Eisennagel-Versuch
Dieses neue Kapitel beginnen wir (wieder einmal) mit einem einfachen Versuch, der einigen von Ihnen sicherlich schon aus der Jahrgangsstufe 9 oder 10 bekannt sein dürfte, der Reaktion eines Eisennagels mit Kupfersulfat-Lösung.
Bei diesem Versuch stellen wir einen blank geschmirgelten Eisennagel in eine Lösung des Salzes Kupfersulfat. Nach einiger Zeit (5 bis 10 Minuten) bildet sich ein rotbrauner Überzug.
Die meisten Schüler der Sekundarstufe I glauben, dass der Eisennagel gerostet ist: Eisen + Feuchtigkeit = Rost, vielleicht wirkt das Kupfersulfat ja wie ein Katalysator, beschleunigt die Reaktion.
Natürlich ist dem nicht so, es bildet sich eine Schicht von reinem Kupfer.
Das kann man ganz leicht mit Salpetersäure beweisen: man nimmt den Eisennagel mit dem roten Überzug aus der Lösung, reinigt ihn kurz unter fließendem Wasser und hält ihn dann kurz in eine ca. 20%ige Salpetersäure. Sofort bildet sich eine blaue Lösung. Das Kupfer aus dem Belag hat mit der Salptersäure zu Kupfernitrat reagiert. Hätte der Belag aus Eisenoxid (Rost) bestanden, so wäre eine gelbe Lösung aus Eisennitrat entstanden.
Eisenwolle-Versuch
Wir wollen nun einen anderen Beweis dafür kennenlernen, dass die Reaktion von Eisen mit Kupferionen nach folgendem Schema abläuft:
Dazu modifizieren wir den Eisennagel-Versuch und ersetzen den Eisennagel durch Eisenwolle. Außerdem verwenden wir jetzt eine sehr verdünnte Kupfersulfat-Lösung, die aber noch deutlich sichtbar blau gefärbt sein muss.
Bevor wir die Eisenwolle in das Becherglas mit der Kupfersulfat-Lösung geben, entnehmen wir eine kleine Probe der hellblauen Lösung und versetzen diese mit ein paar Tropfen Kaliumhexacyanoferrat (II) - Lösung (Gelbes Blutlaugensalz). Es entsteht ein schmutzig-brauner Niederschlag von Kupferhexacyanoferrat(II).
Wenn wir jetzt die Eisenwolle in das Becherglas mit der verdünnten Kupfersulfat-Lösung geben, kann man beobachten, dass sich die hellblaue Lösung schnell leicht gelblich färbt. Die Eisenwolle dagegen überzieht sich mit einer rotbraunen Schicht metallischen Kupfers.
Wir entnehmen jetzt eine neue Probe aus dem Becherglas und versetzen sie einem Reagenzglas mit einigen Tropfen unseres Nachweismittels Kaliumhexacyanoferrat (II) - Lösung. Jetzt sehen wir keinen braunen, sondern einen schmutzig-blauen Niederschlag. Verantwortlich für den Farbwechsel der Lösung sowie den blauen Niederschlag sind die Eisen(II)-Ionen, die sich im Verlauf der Reaktion gebildet haben.
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Die beiden Photos wurden übrigens von Schülern meines aktuellen Chemie-GKs der Stufe 12 aufgenommen, als wir den Versuch in der Schule durchführten.
Redoxpotenzial
Wenn man nun einen entsprechenden Versuch mit einem Kupferblech macht, das man in eine Eisensulfat-Lösung stellt, so stellt man fest, das nichts passiert. Es bildet sich keine Eisenschicht auf dem Kupferblech. Wie kommt das; warum läuft die - theoretisch immerhin mögliche - Umkehrreaktion nicht ab?
Zur Erklärung soll ein Beispiel aus dem Alltag eines bayrischen Gebirgsbauern herhalten: wenn er - auf der Suche nach seiner entlaufenen Kuh - durch einen Bach stolpert, der von links nach rechts fließt, so weiß er aus langjähriger Erfahrung, dass sich der Berg auf der linken Seite befindet und das Tal auf der rechten. Wasser fließt nämlich bergab.
Übertragen wir diese Alltagserfahrung auf unsere Beobachtungen mit dem Eisen und dem Kupfer, so kann man folgende Modellvorstellung gewinnen:
Die Elektronen fließen vom Eisen zum Kupfer, weil sich das Eisen auch irgendwie "höher" befindet als das Kupfer (bzw. das Kupferion). Ein Zurückfließen der Ionen vom Kupfer zum Eisen(ion) ist nicht - oder nur unter Energieeinsatz - möglich.
Diese Modellvorstellung ist unmittelbar einsichtig. Es stellt sich jetzt nur noch die Frage, wie die Skala heißt, auf der das Eisen eine höhere Stellung einnimmt als das Kupfer bzw. das Kupferion. Redoxpotenzial heißt diese Skala!
Unter dem Redoxpotenzial eines Atoms bzw. Ion versteht man ein Maß für dessen Fähigkeit, Elektronen abzugeben. Somit haben Eisenatome ein höheres Redoxpotenzial als Kupferionen.
Redoxreihe der Metalle
Kupferatome ihrerseits haben ein höheres Redoxpotenzial als Silberatome bzw. -ionen. Für das Redoxpotenzial gilt die alte Regel: Wenn A < B und B < C, dann ist auch A < C. Somit lässt sich folgern, dass Eisen ein höheres Redoxpotenzial hat als Silber und dass somit ein Eisennagel in einer Silbernitratlösung eine Silberschicht bilden müsste, da Elektronen von den Eisenatomen zu den Silberkationen der Silbernitratlösung fließen.
Das Bild hier verdeutlicht das Gesagte. Ein Teilchen wie Fe oder Cu kann sozusagen zwei Zustände annehmen. Im metallischen (reduzierten) Zustand (Fe, Cu, Ag) kann es Elektronen abgeben und dann als Elektronendonator wirken, und im kationischen (oxidierten) Zustand (Fe2+, Cu2+, Ag+) kann es Elektronen aufnehmen und somit als Elektronenakzeptor wirken. Man spricht hier auch von korrespondierenden Redoxpaaren. An einer Elektronenübertragungsreaktion (Redoxreaktion) sind immer zwei verschiedene korrespondierende Redoxpaare beteiligt.
Im Grunde ist es das Gleiche wie bei Säure-Base-Reaktionen. Ein Ampholyt wie z.B. Wasser ist dann eine Säure (ein Protonendonator), wenn eine entsprechende Base zur Verfügung steht (z.B. Ammoniak-Teilchen), und dann eine Base (ein Protonenakzeptor), wenn eine Säure vorhanden ist (z.B. HCl-Teilchen).
Der Elektronendonator Cu kann Elektronen nur an Elektronenakzeptoren mit niedrigerem Redoxpotenzial abgeben, z.B. an Ag+. Umgekehrt kann der Elektronenakzeptor Cu2+ nur Elektronen von Donatoren mit höherem Redoxpotenzial aufnehmen, also z.B. von Fe.
