2. Die Redoxreihe der Metalle

1. Der Eisennagel-Versuch^

Inhalt Der Eisennagel-Versuch Der Kupferblech-Versuch Reaktion von Kupfer mit Silbernitrat Redoxpotenzial / Redoxreihe der Metalle

Wir betrachten den Versuch 2.1, den Sie auch bedenkenlos zu Hause durchführen können:

Versuch 2.1 Durchführung: Ein blank polierter Eisennagel wird in eine Kupfersulfat-Lösung (nicht zu stark verdünnt) gestellt. Beobachtung: Nach ca. 10 Minuten sieht man, dass sich ein rotbrauner Überzug auf dem eingetauchten Teil des Nagels gebildet hat.

Viele Schüler der Sekundarstufe I vermuten an diesem Punkt, dass es sich dabei um Rost handle. Diese Vermutung liegt ja auch irgendwie nahe: In Anwesenheit von Wasser rostet Eisen recht schnell, und das Kupfersulfat könnte das Rosten theoretisch als Katalysator erheblich beschleunigen. Daher formulieren wir jetzt unsere Hypothese 1:

Hypothese 1 Bei dem braunen Belag handelt es sich um Rost.

Erläuterung: Der Eisennagel reagiert mit dem Wasser und dem im Wasser gelösten Sauerstoff zu Rost, und das Kupfersulfat spielt die Rolle eines Katalysators.

Wer schon etwas chemisch vorgebildet ist, weiß natürlich, dass die Hypothese 1 nicht zutrifft, sondern dass es sich bei dem braunen Belag um eine Kupferschicht handelt:

Hypothese 2 Bei dem braunen Belag handelt es sich um Kupfer.

Erläuterung: Die Eisenatome des Eisennagels geben Elektronen an die zweiwertig positiven Kupferionen ab, die daraufhin zu metallischen Kupferatomen werden, welche sich auf dem Eisennagel abscheiden.

Mit dem folgenden Versuch 2.2 kann man ermitteln, welche der beiden Hypothesen wahrscheinlicher ist:

Versuch 2.2 Man kratzt mit einem Messer etwas von der rotbraunen Schicht des Eisennagels ab und löst den Belag in etwas konz. Salpetersäure. Es bildet sich sofort eine intensiv blaue Lösung von Kupfernitrat. Würde die rotbraune Schicht aus Rost bestehen, so müsste sich gelbes Eisennitrat bilden.

Aus diesen Ergebnissen lässt sich nur eine Schlussfolgerung ziehen:

Hypothese 2 ist verifiziert Durch Versuch 2.2 wurde eindeutig nachgewiesen, dass es sich bei dem braunen Belag auf dem Eisennagel um Kupfer handelt.

Deutung des Eisennagel-Versuchs

Die Bildung einer Kupferschicht auf dem Eisennagel kann man leicht mit folgender Redoxreaktion erklären:

Es hat also ein Elektronentransport (Elektronentransfer) vom Eisen zum Kupfer stattgefunden (genauer: zu den Kupfer-Ionen).

In der Sekundarstufe I würden wir uns mit diesem Stand der Dinge zufrieden geben. Wir sind aber nicht mehr in der Sekundarstufe I, und wollen daher jetzt eine gründlichere Analyse der Reaktion durchführen.

Nähere Analyse

Mit Hilfe des Versuchs 2.2 hatten wir bereits die Hypothese 1 falsifiziert und die Hypothese 2 verifiziert. Wir wollen jetzt durch einen weiteren Versuch beweisen, dass die oben dargestellte Redoxreaktion tatsächlich so abläuft. Dazu muss man zwei Einzelphänomene beweisen:

1. Man muss zeigen, dass die Konzentration an Kupfer-Ionen in der Kupfersulfatlösung geringer wird.

2. Man muss nachweisen, dass zweiwertige Eisen-Ionen gebildet werden.

Betrachten Sie dazu das folgende Bild. Es wurde von Schülern meines Chemie-Kurses der Stufe 12 im Jahre 2005 aufgenommen und zeigt die Reaktion von Eisen- und Kupfer-Ionen mit Kaliumhexacyanoferrat(III) oder Rotem Blutlaugensalz. Die leicht orangerot gefärbte klare Lösung des Roten Blutlaugensalzes färbt sich in Anwesenheit zweiwertiger Eisen-Ionen tiefblau, in Anwesenheit dreiwertiger Eisen-Ionen entsteht eine braune, leicht trübe Färbung, und zweiwertige Kupfer-Ionen schließlich rufen eine grüne Färbung hervor.

Versuch 2.3 Durchführung: Damit die Eisen-Ionen schneller entstehen und die Kupfer-Ionen schneller verschwinden können, nehmen wir statt des Eisennagels Eisenwolle, welche eine hundertmal größere Reaktionsfläche hat als der Nagel. Außerdem sollte die verwendete Kupfersulfatlösung reichlich verdünnt sein - so dünn, dass man die blaue Farbe noch einigermaßen gut erkennen kann. Vor dem eigentlichen Versuch weisen wir mit Rotem Blutlaugensalz nach, dass in der Kupfersulfatlösung tatsächlich nur Kupferionen enthalten sind und keine Eisen-Ionen. Die zweiwertigen Eisen-Ionen würden sich sofort durch ihre intensive dunkelblaue Farbe verraten. Als nächstes gibt man in die blassblaue Kupfersulfatlösung jetzt recht viel Eisenwolle hinein. Dazu schüttelt man das Becherglas mit der Kupfersulfatlösung und der Eisenwolle mehrmals gut um. Beobachtungen: Wenn man nun die Eisenwolle wieder herausnimmt, kann man eine deutliche rotbraune Färbung erkennen, die Eisenwolle sieht aus, als wäre sie aus Kupfer. Die Kupfersulfatlösung hat sich fast komplett entfärbt, die blauen Kupfer(II)-Ionen sind so gut wie verschwunden, und beim Hinzugeben weniger Tropfen einer Lösung des Roten Blutlaugensalzes tritt eine tiefblaue Färbung auf.

Für die blaue Farbe einer Kupfersulfat-Lösung sind hydratisierte Cu²⁺-Ionen verantwortlich. Wenn im Laufe des Versuchs die blaue Farbe der Lösung verschwindet, so kann das nur daran liegen, dass Cu²⁺-Ionen Elektronen aufnehmen und in Cu-Atome umgewandelt werden. Mit dem letzten Teilversuch haben wir nachgewiesen, dass Fe²⁺-Ionen entstanden sind. Diese können nur aus dem Eisennagel stammen. Damit ist die Hypothese zwei noch einmal verifiziert worden, und wir können wohl mit gutem Gewissen behaupten, dass die Reaktion tatsächlich genauso abläuft, wie in der obigen Redoxgleichung beschrieben.

2. Der Kupferblech-Versuch^

Wir machen jetzt einen anderen Versuch:

Versuch 2.4 Durchführung: In ein Becherglas mit einer Eisen(II)sulfat-Lösung stellt man ein Kupferblech hinein. Beobachtung: Nichts passiert.

Deutung des Versuchs

Die Deutung dieses Versuchs ist recht einfach und zunächst enttäuschend. Die Reaktion

läuft offensichtlich nicht ab! Mit unseren bescheidenen chemischen Kenntnissen können wir an dieser Stelle leider noch nicht verstehen, wieso die Reaktion nicht abläuft. Wissenslücken, die nicht gefüllt werden, können Frustrationen erzeugen, und damit das nicht passiert, führen wir schnell den nächsten Versuch durch.

3. Reaktion von Kupfer mit Silbernitrat^

Versuch 2.5 Durchführung: Auf ein Kupferblech gibt man mit einer Tropfpipette einige Tropfen Silbernitratlösung. Beobachtung: Es bildet sich ein schwarzer Fleck.

Bei dem Versuch 2.5 läuft folgende Reaktion ab:

Man kann nun viele ähnliche Versuche machen: Nimm Metall A und tauche es in eine Lösung eines Salzes des Metalls B. Ist eine Schichtbildung zu erkennen oder nicht? Bei manchen Kombination kann man eine deutliche Reaktion erkennen, z.B. Zink in Kupfersulfat, Eisen in Silbernitrat, Blei in Kupfersulfat. Bei anderen Kombinationen dagegen ist keine Belagbildung zu sehen, z.B. Kupfer in Bleinitrat, Eisen in Zinkchlorid, Silber in Kupfersulfat.

Wie kann man

1. erklären, warum bestimmte Reaktionen ablaufen, andere dagegen nicht?

2. vorhersagen, welche Kombination von Metallen bzw. Metallsalzen eine Reaktion zeitigen wird?

Dazu müssen wir einen neuen wichtigen Begriff einführen, nämlich den des Redoxpotenzials.

4. Das Redoxpotenzial / Redoxreihe der Metalle^

Unter dem Redoxpotenzial wollen wir zunächst die Fähigkeit oder Neigung eines Metall-Atoms verstehen, Elektronen an einen Elektronenakzeptor abzugeben, diesen also zu reduzieren.

Manche Metalle haben ein ausgeprägt großes Redoxpotenzial, andere wiederum ein recht kleines. Gewisse Regelmäßigkeiten finden wir heraus, wenn wir die bereits oben beschriebenen Versuche mit Metall A und Metallsalzlösung B systematisch durchführen. Es gibt eine ganze Reihe von Metallen, die in fast jeder Metallsalzlösung einen Belag bilden. Magnesium und Zink gehören dazu. Wieder andere Metalle bilden mit den meisten Salzlösungen keinen Belag. Kupfer und Silber sind typische Vetreter. Wobei Ausnahmen die Regel bestätigen, wie wir am Beispiel des Kupferblechs in der Silbernitratlöung sahen.

Wir wollen die Metalle nun nach ihrem Redoxpotenzial ordnen:

Die Metalle wie Magnesium oder Zink, die weit oben in der Graphik stehen, haben ein sehr hohes Redoxpotenzial, sie können recht leicht Elektronen an einen Akzeptor abgeben. Die Metalle wie Kupfer oder Silber, die weit unten angeordnet sind, haben entsprechend ein geringes Redoxpotenzial. Sie geben ihre Elektronen nur an Akzeptoren ab, die in diesem Schema noch weiter unten angesiedelt sind, z.B. an Gold oder Platin.

Die weit oben stehenden Metalle bezeichnet man daher als "unedel", die weiter unten stehenden (ab Kupfer) als "edel".

Wir hatten den Begriff des Redoxpotenzials eingeführt, um zwei wichtige Fragen zu klären: Warum laufen bestimmte Redoxreaktionen ab, andere dagegen nicht, und wie kann man vorhersagen, welche Redoxreaktionen ablaufen werden?

Fangen wir mit der zweiten Frage an, die ist nämlich recht einfach zu beantworten: Es laufen nur solche Redoxreaktionen zwischen Metallen und Metallionen ab, bei denen der Elektronendonator oberhalb des Elektronenakzeptors steht. Zink-Atome können z .B. Elektronen an Eisen-Ionen abgeben, während Eisen-Atome wieder Elektronen an Kupfer-Ionen abgeben können. Kupfer-Atome dagegen können ihre Elektronen nicht an Eisen-Ionen abgeben, denn der Elektronenakzeptor Fe²⁺ steht in dem gezeigten Schema über dem Elektronendonator Cu. Im Grunde haben wir jetzt auch die erste Frage beantwortet: Ein potenzieller Elektronendonator kann seine Elektronen nur an einen Akzeptor abgeben, dessen Redoxpotenzial niedriger ist als sein eigenes - Wasser fließt auch immer nur den Berg herunter und niemals hinauf - jedenfalls nicht freiwillig.

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(C) Ulrich Helmich, März 2006

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