Big Bang HTL 2, Schulbuch

122 Bereich Grundlagen der Chemie (II. Jahrgang, 3. Semester) So gibt das Kupfer zum Beispiel Elektronen an das Silber ab, aber nicht an das Eisen. Kupfer ist also edler als Eisen aber unedler als Silber. Es kann Elektronenspender (also Reduktionsmittel) oder Elektronenempfänger (also Oxidati- onsmittel) sein, abhängig vom Reaktionspartner. Für ein unbekanntes Paar an Metallen lässt sich aus der so- genannten Spannungsreihe ablesen, welches Element edler ist. In dieser sind alle Metalle nach abnehmender Neigung Elektronen abzugeben geordnet. Je weiter oben ein Metall steht, desto leichter wird es oxi- diert und bildet Salze. Es ist unedel. Die Metalle am unteren Ende werden schwerer oxidiert, geben Elektronen also sel- ten ab. Sie neigen dazu, als Metall vorzuliegen und nicht als Salz. Sie sind edel. Es gilt, dass jedes Metall durch Ionen eines in der Span- nungsreihe darunter stehenden edleren Elements oxidiert werden kann. Das unedlere Metall gibt dabei Elektronen an das Kation des edle- ren Metalls ab. ( F10) In der Spannungsrei- he in Abb. 9.10 sehen wir nicht nur Metalle, sondern auch den Wasserstoff . Auch dieser kann Elektronen abgeben und Kationen (H + Ionen) bilden. Steht ein Metall über dem Wasserstoff in der Spannungs­ reihe, ist sein Drang Elektronen abzugeben stärker und es wird durch H + Ionen (also saure Lösungen) oxidiert. Das Metall löst sich auf und die reduzierten H + Ionen bilden Wasserstoffgas. (Siehe auch Versuch 9.2 wo sich Zink in Salz- säure gelöst hat.) Edlere Metalle, die unter dem Wasserstoff stehen, lösen sich in sauren Lösungen nicht auf. Wenn das edle Kupfer nun aber mit heißer Sal- petersäure reagiert und in Lösung geht, kann also der Empfänger der Elektronen nicht das H + Ion sein, da das Kupfer ja unter dem Wasserstoff in der Spannungsreihe steht. Die Oxidation passiert stattdessen durch das Nitrat- Ion NO 3 – . Dieses nimmt die Elektronen auf und es entsteht gifti- ges NO 2 -Gas, das als braune Dämpfe in Abb. 9.11 zu erkennen ist. Der Stick- stoff wird von der Oxidationszahl 5 auf 4 reduziert. ( F11) 0 +I +V–II +II +I –II +IV–II Cu(s) + HNO 3 → Cu 2+ (aq) + 2H 2 O + NO 2 (g) Abb. 9.10: Spannungsreihe Abb. 9.11: Kupfer in Salpetersäure Geben wir einen Kupferstab in eine Eisenlösung, kommt es zu keiner Reaktion (siehe Versuch 9.3, Becherglas 2). Ähnliches lässt sich mit einem Kupferstab in einer Silber- lösung und einem Silberstab in Kupferlösung beobachten. (siehe Versuch 9.3 Becherglas 3 und 4). Am Kupferstab schei- det sich Silber (meist nur in Form von fein verteiltem und daher schwarzem Pulver) ab, wurde also ein Elektron aufge- nommen und reduziert. Das Kupfer geht dabei langsam in Lösung (Oxidation), was an einer langsamen Blaufärbung der Lösung zu beobachten ist. Wir beobachten also, dass manche Metalle Elektronen an Ionen anderer Metalle abgeben, um diese zu reduzieren, andere Metallionen das aber nicht tun. Die Elektronen werden nur vom unendleren Metall an das edlere ab- gegeben. V 9.3 Zementation Geräte und Chemikalien: Bechergläser, Thermometer, Eisenblech, Kupferblech, Silber­ draht, Kupfer(II)sulfatlösung (CuSO 4 , ) Eisen(II)sulfatlösung (FeSO 4 , ), Silbernitratlösung (AgNO 3 , ), alle Lösungen c = 1mol/l Durchführung: In vier Bechergläser werden einmal Eisensulfat (BG2), Silbernitrat (BG4), und in zwei Kupfersulfat (BG1,3)-Lösung eingefüllt. Nun werden in die eine Kupferlösung ein Eisen- nagel und in die andere ein Silberdraht gegeben. In die Eisenlösung wird ebenso wie in die Silberlösung ein Stück Kupferblech getaucht. Während der folgenden Reaktionen kann die Temperaturveränderung in den Bechergläsern mit einem Thermometer verfolgt werden. Nach einiger Zeit kann im Becherglas 2 und 4 ein Tropfen Ammoniak hinzugefügt werden, dieser würde mit anwesenden Kupferionen einen intensiv blauen Komplex bilden. Aufgaben: –– Beschreibe deine Beobachtungen: In welchen Becher- gläsern kommt es zu Reaktionen? Welche Stoffe ent- stehen, wie verändern sich die Farben der Lösungen? Wie verändert sich die Temperatur? –– Mache eine Skizze der Versuchsansätze analog zu Abb. 9.9am Ende der Reaktionen –– Erstelle die Reaktionsgleichungen! Entsorgung: Behälter S e Abb. 9.9: Skizze des Versuchsansatzes (Beginn) Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv