Ziel:

Einführung der quantitativen Umsetzung von unedlen Metallen mit Säure bis hin zur Einführung des Mol-Begriffs.

Es kann in Schülerübungen gezeigt werden, dass sich unedle Metalle mit verdünnten Säuren quantitativ zu Wasserstoff umsetzen. Das Verhältnis der gebildeten Wasserstof-Volimina steht in einem festen Verhältnis zur eingesetzten Portion des unedlen Metalls. Vergleicht man die Metallportinioen, die nötig sind, um 2g Wasserstoff (24 L Gas bei 20°C und 1013 hPa) zu entwickeln, so findet man bei zweiwertigen Metallen direkt die molare Masse des unedlen Metalls.

Satz von Avogadro:

•  Bei gleichem Druck und gleichem Volumen sind in gleichen Volumina von Gasen gleich viele Teilchen.

•  Das Volumen, das 1 Mol Teilchen enthält, nennt man das molare Volumen V_m. In dem molaren Volumen befinden sich 1 Mol Teilchen.

•  1 Mol Teilchen sollen gerade soviele Teilchen sein, wie 1g des leichtesten Elements wiegen.

•  Das leichteste Element ist Wasserstoff. 1 Gramm Wasserstoff nimmt bei Zimmertemperatur und Normaldruck etwa 12 Liter ein. Da die Wasserstoffteilchen (Wasserstoffmolekül H 2 ) unter diesen Bedingungen pro Teilchen 2 Atome besitzen, können diese noch einmal geteilt werden. Daher müssten 1g Wasserstoffatome H dann 24 Liter Rauminhalt einnehmen.

Anmerkung: Magnesiumband hat einen konstanten Querschnitt. Durch Abwiegen von 2-3 m Magnesiumband mit einer Waage, die eine Messgenauigkeit von 0,01g besitzt, lässt sich so die Masse pro Meter Magnesiumband hinreichend bestimmen. Schüler können dann aus der Länge des Magnesiumbandes die Masse des Magnesiums auf 1 mg genau berechnen. Handelsübliches Magnesiumband wiegt meistens 1-1,25 Gramm/Meter.

Auswertung:

1 Mol Magnesium setzt 1 Mol Wasserstoff H₂ frei.
1 Mg + 1 H₂O --> 1 MgO + 1 H₂

Wegen dieser glücklicherweise guten Übereinstimmung der Maßzahlen, der Stöchiometrie der Umsetzung und des Zahlwortes milli ergibt sich

1 mm Magnesiumband -> m=1mg Magnesium -> 1mL Wasserstoff.

Kennt man die Dichte von Wasserstoff (d=0,084g/mL), so ergibt sich, dass 12 L Wasserstoff die Masse von etwa m(H2)=1g besitzen. Diese Masse Wasserstoff wird von 24 g Magnesium freigesetzt.

Literaturwerte: Die molaren Masse von Magnesium beträgt M(Magnesium) = 24,3050g/mol.

Das molare Volumen V_m eines idealen Gases bei Zimmertemperatur t = 20°C beträgt V m (T = 293,15K)~ 24,055L/mol. Diese Beziehung lässt sich didaktisch vorteilhaft bei der Einführung des Molvolumens in der Sekundarstufe I ausnutzen.

Experiment:

In einen Kolbenprober wird bis 50mg Magnesiumband eingefüllt.

Der Kolbenprober wird mit einer Luer-Lock-Pipette verbunden.

Der Kolbenprober mit Pipette wird in eine Lösung mit verdünnter Säure (Essigsäure, Salzsäure, Schwefelsäure) getaucht. Mit dem Kolben wird die Säure bis zum vollständigen Füllen der Spritze angesaugt. Spontan setzt eine Gasentwicklung ein, woraufhin die Säure aus dem Kolbenprober zurück in das Bechergals gedrückt wird. Die Reaktion wird automatisch beendet, wenn,

a) die Flüssigkeit vollständig herausgedrückt wurde oder

b) das Magnesium vollständig aufgelöst ist,

c) die Säure verbraucht wurde.

Falls der Fall b eintritt, wird die verbliebene Flüssigkeit vorsichtig herausgedrückt. Nun kann das Volumen des entstandenen Wasserstoffs abgemessen werden und ins Verhältnis zum aufgelösten Magnesium gesetzt.

Aus dem Verhältnis kann die molare Masse des Magnesiums bestimmt werden.

In gleicher Weise können die molaren Massen von Calcium, Zink und Eisen bestimmt werden.

Der gebildete Wasserstoff kann zur Knallgasprobe oder zur Reduktion von Kupferoxid benutzt werden.

Literatur:

Umgang mit brennbaren Gasen  

• in der Lehrerfortbildung LFB; .pdf-Seite 14,15
• bei den Bundesunfallkassen BUK