Kupfer - Silber - Gold

[aliquis]

Kupfer - Silber - Gold


Geräte:

Einzelkochplatte, Stativ mit Muffe und Klemme, 100-ml-Weithals-Erlenmeyerkolben, passender Gummistopfen mit einfacher Bohrung und Winkelglasrohr, Tiegelzange, Pinzette, Spatel, Porzellanschale, Gasbrenner, feuerfeste Unterlage, 3 bankfrische oder möglichst wenig zirkulierte Kupfermünzen, Siedesteine


Chemikalien:

Zinkstaub oder -pulver
Natronlauge, 30 %
Salzsäure, ca. 2 M
Aceton

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Natriumtetrahydroxozinkat
Messing


Hinweise:

Vorsicht: es wird mit heißer konzentrierter Natronlauge gearbeitet, die stark ätzend wirkt und zum Siedeverzug neigt. Unbedingt Siedesteine einsetzen und PSA tragen! Auch der Aufsatz mit Gummistopfen und Winkelrohr dient lediglich dazu, die Folgen eines evtl. Siedeverzugs abzumildern. Die heiße konzentrierte Lauge entwickelt außerdem Aerosole, die die Atemwege reizen - nur bei guter Lüftung oder am besten gleich draußen oder unter dem Abzug arbeiten.

Der Versuch funktioniert grundsätzlich auch mit weniger konzentrierter Lauge sowie mit Zink in gröberer Form.
Beides hat jedoch Einfluss auf die Reaktionsgeschwindigkeit. Und je länger die Münzen in der Lauge kochen müssen, um eine vollständige Beschichtung zu erreichen, desto weniger optisch ansprechend fällt das Ergebnis aus.
Während bei suspensiertem Zinkstaub eigentlich immer eine - elektrochemisch an sich durchaus notwendige - Berührung mit der Münze stattfindet, muss man sich bei kompakteren Formen hingegen überlegen, wie man den Dauerkontakt sicherstellt.


Durchführung:

"Kupfer": Vor dem eigentlichen Versuch werden die Kupfermünzen zunächst mit getrennten Bädern in Aceton und verdünnter Salzsäure von anhaftenden Fetten gereinigt sowie von etwaigen Oxidschichten befreit.

"Silber": Anschließend gibt man zwei der drei Münzen zusammen mit 25 ml 30 % iger Natronlauge und einer Spatelspitze Zinkstaub in einen kleinen Weithals-Erlenmeyerkolben, setzt den Stopfen mit dem Winkelrohr auf und befestigt den Kolben mittels Stativmaterial auf der Kochplatte. Die Münzen dürfen dabei nicht direkt übereinander und auch in keiner Anhäufung von Zinkpulver liegen. Bei insgesamt zu viel Zinkstaub kann es passieren, dass der Münze eine dickere Kruste davon anhaftet und dadurch direkt darunter keine Beschichtung stattfinden kann.
Es wird langsam und vorsichtig erhitzt, bis die Flüssigkeit siedet. Nach einiger Zeit, wenn die Münzen eine deutliche farbliche Veränderung zeigen, wird das Erhitzen unterbrochen und man lässt abkühlen.
Die Münzen werden mit einer langen Pinzette aus dem Kolben entnommen (die Flüssigkeit ggf. vorher abgießen) und sofort (!) unter fließendem Wasser gründlich abgespült (damit es - mangels Zinkstaub und elektrochemisch aktiver Kupferoberfläche - zu keiner stellenweisen Rückauflösung der Zinkschicht in noch anhaftender Alkalilauge kommen kann¹) und anschließend mit einem Papiertuch abgetupft. Die Münzen sind nun mit einer silberglänzenden Schicht überzogen.

"Gold": Eine der beiden silberfarbenen Münzen wird kurz mit der Tiegelzange in der Brennerflamme erwärmt, bis eine erneute farbliche Oberflächenveränderung eintritt (nicht zu lange, die Beschichtung ist sonst schnell "totgebrannt"). Man legt die fertig präparierte Münze zum Abkühlen auf eine feuerfeste Unterlage ab. Die zuvor silberfarbene Beschichtung ist nun goldglänzend geworden.


Entsorgung:

Das Aceton kann bei der Reinigung weiterer Metallgegenstände aufgebraucht werden, Reste werden zu den organischen halogenfreien Lösungsmittelabfällen gegeben. Auch Verdunstung oder Verbrennung im Freien sind bei kleinen Mengen vertretbar.
Das abgekühlte Verzinkungsbad wird mit Wasser verdünnt, mit der Salzsäure von der Münzenreinigung sowie weiteren Säureabfällen neutralisiert bzw. ungelöst gebliebener Zinkstaub mit einem Überschuss an Säure ebenfalls darin aufgelöst. Anschließend wird die Mischung zu den wässrigen schwermetallhaltigen Flüssigkeitsabfällen gegeben.


Erklärung:

Zunächst bildet Zink in heißer Alkalilauge Tetrahydroxozinkat nach folgender Gleichung:
Zn + 2 OH^- + 2 H₂O --> [Zn(OH)₄]^2- + H₂

"Das Tetrahydroxozink-Anion dissoziiert in wässriger Lösung:
[Zn(OH)₄]^2- <--> Zn²⁺ + 4 OH^-

Die entstehenden Zink-Ionen werden auf der Kupferoberfläche entladen und scheiden sich dort als Zinküberzug ab:
Zn²⁺ + 2 e^- --> Zn

Dieser Vorgang findet statt, obwohl Zink unedler ist als Kupfer, aber infolge der hohen Alkalikonzentration und der hohen Temperatur verschieben sich die Potentiale beachtlich. Der Grund: Ein Teil des Zinks aus dem suspendierten "Vorrat" (Überschuss), das Kontakt zum Kupfer hat, geht in Lösung:
Zn --> Zn²⁺ + 2 e^-

Die frei werdenden Elektronen fließen zum Kupfer. Dieses hat mit dem Zink ein gemeinsames, gleich großes elektrochemisches Potential. Es stellt sich ein dynamisches Gleichgewicht ein, das die Bildung von metallischem Zink auf der Oberfläche des Kupfers ermöglicht.

Wird die verzinkte Kupfermünze in einer Flamme erwärmt, bildet sich eine Kupfer-Zink-Legierung (Messing). Diese Legierung besitzt goldähnliches Aussehen." ²


Bilder:

Gereinigte Kupfermünzen

Versuchsaufbau Verzinkung

Messingbildung durch Erhitzen

Alle drei Varianten

Literatur:

¹ vgl. https://woelen.homescience.net/science/ ... index.html
² G. Wagner/M. Kratz: Chemie in faszinierenden Experimenten, 11. Aufl., Köln 2009, S. 107

[aliquis]

So, nun habe ich meine Zusage (viewtopic.php?f=32&t=5779&p=85377&hilit ... old#p85377) eingelöst: mein erster Illumina-Artikel über das bekannte simple, aber schöne Kupfer-Silber-Gold-Experiment.
Wir haben zwar noch nicht Vorweihnachtszeit, aber so habe ich wenigstens eine ohnehin mal wieder schlaflose Nacht effektiv genutzt...

Das Einfügen der Bilder war ein wenig frickelig: ich musste sie vom Handy vorher immer erst über ein Bearbeitungsprogramm des PCs abspeichern, sonst werden sie eigenwillig gedreht wiedergegeben...

Die Erklärung habe ich als Zitat aus der angegebenen Literatur entnommen - ich hätte nicht gewusst, wie ich es als Laie mit eigenen Worten zutreffender hätte formulieren sollen... Bin trotzdem gespannt auf Eure Meinungen.

[Glaskocher]

Das ist ein schöner Artikel zu einem beliebten Schauversuch.

Bei den Reaktionsgleichungen werden wir noch ein Bisschen feilen müssen, um die Bildung des Zinkats aus metallischem Zink zu erklären. Auch bei der Abscheidung der Zinkschicht auf dem Kupfer müßte man noch die Herkunft der Elektronen klären.

Zinkatbildung:
Zn + 2 OH^- + 2 H₂O --> [Zn(OH)₄]^2- + H₂

Da Zink unedler als Kupfer ist und eine hohe Überspannung gegenüber Wasserstoff hat ist der Übergang von Elektronen vom Zink auf das (das Zink berührende) Kupfer wahrscheinlich. Das würde dann auch die Herkunft der Elektronen auf der Kupferoberfläche erklären. Jetzt fehlt noch die Dissoziationskonstante bei der Reaktion
[Zn(OH)₄]^2- <--> Zn²⁺ + 4 OH^-
und die Normalpotentiale der beiden darin enthaltenen Zink-Derivate bei gegebenem pH-Wert (=14). Dann sollte es möglich sein, diese Reaktion plausibel zu erklären. Vermutlich muß deutlich mehr Zink gelöst werden, als sich später wieder abscheidet, um die Abscheidung in Gang zu bringen.


Unabhängig davon ist es sicher interessant, auf welchen Metallen diese Art der Verzinkung sonst noch klappt, dafür reicht aber der Thread aus.

[mgritsch]

Schau, schau, ein netter Klassiker unter den Schaversuchen, sehr hübsch aufbereitet

Ja, wie Glaskocher erwähnte - die Erklärung könnte durchaus genauer sein, vor allem der Teil warum es zu einer Abscheidung kommt trotz der scheinbar ganz verkehrten Verhältnisse mit den Standardpotenzialen. Mit der Nernst-Gleichung bist du vertraut? Die Aussage, dass das mit dem „Vorrat“ an suspendiertem Zn zu tun habe bezweifle ich in der Form auch noch ein bisschen, das könnte man leicht experimentell prüfen. Eventuell kann dann ein „vermutlich“ gestrichen werden

Die Sicherheits- und Entsorgungshinweise sind vielleicht etwas übertrieben umfangreich, die Hälfte davon reicht auch gut und gern.

[aliquis]

Danke für Eure Rückmeldungen.

Den zweiten Teil der Entsorgungshinweise habe ich gestrichen, die Zinkat-Bildung als Formel in die Erklärung aufgenommen.

Die Erklärung stammt 1:1 aus einem von Profis geschriebenen Fachbuch. Ich würde mir weder zutrauen noch anmaßen, das besser und ausführlicher zu können. Mein theoretischer Wissenstand ist auf dem Niveau meiner alten Experimentierbücher und meines Abiturs (im Leistungskurs Chemie hatte ich damals jedoch mehr Aromaten- als Elektrochemie, Physik war abgewählt und die Mathe-Noten eher so leidlich - für ein erfolgreiches Chemiestudium hätte es bei mir wohl nie gereicht...). Alle Bemühungen, mein Theoriewissen im Nachhinein nennenswert zu vertiefen, sind bislang daran gescheitert, dass ich es ab einem gewissen Grad fachlicher Tiefe weder verstehen noch mir merken kann. Mein Lernvermögen ist in den vergangenen 30 Jahren auch nicht unbedingt besser geworden, was vll. auch ein bisschen mit den gesundheitlichen Einschränkungen zu tun hat, die ich so mit mir herumschleppe...
Um es kurz zu machen: die Nernstsche Gleichung gehört zu den Dingen, die ich weder mal gelernt habe, noch die ich jetzt noch begreifen würde. Ich benötige also Eure Unterstützung im Sinne einer direkten Vorgabe, wie es denn richtig wäre, dann kann ich das gern entsprechend korrigieren.

[mgritsch]

Das Problem sind meist nicht die Autoren sondern die Zielgruppe an die sie ihre Erklärungen anzupassen müssen meinen. Irgendwann muss man halt auch über Experimentalkochbücher hinaus gehen… na schauen wir mal.

Also Stichwort Nernst.
Damit kann man das elektrochemische Potenzial einer Redox-Teilreaktion und somit die Triebkraft/Gleichgewichtslage einer ganzen Redox-Reaktion (2 Teilreaktionen) berechnen.

Das was man in Tabellen findet sind „Standard-Potenziale“, das bedeutet sie gelten bei Standard-Bedingungen, somit bei 25° und einer Konzentration (genauer: Aktivität = wirksame Konzentration) aller Beteiligten von 1 mol/l (bzw bei Gasen: Partialdruck 1 Atmosphäre). Sobald irgend eine der Bedingungen von dem definierten Standard abweicht wird man ein anderes Potenzial vorfinden.

Das ist ja nur logisch und in Einklang mit dem Prinzip von Le Chatelier. Beispielsweise wird die (Teil-)Reaktion Cu -> Cu²⁺ + 2 e^- umso leichter ablaufen, je weniger Cu²⁺ in einer Lösung schon vorhanden ist. Elektrochemisch formuliert: das Cu-Potenzial wird umso negativer (unedler) erscheinen je weniger Cu²⁺ schon in Lösung sind und umgekehrt, je mehr oxidiertes Cu²⁺ desto positiver (edler).

Mathematisch ausgedrückt findet man daher das Verhältnis der beiden wieder, ist es > 1 (oxidiert > reduzierte form) dann wird das Potenzial größer (ln einer Zahl >1 ist positiv, <1 negativ)
https://wikimedia.org/api/rest_v1/media ... d813627c31
z ist dabei die Anzahl e^- die in der Reaktions-Gleichung auftreten.

Soweit so klar?

[aliquis]

Womöglich schon. Ich denke das ja immer sofort experimentell um, um es besser nachvollziehen zu können. Lass mal testen: ist das von Dir Beschriebene auch der Grund dafür, warum Zellen exponentiell unterschiedlicher Metallionenkonzentration Spannung untereinander aufbauen?

Bzgl. der Zielgruppenorientierung: das von mir zitierte Werk wendet sich vornehmlich an Chemielehrer. Ich hoffe nicht, dass man extra für diese das Erklärungsniveau absenken musste...
Ansonsten hast Du natürlich recht. Experimentell habe ich die Ebene meiner alten Bücher schon recht früh verlassen (sonst wäre mir in 16 Jahren auch irgendwann der Stoff ausgegangen...), bin aber dennoch perspektivisch ständig weiterhin auf der Suche nach neuen Quellen...
Was den Aufstieg in der akademischen Theorie angeht, setzt mir mein Intellekt leider gewisse Grenzen. Auch meine Erkrankungen und die Medikamente tragen ihren Teil dazu bei, dass ich neue Inhalte leider nur noch dann gut verinnerlichen kann, sofern sie entweder an Bekanntes anknüpfen oder aber haptisch, optisch oder habituell angeeignet werden können. Vor 20 oder 30 Jahren sah das noch ganz anders aus... Dafür kann ich längst vergessen Geglaubtes überraschend gut wieder hervorholen...

[Glaskocher]

Hier ist noch eine recht ausführliche Erklärung zum Experiment. Allerdings habe ich beim Überfliegen des englischen Textes auch keine Erklärung über die Redoxpotentiale gefunden. Die gesamte Webseite ist eine echte Fundgrube!

[mgritsch]

Ist das von Dir Beschriebene auch der Grund dafür, warum Zellen exponentiell unterschiedlicher Metallionenkonzentration Spannung untereinander aufbauen?

Ich weiß zwar nicht was du mit „exponentiell“ meinst, aber - ja. Ein Cu stab in 1 M, der andere in 0,5 M und du siehst genau den Unterschied.

das von mir zitierte Werk wendet sich vornehmlich an Chemielehrer. Ich hoffe nicht, dass man extra für diese das Erklärungsniveau absenken musste...

Doch. Denn sie sollen genau in diesem Niveau Wissen weiter geben. Für die Lehrer selbst braucht es hoffentlich gar keine Erklärung, die sollten sie kraft ihrer Ausbildung jederzeit selbst geben können. Sollten, denn damals schon haben die Lehramts-Studenten schon nur einen Teil der Vorlesungen gemacht die ich hatte… well. Wie auch immer.

Also mit dieser Grundlage weiter zu unserem System Zink / Kupfer. Unter Standardbedingungen ist angesichts von +0,35V vs -0,76V ja ganz eindeutig in welche Richtung das nur gehen kann, da wird sich nie Zn abscheiden.

Betrachten wir die beiden Quotienten ox/red also
Cu²⁺/Cu und Zn²⁺/Zn dann müsste man um die Werte umzukehren einerseits Cu²⁺ minimieren (es unedler machen) und andererseits auch Zn²⁺ maximieren (es edler machen).

Jetzt kommt der pH-wert und die damit zusammenhängende Bildung sehr unlöslicher Hydroxide ins Spiel. Der sorgt dafür dass Cu²⁺ minimal bleibt da alles als unlösliches, undissoziiertes Cu(OH)2 vorliegt und nicht „zurückschieben“ kann.

Leider ist das mit dem Zn nicht unähnlich, aber zum Glück bildet sich daraus weiter Zinkat das sehr wohl gut in Lösung bleibt.

Man kann jetzt formelmäßig die Löslichkeiten der Hydroxide in die Nernst-Gleichung einsetzen und wird feststellen dass beide ein Stück weit negativer werden, das Cu stärker als das Zn. Für eine Umkehrung der Verhältnisse reicht es aber nicht, es kommt zu keiner Auflösung von Cu zugunsten des Zn.

Wofür es aber schon reicht, ist dass Zn zugunsten von Zn²⁺ weiter aufgelöst wird. Dieser Prozess läuft bevorzugt am edleren Metall ab, also ein Zn²⁺ scheidet sich am edleren Cu ab, bekomt dort seine 2 e^-. Die sind von Metall zu Metall elektrisch leitend weitergewandert, und wenn wir der Kette weiter folgen, stammen sie von einem Zn das sich aufgelöst hat. Im Prinzip schieben wir nur etwas Zn von unten aus dem Bodensatz nach oben.

Experimentell prüfen kann man das wenn man das Cu in einer Zinkat-Lösung ohne Bodensatz kocht, dann kommt es zu keiner Abscheidung. Die Erklärung mit dem Bodensatz war richtig, ich dachte ursprünglich dass sich das rein von den Potenzialen her ausgehen kann, tut es aber nicht. Beim Nachrechnen kommt man drauf…

In Säure würde das ganze aber trotzdem nicht ablaufen können - einerseits weil sich das Zn rascher auflöst, andererseits weil das Cu dort eine zu hohe konzentration erreichen könnte und was Zn in einer Cu²⁺-Lösung tut das wissen wir…

[aliquis]

Ich weiß zwar nicht was du mit „exponentiell“ meinst, aber - ja.

Ich kenne das wiederum als Experiment in Zehnerpotenzen: eine 1 M-Lösung gegen eine 0,1 N-Lösung, diese gegen eine 0,01 N und letztere zum Vergleich nochmals gegen die 1 M.

Sollten, denn damals schon haben die Lehramts-Studenten schon nur einen Teil der Vorlesungen gemacht die ich hatte… well. Wie auch immer.

Naja, die haben ja mind. noch ein weiteres Fach, das sie in der gleichen Zeit studieren müssen. Da kommt man ohne Abstriche nicht aus.

Wofür es aber schon reicht, ist dass Zn zugunsten von Zn²⁺ weiter aufgelöst wird. Dieser Prozess läuft bevorzugt am edleren Metall ab, also ein Zn²⁺ scheidet sich am edleren Cu ab, bekomt dort seine 2 e^-. Die sind von Metall zu Metall elektrisch leitend weitergewandert, und wenn wir der Kette weiter folgen, stammen sie von einem Zn das sich aufgelöst hat. Im Prinzip schieben wir nur etwas Zn von unten aus dem Bodensatz nach oben.

Experimentell prüfen kann man das wenn man das Cu in einer Zinkat-Lösung ohne Bodensatz kocht, dann kommt es zu keiner Abscheidung. Die Erklärung mit dem Bodensatz war richtig, ich dachte ursprünglich dass sich das rein von den Potenzialen her ausgehen kann, tut es aber nicht. Beim Nachrechnen kommt man drauf…

In Säure würde das ganze aber trotzdem nicht ablaufen können - einerseits weil sich das Zn rascher auflöst, andererseits weil das Cu dort eine zu hohe konzentration erreichen könnte und was Zn in einer Cu²⁺-Lösung tut das wissen wir…

Was ansatzweise klappt: eine Zinksalzlösung in semipermeabel verbundenen Zellen mit Kupfer als Kathode elektrolytisieren. Die Beschichtung haftet allerdings nicht stabil bzw. nur dann einigermaßen, wenn man sie sofort danach (noch nass) mit dem Kupfer zu Messing legiert.

Danke nochmals für die Erläuterungen. Jetzt habe auch ich es dem Grunde nach verstanden (wenngleich ich mit der Nernst-Gleichung mathematisch wahrscheinlich trotzdem nicht umgehen könnte - was Hänschen nicht gelernt hat...).

Wie sieht es denn mit der bestehenden Erklärung aus? Kann die so stehen bleiben? Muss noch was ergänzt werden (falls ja, bitte möglichst mit erforderlichem Wortlaut, ich befürchte, anderenfalls nur zu verschlimmbessern... ). Oder kann der Artikel so bereits zu den Show-Experimenten verschoben werden?

[aliquis]

Hier ist noch eine recht ausführliche Erklärung zum Experiment. Allerdings habe ich beim Überfliegen des englischen Textes auch keine Erklärung über die Redoxpotentiale gefunden. Die gesamte Webseite ist eine echte Fundgrube!

Sorry, hatte Deinen Post erst jetzt entdeckt...

Jaaa, den kenne ich, wirklich top! Selten so viel Neues auf einem Fleck entdeckt!

Was ich an dem Münzexperiment noch nicht kannte, ist, dass sich die Legierung bei Lagerung auch von selbst bildet - Feststoffdiffusion?

Was ich mich bei ihm immer gefragt, nun aber anhand der Münzabbildungen auch herausgefunden habe: Herr Oelen sitzt ganz offensichtlich in Holland. Von den Experimenten, die er durchführt, und seinen Bezugsquellen her, hätte ich ihn eher in Kanada oder den USA verortet, das gute alte Kosmos-Zubehör deutete hingegen auf irgendwo in Mitteleuropa... Wie er aber die ganzen Sachen aus Amerika privat durch den Zoll kriegt, würde mich ja mal interessieren... Vermutlich ist man auch bei diesen Dingen in NL etwas entspannter als bei uns in Deutschland...

Ich bin auch nicht besonders gut in Englisch (noch ein Grund, warum ich nie Chemie studiert hätte), da der Verfasser aber recht verständlich schreibt, konnte ich die meisten Beschreibungen und Erklärungen ziemlich gut nachvollziehen.
Wäre diese hier sogar besser geeignet als meine Quelle? Wenn ja, ändere ich die Literaturangabe, schicke seine Erklärung einmal durch den Google-Übersetzer, glätte noch ein wenig nach und füge sie dann hier ein. Was meint Ihr?
Das mit den Redoxpotentialen hat mgritsch ja noch nachträglich gut erklärt.

[lemmi]

Sehr schöner Versuch! Der hat hier in der Sammlung definitiv noch gefehlt. Die Erklärung über die Nernst-Gelichung war eine Aufgabe, die wir damals im Chemie-LK gestellt bekamen.

zur praktischen Durchführung: man braucht keine so starke Natronlauge (10 oder 15 % tuns auch) und man darf mit dem Zinkpulver ruhig großzügiger sein (man muss es natürlich nicht verschwenden - aber der Hinweis "nicht mehr als eine Messerpitze!" ist unbegründet).

Was ich mich immer gefragt habe: kann man auch groberes Material nehmen? Ich habe noch Zinkspäne im Keller (die man zum Arsennachweis leider nicht nehmen kann, da sie nicht As-frei sind) damit werde ich das morgen mal ausprobieren. Vielleicht gehen sogar grobe Zinkgranalien, dann könnte der Versuch auch mit Zinkblechschnipseln klappen, die leichter zugänglich sind als Zinkpulver (Taschenlampenbatterie aufmachen)..

[Glaskocher]

...
Was ich mich immer gefragt habe: kann man auch groberes Material nehmen? ...

Außer gezinkten Karten sollte jede "Darreichungsform" an Zink funktionieren, solange blankes Zink das Kupfer berührt. Auch ein Loch im Zinkbarren, in dem die Natronlauge erhitzt wird, sollte es tun.

Bei der Entsorgung macht nur das Zinkpulver Probleme, da es in der Lauge von seiner phlegmatisierenden Oxid- und Carbonatschicht befreit wurde. Beim Trocknen kann es zu verspäteten Spontanentzündungen kommen.

[aliquis]

Die Erklärung über die Nernst-Gelichung war eine Aufgabe, die wir damals im Chemie-LK gestellt bekamen.

zur praktischen Durchführung: man braucht keine so starke Natronlauge (10 oder 15 % tuns auch) und man darf mit dem Zinkpulver ruhig großzügiger sein (man muss es natürlich nicht verschwenden - aber der Hinweis "nicht mehr als eine Messerpitze!" ist unbegründet).

Was ich mich immer gefragt habe: kann man auch groberes Material nehmen? Ich habe noch Zinkspäne im Keller (die man zum Arsennachweis leider nicht nehmen kann, da sie nicht As-frei sind) damit werde ich das morgen mal ausprobieren. Vielleicht gehen sogar grobe Zinkgranalien, dann könnte der Versuch auch mit Zinkblechschnipseln klappen, die leichter zugänglich sind als Zinkpulver (Taschenlampenbatterie aufmachen)..

Wir haben die Reaktion damals exakt auf dem Niveau erklärt bekommen (nicht selbst entwickelt!), wie sie im Buch geschildert ist (die Vorgängerauflage von diesen Verfassern gab es schon vor über 30 Jahren, ich habe sie mir schon damals auf Empfehlung meines Lehrers angeschafft. Leider ist das Buch über die Entrümpelungen der letzten Jahrzehnte verloren gegangen, so dass ich es mir vor einigen Jahren in jüngster Auflage erneut zugelegt habe). Von daher hat mgritsch mit seiner dies bezüglichen Einschätzung schon recht. Allerdings war das damals noch nicht im LK, sondern in der 11. Klasse, in der Elektrochemie in dieser fachlichen Tiefe eh noch gar dran gewesen wäre. Es war eher eine nette Schülerbeschäftigung für die letzte Stunde vor den Weihnachtsferien...
Später im LK dominierte dann die OC, während sich ein Nachbar von mir, der ein anderes Gymnasium besuchte, ein ganzes Halbjahr lang im LK nur mit Elektrochemie beschäftigt hat. Damals bestimmten halt noch die Lehrer die Halbjahresthemen an der Oberstufe nach eigener Vorliebe (meist immer die gleichen, dann brauchte es keine neue Vorbereitung...), reichten ihre individuellen Abiturprüfungsvorschläge zur Genehmigung bei der Landeschulbehörde ein, Lehrpläne waren nicht mehr als ein Auswahlmenü für Lehrer und das bis dahin nur in Bayern übliche Zentralabitur war gedanklich noch weit entfernt, um nicht zu sagen: verpönt...

Wie ich an anderer Stelle schon mal erwähnt hatte, habe ich den Versuch gefühlt schon hundertmal durchgeführt, auch in verschiedenen Variationen. Von daher kann ich bestätigen: ja, es geht auch mit weniger konzentrierter Lauge sowie mit Zink in gröberer Form.
Beides hat jedoch Einfluss auf die Reaktionsgeschwindigkeit. Und auch das habe ich dabei beobachtet: je länger die Münzen in der Lauge kochen müssen, um eine vollständige Beschichtung zu erreichen, desto weniger optisch ansprechend fällt das Ergebnis aus.
Um aber auch jüngeren Jugendlichen die eigene Durchführung des Versuches gefahrenärmer zu ermöglichen, halte ich in diesen Fällen die Herabsetzung der Laugenkonzentration für eine angemessene Maßnahme.
Mit zu viel Zinkstaub muss man hingegen sehr wohl aufpassen: haftet einer Münze an einer Stelle eine dickere Schicht davon an, findet direkt darunter keine Beschichtung statt. Bei anschließender Entfernung der Krümel ist die freigelegte Stelle dann immer noch kupferfarben!
Während bei suspensiertem Zinkstaub eigentlich immer eine - elektrochemisch an sich ja durchaus notwendige - leichte Berührung mit der Münze stattfindet, muss man sich bei kompakteren Formen hingegen überlegen, wie man den Dauerkontakt sicherstellt.
Zinkpulver ist darüber hinaus für viele Experimente eine sinnvolle Anschaffung, insbesondere dort, wo H_nasc als Reduktionsmittel benötigt wird. Es ist bei zahlreichen Anbietern im In- und Ausland leicht und (im Gegensatz zu Mg und Al) frei von etwaigem Monitoring verfügbar - sofern man die bei der Händlerauswahl grundsätzlich gebotene Umsicht walten lässt... Notfalls kann man sich auch mit einem Stück Zinkrinne aus dem Baumarkt und einer feinen Metallfeile behelfen...

[aliquis]

Bei der Entsorgung macht nur das Zinkpulver Probleme, da es in der Lauge von seiner phlegmatisierenden Oxid- und Carbonatschicht befreit wurde. Beim Trocknen kann es zu verspäteten Spontanentzündungen kommen.

Richtig, daher auch mein Hinweis zur Entsorgung, dass man bei Neutralisation der Verzinkungslauge einen deutlichen Überschuss an Säure verwenden sollte, um nicht umgesetztes Zinkpulver darin auch gleich aufzulösen. Wichtig dabei: Zeit zum vollständigen Abreagieren geben. Durch Gasentwicklung berstende Abfallkanister sind nur wenig erfreulicher als brennende Mülleimer...