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1 _______________________ Diagnose und Korrektur von Schülervorstellungen Marianne Ostermann, Anne Kathrin Seibler.

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1 1 _______________________ Diagnose und Korrektur von Schülervorstellungen Marianne Ostermann, Anne Kathrin Seibler

2 2 0.Historische Vorstellungen __________________________________________ 1.Fehlvorstellungen der Schüler 2.Erhebungen zum Thema Redoxchemie 3.1 Metallreaktionen mit Sauerstoff und Chlor 3.2 Korrosion und Hochofenprozess 3.3 Reaktionen von Metallen in Lösung 3.4 Sauerstoff, Elektronen, Oxidationszahlen 3. Fazit __________________________________________ 4. Lösungen 4.1 Schreibweise 4.2 Elektronenübertragungen 4.3 Säure-Base- und Redoxreaktionen 4.4 Fällungs-, Redox-, Spannungsreihe 4.5 Oxidationszahlen 4.6 Alltagsphänomene: Korrosion-Batterie-Akku 5. Fazit 6. Literaturangaben

3 3 0. Historische Vorstellungen Historischer Reduktionsbegriff Verwandlung von Erzen zu Metallen Bsp. Gewinnung von Quecksilber aus Zinnober Historischer Oxidationsbegriff Lavoisier: Verbindung von Elementen mit Sauerstoff unter Bildung von Oxiden Der Oxidationsbegriff konnte erst nach der Entdeckung des Sauerstoffes entwickelt werden (1771).

4 4 Begriffsverständnis Die Begriffe Oxidation und Reduktion standen in keinem Verhältnis zueinander. Der Zusammenhang zwischen den beiden Reaktionen war noch nicht erkannt. Reduktion: Zurückgewinnung eines Metalls aus Erzen Oxidation: Reaktion eines Stoffes mit Sauerstoff Vorstellung von den reagierenden Stoffen Es reagieren die einzelnen Stoffe miteinander (Metalle, Sauerstoff) nicht die einzelnen Teilchen, aus denen sie aufgebaut sind (Atome, Ionen).

5 5 Vorstellung der Elektronenübertragung Reduktion: Elektronaufnahme Oxidation: Elektronenabgabe Diese Definitionen beziehen sich auf kleinste Teilchen (Atome, Ionen). Es liegt stets eine Korrespondenz zwischen Oxidation und Reduktion vor Reduktions- Oxidations- Reaktion oder Redoxreaktion

6 6 Erweiterte Definition auf die Oxidationszahlen Oxidationszahl: Fiktive Ionenladung an einem Atom, die sich ergibt, wenn man alle Elektronenpaare von kovalenten Bindungen dem jeweils elektronegativeren Partner zuteilt. Die Oxidationszahl kann durch eine Änderung der elektronischen Umgebung eines Atoms verändert werden (z.B. durch Entstehung einer polaren Bindung) Reduktion: Erniedrigung der Oxidationszahl Oxidation: Erhöhung der Oxidationszahl

7 7 1. Fehlvorstellungen der Schüler Bedeutung der Sauerstoffübertragung bei Redoxreaktionen Viele Schüler haben die Vorstellung, dass bei einer Redoxreaktion Sauerstoff von einem Reaktionspartner auf den anderen übertragen werden muss Ursachen für Fehlvorstellungen Silbe –ox, die semantisch sehr stark mit Sauerstoff gekoppelt ist (Oxygenium, Oxide) Erinnerung an viele Verbrennungsreaktionen, sowohl aus dem Unterricht, als auch aus dem Alltag

8 8 Argumentationsweise von Schülern Argumentationsweise beim Erklären einer Redox-reaktion, die ohne die Anwesenheit von Sauerstoff abläuft. Unterstufenschüler gaben eine auf Alltags-beobachtungen bezogene Deutung. Oberstufenschüler verwendeten zwar Fachausdrücke, diese wirkten aber eher wie zufällig in die Argumentation eingestreut.

9 9 Erklärung des Begriffs Redoxreaktion Bei einer Untersuchung erklärten eine Drittel der befragten Schüler den Redoxbegriff ausschließlich tautologisch. Ein Redoxreaktion ist eine Addition aus Reduktion und Oxidation Dies lässt auf ein Fehlen eines tiefergehenden Verständnisses hindeuten. Die Schüler benutzen zwar Fachausdrücke, ohne sich jedoch ihrer Bedeutung bewusst zu sein.

10 10 2. Erhebungen zum Thema Redoxchemie Vitali Heints führte neue Erhebungen mit Hilfe eines Fragebogens durch, wobei er Schüler der Jahrgangsstufen 9-13 einiger Gymnasien im Münsterland befragte. Themengebiete Metallreaktionen mit Sauerstoff und anderen Gasen Korrosion und Hochofenprozess Reaktionen von Metallen mit Lösungen Sauerstoff, Elektronen, Oxidationszahlen

11 Metallreaktionen mit Sauerstoff und Chlor Aus Kupferblech wird ein Briefchen gefaltet und mit der rauschenden Brennerflamme erhitzt. Es wird durch das Erhitzten außen schwarz, innen ist die Kupferfarbe geblieben. - Es findet eine Verbrennungsreaktion statt.18% - Außen setzt sich schwarzer Ruß ab.59% - Es findet eine Redoxreaktion statt.21% - Kupfer Atome ändern ihre Farbe.4%

12 12 Problematik bei den Begründungen der Antworten: Aus Alltagsbeobachtungen leiten die Schüler ab, dass bei einer Verbrennung Ruß entstehen muss. Über die Funktion des Sauerstoffs bei dieser Reaktion herrschte Unklarheit.

13 13 Ein Stück Kupferblech wird erhitzt und in einen Standzylinder gehalten, der mit gelbem Chlorgas gefüllt ist. Das Kupfer glüht auf, ein grüner Stoff entsteht. - Kupfer reagiert mit dem Chlor.61% - Chlor bildet Salzsäure, die Metall-Atome zerfrisst.10% - Es findet eine Säure-Base-Reaktion statt.4% - Chlor zerstört Kupfer-Atome.3%

14 14 Problematik bei den Begründungen der Antworten: Da nun kein Sauerstoff anwesend ist, mit dem eine Verbrennungsreaktion stattfinden könnte, vermuteten Schüler eine Reaktion mit dem Chlor. Obwohl erkannt wurde, dass eine Reaktion zwischen dem Metall und dem Gas abläuft, wurde die Definition der Elektronenübertragung nicht zur Erklärung verwendet.

15 Korrosion und Hochofenprozess Beide Vorgänge sollten den Schülern bekannt sein, da sie im Alltag von Bedeutung sind und daher auch im Chemieunterricht behandelt werden.

16 16 Eisen rostet im trockenen Kalifornien nicht, allerdings bei uns in Deutschland besonders stark, weil die Luft meist viel Wasserdampf enthält. - Eisen enthält Rost, der an der Luft zutage tritt.3% - Eisen-Atome werden oxidiert.56% - Es findet eine Säure-Base-Reaktion statt.10% - Eisen-Atome werden durch Rost vernichtet.11%

17 17 Problematik bei den Begründungen der Antworten Schüler zogen nicht die Bedeutung der Anwesenheit von Wasserdampf in Betracht, vielmehr konzentrierten sie sich auf eine Reaktion von Eisen mit Sauerstoff. Statt mit der Elektronenübertragungs- Theorie wurde mit der Sauerstofftheorie argumentiert.

18 18 Zur Gewinnung von Eisen werden im Hochofen Eisenoxid (Fe 3 O 4 ) und Kohle gemischt und stark erhitzt, bis glühendes Eisen herausfließt. - Kohle ist ein Katalysator.26% - Es findet eine Redoxreaktion statt.20% - Eisenoxid wird reduziert.21% - Eisenoxid zersetzt sich in die Elemente.21% 40% der Schüler bearbeiteten diese Aufgabe gar nicht.

19 19 Problematik bei den Begründungen der Antworten Nur wenige Schüler gaben richtige Begründungen, viele Begründungen waren sehr schwammig. durch Verbrennung des Kohlenstoffs benötigt man Sauerstoff, der vom Eisenoxid genommen wird Kohlenstoff liefert die Hitze, die für die Spaltung des Oxids nötig ist

20 20 Fazit: Sobald eine Reaktion mit der Sauerstoffdefinition erklärt werden kann, so wenden Schüler diese an, da sie ihnen vertrauter zu sein scheint. Durchführung von Experimenten mit Knall- und Feuereffekt, die sich die Schüler gemerkt haben (extrinsische Motivation) Das Prinzip der Elektronenübertragung ist meist nur formal an der Tafel erarbeitet worden, weswegen es des Schülern nicht im Gedächtnis verblieben ist.

21 Reaktion von Metallen mit Lösungen Folgende Reaktionen können nicht mehr mit der Sauerstoffdefinition erklärt werden, zur Erklärung muss die Übertragung von Elektronen angenommen werden. Da diese Reaktionen leicht im Unterricht durchzuführen sind, wird davon ausgegangen, dass Schüler diese Experimente schon einmal gesehen und besprochen haben.

22 22 Ein Eisennagel wird in eine Kupfersulfat-Lösung getaucht. Nach einiger Zeit befindet sich auf dem Nagel ein kupferfarbener Überzug. Erkläre die Beobachtung. 34%der Schüler benutzen die Begriffe Redoxreaktion und Elektronenübertragung. 14%der Schüler benutzten zur Charakterisierung der Metalle die Begriffe edel und unedel.

23 23 Problematik bei den Begründungen der Antworten Vor allem Schüler aus der Sekundarstufe I. sahen in dem Vorgang gar keine Reaktion. Anziehungskräfte oder magnetische Wechsel-wirkungen sind die Ursache des Vorganges. Es bleibt ein Stoff am Nagel kleben/hängen oder sonst irgendwie haften. - o

24 24 Das Eisen kommt mit dem Kupfer in Berührung und färbt sich grün. Der kupferfarbene Überzug ist grün- türkis- bläulich. Schüler erklärten die Reaktion unter Zuhilfenahme von Alttagsbeobachtungen, diese Tendenz war z.T. so stark, dass die in der Aufgabenstellung explizit genannte kupferne Farbe ignoriert wurde.

25 25 Schüler unterscheiden nicht zwischen Ionen und Atomen, Atomen und Stoffen Die Kupfer- Teilchen lagern sich auf der Oberfläche des Nagels ab. Die Kupferelektronen setzen sich auf dem Nagel ab. Das unedlere Kupfer geht in Lösung und die Kupferionen bilden den Niederschlag. Kupfer aus Kupfersulfat setzt sich am Eisennagel ab.

26 26 Magnesium (Mg) reagiert mit Salzsäure (HCl aq) unter Gasentwicklung, das Gas lässt sich als Wasserstoff (H 2 ) nachweisen. - Es findet ein Redoxreaktion statt.38% - Es findet eine Säure-Base-Reaktion statt.10% - Chlor-Teilchen werden oxidiert.8% - Magnesium-Atome werden oxidiert.19%

27 27 Problematik bei den Begründungen der Antworten Schüler unterschieden abermals nicht zwischen Stoffen und Teilchen. Magnesium wird oxidiert und Salzsäure wird reduziert, statt Magnesium-Atome werden oxidiert und H + - Ionen werden reduziert

28 Sauerstoff, Elektronen, Oxidationszahlen Wenn ein Stoff oxidiert wird…. - Nimmt er Sauerstoff auf49% - Nimmt er Elektronen auf9% - Wirkt er als Oxidationsmittel9% - Wirkt er als Reduktionsmittel49%

29 29 Analyse der Begründungen Auch hier wurde die Sauerstoffdefinition bevorzugt. Es scheint, als ob die Schüle die konsequent auf Teilchen bezogene Elektronenübertragung gar nicht kennen gelernt haben.

30 30 Welche der folgenden Umwandlungen beschreibt eine Oxidation (nur Sek. II) - Mn 2+ MnCl 2 - MnO - 4 MnO Mn(OH) 2 MnO 2 - Mn 3+ Mn 2 O 3

31 31 Antworten der Schüler Nur 28% der Schüler lösten die Aufgabe richtig, da nur sie auch eine adäquate Begründung geben konnten. Oxidationszahlen werden erhöht Es werden Elektronen aufgenommen

32 32 3. Fazit Schüler bedienen sich bevorzugt der Sauerstoffinterpretation. Sie unterscheiden nicht sauber zwischen Atomen und Ionen, bzw. Atomen und dem Element.

33 33 4. Lösungen: Redoxreaktion – Dimensionen einer Begrifflichkeit Unterrichtsvorschläge und Experimente, um Fehlvorstellungen der Schüler - abzubauen, - und um ihnen vorzubeugen. 4.1 Schreibweise Kupferoxid(s) + Eisen Kupfer(s) + Eisenoxid Reaktionsgleichung in Worten nimmt Sauerstoff aus dem Blickfeld. bereitet vor auf die Vorstellung einer Elektronen- übertragung.

34 Elektronenübertragung Metallfällungen Es wird für Schüler offensichtlich, dass - Metall-Atome unter Abgabe von Elektronen als Ionen in Lösung gehen. - aus Metall-Ionen durch Aufnahme von Elektronen Metall-Atome entstehen.

35 35 Schreibweise: Cu-Atom Cu 2+ (aq) -Ion + 2e - Elektronenabgabe, Oxidation 2Ag + (aq) -Ionen + 2e - 2Ag-Atome Elektronenaufnahme, Reduktion Cu + 2 Ag + (aq) Cu 2+ (aq) + 2 Ag Elektronenübertragung, Redoxreaktion

36 Säure-Base oder Redoxreaktion? Säure beteiligt = Säure-Base-Reaktion?? Zn-Atom Zn 2+ (aq) –Ion + 2e - 2H + (aq) – Ionen H 2 -Molekül Zn + 2 H + (aq) Zn 2+ (aq) + H 2

37 37 RedoxsystemSäure-Base-System Übertragung von ElektronenÜbertragung von Protonen Reduktionsmittel = ElektronendonatorSäure = Protonendonator Oxidationsmittel = ElektronenakzeptorBase = Protonenakzeptor Korrespondierendes RedoxpaarKorrespondierendes Säure-Base- Paar Redoxreaktion Red 1 + Ox 2 Ox 1 + Red 2 Säure-Base-Reaktion HA + B- A- + HB Stellung des korrespondierenden Redoxpaares in der elektrochemischen Spannungsreihe entspricht Elektronendonator-/akzeptortendenz von Red / Ox (Vorhersage der Reaktion) Stellung des korrespondierenden Säure-Base-Paares in der pks- Reihe entspricht Protonendonator- /akzeptortendenz von HA / A- (Vorhersage der Reaktion) Nernst-Gleichung (Redoxpotential)Henderson-Hasselbach-Gleichung (pH-Wert) Donator-Akzeptor-Prinzip

38 Fällungsreihe, Redoxreihe, Spannungsreihe Ein Ordnungssystem für Redoxreaktionen: Wer, wann, wie mit wem? I) Einteilung: In Reagenzgläsern werden verschiedene Metallbleche/ Drähte und entsprechende Salzlösungen auf ihr Reaktionsverhalten geprüft. Edle – unedle Metalle II) Elektronenwanderung sichtbar machen: - Verschiedene Metallstreifen werden in NaCl- Lösung getaucht und die Spannung wird gemessen

39 39 - anstatt des Spannungsmessers eine Glühlampe in den Stromkreis schalten. Es wird zunächst elektrische Spannung aufgebaut, es erfolgt dann ein Elektronentransfer über ein Metallkabel – elektrischer Strom/ elektrische Energie. Unterschiedlich hohe Spannungen, Vergleiche mit der bereits im Versuch aufgestellten Redoxreihe - Strom aus der Zitrone

40 40 Ziel: Hinführung zur Spannungsreihe mit den Standard-Elektrodenpotentialen. Durch Einführung von Normbedingungen entstehen auch Normspannungen. III)Normierung: Aufbau von Galvanischen Zellen, bspw. Mit Cu und Zn und ihren Salzlösungen

41 Oxidationszahlen Begriffserweiterung auf Nichtmetall-Nichtmetall- Verbindungen!! Beispiel: Knallgasreaktion 0 0 +I -II 2 H 2 + O 2 2 H 2 O - Aus unpolaren Molekülen werden Dipol-Moleküle. - Oxidationszahlen geben fiktive Ladungen an: Die Zahl der Ladungen, die eine Atomart in einer Verbindung erhält, wenn man sich vorstellt, die Verbindung sei aus Ionen aufgebaut.

42 Alltagsphänomene erklären a) Korrosion Schüler erkennen: - Eisen rostet bei Luft und Wasser. - Korrosion von Eisen ist eine Redoxreaktion.

43 43 Leclanché-Batterie Bleiakku

44 44 5. Fazit - Voraussetzung ist die Kenntnis des Ionenbegriffs, um Teilgleichungen formulieren zu können. - Modellvorstellungen für den Elektronentransfer erleichtert das Durchschauen der Redoxvorgänge. - Beobachtungen auf Substanzebene, Interpretation auf der Ebene der kleinsten Teilchen.

45 45 6. Literatur: Hans-Dieter Barke: Chemiedidaktik; Diagnose und Korrektur von Schülervorstellungen Charles E. Mortimer: Chemie, das Basiswissen der Chemie; Thieme Verlag

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47 47 Umfrage unter Studenten Fünf Studenten unterschiedlicher Fachbereiche wurden Fragen aus dem Fragenkatalog von Heints gestellt, bzw. andere Fragen aus dem Themenbereicht Fachbereiche: I. Physik/Mathe (Lehramt) II. Politik, Geschichte, VWL III. Biologie (Diplom) IV. Latein, Theologie (Lehramt) V. Mathe, Geographie

48 48 1. Aus Kupferblech wird ein Briefchen gefaltet und mit der rauschenden Brennerflamme erhitzt. Es wird durch das Erhitzten außen schwarz, innen ist die Kupferfarbe geblieben I. Es scheidet sich Ruß ab, das Metall ändert seine Farbe. II. Es scheidet sich Ruß ab. III. Es scheidet sich Ruß ab, da es nicht heiß genug für eine Redoxreaktion ist. IV. Es findet eine Redoxreaktion statt (keine Begründung, Gottes Eingebung??) V. Das Metall ändert seine Farbe.

49 49 2. Zur Gewinnung von Eisen werden im Hochofen Eisenoxid (Fe3O4) und Kohle gemischt und stark erhitzt, bis glühendes Eisen herausfließt. I. Es findet eine Redoxreaktion statt, Kohlenstoff nimmt in der Hitze Sauerstoff auf, welches vom Eisenoxid stammt. II. Es findet eine Redoxreaktion statt. (keine Begründung) III. Es findet eine Redoxreaktion statt, da es nun heiß genug ist. IV. Es findet eine Redoxreaktion statt. (keine Begründung) V.Eisenoxid zerfällt in seine Elemente. (keine Begründung)

50 50 3. Ein Eisennagel wird in eine Kupfersulfat-Lösung getaucht. Nach einiger Zeit befindet sich auf dem Nagel ein kupferfarbener Überzug. Erkläre die Beobachtung I. Kupfer scheidet sich ab, Eisen reagiert nicht. Ein Stoff ist edler. II. Keine Antwort III. Eisen wird oxidiert, wobei Sulfat als Oxidationsmittel dient. IV. Es findet eine Oxidation statt. V. Es findet eine Redoxreaktion statt. Kupfer wird reduziert, Eisen wird oxidiert.

51 51 4. Erkläre den Unterschied zwischen edlen und unedlen Metallen I. Edle Metalle oxidieren nicht so schnell. II. Keine Antwort III. Je weniger positiv geladen, desto edler. IV. Edelmetalle oxidieren nicht. V. Edle Metalle werden eher oxidiert, unedle nicht.

52 52 5. Erkläre Oxidation und Reduktion I. Oxidation: Sauerstoff wird gebunden, es entsteht ein neuer Stoff Reduktion: Sauerstoff wird abgespalten. II. Oxidation: Sauerstoff wird gebunden Reduktion: Sauerstoff wird abgegeben III. Oxidation: Elektronenabgabe Reduktion: Elektronenaufnahme IV. Oxidation: Elektronenaufnahme Reduktion: Elektronen werden weitergegeben V. Oxidation: Elektronenaufnahme Reduktion: Elektronenabgabe

53 53 6. Erkläre das Prinzip einer Batterie I. Einer will Elektronen haben, der andere will sie abgeben II. Keine Antwort III. Es findet eine Elektrolyse statt. Es findet ein Stromfluss zwischen 2 Metallen durch eine Säure statt. IV. Es findet ein Elektronenfluss statt, wenn keine Elektronen mehr da sind, ist die Batterie leer. V.Es handelt sich um eine Galvanische Zelle mit 2 verschiedenen Metallen.


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