der guten Löslichkeit von Ammoniak-Gas in Wasser.
Ammoniak wird heute in einer Menge von etwa 100 Millionen Tonnen pro Jahr hergestellt.
Zum überwiegenden Teil (80%) wird er in verschiedenen Formen als Düngemittel eingesetzt.
Weitere wichtige Verwendungszwecke sind die Herstellung von Kunststoffen, Fasern sowie
Sprengstoffen.
Entgasung von Bier im Vakuum
Versuch:
Ein Glas Bier wird unter ein evakuierbares Glasrohr gestellt. Nach Einschalten der
Vakuumpumpe beobachtet man eine Gasentwicklung im Bier. Bei einem Druck von p < 400
mbar beginnt eine Schaumsäule aus dem Glas zu steigen. Diese kann in Abhängigkeit vom
verwendeten Glasrohr eine Höhe von mehreren Metern erreichen.
Ungekühltes Hefe-Weissbier eignet sich für diesen Versuch am besten, da es einen
vergleichsweise hohen Tensid-Anteil enthält.
Vertiefung:
Bier ist ein CO2-haltiges Getränk, das durch alkoholische Gärung eines mit Hopfen gekochten
wässrigen Auszuges aus gekeimtem Getreide entsteht.
Einige Inhaltsstoffe des Bieres haben Tensidcharakter (Schaumbildner). Es handelt sich
hierbei um die leicht bitteren Inhaltsstoffe des Hopfens Humolon und Lupolon. Je mehr
Hopfen im Bier ist, umso eindrucksvoller ist der Schaum.
H
O
CH3
O
CH3
H3C
CH3
HO
O
Humolon
HO
CH3
CH3
1 Liter Wasser löst bei 20°C 0.9 Liter, bei 15°C 1 Liter und bei 0°C 1.7 Liter Kohlendioxid
von Atmosphärendruck. Mit steigendem Druck nimmt die Löslichkeit zu. Die entstehende
Lösung ist schwach sauer. Das kommt daher, dass sich physikalisch gelöstes Kohlendioxid
mit Wasser in geringem Betrag (≈ 0.2%) zu Kohlensäure H2CO3 umsetzt (K = 2·10-3 ; pK =
2.70). Diese (als freie Säure nicht isolierbare) Kohlensäure ist theoretisch eine mittelstarke
Säure. Ihre Dissoziationskonstante KS1 beträgt 1.7·10-4 (pKS1 = 3.76). Da aber ≈ 99.8% des
gelösten Kohlendioxids nicht als H2CO3 sondern als hydratisiertes CO2 vorliegen, wirkt die
Gesamtlösung als schwache Säure. Gewöhnlich gibt man daher die „Scheinbare
Dissoziationskonstante“ an, indem man als undissoziierten Säureanteil im
Massenwirkungsgesetz die Gesamtkonzentration von Kohlensäure und Kohlendioxid einsetzt.
Dann bekommt KS1 den um drei Zehnerpotenzen kleineren Wert 3.47·10-7 (pKS1 = 6.46). Die
zweite Dissoziationskonstante KS2 beträgt 3.98·10-11 (pKS2 = 10.4).
"pKS1" = 6.46
pK = 2.70
CO2(g) + H2O
CO2 . H2O
pKS1 = 3.76
H2CO3
pKS2 = 10.40
+
-
H + HCO3
+
2-
2 H + CO3
Öffnet man eine Bierflasche, so stellt sich zwischen dem Kohlendioxid in der flüssigen Phase
und dem Kohlendioxid der Luft ein Gleichgewicht ein. Dieses wird durch das HenryDaltonsche Gesetz beschrieben. Die Proportionalitäts-Konstante wird auch als HenryKonstante bezeichnet.
pCO2
p°
K=
cCO2 ,aq
γ CO2 ,aq ⋅
c°
Die Löslichkeit des CO2 in der flüssigen Phase ist also proportional seinem Partialdruck in der
Gasphase (Luft). In unserem Versuch wird die Luft durch Anlegen eines Vakuums
abgepumpt. Damit veringert sich die Löslichkeit des CO2 im Bier und das Gas entweicht. Die
schnelle Entgasung in Anwesenheit von Tensiden führt zur gezeigten Schaumsäule.
Anwendung:
Der vorgestellte Versuch ist ein Schauversuch. Vom didaktischen Gesichtspunkt bietet er
jedoch vielseitige Ansatzpunkte (Lösung von Gasen in Wasser, Chemie des Biers).
Schwebender Ballon
Versuch:
Eine Plexiglasröhre steht auf einer ebenen Unterlage. Auf dem Boden liegen eine Stücke
festes Kohlendioxid („Trockeneis“). Durch Sublimation des festen CO2 füllt sich die Röhre
allmählich mit CO2-Gas. Ein mit wenig Wasserstoff gefüllter Ballon, der in Luft sinkt, wird
von oben in die Röhre geführt. An der Grenzfläche zwischen Luft (oben) und CO2 (unten)
wird er in der Schwebe gehalten. Kippt man die Röhre leicht an, so sinkt der Ballon nach
unten.
Vertiefung:
Die Steigfähigkeit eines Ballons ist umso grösser, je grösser sein Volumen und je kleiner sein
Gewicht ist. Man kann daher einen Ballon durch Füllen mit Wasserstoff so austarieren, dass
er in Luft gerade noch sinkt.
Sinkt dieser Ballon auf eine Schicht gasförmigen Kohlendioxids, so erfährt er einen grösseren
Auftrieb. Dieses ist auf die grössere Dichte von CO2 gegenüber Luft zurückzuführen. Der
Ballon schwebt an der Grenzfläche beider Gase.
Kippt man das Rohr an, so fliesst das spezifisch schwerere CO2 sofort aus der Röhre und Luft
strömt von oben nach. Damit verlagert sich die Grenzfläche beider Gase nach unten und der
Ballon sinkt auf den Boden ab.
In analoger Weise können auch Seifenblasen zum Schweben gebracht werden.
Anwendung:
Es handelt sich um einen historischen Versuch aus der Frühzeit des Luftballons. Zitiert
werden soll dazu eine historische Quelle (Wieglebs Magie 1793):
„Ein in der Luft frei schwebender Körper, der steigt, wenn man ihn niederdrückt, und wieder
sinkt, wenn man ihn hebt.“
Diese belustigende und sehr sonderbar anzusehende Erscheinung beruhet darauf, dass ein
kleiner durch eine Figur versteckter Luftball mit entzündbarer Luft (Anm.: H2) gefüllet wird.
Hiernächst muss ein grosses Zuckerglas zur Hand seyn. Dieses Zuckerglas wird mit fixer Luft
(Anm.: CO2) angefüllet. Sobald dies geschehen, wirft man die kleine aerostatische Maschine,
die in der gemeinen Luft zu Boden fallen wird, in das Zuckerglas, worin sie, anstatt zu sinken,
in der Mitte desselben schwebend sich erhalten wird.
Eben diese Erscheinung äussert sich, wenn man eine solche angefüllte kleine Figur in einen
Keller zu der Zeit hineinwirft, wenn frisch gefasster junger Wein brausst, oder Bier in der
Gärung steht. Giebt man im letzteren Fall dem versteckten kleinen Luftballon die Figur eines
Menschen, so wird diese frey in der Luft schwebende Figur von allen Unkundigen wundervoll
angestaunt, aber auch gewiss von andern Personen, welchen die natürliche Ursache bekannt
ist, nicht ohne Ergötzen angesehen werden.“
CO2-Diffusion in Seifenblasen
Versuch:
In einem grossen Glasgefäss liegen einige Stücke Trockeneis. Nach einigen Minuten hat das
sublimierte CO2-Gas die Luft weitgehend aus dem Gefäss verdrängt. Man nimmt ein kleines
Glasgefäss und taucht es in eine Seifenlösung, so dass sich eine Seifenhaut über den oberen
Rand spannt. Nun stellt man das kleine Gefäss in das grosse hinein. Nach kurzer Zeit wölbt
sich die Seifenhaut nach oben und wird aufgeblasen.
Vertiefung:
Das kleine Gefäss enthält Luft. Stellt man es in das grosse hinein, so wird die Luft im
Glasinneren von der äusseren Kohlendioxidatmosphäre nur durch eine dünne Seifenhaut
getrennt. Das Kohlendioxid versucht, das Konzentrationsgefälle mittels Diffusion
auszugleichen. Die CO2-Moleküle durchdringen die Seifenhaut und heben sie kräftig an.
Als Diffusion wird allgemein die Bewegung eines Gases infolge Wärmebewegung
(Brownsche Molekularbewegung) aus einem Bereich höherer Konzentration in einen Bereich
niedrigerer Konzentration bezeichnet. Die Diffusionsgeschwindigkeit eines Gases ist dabei
direkt proportional zur Temperatur und indirekt proportional zu seiner Molekülmasse.
N2O-P(rot)
Versuch:
Ein grosser Erlenmeyer-Kolben wurde vor der Demonstration mit Distickstoffmonoxid
gefüllt. Ausserhalb des Gefässes entzündet man in einem Metalllöffel roten Phosphor. Dieser
brennt an der Luft mit kleiner Flamme. Bringt man den brennenden Phosphor jedoch in die
N2O-Atmosphäre, so wird die Verbrennung unter hellem Aufleuchten stark beschleunigt.
Dieser Versuch kann mehrfach wiederholt werden.
Vertiefung:
Distickstoffoxid unterhält die Atmung nicht. Es darf daher bei Narkosen nur bei gleichzeitiger
Sauerstoffzufuhr eingeatmet werden. Die Verbrennung leicht entzündlicher Stoffe wird
dagegen lebhaft unterhalten. So verbrennen Phosphor, Schwefel, Kohle oder ein glimmender
Holzspan darin wie in Sauerstoff. Gemische mit Wasserstoff explodieren beim Entzünden wie
Knallgas.
Δ
10 N2O
10 N2 + 5 O2
4 P(rot) + 5 O2
P4O10
10 N2O + 4 P
P4O10+ 10 N2
Die Verbrennung mit N2O ist im allgemeinen schwieriger einzuleiten als mit Sauerstoff, da
Distickstoffoxid bei niedrigen Temperaturen recht beständig ist und erst bei etwa 600°C in die
Elemente zerfällt. Die Stabilität ist jedoch kinetisch, nicht thermodynamisch bestimmt. Die
Konstitution des linear gebauten Oxids lässt sich durch zwei mesomere Grenzstrukturen
wiedergeben. Das Molekül ist isoster mit CO2.
N2O
N
N2 + 0.5 O2
N
O
ΔH = - 82.1 kJ/mol
N
N
O
Anwendung:
Distickstoffmonoxid zeigt schwach betäubende Wirkung. Es kommt daher in verflüssigtem
Zustand in Stahlflaschen für Narkosezwecke in den Handel. In geringen Mengen eingeatmet,
ruft es einen rauschartigen Zustand und eine krampfhafte Lachlust hervor („Lachgas“).
Tanzendes Feuer
Versuch:
In einem Schlenkgefäss werden 10 ml Methan (Erdgas) (Kühlmittel: flüssiger Stickstoff, 77
K) oder 10 ml Butan/Propan (aus Campingbrenner, Kühlmittel: Trockeneis/Isopropanol, -78
°C) kondensiert. Die Gefässe werden bis zur Demonstration im Kühlmittel gelagert.
Günstigerweise verschliesst man die Gefässe mit einem Ballon. Dadurch kann ein
Verdampfen wegen ungenügender Kühlung sofort bemerkt werden. Anderseits wird auch
verhindert, dass in das Methan Luftsauerstoff einkondensiert wird.
Zur Demonstration nimmt man die Gefässe aus dem Kühlmittel, erwärmt sie leicht mit der
Hand und entzündet die entweichenden Dämpfe. Man giesst den gesamten Inhalt auf eine
flache Metallplatte und beobachtet die sogenannten „tanzenden Feuer“.
Vertiefung:
Bei diesem Versuch handelt es sich um eine einfache Verbrennung von Kohlenwasserstoffen.
Das „Tanzen“ der Feuer wird dadurch hervorgerufen, dass die verdampfenden KW kleine
Kugeln bilden, die sich fast reibungsfrei auf der glatten Oberfläche bewegen
(„Leidenfrostsches Phänomen“).
2 CnH2n+2 + (3n + 1) O2
2n CO2 + (2n+2) H2O
ΔH°(Verbrennung)
kJ/mol
Methan
CH4
-890.0
Propan
C3H8
-2221.6
Butan
C4H10
-2878.1
Brennender Wasserstoffschaum
Versuch:
Gasförmiger Wasserstoff wird in Wasser geleitet, das mit einem Tensid (Geschirrspülmittel
oder Shampoo) versetzt wurde. Es kommt zu intensiver Schaumbildung. Der Schaum kann
mit der Hand abgenommen und mittels eines brennenden Streicholzes entzündet werden.
Vertiefung:
Wasserstoff und Luftauerstoff setzen sich in einer stark exothermen Reaktion zu Wasser um
(Knallgasreaktion):
2 H2 + O2
2 H2O
ΔH° = -572 kJ/mol
Bei Zimmertemperatur erfolgt die Umsetzung von Wasserstoff und Sauerstoff mit unmessbar
geringer Geschwindigkeit, da der molekulare Wasserstoff infolge seiner hohen
Dissoziationsenergie (436 kJ·mol-1) sehr reaktionsträge ist. Ein Gemisch von H2 und O2 im
Verhältnis 2:1 kann man jahrelang aufbewahren, ohne dass es zu einer merklichen Umsetzung
kommt. Bei Zugabe eines Katalysators (z.B. Pd, Pt) erfolgt jedoch schon bei
Zimmertemperatur – oft unter Explosion – quantitative Bildung von Wasser.
Bei erhöhter Temperatur erfolgt die Wasserbildung hingegen auch ohne Katalysator. Erhitzt
man ein Wasserstoff-Sauerstoff-Gemisch an einer Stelle durch Berühren mit einer Flamme
auf 600°C, so kommt die Reaktion in Gang. Durch die hierbei freiwerdende Wärme werden
die Nachbarpartien der erhitzten Stelle zur Umsetzung angeregt. In einer Kettenreaktion wird
in der Folge das ganze Gemisch umgesetzt.
Tenside (latein.: tensio = Spannung ) sind Verbindungen, welche die Grenzflächenspannung
herabsetzen. Tenside sind amphiphile (bifunktionelle) Verbindungen mit mindestens einem
hydrophoben und einem hydrophilen Molekülteil. Der hydrophobe Rest ist zumeist eine
möglichst lineare Kohlenwasserstoff-Kette mit acht bis 22 Kohlenstoff-Atomen. Spezielle
Tenside haben auch (Dimethyl-)Siloxan-Ketten oder perfluorierte Kohlenwasserstoff-Ketten
als hydrophoben Molekülteil. Der hydrophile Rest ist entweder eine negative oder positive
elektrisch geladene (hydratisierbare) oder eine neutrale polare Kopfgruppe. Der Schaum
entsteht, wenn das Wasserstoffgas durch die Lösung nach oben strömt.
Anwendung:
Dieser Versuch ist ein Schauversuch.
Die Umsetzung von Wasserstoff mit Sauerstoff erhält jedoch wachsende Bedeutung für die
Energieerzeugung („Wasserstoffwirtschaft“). Wasserstoff soll als Brennstoff in naher Zukunft
die fossilen Energieträger Kohle, Gas und Öl ergänzen und in fernerer Zukunft vielleicht
ersetzen. Dabei spielen sowohl die elektrochemische Nutzung (Brennstoffzelle) als auch die
einfache Verbrennung mit Luftsauerstoff (Wasserstoffmotor) eine wachsende Rolle.
Flaschengeist
Versuch:
In einen grossen Rundkolben gibt man 10 g feste Borsäure, sowie 20 ml Methanol und einige
Tropfen konzentrierte Schwefelsäure als wasserentziehendes Mittel. Der Kolben wird kräftig
geschüttelt damit sich in der Dampfphase ein zündfähiges Gemisch aus Luft und
Borsäureester bildet. Nach einigen Minuten entzündet man die Dampfphase und beobachtet
im Dunkeln den bizarren Tanz grüner Flammen.
Vertiefung:
Während des Schüttelns entsteht der leicht flüchtige Borsäuretrimethylester (Kp. 68°C).
Dieser bildet mit überschüssigem Methanol und dem Luftsauerstoff ein brennbares
Gasgemisch. Nach dem Zünden verbrennt der Borsäureester mit intensiv grüner Flamme. Die
konzentrierte Schwefelsäure als hygroskopische Substanz dient dazu, das Gleichgewicht nach
rechts zu verschieben.
OCH3
H2SO4
B(OH)3 + 3 CH3OH
H3CO
+ 3 H2O
B
OCH3
Anwendung:
Die Grünfärbung, die der Borsäureester der Alkoholflamme erteilt, dient zum qualitativen
Nachweis von Bor. Im klassischen analytischen Trennungsgang dient die Reaktion auch zum
Abtrennen störender Borate aus der Analysensubstanz. Diese wird dazu solange mit Methanol
versetzt und abgebrannt bis die Flamme keine Grünfärbung mehr zeigt.
„Pulsierendes Sektglas“
Versuch:
10 g CuCl2·2H2O in 50 ml konz. HCl und 10 ml Wasser lösen.
10 ml dieser Lösung in einem Becherglas mit 10 ml ca. 35%iger H2O2-Lösung mischen und
sofort in das Sektglas füllen. Es beginnt eine Gasentwicklung, die sich im Laufe weniger
Minuten verstärkt, wobei sich eine Schaumkrone bildet. Es folgen mehrere Schübe intensiver
Gasentwicklung, zwischen denen die Gasfreisetzung und damit die Schaumkrone merklich
abnehmen.
Für einen optimalen Ablauf sollte das Sektglas vor der Durchführung für ca. 12 Stunden mit
ca. 30%iger Natronlauge gefüllt und anschließend gründlich mit destilliertem Wasser
gewaschen werden.
Vertiefung:
Die Zersetzung von Wasserstoffperoxid wird von vielen Schwermetallionen katalysiert. Der
entstehende Sauerstoff bleibt zunächst gelöst, erst wenn die Lösung übersättigt ist, beginnt die
Gasfreisetzung, zunächst an der Glaswand. Nun werden große Mengen Sauerstoffgas
freigesetzt, die Lösung schäumt auf. Dabei wird mehr Sauerstoff freigesetzt, als durch den
katalytischen Prozess nachgebildet wird. Die Sättigungsgrenze wird dadurch unterschritten
und die Gasentwicklung geht merklich zurück. Erst wenn wieder eine Übersättigung erreicht
wurde, erfolgt die nächste intensive Gasfreisetzung. (s.a. Katalyse)
„Bellender Hund“
Versuch:
Die Umsetzung CS2/N2O ("Bellender Hund", H. Roesky, Chemische Kabinettstücke) erfolgt
in einem senkrechten 1,5 m langen Rohr. Dieses wurde aus einer Lachgasbombe gefüllt und
anschliessend mit 3.5 ml CS2 versetzt. Man öffnet das obere Ende des Rohrs und entzündet
das Gasgemisch, welches rasch und unter starkem Rauschen verbrennt.
Eine effektive Methode zur Füllung grosser Rohre mit Lachgas wird demonstriert.
Vertiefung:
Sowohl NO (ΔH° = + 90,3 kJ/mol) als auch N2O (ΔH° = + 82,1 kJ/mol) ("Lachgas") sind
endotherme Verbindungen. Die Redoxreaktion mit dem ebenfalls endothermen
Schwefelkohlenstoff (ΔH° = + 117,4 kJ/mol) führt zu Stickstoff, Schwefel und den stark
exothermen Gasen SO2 (ΔH° = - 297,0 kJ/mol), CO2 (ΔH° = - 393,7 kJ/mol) bzw. CO (ΔH° =
- 110,6 kJ/mol). Für die Reaktion ist daher eine erhebliche Energiefreisetzung zu erwarten. Da
die gezeigten Reaktionen nicht stöchiometrisch (CS2 wird im Unterschuss eingesetzt)
durchgeführt werden, soll auf die Berechnung der genauen Reaktionsenthalpien verzichtet
werden.
CS2 + 4 NO → 2 N2 + S + SO2 + CO2
CS2 + 3 N2O → 3 N2 + S + SO2 + CO
Chemie im Alltag
Böllerbüchse
Versuch:
Von einer Konservendose (Volumen 2 - 4 l , Metall) wird der Deckel entfernt und in den
Boden ein Loch gebohrt. Man stellt die Dose mit Bohrloch nach oben auf eine feuerfeste
Unterlage. Von unten wird Wasserstoff eingeleitet, wobei das Bohrloch verschlossen wird
(z.B. mit einem Bleistift). Nach etwa 1 min wird die Wasserstoffzufuhr entfernt. Man kippt
die Büchse leicht an, entfernt den Bleistift und zündet das austretende Wasserstoffgas an. Die
zunächst grosse Flamme zieht sich nach einiger Zeit in die Büchse zurück und es kommt zur
Explosion.
Vertiefung:
Wasserstoff und Sauerstoff setzen sich in einer stark exothermen Reaktion zu Wasser um
(Knallgasreaktion):
2 H2 + O2
2 H2O
ΔH° = -572 kJ/mol
Anfangs entweicht der leichte Wasserstoff durch das Bohrloch und verbrennt zu Wasser,
während gleichzeitig Luft von unten in die Büchse einströmt. Gegen Ende des Versuchs
verringert sich die Strömungsgeschwindigkeit des Wasserstoffs im so weit, dass die Flamme
in die Büchse zurückschlägt und das mittlerweile in der Büchse entstandene WasserstoffLuft-Gemisch zur Explosion bringt.
Wasserstoff-Luft-Gemische detonieren bei einem Gehalt von 6-67 Vol% Wasserstoff
(Explosionsgrenzen).
Anwendung:
Der Versuch eignet sich besonders zur Demonstration der Explosivität der Gemische
brennbarer Gase mit Luft. Er eignet sich ebenfalls dazu, das Zurückschlagen einer Flamme
bei zu geringer Strömungsgeschwindigkeit eines Gases zu verdeutlichen.
Verpuffung von brennendem Öl
Versuch:
Man erhitzt in einer Porzellanschale Paraffinöl CnH2n+2 bis zum Flammpunkt, der bei ungefähr
250°C liegt. Das Öl beginnt dabei zu rauchen. Man entzündet die Paraffindämpfe mit dem
Brenner. Werden einige Tropfen Wasser in das brennende Öl gespritzt, so schiesst eine
Feuersäule aus der Porzellanschale. Die Reaktion kann mehrfach wiederholt werden.
Die Idee zur Aufzeichnung dieses Versuches entnahmen wir dem Kapitel „Sicherheit im
Chemiesaal“ auf der Homepage der Arbeitsgruppe von Prof. Rüdiger Blume (Fakultät für
Chemie der Universität Bielefeld)
Vertiefung:
Paraffinöl verbrennt mittels Luftsauerstoff zu Kohlendioxid und Wasser. In der
Porzellanschale läuft dieser Prozess kontrolliert nur an der Flüssigkeitsoberfläche ab. Tropft
man Wasser in das brennende Öl, so verdampft dieses explosionsartig und reisst grosse
Mengen des Öl in feiner Verteilung mit sich. Dadurch kommt es zum grossflächigen Ölbrand.
2 CnH2n+2 + (3n + 1) O2
2n CO2 + (2n+2) H2O
ΔH°(Verbrennung)
kJ/mol
Propan
C3H8
-2221.6
Butan
C4H10
-2878.1
Pentan
C5H12
-3512.0
Hexan
C6H14
-4166.1
Anwendung:
Dieser Versuch dient als „Modellversuch zum Fritteusenbrand“. Er demonstriert, dass heisse
brennende Ölbäder sowohl im Labor als auch im Haushalt niemals mit Wasser gelöscht
werden dürfen.
Seilbahn
Versuch
Kleine Version: Eine 100 ml-PET-Flasche wird mit reinem Sauerstoff gefüllt. Dazu gibt man
etwa 0.2 ml (ca. 3 mmol) CS2 und verschliesst die Flaschenöffnung mit einer Zündkerze. Die
Mischung wird mittels eines piezoelektrischen Zündfunkengebers zur Explosion gebracht.
Die Flasche explodiert oder fliegt in die Luft. (Schutzscheibe erforderlich!)
Grosse Version: Eine 500 ml-Cola-Flasche wird mit Sauerstoff und 0.5 ml Schwefelkohlenstoff gefüllt. Den Bau einer „Seilbahn“ zeigen wir im Hörsaal.
Chemische Grundlagen
Kohlenstoff bildet mehrere Sulfide, von denen CS2 das wichtigste ist. Schwefelkohlenstoff ist
eine farblose, brennbare Flüssigkeit (Kp.: 46°C, Flammpunkt -30°C,
Selbstentzündungstemperatur 100°C, Explosionsgrenzen in Luft : 1.25-50%). Da CS2 eine
endotherme Verbindung ist (ΔH° = + 117,4 kJ/mol), verläuft die vollständige Verbrennung zu
CO2 und SO2 stark exotherm. Auch wenn die Oxidation in der Praxis meist nicht vollständig
verläuft - erkennbar an Schwefelausscheidungen an der Wand des Reaktiongefässes - ist die
Energiefreisetzung erheblich.
CS2 + 3 O2 → CO2 + 2 SO2
ΔH° = –1104,1 kJ/mol
Didaktische Hinweise
Das Experiment soll die Explosivität von Lösungsmittel / Luftgemischen in Gegenwart einer
Zündquelle verdeutlichen.
Anwendungen und Alltagsbezug
Wie das Beispiel verdeutlicht, können schon geringe Lösungsmittelkonzentrationen (z.B. bei
Ethern) zu heftigen Explosionen führen
Säure-Base-Reaktionen
Rotkohlsaft als Universalindikator
Versuch:
Acht Reagenzgläser enthalten jeweils 10 ml Pufferlösungen mit abgestuften pH-Werten (pH
2.1 ... 12). Bei Zugabe von 5 ml blauviolettem Rotkohlsaft erhält man ein Farbspektrum von
rot (saure Lösung) über blau und grün nach gelb (basische Lösung).
Lösungen zur Herstellung der Pufferlösungen:
I
II
III
IV
V
VI
HCl
KH2PO4
K2HPO4
K3PO4
NaOH
Na2CO3
0.1 M
0.1 M
0.1 M
0.1 M
0.1 M
0.1 M
Serie:
pH 2.1:
pH 3.6:
pH 5.9:
pH 7.0:
pH 7.4:
pH 9.8:
pH 11.0:
pH >12:
9.5 ml I + 0.5 ml II
0.5 ml I + 9.5 ml II
9.0 ml II + 1.0 ml III
4.0 ml II + 6.0 ml III
2.0 ml II + 8.0 ml III
5.0 ml II + 5.0 ml IV
10.0 ml VI
10 ml V
Vertiefung:
In zahlreichen Beerenfrüchten, Blüten und Blumen, so auch im Rotkohl, sind
Anthocyanpigmente enthalten. In diesen ist der Farbstoff (Anthocyanidin) glykosidisch mit
Glucose oder anderen Monosacchariden verbunden. Der Name leitet sich von den
griechischen Worten kyaneos (blau) und anthos (Farbe) ab. Die drei Stammverbindungen der
Anthocyanidine sind Pelargonidin, Cyanidin und Delphinidin.
Die Farbe von Anthocyanpigmenten ist pH-abhängig. Sie erscheinen rot im sauren und violett
im neutralen Bereich. Im basischen Medium variiert die Farbe von dunkelrot über braun bis
grün. Im folgenden Schema sind die Säure-Base-Reaktionen am Beispiel des Cyanins
dargestellt.
OH
OH
OH
Cl
Cl
HO
O
HO
O
OH
OH
OH
OH
Cyanidinchlorid
Pelargonidinchlorid
OH
OH
Cl
HO
O
OH
OH
OH
Delphinidinchlorid
OH
O
HO
O
OC6H11O5
OC6H11O5
+ HCl
+ NaOH
violett, pH 7
OH
O
Na
OH
O
Cl
HO
O
HO
O
OC6H11O5
OC6H11O5
rot, pH 2
OC6H11O5
OC6H11O5
grün, pH 11
Anwendung:
Diese Säure-Base-Reaktion der Anthocyane nutzt man gelegentlich in der Küche. So
bekommt Rotkohl durch Zusatz von etwas Weinessig eine rote Farbe.
Gleichgewicht Kohlensäure / Hydrogencarbonat / Carbonat
Versuch:
Drei Bechergläser sind mit verdünnter Natronlauge (0.01 mol·l-1) gefüllt. Die drei Indikatoren
Phenolphthalein (farblos – rotviolett, pH 8.4....10), Bromthymolblau (gelb – blau, pH 6....7.5)
und Kongorot (blau – rot, pH 3.0....5.2) werden zugegeben und liegen in ihrer basischen Form
vor. Fügt man zu diesen Lösungen festes Kohlendioxid („Trockeneis“), so werden
Phenolphthalein und Bromthymolblau nach kurzer Zeit in die saure Form überführt. Dieses ist
am Farbumschlag zu erkennen. Bei Kongorot bleibt der Farbumschlag aus. Nur durch Zugabe
einer starken Säure (Salzsäure) kann auch Kongorot in die saure, blaue Form überführt
werden.
Vertiefung:
1 Liter Wasser löst bei 20°C 0.9 Liter, bei 15°C 1 Liter und bei 0°C 1.7 Liter Kohlendioxid
von Atmosphärendruck. Mit steigendem Druck nimmt die Löslichkeit zu. Die entstehende
Lösung ist schwach sauer. Das kommt daher, dass sich physikalisch gelöstes Kohlendioxid
mit Wasser in geringem Betrag (≈ 0.2%) zu Kohlensäure H2CO3 umsetzt (K = 2·10-3 ; pK =
2.70). Diese (als freie Säure nicht isolierbare) Kohlensäure ist theoretisch eine mittelstarke
Säure. Ihre Dissoziationskonstante KS1 beträgt 1.7·10-4 (pKS1 = 3.76). Da aber ≈ 99.8% des
gelösten Kohlendioxids nicht als H2CO3 sondern als hydratisiertes CO2 vorliegen, wirkt die
Gesamtlösung als schwache Säure. Gewöhnlich gibt man daher die „Scheinbare
Dissoziationskonstante“ an, indem man als undissoziierten Säureanteil im
Massenwirkungsgesetz die Gesamtkonzentration von Kohlensäure und Kohlendioxid einsetzt.
Dann bekommt KS1 den um drei Zehnerpotenzen kleineren Wert 3.47·10-7 (pKS1 = 6.46). Die
zweite Dissoziationskonstante KS2 beträgt 3.98·10-11 (pKS2 = 10.4).
"pKS1" = 6.46
pK = 2.70
CO2 . H2O
CO2(g) + H2O
pKS1 = 3.76
H2CO3
pKS2 = 10.40
+
-
H + HCO3
+
2-
2 H + CO3
Gibt man festes CO2 zu verdünnter Natronlauge, so bildet sich Natriumhydrogencarbonat. Mit
überschüssigem, gelösten CO2 („Kohlensäure“) entsteht ein Puffersystem, dessen pH-Wert im
Bereich von 6.5 liegt (s. Henderson-Hasselbalch-Gleichung). Die Indikatoren Phenolphthalein
und Bromthymolblau liegen bei diesem pH-Wert in der sauren Form vor. Zugabe von
Natronlauge ergibt nur kurzzeitig die basische Form, da die Lauge rasch wieder mit
Kohlensäure neutralisiert wird.
Da die Löslichkeit von CO2 in Wasser begrenzt ist, kann der pH-Wert nicht deutlich unter 6
absinken. Das bedeutet, dass Kongorot mit einem Umschlagpunkt bei pH 4 in dieser Lösung
nicht in die saure Form überführt werden kann. Erst bei Zusatz von Salzsäure beobachtet man
die blaue, saure Form von Kongorot.
pH = pK S + log
[A ] = 6.46 + log [HCO ]
−
[HA]
−
3
[H 2 CO3 ]
Anwendung:
Puffer sind Lösungen schwacher Säuren oder Basen und ihrer Salze, die in der Lage sind, in
einem gewissen Umfang H+- oder OH −- Ionen aufzunehmen, ohne den pH-Wert wesentlich
zu verändern. Sie werden in Chemie und Biochemie bei Reaktionen zur Stabilisierung des
pH-Werts eingesetzt.
Eine besonders wichtige Anwendung eines Puffers in der Biochemie ist die Pufferung des
menschlichen Blutes auf pH 7.38. Hierbei wirken mehrere Puffersysteme zusammen. Neben
dem hier gezeigten Carbonat-Puffer spielen dabei Phosphat- und Eiweiss-Puffer eine wichtige
Rolle.
H2CO3, 0.01 mol/l
pKa1: 6.3
pKa2: 10.3
log [OH- ]
0
-1
log [CO32- ]
-2
-3
-4
-5
log [HCO3- ]
-6
log [Species]
-7
-8
-9
-10
-11
log [H2CO3]
-12
-13
-14
0
1
2
3
4
5
6
7
pH
8
9
10 11
12 13 14
log [H3O+]
Indikator-Mix
Versuch:
Auf dem Overhead-Projektor wird eine Kristallisierschale platziert, die eine gelbe, wässrige
Lösung zweier Säure-Base-Indikatoren enthält und auf pH 5 eingestellt ist. Von der Seite wird
vorsichtig etwas Ammoniakgas über die Lösung geblasen. In der Lösung entstehen blaue,
fraktale Strukturen. Bläst man anschliessend Chlorwasserstoffgas über die Lösung, so färbt
sich die Lösung wieder gelb.
Fügt man ein Plätzchen festes KOH zu, so tritt erneut Blaufärbung ein. In unmittelbarer Nähe
der Kalilauge werden ausserdem rote Farbspuren sichtbar. Setzt man anschliessend konz.
Salzsäure zu so erfolgt wiederum Farbumschlag nach gelb.
Lösung A: 450 ml Wasser + 50 ml Ethanol
Lösung B: 0.2 g Bromthymolblau in 25 ml Ethanol lösen, mit Wasser auf 100 ml auffüllen,
20 Tropfen NaOH 0.1 M zusetzen (Lösung muss gelb-orange bleiben)
Lösung C: 0.8 g Phenolphthalein in 100 ml Ethanol lösen
50 ml A in Kristallisierschale (Durchmesser 14 cm) + 2 Pipetten (≈ 3 ml) B + 2 Pipetten C
Vertiefung:
Die wässrige Lösung enthält die Indikatoren Bromthymolblau (gelb – blau, pH 6.0....7.5) und
Phenolphthalein (farblos – rotviolett). Bei pH 5 ist die Lösung folglich gelb. Ammoniakgas ist
in Wasser sehr gut löslich. Bläst man NH3 (g) über das Wasser, so löst sich das Gas und es
entsteht eine basische Lösung. Bromthymolblau schlägt in seine basische, blaue Form um.
Bläst man anschliessend Chlorwasserstoffgas über die Lösung, so kommt es zur
Neutralisation und man beobachtet Gelbfärbung. Das entstehende Ammoniumchlorid ist ein
saures Salz.
NH3(g) + H2O
NH4+(aq) + OH - (aq) + HCl(g)
NH4+(aq) + OH - (aq)
NH4+(aq) + Cl - (aq) + H2O
Fügt man dieser Lösung festes KOH zu, so entsteht wieder eine basische Lösung
(Blaufärbung). Da bei Auflösung der starken Base Kaliumhydroxid aber ein höherer pH-Wert
erreicht wird als mit Ammoniak, beobachtet man in unmittelbarer Nähe des KOH-Plätzchens
auch rote Farbspuren. Diese werden durch den Umschlag des zweiten Indikators
Phenolphthalein in seine rotviolette, basische Form hervorgerufen. Letztlich kann durch
Neutralisation mit Salzsäure (konz.) die gelbe Ausgangsfarbe zurückerhalten werden.
Zum Begriff „Fraktale Strukturen“ s. Anwendung.
Anwendung:
Bei den hier gezeigten Neutralisationsexperimenten handelt es sich um Schauversuche.
Fraktale: Von B. B. Mandelbrot geprägter Begriff aus der Mathematik. Fraktale sind
geometrische Strukturen, in denen sich das gleiche Motiv in immer kleinerem Massstab
wiederholt; man redet von "Selbstähnlichkeit". Viele natürliche Strukturen wie Wolken,
Küstenlinien oder Blutgefässsysteme haben offensichtlich fraktalen Aufbau. In der Chemie
findet das Konzept der Fraktale z.B. Anwendung bei Wachstumsprozessen wie dem
Kristallwachstum oder in der heterogenen Katalyse. Zwischen Fraktalen und Chaos besteht
ein enger Zusammenhang.