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© 2012, Cornelsen Verlag 1. Wiederholung Salze 2. Nachweisreaktionen 3. Kalkkreislauf 4. Elektronenübergang bei chemischen Reaktionen 5. Redoxreihe der.

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Präsentation zum Thema: "© 2012, Cornelsen Verlag 1. Wiederholung Salze 2. Nachweisreaktionen 3. Kalkkreislauf 4. Elektronenübergang bei chemischen Reaktionen 5. Redoxreihe der."—  Präsentation transkript:

1 © 2012, Cornelsen Verlag 1. Wiederholung Salze 2. Nachweisreaktionen 3. Kalkkreislauf 4. Elektronenübergang bei chemischen Reaktionen 5. Redoxreihe der Metalle

2 © 2012, Cornelsen Verlag Simulation: Nomenklatur anorganischer Salze 1. Wiederholung (Online-Version – alternativ können Sie die Simulation auch von DVD starten > Rubrik Simulationen)

3 © 2012, Cornelsen Verlag 1. Wiederholung Animation: Lösen von Salz in Wasser (Online-Version – alternativ können Sie die Animation auch von DVD starten > Rubrik Animationen)

4 © 2012, Cornelsen Verlag Nachzu- weisendes Ion Chlorid-Ion Cl - (aq) Bromid-Ion Br - (aq) Iodid-Ion I - (aq) Verkürzte Ionen- gleichung Ag + (aq) + Cl - (aq) -> AgCl (s) Ag + (aq) + Br - (aq) -> AgBr (s) Ag + (aq) + I - (aq) -> AgI (s) Nieder- schlag weißes Silberchlorid hellgelbes Silberbromid gelbes Silberiodid 2. Nachweisreaktionen Nachweis von Halogenid-Ionen Bei Zugabe von Silbernitratlösung zu einer Lösung von z.B. Natriumchlorid bilden die Chlorid-Ionen mit Silber-Ionen schwer lösliches Silberchlorid.

5 © 2012, Cornelsen Verlag Nachzuweisendes Ion Sulfat-Ion SO 4 2- (aq) Verkürzte Ionengleichung SO 4 2- (aq) + Ba 2+ (aq) -> BaSO 4 (s) Niederschlag weißes Bariumsulfat 2. Nachweisreaktionen Nachweis von Sulfat-Ionen Bei Zugabe von Bariumchloridlösung zu einer Lösung von z.B. Natriumsulfat bilden Barium-Ionen mit Sulfat-Ionen schwer lösliches Bariumsulfat.

6 © 2012, Cornelsen Verlag Nachzuweisendes Ion Carbonat-Ion CO 3 2- ReaktionsgleichungCO 3 2- (aq) + 2 H 3 O + (aq) -> CO 2 (g) + 3 H 2 O (l) Nachweis des entstandenen Kohlenstoffdioxids Ist bei einer Reaktion Kohlenstoffdioxid entstanden, kann das entstandene Gas zum Nachweis in Kalkwasser (Calciumhydroxid) eingeleitet werden: CO 2 (g) + Ca 2+ (aq) + 2 OH - (aq) -> CaCO 3 (s) + H 2 O (l) Niederschlagweißes Calciumcarbonat 2. Nachweisreaktionen Nachweis von Carbonat-Ionen Versetzt man ein z.B. eine Natriumcarbonatlösung mit Salzsäure, ist eine Gasentwicklung zu beobachten. Es entsteht gasförmiges Kohlenstoffdioxid.

7 © 2012, Cornelsen Verlag 2. Nachweisreaktionen Nachweis von Nitrat- und Phosphat-Ionen Nitrat- und Phosphat-Ionen lassen sich mithilfe von Farbreaktionen auf Teststäbchen nachweisen.

8 © 2012, Cornelsen Verlag Schaubild: Kalkkreislauf 3. Kalkkreislauf (Online-Version – alternativ können Sie das Schaubild auch von DVD starten > Rubrik Schaubilder)

9 © 2012, Cornelsen Verlag Erkläre den Ablauf des natürlichen Kalkkreislaufs. 3. Kalkkreislauf Wasser Kohlensäure Kohlenstoffdioxid CalciumhydrogencarbonatlösungKalk ++ Wasser Kalk +++ Calciumhydrogencarbonatlösung Kohlensäure Kohlenstoffdioxid

10 © 2012, Cornelsen Verlag Erkläre den Ablauf des natürlichen Kalkkreislaufs. 3. Kalkkreislauf Wasser Kohlensäure Kohlenstoffdioxid CalciumhydrogencarbonatlösungKalk ++ Wasser Kohlensäure Kohlenstoffdioxid Calciumhydrogencarbonatlösung Kalk + Wasser Kohlenstoffdioxid +

11 © 2012, Cornelsen Verlag 4. Elektronenübergang bei chemischen Reaktionen Reaktion von Natrium mit Chlor Vorsicht! Abzug! Schutzbrille! In einem Reagenzglas, das seitlich unten ein Loch hat, wird ein erbsengroßes Stück Natrium(GHS02/05) erhitzt, bis es zu glühen beginnt. Das Reagenzglas wird in einen mit Chlor(GHS06/09) gefüllten Standzylinder gehalten, der rasch mit einer Glasplatte abgedeckt wird.

12 © 2012, Cornelsen Verlag Beobachtung: 4. Elektronenübergang bei chemischen Reaktionen Reaktion von Natrium mit Chlor

13 © 2012, Cornelsen Verlag Beobachtung: Das Metall Natrium reagiert mit dem Nichtmetall Chlor in einer exothermen Reaktion zu einem weißen Salz. 4. Elektronenübergang bei chemischen Reaktionen Reaktion von Natrium mit Chlor

14 © 2012, Cornelsen Verlag Auswertung: Erkläre die Vorgänge bei der Reaktion von Natrium mit Chlor. 4. Elektronenübergang bei chemischen Reaktionen Elektronenabgabe/Oxidation: Elektronenaufnahme/Reduktion: Elektronenübergang/Redoxreaktion:

15 © 2012, Cornelsen Verlag Auswertung: Erkläre die Vorgänge bei der Reaktion von Natrium mit Chlor. 1 Elektron Na (Natrium-Atom) Cl (Chlor-Atom) Na + (Natrium-Ion) Cl - (Chlor-Ion) 4. Elektronenübergang bei chemischen Reaktionen Elektronenabgabe/Oxidation: Elektronenaufnahme/Reduktion: Elektronenübergang/Redoxreaktion: Na Na + + e - Cl + e - Cl - 2 Na + Cl 2 2 NaCl OxidationReduktion

16 © 2012, Cornelsen Verlag Redoxreaktionen sind Reaktionen mit Elektronenübergang. Bei der Oxidation werden Elektronen abgegeben, gleichzeitig werden bei der Reduktion Elektronen aufgenommen. Auswertung: Reaktion von Natrium mit Chlor Die Chloratome wirken als Elektronenakzeptoren. Die Natriumatome wirken als Elektronendonatoren. 4. Elektronenübergang bei chemischen Reaktionen 1 Elektron Na (Natrium-Atom) Cl (Chlor-Atom) Na + (Natrium-Ion) Cl - (Chlor-Ion)

17 © 2012, Cornelsen Verlag Bereite 5%ige Lösungen von Zink- chlorid(GHS07), Eisensulfat(GHS07), Kupfersulfat(GHS07/09) und Silber- nitrat(GHS07). Tauche jeweils einen gut gesäuberten Eisennagel in die vier Lösungen. Beobachte einige Minuten. Tauche auch gut gereinigte Kupferbleche, Zinkbleche und Silberbleche in die Lösungen. Notiere deine Beobachtungen. Fertige eine Tabelle an, aus der ersichtlich ist, welche Metalle und welche Lösungen miteinander reagieren und welche nicht. Entsorgung: Lösungen in den Sammelbehälter II geben. Kupfer- und Silberbleche einsammeln, werden wieder verwendet. Zink- und Eisenreste in den Sammelbehälter für Hausmüll geben. Untersuche das Verhalten von Metallen gegenüber Metallsalzlösungen. 5. Redoxreihe der Metalle

18 © 2012, Cornelsen Verlag Ordne die Metalle sinnvoll in die Abbildung ein. 5. Redoxreihe der Metalle Al Zn Au Ca Cu Fe Mg Pb Ag Al 3+ Zn 2+ Au 3+ Ca 2+ Cu 2+ Fe 2+ Mg 2+ Pb 2+ Ag +

19 © 2012, Cornelsen Verlag 5. Redoxreihe der Metalle Ordne die Metalle sinnvoll in die Abbildung ein. Al Zn Au Ca Cu Fe Mg Pb Ag Al 3+ Zn 2+ Au 3+ Ca 2+ Cu 2+ Fe 2+ Mg 2+ Pb 2+ Ag +

20 © 2012, Cornelsen Verlag 5. Redoxreihe der Metalle Das Bestreben der Metallatome, Elektronen abzugeben, ist unterschiedlich stark. Atome unedler Metalle geben ihre Elektronen leichter ab als die Atome edler Metalle. Ionen der edlen Metalle sind bestrebt, Elektronen aufzunehmen. Al Zn Au Ca Cu Fe Mg Pb Ag Al 3+ Zn 2+ Au 3+ Ca 2+ Cu 2+ Fe 2+ Mg 2+ Pb 2+ Ag +

21 © 2012, Cornelsen Verlag 5. Redoxreihe der Metalle ? Findet eine Reaktion statt, wenn man Eisennägel in eine Kupfersulfatlösung eintaucht?

22 © 2012, Cornelsen Verlag 5. Redoxreihe der Metalle Kupfer-Ionen haben gegenüber Eisenatomen ein höheres Bestreben zur Elektronenaufnahme. Es findet eine Redoxreaktion statt. Eisenatome werden zu Eisen-Ionen oxidiert, die in Lösung gehen. Kupfer-Ionen werden zu Kupferatomen reduziert. Auf den Nägeln bildet sich eine Kupferschicht. Findet eine Reaktion statt, wenn man Eisennägel in eine Kupfersulfatlösung eintaucht?


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