Inhalt
Didaktische Bemerkungen
Demonstration 1: Kaliumpermanganat in Wasser lösen
Demonstration 2: Kaliumpermanganat-Lösung entfärben
Demonstration 3: Berliner Blau herstellen
Demonstration 4: Blue-Bottle-Demonstration mit Methylenblau
Literatur

Didaktische Bemerkungen

Bei chemischen Reaktionen treten unter Energieabgabe oder -aufnahme Änderungen innerhalb der beteiligten Stoffsysteme auf, die einem Zeitfaktor unterliegen. Dass dieser Zeitfaktor variabel ist, zeigen die folgenden Demonstrationen. Zunächst steht nicht eine Berechnung der Reaktionsgeschwindigkeit im Vordergrund, sondern die Beobachtung des Phänomens an sich. Dabei wird wieder auf die bewährte Petrischalen-Technik zurückgegriffen („Stoff a und Stoff b“), diesmal als Projektion mit Hilfe eines Overheadprojektors.
 
Die Demonstration 1 zeigt, dass der Lösungsvorgang von der Temperatur abhängt. Die Entfärbung der Lösung in Demonstration 2 verdeutlicht die temperaturabhängige Reaktionsgeschwindigkeit bei einer homogenen Reaktion. Die Demonstration 3 – die Bildung von Berliner Blau als Projektionsversuch – stellt eine weitere Variante dar. Bei der Demonstration 4 spielen dann quantitative Messungen eine Rolle. Bei der Schülerübung "Reaktion von Salzsäure mit Zink" messen die Schülerinnen und Schüler die Reaktionsgeschwindigkeit bei einer heterogenen Reaktion.

Demonstration 1   Kaliumpermanganat in Wasser lösen

Vorbereitende Arbeiten: Der Versuch, insbesondere das koordinierte Hineinwerfen des Kaliumpermanganats in die Lösungen mit zwei Spateln, sollte vor der Demonstration öfters geübt werden. In zwei Bechergläsern 600 ml bereitet man kaltes und heißes Wasser zu: Im kalten Wasser (10 °C) schwimmen Eiswürfel, das Becherglas mit dem heißen, dampfenden Wasser (70 °C) steht auf einer Herdplatte. 2 Gramm Kaliumpermanganat werden in einer Reibschale pulverisiert und in eine kleine Porzellanschale (d=4cm) abgefüllt.
 
Durchführung:
1.) Zwei Petrischalen-Hälften (d = 12cm) werden auf einen Overheadprojektor gestellt. Zwei beschriftete, transparente Folienstücke („heißes Wasser“ und „kaltes Wasser“) zeigen an, wo sich nachher das kalte und das heiße Wasser befinden. Ein scharfes Abbild auf der Leinwand wird eingestellt.
 
2.) Die folgenden Arbeiten müssen zügig erfolgen (vorher ausprobieren!): Die eine Petrischale wird mit kaltem Wasser, die andere mit warmem Wasser bis zur Hälfte gefüllt. Das Dampfen des warmen Wassers ist durch den Lichtstrahl am Overheadprojektor gut sichtbar. Man wartet bis sich die Wasserbewegungen beruhigt haben. Anmerkung: Schon hier kann man feststellen, dass das warme Wasser sich nicht so schnell beruhigt.

3.) Dann nimmt man einen Spatel in die linke Hand und den zweiten in die rechte. Gleichzeitig entnimmt man aus der vorbereiteten Porzellanschale jeweils eine Spatelspitze Kaliumpermanganat und wirft mit gleichartigen und gleichgerichteten Bewegungen den Stoff aus geringer Höhe genau in die Mitte der Petrischalen in das Wasser. Nun vergleicht man den Lösungsvorgang in beiden Schalen.

Theorie: Eine phänomenologisch orientierte Chemiedidaktik wird hier gerade keine Teilchenbewegungen als (überzogene) Erklärungsversuche anführen. Entscheidender sind die beobachtbaren Strukturen. Sie geben Auskunft über die Rolle der Temperatur bei Lösungsvorgängen: Mit zunehmender Temperatur steigt auch die Unordnung, die Entropie der Stoffe an. Die Zunahme begünstigt den Lösungsvorgang. Dies kann bei diesem Versuch direkt beobachtet werden.

Demonstration 2   Kaliumpermanganat-Lösung entfärben

Vorbereitende Arbeiten: Zunächst stellt man eine 0,05%ige Kaliumpermanganat-Lösung her: 0,5 g Kaliumpermanganat werden in 1 Liter Wasser gelöst. 50 ml der Lösung werden in einem 600ml-Becherglas um den Faktor 10 nochmals verdünnt: es werden 450 ml Wasser hinzugegeben. Diese Lösung wird in einen Kühlschrank gestellt und auf bis +10 °C abgekühlt. Eine zweite Lösung, die ebenfalls um den Faktor 10 verdünnt wurde, wird auf der Herdplatte auf etwa 80 °C erhitzt.
 
Durchführung (zügig arbeiten):
1.) Zwei Petrischalen-Hälften (d = 12 cm) werden auf einen Overheadprojektor gestellt. Zwei beschriftete, transparente Folienstücke („heiße Lösung“ und „kalte Lösung“) zeigen an, wo sich nachher die kalte und die heiße Lösung befinden. Ein scharfes Abbild auf der Leinwand wird eingestellt.
2.) Eine Petrischale wird zur Hälfte mit der kalten Lösung, die andere Petrischale mit der heißen Lösung gefüllt.
3.) In beide Lösungen gibt man je 4 Tropfen 10%ige Schwefelsäure und rührt gut um. Man wartet ab, bis sich die Bewegungen in den Lösungen einigermaßen beruhigt haben.
4.) Mit zwei Pipetten werden gleichzeitig (linke und rechte Hand) 5 Tropfen 30%ige Wasserstoffperoxid-Lösung in die Mitte der Petrischalen getropft. Nun vergleicht man den Entfärbungsvorgang.

Beobachtungen: Die Entfärbung der Kaliumpermanganat-Lösung beginnt sofort. Dabei färbt sich die Lösung zunächst von lila nach gelb und wird dann farblos. Am Boden bilden sich kleine Gasbläschen. Der Vorgang im heißen Wasser findet viel schneller statt. Auch hier entstehen im warmen Wasser deutlich chaotischere Figuren als im kalten. Im kalten Wasser entsteht oft vorübergehend eine typische, spiralförmige Figur:

Theorie: Im Gegensatz zum vorangegangenen Versuch haben wir es diesmal mit einer echten Stoffumsetzung zu tun: Die zunehmende Temperatur erhöht die Reaktionsgeschwindigkeit. Die Entfärbung des Kaliumpermanganats beruht auf der Reduktion der Mn(VII)-Ionen zu Mn(II)-Ionen durch das Wasserstoffperoxid. Letztere liegen am Ende der Reaktion in Lösung vor, die Lösung erscheint dadurch farblos:
 
2 MnO₄⁻  +  5 H₂O₂  +  6 H⁺   2 Mn²⁺  +  8 H₂O  +  5 O₂
 
Die Mn(II)-Ionen  Mn²⁺  wirken als Autokatalysatoren. Das Auftreten einer gelben Färbung deutet auf die Bildung einer Zwischenstufe der Mangan-Ionen hin, beispielsweise Mangan(IV)-Ionen. Das ist typisch für eine katalytisch angeregte Reaktion.

Demonstration 3   Berliner Blau herstellen

Vorbereitende Arbeiten: Eisen(III)-chlorid-Hexahydrat wird in einem Mörser zu einem groben Pulver zerrieben, sofern man nur Stücke des Stoffes verfügbar hat. Die Zubereitung von kaltem und warmem Wasser erfolgt wie bei der Demonstration 1. Für diesen Versuch wählt man sich am besten einen geeigneten Assistenten.
 
Durchführung:
1.) Zwei Petrischalen-Hälften (d = 12 cm) werden auf einen Overheadprojektor gestellt. Zwei beschriftete, transparente Folienstücke („heißes Wasser“ und „kaltes Wasser“) zeigen an, wo sich das kalte und das heiße Wasser befinden. Ein scharfes Abbild auf der Leinwand wird eingestellt.
 
2.) Eine Petrischalen-Hälfte wird mit warmem, die andere (vom Assistenten) mit kaltem Wasser zur Hälfte gefüllt (alles weitere vgl. mit Demonstration 1).
 
3.) In jede Petrischale lässt man am Rand gleichzeitig eine Spatelspitze Kaliumhexacyanoferrat(II) fallen.
 
4.) Auf die gegenüberliegende Seite lässt man in jede Petrischale eine Spatelspitze Eisen(III)-chlorid-Hexahydrat fallen.

Beobachtungen: Das Lösen und das Ausbreiten der Salze finden im warmen Wasser viel schneller statt. Dies gilt mit fortschreitender Reaktion auch für die Bildung von Berliner Blau. Dort wo die beiden Lösungen aufeinander treffen, bildet sich eine blaue „Düne“. Beim kalten Wasser tritt die blaue Düne deutlich später auf, sie findet sich eher im zentralen Bereich. Die Strukturen erscheinen geordneter als im warmen Wasser.

Theorie: Die genaue Reaktionsgleichung ist beim Chemikalienportrait zum Kaliumhexacyanoferrat(II) zu finden. Bei der beschriebenen Demonstration lösen sich zunächst die Salze, dann findet eine chemische Reaktion statt, sobald die Lösungen aufeinandertreffen. Beide Vorgänge sind temperaturabhängig.
 
 
 
Vorbereitende Arbeiten: 0,2 g Methylenblau werden in 100 ml destilliertem Wasser gelöst. Die benötigten Stoffmengen werden auf einer Waage abgewogen.
 
Durchführung: Ein 500ml-Erlenmeyerkolben wird mit 300 ml destilliertem Wasser gefüllt. Nach dem Lösen von 4 g Natriumhydroxid (Plätzchen) fügt man noch 15 g Glucose hinzu und versetzt mit 4 ml einer 0,2%igen Methylenblau-Lösung. Dann wird der Erlenmeyerkolben mit einem Stopfen verschlossen. Die anfangs blaue Lösung verliert plötzlich ihre Farbe. Schüttelt man nun den Kolben, so wird die Lösung wieder tiefblau. Beim Stehen-Lassen klingt die Färbung wieder ab, und man erhält erneut eine farblose Lösung.

Theorie: Die d-Glucose ist gegenüber dem Luftsauerstoff beständig. Der blaue Farbstoff Methylenblau kann d-Glucose zu d-Gluconsäure oxidieren und wird dabei zu farblosem Leukomethylenblau reduziert. Die d-Gluconsäure geht in der vorliegenden alkalischen Natriumhydroxid-Lösung zu Natriumgluconat über. Beim Schütteln der Flüssigkeit gelangt Sauerstoff aus der Luft in die Lösung, der das Leukomethylenblau wieder zu Methylenblau oxidiert. Beim Stehen-Lassen beginnt die Reduktion des Methylenblaus erneut:
 

Stehen-Lassen:
Reduktion: Methylenblau (blau) + OH⁻    Leukomethylenblau (farblos) + Sauerstoff
Oxidation:  d-Glucose  +  Sauerstoff     d-Gluconsäure
 
Schütteln:
Oxidation: Leukomethylenblau (farblos) + Sauerstoff    Methylenblau (blau) + OH⁻

Bei diesem Versuch kann gezeigt werden, dass eine Erhöhung der Temperatur um 10 Kelvin (10 °C) die Reaktionsgeschwindigkeit mindestens verdoppelt.