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

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 Fazit Literaturangaben

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). 1

Vorstellung von den reagierenden Stoffen 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).

Reduktion: Elektronaufnahme Oxidation: Elektronenabgabe 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

Erweiterte Definition auf die Oxidationszahlen 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

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

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.

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.

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

2.1 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% 

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.

- Kupfer reagiert mit dem Chlor. 61% 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% 

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.

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

Eisen enthält Rost, der an der Luft zutage tritt. 3% 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%   

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.

- Kohle ist ein Katalysator. 26% Zur Gewinnung von Eisen werden im Hochofen Eisenoxid (Fe3O4) 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.

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“

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.  

2.3 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.  

Ein Eisennagel wird in eine Kupfersulfat-Lösung getaucht 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.

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      

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. „Das Eisen kommt mit dem Kupfer in Berührung und färbt sich grün.“ „Der kupferfarbene Überzug ist grün- türkis- bläulich.“

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.“

 Magnesium (Mg) reagiert mit Salzsäure (HCl aq) unter Gasentwicklung, das Gas lässt sich als Wasserstoff (H2) 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%  

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

2.4 Sauerstoff, Elektronen, Oxidationszahlen  Wenn ein Stoff oxidiert wird….   - Nimmt er Sauerstoff auf 49% - Nimmt er Elektronen auf 9% - Wirkt er als Oxidationsmittel 9% - Wirkt er als Reduktionsmittel 49%  

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.

Umwandlungen beschreibt eine Oxidation (nur Sek. II)  Welche der folgenden Umwandlungen beschreibt eine Oxidation (nur Sek. II) - Mn2+  MnCl2 - MnO-4  MnO42- - Mn(OH)2  MnO2 - Mn3+  Mn2O3 

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“

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

einer Begrifflichkeit 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 Der vorherige Referatsteil hat verdeutlicht, auf welche Fehlvorstellungen man als Lehrer gefasst sein muss und welche es zu vermeiden gilt. Mein Teil beschäftigt sich nun mit den Lösungen für uns Lehrer, Schülern die Dimensionen des Begriffes Redoxreaktion näher zu bringen. Unterrichtsvorschläge und Experimente sollen dafür dienen FV abzubauen und ihnen vorzubeugen, sie im Keim zu ersticken. Dieser Unterricht sollte schon bei der Schreibweise ansetzen. Für den Einführungsunterricht in die Redoxchemie empfiehlt sich die Schreibweise der Reaktionsgleichung in Worten – sie lenkt Schüler von ihrer Sauerstoffvorstellung ab, rückt eher die, wie hier beteiligten Metalle in den Mittelpunkt, an denen sich etwas verändert, und bereitet so die Vorstellung von einer Elektronenübertragung vor. Reaktionsgleichung in Worten  nimmt Sauerstoff aus dem Blickfeld. bereitet vor auf die Vorstellung einer Elektronen- übertragung.

4.2 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. Die Vorstellung von der Elektronenübertragung ist natürlich grundlegend für das Verständnis der Redoxchemie – leider spielt sie sich, wie so vieles in der Chemie im Unsichtbaren ab. Aber sie kann mit einfachen Versuchen sehr schön sichtbar, nachvollziehbar gemacht werden – und zwar mit Versuchen im Bereich der Metallfällung. 2 Beispiele dazu: Eisenwolle/Mg in Kupfersulfat erwärmt und entfärbt die Lösung, roter Belag am Metall. Ein Cu-Draht in Silbernitratlösung färbt die Lösung blau, wird selbst umgeben von feinen, silbrigen Nadeln. Den Schülern fällt geradezu dieses Wechselspiel zwischen „festen Metallen“ und „gelösten Metallen“ ins Auge.

Cu + 2 Ag+(aq)  Cu2+(aq) + 2 Ag Elektronenübertragung, Redoxreaktion Schreibweise: Cu-Atom  Cu2+(aq) -Ion + 2e- Elektronenabgabe, Oxidation 2Ag+(aq) -Ionen + 2e-  2Ag-Atome Elektronenaufnahme, Reduktion Die Versuchsbeobachtungen können nun in Symbolschreibweise ausgedrückt werden. Zunächst sollen die Schüler dabei die Teilreaktionen formulieren, das heißt nur einen Reaktionspartner beschreiben. Aus diesen Einzelreaktionen kann dann die Gesamtreaktion formuliert werden. Wichtig dabei ist die Kopplung der Begriffe Oxidation-Elektronenabgabe, Reduktion-Elektronenaufnahme und Redoxreaktion als Elektronenübertragung. Das ist ein praxisorientierter Einstieg in die Thematik, und führt Schüler indirekt zur Erweiterung ihrer Vorstellung von Redoxreaktionen. Meine Chemie-Lehrerin hat uns die Redoxreaktionen zwar sehr theoretisch, aber dafür auch sehr kurz und einprägsam vermittelt. Überschrift war die Erweiterung der Begriffe Ox und Red, und zwar über drei Stufen. Zunächst holte sie uns bei unserer Vorstellung von Oxidation und Reduktion ab, anhand folgender Beispiele: Mg + Sauerstoff zu MgO als Oxidation, CuO und H2 zu Cu und Wasser als Reduktion – sie wies daraufhin, dass hierbei die Definition an den Sauerstoff gekoppelt ist. Anhand der Reaktion von Mg und Cl wurden die Begriffe auf Elektronenübergänge erweitert, und schließlich bei Nichtmetall-Nichtmetall-Verbindungen auf die Ebene der Oxidationszahlen gebracht – das alles wie gesagt sehr schnell und theoretisch, aber gerade daher sehr übersichtlich, dass Oxidation und Reduktion eine Begriffserweiterung erfuhren, und nicht nur was mit Sauerstoff zu tun haben, ist einfach hängengeblieben. Cu + 2 Ag+(aq)  Cu2+(aq) + 2 Ag Elektronenübertragung, Redoxreaktion

4.3 Säure-Base oder Redoxreaktion? Säure beteiligt = Säure-Base-Reaktion?? Interessant ist es Schüler im Zusammenhang der nun neu gelernten Redoxreaktionen mit den bereits bekannten Säure-Base-Reaktionen zu konfrontieren. Damit wird gleich der Vorstellung, dass sobald eine Säure an der Reaktion beteiligt ist, liege eine Säure-Base Reaktion vor, vorgebeugt, bzw. sie wird abgebaut. Eine einfache Versuchsapparatur verdeutlicht es: Ein RG zu 1/3 mit HCl gefüllt und einer Zinkgranalie, ein zweites RG wird aufgesetzt. Nach der Reaktion kann mit der Knallgasreaktion H2 im „leeren“ RG nachgewiesen werden. Wasser lässt sich abdampfen und es bleibt ein kristallines weißes Salz zurück – ZnCl2. Schüler können nun die einzelnen Reaktionen notieren und feststellen, dass eine Redoxreaktion vorliegt. Zn-Atom  Zn2+(aq) –Ion + 2e- 2H+(aq) – Ionen  H2-Molekül   Zn + 2 H+(aq)  Zn2+(aq) + H2

Donator-Akzeptor-Prinzip Redoxsystem Säure-Base-System Übertragung von Elektronen Übertragung von Protonen Reduktionsmittel = Elektronendonator Säure = Protonendonator Oxidationsmittel = Elektronenakzeptor Base = Protonenakzeptor Korrespondierendes Redoxpaar Korrespondierendes 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) Interessant ist es Schüler im Zusammenhang der nun neu gelernten Redoxreaktionen mit den bereits bekannten Säure-Base-Reaktionen zu konfrontieren. Damit wird gleich der Vorstellung, dass sobald eine Säure an der Reaktion beteiligt ist, liege eine Säure-Base Reaktion vor, vorgebeugt, bzw. sie wird abgebaut. Eine einfache Versuchsapparatur verdeutlicht es: Ein RG zu 1/3 mit HCl gefüllt und einer Zinkgranalie, ein zweites RG wird aufgesetzt. Nach der Reaktion kann mit der Knallgasreaktion H2 im „leeren“ RG nachgewiesen werden. Wasser lässt sich abdampfen und es bleibt ein kristallines weißes Salz zurück – ZnCl2. Schüler können nun die einzelnen Reaktionen notieren und feststellen, dass eine Redoxreaktion vorliegt.

4.4 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 Vielleicht ist bei einigen dieser Vorversuchen zu Redoxchemie bereits aufgefallen, dass die Reaktionen eine Richtung haben, bspw. funktioniert der Versuch mit Cu-Draht und Silbernitratlösung nicht umgekehrt, also mit Ag-Draht und Kupfersulfatlösung. Die Schüler sind nun soweit, Ordnung in die Redoxchemie zu bringen, nach welchen Regeln funktionieren sie. Das geht über drei Schritte: Zunächst eine grobe Einteilung mit einigen Vorversuchen, in denen einfach versch. elementare Metalle und versch. Salzlösungen miteinander zur Reaktion gebracht werden.

anstatt des Spannungsmessers eine Glühlampe - Strom aus der Zitrone  Unterschiedlich hohe Spannungen, Vergleiche mit der bereits im Versuch aufgestellten Redoxreihe anstatt des Spannungsmessers eine Glühlampe in den Stromkreis schalten. Anschaulicher werden die Versuche, wenn eine Glühlampe anstatt des Spannungsmessers in den Stromkreis eingebracht wird. Redoxreaktionen bekommen so eine messbare und sichtbare Dimension, gleichzeitig kann Schülern so noch einmal der elektrische Strom verdeutlicht werden. Schließlich bleibt als letzter Schritt noch die Normierung. Schüler erkennen, dass nicht allein die Art der Metalle und Lösungen über die Höhe der Spannung entscheidet, als letzte Verfeinerung lernen sie nun die Normbedingungen kennen, und dass Konzentrationen über die Höhe der Spannung entscheiden. Zum Ziel hat das Ganze, die Hinführung zur elektrochemischen Spannungsreihe, die Schüler nun von Grund auf verstanden haben. In diesem Zusammenhang kann man natürlich auch Konzentrationsketten und Nernstsche Gleichung eingeführt werden  Es wird zunächst elektrische Spannung aufgebaut, es erfolgt dann ein Elektronentransfer über ein Metallkabel – elektrischer Strom/ elektrische Energie.

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

4.5 Oxidationszahlen Begriffserweiterung auf Nichtmetall-Nichtmetall- Verbindungen!! Beispiel: Knallgasreaktion 0 0 +I -II 2 H2 + O2  2 H2O 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. Schließlich sollte der Begriff Redoxreaktion auf seine abstraktste Ebene gehoben werden. Schüler sollen nun wieder die gesamte Chemie im Blickfeld haben, nicht nur auf Metalle fixiert sein, und erkennen, dass sich auch im bereich der Nichtmetall-Nichtmetall-Verbindungen Oxidationen und Reduktionen abspielen, die man mit Hilfe von fiktiven Ladungen nachvollziehen kann. Wichtig hierbei ist....

4.6 Alltagsphänomene erklären a) Korrosion Schüler erkennen: Eisen rostet bei Luft und Wasser. Korrosion von Eisen ist eine Redoxreaktion. Schüler haben nun den Begriff Redoxchemie in allen seinen Dimensionen kennengelernt – es wird Zeit das gelernte anzuwenden. Interessant ist es sie nun mit „der Oxidation“ schlechthin zu konfrontieren – der Korrosion von Eisen, und diese mit den bisher gelernten Methoden zu untersuchen. Teilgleichungen erstellen.

Leclanché-Batterie Bleiakku Ein anderer Alltagsbereich: Batterien und die Vorstellung: „Batterien werden leer.“ Das Batterieprinzip kann anhand eines Versuches nachvollzogen werden. (Beschreibung). Schüler sollen nun selbst die Teilgleichungen erstellen, und sich Gedanken machen zu der Formulierung „die Batterie ist leer“. Ebenso kann auch das Prinzip eines Bleiakkus im Experiment nachvollzogen werden. Interessant Gegenüberstellung Batterie, Akku.

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.

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

Merci!!  

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 Biologie (Diplom) Latein, Theologie (Lehramt) Mathe, Geographie

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 Es scheidet sich Ruß ab, das Metall ändert seine Farbe. Es scheidet sich Ruß ab. Es scheidet sich Ruß ab, da es nicht heiß genug für eine Redoxreaktion ist. Es findet eine Redoxreaktion statt (keine Begründung, Gottes Eingebung??) Das Metall ändert seine Farbe.

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

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

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

5. Erkläre Oxidation und Reduktion Oxidation: Sauerstoff wird gebunden, es entsteht ein neuer Stoff Reduktion: Sauerstoff wird abgespalten. Oxidation: Sauerstoff wird gebunden Reduktion: Sauerstoff wird abgegeben Oxidation: Elektronenabgabe Reduktion: Elektronenaufnahme Oxidation: Elektronenaufnahme Reduktion: Elektronen werden weitergegeben Reduktion: Elektronenabgabe

6. Erkläre das Prinzip einer Batterie Einer will Elektronen haben, der andere will sie abgeben Keine Antwort Es findet eine Elektrolyse statt. Es findet ein Stromfluss zwischen 2 Metallen durch eine Säure statt. 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.