Chemie ist für Dich ein neues naturwissenschaftliches Unterrichtsfach. Sie ist die Naturwissenschaft, die die stofflichen Veränderungen untersucht. Diese stofflichen Veränderungen finden bei chemischen Reaktionen statt. Eine chemische Reaktion erfolgt zum Beispiel, wenn du ein Streichholz oder eine Kerze anzündest. Die Chemie erkundet die den chemischen Reaktionen zugrunde liegenden naturwissenschaftlichen Regeln.

Eine gute Internetseite zum Chemieunterricht ist von Mathias Pieper. Klicke einfach auf den Link.

Übersicht über die Inhalte

1) Was macht die Chemie?

2) Sicherheit beim Experimentieren

3) Richtig Protokoll schreiben 

4) Stoffeigenschaften 

5) Reinstoffe, Gemische und Trennverfahren

6) Die chemische Reaktion

7) Gase und ihre typischen Eigenschaften

8) Zusammensetzung der Luft

9) Wie kommen die einzelnen reinen Luftgase in die Druckgasflasche?

10) Umweltgefahren durch Spurengase

11) Brände und Brandbekämpfung

12) Metallherstellung

13) Oxidation, Reduktion und Redoxreaktion

14) Chemische Grundgesetze

Die Demonstrationsexperimente in den ersten Chemiestunden haben euch gezeigt, dass von chemischen Stoffen und Reaktionen erhebliche Gefahr ausgehen kann. Deshalb muss man beim Experimentieren einige Sicherheitsregeln einhalten und sich immer genau an die Arbeitsanweisungen des Chemielehrers halten. Die euch bereits aus dem Bio-Unterricht in der 5. und 6. Klasse bekannten Regeln sind im Chemieunterricht besonders wichtig.

Eigenmächtiges Experimentieren kann Unfälle und Verletzungen verursachen und wird deshalb durch Ausschluss bei künftigen Schülerexperimenten unterbunden!

Richtiges Verhalten und Gefahrstoffe

Auf Behältern mit gefährlichen Stoffen warnen dich spezielle Gefahrenkennzeichen vor der jeweiligen Gefahr. Z.B. warnt ein Flammensymbol auf einer Spiritusflasche vor den leicht entzündlichen Alkohol und ein Totenkopf vor den giftigen Eigenschaften von Kaliumcyanid. Diese Kennzeichen, ihre Bedeutung und die notwendigen Sicherheitsmaßnahmen beim Umgang mit dem jeweiligen Stoff musst du lernen.

Film zu den Gefahrensymbolen

LINKTIPP: Die neue GHS-Gefahrenkennzeichnung mit Wirkungsbeispiel und Sicherheitshinweis

Zum sicheren Experimentieren gehört auch die richtige Handhabung des Teclubrenners. Ihr habt die heißeste Stelle der Flamme gesucht und Glas so weit erhitzt, dass es sich verformen lies.

MERKE DIR! HEIßES GLAS SIEHT GENAUSO AUS WIE KALTES GLAS , es sei denn es glüht! VERBRENN´ DIR NICHT DIE FINGER!

Ein Versuchsprotokoll hat in den Naturwissenschaften eine vorgegebene Gliederung, siehe RICHTIG PROTOKOLL SCHREIBEN. 

Allein durch die Untersuchung von Stoffen mit unseren Sinnesorganen erhalten wir viele Informationen über die Eigenschaften eines Stoffes: Aussehen (Konsistenz, Farbe, Aggregatzustand bei Raumtemperatur und Normaldruck ...), Geruch, Geschmack, Härte, usw.

Allerdings müssen wir vorsichtig sein, damit unsere Sinnesorgane dabei keinen Schaden nehmen, denn manche Stoffe haben gefährliche Eigenschaften ---> Gefahrstoffe und ihre Kennzeichnung, siehe oben!). Geschmacksproben sind deshalb im Chemieunterricht nicht erlaubt und gerochen wird auf "Chemikerart", d.h. durch zufächeln.

Viele weitere Stoffeigenschaften müssen mit Messgeräten bestimmt werden, z.B. der Schmelz- und Siedepunkt, der pH-Wert, die Dichte ...

Zu den für die Identifizierung besonders gut nutzbaren Eigenschaften gehören der Schmelzpunkt und der Siedepunkt eines Stoffes. Bei diesen stofftypischen Temperaturen wechselt ein Stoff seinen Aggregatzustand von fest nach flüssig, bzw. flüssig zu gasförmig. Der Stoff bleibt dabei der Gleiche, also z.B. Wasser. 

Film dazu: Aggregatzustände - Was ist das?

Animationen:

Schmelz- und Siedepunkt im Teilchenmodell

Die Aggregatzustände: physikalische Übergänge zwischen festem, flüssigem und gasförmigem Zustand bei ein und dem selben Stoff

Bei chemischen Reaktionen verändern sich die Stoffeigenschaften, da neue Stoffe entstehen. Dagegen ist eine Änderung des Aggregatzustandes (schmelzen, verdampfen, erstarren, sublimieren ...) nur eine vorübergehende Zustandsänderung und somit ein physikalischer Vorgang. Bei Rückkehr zu den Ausgangsbedingungen, z.B. der ursprünglichen Temperatur, zeigt der Stoff wieder die gleichen Stoffeigenschaften und seinen ursprünglichen Aggregatzustand. Die Stoffeigenschaften und der Stoff sind unverändert ----> ES HAT DAHER KEINE CHEMISCHE REAKTION STATTGEFUNDEN!

Beispiele für chemische und physikalische Vorgänge

Sublimation am Beispiel Trockeneis (festes Kohlenstoffdioxid)

Stoffe bestehen aus kleinsten Teilchen

50 ml Alkohol und 50 ml Wasser ergeben nur 97 ml Gemisch, während 50 ml Öl und 50 ml Wasser 100 ml Flüssigkeit ergeben. Was ist geschehen? Ein Modellexperiment mit Erbsen und Senfkörnern hat uns gezeigt, was geschehen sein könnte: die kleineren Senfkörner sind beim mischen in die Hohlräume zwischen den größeren Erbsen gewandert. So ist es wohl auch beim Wasser und Ethanol geschehen. Da sich Wasser und Öl nicht mischt, konnte dieser Effekt hier nicht auftreten. 

Die Eigenschaften eines festen, flüssigen oder gasförmigen Stoffes lassen sich am Besten verstehen, wenn man davon ausgeht, dass dieser Stoff aus kleinsten Teilchen besteht.

Hilfe zur Vorbereitung der schriftlichen Lernkontrolle in Chemie 1. Hj.

Jeder Stoff hat seinen eigenen, für ihn typischen Eigenschafts-Steckbrief, der zur Identifikation dieses Stoffes benutzt werden kann.

Dies haben wir im Experiment "White Stuff" praktisch angewendet. Alle vier unbekannten Stoffe waren weiß. Durch testen der Eigenschaften wurden nacheinander die nicht gesuchten Stoffe ausgeschlossen. So schmolz ein Stoff gar nicht leicht, sondern erst bei sehr hohen Temperaturen von über 803 °C. Ein anderer Stoff schwamm auf Wasser, was eine Dichte von weniger als 1 g/ml anzeigte ...

Experiment zur Identifikation eines Stoffes anhand seiner Löslichkeit:

Löslichkeit einiger Stoffe bei 20°C (in g Feststoff pro 100 g Wasser, Daten entnommen aus Elemente Chemie I, Klett-Verlag)

Zucker             203,0

Kochsalz           35,88

Kaliumnitrat      31,66

Soda                   21,66

Alaun                    6,01

Gips                      0,2

Löschkalk            0,12

Sauerstoff            0, 0043

Stickstoff              0, 0019

Die Löslichkeit ist temperaturabhängig! Sie hängt bei einigen Stoffen, z.B. Kaliumnitrat, sehr stark von der Temperatur ab. Bei Kochsalz ist dies nicht der Fall, siehe https://www.chemie.schule/k7/k7ab/loeslichkeitsvergleich-kochsalz-kaliumnitrat-kaliumchlorid.htm

Während die Löslichkeit bei den meisten Stoffen größer wird, wenn man die Temperatur erhöht, erniedrigt sich immer die Löslichkeit von Gasen bei Temperaturerhöhung. Alle Gase, so auch Sauerstoff, lösen sich schlechter im Warmen. Daher haben Fische im Sommer im warmen Flusswasser so große Atemprobleme und schwimmen direkt an der Wasseroberfläche, wo das Wasser Kontakt zur Luft hat und dadurch noch mehr Sauerstoff enthält.

Jetzt könnt ihr bestimmt das folgende Arbeitsblatt ausfüllen:

Heterogene und homogene Gemische und die Vielfalt der Gemische

Im Alltag haben wir viel mit Gemischen zu tun. Wir unterscheiden bei Gemischen zwischen den homogenen, einheitlichen (gleichartigen) und den heterogenen, unterschiedlich erscheinenden (verschiedenartigen) Gemischen.

Eine Übersicht zu den Bezeichnungen der verschiedenen Gemische und ihre Teilchenzusammensetzungen gibt das folgende Arbeitsblatt. Schneide die Teilchenbilder aus und ordne sie den beschriebenen Gemischtypen zu!

Trennverfahren

Ihr habt anhand von Stoffbeispielen aus dem Alltag erkennen können, dass die meisten von uns benutzten Stoffe keine Reinstoffe sind, sondern Gemische verschiedener Stoffe. Tatsächlich ist eine Aufgabe von Chemikern die Aufreinigung von Stoffen aus Stoffgemischen, z.B. hochreines Silizium für den Prozessor in deinem Computer herzustellen.

Ihr habt im letzten Schülerversuch ein Verfahren zur Aufreinigung von weißem Kochsalz (der Chemiker sagt dazu NaCl) aus einem Salz-Sand-Kieselsteingemisch entwickelt und dann praktisch umgesetzt. Außerdem habt ihr weitere Verfahren kennen gelernt: 

Verfahren zur Stofftrennung:

1. Salzgewinnung aus Salzlagern (Steinsalz) und aus dem Meer
2. Destillation zur Schnapsproduktion
3. Farbentfernung aus Lösungen durch Adsorption an Aktivkohle
4. Extraktion z.B. bei Kaffee- und Teezubereitung; Extraktion von Koffein aus Kaffee

Eine Übersicht der Trennverfahren und wie sie funktionieren gibt es hier: 

https://www.youtube.com/watch?v=Euhwe0QhNxs

Am Beispiel des Reaktionsproduktes der Reaktion von Eisen und Schwefel habt ihr erkannt, dass zwischen einem Gemisch (hier ein heterogenes Gemenge aus Eisen und Schwefel) und der beim Erhitzen entstehenden Eisen-Schwefel-Verbindung Eisensulfid ein deutlicher Unterschied besteht. Eisensulfid hat nämlich völlig andere, neue Eigenschaften, während das Gemisch die Eigenschaften von Eisen und auch die vom Schwefel zeigt. Außerdem konnten wir bei der durch zuführen von Aktivierungsenergie gestarteten Reaktion Energiefreisetzung in Form von Licht und Wärme beobachten. Dies lässt sich auch beim Entzünden eines Streichholzes und einer Wunderkerze beobachten.

Chemische Reaktion werden durch eine Reaktionsgleichung beschrieben. Ihr habt das Formulieren einer Reaktionsgleichung in Worten kennen gelernt. Die Stoffe nach der Reaktion, die Produkte, sahen jeweils anders aus als die Ausgangsstoffe, die Edukte. Es sind neue Stoffe entstanden. Bei der Reaktion eines festen Metalles mit Schwefel entsteht also eine Verbindung, ein festes  Metallsulfid (s).

LINKTIPP: Kurzes Video der Reaktion auf Youtube.

Und hier die Reaktionsgleichung zur Reaktion:

Eisen (s) + Schwefel (s) ---> Eisensulfid (s),

gelesen wird dies "festes Eisen und der Feststoff Schwefel reagieren zu (entspricht dem Pfeil) festem Eisensulfid ". Die Reaktionsgleichung in Worten seht ihr im folgenden Bild zusammen mit einer zeichnerischen Darstellung der beteiligten Teilchen.

Auch Kupfer reagiert mit Schwefel. Das dabei entstehende Reaktionsprodukt Kupfersulfid hat wie beim ersten Beispiel das Eisensulfid ganz andere Eigenschaften als die Ausgangsstoffe (Edukte), z.B. ist es im Gegensatz zum Kupfer spröde, dunkelblau-schwarz und ein schlechter Wärmeleiter.

Beim Kupfervitriol haben wir die Umkehrbarkeit einer chemischen Reaktion erlebt. Außerdem ist die Reaktion vom blauen Kupfervitriol (Kupfersulfat mit chemisch gebundenen Wasser = Kupfersulfat-Pentahydrat) durch Erhitzen zum wasserfreien weißen Kupfersulfat das Paradebeispiel für eine endotherme Reaktion.

Bei endothermen Reaktionen wird dem Reaktionssystem aus der Umwelt (oder durch einen Brenner) zugeführte Energie in chemisch im Produkt gespeicherte Energie umgewandelt. Gibt man zu wasserfreien weißen Kupfersulfat Wasser hinzu, so wird daraus wieder das blaue Kupfersulfat mit chemisch gespeicherten Wasser. Dabei wird Wärme frei. Diese Reaktion verläuft also exotherm, denn das Reaktionssystem gibt Energie an die Umwelt ab.

Kurzbeschreibung des Experimentes mit Bildern  und das Experiment im FILM.  

Hinreaktion

CuSO4 x 5H2O -------->  CuSO4  + 5 H2O

         weiß                          blau       farblos

RückreaktionCuSO4   +   5H20    --------->   CuSO4 x 5H2O 

  weiß          farblos                          blau          

Merkhilfe / Eselsbrücke:

Export bezeichnet die Ausfuhr von Waren, exotherm die Ausfuhr (Abgabe) von Energie (Wärme) bei chemischen Reaktionen.

Die Wirkung eines Katalysator

Wir haben dann noch die Wirkung eines Katalysators bei der Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff im Experiment erlebt und im Energiediagramm betrachtet. Einen Film zur Wirkung eines Katalysators findet ihr auf der Seite zum Informationstag der Kopernikusschule.

Eine chemischen Reaktion wird immer begleitet von Energieerscheinungen, z.B. Erwärmen oder selten Abkühlen, glühen, leuchten, oder einen Knall. Die stofflichen Eigenschaften des Ausgangsmaterials "verschwinden", da neue Stoffe mit neuen Eigenschaften entstehen. Eine chemische Reaktion wird mit Hilfe einer Reaktionsgleichung dargestellt. Auf beiden Seiten des Reaktionspfeils kommen die kleinsten Teilchen in jeweils gleicher Anzahl vor, denn Masse lässt sich nicht vernichten oder erschaffen. Allerdings sind die Teilchen oft mit anderen Teilchen verbunden, oder nun von anderen Teilchen getrennt.

Mehr zu chemischen Reaktionen und ihre Merkmale unter https://www.chemie-schule.de/Anorganische_Chemie/Kennzeichen_einer_chemischen_Reaktion.php

WASSERSTOFF 

Reiner Wasserstoff verbrennt heftig durch Reaktion mit der Umgebungsluft. Man hört einen dumpfen Knall und sieht einen gelben Feuerball. 

Eigenschaften von Wasserstoff

- ungiftig und nicht reizend
- sehr schlechte Wasserlöslichkeit
- geruchlos

- farblos
- geschmacksneutral
- unsichtbar, fast unsichtbare Flamme
- flüchtig, leichter als Luft (Wasserstoff ist 15mal leichter als     Luft)

- entweicht durch kleinste Öffnungen

- bildet mit Luft und Sauerstoff explosive Gemische, siehe     unten

Gemische aus Wasserstoff und Sauerstoff bezeichnet man als KNALLGAS. Durch zuführen von Aktivierungsenergie, z.B. durch einen Zündfunken, reagieren sie sehr heftig mit Lichtblitz und lautem Knall zum Oxid des Wasserstoffs, dem Wasser (H20).  

Nachweis: Wasserstoff lässt sich durch den typisch-pfeifenden Ton bei der Knallgasprobe (Film und erklärender Text) nachweisen. 

Arbeitsauftrag:

Schau Dir die folgenden Filme über die Nachweise von Wasserstoff, Sauerstoff ... an. Recherchiere weitere Informationen zu den Eigenschaften dieser Gasen im Internet oder im Chemiebuch. Erstelle dann in Deinem Chemie-Hefter für Wasserstoff, Sauerstoff, Kohlenstoffdioxid, Kohlenstoffmonoxid und Stickstoff jeweils einen Eigenschafts-Steckbrief, so wie es für Wasserstoff exemplarisch auf der Internetseite dargestellt ist.

Eine Eigenschaft des Sauerstoffs ist sehr typisch: er ist brandfördernd. Dies nutzt man beim spezifischen Nachweis mit der Glimmspanprobe (Film).

Das Gas ist also leichter als Luft und muss daher von oben in ein Gefäß, z.B. einen Standzylinder, eingefüllt werden. Es fördert die Verbrennung, ist aber selbst nicht brennbar.

Kohlenstoffdioxid CO2

Auch für Kohlenstoffdioxid gibt es einen typische, sehr spezifische Nachweisreaktion, die Kalkwasserprobe. Bei Kontakt mit Kohlenstoffdioxid färbt sich klares Kalkwasser milchig-trüb weiß.

Kohlenstoffdioxid darf auf keinen Fall mit dem Kohlenstoffmonoxid  (CO) verwechselt werden. Diese andere Sauerstoffverbindung des Kohlenstoffes  hat ganz andere Eigenschaften. Mehr dazu erfahrt ihr hier .

Stickstoff

Das Gas Stickstoff - große Überraschung !!! - wirkt erstickend. Es ist geruch-, geschmack- und farblos. Stickstoff hat eine geringere Dichte als Luft. Daher muss man ihn von unten in Gefäße einfüllen. Er zeigt nur sehr geringe chemische Reaktionsfähigkeit.

Wir haben mit mehreren kleinen Experimenten die chemischen Eigenschaften der verschiedenen Luftgase ermittelt. Die Zusammensetzung der Luft, die ein homogenes Gasgemisch ist, kann man mit einem länger dauernden Experiment untersuchen. Dazu wird nasse Eisenwolle in verschiedenen Gasen aufbewahrt: Sauerstoff, Luft und Stickstoff (von links nach rechts in den folgenden Bildern).

Durchführung:

Fettfreie Eisenwolle wird angefeuchtet und in ein Reagenzglas getan. Dieses wird mit Wasser gefüllt, mit dem Daumen verschlossen und aufrecht mit der Öffnung nach unten unter die Wasseroberfläche gebracht. Jetzt kann man das zu untersuchende Gas einfüllen (siehe Bild). Das Wasser blubbert dabei heraus, da es vom Gas verdrängt wird. Die auf dem Kopf stehenden, mit den Testgasen und nasser Eisenwolle befüllten Reagenzgläser bleiben so mehrere Tage stehen. Das Experiment wird regelmäßig in Augenschein genommen und fotografiert.

Beobachtung:

Die folgenden Bilder zeigen das Experiment nach verschieden langer Wartezeit. Links: reiner Sauerstoff,  Mitte: Luft,   Rechts: reiner Stickstoff.

Mit reinem Sauerstoff (links) ist das Reagenzglas inzwischen ganz mit Wasser gefüllt. Das Wasser ist oben an der Eisenwolle durch Rost bräunlich verfärbt. Bei der Luft ist das Reagenzglas nur zu ca. 1/5 mit Wasser gefüllt. Bei Stickstoff ist das Reagenzglas immer noch nur mit dem Gas gefüllt.

Ergebnis: Luft (rechts) enthält ca. 21 % Sauerstoff. Dieser reagiert mit dem Eisen und Wasser zu Rost (Eisenoxid-hydroxid). Das Wasser steigt ca. 1/5 in das Reagenzglas auf. Das Restgas besteht aus Stickstoff ( 78 % ), Edelgasen (1 %) und Kohlenstoffdioxid (0,038 %). Der reine Sauerstoff (links) reagiert vollständig mit dem Eisen zu Rost. Reiner Stickstoff (rechts) reagiert überhaupt nicht mit der Eisenwolle. Daher ist das Reagenzglas noch vollständig mit dem Gas gefüllt.

Um die Luftgase, die wir im Chemieunterricht gerne verwenden, in die Druckgasflaschen zu bekommen benutzt man das Luftverflüssigungsverfahren von Carl von LINDE. .

Die dabei verflüssigte Luft wird dann destilliert. So erreicht man eine Trennung der in flüssiger Luft vorhandenen Gase aufgrund ihrer "unterschiedlichen Siedetemperaturen"

Umweltgefahren durch Spurengase (Gase mit nur kleinen Volumenanteil in der Luft)

Wie die unten folgenden Bilder zeigen, reagieren Pflanzen sehr empfindlich auf die Einwirkung der Säure (jeweils rechts im Bild, zur Vergrößerung bitte auf die Bilder klicken). Hier wurde der Schwefel in einer Glasglocke verbrannt, in der sich Gartenkresse (das ist die grüne Pflanze) befindet und dann in der jetzt Schwefeldioxid-haltigen Atmosphäre mit einer Sprühflasche Regen simuliert.

Im Kontrollexperiment (links) wurde bis auf das Verbrennen des Schwefels alles gleichartig gemacht.

Treibhauseffekt

Eine anderes, geringfügig in der Atmosphäre vorkommendes so genanntes Spurengas ist Kohlenstoffdioxid.

Das bei Verbennung z.B. von Kohle entstehende Kohlenstoffdioxid ist Ursache für ein anderes Problem mit unserer Atmosphäre: der so genannte Treibhauseffekt. Das Kohlenstoffdioxid unserer Atmosphäre lässt zwar von der Sonne kommende kurzwelligere Strahlung durch, ist aber verantwortlich dafür, dass die langwelligere Rückstrahlung von der Erdoberfläche nicht mehr durch die Atmosphäre in den Weltraum abgestrahlt werden kann. Stattdessen wird diese langwellige Strahlung durch das Kohlenstoffdioxid der Atmosphäre absorbiert. Dies bewirkt eine kritische Erwärmung der Erdatmosphäre.

Ozonloch

Ozon ist in den höheren Schichten der Atmosphäre extrem wichtig für die Absorption von schädlicher UV-Strahlung im Sonnenlicht. Dieser Film zeigt den Fluch und Segen der Fluorchlorkohlenwasserstoffe = FCKW, die in höheren Atmosphärenschichten wesentlich bei der Zerstörung des als UV-Filter wirkenden Ozons mitwirkten. Letztendlich bedrohten diese Stoffe das Überleben der Menschheit so stark, dass ihre Verwendung weltweit verboten wurde. In den folgenden Jahrzehnten erholte sich die Ozonschicht langsam.

Kurze Ozonloch-Übersicht von Greenpeace

Ozonloch bei Wikipedia

Ein Feuer braucht drei Faktoren: brennbaren Stoff, Energie / Hitze (für die Erzeugung der brennbaren Gase und als Aktivierungsenergie) und Sauerstoff (als Reaktionspartner beim Verbrennungsprozess). Folglich kann man es schon durch Entziehen EINES einzigen dieser drei Faktoren löschen. 

Die meisten Verfahren beruhen auf kühlen, wie z.B. das Löschen mit Wasser. Andere ersticken das Feuer (Kohlenstoffdioxid-Löscher) und / oder entziehen ihm den Brennstoff (Sand auf Öl- / Benzinbrand).

METALLHERSTELLUNG

Wie kann man Metalle aus Metalloxiden (Metallerzen) herstellen?

Hierzu wird die Verbrennung der unedlen Metalle umgekehrt. Man muss dem Metall der Metallverbindung den Sauerstoff "wegnehmen". Deshalb wird eine Reaktion mit einem Reaktionspartner durchgeführt der eine größere Sauerstoffaffinität als das Metall der Metallverbindung hat. Dies kann bei Kupfer und Eisen u.a. Magnesium, Aluminium, Wasserstoff und Kohlenstoff sein. Kohlenstoff und Wasserstoff haben den verfahrenstechnischen Vorteil, dass ihre Oxide gasförmige Stoffe sind und deshalb bei der Reaktion entweichen. Eine aufwendige Stofftrennung der Produkte entfällt dadurch.

Wir haben folgende Reaktionen im Unterricht behandelt:

• Kupfergewinnung aus Kupferoxid + Kohlenstoff

Eisenerzeugung im Thermitverfahren

Eisenoxid und Aluminium wurden gemischt, Dann wurde mit einer Wunderkerze Aktivierungsenergie zugeführt. Aufgrund seiner höheren Sauerstoffaffinität (Sauerstoffverbindungsfähigkeit) nimmt Aluminium dem Eisen der Verbindung Eisenoxid den Sauerstoff weg.

Das Eisen der Verbindung Eisenoxid wird bei dieser  Redoxreaktion  reduziert, das Aluminium wird oxidiert. Die Reaktion ist stark exotherm: Licht und Wärme werden an die Umgebung abgegeben.

Eisenoxid (s) + Aluminium (s) ----> Aluminiumoxid (s) +  Eisen (s)

Oxidation, Reduktion und Redox-Reaktion

Die zuletzt zur Metallherstellung benutzten Reaktionen sind auch schöne Beispiele für Reduktions-Oxidations-Reaktionen, die RedOx-Reaktionen.

Ja was denn nun?

Drei Experimente und drei unterschiedliche Ergebnisse. Die Masse macht, was sie will ??!! Natürlich nicht!

Zwei der Experimente wurden nicht fachgerecht durchgeführt. Wenn man die Masse kontrollieren will, muss man Verluste oder Hinzukommen von Masse (in Form eines Stoffes) verhindern ----> man muss in einem geschlossenen System arbeiten!

Beim ersten Versuch nimmt Sauerstoff aus der Atmosphäre an der Reaktion teil, aus dem Ausgangsstoff Eisen Fe wird das Produkt Eisenoxid Fe2O3, eine Verbindung. Diese ist deutlich schwerer als das Eisen Fe allein, sie enthält ja zusätzlich noch die Sauerstoffteilchen (O).

Beim zweiten Experiment dürfen die gasförmigen Verbrennungsprodukte einfach entweichen. Natürlich wird dann die Waage immer weniger anzeigen, denn es bleibt ja immer weniger Kerzenwachs übrig und das Reaktionsprodukt wird nicht gewogen, denn es darf ja einfach entweichen.

Nur beim dritten Experiment kann nichts entweichen oder dazu kommen. Durch das Erhitzen startet eine chemische Reaktion, erkennbar an der Energiefreisetzung und der Veränderung der Stoffeigenschaften der Streichholzköpfe. Die Masse ist vor und nach der chemischen Reaktion identisch. Nur dieses letzte Experiment gibt das Verhalten der Masse bei chemischen Reaktionen richtig wieder!!

Die Masse bleibt bei chemischen Reaktionen gleich, d.h. die

Masse der Edukte (Ausgangsstoffe) = Masse der Produkte. 

Die Teilchen der Stoffe werden bei einer chemischen Reaktion nur anders gruppiert. Zum Beispiel sind in Kohle nur Kohlenstoffteilchen (C) zusammen. Bei der Verbrennung verbinden sich jeweils ein Kohlenstoffteilchen und zwei Sauerstoffteilchen (O) zur Verbindung Kohlenstoffdioxid CO2, die aus einem Kohlenstoffteilchen und zwei Sauerstoffteilchen besteht. 

Die Formel für WASSER, einer Verbindung aus Wasserstoff und Sauerstoff

Gemische aus Wasserstoff und Sauerstoff bezeichnet man als KNALLGAS. Durch zuführen von Aktivierungsenergie, z.B. durch einen Zündfunken, reagieren sie sehr heftig mit Lichtblitz und lautem Knall zum Oxid des Wasserstoffs, dem Wasser.

Was passiert eigentlich, wenn man unterschiedliche Mengen der Gase Wasserstoff und Sauerstoff mischt, also die beiden Gase in unterschiedlichen Volumenverhältnissen zur Reaktion bringt.

Entstehen dann möglicherweise andere Verbindungen (z.B. HO, H2O, H30, HO2), oder bleibt ein Teil der Edukte (Wasserstoff oder Sauerstoff) übrig?

Versuch 1 mit gleichen Mengen beider Gase:

3 ml Wasserstoff und 3 ml Sauerstoff; Restgas nach Reaktion 1,5 ml

Versuch 2 mit doppelt so viel Wasserstoff wie Sauerstoff:

4 ml Wasserstoff und 2 ml Sauerstoff; Restgas nach Reaktion 0 ml

Versuch 3 mit viel Sauerstoff:

2 ml Wasserstoff und 4 ml Sauerstoff; Restgas nach Reaktion 3 ml

Die Experimente zeigen, dass nichts übrig bleibt, wenn man doppelt so viel Wasserstoff wie Sauerstoff nimmt. Es entsteht immer Wasser mit der Formel H2O. Weicht man vom idealen Wasserstoff : Sauerstoff-Verhältnis von 2:1 ab, dann bleibt der im Überschuss zum Verhältnis 2 : 1 befindliche Ausgangsstoff übrig.

Überschüssiger Wasserstoff könnte man durch den typisch-pfeiffenden Ton bei einer Knallgasprobe nachweisen, den überschüssigen Sauerstoff bei Versuch Nr. 1  und 3 durch die Glimmspanprobe.

Bestätigung dieses Ergebnisses durch Zerlegung der Verbindung Wasser

Das im folgenden Film ab ca 3:20 min gezeigte Experiment bestätigt über die Zerlegung (Zersetzung) von Wasser durch elektrischen Gleichstrom (Elektrolyse) dieses Ergebnis. Dabei entstehen zwei Gase. An der negativen Elektrode entsteht doppelt so viel Gas wie an der positiv geladenen Elektrode.

Die durchgeführten Nachweisreaktionen zeigen: An der negativ geladenen Elektrode entstand Wasserstoff, an der positiv geladenen Elektrode dagegen Sauerstoff. Das Experiment zeigt eindeutig, das Wasser aus Wasserstoff und Sauerstoff besteht und das diese beiden Elemente in der Verbindung Wasser im Verhältnis zwei zu eins miteinander verbunden sind ===> Deshalb lautet die Formel für Wasser H2O (die 2 müsste klein unten rechts am Symbol H geschrieben werden, aber dies geht hier technisch nicht).