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Chemische Bindung - Fachdidaktik Chemie

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Institut für
Anorganische Chemie/Materialchemie
Fachdidaktik
Chemie
3. Woche
Chemische Bindung
Inhaltsverzeichnis
Seite
3.1.
Die elektrische Leitfähigkeit
2
3.2.
Löslichkeit von Salzen und Molekülverbindungen
5
3.3.
Stabilität von Bindungen
9
3.4.
Salzbildung aus den Elementen
12
3.5.
Allotropie
15
3.6.
Kristallwasser
17
3.7.
Singulettsauerstoff
20
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3.1. Die elektrische Leitfähigkeit
Theorie
Der elektrische Widerstand R ist nach dem Ohm’schen Gesetz als R = U / I definiert. Das
Ohm’sche Gesetz. ist im Allgemeinen sowohl in Leitern 1. Art (z. B. Metalle) als auch
Leitern 2. Art (z. B. Elektrolytlösungen) gut erfüllt. Der elektrische Leitwert ist der
Kehrwert des Widerstandes und wird in Siemens S gemessen. Der spezifische Widerstand ρ
ist als ρ = R  Q / l definiert, wobei l die Länge und Q der Querschnitt des leitenden Mediums
sind. Die elektrische Leitfähigkeit  ist nun der Kehrwert des spezifischen Widerstandes und
wird in Sm-1 gemessen. Man unterscheidet nach abnehmender Leitfähigkeit zwischen
elektrischen Leitern (z.B. Metalle), Halbleitern (z.B. Silizium) und Isolatoren (z.B. Diamant,
Keramiken, Kunststoffe, etc.). Dem Leitmechanismus nach unterscheidet man
Elektronenleiter (Metalle, Graphit, Halbleiter) und Ionenleiter (Elektrolytlösungen, ionische
Gase und Schmelzen sowie Festkörper mit beweglichen Ionen). Für Ionenleiter gilt, dass die
spezifische Leitfähigkeit von der Konzentration, der Ladung und der Beweglichkeit der Ionen
abhängt. Zur Messung der Leitfähigkeit von Elektrolytlösungen werden spezielle Elektroden
verwendet, für die in etwa Q/l = 1 gilt, sodass nach Kalibrierung mit einer Standardlösung
(z.B. 1 M KCl)  direkt bestimmt werden kann.
Didaktische Hinweise
Die elektrische Leitfähigkeit von Stoffen bzw. deren Lösungen hängt sehr stark von den
Bindungsverhältnissen ab. Metalle und Graphit* (Metallbindung) weisen eine deutlich höhere
Leitfähigkeit auf als Elektrolytlösungen, ionische Schmelzen oder Halbleiter, während
Isolatoren praktisch nicht elektrisch leitfähig sind. Elektrolytlösungen (z.B.
Kochsalzlösungen) haben eine wesentlich bessere Leitfähigkeit als Lösungen von
Nichtelektrolyten (z.B. Zucker). Destilliertes Wasser hat aufgrund der niedrigen
Ionenkonzentration eine äußerst geringe Leitfähigkeit. Somit ist die Bestimmung der
Leitfähigkeit einer geeigneten Auswahl von Stoffen und deren Lösungen bzw. Schmelzen ein
guter Einstieg zur Diskussion der unterschiedlichen Natur chemischer Bindung.
Geräte
 Stativmaterial
 Bechergläser
 2 Kohleelektroden
 Leitwertsonde
 Chembox
 Kabel
 Dreifuß
 Teclubrenner
 Porzellanschale klein
 Solarmotor/Glühbirne
 4,5 V Batterie
*Graphit ist über 3 sp2-Hybridorbitale in einer Ebene kovalent gebunden. Das restliche p-Orbital ist an einer
delokalisierten Elektronenbindung beteiligt, die Graphit zu einem Elektronenleiter macht.
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Chemikalien
 destilliertes Wasser
 Leitungswasser
 KNO3-Schmelze
 Zucker
 Graphit
 Diamantfeile
 NaCl fest
Versuchsablauf
Mittels der Sonde wird der Leitwert von Leitungswasser im Vergleich zu destilliertem Wasser
gemessen. Anschließend zeigt man, dass festes NaCl (z. B. Kochsalz) keine Leitfähigkeit
aufweist. Man gießt nun, während man die Sonde im NaCl lässt, destilliertes Wasser hinzu
und beobachtet die Veränderung der Leitfähigkeit. Nun wird im Vergleich dazu die
Leitfähigkeit einer Zuckerlösung gemessen.
In einer Porzellanschale wird etwas KNO3 aufgeschmolzen und mit zwei Kohlelektroden in
der Schmelze der Leitwert gemessen. Dabei muss darauf geachtet werden, nach dem
Schmelzen weiter zu erhitzen, damit sich kein festes Salz an den Elektroden anlagern kann.
Schließlich wird der Leitwert desselben chemischen Elements in unterschiedlichen
Modifikationen anhand von Graphit und Diamant (Diamantfeile) verglichen.
2 Kohleelektroden in einem Becherglas werden über eine 4,5 V Batterie mit einem
Verbraucher (Glühbirne, Solarmotor) verbunden. Man füllt nun das Becherglas mit
destilliertem Wasser, gibt Zucker und dann Kochsalz hinein.
Sensor
Entsorgung
 Kaliumnitrat – in den Abfluss, mit Wasser nachspülen
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3.2. Löslichkeit von Salzen und Molekülverbindungen
Theorie
Die Lösung eines Stoffes in einem Lösungsmittel erfordert die Solvatisierung der gelösten
Teilchen. Daher ist eine anziehende Wechselwirkung zwischen gelösten Teilchen und
Lösungsmittelmolekülen erforderlich. Somit lösen sich polare Substanzen gut in polaren
Lösungsmitteln (z.B. Salze in Wasser) und unpolare gut in unpolaren Lösungsmitteln (Butan
in Isooctan). Bei Lösungen von Feststoffen in Flüssigkeiten muss deren Kristallgitterenergie
aufgebracht werden, um eine Lösung der Teilchen (Ionen, Moleküle) herbeizuführen. Dies ist
bei Lösungen von Gasmolekülen in Flüssigkeiten nicht erforderlich. In beiden Fällen wird
durch die Solvatisierung der gelösten Teilchen Energie frei.
Die Lösung von kristallinen Festkörpern ist mit einer Entropiezunahme (S > 0) verbunden,
während die Lösung von Gasen eine Entropieabnahme (S < 0) bedeutet. Bei
vernachlässigbarer Temperaturabhängigkeit der Lösungsenthalpie steigt daher die Löslichkeit
von Festkörpern in flüssigen Lösungsmitteln mit der Temperatur, während jene von Gasen
absinkt.
Löslichkeit verschiedener Gase in LGas/LWasser
Temperatur in °C 0
10
20
Kohlendioxid
1.7
1.2
0.9
Sauerstoff
0.049
0.038
0.031
Ammoniak
1176
k.A.
702
Didaktische Hinweise
Die meist gute Löslichkeit von Salzen in Wasser und deren Anstieg mit der Temperatur ist
allgemein bekannt und wird auch an anderer Stelle behandelt. Hier soll auf die weniger
geläufige aber in Natur und Technik sehr bedeutende Löslichkeit von Gasen in Wasser
eingegangen werden. Wichtig ist dass i)sehr viel NH3 und HCl gelöst werden kann
(Springbrunnen), ii)Wasser auch bedeutende Mengen an CO2 löst aber schon viel weniger an
O2, iii) die Löslichkeit der Gase mit steigender Temperatur abnimmt (z.B. zu beobachten,
wenn man warmes Cola öffnet).
Geräte
 pneumatische Wanne
 Messzylinder
 Rundkolben
 Stativmaterial
Chemikalien
 Brausetablette
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




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Na2O2
NH3 konz./NH3-Gas
HCl konz./HCl-Gas
Phenolphthalein
Methylorange
Versuchsablauf
Löslichkeit von CO2
In einer pneumatischen Wanne mit Messzylinder soll qualitativ gezeigt werden, dass Wasser
in der Lage ist, größere Mengen CO2 zu lösen. Verwendet man Wasser unterschiedlicher
Temperatur, kann auch gezeigt werden, dass sich mit steigender Temperatur weniger Gas löst.
Versuchsaufbau Löslichkeit von CO2
Löslichkeit von O2
Mit dem gleichen Versuchsaufbau (Messzylinder, pneumatische Wanne) soll nun gezeigt
werden, dass sich nur sehr wenig O2 in Wasser löst. Dazu verwenden wir Na2O2, welches in
einer kleinen, an beiden Seiten zu öffnenden Plastikphiole eingewogen und offen unter den
Messzylinder gebracht wird.
Löslichkeit von NH3/HCl - Springbrunnenversuch
Man nimmt einen Rundkolben (ca. 500 mL), füllt diesen mit Ammoniakgas oder
Chlorwasserstoffgas (aus der Flasche oder durch Erhitzen von NH3-Lösung/Salzsäure), und
verschließt ihn mit einem durchbohrten Korken mit Glasrohr (unten verjüngt). Nun wird der
Kolben umgedreht und das Glasrohr in ein Wasserreservoir getaucht. Etwas
Phenolphthalein/Methylorange im Wasser verschönert den Effekt und bringt zusätzliche
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Informationen. Da sich weniger HCl als NH3 in Wasser löst, ist der „Springbrunneneffekt“
mit NH3 kräftiger.
Ammoniakspringbrunnen
Entsorgung
 Natriumperoxid – in den Abfluss, mit Wasser nachspülen
 Ammoniak-Lösung 25%ig – in den Abfluss, mit Wasser nachspülen
 Salzsäure 32%ig – in den Abfluss, mit Wasser nachspülen
 Methylorange – feste organische Abfälle
 Phenolphthalein – flüssige organische Abfälle, halogenfrei
Sicherheitshinweise
Natriumperoxid
Ammoniak-Lösung
25%ig
Salzsäure 32%ig
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Methylorange
Phenolphthalein
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3.3. Die Stabilität von Bindungen
Theorie
Aus thermodynamischer Sicht nimmt ein System immer den Zustand geringster Gibbs’scher
Energie ein. Es bilden sich daher immer die stabilsten Verbindungen aus. Da das Oxid MgO
stabiler ist als H2O, müsste die Reaktion Mg + H2O
H2 + MgO nach rechts ablaufen.
Dies geschieht jedoch erst, wenn man Wasserdampf über heißes Magnesium leitet. Der Grund
ist die hohe Aktivierungsenergie, siehe Kapitel 4.4.!
Didaktische Hinweise
An diesen beiden Beispielen kann gezeigt werden, dass sich Typ und Stabilität von
Bindungen durch Austausch eines Bindungspartners ändern können. Wasser ist eine
kovalente Verbindung, während Na2O eine ionische ist. MgO ist vorwiegend ionisch, hat aber
bereits kovalente Bindungsanteile.
Geräte
 Stativmaterial
 Reagenzglas
 Sand
 Glasrohr mit Verjüngung
 Stopfen, durchbohrt
 Glaswanne
 Kunststoffbrett und Messer
 Tiegelzange
 Teclubrenner
Chemikalien
 Na-Metall
 Mg-Metall
 Phenolphthalein
Versuchsablauf
Magnesium im Wasserdampf
In ein Reagenzglas gibt man ca. 5 cm hoch Sand, der gut befeuchtet wird. Ein ca. 10 cm
langes Stück Mg-Band wird von Verunreinigungen gesäubert und in das obere Ende des
Reagenzglases gespannt. Mit einem passenden Stopfen, durch den ein nach vorne verjüngtes
Glasrohr (Düse) steckt, wird nun verschlossen. Man erhitzt nun gelinde den Sand, bis
Wasserdampf entsteht, der aus der Düse tritt. Nun heizt man kräftig an eine Stelle, wo das
Mg-Band die Glaswand berührt. Es entzündet sich nach kurzer Zeit. Das nun entstehende H2Gas kann an der Düse entzündet werden. Eventuell nochmals den Sand erhitzen.
Der Versuch erfordert einiges an experimentellem Geschick und die Effekte dauern nur kurz
an!
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Verbrennen von Mg im Wasserdampf
Natrium in Wasser
Eine Glaswanne wird ca. 10 – 15 cm hoch mit Leitungswasser befüllt. Nun gibt man etwas
Phenolphthalein und einen Spritzer alkalifreies Spülmittel hinein. Etwas Natrium
(erbsengroß) wird vom Petroleum gereinigt und die Oxidschicht entfernt. Nun wird es mit
einer Tiegelzange vorsichtig ins Wasser geworfen. Durch die Reaktionswärme schmilzt das
Natrium und schwebt auf einer Wasserdampfschicht (Leidenfrostphänomen) über die
Wasseroberfläche. Das entstehende H2-Gas entzündet sich manchmal. Der Indikator färbt sich
violett. Möchte man sicher stellen, dass sich der entstehende Wasserstoff entzündet, gibt man
das Natriumstück auf einem Filterpapier ins Wasser.
Vorsicht !
Gesamten Versuch ausschließlich im Abzug durchführen. Mindesten 3 m
Sicherheitsabstand zu den Schülerinnen und Schülern. Gelegentlich kommt es zu einer
sehr heftigen Reaktion mit lautem Knall. Das Natrium kann an der Wand der
Glaswanne hängen bleiben und so zum Bruch der Wanne führen (dies lässt sich meist
durch die Zugabe des Spülmittels verhindern).
Entsorgung
 Natrium – nach Umsetzung in Ethanol in den Abfluss, mit Wasser nachspülen
 Magnesium – getrennt von anderen Gefahrenstoffen in eigenem Behältnis entsorgen
 Phenolphthalein – flüssige organische Abfälle, halogenfrei
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Sicherheitshinweise
Natrium
Phenolphthalein
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3.4. Salzbildung aus den Elementen
Theorie
Eine mögliche Methode zur Darstellung von Salzen ist die direkte Reaktion der beiden
beteiligten Elemente. In diesem Beispiel sollen Natriumchlorid, Zinksulfid und
Magnesiumoxid auf solche Weise hergestellt werden. Das Metall wird dabei jeweils oxidiert,
das Nichtmetall reduziert.
Didaktische Hinweise
Das Chlor für die NaCl-Darstellung gewinnt man am besten nach der Spritzenmethode aus
KMnO4 und konzentrierter Salzsäure. Etwaige dunkle Verfärbungen, die zusätzlich zum
weißen NaCl entstehen können, sind auf elementares Silicium und SiO zurückzuführen, das
durch die Reduktion von SiO2 aus dem Reagenzglas mit metallischem Natrium entsteht.
Geräte
 kleines Reagenzglas
 Spritze mit Kanüle
 Wäscheklammer
 Teclubrenner
 Pinzette
 Messer
 Küchenrolle
 feuerfeste Unterlage
 Gasbrenner
 Probenglas
 Waage
 Tiegelzange
 Becherglas
Chemikalien
 Chlorgas
 Natrium
 Ethanol
 Schwefel
 Zink
 Magnesiumband
Versuchsablauf
Natriumchlorid
Etwas Natrium (erbsengroß) wird vom Petroleum gereinigt und die Oxidschicht entfernt. In
einem kleinen Reagenzglas schmilzt man das Natrium auf und injiziert darauf zügig das Chlor
aus der Spritze. Zur vollständigen Umsetzung sind mehrere Spritzen Chlor notwendig. Die
klassische Variante dieses Versuches ist, das in einer Locheprouvette geschmolzene Na in
einen Zylinder mit Chlorgas zu halten.
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Herstellung von Natriumchlorid aus den Elementen
Zinksulfid
13 g Zinkpulver werden mit 6,4 g Schwefel gut vermischt (nicht verreiben) und auf einer
feuerfesten Unterlage zu einem Kegel aufgeschüttet. Mit einem Gasbrenner wird die
Mischung lokal stark erhitzt, bis die exotherme Reaktion einsetzt.
ACHTUNG: Versuch im Abzug durchführen!
Herstellung von Zinksulfid aus den Elementen
Magnesiumoxid
Man entzündet etwas Magnesiumband, das an einem Ende mit einer Tiegelzange gehalten
wird. Nicht direkt ins grelle Licht schauen!
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Entsorgung
 Natrium – nach Umsetzung in Ethanol in den Abfluss, mit Wasser nachspülen
 Chlor – Einleiten des Chlors in Natriumthiosulfat-Lösung zur Reduktion zum Chlorid
oder Einleiten in Natronlauge (Bildung von Natriumhypochlorit). Danach mit viel
Wasser in den Abfluss. Spritzenmethode: Aufsetzen einer mit Aktivkohle gefüllten
Spritze zur Adsorption.
 Schwefel – im Abzug verbrennen
 Zink – anorganische Abfälle mit Schwermetallen
 Magnesium – getrennt von anderen Gefahrenstoffen in eigenem Behältnis entsorgen
 Ethanol – flüssige organische Abfälle, halogenfrei bzw. verdünnt in den Abfluss.
Sicherheitshinweise
Natrium
Chlor
Zink
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3.5. Allotropie
Theorie
Unter Allotropie versteht man die Erscheinung, dass
manche Elemente in verschiedenen Modifikationen
vorkommen. Schwefel bildet z.B. mehrere allotrope
Modifikationen. Bei Normalbedingungen stabil ist -S
(rhombisch), oberhalb von 95,6°C -S (monoklin).
-S, -S und ein Teil von flüssigem und gasförmigen
Schwefel bestehen aus S8-Molekülen (Cyclooctaschwefel)
in „Kronenform“.
Plastischer Schwefel ist eine unterkühlte Flüssigkeit, nach einiger Zeit erfolgt wieder eine
Umwandlung in den thermodynamisch stabilen -S.
Didaktische Hinweise
Im Zusammenhang mit der Allotropie sind weitere wichtige Beispiele zu nennen: Kohlenstoff
(Graphit, Diamant, Fullerene), Sauerstoff (O2, O3), Phosphor (roter, weißer, schwarzer
Phosphor).
Geräte
 Reagenzglas
 Reagenzglashalter
 Becherglas mit Wasser
Chemikalien
 Schwefelpulver
Versuchsablauf
Ein Reagenzglas wird zu etwa einem Drittel mit Schwefel gefüllt. Unter ständigem Schütteln
wird der Schwefel langsam erhitzt (Flamme nicht zu heiß!). Die Farbveränderungen und
Viskositätsveränderungen werden beobachtet. Der Schwefel beginnt bei ca. 119 °C zu
schmelzen und es entsteht eine hellgelbe, dünnflüssige Schmelze. Bei weiterem Erwärmen
wird die Schmelze zähflüssig und man gießt sie in das bereitgestellte Becherglas mit Wasser.
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ACHTUNG: Sollte sich der Schwefel entzünden, wird durch Aufsetzen eines Stopfens
oder kräftiges Ausblasen die Flamme erstickt. Nach der Demonstration sollte das
Reagenzglas in den Abzug gestellt werden.
Plastischer Schwefel
Erstarrter Schwefel im Becherglas
Entsorgung
 Schwefel – Reste im Abzug verbrennen
Sicherheitshinweise
Schwefel
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3.6. Kristallwasser
Theorie
Die Dehydratisierung von festem Kupfersulfatpentahydrat (CuSO4  5H2O) verläuft, grob
gesehen, über 2 Stufen:
1) CuSO4  5H2O  CuSO4  H2O + 4 H2O
2) CuSO4  H2O  CuSO4 + H2O
Der erste Schritt erfolgt bei über 100 °C, der zweite bei > 200 °C. CuSO 4  5H2O kann daher
einfach in einem Reagenzglas oder einer Porzellanschale mit dem Teclubrenner entwässert
werden. Zudem geht die blaue Farbe des Pentahydrates beim Entwässern verloren, was die
Anschaulichkeit des Versuches erhöht. Das entfernte Wasser kondensiert an der Glaswand.
Mit einem pH-Papier lässt sich nachweisen, dass kein CuSO4 darin gelöst ist.
Die Entwässerung kann auch durch Überschichten mit konzentrierter Schwefelsäure, die stark
hygroskopisch wirkt, in einem Reagenzglas erfolgen. Das wasserfreie, weiße CuSO4 kann
dazu verwendet werden, das Restwasser in destilliertem (96 %igem) Ethanol nachzuweisen
(Blaufärbung!).
Die Rückreaktion zum Pentahydrat ist ein Beispiel für eine exotherme chemische Reaktion:
CuSO4 + 5 H2O  CuSO4  5H2O
Didaktische Hinweise
Das Beispiel eignet sich auch zur gravimetrischen Kristallwasserbestimmung (z.B.
Wahlpflichtfach, etc.). Cobaltsalze haben je nach Kristallwassergehalt unterschiedliche Farbe
(blau, rosa), deshalb werden sie als „Indikator“ in Exsiccatoren eingesetzt.
Geräte
 Reagenzgläser
 Porzellanschale
 Thermofühler
 Teclubrenner
Chemikalien
 Kupfersulfatpentahydrat CuSO4 · 5 H2O
 conc. Schwefelsäure H2SO4
 Ethanol 96%
Versuchsablauf
Kupfersulfatpentahydrat wird in einem Reagenzglas erhitzt, bis es weiß ist und das
freigesetzte Wasser am oberen Ende des Reagenzglases kondensiert. Nach dem Abkühlen
wird das weiße Produkt mit etwas 96%igem Ethanol überschichtet und die Farbänderung
beobachtet.
Etwas Kupfersulfatpentahydrat wird in einem Reagenzglas mit konzentrierter Schwefelsäure
überschichtet und die auftretende Farbänderung beobachtet.
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CuSO4 + 5 H2O  CuSO4· 5 H2O
Zum wasserfreien (weißen) CuSO4 gibt man etwas Wasser hinzu und beobachtet die
Temperaturveränderung.
Versuchsdurchführung
Entsorgung
 Kupfersulfat – anorganische Abfälle mit Schwermetallen
 Ethanol – in den Abfluss, mit Wasser nachspülen
 Schwefelsäure – nach Neutralisation im Abfluss entsorgen
Sicherheitshinweise
Kupfersulfat
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Schwefelsäure
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3.7. Singulettsauerstoff
Theorie
Grundzustand des Sauerstoffmoleküls ist der Triplettzustand 3O2, bei dem die beiden
Elektronen in den antibindenden *-Orbitalen gleichen Spin (2S+1=3) haben. Es gibt nun
angeregte Zustände, in denen die beiden Elektronen entgegen gesetzten Spin aufweisen
(2S+1=1), dies nennt man Singulettzustand bzw. Singulettsauerstoff 1O2. Der Triplettzustand
als Grundzustand ist eine Ausnahme – bei den meisten Molekülen ist der Grundzustand ein
Singulettzustand. Moleküle unterschiedlicher Multiplizität reagieren nur recht träge
miteinander, hohe Aktivierungsenergien treten auf. Singulettsauerstoff ist daher wesentlich
reaktionsfähiger als Sauerstoff im Grundzustand. Er spielt bei vielen natürlichen und
technischen Prozessen eine wesentliche Rolle. 1O2 kann direkt oder indirekt (z.B. mit
Luminol) über Chemoluminiszenz nachgewiesen werden.
Cl2 + H2O2 + 2 OH1
2 H2O + 2 Cl- + 1O2
O2  3O2 + rotes Licht
Termschema von Sauerstoff
Didaktische Hinweise
Dieser Versuch ist zum einen ein schöner Schauversuch, berührt aber auch eine Reihe
wichtiger Themen wie Molekülorbitale, Peroxide, Redoxreaktionen und Chemoluminiszenz.
Singulettsauerstoff spielt in der Natur (Photosynthese, Blattfall, etc.) und auch in speziellen
chemotechnischen Prozessen eine wichtige Rolle. Allerdings wird es im regulären Unterricht
nicht immer gelingen, auf den Singulettsauerstoff besonders einzugehen.
Geräte
 Erlenmeyerkolben
 Spritze mit Kanüle
 doppeltes Gärrohr
 Glaswolle
Chemikalien
 Kaliumpermanganat KMnO4
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


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Salzsäure HCl konzentriert
Natronlauge NaOH
Wasserstoffperoxid H2O2
Aktivkohle
Versuchsablauf
Im Erlenmeyerkolben, der nicht größer als nötig sein sollte, wird etwas festes KMnO4
vorgelegt und mit dem Stopfen verschlossen. Es werden das doppelte Gärrohr und die mit
konzentrierter HCl gefüllte Spritze aufgesetzt. Man stellt ca. 10 ml einer wässrigen Lösung
mit 20% NaOH und 10% H2O2 her, die man in das Gärrohr füllt, sodass das
Verbindungsstück zwischen den beiden Kugelrohren gerade gefüllt ist. Zur Aufnahme von
eventuell entweichendem Chlorgases verschließt man das Gärrohr mit etwas Aktivkohle auf
einem Glaswollepfropfen.
In Dunkelheit (!) tropft man nun etwas HCl auf das KMnO4 und beobachtet die rote
Leuchtreaktion in der NaOH/H2O2-Lösung. Ist gute Verdunkelung nicht möglich, kann man
Luminol hinzufügen. Die rote Leuchterscheinung ist dann auch bei Tageslicht zu erkennen.
Versuchsaufbau und -ablauf
Entsorgung
 Kaliumpermanganat – anorganische Abfälle mit Schwermetallen
 Salzsäure konz. – in den Abfluss, mit Wasser nachspülen
 Natronlauge – in den Abfluss, mit Wasser nachspülen
 Wasserstoffperoxid – in den Abfluss, mit Wasser nachspülen
 Chlorgas – Einleiten des Chlors in Natriumthiosulfat-Lösung zur Reduktion zum
Chlorid. Nach Neutralisation mit Natriumhydrogencarbonat Entsorgung in den
Abfluss, mit Wasser nachspülen.
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Kaliumpermanganat
Salzsäure konz.
Natronlauge
Wasserstoffperoxid
Chlorgas
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