Redoxreaktion < Chemie < Naturwiss. < Vorhilfe
|
| Status: |
(Frage) beantwortet  | | Datum: | 20:33 Di 03.11.2009 | | Autor: | toktok |
| Aufgabe | | Redoxreaktion von Wasserstoffperoxid und Kaliumpermanganat aufstellen. |
Wir haben in Chemie mit Redoxreaktionen angefangen und ich stehe momentan vor ganz vielen Fragen.
Unser Lehrer hat uns die ganze Redoxgleichung mehr oder minder im Alleingang an die Tafel geschrieben.
Oxidation:
[mm] H_{2}O_{2} \to O_{2} [/mm] + [mm] 2e^{-} [/mm] + [mm] 2H^{+} [/mm] |*5
Reduktion:
[mm] MnO_{4}^{-} [/mm] + [mm] 5e^{-} [/mm] + [mm] 8H^{+} \to Mn^{2+} [/mm] + [mm] 4H_{2}O [/mm] |*5
Redoxreaktion:
[mm] 5H_{2}O_{2} [/mm] + [mm] 2MnO_{4}^{-} [/mm] + [mm] 6H^{+} \to 5O_{2} [/mm] + [mm] 2Mn^{2+} [/mm] + [mm] 8H_{2}O
[/mm]
Jetzt der erste Teil meiner Fragen:
Zur Reduktion:
Woher weiß ich, dass [mm] MnO_{4} [/mm] ein negativ geladenes Ion ist, woher kommen die [mm] 5e^{-} [/mm] und woher die [mm] 8H^{+} [/mm] und warum sind es genau 8?
So viel erstmal für den Anfang.
Grüße
Leonard
Ich habe diese Frage in keinem Forum auf anderen Internetseiten gestellt.
|
|
| |
|
Hallo,
wie du schon an der Aufgabe erkennst, gibt es Kaliumpermanganat. Ein Blick ins Tafelwerk verrät dir, dass die chemische Formel dafür [mm] \(\mathrm{KMnO_4}\) [/mm] ist. Da Kalium in der ersten Hauptgruppe steht gibt es nur ein freies Elektron. Ein einfach positiv geladenes Ion wird durch ein einfach negativ geladenes ausgetauscht. Somit muss [mm] \(\mathrm{MnO_4^-}\) [/mm] einfach negativ geladen sein.
Die fünf freien Elektronen und die acht Protonen kommen aus dem Wasserstoffperoxid. Dafür hast du ja die Oxidation schon aufgeschrieben. Daher nehme ich an, dass du dich fragst, warum diese Zahlen heraus kommen.
Wir wissen erstmal, dass aus [mm] \(\mathrm{MnO_4^-}\) \(\mathrm{Mn^{2+}}\) [/mm] (für die Ladung siehe Tafelwerk) und [mm] \(\mathrm{H_2O}\) [/mm] wird.
Als nicht fertige Gleichung:
[mm] \(\mathrm{MnO_4^-} \rightarrow \mathrm{Mn^{2+}} [/mm] + [mm] \mathrm{H_2O}\)
[/mm]
Was schnell auffällt ist, dass weder die Anzahl der Sauerstoffatome noch die Anzahl der Wasserstoffatome stimmt. Beim Mangan brauchen wir aber nichts zu verändern. Also erstmal Sauerstoff ausgleichen (z.Z. noch links 4, rechts 1):
[mm] \(\mathrm{MnO_4^-} \rightarrow \mathrm{Mn^{2+}} [/mm] + [mm] \mathrm{4H_2O}\)
[/mm]
Nun haben wir acht mal Wasserstoff auf der rechten Seite. Also weiter ausgleichen - in diesem Fall links Protonen hinzufügen, die wir ja durch unsere Oxidation zur Verfügung haben.
[mm] \(\mathrm{MnO_4^-} [/mm] + [mm] \mathrm{8H^+} \rightarrow \mathrm{Mn^{2+}} [/mm] + [mm] \mathrm{4H_2O}\)
[/mm]
Nun könnte man denken es stimmt alles, aber die Elektronen haben wir vergessen. Damit rechts und links die gleiche "Ladungssumme" herrscht fügen wir link noch fünf Elektronen dazu:
[mm] \(\mathrm{MnO_4^-} [/mm] + [mm] \mathrm{5e^-} [/mm] + [mm] \mathrm{8H^+} \rightarrow \mathrm{Mn^{2+}} [/mm] + [mm] \mathrm{4H_2O}\)
[/mm]
Damit sind wir bei der Reduktionsgleichung, die du aufgeschrieben hattest.
Viel Spaß noch,
pi-roland.
|
|
|
| |
|
Genau das habe ich gesucht. Die Reduktion ist sehr gut erklärt.
Ich habe aber noch eine Frage zur Oxidation, die kapiere ich nämlich noch nicht.
Warum gibt der Wasserstoff sein Elektron ab, nicht aber der Sauerstoff? Also warum bleibt [mm] O_{2} [/mm] dann [mm] O_{2}?
[/mm]
Mit besten Grüßen
kastenbrot
|
|
|
| |
|
Naja, die Oxidation wie du sie als erstes in deinem Beitrag steht, läuft so eher nicht ab. Es wird nicht so sein, dass dem Wasserstoffperoxid rechts und links ein Wasserstoffion gemopst wird und es bleibt Sauerstoff.
Ich habe im Internet eine Seite gefunden, wo die [mm] H^{+} [/mm] ionen auch entstehen, nicht nur verbraucht werden. ![[]](/images/popup.gif) Uni Bayreuth: Wasserstoffperoxid
Wichtig dabei ist, dass du siehst, dass beim Zerfall von Wasserstoffperoxid Hydroniumionen beteiligt sind, die für die Katalyse wichtig sind.
Dass nicht der Sauerstoff einfach Elektronen abgibt und z.B. Wasserstoff entsteht, hängt mit dem Stichwort Elektronenaffinität eng zusammen. Die Elektronenaffinität sagt etwas darüber aus, wie gern ein Atom Elektronen abgeben bzw. aufnehmen möchte. In diesem Fall ist es so, dass der Sauerstoff dadurch, dass er Elektronen behält und die Edelgaskonfiguration erreicht, deutlich bevorteilt wird und dadurch in einen stabilen Zutand kommt. Und das ist, was alle Körper tun, sie wollen in den stabilsten, Energieärmsten Zustand. Ebenso erreicht der Wasserstoff einen stabilen Zustand, indem er sich einfach irgendwodran, also an Wasser anlagert (Hydroniumion [mm] H_{3}O^{+}) [/mm] und von dem anderen die Elektronen "mitbenutzt". Das führt dazu, dass beim Zerfall von Wasserstoffperoxid letztendlich energetisch günstigere Zusatände erreicht werden und die Reaktion spontan, also von selbst anläuft und zwar so auch noch so, dass Sauerstoff und Wasser entsteht.
Naja, ich hoffe du wirst aus dem Gelaber schlau.
|
|
|
| |
|
Also, wirklich verstanden habe ich es nicht!
Unser Lehrer hat uns die gleiche Aufgabenstellung und Lösung gegeben, ich gehe also davon aus das die Gleichung des Fragestellers schon stimmt.
Meine Frage bezog sich eher auf das [mm] O_{2}. [/mm] Warum gibt es nicht bspw. 4 [mm] e^{-} [/mm] ab und wird zu 2 [mm] O^{6+}. [/mm] Warum bleibt es [mm] O_{2}? [/mm] Ich dachte es müsste bei der Oxidation auch Elektronen abgeben.
|
|
|
| |
|
Hallo,
wie mein Vorschreiber schon erwähnte, fühlen sich die Elektronen eher zum Sauerstoff hingezogen.
Man kann sich das auch so vorstellen (alle Chemiker werden mich hauen für das Bild, aber es ist recht passend für diesen Fall):
Stelle dir vor die Erde ist ein Sauerstoffatom und der Mond ist ein Wasserstoffatom (Proton). Wer hat die größere Anziehungskraft? Klar - die Erde. Für einen Menschen ist es leichter sich vom Mond zu entfernen als von der Erde. Stelle dir dieses Bild sehr stark verkleinert vor und du bist im atomaren Bereich, wo wir Menschen Elektronen sind. Dann ist klar, dass sich ein Elektron eher vom Wasserstoff als vom Sauerstoff entfernt.
Selbstverständlich liegt das beim Sauerstoff nicht an der Größe des Atoms. Es gibt ja andere Regeln wieso Elektronen gebunden werden. Ich erinnere mich da an die Hundsche Regel (die mit deinem Problem nicht unbedingt was zu tun hat) und daran, dass Elektronen gern paarweise auftreten.
Ich kenne jetzt deinen Hintergrund nicht, aber ich nehme an, dass du schon etwas von Orbitalen gehört hast. Beim Wasserstoff ist nur das 1s-Orbital einfach besetzt. Damit Elektronen paarweise auftreten können finden sich zwei solche Atome zusammen und "verschmelzen" ihr 1s-Orbital zu einem gemeinsamen, so dass sich auf diesem zwei Elektronen befinden. Beim Sauerstoffatom geschieht ganz ähnliches, nur dass da das 2p-Orbital mit 4 Elektronen besetzt ist, aber 6 Elektronen rein passen. (Hier kommt die Hundsche Regel ins Spiel, da jedes Orbital-Fach (das hat was mit der Magnetquantenzahl zu tun) erstmal einfach besetzt wird, bleiben zwei 2p-Orbitale einfach besetzt.) Da dieser Zustand dem Sauerstoffatom nicht gefällt, sucht es sich ein zweites, damit die beiden 2p-Orbitale zweifach besetzt werden können.
Was ich an deiner Frage nicht so ganz verstehe ist, warum du annimmst, dass es [mm] \(\mathrm{O_2}\) [/mm] bleibt? Es wird doch erst [mm] \(\mathrm{O_2}\). [/mm] Kurze Zeit suchen sich zwei Sauerstoffatome und sobald sie sich gefunden haben, wollen sie sich nicht mehr trennen, merken dass sie leicht genug sind und sprudeln als Gas aus der Flüssigkeit heraus. Das heißt, sie suchen sich gar nicht erst großartig, sondern sind ja schon zusammen, aber halt nur einfach gebunden. (Kannst du dir vorstellen als eine Reihe von 4 Personen, die sich alle an den Händen anfassen. Die äußeren Personen haben aber nur einen Arm.  Kommt es nun zur Reaktion trennen sich die einarmigen von den beiden in der Mitte und alle fragen sich, was sie mit ihren Armen nun anfangen sollen. Die beiden in der Mitte (Sauerstoff) haben es leicht - sie fassen sich noch an der jeweils freien Hand an und können Ringelreihe tanzen. Die beiden einarmigen sind da etwas selbstzerstörerischer und kappen auch noch den verbleibenden Arm, was sie natürlich geladen macht (du wärst auch geladen, wenn du einen Arm verlierst!) (in Wahrheit sind sie etwas wählerischer und suchen erstmal Schutz in der Gruppe beim Wassermolekül - deshalb entstehen die Hydroniumionen - aber das ist jetzt nicht von Belang).)
Jedenfalls wird in keinem Fall ein sechsfach positiv geladenes Sauerstoffatom entstehen. Es gibt ja nur zwei freie Elektronen und wir machen ja hier Chemie und nicht Teilchenphysik. (Um im Bild zu bleiben: Du würdest dir nicht noch die Beine, den Kopf und beide Arme abreißen, nur weil du an einer Seite niemanden mehr zum Anfassen hast. Das würde ja alles wieder Energie kosten, doch bist zu viel zu faul dazu, sie aufzubringen.)
So, entschuldige, ich hab mich etwas gehen lassen. Ist meistens so mit dem ersten Post am Tag... Ich hoffe, dass dich dieser Roman nicht noch mehr verwirrt hat und dass du diese Veranschaulichungen nie in einer Arbeit schreibst. Da bekommst du höchstens einen Punkt auf Originalität.
Viel Spaß noch mit der Chemie,
Roland.
|
|
|
| |
|
Besten Dank für die Antwort.
Sie hat bei mir eine weitere Fragestellung aufgeworfen:
Woher weiß ich, wenn mir nur die Aufgabenstellung 'Redoxreaktion von Wasserstoffperoxid und Kaliumpermanganat aufstellen' gestellt wird, ohne andere Informationen, wie das Ergebnis der Oxidation und Reduktion (ich meine das rechts des Pfeils) aussieht.
Ich wüsste noch, dass Wasserstofperoxid [mm] H_{2}O_{2} [/mm] ist, dass das Kalium beim Kaliumpermanganat erstmal außen vor gelassen werden kann, man also bei der Reduktion [mm] KMnO_{4}^{-} [/mm] links des Pfeils schreiben muss und dann ausgleichen muss.
Woher aber weiß ich, wenn ich nur diese einfach Aufgabenstellung gegeben habe, was man rechts des Pfeils hinschreiben muss?
Mit besten Grüßen
kastenbrot
|
|
|
| |
|
Hallo nochmal,
Also...
Das ist alles gar nicht so einfach, wie ich erst dachte und auf Grund deiner Frage hab ich nochmal meinen alten Chemiehefter ausgekramt und nachgelesen.
Oxidation ist eine Reaktion mit Elektronenabgabe. Reduktion ist mit Elektronenaufnahme.
Nun brauchen wir ein Reduktions- und ein Oxidationsmittel. Des weiteren ändern sich die Oxidationszahlen dieser Stoffe.
Einfaches Beispiel:
Magnesium + Salzsäure (Mg + HCl)
Was passiert?
Aha, es handelt sich um eine Redoxreaktion (das stand noch in der Aufgabe). Wie bekomme ich die hin? Es muss ein Oxidationsmittel und ein Reduktionsmittel geben.
Vorhanden ist nur Magnesium, Wasserstoff und Chlor. Metalle werden gern zu Ionen. Sie können also Elektronen abgeben. In diesem Fall gleich zwei, da Mg in der 2. Hauptgruppe steht. Somit ist Magnesium das Reduktionsmittel, welches oxidiert. Die Oxidation lautet also:
Mg [mm] \rightarrow Mg^{2+} [/mm] + 2 e^-
Was kann reduziert werden? Irgendwas, was gern Elektronen aufnimmt. Das ist in diesem Fall Wasserstoff. Also:
2H^+ [mm] \rightarrow H_2 [/mm] + 2e^-
Beides zusammen mit dem Chlor dazu...:
[mm] \(Mg [/mm] + 2 HCl [mm] \rightarrow MgCl_2 [/mm] + [mm] H_2\)
[/mm]
Fertig.
Die Oxidationszahl von Mg hat sich von 0 zu +2 erhöht. Die von H ist von +1 auf 0 gefallen und die von Cl ist bei -1 geblieben. Sie entspricht der Ladungszahl des Ions.
Mangan kommt mit verschiedenen Oxidationszahlen vor. Angefangen bei [mm] \(+1\) [/mm] bis [mm] \(+7\). [/mm] Das ist typisch für Nebengruppenelemente, macht die Sache aber wesentlich komplizierter. Glücklicher weise haben schon Leute vor uns herausgefunden, welche Oxidationszahlen besonders stabil sind beim Mangan: +2, +4 und +7. Das nächste Problem ist, dass es beim Mangan entscheidend ist, ob die Reaktion im sauren oder basischen statt findet. Denn einige Oxidationszahlen treten im sauren gar nicht auf. Oder anders gesagt, ist die Reaktion sauer, kommt meistens +2 vor.
Daraus schließen wir, dass erstens Mangan das Reduktionsmittel ist und zweitens, dass es seine Oxidationszahl von +7 auf +2 ändert. Als Oxidationsmittel kommt nur das Wasserstoffperoxid in Frage.
Also Oxidation:
[mm] H_2O_2 \rightarrow O_2 [/mm] + 2H^+
Reduktion:
[mm] MnO_4^- [/mm] +5e^- [mm] \rightarrow Mn^{2+}
[/mm]
Hier haben wir nur berücksichtigt, dass die Änderung der Oxidationszahlen stimmt. Von +7 nach +2 müssen 5 Elektronen hinzugefügt werden.
Nun stimmt ja so einiges noch nicht. Also Oxidation verbessern, denn hier vergaß ich die Oxidationszahlen... (man kann diese Gleichung also auch schon im ersten Schritt aufstellen)
Nun müssen wir einen Ladungsausgleich durch hinzufügen von Protonen durchführen, Oxidation stimmt schon, aber Reduktion noch nicht:
[mm] \(H_2O_2 \rightarrow O_2+2 H^++2e^-\)
[/mm]
[mm] \(MnO_4^-+8H^++5e^- \rightarrow Mn^{2+}\)
[/mm]
Jetzt werden die Sauerstoffatome durch Hinzufügen von Wasser ausgeglichen:
[mm] \(MnO_4^-+8H^++5e^-\rightarrow Mn^{2+}+4H_2O\)
[/mm]
Nun noch beide Gleichungen (Oxidation und Reduktion) so "erweitern", dass sich die Elektronen aufheben. Also Oxidation mal 5 und Reduktion mal 2!
[mm] \(5H_2O_2 \rightarrow 5O_2+10H^++10e^-\)
[/mm]
[mm] \(2MnO_4^-+16H^++10e^-\rightarrow 2Mn^{2+}+8H_2O\)
[/mm]
Die Elektronen heben sich auf und den Rest fassen wir zusammen zu:
[mm] \(5H_2O_2+2MnO_4^-+6H^+\rightarrow 5O_2+2Mn^{2+}+8H_2O\)
[/mm]
Wie du siehst ergibt sich das alles von allein, ohne dass man viel wissen muss. Das K^+ bleibt außen vor, da es für die Reaktion keine Rolle spielt.
Hoffe, das war ausführlich genug. Viel Erfolg beim Verstehen,
Roland.
|
|
|
| |
|
Allerbesten Dank für die Antwort.
Was sich mir aber immer noch nicht erschließt ist, warum bei der Oxidation von [mm] H_{2}O_{2} [/mm] genau [mm] O_{2} [/mm] + [mm] 2e^{-} [/mm] + [mm] 2H^{+} [/mm] herauskommt.
Warum wird ausgerechnet das [mm] H_{2} [/mm] des [mm] H_{2}O_{2} [/mm] oxidiert und nicht das [mm] O_{2} [/mm] oder beide?
Oder allgemein: Wie weiß ich, wenn ich nur die Angabe [mm] 'H_{2}O_{2} [/mm] soll oxidiert werden' habe, was dann rechts des Reaktionspfeils steht?
|
|
|
| |
|
Hallo und guten Abend,
ja, ich gebe es zu, die Oxidation hab ich etwas schlampig hergeleitet.
Aber gehen wir mal logisch ran:
1. Redoxreaktion: Daraus folgt, dass es eine Oxidation und eine Reduktion gibt.
2. Was kann oxidieren, d.h. Elektronen abgeben? Nun beim Permanganat brauchen wir nicht weiter zu suchen, das wird ja reduziert. Kalium ist ein Ion, will also auch kein Elektron abgegeben. Also müssen wir beim Wasserstoffperoxid suchen. Der Sauerstoff darin will nicht unbedingt Elektronen abgeben, da ja jedes Element ist eine Edelgaskonfiguration zu erreichen. Dem Sauerstoff fehlen aber noch zwei Elektronen, dann hätte er sie erreicht (also vollbesetztes 2p-Orbital). Es ist daher nur logisch, dass Wasserstoff sein einziges Elektron abgibt um so seinerseits Edelgaskonfiguration zu haben (ja, eigentlich müsste es dafür ein Elektron aufnehmen, aber es ist nun mal einfacher, wenn Wasserstoff eins abgibt, als wenn Sauerstoff mehrere abgibt und ein leeres Orbital ist immer noch besser als ein einfach besetztes.)
Es bleibt also nur der Wasserstoff übrig, der hier Elektronen (jeweils eins) zur Verfügung stellen kann.
Um es einfach zu machen: Es gibt kein O^+ - fertig.
Anderseits habe ich immer noch das Gefühl, dass du von einer vollkommen falschen Annahme ausgehst. Das [mm] O_2 [/mm] im [mm] H_2O_2 [/mm] hat nichts mit dem [mm] O_2 [/mm] auf der rechten Seite zu tun. Das sind zwei vollkommen andere Dinge.
Wasserstoffperoxid ist ja strukturell H-O-O-H.
Sauerstoff (gasförmig) ist: O=O.
Es wird also auch kein [mm] H_2 [/mm] im Wasserstoffperoxid oxidiert, sondern zwei H's, also jedes einzeln und somit werden die beiden Elektronen zur Verfügung gestellt.
Es bleibt auch kein [mm] O_2 [/mm] aus dem Wasserstoffperoxid übrig, was dann plötzlich zu dem Gas [mm] O_2 [/mm] wird, sondern es bleiben zwei mit einer Einfachbindung zusammengehaltene Sauerstoffatome übrig, die jeweils ein freies Elektron haben. Da es so etwas in der Natur nicht gibt - es ist zumindest kein freiwilliger Zustand - finden sich die beiden Elektronen zusammen und bilden so die zweite Bindung der Doppelbindung. Das ist jetzt wieder recht bildlich gesprochen und jeder Chemiker wird die Hände über dem Kopf zusammenschlagen, aber es läuft halt einfach gesprochen darauf hinaus. (Die Wirklichkeit ist wie immer wesentlich komplizierter, aber wir haben nur einen modellhaften Eindruck von der Natur...)
So, jetzt gehen mir langsam die Worte aus. Ich weiß nicht, wie ich es dir noch nachvollziehbarer machen könnte. Am besten du suchst dir mal eine andere Redoxreaktion und versuchst es selbst.
Ein paar Beispiele hab ich noch im Hefter - also kann ich dir schon was vorgeben...
1. Magnesium + Salzsäure
2. Eisen(III)-Chlorid + Kaliumjodid (Jod ist größer als Chlor... Hoffe der Hinweis reicht dir!)
3. Eisen(II)-Ionen + Chlor [mm] (Cl_2)
[/mm]
4. Eisen(III)-Sulfat + Silbernitrat
5. Erhitzen von Kaliumpermanganat (es entsteht Sauerstoff)
6. Kaliumpermanganat + Salzsäure
7. Eisen(II)-Sulfat-Lösung mit Schwefelsäure (so dass es sauer wird) + Kaliumpermanganat (im Sauren nimmt das Mn die Oxidationszahl +2 an)
So, wenn du noch mehr brauchst, musst du was sagen (oder schreiben wäre vielleicht besser, ich höre dich so schlecht). Aber alle weiteren Reaktionen, die ich habe, sind mit weiterem Wissen verbunden... (Reaktion im basischen, saurem, etc...) darüber will ich mich jetzt nicht noch auslassen.
Tja, mehr kann ich leider nicht helfen. Wenn du zur Oxidation noch Fragen hast, musst du halt den Artikel nochmals als unbeantwortet markieren und hoffen, dass sich hier auch ein paar Chemiker rumtreiben... Ich hatte Redoxreaktionen vor rund zehn Jahren im Leistungskurs und seit dem nicht wieder. Also entschuldige das rudimentäre Wissen.
Ansonsten alles Gute und viel Erfolg,
Roland.
|
|
|
| |
|
Übrigens darf man sich aus der Sicht eines Chemikers oder auch überhaupt keineswegs auf den Standtpunkt stellen, dass es ziemlich eindeutig und eher leicht als schwer erklärbar sei, was rechts hinkommt, sei, was man "rechts" neben den Reaktionspfeil schreibt.
Viel hängt dabei von Wissen desjenigen, der die Reaktionsgleichung aufstellt, ab, aber ursprünglich wusste man das nicht, was da überhaupt reagiert. An sich ist das ein großes Ding, zu analysieren wie die Reaktionsprodukte konstituiert sind, aus welchen Elementen sie bestehen und wie konstituiert. Am Anfang der chemischen Welt steht ja überhaupt die Entdeckung von Elementen. Was hat man damals wohl denken können, was passiert, wenn man "Vitriolöl" und Kalk zusammengegeben hat?
Und wenn wir in diesen Reaktionsgleichung so explizit schreiben, wo die Elektronen hingehen und herkommen, dann steckt dahinter ziemlich wenig Vorstellung, was dort überhaupt passiert. Diese Formeln sind in gewisser Weise alle nur Modelle, die eine Erklärung bieten aber sozusagen nicht "aus der Wirklichkeit abgelesen" sind. Keiner hat je ein Elektron gesehen, allein sind uns die vielen Experimente genug, um uns die Existenz für das Elektron glaubhaft und logisch zu machen, dass wir sagen "So wird es schon irgendwie sein". Es steckt hinter jeder naturwissenschaftlichen These, die man großzügig als "Gesetz" betitelt, ein ganzer Haufen Empirie und Interpretationskunst, dass es nicht schlimm ist, wenn man stutzig wird und fragt: "Woher hat er das denn jetzt?"
Also ehrlich, die Fragen die du stellst, gefallen mir, auch wenn sie auf irgendeine Klausur oder so bezogen sind und gar nicht mal aus der eigenen Beschäftigung mit Chemie stammen. Und es ist ziemlich schlau, dem Lehrer unter die Nase zu reiben, wenn er erwartet, dass ihr in der Arbeit irgendeine solche Gleichung mit Reaktionsprodukten aufstellen sollt, ihm zu sagen, dass er das ja auch nur auswendig gelernt hat und das soll man von Schülern nicht auch andauernd erwarten. Er kann ja gar nicht beweisen, dass das da mit welchen Stoffen so passiert. Schon beim Kaliumpermanganat geht es los: Er nimmt es eifach so hin, dass der Stoff aus Kalium, Mangan und Sauerstoff in gerade diesem Verhältniss von 1:1:4 besteht, aber "beweisen" wird er's nicht können.
|
|
|
|
