Heike Frerichs
Experimente zum Thema Winter
Materialien für den kompetenzorientierten Chemieunterricht am Gymnasium
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Downloadauszug aus dem Originaltitel:
Bergedorfer ® Unterrichtsideen
Heike Frerichs
CHEMIE
Materialien für den kompetenzorientierten Chemieunterricht am Gymnasium
Chemische Experimente zu Alltagsphänomenen
VORSC
HAU
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Versuch 1: Gefrierpunktbestimmung von Wasser
Falls das destillierte Wasser vorgekühlt wurde (z. B. Kühlschranktemperatur, ca. 6 °C), geht der Versuch schneller.
Fest: Eis
Gasförmig:
Wasserdampf
Flüssig: Wasser
Fest
→
gasförmig sublimieren Gasförmig→
fest resublimierenFest
→
flüssig schmelzenFlüssig
→
fest erstarrenGasförmig
→
flüssig kondensieren Flüssig→
gasförmig siedenNach dem Teilchenmodell sind im Eis die Wasserteilchen regelmäßig angeordnet, zwischen den Teilchen herr- schen starke Anziehungskräfte, die einzelnen Teilchen schwingen nur leicht. Bei zunehmender Temperatur verschieben sich die Teilchen gegeneinander, einzelne Teilchen verlassen die Wasseroberfläche (verdunsten).
Wegen der großen Abstände im Wasserdampf gehen nach dem Teilchenmodell die Anziehungskräfte zwischen den Teilchen gegen Null. Betrachtet man Wasserdampf als ideales Gas (mit einem Molvolumen von 22,4 Liter) verdampft ein Liter Wasser zu ungefähr 1 300 Liter Wasserdampf.
Versuch 1 wird als Vorversuch für Versuch 2 (Erlernen der Technik der Schmelzpunktsbestimmung) empfohlen.
Versuch 2: Kältemischungen
Dieser Versuch baut auf Versuch 2 auf. Folgende Kältemischungen kommen infrage:
Substanz Zusammensetzung des Gemischs
Max. erreichbare
Temperatur Ca.-Preis pro kg
°C Merck, 2013, jeweils mind. Qualität
NH4Cl 30 g / 100 g Kaltwasser –5 19,70 €
NaNO3 75 g / 100 g Kaltwasser –5 38,20 €
CaCl2·6H2O 41 g / 100 g Eis –9 37,25 €
KCl 30 g / 100 g Eis –10,5 41,00 €
Harnstoff 10 g / 100 g Eis –10,8 19,70 €
NH4NO3 14 g / 100 g Eis –13,6 41,50 €
NH4Cl 25 g / 100 g Eis –15,4 19,70 €
NaCl 33 g / 100 Eis –21,3 29,00 €
Lehrerhinweise zu den Versuchen
ba
h 2
r Versuch
: Kältemis
aut auf V
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schu
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Wasserdampf 300 Liter Was
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Flüssig
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Eis kann leicht aus Eiswürfeln hergestellt werde, die (in einen Gefrierbeutel gepackt) mit einem Hammer zer- schlagen werden. Es sollte ein Alkoholthermometer verwendet werden, da die Schülerinnen und Schüler dazu neigen, das Thermometer zum Rühren zu benutzen. Der Effekt der Gefrierpunktserniedrigung kann trotz der minderen Genauigkeit dieser Thermometer befriedigend gemessen werden. Die Literaturwerte werden mit diesem Versuchsaufbau nicht erreicht, realistisch sind 2/3 der angegebenen Minusgrade.
Beim Lösen von den im Versuch verwendeten Salzen wird Energie benötigt, es handelt sich um endotherme Prozesse. Die Energie wird der Umgebung entzogen, die daher abkühlt. Diese Hydratationsenergie ist direkt proportional der molaren Menge des gelösten Salzes.
Die Energiebilanz stellt sich am Beispiel des Natriumchlorids wie folgt dar:
2 Na (s) + Cl2 (g)
→
2 NaCl (s) ∆H0f = 788 kJ/mol NaCl (s)–→
Na+ (aq) + Cl– (aq) ∆H = –784 kJ/mol_________________
∆ (∆H) = 4 kJ/mol (pos., d. h. endothermer Prozess) Standardbildungsenthalpie ∆H0f: Theoretische Energie, die bei der Bildung der Substanz aus den Elementen entsteht.
Versuch 3: Funktionsweise von Wärmekissen I
Bei Natriumacetat-Trihydrat handelt es sich um einen sog. Latentwärmespeicher, wie er in vielen käuflichen Wärmekissen vorliegt. Das hydratisierte Salz liegt in dem Wärmekissen als unterkühlte Schmelze vor und kann bis deutlich unter die Schmelztemperatur von 58 °C abkühlen, ohne zu kristallisieren. Es handelt sich um ein metastabiles System, um die Kristallisation zu starten, muss ein Kristallisationskeim gelegt werden. Dies ge- schieht in den handelsüblichen Kissen durch Knicken eines Metallplättchens.
Das Natriumacetat-Trihydrat (CH3COONa · 3 H2O) ist in Wasser sehr gut löslich (365 g/l bei 20 °C, Roempp®);
im Versuch wird jedoch eher geschmolzen als gelöst.
Folgende Reaktion findet statt:
CH3COO– (aq) + Na+ (aq) + 3 H2O
⇋
CH3COONa · 3 H2O (s) exotherme ReaktionBei Temperaturen oberhalb von 58 °C gibt das Trihydrat sein Kristallwasser ab und löst sich darin. Käufliche Wärmekissen, die nach diesem Prinzip funktionieren, kann man daher wieder aufladen, indem man sie auf über 58 °C erhitzt.
Versuch 4: Funktionsweise von Wärmekissen II
Folgende Redox-Reaktion findet statt:
4 Fe + 3 O2 + 6 H2O
→
4 Fe(OH)3 (Standardbildungsenthalpie ∆H0f = –824 kJ/mol)Es handelt sich um die – hier beschleunigte – Reaktion von Eisen und (Luft-)Sauerstoff, d. h. um schlichtes Rosten. Da diese Reaktion exotherm ist, wird dabei Energie frei. Die Beimengung von Kochsalz unterstützt die Elektronenübergänge, auch diese Wirkung kann man beim langsamen Rosten von Eisengegenständen be- obachten (z. B. schädliche Wirkung von Streusalz). Aktivkohle wirkt hier katalytisch, außerdem verhindert sie Lehrerhinweise zu den Versuchen
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58 °C erhitzt (aq ren oberhalb v
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In Drogeriemärkten kann man sehr günstig „Zehenwärmer“ kaufen, die nach diesem Prinzip funktionieren.
Als thematische Ergänzung passt zu diesem Experiment der Versuch „Wir lassen Eisen rosten!“, in dem die unkatalysierte, langsame Reaktion von Eisen mit Sauerstoff behandelt wird. Eine Kopiervorlage zur Versuchs- anordnung findet sich in „Chemische Versuche aus dem Alltag“, Heike Frerichs, Persen Verlag, 3. Auflage 2012.
Versuch 13: Steckbrief von Ethanol
I. Brennbarkeit von Ethanol
Die Flamme ist anfangs blau und daher schlecht zu sehen.
II. Dichte von Ethanol
Dichte von Ethanol: 0,7893 g/cm³ bei 20 °C (Roempp®)
Die Dichte ist eine temperatur- und druckabhängige Größe. Mit steigender Temperatur nimmt die Dichte (linear) ab, mit steigendem Druck nimmt die Dichte (linear) zu.
III. Siedepunktbestimmung von Ethanol
Bei diesem Versuch ist aus Sicherheitsgründen unbedingt auf die Einhaltung der richtigen Reihenfolge zu achten: erst Wasserbad erhitzen, Flamme löschen, dann Ethanol im Wasserbad erhitzen.
Versuch 14: Mischbarkeit von Ethanol
Zunächst das Volumen reinen Alkohols berechnen:
VEthanol = 0,5 l · 6 % = 0,5 l · 0,06 = 30 ml
Über die Dichte des Ethanols (0,79 g/ml) die Masse mEthanol ausrechnen:
mEthanol = 30 ml · 0,79 g/ml = 23,7 g wEthanol = 23,7 g / 75 kg · 0,69 = 0,46 ‰
Eine Frau von 60 kg erreicht nach 0,5 l Genuss der gleichen Biersorte einen ungefähren Blutalkoholgehalt von 0,69 ‰ (zugrunde gelegt mittlerer Reduktionsfaktor von 0,575).
In der Rechnung wird die Volumenkontraktion eines Ethanol-Wasser-Gemisches vernachlässigt.
Versuch 15: Alkoholnachweis mit Teströhrchen
Die benötigten Alkoholprüfröhrchen können im Internet bestellt (www.alkomat.net, z. B. der Firma ACE, ab 3,50 € pro Stück, größere Stückzahlen preiswerter) oder auch über Apotheken besorgt werden (teilweise auch in gut sortierten Drogeriemärkten). Teilweise gibt es verschiedene Röhrchen für die qualitativen Nachweise von 0,5 oder 0,8 Promille Ethanol. Für den hier genannten Versuch reichen die niedrigsten Genauigkeits- klassen 03 oder 04 aus. Bei den im Versuch verwendeten Röhrchen fungiert Kaliumdichromat als (starkes) Oxidationsmittel und oxidiert Ethanol über Acetaldehyd weiter zu Essigsäure. Chrom(VII)-Ionen (gelb) werden dabei zu Chrom(III)-Ionen (grün) reduziert.
2 Cr2O72– + 3 CH3CH2OH + 16 H+
→
4 Cr3+ + 3 CH3COOH + 11 H2O Lehrerhinweise zu den VersuchenVORSC
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Versuch 1: Gefrierpunktbestimmung von Wasser
Geräte und Materialien Chemikalien
400 ml Becherglas (hohe Form) Glasstab
Reagenzglas Thermometer Draht
destilliertes Wasser (gekühlt)
Leitungswasser (gekühlt)
}
für die Kältemischung AmmoniumchloridSicherheitshinweis Schutzbrille
Entsorgung: Ausguss
Versuchsanleitung
1. Bereite die Kältemischung zu. Füge dafür zu 250 ml gekühl- tem Leitungswasser 75 g Ammoniumchlorid hinzu.
2. Baue die Versuchsanordnung auf. Biege dazu um das Thermo- meter eine Drahtschlaufe mit langem Ende (siehe Skizze).
3. Gib 10 ml destilliertes Wasser in das Reagenzglas. Prüfe, ob du durch Hoch- und Runterbewegen des Drahtes das Wasser im Reagenzglas umrühren kannst, ohne das Thermometer zu bewegen.
4. Lies die Temperatur des Wassers ab und notiere den Wert (t/min = 0).
5. Stelle nun das Reagenzglas in das Becherglas mit der Kälte- mischung und rühre durch Auf- und Abwärtsbewegen des Drahtes. Lies alle zwei Minuten die Temperatur ab.
Zeit t/min 0 2 4 6 8 10 12
Temperatur (°C) Im Winter
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und notiere cherglas m
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Aufgaben
1. Trage die ermittelten Werte in eine Grafik ein:
x-Achse: Zeit t, y-Achse: Temperatur T.
Wo liegt der Gefrierpunkt von destilliertem Wasser?
2. Erkläre den Schmelzvorgang mithilfe des Teilchenmodells. Benutze dabei den Begriff Schmelzwärme.
3. Benenne die Aggregatzustände von Wasser.
a) Wie nennt man die Übergänge der verschiedenen Aggregatzustände allgemein?
b) Zeichne deine Vorstellung von der Anordnung der Teilchen in den einzelnen Aggregatzuständen.
Im Winter
nen Ag
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Versuch 2: Kältemischungen
Geräte und Materialien Chemikalien
250 ml Becherglas (hohe Form) Glasstab
Thermometer Draht
Eis (zerstoßen)
destilliertes Wasser (gekühlt) Natriumchlorid
Harnstoff
Calciumchlorid-Dihydrat Streusalz
Sicherheitshinweise Schutzbrille
Nicht mit dem Thermometer rühren!
Entsorgung: Ausguss
Versuchsanleitung
1. Baue die Versuchsanordnung auf. Biege dazu um das Thermometer eine Drahtschlaufe mit langem Ende, wie in der Skizze zu Versuch 1 gezeigt.
2. Bereite die Kältemischung zu. Füge dafür zu 90 g Eis und ca.10 ml gekühltem destilliertem Wasser die in der Tabelle angegebenen Mengen Kältemittel hinzu. Verwende für jeden Teilversuch neues Eis.
3. Bestimme die niedrigste erreichbare Temperatur.
Versuch
Menge Eis + dest.
Wasser
Gruppe A Natrium- chlorid
Gruppe B Harnstoff
Gruppe D Calciumchlorid-
Dihydrat
Gruppe C Streusalz
1 100 g 5 g 2 g 20 g 5 g
2 100 g 15 g 5 g 50 g 15 g
3 100 g 33 g 10 g 80 g 33 g
Im Winter
2
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100 g
h
5
Gruppe B Harnstoff
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Aufgaben
1. Präsentiert eure Versuchsergebnisse und vergleicht sie miteinander.
2. Erkläre den Effekt der Gefrierpunktserniedrigung mithilfe des Teilchenmodells.
3. Wovon ist die Gefriertemperatur von Lösungen abhängig? Wodurch ist der Effekt begrenzt?
4. Folgender Zeitungsartikel fand sich am 24.01.2013 in einer Norddeutschen Zeitung:
Der Norden streut Billigsalz – ab minus 7 Grad wird es rutschig
Bad Oldesloe. Die Fahrbahnen sind dick vereist, Autos und Lastwagen geraten ins Rutschen, es kommt zu mehreren Unfällen – am Morgen des 15. Januar geht auf der A 1 Hamburg-Lübeck gar nichts mehr. Weil Schleswig-Holstein beim Streu- mittel spart? Seit Jahresbeginn setzt der Winter- dienst im Norden eine spezielle Salzmixtur ein,
bei der das körnige Natriumchlorid nicht mehr wie bisher mit Magnesiumchlorid-Sole versetzt wird. Der Vorteil: Das Land spart rund 600 000 Euro pro Jahr, auch die Umwelt wird geschont.
Der Nachteil: Ab minus sieben Grad nimmt die Wirksamkeit des Streusalzes deutlich ab.
a) Wodurch hat die Wirksamkeit des neuerdings verwendeten Streusalzes abgenommen?
Nimm als Chemikerin bzw. Chemiker Stellung.
b) Welches Streumittel empfiehlst du dem Bundesland Schleswig-Holstein?
Im Winter
in?
genommen?
ig-Ho Ch
el empfiehls
es neuerdi emiker Stellun
du dem Bun tur
gs ver g.
wendete , teil: Ab mil: Ab
des StreStre keiit
atriumri iumchumch Das Land spLand sp
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inus siebenu en GG salzes d sa
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Versuch 3: Funktionsweise von Wärmekissen I
Geräte und Materialien Chemikalien
500 ml Erlenmeyerkolben (Weithals) Heizplatte
Glasstab Thermometer
Wasser
Natriumacetat-Trihydrat
Sicherheitshinweise Schutzbrille
Zum Umrühren einen Glasstab benutzen, nicht das Thermometer. Es könnte zerbrechen!
Entsorgung: Ausguss
Versuchsanleitung
1. Gib 500 g Natriumacetat-Trihydrat in einen Erlenmeyerkolben.
2. Erhitze die Mischung zum Schmelzen und kühle sie vorsichtig (ohne Rühren) wieder auf Raumtemparatur ab.
3. Kratze nun mit einem Glasstab an der Wandung des Kolbens. Wenn das nicht ausreicht, um die Kristallisation zu starten, gib einen Kristall des Natrium- acetat-Trihydrats hinzu.
4. Miss die Temperatur und trage sie ein.
Zeit (min) 1 2 3 4 5 6 7
Temperatur (°C)
Aufgaben
1. Trage die ermittelten Werte in eine Grafik ein: x-Achse: Zeit t, y-Achse: Temperatur T.
2. $ Folgendes Gleichgewicht liegt in derartigen Wärmekissen vor:
CH3COO– + Na+ + 3 H2O
⇋
CH3COONa · 3 H2Oa) Auf welcher Seite des Gleichgewichts liegt die Reaktion zu Beginn des Versuchs, wo gegen Ende?
b) Interpretiere deine Versuchsbeobachtungen und benutze dabei die Begriffe „exotherm“ und
„endotherm“.
3. Die nach diesem Reaktionstyp arbeitenden Wärmekissen nennt man auch Latentwärmekissen (latent = verborgen). Begründe diesen Namen.
Im Winter
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2 3
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Versuch 4: Funktionsweise von Wärmekissen II
Geräte und Materialien Chemikalien
Becherglas (50 ml, hohe Form) Glasstab
Thermometer Stoppuhr
Eisenpulver Aktivkohle Kochsalz Wasser Sicherheitshinweise
Schutzbrille
Zum Umrühren einen Glasstab benutzen, nicht das Thermometer. Es könnte zerbrechen!
Entsorgung: Ausguss
Versuchsanleitung
1. Gib in das Becherglas 25 g Eisenpulver, 6 g Aktivkohle und 5 g Kochsalz.
2. Gib so viel Wasser hinzu, dass die Mischung sich gerade so rühren lässt (max. 10 ml.).
3. Rühre mit dem Glasstab gut um und fange an, die Temperatur zu messen.
4. Lies das Thermometer alle 30 Sekunden ab und trage sie ein. Rühre dabei die Mischung immer wieder um. Nach 8 Minuten beende deinen Versuch.
Zeit (min) 0 0,5 1 1,5 2 2,5 3 3,5 4 4,5 5 …
Tempera- tur (°C)
Aufgaben
1. Trage die ermittelten Werte in eine Grafik ein:
x-Achse: Zeit t, y-Achse: Temperatur T.
2. Es findet eine Reaktion zwischen Eisen, Sauerstoff und Wasser statt. Ermittle die Reaktionsgleichung.
Wie nennt man diesen Reaktionstyp?
3. In welchem Zusammenhang kennt man die Reaktion noch?
4. $ Überlege: Wozu dienen im Versuchsaufbau Aktivkohle und Kochsalz?
5. $ Vergleiche diese Reaktion mit der Reaktion aus Versuch 3.
Nenne Gemeinsamkeiten und Unterschiede.
Im Winter
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Versuch 1: Gefrierpunktbestimmung von Wasser
1. 0 °C
2. Im Eis sind die Teilchen regelmäßig angeordnet, kein Teilchen kann seinen Platz verlassen, zwischen den Teil- chen herrschen starke Anziehungskräfte. Erwärmt man das Eis, nimmt die Bewegung der Teilchen zu, schließlich bricht die regelmäßige Teilchenordnung zusammen, das Eis wird flüssig. Dieser Vorgang benötigt Energie (Schmelzenergie, auch Schmelzwärme genannt).
3. a) Fest → gasförmig sublimieren Gasförmig → fest resublimieren
Fest → flüssig schmelzen
Flüssig → fest erstarren
Gasförmig → flüssig kondensieren Flüssig → gasförmig sieden b)
Fest: Eis
Gasförmig:
Wasserdampf
Flüssig: Wasser
Versuch 2: Kältemischungen
2. Beim Lösen von den im Versuch verwendeten Salzen wird Energie benötigt, die Dipol-Dipol-Wechselwirkun- gen, die die H2O-Moleküle zusammenhalten, werden auseinandergebrochen. Die Energie wird der Umgebung entzogen, die daher abkühlt. Der Schmelzpunkt von Lösungen kann daher unter dem des reinen Lösungsmit- tels liegen, diesen Effekt nennt man Gefrierpunktser- niedrigung.
3. Die der Umgebung entzogene Energie (Hydratations- energie) ist direkt proportional zur Teilchenzahl der gelösten Ionen (molale Menge) in der Lösung. Daher ist der Effekt durch die Löslichkeit des für die Kälte- mischung verwendeten Salzes begrenzt.
4. Statt eines Gemisches aus Natrium- und Magnesium- chlorid wird reines Natriumchlorid verwendet. Die Teil- chenzahl (und damit die der Umgebung entzo- gene Energie) wurde dadurch verringert.
Früher:
1 MgCl2 (s) → 1 Teilchen Mg2+(aq) + 2 Teilchen Cl– (aq) Neuerdings:
1 NaCl (s) → 1 Teilchen Na+(aq) + 1 Teilchen Cl– (aq)
Durch die verringerte Teilchenzahl nimmt der Effekt der Gefrierpunktserniedrigung und damit die Effektivität des Streusalzes ab. Die Wirksamkeit des Streusalzes würde durch Verwendung von (zweiwertigen) Erdalkali- salzen erhöht. Zu empfehlen sind also Streusalze, die Magnesium- oder Calciumchlorid enthalten.
Versuch 3: Funktionsweise von Wärmekissen I 1. Das System erreicht sehr schnell (nach weniger als einer
Minute) sein Maximum von ca. 58 °C. Dieses hält länger als eine halbe Stunde an.
2. Zu Beginn liegt das Gleichgewicht rechts, das Tri- hydrat bildet eine unterkühlte Schmelze, d. h. ein Zu- stand, in dem ein Stoff beim Erstarren (zunächst) nicht fest wird. Die Reaktion ist exotherm (es wird Energie frei). Die Rückreaktion, d. h. das Freiwerden des Kristall- wassers und die Lösung des Trihydrats in seinem eigenen Kristallwasser, ist endotherm (benötigt Energiezufuhr).
3. Bei einem Vorgang mit Freisetzung latenter Wärme ändert sich der Zustand des Systems, ohne dass sich die Temperatur ändert. Bei Temperaturen oberhalb von 58 °C gibt das Trihydrat sein Kristallwasser ab und löst sich darin. Käufliche Wärmekissen, die nach diesem Prinzip funktionieren, kann man daher wieder aufladen, indem man sie auf über 58 °C erhitzt.
Versuch 4: Funktionsweise von Wärmekissen II
1. Die Temperatur steigt innerhalb von ungefähr 5 Minuten bis zum Maximum von ca. 50 °C an und bleibt dann auf diesem Maximum.
2. Folgende Redox-Reaktion findet statt:
4 Fe + 3 O2 + 6 H2O → 4 Fe(OH)3
3. Die Reaktion von Eisen und (Luft-)Sauerstoff kennt man auch als Rosten.
4. Die Beimengung von Kochsalz unterstützt die Elektro- nenübergänge, auch diese Wirkung kann man beim langsamen Rosten von Eisengegenständen beobachten (z. B. schädliche Wirkung von Streusalz). Aktivkohle wirkt hier katalytisch, außerdem verhindert sie das Zu- sammenklumpen der Eisenteilchen (und damit verbun- denem fehlenden Sauerstoffzutritt).
5. Bei beiden Reaktionen entsteht Wärme. Die Wärme- erzeugung durch die Reaktion von Eisen mit Sauerstoff ist jedoch nicht umkehrbar, d. h. Wärmekissen nach die-
Lösungen
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