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„Experimentelle Hausaufgaben im Chemieunterricht“
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Hinweis
Bei dieser Datei handelt es sich um eine Wissenschaftliche Hausarbeit, die imBereich Lehramt am Fachbereich Chemie der Uni Marburg verfasst wurde.Weitere Hausarbeiten können auf der Seite www.chids.de unterhttp://www.chids.de/veranstaltungen/wiss_hausarbeit.htmleingesehen und heruntergeladen werden.Zudem stehen auf der Seite www.chids.de weitere Versuche, Lernzirkel undExperimentalvorträge bereit.
Dr. Ph. Reiß, im Januar 2007
Wissenschaftliche Hausarbeit im Rahmen der ersten Staatsprüfung für
das Lehramt an Gymnasien im Fach Chemie,
eingereicht dem Amt für Lehrerbildung - Prüfungsstelle Gießen-.
Thema: Experimentelle Hausaufgaben im Chemieunterricht
Verfasser/in: Daniela Heinrich
Magdeburgerstraße 45
35041 Marburg-Wehrda
Gutachter/in: Dr. P. Reiß
2
Inhaltsverzeichnis
1. Vorwort......................................................................... 1
2. Das Experiment im Chemieunterricht..................... 7
2.1 Das Experiment als Teil des Lernprozess.............. 7 2.2 Das Experiment als Hausaufgabe........................... 9 2.3 Organisation von experimentellen
Hausaufgaben............................................................ 11 2.4 Rechtsgrundlagen..................................................... 13
3. Einführung von experimentellen Hausaufgaben in den Unterricht............................... 18
4. Didaktische Überlegungen zu experimentellen
Hausaufgaben.................................................................. 20 5. Experimenteller Teil..................................................... 25 5.1 Die Experimentfolge.................................................. 25 5.2 Die Experimentiergruppen....................................... 26 5.3 Die Experimente – Informationen für die Hand des Lehrers..................................................... 27 5.3.1 „Sicheres Arbeiten mit Chemikalien“...................... 27
(Einführungsaufgabe) 5.3.2 „Tanzende Pflanzen“................................................. 30
3
5.3.3 „Erhitzen von Stoffen- verdunsten, schmelzen, Reaktion“.................................................................. 36 5.3.4 „Wie viel Sauerstoff ist in der Luft?“....................... 44 5.3.5 „Feuerlöschen mit Kaffee“....................................... 56
5.3.6 „Löschpapier mit Rotkohl färben“........................... 66
5.3.7 „Untersuchen von Stoffen mit Rotkohlpapier“....... 67 5.3.8 „Farbwechsel im Rotkohlsaft“................................. 73 5.3.9 „Herstellen von Kunsthonig“................................... 77
5.3.10 „Neuer Glanz für alte Münzen“................................ 84
5.3.11 „Verkupfern von Gegenständen“............................ 89
5.3.12 „Lösen von Kupferoxid, komplexieren, und verkupfern“.............................................................. 94
5.3.13 „Eisen-Ionen sichtbar machen: Lösung, Feststoff und Komplex“................................. .......... 103
6. Vorschriften, Arbeitsblätter und Kurzinformationen für Schüler und Eltern............... 119
7. Fazit........................................................................................... 190 8. Literatur............................................................... ..................... 191
8.1 Verzeichnis der verwendeten Texte und
weiterführende Literatur.......................................... 191
8.2 Verzeichnis der Abbildungen.................................. 192
8.3 Verzeichnis der Tabellen.......................................... 195
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1. Vorwort
Von Pisa, TIMSS und anderen Kompetenzstudien, die nationale und inter-
nationale Bildungsdiskussionen anregen, wird kaum danach gefragt, wie
sich Schüler einen guten Unterricht vorstellen.
Schülerinnen und Schüler werden während ihrer kompletten Schullauf-
bahn beurteilt und kategorisiert. Schon bei der Notengebung spiegelt das
breite Mittelfeld den Klassendurchschnitt wieder, die Spitzengruppe ist
leicht unterbesetzt und der unterdurchschnittliche Rest der Schülerschaft
hofft auf eine gute mündliche Note. Aktuell müssen Schüler nicht nur in
der Konkurrenz innerhalb der Klasse bestehen, sondern werden auch in
internationalen Vergleichen der Bildungssysteme auf ihre Kompetenzen
hin getestet. Die sind in Deutschland leider eher unterdurchschnittlich
entwickelt. (vgl. Tabelle 1 Auswertung der Pisastudie 2000: Naturwissen-
schaftliche Kompetenzen/ Deutschland)
Doch woran liegt das schlechte Abschneiden der deutschen Schüler?
Wenn nicht an der Schule, kann es nur am Lehrer liegen. Liegt es nicht an
ihm, dann am Unterricht. Im schlimmsten Falle liegt es am Elternhaus oder
gar am Schüler selbst. Denn auch dem besten Lehrer sind die Hände ge-
bunden, wenn nicht alle Parteien an einem Strang ziehen. Schule, Lehrer,
Eltern und Schüler müssen eine Einheit bilden, um etwas zu bewegen.
Vielleicht können sich die Eltern vermehrt am Schulgeschehen zu beteili-
gen, indem auch für sie nachvollziehbare Inhalte in den Unterricht einge-
bracht werden. Denn Lehrer beklagen (private Gespräche) immer wieder
mangelnden Besuch beim Elternabend und Desinteresse der Schüler-
schaft am Unterricht. Davon ist wohl hauptsächlich der naturwissenschaft-
liche Unterricht betroffen, denn ein Abitur lässt sich auch leichter erlangen,
als mit der Wahl der Fächer Chemie, Biologie oder Physik als Leistungs-
kurs. Natürlich kann man diese Aussagen nicht pauschalisieren, da es
Jahrgänge gibt, in denen gerade die naturwissenschaftlichen Kurse gut
belegt sind.
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Naturwissenschaften Länder
Mittelwerte der erreichten Punkt-zahlen
Spannbreite*
Korea 552 263 Japan 550 297 Finnland 538 283 Vereinigtes Königreich 532 321 Kanada 529 290 Neuseeland 528 326 Australien 528 307 Österreich 519 296 Irland 513 300 Schweden 512 303 Tschechische Republik 511 308 Frankreich 500 334 Norwegen 500 311 OECD-Durchschnitt 500 325 Vereinigte Staaten 499 328 Ungarn 496 331 Island 496 284 Belgien 496 364 Schweiz 496 324 Spanien 491 310 Deutschland 487 335 Polen 483 313 Dänemark 481 335 Italien 478 318 Lichtenstein 476 315 Griechenland 461 316 Russische Föderation 460 327 Lettland 460 321 Portugal 459 267 Luxemburg 443 315 Mexiko 422 251 Brasilien 375 301 *Abstand zwischen den Leistungen der 5% leistungsschwächsten und 5% leis-tungsstärksten Schülerinnen und Schüler Leistungen signifikant Leistungen unterscheiden sich über dem OECD-Mittelwert nicht signifikant vom OECD-Mittelwert Leistungen signifikant unter dem OECD-Mittelwert Tabelle 1: Auswertung von PISA 2000, Naturwissenschaften, Ländervergleich (Quelle: Max-Planck-Institut für Bildungsforschung, © 2002, Lentzeallee 94, 14195 Berlin)
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Eine naturwissenschaftliche Grundbildung, sowie die damit verbundenen
Kompetenzen und überfachlichen Qualifikationen (Schlüsselqualifikatio-
nen), sind in der heutigen Berufswelt eine Mindestanforderung an die zu-
künftigen Generationen.
Unter naturwissenschaftlicher Grundbildung versteht PISA: „ Zur natur-
wissenschaftlichen Grundbildung gehören ein Verständnis grundlegender
naturwissenschaftlicher Konzepte, wie etwa Energieerhalt, Anpassung
oder Zerfall, Vertrautheit mit naturwissenschaftlichen Denk- und Arbeits-
weisen sowie die Fähigkeit, dieses Konzept- und Prozesswissen vor allem
bei der Beurteilung naturwissenschaftlich-technischer Sachverhalte anzu-
wenden. Dies beinhaltet weiterhin die Fähigkeit, Fragen zu erkennen, die
mit naturwissenschaftlichen Methoden untersucht werden können, sowie
aus Beobachtungen und Befunden angemessene Schlussfolgerungen zu
ziehen, um Entscheidungen zu verstehen und zu treffen, die sich auf die
natürliche Welt und die durch menschliches Handeln verursachten Verän-
derungen beziehen.“ [0]
Naturwissenschaftliche Bildung muss, wie jede andere Bildung, zunächst
erworben werden und ist nicht von vornherein vorhanden. Genauso, wie
man von einer unerfahrenen Klasse nicht von heute auf morgen eine ex-
zellente Gruppenarbeit erwarten kann, muss der naturwissenschaftliche
Bildungserwerb zuvor geübt werden, sodass der Schüler schließlich selbst
in der Lage ist, eigene Fragen zu stellen. In diesem Zusammenhang wird
häufig auf die Theorie der geistigen Entwicklung von Piaget1 hingewiesen,
in der vor allem die als konkret-operationale und als formal-operationale
Phase bezeichneten Entwicklungsstufen für den (Chemie-)Unterricht von
Bedeutung sind. „Danach sind Schülerinnen und Schüler, die sich noch
auf der Stufe der konkreten Operation befinden, bei ihren geistigen Tätig-
keiten an die Anschauung gebunden, an konkrete Beobachtungen und
Überprüfen von Fragestellungen.
1 Piaget, Jean, *1896, † 1980, schweizer. Psychologe, hatte mit seinen Arbeiten
u.a. über die Entwicklung der menschlichen Intelligenz bedeutenden Einfluss
auf die moderne Erziehungswissenschaft.
7
Erst mit dem Erreichen der formal-operationalen Stufe entwickelt sich die
Fähigkeit zur geistigen Auseinandersetzung mit nicht konkret vorhande-
nen Dingen und zum hypothetisch-deduktiven Denken. [1]
Piaget zufolge sollten Jugendliche bereits im Alter von 12 Jahren, dazu
fähig sein. So sollten Schülerinnen und Schüler mit Beginn des naturwis-
senschaftlichen Unterrichts in der Lage sein, formal-operational zu den-
ken. Andere Untersuchungen ergaben, dass selbst in „zehnten Klassen
von Gymnasien sich häufig weniger als die Hälfte der Schülerinnen und
Schüler in der formal-operationalen Phase befinden.“ [22]
Eine Veröffentlichung von Dr. Julia Freienberg und Prof. Dr. Alfred Flint zu
„Verbesserungsvorschlägen für einen erfolgreichen Unterricht“ [1] passt
hier perfekt zur Definition, die PISA und Piaget vorgeben.
Freienberg und Flint behandeln sechs Thesen, die ihrer Meinung nach in
stärkerem Maße berücksichtigt werden müssten, um gerade in der Sekun-
darstufe I für eine höhere Akzeptanz des (Chemie)Unterrichtes und damit
für seinen Erfolg zu sorgen.
Die sechs Thesen für einen erfolgreichen (Chemie)Unterricht:
These 1: „Der (Chemie)Unterricht soll einen erkennbaren Beitrag zur Allgemeinbildung leisten.“
Dieser soll auch für die Schüler erkennbar sein und die Aufgabe ha-
ben, einen Beitrag zu ihrem Alltag zu leisten.
Diese Aufgaben und Ziele werden in bestimmten Abschnitten der
Lehrpläne zwar gefordert, die vorgegebenen Themen und Inhalte ma-
chen jedoch deutlich, dass im Wesentlichen die „komprimierte Vermitt-
lung von Fachwissen im Vordergrund steht.“
These 2: „Ein Alltagsbezug sollte so oft wie möglich hergestellt werden.“ Der hohe motivationale Effekt durch die Beschäftigung mit Stoffen aus
dem täglichen Umfeld der Schülerinnen und Schüler, zum Erwerb von
Allgemeinbildung spielt hier eine Rolle.
8
Die Lehrpläne lassen jedoch kaum Raum, diese Anliegen und Wün-
sche der Schüler zu erfüllen. Flint und Freienberg nennen dafür zwei
Gründe:
• „Der Lehrplan sieht weiterhin die Trennung von allgemeiner, an-
organischer und organischer Chemie vor. Viele alltägliche Stoffe
sind aber der organischen Chemie zugeordnet. Sie passen somit
nicht in das Konzept des Anfangsunterrichtes und können daher
nicht zur Herstellung eines Alltagsbezugs herangezogen werden.“
• „Die Komplexität der alltäglichen Stoffe hinsichtlich ihrer Zusam-
mensetzung und Wirkungsweise stellt ein Problem dar und ist in
ihrer Vollständigkeit in der Sekundarstufe I nicht gründlich formal
zu erfassen. So wird eine Beziehung zwischen Naturwissenschaft
und Alltag erst in der gymnasialen Oberstufe entstehen, um nicht
ganz auf eine formale Betrachtungsweise verzichten zu müssen.
Hier erreicht man jedoch nur einen Bruchteil der Schüler, die sich
vorher noch für den (Chemie)Unterricht interessiert haben.“
These 3: „Der Unterricht soll aktuelle Themen und Inhalte mit ein-beziehen.“ Dies geschieht unter Verwendung regionaler und überregionaler Me-
dien. „Der Lehrplan muss Spielraum für solche aktuellen Themen bie-
ten, die Lehrkraft muss bereit sein, zugunsten des Themas den ge-
planten Unterrichtsgang zu unterbrechen.“
These 4: „Es müssen im (Chemie)Unterricht wichtige, fachliche Inhalte vermittelt werden.“
„Die oben aufgeführten Thesen 1-3 dürfen nicht zu einem strukturie-
renden Merkmal für Inhalte und deren Auswahl werden. Es muss im-
mer wieder auf gefestigte Grundkenntnisse zurückgegriffen werden,
denn einzelne Teilbereiche können nicht losgelöst voneinander be-
handelt werden.“
9
These 5: „Die Schülerinnen und Schüler sollen so oft wie möglich selbst aktiv tätig werden.“ Hier sollen Schülerexperimente zu einem vertieften Verständnis und
besseren Leistungen führen. „Die Schüler sind stärker motiviert und
die psychomotorischen Fähigkeiten werden geschult.“
Leider steht vergleichsweise wenig Unterrichtszeit für Schülerexperi-
mente zur Verfügung, die eher für Demonstrationsexperimente genutzt
wird. Dafür sprechen die steigenden Klassenfrequenzen, begrenzte
Zeit im Unterricht, bei der Vorbereitung und darüber hinaus materielle
Probleme, schlechte Ausstattung und zuwenig Geld für Chemikalien.
Weiterhin besteht der Auftrag zur Vermeidung einer Gefährdung der
Schülerinnen und Schüler durch die Gefahrstoffverordnung, die den
Spielraum zur Verwendung einiger Chemikalien einschränkt.
These 6: „Die geistigen Fähigkeiten und Voraussetzungen der Schülerinnen und Schüler müssen berücksichtigt werden.“ Die Stufe der formalen Operation im Unterricht wird von den wenigsten
Schülerinnen und Schülern der zehnten Klassen erreicht. Die formale
Operation kann jedoch anhand von bekannten Stoffen, Aufbauten und
Experimenten geübt werden, da hier „weniger geistige Kraft für die Er-
fassung des Problems gebunden wird und eher zur formalen Deutung
zur Verfügung steht.“
Diese Thesen von Freienberg und Flint und das Dilemma der Lehrer und
Schulen, sich eingeschränkt in den Möglichkeiten ihrer Umsetzung zu füh-
len, haben mich sehr fasziniert. So dachte ich über einen Weg nach, der
die Forderung nach dem alltagsbezogenen Schülerexperiment unterstützt
und ergänzt, denn im Wesentlichen sprechen die Thesen und auch PISA
vom Schülerexperiment, welches all die wichtigen Funktionen erfüllen
kann, die im Rahmen der sechs Thesen genannt sind.
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2. Das Experiment im Chemieunterricht
Betrachtet man einerseits den hohen pädagogischen Stellenwert von Ex-
perimenten im Chemieunterricht und andererseits die Argumente, welche
die Durchführung von Experimenten einschränken, nämlich
• Zeit,
• Material und Chemikalien,
• finanzielle Mittel und
• Gefährlichkeit,
so muss man sich darüber Gedanken machen, wie der (Chemie)Unterricht
(besser) organisiert werden kann, damit vermehrt Experimente durchge-
führt werden können.
2.1 Das Experiment als Teil des Lernprozess
Gerade die Experimente in der Chemie sind meist sehr eindrücklich und
werden weniger schnell, als in anderen Fächern vergessen. Farben, Ga-
se, Rauch und Feuer beanspruchen das Gehirn deutlich mehr als Zahlen,
Buchstaben und Rechenaufgaben (Eigenerfahrung).
An das Lithium, das wild auf dem Wasser tanzt, erinnert sich jede Schüle-
rin und jeder Schüler, der/dem der Versuch jemals vorgeführt wurde. Das
gleiche gilt für die Spannung, wenn klar wird, dass Kalium noch heftiger
mit Wasser reagieren wird, als es das Natrium schon getan hat. Außerhalb
der formalen Deutung lernt man als Schüler konkret-operational, dass die
Reaktivität (mit Wasser) innerhalb der ersten Hauptgruppe von oben nach
unten zunimmt. Es handelt sich dabei bereits um eine bedeutende wis-
senschaftliche Erkenntnis, die zwar einer formalen Deutung entbehrt, für
den Schüler zunächst jedoch eine wichtige und unvergessliche Erfahrung
darstellt.
Um die Stufe des formalen Denkens zu erreichen, wird man die Reakti-
onsgleichungen zunächst als Wortgleichungen und dann erst als Formel-
gleichungen formulieren.
11
Diese Vorgehensweise ist in der Unterstufe nicht unüblich, da zum Bei-
spiel Natrium und Wasser zu Natronlauge und Wasserstoff reagieren.
Geht man also zunächst phänomenologisch und dann formal an ein Expe-
riment heran, ist der Lern-, Verständnis- und Übungseffekt bedeutend
größer, als wenn die Schüler durch den überwiegend herrschenden For-
malismus im (Chemie)Unterricht direkt abgeschreckt werden. Chemiestu-
denten kennen die Reaktionen auf ihr Fach. „Wie kann man nur Chemie
studieren, da blickt ja keiner durch. Die vielen Buchstaben und Zahlen, wie
soll sich das einer merken?“
Chemie wird in großen Teilen der Bevölkerung als ein Fach angesehen, in
dem ausschließlich hochintelligente Menschen etwas erreichen können,
was natürlich so nicht stimmt. Ein wenig Fleiß und Spaß an der Sache ge-
hört auch dazu. Fleiß und Verständnis bringt man zunächst mit, der Spaß
kommt durch guten und anschaulichen Unterricht. Macht der Unterricht
und der Inhalt dem Schüler Spaß, fällt es ihm auch leichter, die Aufgaben
des Unterrichts zu erfüllen – der Kreis schließt sich.
Auch Bücher, wie z. B. „365 einfache Experimente für Kinder“ [12] oder
„Experimente mit Supermarktprodukten“ [2] können Kinder und Jugendli-
che zum Experimentieren motivieren. Es ist wichtig, Kinder schon frühzei-
tig mit Literatur dieser Art zu konfrontieren, um ihren Forscherdrang (der
übrigens angeboren ist, wie z. B. das Fremdeln bei Säuglingen) zu we-
cken und den Weg für eine fundierte, naturwissenschaftliche Grundbildung
zu ebnen. (Bücherliste mit Experimenten für Kinder im Literaturverzeich-
nis)
Diesen ersten Schritt in Richtung Chemie machen bisher überwiegend die
Eltern, indem sie solche Bücher kaufen. Warum sollte nicht auch die
Schule verstärkt, das Angebot an leichten, gut verständlichen Experimen-
ten nutzen? Hier kommt man zur Organisation im (Chemie)Unterricht zu-
rück.
12
2.2 Das Experiment als Hausaufgabe
Im Unterricht ist wenig Zeit vorhanden, um Experimente als Schülerexpe-
rimente zu gestalten. Als Folge daraus ergibt sich die Überlegung Experi-
mente in die Freizeit (Freistunden, nach Schulschluss) der Schüler zu in-
tegrieren. Meiner Meinung nach sind experimentelle Hausaufgaben gut
geeignet, um das Argument „fehlende Zeit“ zu umgehen. Es gilt dabei zu
berücksichtigen, dass das Angebot an außerschulischen Aktivitäten immer
größer wird. Üblich ist es, dass im Rahmen der Hausaufgabe z. B. die
Stunde protokollarisch wiederholt wird, dass Übungsaufgaben gerechnet
oder Reaktionsgleichungen aufgestellt werden. Manche Lehrer halten gar
Hausaufgaben im Chemieunterricht für sinnlos, da nach ihrer Meinung der
Lerneffekt bereits im Unterricht stark ausgeprägt sein sollte. Reproduktive
Hausaufgaben sind meist für den Schüler typisch eintönige Hausaufga-
ben, die mit forschend-entwickelndem, oder historisch-problemorientiertem
Unterricht und anderen „didaktischen Meisterleistungen“ wenig zu tun ha-
ben, die aber den Vorgaben der Lehrpläne entsprechen.
Experimente mit Alltagschemikalien machen aufwendige Apparaturen
und gefährliche Chemikalien, sowie den entstehenden, meist problema-
tischen Müll überflüssig. Die benötigten Materialien sind mit ein wenig
Phantasie leicht zu beschaffen, herzustellen und vielleicht sogar schon
vorhanden. Auch die notwendigen Chemikalien gibt es in fast jedem Su-
permarkt für wenige Euro zu kaufen.
Der Vermeidung von chemischem Müll in der Schule und den damit ver-
bundenen Kosten wird auf diese Weise zumindest ein wenig vorgebeugt.
Die entstehenden Kosten belaufen sich auf einige Kopien für Versuchsan-
leitungen und weiteres Papiermaterial, die von Land, Schule (abhängig
von der Finanzverteilung der Schule) und Elternpflegschaft getragen wer-
den und für die „Chemikalien“, die auf die Schülergruppen (trotz Lernmit-
telfreiheit, da es sich i. d. R. um Beträge von bis zu drei
Euro/Experiment/Gruppe handelt) umgelegt werden. Einzig bleibt noch der
Punkt der Gefährlichkeit zu klären.
13
Sollte die Schule „grünes Licht“ für solche Hausaufgaben geben, trägt die
Versicherung der Schule die Verantwortung für eventuelle Verletzungen,
wenn die experimentelle Aufgabe auf dem Schulgelände (siehe 2.4
Rechtsgrundlagen) bearbeitet wird. Verletzt sich eines der Kinder durch
heißes Wasser, Scherben oder Verbrennung ist dies eine Sache der
Schulversicherung, da das Kind im Auftrag der Schule handelt und zusätz-
lich ein zeitlicher und räumlicher Zusammenhang zum Unterricht besteht.
Man sollte bedenken, dass man sich genauso im Sportunterricht leicht
verletzen kann, nicht zuletzt ist Sport deshalb ein besonderes Abiturfach,
das im Verletzungsfall deshalb durch ein anderes Fach ausgeglichen wer-
den muss.
Auch die Eltern spielen eine große Rolle bei Experimenten mit Alltags-
chemikalien. Wie eingangs schon angeschnitten, bietet diese Variante des
Chemieunterrichts zu Hause viele Möglichkeiten, um die Kommunikation
zwischen Schule, Eltern, Lehrern und Schülern zu fördern und auf guten
Unterricht zu konzentrieren. Viele Eltern, die sonst nicht die Möglichkeiten
haben, ihren Kindern bei den Hausaufgaben in Chemie zu helfen, werden
auf einfache, helfende Weise integriert, da Schülerinnen und Schüler
Haushaltschemikalien einsetzen/benutzen. Die Schülerinnen und Schüler
können ihr Wissen aus dem Unterricht nach Hause tragen, sinnvoll bei
vielen Anwendungen des alltäglichen Lebens mitreden und auch Sicher-
heitsaspekte bei der Verwendung von Haushaltschemikalien verantwor-
tungsvoll einbringen, denn
„Um Kinder zu verantwortungsvollen Menschen zu erziehen, muss man
ihnen Verantwortung geben.“
Richard P. Feynman [23]
14
2.3 Organisation von experimentellen Hausaufgaben Das Projekt sieht das vermehrte Einbinden von chemischen Experimenten
in den Chemieunterricht vor. Die Experimente finden im Idealfall (wenn
keine Gefahr der Verletzung für die Schüler besteht, siehe dazu 2.4
Rechtsgrundlagen) zu Hause statt, werden aber in der Regel nach dem
Unterricht in den normalen Klassenräumen durchgeführt. Verwendet wer-
den nur solche Substanzen, die man in jedem Haushalt vorfindet. Die
Schüler experimentieren ausschließlich in Gruppen mit einem ausführli-
chen Versuchsprotokoll. Den Eltern stehen lexikonartige Kurzinformatio-
nen zum Inhalt, Sinn und Verlauf des Experimentes zur Verfügung. Die
Experimente stellen keinen Ersatz für konventionelle Aufgaben dar! Sie
können lediglich dem Einstieg in ein neues Thema bzw., dem Abschluss
einer Unterrichtseinheit dienen oder tragen zum allgemeinen Verständnis
naturwissenschaftlicher Denkweisen bei. Der Haupteinsatzbereich der ex-
perimentellen Hausaufgabe ist jedoch die Steigerung des motivationalen
Effektes, während oder bei Beginn einer Lerneinheit. Die nötigen Materia-
lien sind meist ebenfalls in der Küche zu finden. In seltenen Fällen, fallen
geringe Kosten für „Chemikalien“ (Backpulver, Salz, Rotkohl) und Geräte
(Messbecher, Teelicht) an. Die Finanzierung sollten die Schülergruppen
organisieren, sie ist im Einzelnen noch zu diskutieren. Zu jedem Experi-
ment wird ein Protokoll angefertigt oder ein Beobachtungsbogen ausge-
füllt. Der Versuch wird von den Schülern in geeigneter Form (Fotos, Film,
Ton, Referat, Vorführung, Zeitung) präsentiert. Der Sinn des Projekts be-
steht im Erlernen von Schlüsselqualifikationen, wie sie im späteren berufli-
chen Leben vorrausgesetzt wird. Einige werden im Folgenden genannt:
• Aneignung von experimentellen Kenntnissen
• Problemlösendes Denken
• Teamfähigkeit
• Selbstständiges Arbeiten
• Anfertigen von Protokollen
• Präsentation
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Um die Ergebnisse des Projekts nachhaltig zu sichern, gibt es die Mög-
lichkeit der schulischen und außerschulischen Präsentation. Eine Zusam-
menarbeit mit der regionalen Zeitung wäre denkbar. Innerhalb von Pro-
jektwochen könnten die Experimente von den Schülerinnen und Schülern
vorgestellt werden.
Mögliches Beispiel für eine experimentelle Hausaufgabe
Die Aufgabe besteht im Züchten von Kristallen. Dies kann wahlweise mit
Zucker, Salz oder Waschpulver geschehen. Dazu wird in einem Wasser-
kocher etwas Wasser zum Kochen gebracht und in ein hitzebeständiges
Glas (Teeglas) gefüllt, in dem sich ein Teelöffel befindet. Nun wird soviel
der gewählten Substanz hineingefüllt, bis sich unter Rühren alles gelöst
hat. Schließlich gibt man noch einen Teelöffel Substanz hinzu. Mit etwas
Lebensmittelfarbe wird die Lösung angefärbt. Eine an einem Faden befes-
tigte Büroklammer aus Metall wird zur Hälfte in die gefärbte Flüssigkeit
gehängt. Das Glas bleibt unbewegt vier bis fünf Tage an einem warmen
Ort stehen. In regelmäßigen Abständen werden die Ergebnisse protokol-
liert. Ziel ist es einen Zucker-, Salz- oder Waschmittelkristall zu erhalten,
der die Farbe des Rotkohlsaftes (wenn Rotkohl als Farbstoff verwendet
wurde) aufweist. Die Form wird mit großen Exemplaren der ursprünglichen
Substanz verglichen. Zum Beispiel ist Kandiszucker eine große Kristallva-
riation des Haushaltszuckers. Im Unterricht wird die Löslichkeit von Stoffen
im Lösungsmittel Wasser besprochen. Außerdem die Temperaturabhän-
gigkeit der Löslichkeit und die Kristallbildung. Gefahren bestehen hier
durch Verbrühen mit heißem Wasser. Das Experiment bedarf bei jüngeren
Schülern einer Aufsicht. Der Versuch kann im Anschluss an den Unterricht
(in der Schule) durchgeführt werden und unterliegt so der Lehreraufsicht.
16
2.4 Rechtsgrundlagen
Hausaufgaben - Kurzbeschreibung „Die Erledigung von Hausaufgaben (im folgenden kurz HA) gehört zu den
Pflichten der Schülerinnen und Schüler. HA ergänzen die schulische Ar-
beit, müssen aus dem Unterricht erwachsen und können den nachfolgen-
den Unterricht vorbereiten. Sie sind so zu gestalten, dass sie in einer an-
gemessenen Zeit erledigt werden können. Die Lehrkräfte müssen die HA
zumindest stichprobenartig überprüfen. Bei der Leistungsbewertung sind
sie angemessen zu berücksichtigen. Die Schulkonferenz entscheidet über
Grundsätze zum Umfang und zur Verteilung der HA.“[24]
Erläuterungen: „Aufgaben sollen das in der Schule erarbeitete Wissen vertiefen und festi-
gen (§ 28 Abs. 1 VO zur Gestaltung des Schulverhältnisses)
(...)
Die Befürworter von HA betonen den Wert der HA für den Lernprozess
und für die Steigerung der Schulleistung. Außerdem werden dabei didakti-
sche, methodische und pädagogische Vorteile genannt, wie die Ergän-
zung, Erweiterung und Bereicherung der Schularbeit sowie die Förderung
der Selbstdisziplin, die Gewöhnung an Pflichterfüllung und die Schulung
der Zeiteinteilung bei Schülerinnen und Schülern. Sie sollen daher lernen:
- sich selbst Ziele zu setzen
- die Arbeits- und Freizeit sinnvoll zu gestalten
- die gestellten Aufgaben mit Ausdauer und Zielstrebigkeit zu bewäl-
tigen
- gemeinschaftliche Aufgaben verantwortungsvoll zu lösen“[24]
Koordinierung: „Die Schulkonferenz entscheidet über Grundsätze für HA (§ 129 Nr.4
Hessisches Schulgesetz). Die HA sollen so bemessen sein, dass sie ohne
außerschulische Hilfe in angemessener Zeit bewältigt werden können.
17
Folgende Arbeitszeiten für die täglichen HA sollten nicht überschritten
werden (Anlage 2 zur VO zur Gestaltung des Schulverhältnisses):
Jahrgangsstufe 1 und 2: bis zu einer ½ Stunde,
Jahrgangsstufe 3 und 4: bis zu einer ¾ Stunde
Jahrgangsstufe 5 und 6: bis zu einer 1 Stunde,
Jahrgangsstufe 7 und 8: bis zu einer 1 ½ Stunden,
Jahrgangsstufe 9 und 10: bis zu einer 2 Stunden.
In der Oberstufe müssen Art, Form, Umfang und Zielsetzung der häusli-
chen Arbeiten der zunehmenden Selbstständigkeit oder Einzelverantwort-
lichkeit der Schülerin oder des Schülers Rechnung tragen.“ [24]
Information der Erziehungsberechtigten: „Die Lehrkräfte haben die Aufgabe, die Erziehungsberechtigten über den
Bereich „HA“ zu informieren (z. B. bei einem Elternabend). Im Verlauf der
Beratung sollte klargestellt werden, welche Ziele HA aus psychologisch-
pädagogischer, didaktischer und methodischer Sicht verfolgen. Dabei ist
zu empfehlen, dass die Erziehungsberechtigten etwas über sinnvolle Ar-
beitstechniken und konkrete Hilfe für die Hausaufgabenpraxis erfahren.“
[24]
Kontrolle und Bewertung: „(...)
HA werden in der Regel nicht zensiert, sollten jedoch unter pädagogi-
schen Aspekten Anerkennung finden und sind daher bei der Leistungsbe-
wertung angemessen zu berücksichtigen (§ 28 Abs. 1 der Verordnung zur
Gestaltung des Schulverhältnisses vom 18. Juli 1993 i. d. Z. geltenden
Fassung).“[24]
Versicherungsschutz: SPE 878 Nr. 26 „ Arbeiten im häuslichen Bereich“
„Der Unfallversicherungsschutz für Schüler erstreckt sich grundsätzlich
nicht auf die im häuslichen Bereich durchgeführten Arbeiten.
18
Dies gilt auch dann, wenn eine bestimmte Aufgabe nicht in der Schule zu-
ende geführt werden kann und der Schüler die Aufgabe zu Hause weiter-
führt. Es fehlt hierbei an dem erforderlichen räumlichen und zeitlichen Zu-
sammenhang.“
BSG, Urteil vom 01.02.1997, 2 RU 107/77 SPE a. F. S. II J II/97 Parallelfundstellen: SPE II J II/97
SPE 878 Nr. 21 „Kauf eines Lernmittels“
„Ein Schüler, der ein Lernmittel kauft, das alsbald im Unterricht benötigt
wird, steht dabei unter dem Schutz der gesetzlichen Unfallversicherung.
Alsbald meint, dass die Erneuerung des Arbeitsgerätes oder Lernmittels in
einem verhältnismäßig engen zeitlichen Zusammenhang zu dem Schulbe-
such stehen muss. Ob dieser enge zeitliche Zusammenhang mit dem
Schulbesuch gegeben ist, muss anhand der konkreten Umstände des
Einzelfalls beurteilt werden.“
BSG, Urteil vom 26.07.1977, 8RU 4/77 SPE a. F. S. II J II/10 Parallelfundstellen: SPE II J II/10
Siehe dazu SchulLINK - Luchterhand, Hessen; 9. Ausgabe, April 2006.
Als CD erhältlich, ohne Handbuch. © 2005 Wolters Kluwer Deutschland
Außerdem: Avenarius, H., Heckel, H.: Schulrechtskunde: Ein Handbuch
für Praxis, Rechtsprechung und Wissenschaft von Hans Heckel. 7. neu-
bearb. Aufl. Von Hermann Avenarius, unter Mitarbeit von Hans-Christoph
Loebel, Neuwied 2000.
Außerdem: Herff, E. E.: Hausaufgaben und das Recht des Schülers – Ein
Vergleich auf Bundesebene. In: Recht der Jugend und des Bildungswe-
sens, 4/1997, S. 309 ff.
Außerdem: Staupe, J., Schulrecht von A-Z. München: C.H. Beck 1996,
S.88 ff
19
Weiterer Ansprechpartner: Albert Sauer, Oberstudienrat
z. Zt. Hessisches Kultusministerium
Edith-Stein-Str. 1
63801 Kleinostheim
Telefon: 06027/5189
E-Mail: Sauer.Kleinostheim@t-online.de
Schlussfolgerung: Experimentelle Hausaufgaben sollten in den Räumlichkeiten der Schule
unter Aufsicht der Lehrperson stattfinden, wenn die Möglichkeit ernsthafter
Gefährdungen der Schüler gegeben sind. Hausaufgaben sollten jedoch in
der Regel im häuslichen Bereich durchgeführt werden, wobei für den
Schüler immer ein „gewisses Lebensrisiko“ besteht. Diese Hausaufgaben
sollten dann so gewählt sein, dass die Art der Gefährdung möglichst ge-
ring ist. Die Versuchsvorschrift bietet alle Informationen, die notwendig
sind um Unfälle zu vermeiden, so kann eine verantwortungsvolle Klasse
diese Experimente durchaus zu Hause durchführen. Letztendlich ent-
scheidet die Schulkonferenz über die Grundsätze dieser Art von Hausauf-
gaben. Für eventuelle Regressansprüche gegenüber der Lehrperson bie-
ten Versicherungsgesellschaften eine „Regresshaftpflicht für Lehrer“
(LVM/Münster), die jedoch nur greift, wenn der Lehrperson im Falle eines
Zwischenfalls keine einfache oder grobe Fahrlässigkeit nachgewiesen
werden konnte. Fahrlässig handelt eine Lehrperson, bei Verletzung der
Aufsichtspflicht, oder bei Verschweigen ihr bekannter möglicher Gefahren.
Sollte diese Art von Hausaufgaben sich durchsetzen und nach Absprache
mit der jeweiligen Versicherungsgesellschaft auch im häuslichen Bereich
stattfinden, wäre zukünftig eine Versicherung im Rahmen der Privathaft-
pflicht der Eltern möglich. Eine solche Versicherung gibt es bereits für
Ausbildungsgegenstände (Computer/Laptop) aus dem Eigentum der
Schule, die von Schülern im häuslichen Bereich genutzt werden.
20
Die Kosten belaufen sich für diese Aufstockung der Privathaftpflicht auf
ca. 23 €/Jahr (LVM/Münster). Für weitere Versicherungsfragen steht die
Gemeinde-Unfallversicherung/Wiesbaden zur Verfügung.
21
3. Einführung von Experimentellen Hausaufgaben in den Unterricht Projekte, wie Hausaufgaben experimentell durchzuführen, bedürfen der
Zustimmung aller beteiligten Parteien. Dazu gehört die Schule, die immer-
hin die Trägerschaft der Versicherung darstellt. Im Regelfall wendet man
sich zunächst an den Schulleiter. Das Projekt wird dann dem Lehrerrat in
der Schulkonferenz vorgestellt. Findet es dort Zustimmung, kann an eine
Befragung von Eltern und Schülern gedacht werden. Wichtig ist, dass eine
Einführung solcher Projekte viel Zeit beansprucht und eine gute Vorberei-
tung braucht. Gerade am Anfang einer neuen Idee und ihrer Umsetzung
bedarf es sicherlich starker Nerven, Überzeugungskraft und guter Argu-
mente. Daher ist bestimmt ein Zusammenschluss von Lehrern verschie-
dener Fächer ratsam. So wird Geschlossenheit und Motivation demonst-
riert, was wiederum dem Schulprofil zugute kommt.
Das enge Zusammenarbeiten zwischen Schule, Lehrern und Eltern kann
ein Vorteil sein, es können aber auch Nachteile entstehen. Um eventuelle
Missverständnisse aus dem Weg zu räumen, ist eine umfassende Aufklä-
rung aller Parteien notwendig, was einen enormen Aufwand in der Organi-
sation darstellt.
Einholen von Stimmungen
Man sollte zunächst die Eltern befragen, um die allgemeine Stimmung
unter der Elternschaft zu prüfen. Hier können Fragen zur Unterrichtbe-
schaffenheit und den Hausaufgaben gestellt werden. Dies geschieht, um
das Interesse der Eltern für Hausaufgaben und Schul-/ Unterrichtsge-
schehen zu erfahren, vielleicht kann man auch Wünsche und Anregungen
einholen. Stößt der Fragebogen auf sehr viel Kritik von Seiten der Eltern,
wird es sich wahrscheinlich nicht lohnen, experimentelle Hausaufgaben
einzuführen. Kritik kann schon ein hoher Prozentsatz an nicht beantworte-
ten Bögen sein. Hat man dagegen Erfolg, sprich: eine positive Rückmel-
dung, kann man daran gehen, auch die Meinungen der Schülerschaft ein-
zuholen.
22
Auch hier kann ein Fragebogen eingesetzt werden. So werden die Schüle-
rinnen und Schüler nicht übergangen und haben die Gelegenheit, den Un-
terricht aktiv (demokratische Unterrichtskultur) zu gestalten. Die Schüle-
rinnen und Schüler könnten einen „Hausaufgabenwunsch“ äußern und
Stellung dazu nehmen, welche Form von Hausaufgaben sie bevorzugen.
Die Fragebögen sollten sprachlich auf das Schüleralter abgestimmt sein.
Man kann die Bögen also als eine Art Evaluation der bisherigen Situation
betrachten. Der nächste Schritt wäre die Zusammenkunft des Elternrates,
dem das Projekt vorgestellt wird. Mit Handzetteln, die Angaben zur Pla-
nung, Durchführung und möglichen Gefahren enthalten, sorgt man für
Klarheit. Ein Beispiel eines Hausaufgabenexperimentes könnte ebenfalls
angegeben werden, damit man sich ein Bild von der Durchführung ma-
chen kann. Die Eltern haben die Gelegenheit, aktiv am Schülerleben mit-
zuwirken, indem sie mit Hilfe der Kurzinformationen (per Post) die
Hausaufgabe bereits kennen und so bei der schriftlichen Bearbeitung hel-
fen können. Hierbei sollte beachtet werden, dass die Schülerinnen und
Schüler eventuell Zugang zu den Kurzinformationen der Eltern haben.
Daher sollten diese nicht zu detailliert sein und bereits die Lösungen bzw.
Erklärungen zu den Versuchen enthalten.
„Hausaufgabenausbeute“
Bei dieser Art von Hausaufgaben ist es schwer, eine hohe „Hausaufga-
benausbeute“ (Anzahl der eigenhändig gemachten Hausaufgaben) zu er-
reichen, da ein Experiment von mehreren Schülerinnen und Schülern be-
arbeitet wird. Eine gewisse Zuverlässigkeit der Klasse ist deshalb eine der
wichtigen Vorraussetzungen. Präsentationen, in denen die Aufgaben der
Gruppenmitglieder sichtbar werden, können helfen dieses Problem zu
umgehen. Man beginnt mit der Einteilung der Schülergruppen, die sich
möglichst bis zum Ende des Projektes nicht ändern sollte, damit die Grup-
pe schließlich ein funktionierendes System darstellt.
23
4. Didaktische Überlegungen zu experimentellen Hausaufgaben
„Unterricht ist so gut wie die Wirkung die er erzielt.“[25]
Was man als Wirkung verstehen kann, ist unterschiedlich. Meist wird die
Qualität von Unterricht an Lerneffekten (PISA, TIMSS) festgemacht. Die
Beurteilung dieser kurzfristigen Wirkungen wird dem breiten Aufgaben-
spektrum der Schule jedoch nicht gerecht. Nach Hans Brügelmann (1999)
„müssen die Kriterien für guten Unterricht und dessen Wirkung in ver-
schiedenen Dimensionen beleuchtet werden.“[26]
1. „Die inhaltliche Dimension“: Allgemeinbildung über eine Auseinandersetzung mit „epochaltypischen
Schlüsselproblemen“. Speziell im Chemieunterricht sind das Umweltprob-
leme (saurer Regen, Ölpest, Müll) und die Wirtschaftlichkeit chemischer
Prozesse.
Schon Klafki bezeichnet die „Bildung als Prozess, der durch inhaltliche
Fragen bestimmt wird.“[26]
2. „Die Ziel-Dimension“: - Handeln können (Wissen)
- Verstehen und erklären (Können)
- Persönlichen Sinn finden und soziale Normen akzeptieren
3. „Die Prozess-Dimension“: Hier spielen die Arbeits- und Sozialformen des Unterrichts eine Rolle, die
die Ausbildung bestimmter Schlüsselqualifikationen fördern sollen.
4. „Die institutionelle Dimension“: Diese Dimension beschreibt pädagogische Prozesse und ihre Bedingun-
gen, wie Fachkompetenz, Teamqualität, und Familienorientierung.
All dies muss Schule und Unterricht leisten um die Kinder und Jugendliche
zu selbstständig denkenden und handelnden Menschen zu erziehen und
heranzubilden, die in der Gesellschaft erfolgreich bestehen zu können.
24
Comenius gebrauchte erstmals den Begriff Didaktik für die Wissenschaft
von der Bildungsvermittlung und der Unterrichtslehre. Um die Dimensio-
nen Bildung zu erfüllen, muss sich Schule immer wieder Gedanken dar-
über machen, wie Bildung am besten vermittelt werden kann.
Die Frage nach dem Wie?
Erfolgreiche Didaktische Modelle (Lehrkunst/Berg, demokratische Unter-
richtskultur/Meyer, Bildungstheoretische Didaktik/Klafki, Lerntheoretische
Didaktik/Hamburger Modell, offener Unterricht) legen das Hauptaugen-
merk auf verschiedene Aspekte. Alle Modelle sprechen jedoch mehr oder
weniger intensiv von handlungsorientiertem Unterricht. Das heißt, Schüler
brauchen Anschauungs- und Handlungsmaterial um einen nachhaltigen
Lerneffekt zu erzielen, denn „um zu lernen, wie man Fahrrad fährt, braucht
man ein Fahrrad.“ (Prof. Dr. Rainer Lersch) [27]
Dabei ist es wichtig, dass der Lern- und Verstehensprozess vom Schüler
selbst initiiert wird. Die Schülerinnen und Schüler sollten schließlich nur
noch auf bestimmte Hilfestellungen, bzw. Lernhilfen angewiesen sein,
nicht aber den Lerninhalt vom Lehrer komplett und völlig untätig vermittelt
bekommen.
Intelligenter Umgang mit Fehlern
Ein sehr erfolgreiches und nachhaltiges Modell ist das der Japaner. Hier
wird die Lernsituation von der Leistungssituation getrennt, wobei innerhalb
einer Unterrichtsreihe ausschließlich gelernt wird und Fehler gemacht
werden dürfen. Eine Aufgabe wird von den Schülern selbstständig bear-
beitet und nach eigenen Vorstellungen von der Lösung vorgetragen. So
werden problemlösende Prozesse vom Schüler selbst initiiert und geübt.
Durch das Vortragen der möglichen, vom Schüler selbst entwickelten Lö-
sung werden Fehler bereits in der Genese beseitigt. So wird auch der
Lernprozess vom Schüler (durch die Klasse) selbst initiiert.
In diesem Modell wird der Erwerb von Schlüsselkompetenzen und Fach-
wissen erfolgreich verbunden. In Tabelle 1 des Vorwortes ist das Ergebnis
der japanischen Lernmethode eindrucksvoll gezeigt.
25
Japan liegt sowohl bei der Überprüfung der Lesekompetenz, als auch bei
den mathematischen- und naturwissenschaftlichen (Tabelle 1 Vorwort)
Kompetenzen weit über dem OECD-Durchschnitt.
In Deutschland ist das anders. Hier herrscht überwiegend die Meinung
vor, solche Methoden kosteten zu viel Zeit, als dass sie verwendet werden
könnten. Dabei ist der nachhaltige Lerneffekt für Schülerinnen und Schüler
viel größer, wenn wie in Japan, „das Lernen“ und „das Leisten“ getrennt
gewichtet werden. Es besteht die Gefahr, dass aufgrund der Zeitprobleme
überwiegend Frontalunterricht, der zu prüfungsorientierten, kurzfristigen
Lerneffekten führt, unterrichtet wird.
Verknüpfen von Gelerntem
Um etwas lernen zu können, muss es im Gehirn der Schülerinnen und
Schüler mit konkreten Situationen verknüpft werden. Solche lernverknüpf-
ten Situationen werden leider zu selten geschaffen, dabei kann es schon
helfen, zu bestimmten Inhalten ein Standbild zu kreieren und kurz zu ver-
weilen. Viele Methoden sind in dieser Hinsicht sehr effektiv. Die Hausauf-
gaben (experimentelle Hausaufgaben), als „eigenständigen Unterricht“ zu
nutzen, kann sicherlich dazu beitragen, Schlüsselqualifikationen wie ei-
genverantwortliches Arbeiten und Lernen, Teamfähigkeit, Verantwortlich-
keit und problemlösendes Denken zu fördern.
Aber bleibt dabei die Fachwissenschaftlichkeit auf der Strecke?
Auch hier gilt: „Spannst du die Seite der Gitarre zu fest, wird sie reißen. Ist
sie zu locker, so kannst du nicht auf ihr spielen. Also finde ein Mittel-
maß.“(Buddha)[28] Man sollte also die Schlüsselkompetenzen ernst neh-
men ohne dabei eine solide fachliche Wissensbasis zu vernachlässigen.
Das Ziel ist das intelligente Wissen. Dazu müssen die außerunterrichtli-
chen „Lerneinheiten“ im Unterricht gründlich nachbereitet werden, um Er-
gebnisse und Lerninhalte nachhaltig zu sichern. So geht im Unterricht,
gerade in inhaltsreichen Sequenzen keine Zeit für Aufbau und Durchfüh-
rung verloren. Diese Zeit kann genutzt werden, um den Lerneffekt auszu-
bauen. Diese Art von Hausaufgaben werden von den Schülern sicherlich
eher mit dem jeweiligen Inhalt verknüpft als das traditionelle Anfertigen
von Unterrichtsprotokollen und Aufgaben.
26
Die lernverknüpfenden Situation sind hier das Arbeiten in der Gruppe, die
Beobachtungen, über die man sich gemeinsam gewundert und die man
besprochen hat. Wichtig ist, dass die Lehrperson hier die Möglichkeit hat,
sich zurück zu ziehen. Die Denkarbeit wird primär von den Schülern über-
nommen. Die Schülerinnen und Schüler bleiben dabei zunächst sich
selbst überlassen, einen Rückhalt bietet die Gruppe, in der Not bietet die
Klasse Rückhalt und schließlich kann noch der Lehrer bei Problemen hel-
fen. Alle didaktischen Methoden dienen nicht zuletzt dazu, lernverknüp-
fende Situationen zu schaffen. Gruppenarbeit, Partnerarbeit und Klassen-
gespräch fördern Kommunikation und Motivation und schaffen einprägsa-
me Momente. Stillarbeit fördert die Konzentration und Projektunterricht
ermöglicht die Erklärung des Gelernten und damit ein besseres Verständ-
nis. Die Methode der experimentellen Hausaufgabe im naturwissenschaft-
lichen Unterricht (nicht nur im Fach Chemie möglich) vereint die Vorteile
aller gängigen Methoden innerhalb des Unterrichts. Hier wird der Unter-
richt in die Freizeit verlagert, sodass Schülerinnen und Schüler die Mög-
lichkeit haben, sich in einem größeren Rahmen als den üblichen 45 Minu-
ten mit Inhalten zu beschäftigen. Die Leistungssituation wird von der Lern-
situation getrennt.
Zusammenfassung der Vorteile von experimentellen Hausaufgaben - Hohe Handlungsorientierung, durch eigenständiges Arbeiten
- Starker Alltagsbezug durch Umgang mit alltäglichen Stoffen
- Erwerb problemlösender und verständnisorientierter Kompetenzen
- Vielfalt von Arbeits- und Sozialformen (Gruppenarbeit, Partnerarbeit
und Klassengespräch)
- Demokratische Unterrichtskultur (Schülerinnen und Schüler dürfen
entscheiden, ob experimentelle Hausaufgaben eingeführt werden)
- Erwerb wichtiger Schlüsselkompetenzen (Teamfähigkeit, eigenver-
antwortliches Arbeiten und Lernen, Verantwortungsgefühl)
- Offener Unterricht (Schüler planen die Zeiteinteilung, die Beschaf-
fung der Materialien und die Durchführung der Experimente selbst)
- Passive Lehrerhaltung (fördert Denk- und Lernprozesse bei Schüle-
rinnen und Schülern)
27
- Verlagerung des Unterrichts auf eine häusliche Ebene (ruhige
Lernumgebung)
- Erleichterung einer Sinnfindung für den Schüler
- Motivationaler Effekt durch Experimente
28
5. Experimenteller Teil 5.1 Die Experimentfolge
Die Experimente, die sich als Hausaufgaben zur Betrachtung auf phäno-
menologischer Ebene eignen, sind von niedrigem zu hohem Anspruch
geordnet. Die erste Hausaufgabe sollte dabei immer die sein, bei der es
um sicheres Arbeiten und verantwortungsvollen Umgang mit Haushalts-
chemikalien geht. Die Klasse wird so mit einigen Stoffen und Substanzen
vertraut gemacht, die eventuell gefährlich sein könnten. Dabei handelt es
sich im wesentlichen um Reinigungs- und Lösungsmittel und deren Gefah-
renhinweise und Gefahrensymbole. Diese Hausaufgabe kann z. B. bereits
in der Klasse acht durchgeführt werden. Folgende, leichte Experimente
ermöglichen es, sich an den Protokollstil des Lehrers zu gewöhnen. Es
sollte sich dabei um Experimente handeln, die eventuell keiner Aufsicht
bedürfen, folglich zu Hause durchgeführt werden können und Spaß ma-
chen. Als Einstieg könnte man einen „Zaubertrick“ wählen, mit dem die
Schülerinnen und Schüler Verwandte und Bekannte verblüffen können. Im
besten Falle liefern sie gleich die gelernte Erklärung dazu. Gerade junge
Schüler sollen so für naturwissenschaftlichen Unterricht motiviert werden.
Weiter geht es mit dem Üben von experimentellen Fertigkeiten, indem in
der Schule selbst eine Apparatur zum Erhitzen von Flüssigkeiten gebaut
wird. Beobachtungen und Annahmen werden direkt am Versuch in einem
Beobachtungsbogen festgehalten. Einfache experimentelle Untersuchun-
gen folgen mit Bezug zum Mathematikunterricht. Die Schüler lernen, wie
man Beobachtungen mathematisch umsetzen kann und auswertet. Wei-
terhin werden einfache Versuche zur Säure/Base-Chemie durchgeführt,
die ebenfalls mit einem leicht durchführbaren Versuch beginnen. Dabei
lernen die Schüler alltägliche Stoffe und deren Beziehungen zur Chemie
kennen. Zum Thema organische Chemie ist ein Versuch zur sauren Hyd-
rolyse vorhanden, auch hier gibt es einen Bezug zum Leben der Schüle-
rinnen und Schüler.
29
Der Themenblock „Redoxreaktionen“ hat einen besonders hohen Stellen-
wert innerhalb des Projektes. Hier werden Beziehungen zwischen Metal-
len und deren Fähigkeit als Reduktions- oder Oxidationsmittel aufzutreten
behandelt. In der Versuchsreihe Kupferchemie bauen die Experimente
aufeinander auf und unterstützen so die geistigen Fähigkeiten der Schüle-
rinnen und Schüler bis hin zur formalen Denkweise. Auch die Eisenchemie
hat einen wichtigen Alltagsbezug und behandelt die grundlegenden
Kenntnisse über Redoxreaktionen. Die Experimente sind wie folgt einge-
teilt: Lehrerprotokoll mit Erläuterungen und Verwendung im Unterricht,
sowie Beobachtungen und Versuchsvorschrift. Vorschriften, Arbeitsblätter,
Folien- und Kopiervorlagen zur Verwendung für die Schülerinnen und
Schüler, befinden sich gesondert im darauffolgenden Kapitel. Ebenso die
Kurzinformationen für die Eltern, die lexikonartige Beschreibungen der
Versuche sowie mögliche Gefahrenhinweise enthalten.
5.2 Die Experimentiergruppen
Bei einer Experimentiergruppe sollte es sich nicht um mehr als drei Schü-
lerinnen und Schüler handeln. Den einzelnen Mitgliedern der Gruppe
kommen spezielle Aufgaben zu, die natürlich von Experiment zu Experi-
ment getauscht werden müssen, da sonst sehr schnell eine Adaption an
die jeweiligen Aufgaben stattfindet. Diese Aufgaben müssen vorher fest-
gelegt werden und stützen sich auf die sogenannte „Expertenstrategie“.
So übernimmt ein Gruppenmitglied die Rolle des „Experimentators“. Seine
Aufgabe ist es, sich um die „Chemikalien und Materialien“ zu kümmern,
sodass diese zu Versuchsbeginn vorliegen. Ein anderes Gruppenmitglied
ist „die/der Sicherheitsbeauftragte“, die/der überwacht, ob alle Bedingun-
gen (geeigneter Arbeitsplatz, Schutzbrillen, Gefährlichkeit der eingesetz-
ten Chemikalien) zur Durchführung beachtet werden. Der dritte Schüler
führt das Beobachtungsprotokoll und ist für die „Organisation der Gruppe
zuständig“. Wenn ein Experiment zum Beispiel über mehrere Tage läuft,
plant er die Beobachtungsphasen und die Gruppentreffen.
30
5.3 Die Experimente – Informationen für die Hand des Lehrers
5.3.1 „Sicheres Arbeiten mit Chemikalien“ (Einführungshausaufgabe)
Erläuterung: Chemikalien, auch solche, die im Haushalt verwendet werden, dürfen nur
in Behältern aufbewahrt werden, die eindeutig und dauerhaft gekenn-
zeichnet sind. Gefährliche Stoffe werden zusätzlich durch leicht verständ-
liche und international gebräuchliche Warnsymbole markiert.
Die Schülerinnen und Schüler werden durch diese kleine Einführung mit
der Gefährlichkeit mancher Stoffe (Flüssigkeiten, Feststoffe) vertraut ge-
macht. Mit dem Wissen um die Wirkung und Toxizität der Alltagssubstan-
zen (z. B. Reiniger, Bremsreiniger, Farben, Lösemittel, Säuren und Lau-
gen), kann dazu beigetragen werden, Unfälle und schlimme Verletzungen
zu vermeiden. Dem verantwortungslosen Umgang mit „Chemikalien“ wird
so vorgebeugt. Eine Sammlung von Informationen über bestimmte Stoffe
kann ins Heft überführt werden und ist so für die weitere Verwendung ge-
sichert.
Gefahrensymbole: Kleine Bilder warnen mit einer einfachen Zeichnung vor der Gefahr, die
von der Chemikalie ausgeht. Der Totenkopf ist z. B. das Symbol für Gift,
die Flammen warnen vor der Entzündlichkeit eines Stoffes. Ein Stoff, der
giftig für Gewässer, Umwelt und darin lebende Tiere ist, wird mit einem
See, einem Baum und einem toten Fisch gekennzeichnet. Die Gefahren-
symbole werden zunächst auf ihre Bedeutung hin besprochen.
Die Schülerinnen und Schüler diskutieren die möglichen Bedeutungen der
Gefahrensymbole. Die Anwendung des Wissens besteht darin, die Sym-
bole einigen Chemikalien zu zuordnen.
31
Kennbuchstabe und Gefahrenbezeichnung: Jedem Gefahrensymbol ist ein Kennbuchstabe zugeordnet, der die
Gefahr, die vom Stoff ausgeht, näher bezeichnet. Der Kennbuchstabe lei-
tet sich häufig von einem englischen Begriff ab.
X: gesundheitsschädlich / reizend
T (toxic): giftig
C (corrosive): ätzend
F (flammable): leicht entzündlich
O (oxidising): brandfördernd
E (explosive): explosionsgefährlich
N: umweltgefährlich
Vorsichtsmaßnahmen: Aus den Gefährlichkeitsmerkmalen leiten sich Vorsichtsmaßnahmen ab,
die einen sicheren Umgang mit der Chemikalie ermöglichen. Diese Vor-
sichtsassnahmen sollten im Einzelfall ebenfalls im Unterricht besprochen
werden.
Auswertung: Die Gefahrensymbole werden ausgeschnitten und in der Tabelle (siehe
Arbeitsblatt (6.1) richtig eingeklebt. Die Schülerinnen und Schüler infor-
mieren sich in ihrem Chemiebuch und gegebenenfalls im Internet über die
Gefährlichkeitsmerkmale. Welche Vorsichtsmaßnahmen sind erforderlich?
Sie werden stichwortartig in der Tabelle ergänzt.
Die Schülerinnen und Schüler suchen Stoffe im Haushalt, die mit einem
Gefahrensymbol gekennzeichnet sind und notieren ihren Namen, den
Kennbuchstaben mit dem Gefährlichkeitsmerkmal und ihre Verwendung
Beispiel:
W5 Kalkreiniger, Xi reizend Der Kalkreiniger entfernt hartnäckigen Belag, Kalk-, Rost- und Seifenrück-
stände und enthält z. B. Amidosulfonsäure.
32
Gefahrensymbole:
Abbildung 1
Gefahrensymbole (Quelle: AG Naturwissenschaft und Technik, BASF, Arbeits-
blätter zur Unterrichtsgestaltung)
33
5.3.2 „Tanzende Pflanzen“ A. Material: Kamm aus Plastik, Wolltuch oder Schal aus Baumwolle, Pflanze mit lan-
gen dünnen Blättern, Buchseiten, Kopfhaar, Luftballon
B. Durchführung: Der Kamm aus Plastik wird in ganz nah an das Blatt einer Pflanze gehal-
ten, die Beobachtung wird notiert. Jetzt wird er mit einem Wolltuch oder
Schal gut und fest abgerieben und wiederum in die Nähe eines Blattes
gebracht. Ein dünner Wasserstrahl aus dem Wasserhahn wird ebenfalls
mit dem Kamm in gleicher Weise untersucht. Weiterhin können Haare,
Textilien und Buchseiten mit dem elektrisierten Kamm (Zauberkamm) ge-
testet werden. Mit einem aufgeblasenen Luftballon funktioniert das Expe-
riment auch, indem man ihn an einem Teppich reibt.
C. Dauer: Ca. 10 Minuten
D. Erläuterung: Pflanzen, Haare, Textilien und Buchseiten bewegen sich auf „magische
Art und Weise“, wenn man einen mit Wolle geriebenen Kamm in ihre Nähe
hält. Der Kamm wird durch das Reiben mit dem Wolltuch elektrisch aufge-
laden. Auf seiner Oberfläche befinden sich dann viele kleine, negative La-
dungen. In der Pflanze sind im Gewebe hauptsächlich Wasser und gelöste
Stoffe vorhanden. Das Wassermolekül weist aufgrund seiner gewinkelten
Struktur einen Dipol auf, man kann es wie einen Magneten in ein positives
und negatives Ende einteilen. Dabei fungiert das Sauerstoffatom im Mole-
kül als negativer Pol, die Wasserstoffatome stellen den negativen Pol dar.
34
Abbildung 2
Dipol des Wassers (Quelle privat)
Der Dipol entsteht aus der unterschiedlichen 1Elektronegativität der betei-
ligten Atome Sauerstoff und Wasserstoff. Der Sauerstoff mit einer Elektro-
negativität von 3,5 hat eine größere Affinität zu den Bindungselektronen
als Wasserstoff mit einer Elektronegativität von 2,2 [13]. Da das Molekül
gewinkelt vorliegt und beide Pole frei zugänglich sind, entsteht eine Art
Magnet. Jede Seite wird von der entsprechenden Gegenladung angezo-
gen und von der eigenen Ladung abgestoßen.
Abbildung 3
Anziehung und Abstoßung (Quelle: privat)
Kommt nun der elektrisch aufgeladene Kamm mit dem, in den Pflanzen
enthaltenem, Wasser in Berührung, richten sich die Wassermoleküle ent-
sprechend aus, nachdem sie zunächst abgelenkt wurden.
1 Fähigkeit von Atomen, Bindungselektronen von benachbarten Atomen an sich zu ziehen.
35
Die Blätter der Pflanze bewegen sich auf „magische Art und Weise“. Man
stellt sich vor, dass sich die Wassermoleküle in der Flüssigkeit ungeordnet
bewegen.
O
H
H
H
H
OO
H
H
O
H
H
H
H
O
Abbildung 4
Ausgerichtete Wassermoleküle
(Quelle: Privat)
E. Ideen für den folgenden Unterricht Beim näheren Betrachten der Eigenschaften des Wassers (Siede- und
Gefrierpunkt, Dichte), kann man annehmen, dass die Wasserstoffatome
zu den Sauerstoffatomen eines benachbarten Moleküls ausgerichtet sind.
Es entstehen kleinere Cluster (Anordnungen aus mehr als drei Atomen
oder Molekülen), in denen die Moleküle durch die elektrostatische Anzie-
hung zwischen Sauerstoff- und Wasserstoffatom (Wasserstoffbrückenbin-
dung ca. 20 kJ/mol) zusammengehalten werden.
O
H
H
H HO
H HO
H
H
O
O
HH
O
H
H
HHO
H O HH
O HH
HO
Abbildung 5
Wassercluster und Wasserstoffbrückenbindung (Quelle: privat)
36
„Dies erklärt unter anderem den hohen Siedepunkt des Wassers, im Ge-
gensatz zu den anderen Wasserstoffverbindungen aus der 6. Hauptgrup-
pe. Erwartungsgemäß müsste das Wasser einen Siedepunkt noch unter-
halb von Schwefelwasserstoff haben. Da dies nicht zutrifft, spricht man
auch von der Siedepunkt-Anomalie des Wassers.“ [6]
Siedepunkte der Wasserstoffverbindungen der 6. Hauptgruppe
H2O
H2S
H2Se
H2Te
H2O
H2S
H2Se
H2Te
H2O
H2S
H2Se
H2Te
-80
-60
-40
-20
0
20
40
60
80
100
120
Perioden
Sied
etem
pera
tur i
n G
rad
Cel
sius
(°
C)
Abbildung 6
Siedepunkte der Wasserstoffverbindungen der sechsten Hauptgruppe (Quelle:
privat)
F. Verwendung im Unterricht: Das Wasser ist aufgrund seiner Eigenschaften Lösemittel für viele Stoffe
in der Natur, unter anderem auch im Menschen. Ohne das Wasser könnte
kein Stofftransport stattfinden, die Zellen wären schlaff, der Mensch könn-
te ohne Wasser nicht aufrecht gehen. Wir könnten nicht existieren.
Den großen Nutzen, den die Welt aus dem Wasser aufgrund seiner che-
mischen und physikalischen Eigenschaften zieht, sollte besonders im
Chemieunterricht behandelt werden.
37
Da es sich bei Wasser um eine absolut ungefährliche Chemikalie handelt,
ausgenommen heißes Wasser, kann der Schüler viele grundlegende Un-
tersuchungen zu Hause durchführen. Die Betrachtung der Polarität ist da-
bei nur ein Aspekt.
Weiterhin können Lösevermögen für verschiedene Stoffe und physikali-
sche Daten selbst ermittelt werden. Rückschlüsse auf die Polarität anderer
Materialien können durch die genaue Betrachtung des Stoffes Wasser
gezogen werden. Neben polaren Verbindungen, wie dem Wasser, finden
sich auch unpolare (ohne eindeutige Pole) Stoffe. Lässt man zum Beispiel
Pentan aus einer Bürette in ein Becherglas fließen und versucht es mit
dem „Zauberkamm“ abzulenken, wird dies nicht gelingen. n-Pentan be-
steht aus fünf Kohlenstoffatomen, die von Wasserstoffatomen umgeben
sind. Es liegt keine Polarität vor.
C C C C CHH
H
H
H
H
H
H
H
H
HH oder einfach
Abbildung 7
Moleküldarstellungen von n-Pentan (Quelle: privat)
Das Experiment eignet sich gut um den Dipolbegriff einzuführen.
Außerdem ist es eine kleine Anregung um selbst weiter zu forschen.
Die Motivation steckt im Experiment selbst. Die Schüler können mit der
Chemie und den Naturwissenschaften Zaubertricks vorführen, die sie
chemisch erklären können. Den Einstieg in das Thema wählt man, indem
man vorgibt, eine Anleitung für einen Zaubertrick zu haben. Gerade jünge-
re Schüler werden diese Art von Hausaufgaben dankend annehmen.
Nach der Betrachtung des Phänomens, erfolgt die Aufklärung in der
nächsten Unterrichtsstunde. Didaktisch ist es ratsam, nach den Erfahrun-
gen mit dieser Hausaufgabe zu fragen. Das ist für die Schüler keine direk-
te, schulübliche Wiederholung des Stoffes, sondern ein lockerer Einstieg
ins Thema.
38
Manche Schülerinnen und Schüler haben damit vielleicht die Eltern oder
Geschwister erschreckt oder ganz ungewöhnliche Stoffe getestet. Viel-
leicht weckt man über diese Schiene das Interesse an Naturwissenschaf-
ten unter dem Motto: „Mit der Chemie die Welt erklären!“
G. Fachlicher Anspruch: Anwendbar in der Jahrgangsstufe 8: Wasser und Wasserstoff, Eigen-
schaften und Bedeutung des Wassers.
Jahrgangsstufe 9: Atome, Moleküle, Atomverbände, bildliche Darstellung
von Molekülen (Wasser, Ammoniak usw.), Oxidationszahlen als Wertigkeit
mit Vorzeichen
Jahrgangsstufe 10: Lewisformeln, Ladungsschwerpunkte, Dipolbegriff,
Wasserstoffbrückenbindungen
39
5.3.3 „Erhitzen von Stoffen – verdunsten, schmelzen, reagieren“ (Esslöffelexperimente)
A. Material: B. Chemikalien:
Wasser
Salz
Zucker
Backpulver
Cola
(von allem ca. einen Tee-
löffel voll, also sehr wenig)
4 – 5 Frühstücksbrettchen aus Holz
einen Topfdeckel
4 - 5 ältere Esslöffel aus Metall
Teelicht
Feuerzeug
Stift
Papier
Stoppuhr
C. Durchführung: Die Holzbrettchen werden aufeinander gestapelt. Versuchsweise wird der
Esslöffel daraufgelegt, sodass er mit der breiten Seite übersteht.
Abbildung 8
Aufsicht, der Topfdeckel sorgt dafür, dass der Löffel sich nicht bewegen kann.
(Quelle privat)
Unter den Löffel wird das Teelicht gestellt sodass die Flamme den Löffel-
boden nicht berührt. Durch ein weiteres Holzbrettchen legt man den Löffel
etwas höher, nimmt man eines weg, liegt er etwas tiefer.
40
Abbildung 9
Seitenansicht, die Flamme darf den Löffel nicht berühren.
Abbildung 10
Aufbau zum Esslöffelexperiment (Quelle: privat)
Von Zucker, Salz und Backpulver wird jeweils ein Teelöffel Stoff in drei
Esslöffeln Wasser in einem Glas gelöst. Nun können die verschiedenen
Lösungen auf dem Esslöffel erhitzt werden. Der Löffel wird jeweils etwa halb gefüllt, sodass nichts heraus laufen kann. Mit einer Stoppuhr kann
besonders markantes Verhalten wie Sieden, Kochen, Bräunung und Ver-
dunstung zeitlich festgehalten werden. In die Tabelle wird das Verhalten
beim Erhitzen und das Aussehen nach dem Erhitzen eingetragen. Erhitzt
wird mindestens 3 Minuten, höchstens 8 Minuten. Wenn einer der Stoffe
anfängt schwarz zu werden oder raucht, wird der Versuch abgebrochen,
indem die Kerze ausgeblasen oder entfernt wird.
41
D. Sicherheit: Der Löffel wird nicht nur an seiner breiten Seite heiß, sondern auch am
anderen Ende. Bevor man ihn in die Hand nehmen kann, sollte er ca. 5
Minuten abkühlen. Die Flüssigkeiten können, gerade wenn nur noch ein
Rest vorhanden ist, aus dem Löffel herausspritzen. Deshalb nicht direkt in
den Löffel schauen und ca. ½ Meter Abstand halten. Brennbare Gegens-
tände, wie Haushaltsrolle, Taschentücher, Zeitungen oder Spraydosen
dürfen nicht in die Nähe der Kerze gelangen. Um das Experiment herum
deshalb viel Platz schaffen und einen Eimer Wasser bereit stellen, um e-
ventuell zu löschen. Lange Haare zusammenbinden. Schutzbrille tragen!!!
E. Dauer: Ca. 30 Minuten
F. Erläuterung: Flüssigkeiten zeigen beim Erhitzen ein unterschiedliches Verhalten, das
abhängig ist von ihrem Schmelzpunkt, Siedepunkt, deren Zersetzungs-
temperatur und den darin gelösten Stoffen.
Das Wasser, eine klare Flüssigkeit, siedet oberhalb von 90°C und kocht
bei knapp 100°C kochen, bis alles schließlich völlig verdampft. Es wech-
selt den Aggregatzustand von flüssig zu gasförmig.
Chemisches Zeichen:
Flüssig: H2O(l)
Gasförmig: H2O (g)
Fest: H2O (s)
Aus weißen Salzkörnern entsteht mit Wasser ebenfalls eine klare Lösung,
die viel festes Salz aufnehmen kann. Die Salzlösung fängt später an zu
sieden als das reine Wasser. Langsam setzen sich kleine Kristalle am Bo-
den des Löffels ab, der Flüssigkeitspegel nimmt ab und das Salz kommt
wieder zum Vorschein. Es wechselt seinen Aggregatzustand von fest über
gelöst zu fest.
42
Chemisches Zeichen:
Fest: NaCl(s)
Gelöst: Na+(aq) Cl-(aq)
Die Zuckerlösung ist zu Anfang ebenfalls klar und fängt nach kurzer Zeit
an zu sieden. Zucker und Salz unterscheiden sich zunächst nicht vonein-
ander. Man kann sie als Feststoff und als Lösung leicht verwechseln. Eine
Zuckerlösung verfärbt sich beim Erhitzen nach hellbraun und mit abneh-
mendem Flüssigkeitspegel nach dunkelbraun. An dieser Stelle hat man
primitiven (ohne Zusätze) Zuckercouleur, den Farbstoff (E150 c) für Süß-
getränke und Soßen, hergestellt. Zuckercouleur färbt auch in großer Ver-
dünnung noch und ist wasserlöslich.
Abbildung 11
Zuckercouleur (Quelle: privat)
Erhitzt man die Zuckerlösung weiter, erhält man eine schwarze feste Mas-
se, die raucht und verbrannt riecht. Hier handelt es sich um Zuckerkohle,
das Zersetzungsprodukt von Haushaltszucker. Der Haushaltszucker liegt
also nach der Wasserzugabe als gelöster Stoff vor und reagiert bei Er-
wärmen unter Dehydrierung zu einem schwarzen Produkt.
43
Chemisches Zeichen:
Feststoff: C12H22O11 (s)
Gelöst: C12H22O11 (aq)
Reaktion: C12H22O11 (l) Umwandlung in schwarzes Produkt
C12H22O11 (l) CxHyOz (s) + n H2O (g)
∆
Das Backpulver löst sich in Wasser unter leichtem Sprudeln. Ist alles
Wasser verdunstet, verändert der Rückstand seine Farbe von weiß zu
leicht gelblich, wird erst nach langem Erhitzen bräunlich und verflüchtigt
sich nicht. Hier wird die Zersetzungstemperatur nicht erreicht. Bei Back-
pulver handelt es sich im wesentlichen um Natriumcarbonat und Natrium-
hydrogencarbonat, welches beim Erhitzen leicht Kohlenstoffdioxid abspal-
tet und so den Teig des Kuchens aufgehen lässt. Das Hydrogencarbonat
wird dabei in das Natriumcarbonat umgewandelt. Bei längerem Erhitzen
färbt sich schließlich auch das Backpulver braun, da Stärke enthalten ist.
Stärke ist ein Polysaccharid, das aus vielen hundert Glucose-Bausteinen
besteht.
Chemisches Zeichen:
Feststoff: NaHCO3 (s)
Reaktion: 2 NaHCO3 (s) Na2CO3 (s) + CO2 (g) + H2O
Abbildung 12
Rückstand des Backpulvers nach Erhitzen (Quelle: privat)
Die Cola siedet relativ schnell, wobei das enthaltene Wasser verdampft.
Zurück bleiben die vorher gelösten Inhaltsstoffe.
44
Dies sind Phosphorsäure und Phosphate, Zucker und Zuckercouleur,
Farbstoffe und verschiedene Salze (Angaben von Etikett). Der Rückstand
ist aufgrund des hohen Zuckergehaltes und dem enthaltenen Zuckercou-
leur schwarz gefärbt. Diese Stoffe waren vormals gelöst und bleiben nun
als schwarzer Feststoff zurück.
Abbildung 13
Rückstand von Cola nach dem Erhitzen (Quelle: privat)
G. Verwendung in der Schule: Diese Versuchsreihe soll den Schülern den Unterschied zwischen festem,
flüssigem, gelösten und gasförmigem Zustand eines Stoffes klar machen.
Die dazugehörigen Begrifflichkeiten werden besprochen, sowie die Um-
wandlungen, die der Stoff vollzieht. Dazu stehen verschiedene Arbeitsblät-
ter zur Verfügung.
Man könnte Ionenbindungen und kovalente Bindungen charakterisieren
und verschiedene Stoffklassen untersuchen. Ein wichtiger Aspekt ist, dass
die Schüler lernen, wie man Vorgänge beobachtet und beschreibt. Dabei
beginnt man mit dem einfachsten Stoff, dem Wasser. Mit seiner großen
Lebensnähe ist es für Schüler im Chemieunterricht sehr gut zugänglich. In
einer Erweiterung der „Esslöffel-Experimente“ kann man auch die entste-
henden gasförmigen Produkte mit einem weiteren Teelöffel auffangen. Da
kondensiert zum Beispiel Wasser beim Erhitzen von trockenem Zucker
und auch das scheinbar trockene Backpulver enthält offensichtlich Feuch-
tigkeit. Es kondensiert kein Wasser beim Erhitzen von trockenem Salz.
45
Abbildung 14
Erweiterung der Esslöffelexperimente
Seitenansicht: Mit einem weiteren Esslöffel wird geprüft, ob gasförmige Stoffe
entweichen und wieder kondensieren. (Quelle: privat)
Abbildung 15
Diagramm mit Aggregatzuständen (Quelle: W. Botsch, E. Höfling, J. Mauch,
Chemie - in Versuch und Übung, Otto Salle Verlag, Frankfurt a. M., Berlin, Mün-
chen, 1977, S. 6)
Mit Hilfe des Diagramms, in dem fast alle Aggregatzustände aufgeführt
sind, lernen die Schüler die verschiedenen Fachbegriffe für die verschie-
denen Übergänge zu benutzen. Um die Sublimation, den Übergang von
Feststoff zum Gas (ohne vorheriges Schmelzen) und zurück (Resublimati-
on), zu zeigen, erhitzt man Kaffeepulver vorsichtig auf einem Löffel. Nach
etwa drei Minuten zeigen sich kleine weiße Kristallnadeln. Es handelt sich
dabei um Coffein, einen organischen Stoff.
46
N
N
N
N
O
O
H3C
CH3
CH3
Abbildung 16
1,3,7 – Trimethylxanthin (Quelle: privat)
Die Aufgaben, die aus dem Experiment resultieren, müssen demnach
darauf zugeschnitten sein, den Schülern die Begrifflichkeiten beizubrin-
gen. Wichtig sind auch noch die Begrifflichkeiten: gelöst, auskristallisiert,
und die Reaktion. Der Zucker schmilzt und reagiert schließlich unter Was-
serentzug zu einem schwarzen Produkt. Dabei ist er vom Salz zunächst
nicht unterscheidbar. Hier muss unterschieden werden, zwischen einem
zweikernigen Salz und einem mehrkernigen Molekül, das aus Atom- bzw.
kovalenten Bindungen besteht. Das Molekül kann zu einem neuen Stoff
mit neuen Eigenschaften reagieren. Das aus dem Backpulver entstehende
Gas könnte man mit der Kalkwasser-Reaktion untersuchen. Dazu erhitzt
(ca. 60°C) man das Pulver oder die Lösung in einem kleinen Kolben mit
durchbohrtem Stopfen, auf dem ein Gärrohr sitzt. Darin befindet sich eine
Ca(OH)2 -Lösung, die mit Kohlenstoffdioxid Calciumcarbonat bildet, wel-
ches die Lösung trübt. Die Schüler müssen schließlich entscheiden, ob es
sich um eine Reaktion handelt oder lediglich um einen Wechsel des Ag-
gregatzustandes. Dazu wird im anschließenden Unterricht ein Arbeitsblatt
bearbeitet.
H. Fachlicher Anspruch: Anwendbar in der Jahrgangsstufe 8: Stoffe und ihre Eigenschaften, Ag-
gregatzustände, Lösungen und Löslichkeit, Veränderungen beim Erhitzen
von Stoffen, Schmelz- und Siedediagramme, Temperaturabhängigkeit der
Löslichkeit, Experimentelles Arbeiten an Beispielen, Einführung in die
chemische Reaktion, „Verschwinden“ von Stoffen und Entstehung neuer
Stoffe mit neuen Eigenschaften.
47
5.3.4 „Wie viel Sauerstoff ist in der Luft?“ A. Material: Stahlwolle (Akkupads) ohne Reinigungszusätze
Trinkglas
Suppenteller
Bleistift
Wasser
Anspitzer
Lineal
B. Durchführung: Der Boden des Glases wird mit wenig der aufgelockerten Stahlwolle be-
deckt. Mit einem kurzen Bleistift, der in der Stahlwolle steckt, wird sie
gehalten. Nach kurzem Anfeuchten der Stahlwolle mit Wasser, bleibt das
Glas kopfüber drei bis vier Tage lang in einem Teller mit Wasser stehen.
Der Wasserstand im Glas wird zu Beginn und dann jeden Tag einmal ge-
messen. Der Einstrom von Wasser in % und damit der Sauerstoffgehalt in
% der Luft wird ermittelt.
Abbildung 17
Versuchsaufbau „Sauerstoffgehalt der Luft“ (Quelle: E. R. Churchill, L.V.
Loeschnig, M. Mandell, 365 einfache Experimente für Kinder, Tandem Verlag,
2005 dt. Ausgabe, S. 220)
48
Dieser Versuch sollte zuvor getestet werden, da die Stahlwolle in der Pro-
duktion unterschiedlich behandelt wird. Ein kurzes Eintauchen in verdünn-
te Essigsäure oder Essigessenz kann den Rostprozess beschleunigen
C. Sicherheit: Die Enden der Stahlfäden sind zum Teil sehr spitz. Verletzungsgefahr.
D. Dauer: Drei bis vier Tage, 10 Minuten Vorbereitung
E. Entsorgung: Die Stahlwolle wird dem Hausmüll zugeführt. Das Wasser wird kanalisiert.
F. Erläuterung: Die Stahlwolle besteht aus fein ausgezogenen Eisenfäden. Bringt man sie
mit Wasser und Luft in Berührung, bildet sich Rost, eine Mischung ver-
schiedener Eisenoxide. Findet der Rostprozess in einem Glas statt, wel-
ches in einem Wasserbad steht, steigt der Wasserpegel im Glas auf ca.
ein Fünftel des Glasvolumens an. Der Prozess des Rostens verbraucht
den Sauerstoff der Luft im Glas. Es entsteht ein Unterdruck, der das Was-
ser aufsteigen lässt. Es steigt soviel Wasser auf, wie vorher Luftsauerstoff
im Glas vorhanden war. Die restliche Luft besteht im wesentlichen aus
Stickstoff, Kohlenstoffdioxid und einem geringen Anteil verschiedener an-
derer Gase.
Der Korrosions-1 oder Rostprozess:
Primäroxidation des Eisens:
2 Fe (s) 2 Fe2+ (aq) + 4 e-
Reduktion des Luftsauerstoffs:
O2 (g) + 2 H2O + 4 e- 4 OH-(aq)
1Korrosion: Zerstörung eines Metalls durch chemische Einflüsse
49
Reaktion der Hydroxidionen mit Eisen(II)-Ionen:
2 Fe2+(aq) + 4 OH-
(aq) 2 Fe(OH)2 (s)
Sekundäroxidation von Eisen(II)hydroxid:
2 Fe(OH)2 (s) + ½ O2 (g) 2 FeO(OH)(s) + H2O
Rostbildung:
2 FeO(OH) (s) “Fe2O3 · H2O” (s) (rotbraun) „Der Wasseranteil im Rost ist unterschiedlich, hängt von der Bildungsreak-
tion ab und kann bei einem Rostfleck von einer zur anderen Stelle variie-
ren. Daher ist die genaue Zusammensetzung von Rost nicht bekannt.“ [16]
Der Anteil des Sauerstoffs, der bei der Rostbildung verbraucht wird, spie-
gelt halb quantitativ den Gehalt von Sauerstoff in der Luft wieder.
„Der Volumenanteil vom Sauerstoff der Luft in Meereshöhe beträgt
20,95 %, also etwa ein Fünftel der gesamten Luft, die in der Atmosphäre2
vorhanden ist. Mit zunehmender Höhe nimmt der Luftdruck3 (also auch der
Sauerstoffpartialdruck), und damit auch die Dichte, stetig ab.“[21]
Die Lufthülle der Atmosphäre hat für die Erde und das Leben wichtige
Funktionen:
• „Sie schützt die Lebewesen auf der Erde vor schädlicher und tödli-
cher Strahlung4 aus dem Weltraum, lässt aber notweniges Sonnen-
licht durch.“[21]
• „Sie schützt vor Auskühlung und Überhitzung der Erde und trans-
portiert die Wärme vom Äquator zu anderen Bereichen der Erde.
So kommt das Wetter und damit die Niederschlagsverteilung zu-
stande.“[21]
2 Atmosphäre: Die Erde umgebende Lufthülle, die in verschiedene
Schichten unterteilt wird 3 „Der Druck nimmt alle 5,5 Kilometer auf etwa die Hälfte seines vorherigen
Wertes ab.“ 4 Ultraviolette Strahlung (UV) mit Wellenlängen unter 400 nm, die sehr
energiereich ist. UV-A < UV-B < UV-C
50
• „Die Luft ist Hauptspeicher für Stickstoff (Vol% (N2) = 78,08) und
Reservoir für Kohlenstoffdioxid und Sauerstoff.“[21]
• „Sie verteilt natürliche und anthropogene5 Emissionen, die durch
Oxidation, Reaktion mit Radikalen und Photolyse umgesetzt und
abgebaut werden.“[21]
• „Sie schützt vor kleineren Meteoriten, die durch Reibung in der
Erdatmosphäre verglühen.“[21]
„Die Luft wurde in der Antike für eines der vier Urelemente (neben Was-
ser, Feuer und Erde) gehalten und galt bis Ende des 18. Jahrhunderts als
einheitlicher Stoff. Erst durch Scheele6, Priestley7, Cavendish8 und Lavoi-
sier9 konnte bewiesen werden, dass die Luft aus mindestens zwei Gasen
besteht, von denen eines (Sauerstoff) die Verbrennung unterhält, während
das andere (Stickstoff) eine Flamme erstickt.“[21]
Trockene Luft setzt sich im wesentlichen aus Stickstoff (Volumenanteil
78,08%) und Sauerstoff (Volumenanteil 20,95%) zusammen. Mit dem E-
delgas Argon (Volumenanteil 0, 934%) ist ein Volumen von 99,96% er-
fasst.
5 Anthropogen = durch Menschen verursacht oder ausgelöst (griech.
anthropos = Mensch; genes = hervorbringend, hervorgebracht) 6 Carl Wilhelm Scheele (1742 bis 1786). Apothekengehilfe in
Stockholm. Entdeckte 1774 den Sauerstoff. 7 Joseph Priestley (1733 bis 1804). Französischer Prediger, Sprachlehrer
und Chemiker. Entdeckte 1774 den Sauerstoff. 8 Henry Cavendish (1731 bis 1810). Englischer Hochadel. Fand in der Luft
20,84 % Sauerstoff und einen inerten Rest (den 120. Teil). 9 Antoine Laurent Lavoisier (1743 bis 1794). Franz. Jurist, Physiker und
Chemiker. Untersuchte die Vorgänge bei der Verbrennung.
51
Argon stellt neben anderen, in Spuren vorhandenen, Edelgasen den iner-
ten10 120. Teil da, den Cavendish bei seinen Untersuchungen fand.“ [21]
1
N2 O2 Ar Ne He Kr Xe CO2 CH4 N2O CO H2 O3
* zeigen starke zeitliche Fluktuationen
Abbildung 18
Zusammensetzung von trockener Luft. (
zur Förderung der Chemie und der biolog.
rie e.V., Textheft Umweltbereich Luft, Fran
10 Bezeichnet die Eigenschaft eines Stoffe
von Chemikalien entweder überhaupt nic
aggressiven Chemikalien angegriffen zu11 Troposphäre: bewegte Luftschicht in 0 b
=wenden
52
1
Quelle: Fond d. chemischen Industrie
Chemie im Verband der chem. Indust-
kfurt a. M., 1995, S. 4)
s, reaktionsträge zu sein, d.h.
ht oder nur von besonders
werden.
is 12 km Höhe, griech. tropein
Stickstoff, als häufigstes Gas in der Atmosphäre, spielt eine wichtige Rolle
für alle Stoffkreisläufe auf der Erde, da auch Stickstoff weitestgehend ein
Inertgas ist. Diese Eigenschaft verhindert, dass die Erde eine stark oxidie-
rende Umgebung darstellt. Alle Prozesse (Verbrennung, Zersetzung, wei-
tere Oxidationen) würden rasend schnell verlaufen, wenn Sauerstoff
Hauptbestandteil in der Atmosphäre wäre. Und trotzdem ist Sauerstoff
eine Lebensnotwendigkeit. Die Menschen, die Tiere und die Pflanzen
brauchen ihn als Energieträger für ihren Stoffwechsel. Das vierthäufigste
Gas der Luft ist Kohlenstoffdioxid, welches auch als Treibhausgas bekannt
ist. „Als Stoffwechselendprodukt ist es für den Menschen nicht direkt ge-
fährlich, verdrängt in größeren Dosen jedoch den Atemsauerstoff, regt a-
ber gleichzeitig die Atmung an.“[10] Pflanzen brauchen Kohlenstoffdioxid
um die Energie der Photosynthese zum Stoffaufbau (wachsen) nutzen zu
können. Dabei entsteht Sauerstoff, der der Atmosphäre zugeführt wird und
zur Atmung wieder zur Verfügung steht. So ergeben sich einfache Bezie-
hungen zwischen Sauerstoff und Kohlenstoffdioxid.
Abbildung 19
Kohlenstoffkreislauf (Quelle: H. Bayrhuber, U. Krull, U. Bäßler, A. Danzer, Lin-
der, Biologie, Lehrbuch für die Oberstufe, Metzler Schulbuchverlag GmbH, Han-
nover 1992, S. 93)
53
Stickstoff verhindert durch seinen hohen Anteil in der Luft nicht nur die
raschen Oxidationen auf der Erde, das Gas ist auch aktiv an speziellen
Kreisläufen beteiligt. Menschen und Tiere scheiden Harnstoff aus, Vögel
Harnsäure. Die Masse beider Stoffwechselprodukte ist beträchtlich (Land-
wirtschaft) und wird durch Rückführung in elementaren, atmosphärischen
Stickstoff abgebaut. Dies geschieht im wesentlich durch Bakterien, die
beispielsweise Harnstoff zu Ammoniak und Ammoniumionen abbauen.
Weitere oxidierende Bakterien setzen die Stoffe zu Nitrat und Nitrit um.
Durch Reduktion wird schließlich elementarer Stickstoff gebildet, der in der
Atmosphäre bei hoher Temperatur (durch Blitze) wieder zu Nitraten rück-
oxidiert, die für das pflanzliche und tierische Wachstum zur Verfügung ste-
hen.
Abbildung 20
Stickstoffkreislauf (Quelle: H. Bayrhuber, U. Krull, U. Bäßler, A. Danzer, Linder,
Biologie, Lehrbuch für die Oberstufe, Metzler Schulbuchverlag GmbH, Hannover
1992, S. 93)
54
Weitere Bestandteile der Luft sind die Edelgase (Spurengase), die unter
anderem eine wirtschaftliche Rolle spielen. Wegen ihrer geringen Wärme-
kapazität11 werden sie (v.a. Argon) als Isolation in Doppelglasfenster-
scheiben eingebracht. Helium wird in der Lebensmittelindustrie als Inert-
gas bei der Verpackung eingesetzt, ist leichter als Luft und wird daher bei
der Ballonfahrt verwendet.
Xenon und Neon wichtige Bestandteile von Autolampen und Neonröhren.
Methan, ein organischer Stoff, brennt sehr gut und kann so zur Energie-
gewinnung genutzt werden. Wasserstoff wird als Reduktionsmittel zur
Herstellung sehr reiner Stoffe und als Brennstoff für Automobile der Zu-
kunft benutzt.
Distickstoffmonooxid (Lachgas) wurde früher von Ärzten wegen der leicht
betäubenden Wirkung als Narkosemittel eingesetzt.
Ozon, eine wichtige allotrope12 Modifikation von Sauerstoff, absorbiert ge-
fährliche UV-Strahlung und schützt so die Erde vor dieser. Der Abbau des
Ozon erfolgt radikalisch durch Treibmittel wie FCKW und hat die soge-
nannten Ozonlöcher zufolge. Ozon bildet sich an heißen Sommertagen in
verkehrsreichen Städten und ist in hohen Konzentrationen für den Men-
schen gefährlich, da es stark oxidierend wirkt.
„Stickstoffdioxid (NO2), das aus Verbrennungsgasen von Automotoren
stammt, zerfällt im Sonnenlicht zu Stickstoffmonooxid und Sauerstoffato-
men, die ihrerseits mit Sauerstoff zu Ozon reagieren.“[7]
NO2 (g) NO/g) + O
O(g) + O2 (g) O3 (g)
11 benötigte Wärmemenge um eine gegebene Masse um 1°C zu
erwärmen. 12 Das Auftreten eines Elements in verschiedenen Formen im
gleichen Aggregatzustand.
55
G. Verwendung im Unterricht: Das Thema Luft ist im Lehrplan als wichtiger Bestandteil der Sekundarstu-
fe I (Klasse 8) vorgesehen. Die experimentelle Erarbeitung des Sauer-
stoffgehaltes und die Oxidbildung sind Teil des Inhaltes. Der leichte Ver-
suchsaufbau und die eindeutigen Beobachtungen ermöglichen einen
Rückschluss auf das Geschehene. Wichtig ist, dass Oxidationsprozesse
bereits bekannt sind. Auf diese Weise nähert man sich allein durch Beo-
bachtung dem Sauerstoffgehalt der Luft. Das Formulieren einer Reakti-
onsgleichung darf natürlich nicht in der obigen Weise erfolgen, da die
fachwissenschaftliche Betrachtung das Wissen der Schüler übersteigt. Die
Reaktion von Eisen zu Eisenoxid sollte als vorläufige Erklärung genügen.
2 Fe (s) + O2 (g) 2 FeO (s)
Wichtig ist auch, dass im Wasser gelöster Sauerstoff mit dem Eisen rea-
giert, darum ist es notwendig den Versuch nach drei bis vier Tagen zu be-
enden. Das Volumen des verbrauchten Sauerstoffs verändert sich dann
nicht mehr wesentlich, das Eisen (Stahlwolle) dagegen wird langsam wei-
ter oxidiert.
H. Ideen für den folgenden Unterricht: Eine Erweiterung des Experimentes auch in höheren Klassen könnte die
quantitative Ermittlung des Sauerstoffgehaltes sein. Dazu wird in einen
100 mL Kolbenprober 100 mL Luft eingesogen. Dieser wird in eine Appa-
ratur mit einem leeren 100 mL Kolbenprober verbunden. Dazwischen baut
man ein Glühröhrchen mit Kupferpulver ein. Die Apparatur muss dicht
sein, was man durch mehrmaliges Hin- und Herschieben der Luft prüft.
Das Glühröhrchen mit dem Kupferpulver wird mit einem Brenner stark er-
hitzt, wobei man die Luft mehrmals darüber leitet, bis sich eine Volumen-
konstanz einstellt. Das Endvolumen überprüft man nochmals nach dem
Abkühlen. (Lehrerversuch!)
56
Abbildung 21
Analyse Luft. (Quelle: Fond d. chemischen Industrie zur Förderung der Chemie
und der biolog. Chemie im Verband der chem. Industrie e.V., Textheft Umweltbe-
reich Luft, Frankfurt a. M., 1995, S. 121)
Das rötlich glänzende Kupfer reagiert mit dem Sauerstoff der Luft schwar-
zem Kupferoxid.
2 Cu (s) + O2 (g) 2 CuO (s)
Das Volumen nimmt um rund 20 mL ab, bei den restlichen Gasen handelt
es sich nur noch um Stickstoff, Kohlenstoffdioxid und die anderen Spuren-
gase.
Weiterhin lohnt sich vor allem in höheren Klassen die sogenannte Luft-
verbrennung (Synthese von Stickstoffoxiden aus der Luft), bei der ein Ge-
witter simuliert wird. Hier wird im Lichtbogen elementarer Stickstoff zu
Stickstoffmonooxid und schließlich zu Stickstoffdioxid oxidiert. Das braune
Gas wird in Wasser mit Indikatorzusatz (z.B. Methylorange) eingeleitet,
wobei sich Nitrate bilden. In verdünnter Natronlauge entstehen aus Stick-
stoffdioxid Nitrat- und Nitritionen, die durch geeignete Nachweisreaktionen
sichtbar gemacht werden können.
57
A Vierfach tubulierte Experimentierkugel (Scheidtsche Kugel)
B + C Hochspannungselektroden aus Graphit mit Stopfen
D Hochspannungstransformator
E Glaswinkelrohr
F Gasableitungsrohr
G Dreiwegehahn
H Waschflasche mit entionisiertem Wasser und Indikator
(Methylorange)
I Waschflasche mit verdünnter Natronlauge Abbildung 22
Luftverbrennung (Quelle: E. Gerstner, Skriptum zum anorganisch-chemischen
Praktikum für Lehramtskandidaten, Marburg 1993, S. 86).
Für diese Versuche gelten die gängigen Sicherheitsbestimmungen, wie
Schutzbrille, Abzug, Schutzkleidung, sowie der verantwortungsvolle Um-
gang mit Hochspannung. Lehrerversuch!
58
I. Fachlicher Anspruch: Anwendbar in der Jahrgangsstufe 8: Einführung in die chemische
Reaktion, Reaktionen von Metallen und Nichtmetallen mit Luft (Sauer-
stoff), Quantitative Zusammensetzung der Luft.
59
5.3.5 „Feuerlöschen mit Kaffee“ A. Material: Große Saftkanne aus Glas mit breiter Öffnung
Grillzange aus Metall
4 Teelichter
Feuerzeug
Esslöffel
Kaffeepulver
1 Päckchen Backpulver
Wasser
Multi-Messbecher
B. Durchführung: Zunächst werden alle vier Teelichter angezündet. Mit der Würstchenzange
greift man eines der Teelichter und stellt es in die Kanne. Es wird normal
weiterbrennen. Nun gibt man etwa drei Esslöffel voll Kaffeepulver in die
Kanne und vermischt ihn gut mit dem Backpulver. Nachdem etwa 30 ml
Wasser hinzugegeben wurden, hält man jede Minute ein Teelicht mit der
Zange in die Kanne. Dabei testet man zunächst den oberen, dann den
unteren Bereich der Kanne. Die Teelichter dürfen das Kaffee/Backpulver-
Gemisch nicht berühren. Nach zehn Minuten bricht man das Experiment
ab und spült die Kanne mit viel Wasser aus.
C. Sicherheit: Brennbare Gegenstände, wie Küchenrolle, Taschentücher und Spraydo-
sen dürfen nicht in die Nähe der Kerzen kommen. Um das Experiment
herum sollte ausreichend Platz zur Verfügung stehen. Lange Haare zu-
sammen binden. Schutzbrille tragen.
D. Dauer: Ca. 20 Minuten
60
E. Erläuterung: Eine Kerze, die zunächst zur Probe in eine leere Saftkanne gehalten wird,
brennt normal weiter. Das gasförmige Wachs reagiert mit dem Sauerstoff
der Luft zu Kohlenstoffdioxid, sehr wenig Kohlenstoffmonoxid, Ruß (Koh-
lenstoff) und Wasser.
Kaffeepulver und Backpulver ergeben eine hellbraune Feststoffmischung.
Nach der Zugabe von Wasser bläht sich das Gemisch auf und wächst zu
einem hellbraunen Kaffeeberg heran, aus dem viele Gasblasen austreten.
Hält man nun die brennende Kerze in das gebildete Gas, brennt sie noch
kurz weiter und erlischt dann zunächst nur im unteren Bereich. Nach und
nach füllt sich die Kanne mit dem Gas. Aus diesem Experiment kann man
verschiedene Schlüsse ziehen.
Das Backpulver
Backpulver besteht zum größten Teil aus Natriumhydrogencarbonat.
Hydrogencarbonat setzt beim Erhitzen und bei Kontakt mit sauren Lösun-
gen Kohlenstoffdioxid frei. Da nicht erhitzt wird und trotzdem ein Gas ent-
steht, „muss der Kaffee eine Säure sein“.
Kaffee
Kaffee enthält tatsächlich organische Säuren, da es sich um ein Naturpro-
dukt handelt, denn er stammt aus der Kaffeebohne, die am Kaffeestrauch
wächst. Beim Stoffwechsel der Pflanze fallen, wie bei allen Pflanzen, or-
ganische Säuren und andere Sekundärstoffe an, die den Pflanzen vorwie-
gend als Fraßschutz vor Tieren dienen. Natürlich sind die Säuren auch in
der Bohne sowie im Pulver angereichert, da die Bohnen lediglich getrock-
net, geröstet und gemahlen werden. Beim Röstprozess wird der Bohne
Wasser entzogen, die Säuren liegen in höherer Konzentration vor. Die
Bohne verliert beim Rösten ihre grüne Farbe und wird braun. Da die Be-
standteile des Kaffees mit dem Hydrogencarbonat in einer Säure/Base-
Reaktion reagieren, bekommt auch die Tatsache, dass der Kaffee schäd-
lich für den Magen ist, Sinn. Er führt, in großen Mengen zur Übersäuerung
der Speiseröhre, die Hitze tut ihr übriges dazu.
Auch das Reinigen von Kaffeeresten mit Backpulver in Thermokannen
beruht auf der folgenden Reaktion
61
RCOOH(aq) + HCO3- (aq) RCOO-
(aq) + H2O + CO2 (g) RCOOH steht hier für gelöste organische Säuren
Kohlenstoffdioxid
„Das entstehende Kohlenstoffdioxidgas ist ein farbloses, nicht brennbares
Gas, das etwa 1,5 mal so schwer wie Luft ist und so zu Boden sinkt. Als
Stoffwechselendprodukt hat Kohlenstoffdioxid naturgemäß keine toxische
Wirkung. Zu hohe Gehalte in der Atemluft sind deshalb gefährlich, weil sie
einen niedrigen Sauerstoffgehalt bedingen. In Sektkellern oder Brunnen
beobachtet man oft eine erhöhte Konzentration an Kohlenstoffdioxid (Säu-
reeinwirkung auf carbonathaltiges Gestein durch Schimmelbildung) und
wendet daher die sogenannte Kerzenprobe an: eine auf den Boden ge-
stellte brennende Kerze erlischt, ehe sich eine für den Menschen gefährli-
che Konzentration in Kopfhöhe ausbildet. Das Kohlenstoffdioxid verdrängt
den zur Verbrennung notwendigen Sauerstoff und wird aufgrund dieser
Eigenschaft in Feuerlöschern verwendet. Eine Flamme erlischt bei Gehal-
ten von 8 – 10 Vol.-%“ [10]
Kohlenstoffdioxid kommt auch im Erdinnern als Gas vor und strömt an be-
sonders dünnen Stellen der Erdkruste ins Freie. Dort sammelt es sich in
großen Mengen in tiefliegenden Senken. Da es ein wichtiger Bestandteil
der Photosynthese ist, gedeiht die Vegetation in solchen Senken (Afrika)
besonders gut und lockt Pflanzenfresser ins Verderben. Die Kadaver wie-
derum locken fleischfressende Tiere in die Senken, die dort ebenfalls nach
kurzer Zeit verenden. „Kohlenstoffdioxid hat jedoch nicht nur tödliche Ei-
genschaften, sondern aufgrund seiner anregenden Wirkung auf das A-
temzentrum wird es als Gegenmittel bei Kohlenmonoxid-Vergiftungen ein-
gesetzt.“[10]
F. Verwendung in der Schule: Um die Themen „Säuren und Laugen„ oder „Naturstoffe und Lebensmittel“
spannend und interessant einzuleiten, stellt man den Schülern die Frage,
ob man mit Kaffee Feuer löschen kann und wie dies wohl funktionieren
könnte.
Als Antworten kann man erwarten:
62
„Der Kaffee wird auf das Feuer gestreut.“
„Das Wasser des aufgebrühten Kaffees löscht das Feuer.“
Usw.
Es ist unwahrscheinlich, dass die Schüler erkennen, dass das mit einer
Base entstehende Kohlenstoffdioxidgas das Feuer löscht.
Hier passt eine experimentelle Hausaufgabe hervorragend ins Konzept.
Mit der Versuchsbeschreibung ausgerüstet, stellen die Experimentier-
gruppen fest, dass der Kaffee mindestens eine Säure enthalten muss. Es
zeigt sich, dass experimentelle Hausaufgaben durchaus auch für die
Oberstufe geeignet sind. Im Kaffee sind vor allem organische Säuren, wie
(1) Zitronensäure, (2) Essigsäure, (3) Oxalsäure und vor allem (4) Chloro-
gensäure enthalten.
H3C CO
OH CC
C
OH OHHO
OHOOO
C COO
HO OH
HO
HO
CO
COHO
OH
OHOH
1 2 3
4 Abbildung 23
Einige Säuren im Bohnenkaffee (Quelle: privat)
Auch andere Lebensmittel enthalten verschiedene Säuren, auf die man
mit Backpulver testen kann. Der Test mancher Substanzen auf sauren pH-
Wert wird oft gestört von der Eigenfarbe der Substanz, die die Farbe des
Indikatorpapiers verfälscht.
63
Mit Backpulver hat man die Chance, selbst in dunkel gefärbten Flüssigkei-
ten und Feststoffen qualitativ auf den Säuregehalt zu testen. Das markan-
te Sprudeln der sehr eindrucksvollen Reaktion zeigt selbst kleinste Säu-
remengen zuverlässig an. Auf die Oxalsäure kann man testen indem man eine Kaliumpermanganat-
lösung entfärbt.
2 MnO4
- + 5 C2O4 2- + 16 H+ 2 Mn2+ + 10 CO2 + 8 H2O
In Verbindung mit dem Thema Naturstoffe und Lebensmittel könnte man
auch den Kaffee selbst als interessante chemische Substanz betrachten.
Nicht nur seine saure Wirkung u. a. auf die Speiseröhre, sondern auch
seine Inhaltstoffe können lohnende Versuchsinhalte sein.
Die bekannteste Verbindung im Kaffee ist das Coffein. Seinetwegen ist
Kaffee ein sehr beliebtes Getränk um den Kreislauf anzuregen. „Im Roh-
kaffee (grüner Kaffee) ist das Coffein an die Chlorogensäure gebunden.
Durch das Rösten wird es freigesetzt, sodass es beim Genuss von kaffee-
haltigen Getränken schnell vom Körper resorbiert werden kann.“[10]
Außerdem eignen sich Tee und Schokolade zur Untersuchung, da diese
Lebensmittel dem Coffein ähnliche Substanzen enthalten.
(Siehe dazu die „Isolierung von Coffein, Theophyllin und Theobromin)
G. Ideen für den folgenden Unterricht: Mit Backpulver und Säuren lassen sich weitere schöne, chemische „Spie-
lereien“ durchführen:
Farbänderung in Tee:
Zu verschiedenen Tees werden kleine Mengen Backpulver hinzugefügt.
Da es sich bei den Farbstoffen von Tee um pH-aktive Substanzen handelt,
verändern sie ihre Farbe bei Zugabe von Backpulver. An der Kohlenstoff-
dioxidentwicklung erkennt man den sauren Charakter des Tees, erzeugt
durch Fruchtsäuren.
64
Feuerlöschen mit Essig:
In eine saubere Wasserflasche gibt man einen halben Esslöffel Backpul-
ver und füllt bis zur Hälfte mit Essig. Die Öffnung der Flasche wird mit
Knete, durch die ein Strohhalm steckt, fest verschlossen. Der Strohhalm
zeigt auf eine große Glasschale, in der verschieden große Kerzen bren-
nen. Das entstehende Kohlenstoffdioxid sinkt auf den Boden der Schale
und erstickt zunächst die kleinste Kerze, dann die nächst größere, usw.
Abbildung 24
Löschen mit Essig (Quelle: privat)
Mit der Chemie einen Luftballon aufblasen:
Abbildung 25
Füllen von Ballonen mit Essig (Quelle: privat)
Man gibt ca. 30 ml Wasser in eine saubere Wasserflasche und vermischt
gut mit einem Teelöffel Backpulver. Nun gibt man den Saft einer Zitrone
hinzu und zieht den Ballon schnell über die Flaschenöffnung.
65
Der Ballon sollte vorher gedehnt werden. Hier wird gezeigt, dass Chemie
auch Spaß machen kann. Diese Versuche eigenen sich also besonders
gut für die Unterstufe. Das Kohlendioxid als Gas könnte auch im Zusam-
menhang mit Mineralwasser weiterverfolgt werden. Die Herstellung von
Brause aus Wasser, Zucker, Zitronensaft und etwas Backpulver verdeut-
licht den Prozess der „Kohlensäure-Einleitung“ in Mineralwässer.
Auch zur Einführung in die Säure/Base-Chemie eignet sich das oben auf-
geführte Experiment sehr gut, da es sehr einprägsam ist.
Versuch: Isolierung von Coffein, Theophyllin und Theobromin:
Objekt: Camellia sinensis =Thea sinensis (Tee), Theobroma cacao
(Kakao), Ilex paraguariensis (Mate)
Theorie: N-methylierte Xanthin-Derivate Die drei wichtigsten Purinbasen dieser Klasse sind Theophyllin,
Theobromin und Coffein, die sich von den Purinderivaten Kinetin und
Zeatin (Phytohormone) durch ihre stark stimulierende Wirkung
unterscheiden. Sie leiten sich vom Xanthin (siehe Abbildung ) ab, in
dessen Molekül die Wasserstoffatome der sekundären Amine stufenweise
durch Methylgruppen ersetzt sind. Sie besitzen die folgenden
Strukturformeln:
66
N
HN
N
N
O
O H
H
H N
HN
N
N
O
N
N
N
N
O
O
H3C
CH3
CH3
N
HN
N
N
O
O
CH3
N
N
N
N
O
O
H3C
CH3CH3
H
Xanthin Hypoxanthin
Coffein Theobromin Theophyllin Abbildung 26
Derivate von Xanthin (Quelle: Aufbaukurs Dr. D. Dörnemann, „sekundäre
Pflanzeninhaltstoffe“, Fachbereich Biologie, Marburg, 2004)
Theophyllin: 1,3-Dimethylxanthin, kommt in geringer Menge in Teeblättern
vor und wirkt stark harntreibend (Diuretikum). Es bildet farblose Tafeln, die
bei 268°C schmelzen und in heißem Wasser leicht löslich sind.
Theobromin: 3,7-Dimethylxanthin ist das Hauptalkaloid der Kakaobohne.
Ferner findet es sich in Tee und in der Colanuss. Es wird ebenfalls als
Diuretikum verwendet. Um seine Löslichkeit zu erhöhen, stellt man
Doppelsalze her, z. B. ergibt das Natriumsalz des Theobromins, mit
Natriumsalicylat kombiniert, das Medikament Diuretin.
Coffein: 1,3,7-Trimethylxanthin ist in den Kaffeebohnen mi 1-1,5% der
essbaren Trockenmasse und im Tee mit bis zu 5% enthalten. Man
gewinnt es aus Teeabfällen oder als Nebenprodukt bei der Herstellung
koffeinarmen Kaffees, sowie synthetisch. Koffein übt eine anregende und
belebende Wirkung auf das Zentralnervensystem und die Herztätigkeit
aus und findet medizinische Verwendung. Diuretisch wirkt es geringer als
Theophyllin und Theobromin. Die drei Purinbasen werden wegen ihrer
spezifischen und drogenähnlichen, physiologischen Wirkung zu den
Alkaloiden (Purin-Alkaloide) gerechnet.
67
Durchführung (im Abzug): Isolierung und Reinigung der drei Purin-Alkaloide:
10 g grob gepulverter Tee, 10 g Kakaopulver bzw. 50 g Mate werden in
einem 250 ml Erlenmeyerkolben mit 50 ml Schwefelsäure (c = 0,5 mol/l)
für 5 Minuten zum Sieden erhitzt und sofort heiß filtriert. Das erkaltete
Filtrat wird im Scheidetrichter mit 50 ml Ammoniak (c = 5 mol/l) basisch
gemacht und mit 50 ml (in drei Portionen) Chloroform ausgeschüttelt. Die
Chloroformphase wird mit einem halben Teelöffel Natriumsulfat getrocknet
(mind. 15 Minuten), vom Natriumsulfat dekantiert, auf ca. 0,5 ml eingeengt
und in möglichst wenig Chloroform/Methanol (60/40) aufgenommen. Es
wird eine analytische DC-Trennung auf Kieselgel F254-Platten (5x10 cm)
und eine halbpräparative Trennung auf Kieselgelplatten (20x20 cm)
durchgeführt. Als Laufmittel für die DC wird Chloroform/Ethanol (abs)
(95/5) eingesetzt. 20 Minuten vor Einfüllen des Laufmittels in die Kammer
wird die beladene DC-Karte mit einem Becherglas 10%iger
Ammoniaklösung in die Kammer eingebracht und dabei mit Ammoniak
gesättigt. Dann wird das Laufmittel zugegeben. Der R
bgeschnitten.
n überführt.
f-Wert für Coffein
liegt bei 0,55, für Theobromin bei 0,35 und für Theophyllin bei 0,15. Von
den präparativen Platten wird nach der Auftrennung mit einer Schere ein
schmaler Randstreifen a
Die Purin-Alkaloid-Banden auf diesem Streifen werden durch Ansprühen
mit Identifizierungsreagenz sichtbar gemacht, die Banden auf den
Restplatten abgekratzt und mit Chloroform/Methanol (60/40) eluiert. Nach
Abzentrifugieren des Kieselgels wird der Überstand zur Trockne
eingedampft und der Rückstand in ein Präparatgläsche
Nachweis a) UV254: fluoreszenzgeminderte Zonen markieren
Nachweis b) mit Jod-Salzsäure-Reagenz: 1g Kaliumjodid und 2 g Jod
werden in 100 ml Ethanol gelöst, 25 %ige Salzsäure (auf 10 ml Wasser 25
ml konzentrierte Salzsäure geben) wird mit dem gleichen Volumen
Ethanol versetzt. Zunächst wird die DC-Karte mit der Jodjodkalium-Lösung
angesprüht dann mit der ethanolischen Salzsäure-Lösung.
68
Es zeigen sich rotbraune bis violette Flecken von Coffein, ggf. auch
Theobromin und Theophyllin.
.
en)
Zusätzlich kann folgender Versuch durchgeführt werden:
Gewinnung von Coffein durch Sublimation. Etwa 0,5-1 g schwarzen Tee
zerreiben und in einer Abdampfschale über der ein 100 ml Rundkolben
angebracht ist, vorsichtig erhitzen. Nach einiger Zeit befindet sich an dem
Kolben zunächst ein weißer Belag, der später in weiße Coffeinnadeln
übergehen kann. Sind die Kristalle scharzbraun gefärbt, so wurde zu stark
erhitzt. Je nach Größe der Nadeln werden diese gegebenenfalls unter
einem Binokular betrachtet
Versuchsvorschlag aus dem Aufbaukurs Dr. D. Dörnemann, „sekundäre
Pflanzeninhaltstoffe“, Fachbereich Biologie, Marburg, 2004 (Handzettel wurde
abgeschrieb
H. Fachlicher Anspruch: Anwendbar in der Jahrgangsstufe 10: Herstellung und Eigenschaften von
Laugen, Herstellung und Eigenschaften von Säuren, Säure-Base-Theorie
nach Brönstedt, Maßanalyse: Titration
Jahrgangsstufe 12: Naturstoffe
69
5.3.6 „Löschpapier mit Rotkohl färben“ A. Material: Messer, Schneidebrett, Wasser, Sieb, zwei Töpfe, Stift, Lineal, Schere,
Esslöffel, Pinzette, weißes Löschpapier, Zeitungen, 2 Blätter frischer
Rotkohl, Herdplatte und Ofen
B. Durchführung: Der Rotkohl wird mit einem Messer in kleine Stücke geschnitten und mit
Wasser bedeckt in einen Topf gegeben. Das Gemisch wird kurz auf der
Herdplatte erhitzt. Nach 15 Minuten füllt man die Kohlstücke und die
Flüssigkeit in ein Sieb, die Flüssigkeit wird in einem zweiten Topf
aufgefangen. Das Löschpapier wird in ca. 10 cm lange und ca. 5 cm breite Streifen
geschnitten und in die Lösung im Topf eingelegt. Das Papier bleibt noch
ca. 30 Minuten in der warmen Flüssigkeit liegen. Danach werden die
Streifen auf vier Lagen Zeitungspapier getrocknet, was auf einer Heizung
ca. 2 Stunden dauert. Um die Streifen völlig zu trocknen, damit sie nicht
schimmeln, legt man sie noch für eine halbe Stunde bei 60°C in den
Backofen. Der übrige Saft wird in einem Einmachglas im Kühlschrank aufbewahrt.
C. Sicherheit: Rotkohlsaft kann helle Stoffe, sowie Holz und Haut einfärben. Damit das
nicht passiert, sollten die Arbeitsflächen mit Zeitungspapier ausgelegt
sein. Bei der Durchführung trägt man am besten ältere Kleidungsstücke.
Beim Erhitzen des Saftes kann es zu Spritzern kommen. Direkt in den
Topf zu schauen, sollte man vermeiden. Außerdem soll der Saft nur heiß
werden, nicht kochen.
D. Dauer: Ca. 4 Std., wobei drei Stunden Trocknungszeit eingeplant werden
müssen. Die Herstellung bzw. Trocknung kann auch über mehrere Tage
erfolgen.
70
E. Erläuterung: Um Rotkohl und andere bunt gefärbte Pflanzen zu färben, müssen die
jeweiligen Farbstoffe wasserlöslich sein. Sie werden im
Sekundärstoffwechsel des Zellsaftes produziert und so in der ganzen
Pflanze verteilt. Die Stoffe, die die Farbigkeit des Kohls erzeugen, sind
unlöslich in Diethylether und Kohlenwasserstoffen. So wird ermöglicht,
dass die Extraktion mit Wasser von den Schülern leicht durchgeführt
werden kann. Von der Verwendung des Saftes von eingelegtem,
kochfertigen Rotkohl sollte man absehen, da dort bereits Branntweinessig,
der den pH-Wert beeinflusst, enthalten ist. So werden die Ergebnisse von
zukünftigen Versuchen verfälscht. Rotkohl und Blaukraut sind Gerichte
aus rotem Kohl, die lediglich unterschiedlich zubereitet werden. Dem
Rotkohl werden Branntweinessig und Säuerungsmittel zugefügt, das
Blaukraut wird naturbelassen gekocht und lediglich mit Aromastoffen
versetzt. Die Farbstoffe des Rotkohls lassen sich in der Wärme besser
extrahieren, als in kaltem Wasser. Um den Saft länger haltbar zu machen,
wird er heiß in das Einmachglas gefüllt und verschlossen abgekühlt. Eine
Lösung, die haltbar (Kühlschrank 6 Monate) ist, stellt man am besten her,
indem man den Farbstoff in der Kälte mit Brennspiritus extrahiert. Es
handelt sich dann allerdings nicht mehr um eine experimentelle
Hausaufgabe, sondern um ein Unterrichtsexperiment!!
5.3.7 „Untersuchung von Stoffen mit dem Rotkohlpapier“
A. Material: Mit Rotkohl gefärbtes Löschpapier (trocken), zwei weiße Blätter Papier,
Tesafilm, Stift, Wattestäbchen, Glas, Wasser, eine Zitrone, Badreiniger,
Backofenreiniger, Speiseessig, Kaisernatron (Soda), einen unreifen oder
grünen Apfel (Apfelsaft), eine Zwiebel, Cola, andere Testsubstanzen...,
pH-Papier
71
B. Durchführung: Das gefärbte Löschpapier wird mit dem Tesafilm auf das weiße Papier
aufgeklebt. Nun unterteilt man das Löschpapier mit dem Stift in etwa
gleichgroße Teile, die man mit den verwendeten Substanzen beschriftet.
Wasser Zitrone Apfel Zwiebel Brause Pottasche
Farbe pH
Kalkreiniger Waschmittel (flüssig) Seife
Farbe pH
Abbildung 27
Auswertungsbogen des Indikatorversuchs (Quelle: privat)
Nun werden die verschiedenen Substanzen auf das Löschpapier
aufgebracht. Dies geht in einigen Fällen am besten mit einem frischen
Wattestäbchen.
telt.
Feste Substanzen, werden in gleichen Portionen in einem Flaschendeckel
in wenig Wasser gelöst. Mit pH-Papier wird dann der echte pH-Wert
ermit
72
C. Sicherheit: Bei den verwendeten Reinigern handelt sich meist um Substanzen, die
Reizungen auf der Haut verursachen. Die Gefahrenhinweise (giftig,
reizend oder ätzend) auf der Rückseite des jeweiligen Reinigers sollten
deshalb streng beachtet werden. Reinigungsmittel dürfen nie getrunken
oder inhaliert werden, es kann zu starken Vergiftungen kommen. Es muss
unbedingt darauf geachtet werden, den Raum gut zu lüften wenn diese
Substanzen aufgetragen werden.
D. Dauer: Ca. 3/4 Std.
E. Erläuterungen: „Die Zellen des Rotkohlgewebes enthalten blau, rot und gelb gefärbte
Anthocyane (aus antho: griechisch für Blüte und Cyane = im Namen der
blauen Kornblume Centaurea cyanus), die in der Natur weit verbreitet
sind.
Erstmals entdeckte ein Goldschmied (Leonhard Thurneysser zum Thurn,
*1530) und Anhänger von Paracelsus (Arzt und Naturforscher, *1493),
dass schweflige Säure (SO2 als Oxidationsmittel) den Veilchensaft
entfärbte. Der Saft färbte sich bei Zugabe von Schwefelsäure rot – ein
Unterscheidungsmerkmal. Erst 1913 gelang es dem Nobelpreisträger
Richard Willstädter (*1872, † 1942), die Struktur der Anthocyane und ihr
Farbspiel zu erforschen.“ [2]
rdeckt.“[2]
sich.
„Der Saft des Rotkohls ist für pH-analytische Zwecke besonders gut
geeignet, da er überwiegend nur ein Anthocyan, nämlich Rubrobrassin,
enthält. Ein weiteres wäre Raphanusin, das jedoch nur in Spuren
vorkommt und so mit seiner ganz eigenen Farbvariante die Farbe des
Hauptanthocyans nicht übe
Die Anthocyane sind in der Lage pH-abhängig, ähnlich den Aminosäuren,
ihre Struktur zu ändern. Diese Strukturänderung bringt auch eine
Farbänderung mit
73
„Doch auch durch Wechselwirkungen zwischen den Anthocyan-Molekülen
kommt es zu Farberscheinungen, hier spielen Selbstassoziation
(Chromosaccharide Mr bis zu 20 000, Komplex mit Fe, Al oder Cr),
Copigmentierung und molekulare Stapelung eine Rolle.“ [3]
O
OH
HO
OH
R1OH
R2
O
OR
HO
OH
OHOH
O
OR
HO
OH
OOH
O
OR
O
OH
OOH
O
OR
HO
OH
OHOH
OH
Flavyliumkation Chinoide Anhydrobase pH < 1 rot pH 6-7 purpur
Anionische Anhydrobase Chalkon pH 7-8 tiefblau pH ~ 10 gelb
Rubrobrassin, Grundstruktur der Anthocyane mitR1 und R2 = H
Abbildung 28
Strukturen der Anthocyane in Abhänigkeit vom pH-Wert (Quelle: Schwedt,
Georg, Experimente mit Supermarktprodukten, Wiley VCH-Verlag GmbH & Co.
KgaA, Weinheim, 2003, S. 7)
„Infolge des Besitzes phenolischer OH-Gruppen und eines zur Salzbildung
neigenden Sauerstoffatoms können die Anthocyane sowohl mit Säuren als
auch mit Basen Salze bilden, die im ersten Falle rot, im zweiten blau, grün
oder gelb aussehen.“ [4]
74
Die Voraussetzung der Farbigkeit ist das Vorhandensein eines konjugier-
ten π-Elektronensystems. Wichtig ist dabei, dass das höchste besetzte
Orbital (HOMO) nahe genug am niedrigsten unbesetzten Orbital (LUMO)
liegt. So kann ein Elektron durch sichtbares Licht angeregt und
angehoben werden.
[5]
Die Energie, die dazu nötig ist, wird in Form von absorbiertem Licht
aufgewendet. Man sieht die Komplementärfarbe. „Bei verschiedenen pH-
Werten erhält man deshalb unterschiedliche Farben:“
2: rot, -4: pink, -6: violett, -8: blau, -9: türkis, -10: grün, -12: gelb [2]
„Das Flavyliumkation hat sein Absorptionsmaximum bei 535 nm, was
einer Komplementärfarbe von rot-violett entspricht. Die chinoide
Anhydrobase absorbiert bei 570 nm, der Kohl erscheint bei pH 6-7 purpur.
Die Anionische Form des Rubrobrassins absorbiert bei 590 nm und man
beobachtet eine tiefblaue Farbe.“
Abbildung 29
Ergebnis des Indikatorversuchs mit Rotkohl (Quelle: privat)
Mit Wasser geht eine leichte Aufhellung des „Rotkohlpapiers“ einher, mit
Zitronensaft, färbt sich das Indikatorpapier rosa und der Apfelsaft bewirkt
ebenfalls nur eine sehr leichte Aufhellung. Die Brause enthält
Zitronensäure, mit der sich infolgedessen das Papier leicht rosa färbt,
während es sich mit Pottasche grün färbt. Die Zwiebel hingegen ist in der
Lage, den Indikatorfarbstoff zu zerstören.
75
Abbildung 30
Ergebnis des Indikatorversuchs mit Rotkohl (Quelle: privat)
Der Kalkreiniger ist besonders sauer, das Indikatorpapier zeigt hier ein
hellrosa Ergebnis. Waschmittel und Putzmeister können den Farbstoff
ebenfalls zerstören. Seife sorgt, wie Wasser, für eine leichte Aufhellung.
Der Farbwechsel vieler organischer Indikatoren basiert auf einem
ähnlichen Prinzip.
O3S NN N
Na
Na O3S NH
N
O3S NH
Na
+H
N
NN
Der Umschlagspunkt für
Methylorange liegt bei pH 3-4.
n an
Methylorange entsteht durch
Azokupplung von diazotierter
Sulfanilsäure mit
Dimethylanilin. Bei der
Reaktion handelt es sich um
eine elektrophile Additio
Abbildung 31
Struktur von Methylorange in Abhängigkeit vom pH-Wert (Quelle: Prof. Dr. Koert,
Vorlesung zur organischen Chemie, Fachbereich Chemie, Marburg, 2004)
76
F. Fachlicher Anspruch: Anwendbar in Jahrgangsstufe 8: Saure, alkalische und neutrale Lösungen,
Prüfen von Stoffen aus dem Alltag mit natürliche und künstlichen
Indikatoren. Außerdem behandelt man die Wirkung von Säuren und
Basen auf Indikatoren und ganz allgemein die Funktionsweisen und
Besonderheiten von Säuren und Basen. Gezeigt wird hier mit einem
selber hergestellten Indikatorpapier, dass wir von Säuren und Basen
umgeben sind und uns deren Reaktion mit Kalk im Bad oder im Kuchen
unutze machen. z 5.3.8 „Farbwechsel im Rotkohlsaft“ A. Material: 2 Teelöffel, Universalmessbecher, 2 Einmachgläser mit Deckel,
Einwegspritzen ohne Kanüle (1 mL, 2 mL und 10 mL), hohes schmales
Trinkglas, pH-Papier, Rotkohlsaft, Sodalösung, Zitronensäurelösung
B. Durchführung: Zunächst müssen die Lösungen hergestellt werden. Dafür gibt man einen
gestrichenen Teelöffel Soda (Backpulver) in ein Einmachglas und
übergießt mit 20 mL Wasser.
üllt.
n zusammen mit der Farbe notiert.
In das zweite Einmachglas werden zwei gestrichene Teelöffel feste
Zitronensäure und 40 mL Wasser eingef
Beide Lösungen werden mit Deckel gut geschüttelt.
In ein schmales Trinkglas gibt man mit der Spritze 1 mL des Rotkohlsaftes
und mit einer neuen Spritze 2 mL Sodalösung. Die Lösung schwenkt man
kurz um und notiert die Farbe in der Tabelle (siehe Arbeitsblatt).
Mit dem pH-Papier wird der pH-Wert dieser Lösung gemessen und
ebenfalls in der Tabelle notiert. Nun wird schrittweise die
Zitronensäurelösung dazu gegeben, die Mengen sind in der Tabelle
angegeben. Es wird jeweils gut umgeschwenkt und der pH-Wert
gemessen, den ma
77
C. Sicherheit: Ältere Kleidungsstücke und Schutzbrille tragen, bei denen Flecken nicht
so schlimm sind. Den Arbeitsbereich großzügig mit Zeitungen auslegen
um den Arbeitsbereich zu schützen.
D. Dauer: Ca. 45 Minuten
E. Erläuterung: Bisher wurde lediglich qualitativ untersucht, ob eine Substanz sauer oder
alkalisch reagiert. Hier sollen erste quantitative Versuche gemacht
werden. Das wissenschaftliche Arbeiten steht hier im Vordergrund. Die
Farben, die der Rotkohlsaft in Verbindung mit der Säure und der Base
hervorbringt, werden direkt den pH-Werten zugeordnet.
F. Verwendung im Unterricht: Indikatoren werden in den unteren Klassen eher weniger behandelt,
sodass man hier ebenfalls phänomenologisch vorgeht. Die oben
aufgeführten Molekülstrukturen überfordern sicherlich Schüler der
Mittelstufe. Die Oberstufe ist (klassenabhängig) jedoch geeignet, um
Indikatoren auch auf der molekularen Ebene zu betrachten. Im Zuge einer
Betrachtung von Farbstoffen in einer Oberstufenklasse können HOMO–
LUMO–Übergänge, die Voraussetzung für Farbigkeit sind, behandelt
werden. Auch Spektroskopie spielt hier eine große Rolle, ebenso wie
Farbe und Komplementärfarbe. Als weiteres Thema bieten sich Farbstoffe
an, die ebenfalls in der Natur vorkommen, wie β-Carotin. „Carotinonide ist
die Sammelbezeichnung für gelbe, orange oder rot gefärbte lipidlösliche
Pigmente, deren Struktur das aus acht Isopreneinheiten aufgebaute
Carotingerüst zugrunde liegt.“ [4]
78
Abbildung 32
β-Carotin (Quelle: privat)
Farbigkeit und entsprechende Isolierung (z. B. Extraktion von Lycopin aus
Tomatenmark mit Sonnenöl) von Farbstoffen kann weiterhin ein Thema
sein, sowie die damit verbundenen Löslichkeiten der Stoffe in diversen
Lösungsmitteln. Die beiden Experimente (Anfertigen von Indikatorpapier
und testen der Umwelt auf saure und basische Wirkung) können also
entweder als Einstieg ins Thema Säuren und Basen, Farbstoffchemie oder
Indikatoren angewendet werden. Die erhaltenen Indikatorpapiere können
in weiteren Versuchen dazu dienen Oxidations- und Reduktionsmittel zu
erkennen. Die Denkanstöße sollen die gemachten Beobachtungen
unterstützen, wobei sie sich eher an eine Mittelstufe richten. Einer Klasse
12 müssten daher andere, auf die Klasse zugeschnittene Fragen gestellt
werden.
G. Ideen für den folgenden Unterricht:
79
Auch Tee enthält Farbstoffe, die sich als Indikatoren eignen. Diese
Versuche könnten Schüler ebenfalls zu Hause durchführen. Diese wäre
eine abgeschwächte Version der Rotkohlchemie. Die verschiedenen
Farbeindrücke kommen auch nicht so deutlich heraus. Viele Apotheken
mischen Tee nach eigenen Vorgaben. So bietet sich der sogenannte
„Pferdehustentee“ als Indikator hervorragend an, da er diverse Blüten
enthält und sogar beim Lösen in heißem Wasser schon ein
beeindruckendes Farbspiel ergibt. Dies hängt allerdings mit den
verschiedenen Löslichkeiten der Bestandteile zusammen. Ein Rezept des
Tees ist im Anhang „Material zum Rotkohl“ beigefügt. Auch schwarzer Tee
und Früchtetee kann zur Indikation des pH-Wertes benutzt werden.
Verfügt man über ein einfaches Spektrometer, kann das
Absorptionsmaximum des eigenen Rotkohlsaftes selbst gemessen
werden.
Den Schülern wird auch hier der Zusammenhang zwischen absorbierten
und beobachtetem Licht gezeigt werden. Handelt man das Thema
Farbstoffe ab, kann man auf die verschiedenen Löslichkeiten von
Farbstoffen eingehen. Der Rotkohl ist dabei das Beispiel für
wasserlöslichen Farbstoff. Lycopin, der Farbstoff in Tomaten, oder Carotin
im Karotten können als Beispiele für wasserunlösliche Farbstoffe
lb.
3-8171-1662-4) vertieft werden.
fungieren. Mit Sonnenöl (unpolar) können diese Farbstoffe in der Wärme aus
Tomatenmark, bzw. Karottenbrei extrahiert werden. Auch hier kann wieder
der „Pferdehustentee“ (siehe Rezept) als Beispiel für lösliche Farbstoffe
herhalten. Die Apotheken bieten auf Anfrage auch detaillierte Informatio-
nen über die Inhaltsstoffe. Um weitere pH-Indikatoren zu behandeln, be-
dient man sich beispielsweise Bromthymolblau, Methlorange, Methylrot,
Thymolblau, Phenolphthalein und Alizeringe
Mit diesen Indikatoren testet man Substanzen des Haushaltes, wobei die
Schüler verschiedene Indikatoren und deren Umschlagspunkte kennen
lernen. Versuche mit diesen Substanzen sollten jedoch im Unterricht
durchgeführt werden. Der Rotkohlsaft kann auch für die Identifizierung
von Oxidationsmitteln herangezogen werden, da der Farbstoff durch diese
irreversibel zerstört und entfärbt wird. Auf den Spuren des Goldschmieds
Leonhard Thurneysser zum Thurn könnte man schweflige Säure (in
Zwiebeln) oder Kaliumpermanganat auf das Rotkohlindikatorpapier
einwirken lassen, wobei dies natürlich im Unterricht stattfinden muss. Die
entfärbende Wirkung von Wasserstoffperoxid in Fleckenentferner kann
Thema rund um den Rotkohl sein. Auf molekularer Ebene fasziniert der
Rotkohl ebenfalls. Anhand von anderen organischen Indikatoren (oben
aufgeführt), deren Synthesen (Synthese von Bromthymolblau im Anhang)
recht einfach und bestens bekannt sind, können organische
Reaktionsmechanismen (siehe dazu auch Dr. Arnold Willmes,
Taschenbuch chemische Substanzen, Verlag Harri Deutsch, 2. Auflage,
Saarbrücken 2001, ISBN
80
5.3.7 „Herstellen von Kunsthonig“ „Was die Biene kann...!“ A. Material: Kleiner Kochtopf
Esslöffel
Teelöffel
Multi-Messbecher Feste Zitronensäure
Wasser
Haushaltszucker
B. Durchführung: In den Kochtopf gibt man etwa 300 g Haushaltszucker und löst ihn in ca.
100 ml Wasser. Man sollte darauf achten, dass der Zucker komplett in
Lösung geht. Nun wird die Lösung mit einem halben Teelöffel fester
Zitronensäure versetzt und 5 Minuten unter Rühren aufgekocht. Nach dem
Erkalten kann die Lösung probiert werden. Die Beobachtungen werden
notiert.
C. Sicherheit: Wenn die Zuckerlösung kocht, kann sie aus dem Topf herausspritzen.
Deshalb nicht direkt in den Topf schauen. Die Lösung bleibt sehr lange
heiß, sie sollte ca. 15 Minuten abkühlen, bevor sie probiert werden kann.
Zitronensäure reizt die Augen und die Haut, bei Haut- oder Augenkontakt
wird sie mit warmem Wasser abgewaschen. Schutzbrille tragen.
D. Dauer: Ca. 20 Minuten
81
E. Erläuterung: „Honig ist das älteste Süßungsmittel. Er wurde als Nahrungsmittel bereits
in prähistorischen Zeiten verwendet. Rohrzucker wurde erst in der Mitte
des 18. Jahrhunderts gebräuchlich.[...] Honig stellt im wesentlichen eine
konzentrierte wässrige Lösung von Glucose und Fructose dar. Außerdem
enthält er zahlreiche weitere Inhaltsstoffe je nach Herkunft der
gesammelten Pflanzensäfte. Spezielle Enzyme, wie die stärkespaltende
Amylase, die auch im Mundspeichel vorkommt, sorgen für die Reifung und
natürliche Konservierung des Honigs.
..]
rt.“[2]
Kunsthonig, warenkundlich Invertzuckercreme genannt, besteht
hauptsächlich aus Invertzucker, d.h. aus Glucose und Fructose, die aus
der Spaltung von Saccharose stammen. [.
Großtechnisch wird Kunsthonig aus einer ca. 75%igen Saccharose-
Lösung unter Zusatz einer Säure (Schwefelsäure, Phosphorsäure,
Milchsäure oder Weinsäure) in dampfbeheizten Kesseln mit Rührwerken
erhitzt. Anschließend wird die Säure mit Natrium- oder Calciumcarbonat
neutralisie
F. Verwendung in der Schule: Hier wird der Prozess der Honigherstellung simuliert. Die Biene setzt der
gesammelten Saccharose-Lösung Enzyme (Invertase) zu, die in leicht
saurem Milieu die Saccharose in Glucose und Fructose spalten.
Mechanistisch wird zunächst das glycosidische Sauerstoffatom protoniert.
Die Positive Ladung wird durch Bildung eines Oxoniumions und ß-D-
Fructofuranose stabilisiert. Am intermediär gebildeten Carbokation greift
ein Wassermolekül mit seinen nicht bindenden Elektronenpaaren an. Es
entsteht α-D-Glucopyranose unter Abspaltung eines Protons.
Der wichtige Mechanismus der sauren Hydrolyse kann behandelt werden.
Außerdem eine vergleichbare basische Hydrolyse (Verseifung)
82
Mechanismus der sauren Hydrolyse von Saccharose
H
O
H H
CH2OH
H
HOOH
HOH2C
OH
HOHO
OH
HCH2OH
OO
H H
CH2OH
H
HOOH
HOH2C
OH
HOHO
OH
HCH2OH
HO
Saccharose
O
H H
CH2OH
H
HOOH
HOH2C
HOO
H
HOHO
OH
HCH2OH
O
HHO
HO
OHH
CH2OH
+
G. Ideen für den folgenden Unterricht: Nachweis reduzierender Zucker durch Reduktion von Kupfer(II)-Ionen
Im Unterricht können die Produkte, bei denen es sich um reduzierende
Zucker (Glucose/Fructose) handelt, durch entsprechende
Nachweisreaktionen sichtbar gemacht werden. Dabei wird zunächst eine
Lösung von Saccharose untersucht, die Kupfer(II)-Ionen, in Form von
Kupfersulfat, nicht zu Kupfer(I)-Ionen in Form von Kupfer(I)-oxid
duzieren kann. re
+ H2O
Carbokation Oxoniumion β-D-Fructofuranose
O
HHO
HO
OHH
CH2O H
OHα-D-Glucopyranose
+ H+
Abbildung 33
Saure Hydrolyse von Saccharose. (Quelle: privat)
83
Die Lösung der Produkte Glucose und Fructose ist dazu jedoch in der
Lage. Vergleichsweise können jeweils Lösungen aus Glucose und
Fructose untersucht werden. Dazu stellt man sich die sogenannten
Lösungen Fehling I und Fehling II her, bei denen es sich um eine
Kupfersulfat-Lösung (Fehling I) und eine alkalische Lösung von Kalium-
Natrium-Tartrat (Salz der Weinsäure) (Fehling II) handelt. Bei der Zugabe
der alkalischen Tartrat-Lösung zur Kupfersulfat-Lösung bildet sich der
tiefblaue Tartratkupfer(II)-Komplex. Erhitz man mit dem reduzierenden
Zucker, fällt orange bis rotes Kupfer(I)-oxid aus. Der Zucker wird zur Säure
xidiert. o
Nachweis reduzierender Zucker durch Reduktion von Silber(I)-Ionen
Eindrucksvoller und für den Schüler greifbarer ist wohl die Reduktion von
Silber(I)-Ionen durch die Produkte der Kunsthonigherstellung zu
elementarem Silber, welches sich als Silberspiegel an der
Reagenzglaswand niederschlägt. Dazu versetzt man eine Lösung von
Silbernitrat mit einer Lösung aus Glucose, in einem weiteren Reagenzglas
gibt man Silbernitrat-Lösung und eine Saccharose-Lösung
(Haushaltszucker) zusammen. Genauso verfährt man mit einer Lösung
des Kunsthonigs. Zu allen drei Reagenzgläsern gibt man wenige Tropfen
verdünnte Natronlauge und erhitzt leicht über dem Bunsenbrenner.
it der
ben.
Im Reagenzglas mit der Glucose-Lösung bildet sich ein Belag aus
metallischem Silber (Silberspiegel) an der Reagenzglaswand. M
Saccharose-Lösung kommt es zu keiner Reaktion. Auch der Kunsthonig
enthält nachweislich reduzierende Substanzen, es kommt zum
Silberspiegel. Mit den oben genannten Reaktionen kann man auch echten
Honig untersuchen, wobei sich noch mehrere Möglichkeiten erge
Der echte Honig enthält nicht nur reduzierende Zucker, wie Glucose und
Fructose, sondern auch Enzyme, die in der Lage sind, z. B. Stärke zu
spalten.
84
Nachweis von Amylase im Honig
So stellt man eine Lösung von löslicher Stärke her und versetzt diese mit
einer Iod-Kaliumiodid-Lösung bis zur Blaufärbung
(Iod-Stärke-Einschlussverbindung / Charge-Transfer-Wirkung).
Dieses Gemisch wird mit drei gut gehäuften Teelöffeln hochwertigen
Honigs (aus EU-Ländern) versetzt, auf ca. 40 °C erhitzt und gerührt. Nach
einiger Zeit (abhängig vom Honig) wird die Lösung entfärbt, da die Stärke
durch das Enzym Amylase in Glucose-Einheiten gespalten wird und so
kein Iod mehr einlagern kann.
Nachweis von Wasserstoffperoxid
Um den Honig haltbar zu machen, produziert ein anderes Enzym, die
Glucoseoxidase, ständig Wasserstoffperoxid. Dieses lässt sich mit
Schnellteststäbchen (Merck) gut nachweisen. Hier kann man auch die
Temperaturabhängigkeit der Wirkung von Enzymen sehr gut untersuchen.
Dazu werden vier kleine Bechergläser mit Wasser gefüllt und auf
beheizbare Magnetrührer gestellt. Man stellt von links nach recht die
Temperaturen 0°C bis 5°C, 20°C, 35°C bis 40°C und 80°C ein. 0 bis 5°C
erhält man durch Kühlung mit Eis, 20°C entspricht etwa Raumtemperatur.
Es werden in jeder Flüssigkeit etwa drei volle Teelöffel hochwertigen
Honigs durch Rühren gelöst. Nach etwa 10 bis 15 Minuten testet man das
erste Mal auf Wasserstoffperoxid, nach 20 bis 25 Minuten erneut. Es zeigt
sich, dass das Enzym bei 35°C bis 40°C sein Wirkungsoptimum hat, da
diese Lösung viel Wasserstoffperoxid enthält. Darunter arbeitet das
Enzym kaum, darüber wird es zerstört – seine Proteine werden dena-
turiert. Darum ist es wichtig hochwertigen Honig zu verwenden, da Honig
aus Nicht-EU-Ländern meist weniger strengen Qualitätskontrollen
unterliegt. Dieser Honig wird oftmals hoch erhitzt, um ihn schneller zu
trocknen. So werden die nützlichen Enzyme im Honig zerstört. „Die
Wirkung von heißem Tee mit Honig gegen Erkältungskrankheiten beruht
auf der Bildung von Wasserstoffperoxid.“ [18]
85
Prüfen der Leitfähigkeit
„Aufgrund des recht hohen Elektrolytgehaltes von Honig wurde er schon
von den ersten Olympioniken zum Ausgleich ihres Elektrolytgehaltes und
wegen dem hohen Zuckergehalt als Energielieferant genutzt.“ [17]
Zur Prüfung der Leitfähigkeit werden 10 g Honig in einem 100 ml
Becherglas in 30 ml Wasser gelöst und auf 50 ml aufgefüllt.
ische Säuren.
Mit einem Messgerät wird die Leitfähigkeit des Honigs, die des
Kunsthonigs und die von Wasser geprüft. Als Elektrolyte wirken
Mineralstoffe, Aminosäuren und organ
Herstellen von Aromen
Honig ist nicht nur gesund, er ist auch angenehm aromatisiert. Das
typische Honigaroma wirkt beruhigend und schafft eine gemütliche
Stimmung. Die verschiedenen Aromen kommen durch die Reaktionen von
Aminosäuren mit Glucose in der sogenannten Maillardreaktion zustande.
Möglichkeit
orherigen Stoff zu wiederholen und zu vertiefen.
Zum Test werden je eine Spatelspitze Aminosäure und Glucose in einem
Reagenzglas gemischt und mit ein paar Tropfen Wasser versetzt. Im
Wasserbad erhitzt man vorsichtig und macht zwischendurch eine
Geruchsprobe. Anschließend wird noch kurz über der rußenden
Brennerflamme erhitzt, bis der optimale Geruch erreicht ist. Mit
Phenylalanin und Glucose entsteht ein Geruch nach Veilchen und/oder
Flieder. Mit Prolin und Glucose riecht es nach frischem Brot. Wie man
sieht, ist der Honig vielseitig einsetzbar und bietet spannende
Experimente rund um seine Inhaltstoffe. Da es ratsam ist die teilweise
komplizierten Reaktionen eher phänomenologisch zu betrachten, ist das
Thema Honig auch für die Unterstufe geeignet und bietet eine
Abwechslung zum „normalen“ Chemieunterricht. Die Versuche können
dabei als Stationen aufgebaut werden, sodass jedes Mal eine neue,
spannende Lernerfahrung gemacht wird. Auch die Oberstufe profitiert von
solchen, im Lebensmittelbereich angesiedelten Versuchen, da hier auf
bestimmte Reaktionen näher eingegangen werden kann. Die Versuche
innerhalb und außerhalb der Schule, bieten eine gute
v
86
H. Fachlicher Anspruch: Jahrgangsstufe 12: Naturstoffe/Kohlenhydrate, Mono-, Di- und
Polysaccharide, Reaktionen und Nachweise
zessen.
Aminosäuren und Peptide, Enzyme, Aufbau und Bedeuung in
Stoffwechselpro
87
5.3.8 „Neuer Glanz für alte Münzen“ A. Material: 1 Zitrone
1 Glas
3 stumpfe Cents ( 1 Cent, 2 Cent, 3 Cent)
Wasser
Seife
Handtuch
B. Durchführung: Mit Wasser und Seife wird versucht die Cents zu reinigen.
Danach gibt man die Stücke in das Glas, dass den Presssaft der Zitrone
enthält. Nach ca. 10 Minuten werden die Cents herausgenommen und
betrachtet.
C. Sicherheit: Der Zitronensaft darf nicht in die Augen kommen. Nach dem Versuch
sollte man sich gründlich die Hände waschen.
D. Dauer: Ca. 30 Minuten
E. Erläuterung: „Der Belag auf den alten Cents entsteht aus der Verbindung von Kupfer
und Sauerstoff. Es entsteht Kupferoxid.“[12]
Cu (s) + 1/2 O2(s) CuO(s) Kupfer, ein Edelmetall, ist ein Legierungsbestandteil der Münzen und
verleiht vor allem den Cent-Münzen ihre charakteristische Farbe.
Durch Kontakt mit Luft-Sauerstoff und Feuchtigkeit korrodiert die Münze
oberflächlich und verfärbt sich braun bis schwarz. Auch durch den Hand-
88
gebrauch der Münzen kommt die Verfärbung zustande, da sich, wie beim
Anlaufen von Silberbesteck, Kupfersulfid bildet. In den Hautzellen sind
Proteine mit schwefelhaltigen Aminosäuren enthalten. (Vereinfacht)
Cu (s) + S(s) CuS(s) Die Zitrone hat einen Gehalt von bis zu 8 % an freier Zitronensäure, die
teilweise in gelöster Form vorliegt.
HOOC CH2 CCOOH
OHCH2 COOH + 3 H2O
COOCH2CCOO
OHOOC CH2 + 3 H3O
Das Salz der Zitronensäure ist das Citrat, welches Metall-Ionen gut
komplexieren kann. Es handelt sich um einen dreizähnigen Liganden, da
die Zitronensäure eine Tricarbonsäure ist. Kommt nun das Kupferoxid / -
sulfid mit der Zitronensäure in Berührung, bildet sich lösliches Kupfercitrat.
3 CuO(s) + 2 C6H8O7(aq) 3 Cu2+
(aq) + 2 (C6H5O7)3-
(aq) + 3 H2O
Die korrodierte Oberfläche der Münze wird gelöst und sie erstrahlt in
neuem Glanz. Die Zitronensäure ist eine dreiprotonige Säure, die folgende
pks-Werte hat:
pKs 1 = 3,2
pKs 2 = 4,76
pKs 3 = 6,4
Die Abspaltung des ersten Protons geschieht relativ leicht, das dritte
Proton wird wesentlich schwerer abgegeben.
89
Der pH-Wert einer Lösung von Zitronensäure (c = 0,1 mol/l) liegt bei 2,2.
Es handelt sich um eine schwache Säure. Die Verbreitung der Zitronen-
säure in der Natur ist groß. In freier Form kommt sie in Hefen, Bakterien,
Pflanzen und Tieren vor. Der Gehalt an Zitronensäure in Citrusfrüchten
(daher der Name!) ist mit ca. 8% besonders hoch. Auch das menschliche
Blut enthält Zitronensäure. Im Serum sind ca. 4 mg/l Zitronensäure gelöst,
mit dem Harn scheidet der Mensch täglich 0,5 g Säure aus. Sie sorgt hier
für einen leicht sauren pH-Wert, damit die Regulationsprozesse im Körper
stattfinden können. Die Isolation der Tricarbonsäure gelang erstmals
Scheele im Jahre 1784. Hundert Jahre später wurde ihre Struktur durch
Synthese aufgeklärt. „Bis 1920 isolierte man die Zitronensäure
ausschließlich aus Zitronen, die aus Italien stammten, danach gewann
man sie durch Vergärung zuckerhaltiger Produkte aus Schimmelpilzen
(Aspergillus niger). Wegen ihrer physiologischen Unbedenklichkeit und
ihrem angenehm sauren Geschmack wird die Zitronensäure in
Lebensmitteln und Getränken als Säuerungsmittel eingesetzt (E 330).
Auch die Kosmetik- und Pharmaindustrie nutzt sie zur pH-Einstellung
verschiedener Präparate. Natriumcitrat, das Natrium-Salz der
Zitronensäure verhindert die Blutgerinnung von Transfusionsblut, indem
das Citrat die Calcium-Ionen komplexiert, die zur Gerinnung beitragen. In
der Technik wird die Säure in Reinigungsmitteln, Entkalkern und zur
gt.“ [10]
Metallreinigung genutzt. (...) Eine wichtige physiologische Bedeutung hat der Citrat- oder
Zitronensäurezyklus, bei der Verstoffwechselung von Kohlenhydraten eine
Rolle spielt. Die Zitronensäure, als Zwischenprodukt wird hier unter
Decarboxilierung in kleinere Bausteine zerle
F. Ideen für den folgenden Unterricht: Die Synthese von Zitronensäure kann beispielhaft verwendet werden um
Mechanistisch die Einführung von Carboxylgruppen zu demonstrieren, da
es handelt sich um einen relativ leicht verständlichen Prozess handelt.
Ausgehend von Dichloraceton werden mit Blausäure Cyanid-Ionen als
Nukleophil an das positivierte Carbonyl-C-Atom addiert. Durch saure
Hydrolyse wird eine Carboxylgruppe an C2 eingeführt.
90
Durch erneute Blausäurezugabe werden die Chlorid-Ionen durch Cyanid-
Ionen substituiert. Bei saurer Hydrolyse führt man die beiden Carbo-
xylgruppen an C1 und C3 ein.
CHH
Cl C O
CCl
HH
HCNC
H
H
CC
H
HNC
Cl
OH
Cl
H / H2O
Cl
OHClC
H
HCC
H
HHOOC
HCNC
H
HCC
H
HHOOC
CNOH
CN COOH
OHCOOHC
H
HCC
H
HHOOC
H / H2O
Abbildung 34
Synthese von Zitronensäure (Quelle: Willmes, A., Wörterbuch chemischen
Substanzen, 2. Aufl., Harri Deutsch Verlag, Frankfurt/M, 2001, S. 298)
G. Fachlicher Anspruch: Anwendbar in der Jahrgangsstufe 11: Einführung des Redoxbegriffs,
Redoxreaktionen in wässrigen Lösungen
ften
Außerdem in der Jahrgangsstufe 12 Alkansäuren, Derivate, Salze,
Eigenscha
5.3.9 „Verkupfern von Gegenständen“ „Kann man Kupfer aus Centstücken recyceln?“
91
A. Material: 3 Zitronen
1 Glas
Wasser
Salz
10 –20 stumpfe Cents
Teelicht
Nagel, Schere, Büroklammer (alles aus Metall)
Schmirgelpapier
pH-Papier
B. Durchführung: Der ausgepresste Zitronensaft wird in das Glas gefüllt, die Münzen legt
man hinein. Mit einer Prise Salz lässt man das Ganze 5 Minuten stehen.
Inzwischen säubert man die Gegenstände, die verkupfert werden sollen,
mit dem Schmirgelpapier. Den Nagel, die Schere und die Büroklammer
gibt man nun zu den Münzen in das Glas. Nach 15 – 20 Minuten holt man
sie wieder heraus. Der pH-Wert des Zitronensaftes wird nun noch
gemessen.
C. Sicherheit: Die Zitronensäure darf nicht in die Augen gelangen. Nach dem Versuch
gründlich die Hände waschen.
D. Dauer: Ca. 30 Minuten
92
E. Erläuterung: Das Kupfer als Legierungsbestandteil der Münzen bildet mit dem
Luftsauerstoff ein Kupferoxid, das den Cent matt und dunkel erscheinen
sst.
ehen.
lä
Die Zitronensäure (Gehalt an Zitronensäure in der Frucht ca. 8%) entfernt
auf chemischem Wege das Oxid, indem Kupfercitrat gebildet wird,
welches in Lösung geht. Die Säure sorgt ebenso dafür, dass von den
metallischen Gegenständen Eisen-Ionen in Lösung g
3 CuO(s) + 2 C6H8O7(aq) 3 Cu2+
(aq) + 2 (C6H5O7)3-
(aq) + 3 H2O
Fe (s) Fe2+(aq) + 2e-
Die Elektronen, die dabei vom elementaren Eisen abgegeben werden,
reduzieren die Kupfer-Ionen zu elementarem Kupfer.
Cu2+(aq) + 2e- Cu(s)
Eisen kann also in Lösung gegenüber edleren Metallen als
Reduktionsmittel wirken. Dieser Prozess wird Zementieren genannt.
des Eisens behandelt.
Das entstandene Kupfer schlägt sich an Nagel, Schere und Büroklammer
nieder, die Gegenstände erscheinen kupferfarben. Die Cents haben
ebenfalls ihre ursprüngliche Farbe. Das Salz in der Lösung dient als
Elektrolyt und sorgt dafür, das sich die Ionen und Elektronen in der
Lösung besser bewegen können. Am Beispiel des Nagels sollen die
chemischen Vorgänge in dieser sogenannten Zelle näher beleuchtet
werden. Der Nagel besteht sicherlich aus verschiedenen Metallen, zur
Vereinfachung werden nur die Reaktionen
Am Nagel wird das metallische Eisen in saurer Lösung zu Eisen-Ionen
oxidiert. Die dabei entstehenden Elektronen wandern in die Lösung, die
schon Kupfer-Ionen in Form von Kupfercitrat enthält. Die Kupfer-Ionen
93
werden von den einfließenden Elektronen angezogen und in der Nähe des
Nagels zu elementarem Kupfer reduziert. Dabei schlägt sich eine dünne
Kupferschicht auf dem Nagel nieder, bis der Nagel derart bedeckt ist, das
keine Eisen-Ionen mehr in Lösung gelangen können. Die Reaktion kann
allerdings nur ablaufen, da in der Lösung bereits Kupfer-Ionen vorliegen.
Kupfer ist ein Edelmetall und wird daher von nicht-oxidierenden Säuren
nicht angegriffen. Deshalb verwendet man ausschließlich bereits oxidierte
Cents. Die Reaktion verläuft spontan, da Kupfer und Eisen verschiedene
Reduktionspotentiale besitzen, die außerdem noch weit genug auseinan-
der liegen, also eine relativ große Differenz haben.
Fe (s) Fe2+(aq) + 2e-
E° = - 0,4402 V E° = + 0,337 V Cu(s) Cu2+
(aq) + 2e-
Um die elektromotorische Kraft dieser galvanischen Zelle auszurechnen,
bedient man sich dieser Werte, die sich jedoch ausschließlich auf die
Reduktion, also die Reaktion von rechts nach links, beziehen. Da aber
auch immer eine Oxidation stattfindet, wird das Reduktionspotential der
Oxidationsreaktion mit einem negativen Vorzeichen versehen.
Fe (s) Fe2+(aq) + 2e-
-E0 = + 0,4402 V E0 = + 0,337 V
Cu(s) Cu2+(aq) + 2e-
Die Reduktion findet in einem galvanischen Element immer an der
Kathode statt. Hier werden Kupfer-Ionen zu elementarem Kupfer reduziert.
An der Anode wird elementares Eisen zu Eisen-Ionen oxidiert.
Die Elektromotorische Kraft, kurz EMK, die angibt welche Arbeit die Zelle
zu leisten vermag und ob die Reaktion überhaupt stattfindet, berechnet
sich wie folgt.
EMK = ∆E0 = E0 (Kathode) + (-E0 (Anode)) = 0,7772 V
94
Nur wenn die EMK der Gesamtrektion positiv ist, kann die Reaktion
ablaufen. Das Reduktionspotential des Oxidationsmittels (Kupfer-Ionen)
muss positiver sein als dasjenige des Reduktionsmittels (Eisen).
F. Verwendung im Unterricht: Die Hausaufgabe beinhaltet Redoxprozesse, die von den Schülern
erarbeitet werden sollen. Mit der Aufgabe kann entweder die
Redoxchemie eingeführt oder vertieft werden. Mit anderen, dem jeweiligen
Unterricht angepassten Fragestellungen könnte diese Hausaufgabe dazu
dienen, bisher theoretische Prozesse im Experiment zu untersuchen.
und Gleichungen.
eunterricht.
Eine übliche Hausaufgabe wäre: „Berechnet, ob die folgenden Reaktionen
ablaufen können.“ Es folgt meist eine Auflistung von
Reduktionspotentialen
Mit Hilfe des obigen Experimentes kann die Schülergruppe vorher
theoretische Überlegungen anstellen und diese nachher im Versuch
verifizieren. Metallvorkommen, -gewinnung und –verarbeitung gehören
ebenfalls zu den vorgeschriebenen Themen im Chemi
So kann man sich der Kupferchemie widmen und anhand des Versuchs
überlegen, warum man Kupfer so nicht gewinnen und vor allem reinigen
kann. Die Prozesse der Aufarbeitung von Kupfererzen und Kupferschrott
(u.a. alte Währungen) kann Thema des Unterrichts werden. Hier werden
durch reduzierendes Schmelzen die sulfidischen Erze von den Oxiden
getrennt, die als Schlacke infolge unterschiedlicher Dichte zurück bleiben.
Durch Einblasen von Luft in die heiße Schmelze werden Kupfer und Eisen
(als Hauptgangart) von einander getrennt. Eisensilikate bleiben als
Schlacke zurück. Der Schwefelanteil sinkt durch
ird.
Schwefeldioxidentstehung. Übrig bleibt ein durch Silber, Gold und andere Metalle verunreinigtes
Rohkupfer, welches elektrolytisch zu Reinkupfer verarbeitet w
Gerade die Kupfergewinnung ist durch Redox-Chemie geprägt und eignet
sich außerordentlich gut für den Unterricht. Auch die Wirtschaftlichkeit
kann hier auf den Prüfstand gestellt werden. Ausgehend von „verdreckten
Münzen“, gelangt man schließlich zu einem Weltmarkt der Edelmetalle
und deren Herstellung.
95
G. Fachlicher Anspruch: Anwendbar in der Jahrgangsstufe 9: Leiter und Nichtleiter, Ionen als
Ladungsträger
n
Jahrgangsstufe 11: Der Redoxbegriff, ausgewählte Redoxreaktionen,
Oxidationszahlen, Redoxreaktionen in wässriger Lösung, Elektrolyse
96
5.3.10 „Lösen von Kupferoxid, komplexieren und verkupfern“ „Kann man Kupfer-Ionen sichtbar machen?“ A. Material: ein Wasserglas
einen Plastiklöffel
pH-Papier mit Skala
Messbecher
Eisennagel
Schmirgelpapier
Päckchen Hirschhornsalz (NH4HCO3)
100 ml Wasser
15 –20 Cents (matt)
Teelöffel Kochsalz
Päckchen Zitronensäure
B. Durchführung: 1. Das Hirschhornsalz wird in einem Glas in 100 ml Wasser gelöst.
2. Nun wird der pH-Wert der Lösung gemessen und notiert.
3. Die Cents, die Kupfer als Bestandteil enthalten, gibt man zu der
Lösung, rührt um und lässt das Ganze ca. 30 Minuten stehen.
rten.
4. In der Zwischenzeit wird der Nagel mit dem Schmirgelpapier gut
gesäubert und anschließend in die Lösung gestellt. Ein Teil des
Nagels sollte zum Vergleich aus der Lösung heraus ragen.
Nachdem ein Teelöffel Salz hinzugegeben wurde, nochmals 10 –
15 Minuten wa
5. Jetzt gibt man zu der Lösung ein Päckchen feste Zitronensäure und
rührt um.
6. Der pH-Wert wird erneut gemessen.
7. Nach 10 – 15 Minuten entnimmt man den Nagel und betrachtet ihn
im Licht. Versucht den Belag zu entfernen.
97
C. Sicherheit: Aus Hirschhornsalz entsteht in Verbindung mit den Cents in geringen
Mengen Ammoniak. Die Geruchsprobe darf nur durch Fächeln erfolgen.
Zitronensäure reizt die Augen und die Haut. Nach Kontakt unter fließen-
dem Wasser abspülen.
D. Dauer: Ca. 1 Stunde, wobei 45 Wartezeit enthalten sind.
E. Erläuterungen: Das Hirschhornsalz löst sich zum Teil im Wasser, wobei die Lösung farb-
los bleibt. Der pH-Wert der Lösung beträgt 8 – 8,5. Nach Zugabe der
Cents, deren Oberfläche eine dunkelrote bis schwarze Farbe haben sollte,
färbt sich die Lösung langsam bläulich. Eine intensive blaue Farbe ist ü-
berhalb der Geldstücke zu beobachten. Kleine Gasblasen bilden sich in
der Lösung. Der blank gemachte Nagel verändert sich in dieser Lösung
nicht. Die Lösung behält ihre leicht blaue Farbe. Nach Zugabe der Zitro-
nensäure schäumt die Lösung auf und entfärbt sich, bis nur noch eine
ganz leichte blaue Farbe zu sehen ist. Der pH-Wert liegt nun bei ca. 4 – 5.
Nach ein paar Minuten stellt man einen Belag am Nagel fest, der eine kup-
ferähnliche Farbe aufweist und sich leicht durch Reiben entfernen lässt.
Der Hauptbestandteil von Hirschhornsalz ist Ammoniumhydrogencarbo-
nat. In geringen Mengen findet sich auch Diammoniumcarbonat.
(NH4)2CO3 Diammoniumcarbonat
NH4HCO3 Ammoniumhydrogencarbonat
Hirschornsalz wird als Backtriebmittel verwendet, da es sich beim Erhitzen
auf 60°C in Ammoniak, Kohlenstoffdioxid und Wasser, also
rückstandsfrei, zersetzt.
NH4HCO3 (s) NH3 (g) + CO2 (g) + H2O (g)
98
Dies ist die Umkehrung der Bildungsreaktion, bei der man Kohlenstoffdi-
oxid in konzentrierte Ammoniak-Lösung einleitet und die entstehenden
Kristalle filtriert.
Beim Lösen von Ammoniumhydrogencarbonat in Wasser entstehen
Ammonium-Ionen und Hydrogencarbonat-Ionen, die ihrerseits teilweise
weiter reagieren.
NH4HCO3 (s) NH4
+(aq) + HCO3
- (aq)
NH4+
(aq) + H2O NH3 (aq) + H3O+(aq)
HCO3-(aq) + H2O CO2 (g) + H2O + OH-
(aq)
Mit Wasser bilden die Ammoniumionen Ammoniak und Hydroniumionen.
Das gelöste Hydrogencarbonat reagiert mit dem Wasser über intermediär
gebildete Kohlensäure zu Kohlenstoffdioxid und Hydroxid-Ionen, was die
Gasblasen zu Anfang des Versuchs erklärt.
In Verbindung mit den oxidierten, kupferhaltigen Geldstücken, entsteht der
blaue, zunächst stark verdünnte Tetramminkupfer(II)-Komplex, der sich
mit blauer Farbe löst.
Cu (s) + 1/2 O2 (g / aq) CuO (s) Luftoxidation von Kupfer zu Kupfer(II)-oxid auf der Cent-Oberfläche
CuO (s) + 2 NH4+
(aq) Cu2+(aq) + 2 NH3 (aq) + H2O
Lösen von Kupfer(II)-oxid durch Säuren
Cu2+ (aq) + 4 NH3 (aq) Cu(NH3)4 2+
Bildung des blauen Tetrammin-Komplex mit Kupfer(II)-Ionen
99
Abbildung 35
Cents in einer Lösung von Hirschhornsalz
(Quelle: privat)
Gibt man nun den Eisennagel in die Lösung, kann an seiner Oberfläche
keine (oder nur sehr langsame) Oxidation stattfinden, da die zu
reduzierenden Kupfer(II)-Ionen im Komplex gebunden vorliegen, ihr
Reduktionspotential wurde durch die Komplexierung mit Ammoniak
erniedrigt. „Die typische Ionenreaktion der Kupfer(II)-Ionen mit
elementarem Eisen in wässriger Lösung bleibt aus oder vollzieht sich nur
ehr langsam.“ [13] s
2 e- + Cu2+ Cu E0 = + 0,337 V
2 e- + Cu(OH)2 Cu + 2 OH- E0 = - 0,22 V [9]
Für Eisen gilt:
2 e- + Fe2+ Fe E0 = - 0,4002 V
Für die Reaktion von Kupferhydroxid mit Eisen wäre
∆E0 = - 0,22 V + (+ 0,4002 V) = 0,1802 V.
100
Die elektromotorische Kraft dieser Reaktion ist beträchtlich kleiner, als die
von Kupfercitrat mit Eisen (siehe unten) und läuft deshalb nur sehr
langsam ab oder überhaupt nicht ab. Innerhalb der spektrochemischen
Reihe der Liganden, liegt das Hydroxid-Ion klar vor dem Ammoniak, d. h.,
das Hydroxidion ist ein schwächerer Ligand (schwächer aufspaltend) als
Ammoniak. Man kann also annehmen, dass der Tetramminkomplex des
Kupfers ein ähnlich negatives Reduktionspotential besitzt.
Ist die Potentialdifferenz zu gering, bzw., die elektromotorische Kraft klein,
findet die Reaktion nur sehr langsam oder überhaupt nicht statt.
Die Zugabe der Zitronensäure bewirkt Kohlenstoffdioxid-Entwicklung und
die Zerstörung des Ammoniak-Komplex, indem es mit dem Ammoniak zu
einer Neutralisationsreaktion kommt.
3 Cu(NH3)4 2+(aq) + 4 C6H8O7 (aq)
3 Cu2+
(aq) + 4 C6H5O7
3-(aq) + 12 NH4
+(aq)
Die Kupfer(II)-Ionen liegen nun nicht mehr komplexiert in der Lösung vor,
sondern als gelöstes Kupfercitrat.
Die nunmehr saure Lösung bietet optimale Bedingungen für die Oxidation
von Eisen zu Eisen(II)-Ionen und die Reduktion von Kupfer(II)-Ionen zu
elementarem Kupfer, welches sich am Nagel abscheidet.
Abbildung 3623
Verkupferter Eisennagel (Quelle: privat)
101
Diesen Vorgang nennt man auch Zementieren. Kupfer scheidet sich am
Nagel ab und ist auch als Bodensatz erkennbar.
Der Kupferbelag an der Nageloberfläche lässt sich sehr leicht entfernen.
Dies ist ein Beweis dafür, dass er aus der Lösung der Kupfer(II)-Ionen
stammt und keine Eisenverbindung ist.
Kathode: 2 e- + Cu2+(aq) Cu (s) E0 = + 0,337 V
Anode: Fe (s) Fe2+(aq) + 2 e- - E0 = + 0,4002 V
Fe (s) + Cu2+(aq) Fe2+
(aq) + Cu (s) ∆E0 = 0,7372 V ∆E0 ist die elektromotorische Kraft, die zeigt, ob eine Redoxreaktion
ablaufen kann. Ist sie, wie oben positiv, läuft die Reaktion ab, ist sie
negativ, kommt keine Reaktion zustande.
F. Verwendung im Unterricht: Redoxchemie ist ein zentraler Begriff dieses Experimentes, daher
empfiehlt es sich, die Reaktionen bereits fortgeschrittenen Schülern
anzubieten. Es handelt sich um recht komplizierte und zahlreiche
Reaktionen, die einiger Vorkenntnisse bedürfen.
nt
So ist zum Beispiel zu klären, wie Komplexe zustande kommen und wie
sie Reaktionen beeinflussen. Außerdem müssen Salze und deren
Reaktionen in wässriger Lösung (Ammoniumhydrogencarbonat) bekan
sein. Es empfiehlt sich, das Experiment an das Reinigen von Münzen und das
Verkupfern von Gegenständen mit Zitronensäure anzuschließen. So
werden bekannte Mechanismen im Sinne eines Spiralcurriculums wieder
verwendet und es muss nur noch ein Teil des Experiments geklärt
werden. Auch hier kann man einen Teil der Kupferchemie zeigen.
Wichtige Verbindungen und Reaktionen werden behandelt:
102
Kupferkomplex [Cu(NH3)4]2+
Kupfersalz Cu3(C6H8O7)2
Kupferoxid CuO
Kupfer Cu
Lösen von Kupferoxid, Bildung von Kupferkomplex, Bildung von
Kupfersalz, Reaktion zu elementarem Kupfer
er zu verstehen.
Mit diesem Experiment simuliert man das großtechnische Verfahren zur
Gewinnung von Kupfer. Im sogenannten nassen Verfahren werden aus
den Erzen die Kupfer-Ionen (mit verdünnter Schwefelsäure) in Lösung
gebracht und mit Eisenschrott als „Zementkupfer“ abgeschieden.
Anschließend folgt die elektrolytische Reinigung. Diesen Prozess als
Hausaufgabe mit Haushaltschemikalien nachzuahmen, könnte dazu
beitragen, die Reaktionen des Kupfers bess
G. Ideen für den folgenden Unterricht: Die Lösung, die aus Hirschhornsalz und Cents erhalten wird, kann auch in
der Schule näher untersucht werden. Ebenso das Zementkupfer am
Nagel. Mit der Lösung, die Kupfer(II)-Ionen enthält, kann Glucose zu
Glucoronsäure oxidiert werden, dabei fällt rotes Kupfer(I)oxid
(Fehlingprobe auf reduzierende Zucker) aus. Legt man den verkupferten
Nagel neben einen mit Essigessenz getränkten Wattebausch, bildet sich
Kupferacetat, welches auch als Grünspan bezeichnet wird.
Cu (s) + 2 CH3COOH (aq) + 1/2 O2 (g) Cu2+(CH3COO-)2 (aq) + H2O
103
Abbildung 24
Eisennagel über Essigsäure (Quelle: privat)
Desweiteren kann noch die elektrische Leitfähigkeit von Kupfer und die
Wärmeleitfähigkeit überprüft und zu anderen Metallen in Relation gestellt
werden. Abschließend könnten Vor- und Nachteile der Kupfergewinnung
diskutiert werden, wenn vorher der Herstellungsprozess behandelt wurde.
5.3.11 „Eisen-Ionen sichtbar machen: Lösung, Feststoff und Komplex.“ A. Material: 4 Einmachgläser
2 Eisennägel
104
Schmirgelpapier
Essigessenz
pH-Papier
Teelöffel
Wasser
Aluminiumfolie
Backpulver
B. Durchführung: Der Eisennagel wird blank geschmirgelt und drei bis vier Tage in
Essigessenz eingelegt, sodass etwa die Hälfte des Nagels aus der
Flüssigkeit heraus schaut. Zum Vergleich wird ein Glas mit Wasser gefüllt
und wie oben mit einem Eisennagel bestückt. Der pH-Wert beider
Lösungen wird ermittelt und notiert. Nach drei Tagen schwenkt man beide
Lösungen vorsichtig um, sodass die gebildeten Kristalle vom Nagel in die
gelbliche Lösung der Essigessenz gelangen. Wieder wird der pH-Wert
ermittelt. Nach einem weiteren Tag wird die rötliche Essiglösung auf zwei
leere Gläser verteilt. Der pH-Wert der Lösungen wird erneut ermittelt und
notiert. In beide Gläser gibt man einen halben Teelöffel Backpulver. Wenn
die Lösung nicht mehr schäumt, misst man den pH-Wert. In eines der
beiden Gläser wird ein kleines Stück Aluminiumfolie gegeben. Nach 5 –10
Minuten werden die Lösungen in den Gläsern verglichen und die
Beobachtung
en notiert.
C. Sicherheit: Essigessenz reizt die Augen, die Haut und die Schleimhäute.
Sie sollte nicht eingeatmet werden oder in die Augen gelangen. Nach
Kontakt mit Essigessenz gut die Hände waschen.
Es entstehen geringe Mengen Wasserstoffgas. Keine brennenden und
brennbaren Gegenstände in die Nähe bringen. Der Versuch wird deshalb
in einem kühlen, gut gelüfteten Raum durchgeführt. Die Zugabe von
Backpulver zur Essenz bewirkt ein starkes Aufschäumen der Lösung.
Das Pulver wird in kleinen Portionen unter Umrühren dazu gegeben.
105
D. Dauer: Drei bis vier Tage für das Herstellen der Ausgangslösung
Etwa 15 Minuten zum Teilen, zum Neutralisieren und zum Zugeben der
Alufolie. 5-15 Minuten bis zur Auswertung.
E. Erläuterung: Der Vorgang des Rostens von Eisen in saurer Lösung und an feuchter
Luft kann im Versuch mit handelsüblichen Materialien simuliert werden.
Ebenso die teilweise Rückführung der Reaktionsprodukte durch geeignete
Reduktionsmittel. Ein Eisennagel steht für das rostende Material,
Essigessenz stellt das aggressive Agens dar, Aluminiumfolie wird als
Reduktionsmittel benutzt, um labortechnische Prozesse zu verdeutlichen.
Essigessenz:
100 ml Essigessenz enthalten etwa 15,5 g bis 25 g Essigsäure.
Essigsäure ist „die wichtigste organische Säure und wird als
Säuerungsmittel und Säureregulator in Lebensmitteln und zur
Konservierung (E 260) verwendet.“[10] Die Salze der Essigsäure
ezeichnet man als Acetate. b
CH3COOH (aq) + H2O CH3COO- (aq) + H3O+ (aq)
Nach etwa drei Tagen weist die zunächst klare Lösung der Essigessenz,
die den Eisennagel enthält, eine gelbliche dann bräunliche Farbe auf. In
der Wasserlösung setzt sich ein brauner Feststoff ab, ansonsten bleibt sie
klar.
Abbildung 38
106
Eisennagel in Essiglösung nach zwei Tagen (Quelle: privat)
Der pH-Wert der Essiglösung liegt bei etwa 1,5. Sobald die am Nagel
gebildeten Kristalle in die Lösung gelangen, dunkelt die Lösung nach.
Nach zwei (bis drei) Tagen ist die Lösung rotbraun gefärbt.
Abbildung 39
Rotbraune Lösung aus Essigessenz mit dem Eisennagel
(Quelle: privat)
Der Eisennagel:
Das im Nagel enthaltene, elementare Eisen wurde durch das Schmirgeln
von seinem oberflächlichen Oxid (Passivierung von Eisen durch Luft unter
Bildung von FeO, später Fe3O4) befreit und steht nun in direktem Kontakt
zur gelösten Säure.
Da Eisen ein unedles Metall (E0(Fe/Fe2+) = - 0,4002 V) ist und in der
Spannungsreihe unterhalb des Wasserstoffsystems (E0(2H3O+/H2+2H2O)
= 0 V) steht, entwickelt sich bereits in Wasser Wasserstoff. Das Eisen
umgibt sich in Wasser nach kurzer Zeit mit einer schützenden Oxidschicht
(Passivierung), die in sauerstofffreiem Wasser nicht zerstört wird. In
sauerstoffhaltiger und saurer Lösung gelangen dagegen ständig
Eisen(II)ionen in Lösung, der Nagel löst sich auf, wobei Wasserstoffgas
entsteht. Anmerkung:
„Nägel bestehen auch aus anderen Metallen, sie sind legiert.
107
Die Oxidschicht des Eisens weist eine blättrige Struktur auf (Rost an Au-
tos) und löst sich ab. Der Nagel rostet, bis ein verändertes Metallgefüge
mit einem hohen Anteil oxidationsbeständiger Metalle eine inerte
Oxidschicht bildet.“ [14]
Fe (s) Fe2+(aq) + 2 e-
2 H3O+(aq) + 2 e- H2 (g) + 2 H2O
E0 = - 0,409 V E0 = 0,0 V
Die elektromotorische Kraft für diese Reaktionen ergibt sich aus:
E0 = 0,0 V + (+ 0,4002 V) = 0,4002 V Durch gelösten Sauerstoff und Luftsauerstoff werden die Eisen(II)-Ionen
rasch zu Eisen(III)-Ionen oxidiert.
Auch an feuchter Luft bilden sich in kurzer Zeit schwarzrote Kristalle, die
aus Eisen(III)-Mischoxiden bestehen.
2 Fe2+(aq) 2 Fe3+
(aq) + 2e-
1/2 O2 (g/aq) + 2 H+(aq) + 2 e- H2O
Abbildung 40
Nagel mit „Rostkristallen“ nach einer Woche über Essigsäure
(Quelle: privat)
Die Reaktion von Fe(II) zu Fe(III) hat ein Reduktionspotential von
108
+ 0,771 V, die Reduktion von Sauerstoff (siehe oben) erfolgt mit
E0 = + 1,229 V. Für die elektromotorische Kraft ergibt sich somit:
E0 = +1,229 V + (-0,771 V)= 0,458 V Die Werte für die elektromotorische Kraft der sogenannten Zellen sind
positiv, die Reaktionen laufen spontan ab. Dabei kompensieren sich die
Teilströme gerade, sodass das System nach außen stromlos erscheint.
[16] Wie schnell sie ablaufen, hängt von den äußeren Umständen wie
Temperatur, Druck und vor allem Konzentration ab.
Die Eisen(III)-Ionen, die sich nach den drei Tagen in der Lösung befinden,
bilden mit den Acetationen (Salz der Essigsäure) in neutraler und leicht
saurer Lösung einen roten Komplex. Dieser zeigt sich schließlich auch in
der Lösung.
O
Fe
H2O
OC
OFe
H3C
O
C
O
H3C
O CO
Fe
CO
CH3CH3
O
O CCH3
OC
O
OH2
OH2
CH3
O
Abbildung 41
Komplex von Acetat-Ionen mit Eisen(III)-Ionen
[Fe3(O)(CH3COO)6(H2O)3]+ CH3COO-
Hexaacetatotriaquooxotrieisen(III)-acetat (Quelle: G. Jander, E. Blasius, Einführung in das anorganisch-chemische
Praktikum (einschl. der quantitativen Analyse)“, Hirzel-Verlag, Stuttgart, 1980, S.
67) 2
109
Der Komplex enthält Oxidionen, man spricht daher von einem basischen
Eisen(III)-Komplex. Drei Eisenionen sind durch ein Sauerstoffatom(µ3 O)
mit einander verbunden. Zwei Eisenionen sind jeweils mit zwei
Acetatmolekülen (µ2 CH3COO) verbunden. Als weiterer Ligand befindet
sich an jedem Eisenion ein Wassermolekül. Für jedes Eisenion ergibt sich
somit ein oktaedrisches Ligandenfeld. Einige wichtige Aspekte der
wässrigen Eisen-Chemie sind hiermit bereits abgedeckt. (System
Fe/Fe2+/Fe3+) Mit der, so hergestellten, Lösung kann man weitere schöne Experimente
machen, die sich mit den Standartpotentialen der beteiligten Stoffe sehr
gut erklären lassen. Den Potentialen kann man entnehmen, dass die
Eisen(II)-Ionen gute Reduktionsmittel, die Eisen(III)-Ionen dagegen gute
Oxidationsmittel sind.
Fe2+ (aq) + 2 e- Fe (s) E0 = - 0,409 V Fe3+ (aq) + e- Fe2+
(aq) E0 = + 0,771 V
Mit Hilfe des Komplexes mit der Essigsäure kann man die beiden
Variationen gut unterscheiden. Aluminium ist in basischer Lösung gut
geeignet, um die Eisen(III)-Ionen zu Eisen(II)-Ionen, die mit Acetationen
keine rote Komplexverbindung eingehen, zu reduzieren. Dazu wird die
rote Lösung auf zwei weitere Gläser verteilt und verdünnt. Die zuvor saure
Lösung wird mit Backpulver, das neben Natriumhydrogencarbonat auch
Natriumcarbonat enthält, zunächst neutralisiert und leicht basisch
emacht. g
HCO3- (aq) + H3O+
(aq) CO2 (g) + 2 H2O
CO32- (aq) + H2O HCO3
-(aq) + OH-
(aq)
Dabei entsteht Kohlenstoffdioxidgas, welches die Lösung aufschäumen
lässt. Die Essigsäure wird zum größten Teil in ihr Salz, das Acetat, über-
führt (siehe oben), welches den Komplex mit den stabilen Eisen(III)ionen
eingeht. Die Lösungen erscheinen weiterhin rot. Die Bildung von Kohlen-
stoffdioxid (gasförmig) zeigt den sauren Charakter der Lösung an. Weiter-
110
hin entstehen Hydroxidionen, die später die Reduktionswirkung (siehe un-
ten) des Aluminiums verstärken.
Abbildung 42
Reaktionslösung und Vergleichslösung (Quelle: privat)
Abbildung 43
Lösungen während der Neutralisation mit Backpulver (Quelle: privat)
In eines der beiden Gläser wird nun die Aluminiumfolie als
Reduktionsmittel gegeben.
ufe +3 auf.
„Da Aluminium (3. Hauptgruppe) die drei Elektronen der dritten
„Elektronenschale“ unter Ausbildung dreifachpositiver Al3+-Kationen (Errei-
chen der Neon-Elektronenkonfiguration) leicht abgibt, tritt Aluminium
durchweg in der Oxidationsst
[...]
Aluminium ist ein sehr unedles Metall und sollte entsprechend wegen sei-
nem niedrigen Normalpotential mit Wasser (wie die Alkali- und Erdalkali-
metalle) bereits Wasserstoff entwickeln. Das es im Gegenteil ein sehr be-
111
ständiges Metall ist, verdankt es seiner dünnen, durchsichtigen Oxid-
schicht (Passivierung durch Bildung von Al2O3), die sich sofort an der Luft
bildet (Aluminiumfolie ist an feuchter Luft selbst nach Jahren noch glän-
zend) und es vor weiterer Reaktion schützt
[...]
Aluminium ist ein amphoteres Metall, d.h., es „löst“ sich sowohl in Säuren
als auch in Laugen. Konzentrierte oxidierende Säuren verstärken
allerdings die Oxidschicht infolge der Oxidationswirkung.
Selbst in schwach sauren Lösungen ist das Angebot an Hydroxidionen
noch groß genug für eine Ausfällung von Aluminiumhydrooxid, welches
sich bei weiterer Laugenzugabe wieder auflösen kann.“ [10]
Al(s) + 3 OH-(aq) Al(OH)3 (s) + 3 e-
Al(s) Al3+(aq) + 3 e-
E0 = - 2,33 V E0 = -1,66 V
Am Reduktionspotential dieser Reaktion kann man die starke
Reduktionswirkung des Aluminiums in Verbindung mit Hydroxidionen,
aufgrund seiner starken Affinität zum Sauerstoff erkennen. In der Lösung
mit Aluminiumfolie werden die Eisen(III)-Ionen gemäß folgender Gleichung
zu Eisen(II)-Ionen reduziert.
3 Fe3+(aq) + 3 e- 3 Fe2+
(aq) E0 = + 0,771 V
Dieser Prozess beläuft sich in basischem Milieu auf etwa 5 -10 Minuten.
Dann ist bereits zu erkennen, dass sich die Lösung verändert.
E0 =+ 0,771 V + (+ 2,33 V) = 3,10 V Eine positive elektromotorische Kraft zeigt eine spontane Reaktion an.
Hier kann der Gang einer Redoxreaktion gut beobachtet werden.
Die Aluminiumfolie löst sich auf, sie bekommt Risse und Löcher, die Rän-
der sind zerfressen. Der grauweiße Niederschlag von Aluminiumhxdrooxid
(Al(OH)3) ist gut erkennbar. Die rote Farbe vom Eisen(III)komplex ver-
schwindet, da zunächst Eisen(II)ionen gebildet werden, die sich in basi-
112
scher Lösung als weißer Niederschlag von Eisen(II)hydrooxid zeigen. Aus
der Vergleichslösung wird lediglich rotbraunes Eisen(III)hydrooxid ausge-
fällt.
Abbildung 44
Nach der Reduktion mit Aluminiumfolie
Glas 3 ohne Alufolie: Fe(OH)3 (s) rotbraun
Glas 2 mit Alufolie: Al(OH)3 (s) grau und Fe(OH)2 (s) weiß
(Quelle: privat)
F. Verwendung in der Schule: Die recht komplizierte Eisenchemie lässt sich natürlich nicht, wie oben
aufgeführt, in der Schule verwenden. Hier müssen einfachere Deutungen
verwendet werden, um dem Schüler diese Vorgänge verständlich zu
erklären. Geeignet wäre ein Puzzle, deren Teile man den einzelnen
Schritten und Reaktionen zuordnet. Auch der relativ kompliziert gebaute
Eisen(III)komplex kann so nicht in der Schule verwendet werden.
Benennung der reagierenden Substanzen zur Verwendung in der Schule
In Lösung:
Fe2+ und Fe3+ beides (aq) sollte man beibehalten, selbiges gilt für
Aluminiumionen, die mit Al3+ (ebenfalls (aq)) benannt werden.
113
Wenn Essigsäure und ihre Salze noch nicht bekannt sind, kann verein-
facht HAc und Ac- verwendet werden.
HAc (aq) + H2O Ac- (aq) + H3O+
(aq)
Der Eisen(III)-Komplex wird entsprechend mit Fe3+(Ac-)3 (aq) oder einfach
Fe(Ac)3 (aq) benannt.. Verwendet man das Acetation als zweizähnigen
Liganden, würde diese Tatsache zu sehr vom eigentlichen Thema
ablenken.
chheit halber
Als Feststoff:
Feststoffe spielen bei diesem Experiment die gleiche Rolle, wie die
gelösten Substanzen. Am Nagelbereich, der mit Luft in Kontakt steht,
bilden sich verschiedene Eisenoxide, die zum Teil nicht genau zu
benennen sind, da der Wasseranteil stark variiert. Handelt es sich
zunächst um ein Eisen(II)-oxid, verwendet man der Einfa
FeO (s). Die Oxidation zu einem Eisen(III)-oxid, verläuft unter Bildung von
Fe2O3 (s).
Die Ausfällung der Hydrooxide benennt man mit Fe(OH)2 (s),
Fe(OH)3 (s) und Al(OH)3 (s). Auswertung mit der Puzzelmethode:
Der Reaktionsverlauf wird durch Zeichnungen und Text unterstützt.
Die Beobachtungen und die Reaktionsgleichungen können entweder auf
einem gesonderten Blatt durcheinander vorgegeben werden, oder es
werden direkt in der Durchführung „leere Skizzen“ verwendet.
t werden.
Im ersten Fall können die Auswertungsfelder ausgeschnitten und zu den
Skizzen geklebt werden. Die Vollständigkeit des verbindlichen
Hefteintrags ist damit gewährleistet. Die Gleichungen können dann im
Unterricht bearbeite
Im zweiten Fall werden die „leeren Skizzen“ von den Experimentiergrup-
pen je nach Beobachtung ausgemalt. Hier ist die Interpretation der Beo-
bachtungen jedoch sehr individuell gehalten, sodass ein Zusammenbrin-
gen der Ergebnisse schwierig werden kann. Da sich die Schüler aber in-
114
tensiv mit den Beobachtungen beschäftigen, ist hier der Lerneffekt am
größten. In beiden Fällen ist ein Lern-, Verständnis- und Übungseffekt ge-
währleistet. Gleichzeitig können die Zeichnungen mit den dazugehörigen
Reaktionen im Heft eingeklebt oder anderweitig verwendet werden. Eine
Wandzeitung oder Klassengestaltung mit dem Produkt wäre vorstellbar.
Mit der Methode wird Aufbauskizze, Beobachtung und Auswertung in ei-
nem Schritt abgedeckt. Die verbindlichen Lerninhalte stehen im Heft. Das
Experiment, bzw. die Experimente beanspruchen eine längere Zeit, so
dauert auch die Beschäftigung mit den Versuchen länger als bei einem
Unterrichtsversuch. Da die Beobachtungen in Form eines Protokollbogens
festgehalten werden, sichert man eine ständige Wiederholung des Stoffes
über mehrere Tage. Im Sinne eines Spiralcurriculums werden einfache
Säure/Base-Reaktionen, sowie Redox-Reaktionen mit spezifischerem In-
halt wiederholt.
Einfache Vorversuche zur Korrosion1 bieten sich hier zunächst an. So
könnte man zunächst eine Rasierklinge in Salzsäure auflösen und diese
Reaktion beleuchten. [15]
Fe (s) + 2 HCl (aq) H2 (g) + Fe2+ (aq) + 2 Cl- (aq)
1Korrosion: Zerstörung eines Metalls durch chemische Einflüsse
115
G. Ideen für den folgenden Unterricht Da Korrosion ein wichtiges und lebensnahes Thema ist, bietet sich auch
ein weiterer Korrosionsversuch an. Hier stellt man aus Gelatine, etwas
Kaliumnitrat, gelbem Blutlaugensalz (K3[Fe(CN)6]) und Phenolphthalein
durch Kochen eine klare Lösung her. Diese gibt man in eine Petrischale in
der sich ein normaler Eisennagel und ein zur Hälfte geglühter Eisennagel
befindet. Ein weiterer Eisennagel wird durch einen Kupferdraht mit einem
Zinkblech verbunden.
Abbildung 45 Versuchsanordnung zur Korrosion (Quelle: privat)
(siehe dazu auch Skriptum zum anorganisch-chemischen Praktikum für
Lehramtskandidaten, E. Gerstner, Marburg 1993/2003)
Durch die Bildung von Eisen(II)-Ionen entsteht um die Nägel herum ein
blauer Komplex (Berliner Blau K[FeFe(CN)6]) durch Einlagerung der
Eisen(II)-Ionen der Primäroxidation. Der geglühte Nagel zeigt nur am
unbehandelten Bereich Korrosion, der Nagel mit dem Zinkblech ist gegen
Korrosion geschützt. Das Zink wird stattdessen oxidiert (Opferanode) und
bildet mit dem Blutlaugensalz einen gelben Komplex (Zn3[Fe(CN)6]2
(hellgelb).
116
Abbildung 46
Ergebnis des Korrosionsversuchs (Quelle: privat)
Zu klären bleibt, warum Metalle korrodieren und wie sich voraussagen
lässt, ob dies geschieht. Mit Hilfe der Spannungsreihe können Aussagen
darüber getroffen werden, ob eine Redoxreaktion stattfindet.
Tabelle 2 : Spannungsreihe der Metalle mit Normalpotentialen in E0 (in Volt)
(Quelle: W. Botsch, E. Höfling, J. Mauch, Chemie - in Versuch und Übung, Otto
Salle Verlag, Frankfurt a. M., Berlin, München, 1977, S. 174)
Diese Werte lieferten Messungen von Halbzellen gegen die
Normalwasserstoffelektrode bei festgelegten Bedingungen
en.
(c(Säure) = 1 mol/l, 25°C). Oben stehen Metalle, die leicht in den
Ionenzustand (Oxidation) übergehen können. Nach unten hin werden die
Metalle immer edler und lassen sich schwerer oxidier
117
Für den obigen Versuch muss die Tabelle jedoch erweitert werden, da das
System Fe2+/Fe3+ ( Tabelle II) nicht aufgeführt ist. Auch das System
Al/Al(OH)3 fehlt.
Abbildung 47
Normalpotential für Aluminium in basischer Lösung (Quelle: Prof. Dr. F.W.
Küster, Prof. Dr. A.Thiel, Rechentafel für die Chemische Analytik, 105. Auflage,
Walter de Gruyter & Co. KG, Berlin, 2002, S. 232)
Tabelle 3: Spannungsreihe von Metallen und Ionenumladungen
(Quelle: Prof. Dr. F.W. Küster, Prof. Dr. A.Thiel, Rechentafel für die Chemische
Analytik, 105. Auflage, Walter de Gruyter & Co. KG, Berlin, 2002, S. 230)
118
Tabelle 3 kann man entnehmen, das metallisches Eisen leicht zu Ei-
sen(II)-Ionen oxidiert werden kann. Dies geht auch aus dem Versuch zur
Korrosion von Eisennägeln hervor.
Die Oxidation von Eisen(II)-Ionen zu Eisen(III)-Ionen erfordert wesentlich
mehr Aufwand, da das Normalpotential dieser Reaktion größer als 0 V ist.
Hier braucht man den Luftsauerstoff zur Oxidation. Um die Eisen(III)-Ionen
wieder zu reduzieren, benötigt man ein gutes Reduktionsmittel, also einen
Stoff, der leicht Elektronen abgibt, bzw. oxidiert. Dies kann zwar schon
durch die Eisen(II)-Ionen geschehen, der Prozess
(Gleichgewichtsreaktion) ist jedoch nicht sichtbar. Darum verwendet man
Aluminiumfolie. Im basischen Milieu (Abb. 47) ist das Reduktionspotential
so negativ, dass die Oxidation zu Aluminiumhydrooxid gut sichtbar und mit
mittlerem Tempo verläuft. Die Reduktion von Eisen(III) zu Eisen(II) geht
mit einem Farbwechsel (Zerstörung des Acetatkomplexes, rotbraun nach
farblos) einher. Weiterhin kann die relativ leicht durchzuführende
Aluminothermie betrachtet werden. Hier dient Aluminium als
Reduktionsmittel um aus Eisenoxid elementares Eisen herzustellen. Durch
Hitze gelangt man nicht nur zur Eisen(II)-Verbindung, sondern direkt zum
Eisen, das mit Hilfe eines Magneten und der Salzsäure-Probe (siehe
oben) nachgewiesen wird. Dieser Versuch ist sehr spektakulär und daher
einprägsam für den Schüler. Er dient dazu, den gelernten Stoff –
Oxidation und Reduktion in Abhängigkeit von den Reduktionspotentialen
abschließend zu vertiefen und zu sichern. (siehe dazu auch E. Gerstner,
Skriptum zum anorganisch-chemischen Praktikum für
rfahren gezeigt
erden.
Lehramtskandidaten, Marburg 1993/2003) Nach der Darstellung von Reinmetallen und der Vertiefung von spontanen,
eventuell stromliefernden (Autobatterie usw.) Prozessen, könnten noch
Elektrolysen, erzwungene Redox-Reaktionen, behandelt werden.
Anhand der Kupferraffination oder dem Hoffmannschen
Zersetzungsapparat (Erzeugen von Sauerstoff und Wasserstoff aus
Wasser) können eindrucksvoll solche Elektrolyse-Ve
w
119
120
6. Vorschriften, Arbeitsblätter, Kurzinformationen für Schüler und Eltern 6.1 Sicheres Arbeiten mit Chemikalien
Chemikalien, auch solche, die im Haushalt verwendet werden, dürfen nur
in Behältern aufbewahrt werden, die eindeutig und dauerhaft
gekennzeichnet sind. Gefährliche Stoffe werden zusätzlich durch leicht
verständliche und international gebräuchliche Warnsymbole markiert.
Gefahrensymbole: Kleine Bilder warnen mit einer einfachen
Zeichnung vor der Gefahr, die von der
Chemikalie ausgeht.
Kennbuchstabe und Gefahrenbezeichnung: Jedem Gefahrensymbol ist ein
Kennbuchstabe zugeordnet, der die
Gefahr näher bezeichnet. Der
Kennbuchstabe leitet sich häufig von
einem englischen Begriff ab.
X: gesundheitsschädlich / reizend
T (toxic): giftig
C (corrosive): ätzend
F (flammable): leicht entzündlich
O (oxidishing): brandfördernd
E (explosive): explosionsgefährlich
N: umweltgefährlich
Vorsichtsmaßnahmen: Aus den Gefährlichkeitsmerkmalen
leiten sich Vorsichtsmaßnahmen ab, die
einen sicheren Umgang mit der
Chemikalie ermöglichen.
121
Auswertung: Schneide die Gefahrensymbole aus und
klebe sie in der Tabelle richtig ein.
Informiere dich in deinem Chemiebuch
über die Gefährlichkeitsmerkmale.
Welche Vorsichtsmaßnahmen sind
erforderlich? Ergänze sie stichwortartig in der
Tabelle.
Nenne Stoffe im Haushalt, die mit einem Gefahrensymbol gekennzeichnet
sind. Notiere ihren Namen, den Kennbuchstaben mit dem
Gefährlichkeitsmerkmal und ihre Verwendung
Beispiel:
W5 Kalkreiniger, Xi reizend Der Kalkreiniger entfernt hartnäckigen Belag, Kalk-, Rost- und
Seifenrückstände
Gefahrensymbole zum Ausschneiden:
Abbildung 1
Gefahrensymbole (Quelle: AG Naturwissenschaft und Technik, BASF,
Arbeitsblätter zur Unterrichtsgestaltung)
122
Tabelle mit Gefahrensymbolen:
Gefahrensymbol
Gefahrenbezeichnung mit Kennbuchstaben
Vorsichtsmaßnahmen
Gesundheitsschädlich Xn Reizend Xi
Giftig T Sehr giftig T+
Ätzend C
Leichtentzündlich F Hochentzündlich F+
Brandfördernd O
Explosionsgefährlich E
Tabelle 4
Gefahrensymbole und Kennbuchstaben (Quelle: AG Naturwissenschaft
und Technik, BASF, Arbeitsblätter zur Unterrichtsgestaltung)
123
Kurzinformationen für Eltern Hausaufgabe: „Sicheres Arbeiten mit Chemikalien“ Bei dieser Hausaufgabe werden Chemikalien aus dem Haushalt auf ihre
Gefahren und Wirkungsweisen hin untersucht. Dabei handelt es sich
beispielsweise um Reinigungsmittel, Lösungsmittel oder Kosmetika.
ittel
r schützen sollen.
Kalkreiniger hat meist ätzende Wirkung, was durch ein bestimmtes
Gefahrensymbol gekennzeichnet ist. Ebenso wirkt Rohrreiniger.
Nagellackentferner ist leicht entzündlich, da dieser Alkohole als Lösem
enthält. Auch Farbentferner (Terpentin) sind entzündlich. Weiterhin
enthalten auch Shampoo und Gesichtswässer Warnhinweise, die den
Benutze
Diese Hausaufgabe dient der Vermeidung von Unfällen im Haushalt. Das
sichere Arbeiten mit „Chemikalien“ ist eine wichtige Vorraussetzung für
das weitere Experimentieren.
124
6.2 „Tanzende Pflanzen“ Material:
Kamm aus Plastik
Luftballon
Wolltuch oder Schal aus Baumwolle
Pflanze mit langen dünnen Blättern
Durchführung: 1. Den Kamm aus Plastik ganz nahe an die Blätter von
verschiedenen Pflanzen halten.
n.
.
reibt.
2. Jetzt wird ein Wolltuch oder ein Schal etwa 1 Minute am Kamm
entlang geriebe
3. Was passiert mit den Blättern der Pflanzen, wenn der Kamm jetzt in
ihre Nähe kommt?
4. Testet auch die Seiten eines Buches, Eure Haare und andere
Dinge
5. Das Experiment funktioniert auch mit einem aufgeblasenen
Luftballon, den man vorher auf dem Teppich
6. Lasst im Waschbecken einen dünnen Wasserstrahl aus dem Hahn
laufen und haltet den Kamm oder Ballon in seine Nähe.
Abbildung 25
Bewegung von Stoffen durch elektrische Aufladung (Quelle: privat)
125
Beobachtungen: Welche Stoffe/Materialien wurden getestet? Tragt die Beobachtungen in
die Tabelle ein.
Stoff/ Material Beobachtung/en
126
Kurzinformationen für Eltern Versuch: „Tanzende Pflanzen“
Dieser Versuch dient der Einführung des Dipolbegriffs, bzw. der
Aufklärung der Struktur einfacher Moleküle wie Wasser oder Ammoniak.
d Weise.
.
Die Eigenschaften von Wasser als Lösemittel, wird im Anschluss an die
Hausaufgabe besprochen. Durch das Reiben eines Wolltuchs oder Schal
aus Baumwolle an einem Kamm aus Plastik, wird der Kamm elektrisch
aufgeladen. Da Wasser, sowie viele andere Stoffe auch, Teilladungen
besitzt, wird es von dem, so behandelten Kamm abgestoßen. Die Pflan-
zen, Buchseiten, Textilien und andere, durch die Schülerinnen und
Schüler getestete Stoffe bewegen sich auf magische Art un
Diese Hausaufgabe wirkt hauptsächlich motivierend und regt den
Forscherdrang der Schülerinnen und Schüler an
127
6.3 „Erhitzen von Stoffen – verdunsten, schmelzen, reagieren“
Material:
4 – 5 Frühstücksbrettchen aus Holz
Einen Topfdeckel
Teelöffel
Niedriges Glas
4 - 5 ältere Esslöffel aus Metall
Teelicht
Feuerzeug
Papier
Stoppuhr
Stift
Chemikalien: Wasser Salz Zucker Backpulver Cola
(von allem etwa einen halben Esslöffel voll, also sehr wenig)
Durchführung:
1. Der Aufbau besteht aus mehreren gestapelten Holzbrettchen.
Darauf liegt ein Löffel, der mit seiner breiten Seite übersteht. Mit
einem Topfdeckel wird er festgehalten.
Abbildung 26 (Vgl. Abbildung 17)
Esslöffel Kerze
Topfdeckel Holzbrettchen
128
Das Aussehen der Stoffe zu Anfang und auffällige Beobachtungen werden
in die Tabelle eingetragen. Dazu wird die Zeit bis zur Gasbildung, Sieden,
Kochen und anderen Beobachtungen notiert.
2. Gestoppt wird beim Anzünden der Kerze.
3. Erhitzt wird mindestens drei und maximal acht Minuten.
4. Bei Rauch- und Geruchsbildung wird das Erhitzen abgebrochen!
Der Löffel ist auch am Griff sehr heiß!! Einige Minuten abkühlen
lassen!!!
Lösungen herstellen: Leitungswasser
Der Esslöffel wird bis zur Hälfte mit Leitungswasser gefüllt und seine
Unterseite mit einem Küchentuch abgetrocknet.
Nun wird er vorsichtig zwischen Holzbrett und Topfdeckel eingespannt.
Salz
In einem Glas, wird ein Teelöffel Speisesalz in etwa drei Teelöffeln
Leitungswasser aufgelöst. Von der Lösung wird ein halber Esslöffel
abgenommen und vorsichtig zwischen Holzbrett und Topfdeckel
eingespannt. Die Kerze wird angezündet und darunter geschoben. Jetz
beginnt die Zei
t
tmessung.
Zucker
In einem Glas, wird ein Teelöffel Zucker in etwa drei Teelöffeln
Leitungswasser aufgelöst. Von der Lösung wird ein halber Esslöffel
abgenommen und vorsichtig zwischen Holzbrett und Topfdeckel
eingespannt. Die Kerze wird angezündet und darunter geschoben. Jetzt
b eginnt die Zeitmessung.
Backpulver
In einem Glas, wird ein Teelöffel Backpulver in etwa drei Teelöffeln Lei-
tungswasser aufgelöst. Von der Lösung wird ein halber Esslöffel abge-
129
nommen und vorsichtig zwischen Holzbrett und Topfdeckel eingespannt.
Die Kerze wird angezündet und darunter geschoben. Jetzt beginnt die
Zeitmessung.
Cola
Ein halber Esslöffel mit Cola wird vorsichtig zwischen Holzbrett und
Topfdeckel eingespannt. Die Kerze wird angezündet und darunter
geschoben. Jetzt beginnt die Zeitmessung.
Sicherheit: Der Löffel wird nicht nur an seiner breiten Seite heiß, sondern auch am
anderen Ende. Bevor man ihn in die Hand nehmen kann, sollte er ca. 3
Minuten abkühlen.
Die Flüssigkeiten können, gerade wenn nur noch ein Rest vorhanden ist,
aus dem Löffel herausspritzen. Deshalb nicht direkt in den Löffel schauen
und ca. ½ Meter Abstand halten.
Brennbare Gegenstände, wie Haushaltsrolle, Taschentücher, Zeitungen
oder Spraydosen dürfen nicht in die Nähe der Kerze gelangen. Um das
Experiment herum deshalb viel Platz schaffen und einen Eimer Wasser
bereit stellen, um eventuell zu löschen. Lange Haare zusammenbinden.
Schutzbrille tragen!!!
Entsorgung: Die Flüssigkeiten werden in den Abguss gegeben. Die Löffel werden nach
dem Versuch gründlich mit warmem Wasser und Spülmittel gereinigt.
130
Beobachtungen:
Beschreibung des Stoffes
Zeit Verhalten beim Erhitzen
Aussehen nach dem Erhitzen
Wasser:
Kochsalzlösung:
Zuckerlösung:
Backpulverlösung:
Cola:
131
Arbeitsblatt: Aggregatzustand
Wasser kann in verschiedenen Aggregatzuständen
vorliegen. Ordne den Pfeilen die Fachbegriffe zu.
Abbildung 27
Zeichnungen zu den Aggregatzuständen
132
flüssig erstarren sublimieren kondensieren verdampfen
gasförmig fest schmelzen resublimieren
Arbeitsblatt: Lösung und Feststoff
Wasser ist ein gutes Lösungsmittel für viele Stoffe. Ordne den
Zahlen die richtigen Begriffe zu.
Abbildung 28
Zeichnung zu den Aggregatzuständen II
eindampfen zerkleinern Lösung Feststoff
kristallisieren lösen trocknen Kristall
1_______________________
2_______________________
3_______________________
4_______________________
5_______________________
133
6_______________________
7_______________________
8_______________________
Kurzinformationen für Eltern Versuch: Erhitzen von Stoffen und Gemischen Bei diesem Versuch geht es um das Verhalten von Stoffen und
Stoffgemischen beim Erhitzen.
Dies prüft man zunächst an L
Erhitzt wird auf einer selbst g
aus Holz, Esslöffeln, Topfdec
Die Holzbrettchen werden au
zwischen Brettchen und Top
Löffel nicht berühren. Es soll
älter und nicht mehr im Gebr
Unterseite geschwärzt werde
Zuckerlösung, eine Backpulv
Beobachtungen und die jewe
abgebrochen, wenn sich Rau
Alle weiteren Informationen e
Sicherheit: Der Löffel wird nicht nur an s
anderen Ende. Bevor man ih
Minuten abkühlen. Die Flüss
Rest vorhanden ist, aus dem
den Löffel schauen und ca. ½
Gegenstände, wie Haushalt
Spraydosen dürfen nicht in d
Experiment herum deshalb v
bereit stellen, um eventuell z
Schutzbrille tragen!!!
eitungswasser.
e bitte der Versuchsvorschrift.
ebauten Apparatur mit Frühstücksbrettchen
kel und Teelicht.
feinander gestapelt und der Löffel wird
fdeckel eingespannt. Die Flamme darf den
ten Esslöffel verwendet werden, die bereits
auch sind. Sie könnten auf Ober- und
n. Es werden eine Salzlösung, eine
erlösung und Cola erhitzt. Dabei werden die
ilige Zeit notiert. Der Versuch wird
ch bildet, oder die Substanz schwarz wird.
ntnehmen si
einer breiten Seite heiß, sondern auch am
n in die Hand nehmen kann, sollte er ca. 5
igkeiten können, gerade wenn nur noch ein
Löffel herausspritzen. Deshalb nicht direkt in
Meter Abstand halten. Brennbare
srolle, Taschentücher, Zeitungen oder
ie Nähe der Kerze gelangen. Um das
iel Platz schaffen und einen Eimer Wasser
u löschen. Lange Haare zusammenbinden.
134
6.4 „Wieviel Sauerstoff ist in der Luft?“
Material: Chemikalien:
Stahlwolle
(ohne Reinigungsmittel)
Wasser
1 Glas 1 Suppenteller 1 kleiner Bleistift 1 Lineal 1 Anspitzer
Durchführung: Abbildung 30 (Vgl. Abb. 23)
1. Suppenteller bis kurz unter den Rand mit Wasser füllen.
2. Den Glasboden mit wenig Stahlwolle gerade bedecken.
3. Die Stahlwolle mit Wasser befeuchten, den Rest abschütten.
4. Den Bleistift auf die Höhe des Glases anspitzen.
5. Die Stahlwolle mit dem Bleistift befestigen.
6. Das Glas mit dem Bleistift kopfüber in den Suppenteller stellen.
7. Den Wasserstand im Glas mit dem Lineal ermitteln.
8. Höhe des Glases mit dem Lineal ermitteln.
9. Innerhalb von vier Tagen dreimal den Wasserstand im Glas
messen.
10. Beobachtungen notieren.
135
Beobachtungsbogen A Welche Farbe hat die Stahlwolle vor dem Versuch?
B Wie hoch steht das Wasser vor Beginn des Versuchs?
C Wie hoch steht das Wasser im Glas nach dem 2. Tag?
D Wie hoch steht das Wasser im Glas nach dem 3. Tag?
E Wie hoch steht das Wasser im Glas nach 4 Tagen?
F Wie hoch ist das Glas?
G Welche Farbe hat die Stahlwolle nach dem Versuch?
H Wie viel Wasser ist in das Glas eingeströmt?
I Wie hoch ist der Anteil des Sauerstoffs in der Luft?
Berechnungsgrundlagen:
Der Wasserstand nach dem vierten Tag weniger dem Wasserstand zu
Beginn des Versuchs ergibt den Wassereinstrom im Glas.
Wasserstand (3. Tag) – Wasserstand (Beginn) = Wassereinstrom
Wenn das Glas voll gelaufen ist, beträgt der Wassereinstrom 100%
Der tatsächliche Einstrom ergibt die Volumenzunahme von Wasser in %.
Höhe(Glas) = 100%
Höhe (eingeströmtes Wasser) = X%
Höhe (eingeströmtes Wasser) x 100 = X in %
Höhe (Glas)
136
A Farbe der Stahlwolle vor dem Versuch:
B Wasserstand im Glas zu Beginn des
Versuchs: (in cm)
C Wasserstand im Glas nach zwei Tagen:
D Wasserstand im Glas nach drei Tagen:
E Wasserstand im Glas nach vier Tagen:
F Höhe vom Glas:
G Farbe der Stahlwolle nach dem Versuch:
H Wieviel Wasser (in %) ist eingeströmt ?
Wasserstand (3. Tag) – Wasserstand (Beginn) = Wassereinstrom
Höhe (eingeströmtes Wasser) x 100 = X in %
Höhe (Glas)
Das Eisen der Stahlwolle hat mit dem Luftsauerstoff rotes Eisenoxid
gebildet, das Eisen rostet.
r.
2 Fe + O2 2 FeO
Durch einen Unterdruck wird ungefähr soviel Wasser angesogen, wie
vorher Sauerstoff im Glas wa
I Wieviel Sauerstoff in % ist etwa in der Luft vorhanden?
137
Kurzinformationen für Eltern Versuch: Wieviel Sauerstoff ist in der Luft?
Mit Hilfe des Experimentes soll herausgefunden werden, wie viel
Sauerstoffgas die Luft enthält.
bguss gegeben.
Dazu lässt man in einem herumgedrehten Trinkglas etwas Stahlwolle
rosten. Das Glas steht in einem Suppenteller mit Wasser. Der Sauerstoff,
der beim Rostprozess verbraucht wird, erzeugt einen Unterdruck, der
Wasser in das Glas einströmen lässt. Das eingeströmte Wasser spiegelt
ungefähr den Sauerstoffgehalt in der Luft wieder. Der Versuch muss ca.
drei bis vier Tage stehen bleiben. Die Stahlwolle kann im Hausmüll
entsorgt werden, das Wasser wird in den A
Sicherheit: Die Enden der Stahlfäden sind zum Teil sehr spitz. Verletzungsgefahr.
Weitere Informationen entnehmen Sie bitte der Versuchsvorschrift.
Viel Spaß beim Experimentieren!
138
6.5 „ Feuerlöschen mit Kaffee“ Material:
Große Saftkanne aus Glas mit breiter Öffnung
Grillzange aus Metall
4 Teelichter
Feuerzeug
Esslöffel
Multi-Messbecher
Chemikalien: Kaffeepulver, 1 Päckchen Backpulver, Wasser
Durchführung: 1. Alle vier Teelichter werden angezündet.
2. Ein Teelicht stellt man mit Hilfe der Grillzange in die Saftkanne und
beobachtet etwa 5 Minuten die Flamme. Danach wird es wieder
heraus geholt.
3. Nun mischt man in der Kanne drei Esslöffel Kaffeepulver mit dem
Backpulver und gibt etwa 30 ml Wasser auf die Mischung.
4. Jetzt hält man 10 Minuten im Abstand von je einer Minute ein
Teelicht zunächst in den oberen Bereich der Kanne, dann kurz üb
das Reaktionsgemisch. Die Teelichter dürfen das Gemisch nicht
berühren.
er
5. Nach 10 bis 15 Minuten bricht man das Experiment ab und spült die
Kanne mit viel Wasser aus.
Sicherheit: Brennbare Gegenstände, wie Küchenrolle, Taschentücher und
Spraydosen dürfen nicht in die Nähe der Kerzen kommen. Um das
Experiment herum sollte ausreichend Platz zur Verfügung stehen. Lange
Haare zusammen binden. Schutzbrille
tragen.
139
Arbeitsblatt „Löschen mit Kaffee“
1. Welche Beobachtung macht man, wenn der Kaffee, das Backpulver
und das Wasser zusammen kommen?
2. Welches Gas entsteht bei der Reaktion von Backpulver mit Kaffee?
Tipp: Welches Gas wird in Feuerlöschern verwendet?
3. Zusatzversuch: etwas Backpulver wird auf einen frisch
aufgeschnittenen Apfel oder auf den Saft einer Zitrone gestreu
Was gesc
t.
hieht?
O3).
4. Wie schmeckt die Zitrone?
5. Welche Stoffe sind nachweislich im Kaffee enthalten?
(Wirkung, Geschmack, Farbe)
Anmerkung:
Backpulver besteht hauptsächlich aus Natriumhydrogencarbonat
(NaHC
140
Kurzinformationen für Eltern Versuch: Feuerlöschen mit Kaffee Bei diesem Experiment wird mit Hilfe von Backpulver, Kaffee und Wasser
eine Kerzenflamme gelöscht.
Kaffeepulver und Backpulver werden in einer Glaskanne mit etwas
Wasser vermischt. Das Gemisch wird sich aufblähen und ein Gas
entsteht. Im Abstand von jeweils einer Minute wird ein brennendes
Teelicht mit einer Grillzange in die Kanne gehalten. Das Teelicht darf das
Gemisch aus Kaffee, Backpulver und Wasser nicht berühren.
Sicherheit: Brennbare Gegenstände, wie Küchenrolle, Taschentücher und
Spraydosen dürfen nicht in die Nähe der Kerzen kommen. Um das
Experiment herum sollte ausreichend Platz zur Verfügung stehen. Lange
Haare zusammen binden. Schutzbrille
tragen.
Weitere Informationen entnehmen Sie bitte der Versuchsvorschrift.
Viel Spaß beim Experimentieren!
141
6.6 „Löschpapier mit Rotkohl färben“ Material: Messer, Schneidebrett, Wasser, Sieb, zwei Töpfe, Stift, Lineal, Schere,
Esslöffel, Pinzette, weißes Löschpapier, Zeitungen, 2 Blätter frischer
Rotkohl, Wasser, Herdplatte und Ofen, Einmachglas mit Deckel
Durchführung: Die Rotkohlblätter werden mit einem Messer in kleine Stücke geschnitten
und mit Wasser in einen Topf gegeben. Wichtig ist, dass der Kohl mit
Wasser bedeckt ist. Erhitzt das Gemisch kurz auf der Herdplatte. Nach 15
Minuten füllt ihr die Kohlstücke und die Flüssigkeit in ein Sieb. Fangt den
Saft mit einem zweiten Topf auf. Schneidet das Löschpapier jetzt in ca. 10
cm lange und ca. 5 cm breite Streifen und legt das Papier in den Saft.
Das Papier bleibt noch ca. 30 Minuten in der warmen Flüssigkeit liegen.
Passt auf, dass die Löschpapierstreifen nicht anbrennen. Danach werden
die Streifen auf vier Lagen Zeitungspapier getrocknet, was auf einer
Heizung ca. 2 Stunden dauert. Wichtig ist, dass die Streifen ganz und gar
trocken sind, damit sie später nicht schimmeln. Im Backofen bei 70°C un
einer halben Stunde trocknen sie vollständig aus. Füllt den Saft in ein
Einmachglas und hebt ihn im Kühlschrank auf.
d
Sicherheit: Rotkohlsaft kann helle Stoffe, sowie Holz einfärben. Damit das nicht
passiert, achtet darauf, dass die Arbeitsflächen mit Zeitungspapier
ausgelegt sind. Tragt bei der Durchführung ältere Kleidung, bei der
Flecken nicht so schlimm sind.
Beim Erhitzen des Saftes kann es zu Spritzern kommen, schaut deshalb
nicht direkt in den Topf und erhitzt nicht zu hoch, der Saft soll nur heiß
werden, nicht kochen.
Denkt daran, dass die Flüssigkeit heiß ist, lasst sie erst abkühlen, bevor
ihr die Streifen aus dem Saft holt.
Nach dem Trocknen den Backofen ausschalten!!!
142
6.7 „Untersuchung von Stoffen mit dem Rotkohlpapier“ Material: Mit Rotkohl gefärbtes Löschpapier (trocken), zwei weiße Blätter Papier,
Tesafilm, Stift, Wattestäbchen, Glas, Wasser, eine Zitrone, Kalkreiniger,
Waschmittel, Seife, Pottasche, einen unreifen oder grünen Apfel
(Apfelsaft), eine Zwiebel, Brausepulver, pH-Teststreifen
Durchführung: Das gefärbte Löschpapier wird mit dem Tesafilm auf das weiße Papier
aufgeklebt. Nun unterteilt ihr das Löschpapier mit dem Stift in gleichgroße
Teile, die ihr mit den Namen der verwendeten Substanzen beschriftet.
Wasser Zitrone Apfel Zwiebel Brause Pottasche
Farbe pH
Kalkreiniger Waschmittel Seife
Farbe pH
Abbildung 31 (Vgl. Abb. 29)
143
Nun werden die verschiedenen Substanzen auf das Löschpapier
aufgebracht. Dies geht in einigen Fällen am besten mit einem frischen
Wattestäbchen. Feste Substanzen, wie die Pottasche oder das
Waschmittel, solltet ihr vorsichtig mit Wasser anfeuchten.
Sicherheit: Bei den verwendeten Reinigern handelt sich meist um Substanzen, die
Reizungen auf der Haut verursachen. Die Gefahrenhinweise (giftig,
reizend oder ätzend) auf der Rückseite des jeweiligen Reinigers sollten
deshalb streng beachtet werden.
Reinigungsmittel dürfen nie getrunken oder inhaliert werden, es kann zu
starken Vergiftungen kommen. Achtet darauf, den Raum gut zu lüften
wenn ihr diese Substanzen auftragt.
Dauer: Ca. 3/4 Std.
Aufgaben / Denkhinweise
Färben des Löschpapiers mit Rotkohlsaft: 1. Welche Farbe hat der Saft vom Rotkohl beim Schneiden
2. Welche Farbe hat die wässrige Lösung
3. Wie verändert sich die Farbe beim Trocknen
144
Arbeitsblatt Untersuchung von Stoffen mit dem Rotkohlpapier:
1. Welche Farbe zeigt das Rotkohlpapier mit Wasser?
2. Welche Farbe zeigt das Rotkohlpapier nach dem Kontakt mit den
Testsubstanzen?
3. Gibt es auffällige Unterschiede bei den Farben?
4. Probiert die Zitrone, wie schmeckt sie?
5. Probiert das Soda, wie schmeckt es?
6. Messt den pH-Wert der Substanzen in wässriger Lösung mit den
Schnelltestern und tragt ihn mit der Farbe auf den Blättern ein.
7. Was haben pH-Wert und die Farbe des Rotkohls miteinander zu
tun?
8. Denkt euch selbst Substanzen aus, die ihr testen könnt!
145
6.8 „Farbwechsel im Rotkohlsaft“ Material: 2 Teelöffel, Universalmessbecher, 2 Einmachgläser mit Deckel,
Einwegspritzen ohne Kanüle (1 mL, 2 mL und 10 mL), hohes schmales
Trinkglas, pH-Papier, Rotkohlsaft, Sodalösung, Zitronensäurelösung
Durchführung: Zunächst müsst ihr euch die Lösungen herstellen. Dafür gebt ihr 1
gestrichenen Teelöffel Soda (Kaisernatron) in ein Einmachglas und
übergießt mit 20 mL Wasser, das ihr im Messbecher abmesst.
r dazu.
In das zweite Einmachglas füllt ihr 2 gestrichene Teelöffel feste
Zitronensäure und gebt 40 mL Wasse
Beide Lösungen werden mit Deckel gut geschüttelt.
In ein schmales Trinkglas gebt ihr mit der Spritze 1 mL des Rotkohlsaftes
und mit einer neuen Spritze 2 mL Sodalösung. Schwenkt die Lösung kurz
um und notiert die Farbe in der Tabelle. Mit dem pH-Papier wird der pH-
Wert dieser Lösung gemessen und ebenfalls in der Tabelle notiert.
Gebt nun Schrittweise die Zitronensäurelösung dazu, die Mengen sind in
der Tabelle schon angegeben. Schwenkt jeweils gut um und messt den
pH-Wert, den ihr zusammen mit der Farbe immer eintragt.
Sicherheit: Tragt eine Schutzbrille und Sachen, bei denen Flecken nicht so schlimm
sind. Legt den Arbeitsbereich großzügig mit Zeitungen aus, sodass der
Arbeitsbereich geschützt wird.
146
Tabelle mit Arbeitsschritten:
Arbeits- schritt
Zitronensäure-Lösung
Gehalt an Zitronen-
säure-Lösung
Soda- Lösung
Farbe der Lösung
pH-Wert Sauer/ Neutral/alkalisch
1
-
-
+ 2 ml
2
+ 1 ml
1 ml
-
3
+ 1 ml
2 ml
-
4
+1 ml
3 ml
-
5
+ 7 ml
10 ml
-
6
+ 5 ml
15 ml
-
7
+ 2 ml
17 ml
-
1) Wie verändert sich die Farbe der Lösung? 2) Was bewirkt die Zitronensäure? 3) Welche Funktion hat der Rotkohlsaft?
147
Kurzinformationen für Eltern Versuch: Rotkohl als Indikator Als Indikatoren bezeichnet man in der Chemie Stoffe, die bei Änderungen
gewisser Bedingungen ihre Farbe ändern[6]. Bei den diesem Experiment
wird untersucht, wie der Indikator Rotkohlsaft seine Farbe gegenüber
Säuren und Basen verändert.
Saft.
können.
hen ermittelt
Im Rotkohlsaft sind Farbmoleküle enthalten, die auf Säuren und Basen
unterschiedlich reagieren. Kommt der Saft mit Zitronensaft in Berührung,
färbt er sich rot. Mit Pottasche färbt er sich blau bis grün. Ähnliche
Eigenschaften hat auch schwarzer Tee und rote Beete-
Viele Reinigungsmittel enthalten Säuren oder Basen um so zum Beispiel
Kalk im Badezimmer zu entfernen, oder die Scheibe des Ofens von Ruß
zu befreien.
Die Kinder haben hier die Aufgabe ein eigenes Indikatorpapier
herzustellen, womit sie ihre Umwelt testen
Der Kohl wird zerkleinert und mit Wasser eine halbe Stunde erhitzt.
Die Löschpapierstreifen werden im gesiebten Saft weitere 15 Minuten
eingelegt und anschließend auf Zeitungspapier und im Backofen
getrocknet. Verschiedene Substanzen sollen aufgetragen, beobachtet und
charakterisiert werden. Zusätzlich wird der pH-Wert durch ein relativ
genaues Teststäbc
Wichtig ist, dass die Kinder sauber arbeiten und die Arbeitsflächen mit
Zeitung auslegen, der Rotkohlsaft färbt Kleidung, Haut und Holz!!!
Bei der Arbeit mit Reinigungsmitteln ist zudem immer Vorsicht geboten, da
manche gerade aufgrund eines hohen Säure-Gehaltes ätzend und reizend
sein können.
Die Auswertungsblätter (siehe Arbeitsanweisung) können trocken ins Heft
eingeklebt werden.
Weitere Informationen entnehmen Sie bitte der Versuchsvorschrift.
Viel Spaß beim Experimentieren!
148
Anhang Rotkohl 1: Funktionsweise eines Einstrahlspektralphotometers
t
s
ten Zustand.
Licht einer Wellenlänge
(monochromatisch) wird auf eine
Probe gestrahlt. Die Intensität des
Lichtes, das aus der Probe heraus
tritt, wird von einem Photodetektor
gemessen. Die Wellenlänge wird
durch eine Blende geregelt. Die
Absorption elektromagnetischer
Strahlung im UV-Vis-Bereich häng
von der elektronischen Struktur de
Moleküls ab. Die Absorption der
Strahlung resultiert aus der
Anhebung von Elektronen aus
energetisch niedrig liegenden
Orbitalen im Grundzustand auf
energetisch höher liegende Orbitale
in einen angereg
(Quelle: privat)
149
Anhang Rotkohl 2: UV-Vis-Spektren eines Rotkohlsaftes bei verschiedenen pH-Werten Oben: pH 2, Mitte: pH 7,
Unten: pH 10 [2] (Quelle: Schwedt, Georg: Experimente mit
Supermarktprodukten, 2. Aufl., Wiley VCH,
Weinheim 2003, S
Eλ Eλ
. 8)
λ [nm]
Eλ
λ [nm]
λ [nm]
150
Anhang Rotkohl 3: Mögliche Orbitalübergänge bei Lichtabsorption
Je höher der Übergang, desto mehr Energie (Licht mit kleinerer
Wellenlänge) wird benötigt, um das Elektron anzuheben. (Quelle: Küster, Friedrich W.: Rechentafeln für die chemische Analytik, 105. Aufl.,
de Gruyter, Berlin, New York, 2002, S. 126)
151
Anhang Rotkohl 4: Farbtabelle organische Indikatoren
[8] (Quelle: W. Botsch, E. Höfling, J. Mauch, Chemie - in Versuch und Übung, Otto Salle Verlag, Frankfurt a. M., Berlin, München, 1977, S. 197)
152
Anhang Rotkohl 5: Synthese von Bromthymolblau
SO2
O
OOHH3C
CH3
CH3SO2
O
HO
(CH3)2HC
CH(CH3)2OH
CH3
CH3
Br2
SO2
O
HO
(CH3)2HC
CH(CH3)2OH
CH3
Br
BrCH3
2
Reaktion zur Synthese von Bromthymolblau [10]
o-Sulfobenzoesäureanhydrid Thymol
Im ersten Schritt handelt es sich um eine aromatische Substitution an
Aromaten, wobei o-Sulfobenzoesäureanhydrid gegen ein Wasserstoff-
Atom des Thymols in meta-Stellung zur Isopropylgruppe substituiert wird
Der Angriff erfolgt dabei an dem stark positivierten Carbonyl-C-Attom de
o-Sulfobenzoesäure- anhydrids. Das abgespaltene Proton wird an den
Carbonyl-Sauerstoff gebunden und bleibt zunächst als Hydroxy-
Substituent am Molekül. Der Angriff des zweiten Thymol-Moleküls erfolgt
analog unter Abspaltung von Wasser. Schließlich wird die Verbindung
Bromiert, was ebenfalls durch eine aromatische Substitution geschieht.
Die Bildung des Bromonium-Ions als Elektrophil ist der
geschwi
.
s
ndigkeitsbestimmende Schritt.
ändert.
Den Chromophor bildet das Gerüst des Sulfonphthalein. Die Auxochrome
stellen die Substituenten -OH und –Br da.
Chromophor = Atomgruppe mit Mehrfachbindungen in einem Molekül, die
zur Lichtabsorption befähigt ist.
Auxochrom = Substituent, z.B. –OH, -NH2, - Br, der durch Verbindung mit
einem Chromophor dessen Absorptionswellenlänge und dessen
Absorptionsintensität ver
153
Entzieht man dem Molekül nun mit Hilfe einer Base Proton , erhält man
ein chinoides Dianion, welches mehr Elektronen in nicht bindenden und
damit näheren Orbitalen enthält, als das Molekül vorher. Die
Anregungsenergie durch sichtbares Licht wird somit kleiner (siehe auch
Anhang 4: Orbital-Elektronen-Übergänge), die Farbe erscheint blau
(Komplementärfarbe zu gelb ca.700 nm).
SO2
O
HO
(CH3)2HC
CH(CH3)2OH
CH3
Br
BrCH3
H+
NaOH
SO2
O
CH(CH3)2O
CH3
Br
O
(CH3)2HC
BrCH3
CH(CH3)2O
CH3
Br
O
(CH3)2HC
BrCH3
S OO2
(Quelle: Willmes, A., Taschenbuch chemischen Substanzen, 2. Aufl., Harri
Deutsch Verlag, Frankfurt/M., 2001, S. 208)
154
Anhang Rotkohl 6: Pferdehustentee Aus einer Mischung von
Salbeiblättern, Anis, Fenchel, Holunderblüten, Süßholzwurzel, Thy-miankraut, Lindenblüten, Malvenblüten und Eibischblättern, entsteht
der sogenannte Pferdehustentee (in Apotheken auf Vorbestellung erhält-
lich). Dieser Tee riecht nicht nur sehr gut, sondern beschert schon beim
Aufbrühen ein beeindruckendes Farbspiel.
blaugrün lila gelbbraun (Quelle: privat)
Brüht man den Tee in backpulverhaltigem Wasser auf, färbt sich die
Lösung grün. In Zitronensafthaltigem Wasser färbt sich die Lösung rot. Di
Farbstoffe (meist Blütenfarbstoffe) im Tee sind pH-aktiv.
e
155
6.9 „Herstellen von Kunsthonig“
„Was die Biene kann...!“ Material: Kleiner Kochtopf
Esslöffel
Teelöffel
Multi-Messbecher Chemikalien: Feste Zitronensäure
Wasser
Haushaltszucker
Durchführung:
1. In einem Kochtopf werden etwa 300 g Zucker in 100 ml Wasser
gelöst und erwärmt.
2. Nachdem etwa ein halber Teelöffel feste Zitronensäure in die
Zuckerlösung gegeben wurde, kocht man 5 Minuten unter Rühren
auf. 3. Nach dem Erkalten kann die Lösung probiert werden.
4. Alle Beobachtungen werden notiert.
Sicherheit: Wenn die Zuckerlösung kocht, kann sie aus dem Topf herausspritzen.
Deshalb nicht genau in den Topf schauen.
Die Lösung bleibt sehr lange heiß, sie sollte ca. 15 Minuten abkühlen,
bevor sie probiert werden kann.
Zitronensäure reizt die Augen und die Haut, bei Haut- oder Augenkontakt
wird sie mit warmem Wasser abgewaschen. Schutzbrille tragen.
156
Arbeitsblatt: Herstellen von Kunsthonig Beobachtungen: Fragen:
1. Hat das Produkt Ähnlichkeit mit echtem Honig?
2. Wie könnte man das Produkt flüssiger machen?
3. Wie könnte man das Produkt fester machen?
4. Welchen Geschmack hat das Produkt?
Aufgaben:
1. Füllt den Kunsthonig in ein verschließbares Gefäß (Tupperware,
Glas mit Deckel) und bringt den Honig für weitere Versuche mit in
die Schule.
157
Kurzinformationen für Eltern Versuch: Herstellen von Kunsthonig Hier wird die Arbeit der Biene simuliert.
Es soll aus Haushaltszucker eine Lösung hergestellt und mit etwas fester
Zitronensäure versetzt werden. Dieses Gemisch wird auf einer Kochplatte
aufgekocht und abgekühlt. Danach entsteht eine zähe Masse, die probiert
werden darf. Es handelt sich dabei um Kunsthonig oder
Invertzuckercreme, die auch im Supermarkt erhältlich ist. Der
Haushaltszucker wird durch die Säure unter Hitzezufuhr in seine
Bestandteile zerlegt, welche nicht mehr kristallisieren.
Sicherheit: Wenn die Zuckerlösung kocht, kann sie aus dem Topf herausspritzen.
Deshalb nicht genau in den Topf schauen.
Die Lösung bleibt sehr lange heiß, sie sollte ca. 15 Minuten abkühlen,
bevor sie probiert werden kann.
Zitronensäure reizt die Augen und die Haut, bei Haut- oder Augenkontakt
wird sie mit warmem Wasser abgewaschen. Schutzbrille tragen.
Weitere Informationen entnehmen Sie bitte der Versuchsvorschrift. Viel Spaß beim Experimentieren!
158
6.10 „Neuer Glanz für alte Münzen“ Material: Handtuch
1 Glas
Chemikalien: 3 stumpfe Cents
1 Zitrone
Wasser
Seife
Durchführung: Versucht mit dem Wasser und der Seife einen Cent zu reinigen.
Presst nun den Saft der Zitrone in ein Glas, probiert ihn mit dem Finger
und legt die Centstücke für 10 Minuten in den Zitronensaft. Wenn ihr die
Stücke herausnehmt, spült sie kurz unter fließendem Wasser ab, was
beobachtet ihr?
Sicherheit: Der Zitronensaft darf nicht in die Augen kommen. Wascht euch nach dem
Versuch gründlich die Hände.
Beobachtungen: Lässt sich der Cent mit Wasser und Seife reinigen?
Wie schmeckt der Zitronensaft?
Kann der Zitronensaft den Cent reinigen?
159
Kurzinformationen für Eltern Versuch: Neuer Glanz für alte Münzen. Nachdem versucht wurde, Münzen, die angelaufen sind, mit Wasser und
Seife zu reinigen, werden die Centstücke nun in ausgepressten
Zitronensaft gelegt. Nach kurzer Zeit sehen sie wieder glänzend und
ansehnlich aus. Die Säure in der Zitrone löst den oberflächlichen Belag
aus Kupferoxid ab.
Sicherheit: Der Zitronensaft darf nicht in die Augen kommen. Nach dem Versuch
sollte man sich gründlich die Hände waschen.
Weitere Informationen entnehmen Sie bitte der Versuchsvorschrift.
Viel Spaß beim Experimentieren!
160
6.11 „Verkupfern von Gegenständen“ Frage: „kann man Kupfer aus Centstücken recyclen?“ Material: 3 Zitronen
1 Glas
Wasser
Salz
10 –20 stumpfe Cents
Nagel, Schere, Büroklammer (alles aus Metall)
Schmirgelpapier
pH-Papier
Durchführung: Gebt den ausgepressten Zitronensaft in das Glas und legt die Münzen
hinein. Nun fügt ihr eine Prise Salz hinzu und lasst das Ganze 5 Minuten
stehen.
Inzwischen säubert ihr die Gegenstände, die ihr verkupfern wollt, mit dem
Schmirgelpapier. Den Nagel, die Schere und die Büroklammer legt ihr nun
zu den Münzen in das Glas. Nach 15 – 20 Minuten könnt ihr sie wieder
heraus fischen.
Messt den pH-Wert der Zitronensaftes.
Sicherheit: Die Zitronensäure darf nicht in die Augen gelangen. Wascht euch deshalb
nach dem Versuch gründlich die Hände.
Dauer: Ca. 30 Minuten
161
Aufgaben / Denkanstöße
1. Welche Farbe haben die Cents vor dem Versuch?
2. Welche Farbe haben Nagel, Schere und Büroklammer vor dem
Versuch?
3. Welche Farbe haben die Cents nach dem Versuch?
4. Welche Farbe haben Nagel, Schere und Büroklammer nach dem
Versuch?
5. Welchen pH-Wert hat der Zitronensaft?
6. Kann man die Farbe vom Nagel mit dem Schmirgelpapier wieder
entfernen?
162
Kurzinformationen für Eltern Versuch: Verkupfern von Gegenständen Bei diesem Experiment wird überprüft, ob man das Kupferoxid auf der
Oberfläche von matten Centstücken recyceln kann. Dazu reinigt man
zunächst die Cents im Zitronensaft. Dann wird etwas Salz zugegeben un
ein blanker Eisennagel zur Hälfte in die Lösung gestellt.
d
s.
Nach kurzer Zeit beobachtet man einen Kupferglanz auf dem Nagel.
Den Nagel entsorgt man im Hausmüll, die Lösung gibt man in großer
Verdünnung in den Abgus
Sicherheit: Die Zitronensäure darf nicht in die Augen gelangen. Nach dem Versuch
gründlich die Hände waschen.
Weitere Informationen entnehmen Sie bitte der Versuchsvorschrift.
Vie Spaß beim Experimentieren!
163
6.12 „Lösen von Kupferoxid, komplexieren und verkupfern“ Frage: „Kann man Kupfer-Ionen sichtbar machen?“ Material: Einmachglas
Plastiklöffel
pH-Papier mit Skala
Teelöffel
Messbecher
Schmirgelpapier
Chemikalien: ½ Päckchen Hirschhornsalz (NH4HCO3), 100 ml Wasser
15 –20 Cents (matt), Eisennagel, Kochsalz
1 Päckchen feste Zitronensäure
Durchführung:
1. Das Hirschhornsalz wird in einem Glas in 100 ml Wasser gelöst.
Der pH-Wert der Lösung gemessen und notiert.
2. Die Cents gibt man zu der Lösung, rührt um und lässt das Ganze
ca. 30 Minuten stehen. Danach testet man durch zufächeln den
Geruch der Lösung.
rten.
3. In der Zwischenzeit wird der Nagel mit dem Schmirgelpapier gut
gesäubert und anschließend in die Lösung gestellt. Ein Teil des
Nagels sollte zum Vergleich aus der Lösung heraus ragen.
Nachdem ein Teelöffel Salz hinzugegeben wurde, nochmals 10 –
15 Minuten wa
4. Jetzt gibt man zu der Lösung 3 Päckchen feste Zitronensäure und
rührt um. Der pH-Wert wird erneut gemessen.
5. Nach 5 Minuten entnimmt man den Nagel und betrachtet ihn im
Licht.
164
Sicherheit: Es werden geringe Mengen Ammoniak freigesetzt, den Geruch durch
fächeln prüfen.
Zitronensäure reizt die Augen und die Haut. Beide Stoffe nach Kontakt
unter fließendem Wasser abspülen.
Beobachtungen: Beim Lösen von Hirschhornsalz in Wasser: pH-Wert der Lösung: Farbe der Lösung mit den Cents: Geruch der Lösung mit den Cents: Farbe des Nagels nach dem Schmirgeln: Farbe des Nagels nach 15 Minuten in der Lösung aus Hirschhornsalz und
Cents:
Farbe der Lösung nach Zugabe der Zitronensäure:
Farbe des Nagels nach 10 Minuten in der Lösung:
165
Arbeitsblatt: Kupferchemie II Münzen wie Cents oder Pfennige enthalten Kupfer als Bestandteil und
sehen dadurch rötlich aus, wenn sie neu sind.
Wenn das Geld länger in Gebrauch ist, bildet sich auf seiner Oberfläche
durch Luftsauerstoff Kupfer(II)-oxid.
1. Stellt die Reaktionsgleichung zwischen Kupfer und Sauerstoff auf. Das Geld sieht dadurch dunkel und unansehnlich aus. Eine Möglichkeit es
wieder zum Glänzen zu bringen, besteht darin, es mit verdünnten Säuren
zu behandeln. Zitronensäure eignet sich dabei sehr gut. Sie ist eine orga-
nische Säure, die mit Wasser zum Citrat und Hydroniumionen reagiert.
OH
O
OH
OOH
HO O
+ 3 H2O
O
O
O
OOH
O O
+ 3 H3O+
Kupfer(II)-oxid wird durch die Zitronensäure gelöst, wobei sich Kupfercitrat
und Wasser bilden.
2. Stellt die Reaktionsgleichung für die Reaktion auf. Tipp: Die
Kupfer-Ionen haben die Ladung 2+, Citrat hat die Ladung 3 - !!! Nicht nur Zitronensäure kann die Münzen säubern, auch Hirschhornsalz,
welches zum Backen verwendet wird, hat diese Eigenschaft. Es besteht
aus Ammoniumhydrogencarbonat.
In Wasser spaltet es in seine Ionen auf – es wird vom Wassergelöst. Die
Ammoniumionen stehen dabei im Gleichgewicht mit Ammoniak.
NH4HCO3 (s) NH4+
(aq) + HCO3- (aq)
NH4+
(aq) + H2O NH3 (aq) + H3O+ (aq)
In Verbindung mit Ammoniak bilden die Kupfer(II)-Ionen einen blauen
Komplex [Cu(NH3)4]2+ (aq).
166
3. Schreibe die Reaktionsgleichung zur Komplexbildung auf.
Gibt man nun einen blanken Eisennagel und etwas Salz, als Elektrolyt, in
die Lösung, bleibt der Eisennagel blank. Die Kupfer-Ionen können mit dem
Eisen nicht reagieren.
4. Stellt Theorien auf, warum der Eisennagel nicht mit den Kupfer-
Ionen reagieren kann. Sobald man etwas feste Zitronensäure mit der Lösung vermischt, bildet
sich ein Gas und die Lösung schäumt stark auf.
Die 3 Protonen der Zitronensäure reagieren mit dem gelösten
Hydrogencarbonat zu Kohlensäure (H2CO3), die zu Kohlenstoffdioxid
(CO2) und Wasser zerfällt.
s
itrat.
aufgenommen.
?
5. Stellt die Reaktionsgleichung zwischen Hydrogencarbonat und
Zitronensäure auf. Überschüssige Zitronensäure reagiert mit dem Ammoniak aus dem
Kupferkomplex zu Citrat- und Ammonium-Ionen. Der Komplex wird
dadurch zerstört. Die blaue Farbe der Lösung verschwindet fast ganz, e
bildet sich Kupfer(II)c
6. Stellt die Reaktionsgleichung zwischen Zitronensäure und dem
Ammoniak-Komplex des Kupfers auf. Der Eisennagel in der Lösung hat nun nach kurzer Zeit eine rötlich,
glänzende Farbe angenommen. Auf seiner Oberfläche hat sich
elementares Kupfer niedergeschlagen. Die Kupfer(II)-Ionen wurden
reduziert – sie haben Elektronen
7. Stellt die Reaktionsgleichung für die Reduktion von Kupfer(II)-
Ionen auf.
8. Überlegt, woher die Elektronen für die Reduktion des Kupfers
kommen. Tipp: Wenn eine Reduktion stattfindet, muss gleichzeitig eine Oxidation stattfinden. Rosten von Metallen ist zum Beispiel eine Oxidation. Wie könnte die Rektionsgleichung für die Oxidation lauten?
9. Ihr habt zuletzt elementares Kupfer hergestellt. Könnte diese
Methode auch großtechnisch anwenden
167
Lösungen
1. Stellt die Reaktionsgleichung zwischen Kupfer und Sauerstoff auf.
2 Cu + O2 2 CuO
2. Stellt die Reaktionsgleichung zwischen Kupfer(II)-oxid und
Ammonium-Ionen auf.
CuO (s) + 2 NH4+
(aq) Cu2+(aq) + 2 NH3 (aq) + H2O
3. Schreibe die Reaktionsgleichung zur Komplexbildung auf.
Cu2+ (aq) + 4 NH3 (aq) Cu(NH3)4 2+
4. Stellt Theorien auf, warum der Eisennagel nicht mit den Kupfer-
Ionen reagieren kann.
- Der Komplex verhindert die Reaktion
- Die Lösung ist nicht sauer
- Es können sich keine Eisen-Ionen bilden
- Der Prozess ist stark verlangsamt, sodass die Reaktion erst spät
sichtbar wird
5. Stellt die Reaktionsgleichung zwischen Hydrogencarbonat und
Zitronensäure auf.
3 HCO3-(aq) + C6H8O7 (aq)
3 "H2CO3" 3 CO2 (g) + 3 H2O + C6H5O7
3-(aq
168
6. Stellt die Reaktionsgleichung zwischen Zitronensäure und dem
Ammoniak-Komplex des Kupfers auf.
3 Cu(NH3)4 2+(aq) + 4 C6H8O7 (aq)
3 Cu2+
(aq) + 4 C6H5O7
3-(aq) + 12 NH4
+(aq)
7. Stellt die Reaktionsgleichung für die Reduktion von Kupfer(II)-
Ionen auf.
2 e- + Cu2+ Cu
8. Überlegt, woher die Elektronen für die Reduktion des Kupfers
kommen. Tipp: Wenn eine Reduktion stattfindet, muss gleichzeitig
eine Oxidation stattfinden. Rosten von Metallen ist zum Beispiel eine
Oxidation.
Stellt eine mögliche Reaktionsgleichung auf.
2 e- + Fe2+ Fe
169
9. Ihr habt zuletzt elementares Kupfer hergestellt. Großtechnisch wird
aus Kupferschrott mit Strom Kupferhergestellt. Könnte diese
Methode eine Alternative zum üblichen Prozess sein?
(Pro /Kontra-Liste)
Pro Kontra Man braucht keinen Strom Kupfer schlägt sich auf Eisen
Nagel nieder, beim Entfernen
gelangt Eisen dazu.
Reaktion läuft spontan Kupfer löst sich nicht auf, es
wird nur das oberflächliche Oxid
gelöst.
Man verwendet
umweltfreundliche Chemikalien
Reduktion findet nur solange
statt, wie noch Eisen(II)-Ionen in
Lösung gehen können.
Kupferschicht müsste ständig
entfernt werden.
Es könnten sich auch andere
Metalle am Nagel
niederschlagen.
170
Arbeitsblatt: Kupferchemie
Kupfer ist in reinstem Zustand ein gelbrotes Metall, das oberflächlich an
der Luft jedoch rasch zu Kupfer(II)-oxid oxidiert wird.
1. Stelle die Reaktionsgleichung für diesen Prozess auf. Kupfer ist ein edles Metall und wird von nichtoxidierenden Säuren
(Salzsäure, verdünnte Schwefelsäure) nicht angegriffen, während
Salpetersäure und konzentrierte Schwefelsäure eine rasche Oxidation
den entsprechenden Kupfer(II)-Salzen bew
zu
irken.
oxid (SO2)
gediegen.
etall.
gehen.
en.
2. Stelle die Reaktionsgleichung für die Reaktion von reinem Kupfer
mit konzentrierter Schwefelsäure auf. Tipp: Es entsteht
SchwefeldiKupfer kommt in der Natur recht verbreitet vor. Man findet es in Form
seiner Erze Kupferglanz und Cuprit, aber aufgrund seines edlen
Charakters auch
3. Suche im Internet nach den Formeln für die Erze des Kupfers.
4. Was bedeutet gediegen im Zusammenhang mit edlen Metallen? Die Kupfererze enthalten stets große Anteile anderer Metallverbindungen,
vor allem von Eisen, Zink, Blei, Arsen, Silber und Gold.
5. Suche im Periodensystem die Symbole für die Metalle im
Kupfererz und schreibe sie zu dem jeweiligen MWill man reines Kupfer gewinnen, versetzt man zum Beispiel Cuprit mit
verdünnter Schwefelsäure, die die Kupfer-Ionen in Lösung bringt, dabei
entsteht Wasser.
6. Stelle die Reaktionsgleichung für diese Reaktion auf.
Die so erhaltene Kupfersulfat-Lösung (CuSO4) wird mit Eisenschrott
versetzt, wobei sich elementares Kupfer absetzt und Eisen-Ionen in
Lösung
7. Stelle die Reaktionsgleichung für diesen Prozess auf. Dieses Rohkupfer ist noch verunreinigt und muss durch Elektrolyse
gereinigt werd
8. Was ist Elektrolyse?
171
Bei der Elektrolyse wird das verunreinigte Rohkupfer zu 3 cm dicken Plat-
ten gepresst, die als Anode fungieren. Die Kathode besteht aus einem
sehr dünnen Blech von reinstem Kupfer.
Die Elektroden tauchen in eine Lösung aus verdünnter Schwefelsäure und
Kupfersulfat.
Wird ein Strom (Gleichspannung) angelegt, geht das enthaltene Kupfer
der Anode als Ionen in Lösung, während sich auf der Kathode das Kupfer
wieder rein abscheidet.
9. Zeichne eine Skizze von der elektrolytischen Reinigung des
Kupfers.
10. Versuche die Vorgänge an den Elektroden und in der Lösung mit
Reaktionsgleichungen darzustellen.
172
Lösungen
1.Stelle die Reaktionsgleichung für diesen Prozess auf. Reaktionsgleichung für die Luftoxidation von reinem Kupfer
2 Cu + O2 2 CuO
2. Stelle die Reaktionsgleichung für die Reaktion von reinem Kupfer
mit konzentrierter Schwefelsäure auf. Tipp: Es entsteht
Schwefeldioxid (SO2)
etall.
Cu + 2 H2SO4 CuSO4 + SO2 + 2 H2O
3. Suche im Internet nach den Formeln für die Erze des Kupfers.
Kupferkies CuS
Cuprit CuO
Fundstelle: Google
4. Was bedeutet gediegen im Zusammenhang mit edlen Metallen? Edle Metalle wie Gold, Silber oder auch Kupfer kommen in der Natur auch
elementar, frei, in keiner Verbindung vor.
Beispiel: Goldsucher im wilden Westen fanden Nuggets aus reinem Gold.
5. Suche im Periodensystem die Symbole für die Metalle im
Kupfererz und schreibe sie zu dem jeweiligen MEisen Zink Blei Arsen Silber Gold.
Fe Zn Pb As Ag Au
Ferrum Plumbum Argentum Aurum
6. Stelle die Reaktionsgleichung für diese Reaktion auf. Reaktion von Cuprit mit verdünnter Schwefelsäure.
CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O
173
7. Stelle die Reaktionsgleichung für diesen Prozess auf.
Reaktion von Kupfersulfat-Lösung und Eisenschrott
CuSO4 + Fe FeSO4 + Cu
8. Was ist Elektrolyse? Elektrolyse ist das Zersetzen von Metallen, Elektrolyten und Ionen durch
elektrischen Strom.
Lyse = Zerlegen
Bei der Elektrolyse gibt der Minuspol (Kathode) ständig Elektronen ab, am
Pluspol (Anode) können Anionen (negativ geladene Ionen) entladen
werden.
rs.
9. Zeichne eine Skizze von der elektrolytischen Reinigung des
Kupfe
Abbildung 32
Elektrolysezelle (Quelle: privat)
10. Versuche die Vorgänge an den Elektroden und in der Lösung mit
Reaktionsgleichungen darzustellen.
Anode: Cu Cu2+ + 2e-
Kathode: Cu2+ + 2e- Cu
174
Der Strom, der angelegt wird fließt in Richtung der Kathode (Minuspol).
Die Elektronen, die durch ihre Bewegung Strom erzeugen, reduzieren die
Kupfer-Ionen aus der Kupfersulfat-Lösung zu elementarem Kupfer,
welches sich an der Kathode abscheidet.
inus.
Dafür geht am Pluspol Kupfer als Kupfer-Ion in Lösung und gibt zwei
Elektronen an die Anode ab. Diese Kupfer-Ionen wandern durch die
Lösung zur Kathode und werden erneut reduziert. Die Kathode wird immer
dicker, während die Anode zerfällt. Der Strom fließt hier von Plus nach
M
175
Kurzinformationen für Eltern Versuch: Kupferionen sichtbar machen Bei diesem Experiment wird die Kupferchemie behandelt.
Mit Hirschhornsalz (Ammoniumhydrogencarbonat), einem Triebmittel für
Flachgebäck wird aus matten Centstücken eine blaue Verbindung
hergestellt.
gt.
Ein Eisennagel wird in dieser Lösung nicht verkupfert – Es scheidet sich
kein elementares Kupfer am Nagel ab.
Die Lösung wird durch Zugabe von fester Zitronensäure entfärbt.
Nach kurzer Zeit kann man einen Kupferglanz am Nagel feststellen.
Dieser Belag aus elementarem Kupfer kann leicht entfernt werden.
Die Lösungen und der Nagel können im Unterricht weiter untersucht
werden. Übrige Lösung wird in großer Verdünnung im Abguss entsor
Sicherheit: Aus Hirschhornsalz entsteht in Verbindung mit den Cents in geringen
Mengen Ammoniak. Die Geruchsprobe darf nur durch fächeln erfolgen.
Zitronensäure reizt die Augen und die Haut. Nach Kontakt unter
fließendem Wasser abspülen.
Weitere Informationen entnehmen Sie bitte der Versuchsvorschrift.
Viel Spaß beim Experimentieren!
176
6.13 „Kann man Eisen-Ionen sichtbar machen?“ Material:
4 Einmachgläser mit Deckel
2 Eisennägel
Schmirgelpapier
Teelöffel
pH-Papier
Chemikalien: Essigessenz, Wasser, Aluminiumfolie, Backpulver
Durchführung:
1. Ein Eisennagel wird blank geschmirgelt und in ein Glas ohne
Deckel gestellt.
t.
2. Es wird Essigessenz zugegeben, sodass der Nagel zur Hälfte
bedeckt ist. Der pH-Wert der Lösung wird ermittel
3. Ein zweites Glas wird zum Vergleich mit Leitungswasser und einem
Nagel bestückt. Der pH-Wert wird ermittelt.
Essigessenz Wasser
Farbe:
pH-Wert:
177
4. Nach zehn Minuten wird die Nagelhälfte in der Essigessenz genau
betrachtet. Welchen pH-Wert haben beide Lösungen?
Essigessenz Wasser
Farbe der Lösungen:
pH-Wert:
Beobachtungen:
5. Nach zwei Tagen wird die Essigessenz genauer betrachtet.
Welchen pH-Wert haben beide Lösungen?
Essigessenz Wasser
Farbe:
pH-Wert :
Beobachtungen:
178
6. Nach drei Tagen wird die Lösung und der Nagel außerhalb der Es-
sigessenz genau betrachtet. Die Lösung wird dann mit fest
verschlossenem Deckel gut geschüttelt. Der Deckel wird sofort
wieder entfernt.
Essigessenz Wasser
Farbe der Lösung:
pH-Wert:
Beschreibung des Nagels:
7. Nach vier Tagen wird die Lösung der Essigessenz kurz
geschwenkt und auf zwei weitere Gläser verteilt. Der pH-Wert wir
ermittelt.
d
Essigessenz Essigessenz
Farbe:
pH-Wert:
179
8. In jedes Glas gibt man einen halben Teelöffel Backpulver. Der pH-
Wert wird ermittelt.
Essigessenz Essigessenz
Farbe der Lösung:
pH-Wert:
9. In eines der beiden Gläser gibt man ein Stück Aluminiumfolie und
beobachtet, was passiert.
Essigessenz Essigessenz mit Aluminiumfolie Beobachtungen:
180
Nach der Reaktion:
Abbildungen 33
Versuchsaufbauten zum ausmalen
Beobachtungen:
Arbeitsauftrag:
Malt Eure Beobachtungen mit Farben in die Skizzen und notiert, wenn
nötig, ungewöhnliche Entdeckungen.
Es lohnt sich, genau hin zu schauen!
Sicherheit: Essigessenz reizt die Augen und die Haut. Nach dem Kontakt mit
Essigessenz gründlich mit Wasser waschen
Entsorgung: Alle Lösungen werden in der Toilette entsorgt. Gründlich spülen.
181
6.11.1 „Kann man Eisenionen sichtbar machen?“
Material: 4 Einmachgläser mit Deckel
2 Eisennägel
Schmirgelpapier
Teelöffel
pH-Papier
Chemikalien: Essigessenz, Wasser, Aluminiumfolie, Backpulver
Durchführung:
10. Ein Eisennagel wird blank geschmirgelt und in ein Glas ohne
Deckel gestellt.
t.
11. Es wird Essigessenz zugegeben, sodass der Nagel zur Hälfte
bedeckt ist. Der pH-Wert der Lösung wird ermittel
12. Ein zweites Glas wird zum Vergleich mit Leitungswasser und einem
blanken Nagel bestückt. Der pH-Wert wird ermittelt.
13. Nach zehn Minuten wird die Nagelhälfte in der Essigessenz genau
betrachtet.
14. Nach zwei Tagen wird die Essigessenz genauer betrachtet. Der
pH-Wert wird ermittelt.
15. Nach drei Tagen wird die Lösung und der Nagel außerhalb der
Essigessenz genau betrachtet. Die beiden Lösungen werden mit
fest verschlossenem Deckel gut geschüttelt. Der Deckel wird sofort
wieder entfernt.
d
16. Nach vier Tagen wird die Lösung der Essigessenz kurz
geschwenkt und auf zwei weitere Gläser verteilt. Der pH-Wert wir
ermittelt.
17. In jedes Glas gibt man einen halben Teelöffel Backpulver. Nach der
Reaktion wird der pH-Wert ermittelt.
182
18. In eines der beiden Gläser gibt man ein Stück Aluminiumfolie und
beobachtet, was passiert.
Beobachtungs- und Auswertungsbogen
1. – 4.
Glas mit Wasser Glas mit Essigessenz
pH-Wert:
Beobachtung +
Auswertung
5.
Glas mit Wasser Glas mit Essigessenz
Beobachtung +
Auswertung
183
6.
Glas mit Wasser Glas mit Essigessenz
Beobachtung: +
Auswertung
7.
Glas mit Wasser Glas mit Essigessenz
pH-Wert:
Beobachtung +
Auswertung
184
8.
Lösung m. Backpulver Lösung mit Backpulver
Beobachtung+
Auswertung
9.
Glas ohne Alufolie Glas mit Alufolie
Beobachtung +
Auswertung
185
Endergebnis:
Lösung ohne Alufolie Lösung mit Alufolie
Abbildung 34
Versuchsaufbauten zum Beschriften
Beobachtung +
Auswertung
Arbeitsauftrag:
1. Lest die Auswertungen sorgfältig durch. Schneidet sie an den Li-
nien aus und klebt sie unter die passenden Skizzen.
2. Wie verändert sich der pH-Wert der Lösung während des Ver-
suchs?
3. Markiert alle Redoxreaktionen mit einem R. Alle Säure/Base-
Reaktionen mit SB.
4. Welcher Unterschied besteht zwischen der Oxidation von Eisen an
feuchter Luft und in saurer Lösung?
186
Durch gelösten Sauerstoff färbt sich die Essigessenz gelblich.
2 Fe2+ 2 Fe3+ + 2 e- ½ O2 + 2 e- + 2 H3O+ 3 H2O Die Eisen(II)ionen werden oxidiert und färben die Lösung gelb.
Die Wasserlösung bleibt klar.
Mit Säuren (pH-Wert unter 6) entwickelt Eisen Wasserstoffgas.
Fe Fe2+ + 2 e-
H3O+ + 2 e- ½ H2 + H2O Die Eisen(II)ionen lösen sich in der Säure, das Gas steigt auf. Mit Wasser entwickelt Eisen kein Wasserstoffgas.
In der Lösung mit Aluminiumfolie ist ein grauweißer Niederschlag
entstanden.
Er besteht aus:
Aluminium(III)hydrooxid und Eisen(II)hydrooxid Al(OH)3 und Fe(OH)2 Die Lösung ohne Aluminiumfolie enthält einen braunen Nieder-
schlag aus Eisen(III)hydrooxid
Fe(Ac)3 + 3 OH- Fe(OH)3
+ 3 Ac-
Aluminium wird in basischer Lösung leicht oxidiert. Al + 3 OH- Al(OH)3 + 3 e-
Eisen(III)ionen werden dadurch reduziert. 3 Fe(Ac)3 + 3 e- + 6 OH- 3 Fe(OH)2 + 9 Ac- Die Lösung mit Aluminiumfolie wird entfärbt. Die Lösung ohne Aluminiumfolie behält die rotbraune Farbe.
187
Der Nagel bildet mit feuchter Luft Eisenoxid. 2 Fe + O2 2 FeO Schließlich bildet sich Rost. 2 FeO + ½ O2 Fe2O3
Die Essigessenz enthält Essigsäure und Wasser. HAc + H2O Ac- + H3O+
Essigsäure Wasser Acetation Hydroniumion Die Hydroniumionen sorgen für einen sauren pH-Wert.
Die Essigessenz ist nach vier Tagen rotbraun gefärbt.
Fe3+ + 3 Ac- Fe(Ac)3
Die Eisenionen bilden mit den Acetationen eine rotbraune
Verbindung, die sich löst.
Die saure Lösung entwickelt mit Backpulver (Na2CO3) Koh-
lenstoffdioxidgas. Die Lösung schäumt auf.
CO3
2- + H3O+ CO2 + 3 H2O CO3
2- + H2O CO2 + 2 OH-
So wird ein leicht basischer pH-Wert (7-8)erreicht. Die Lö-
sung bleibt rotbraun gefärbt.
188
Kurzinformationen für Eltern Versuch: Korrosion von Eisen und Eisenchemie Unter Korrosion versteht man die Zerstörung von eisenhaltigen Stoffen
durch chemische Einflüsse.
Hier wird das Einwirken von Säure und feuchter Luft auf Eisennägel unter-
sucht, sowie das Verhalten von Aluminium (Alufolie) als Reduktionsmittel
auf Eisenionen.
Der Versuch läuft über mehrere (vier) Tage. Es werden Einmachgläser
verwendet um verschiedene Lösungen herzustellen.
Darüber hinaus werden Schmirgelpapier, Eisennägel, Backpulver und Es-
sigessenz benötigt.
Bei der Verwendung der Essigessenz, muss darauf geachtet werden,
dass sie nicht mit Gegenständen aus Marmor oder Aluminium in Berüh-
rung kommt. Die Arbeitsfläche sollte mit Zeitungspapier ausgelegt werden.
Wichtig ist, dass beim Arbeiten eine Schutzbrille getragen wird, da Essig-
essenz größere Mengen an Essigsäure enthält, die Haut und die Augen
reizt.
Bei Haut- oder Augenkontakt wird der Stoff mit viel Wasser abgewaschen.
Beim Behandeln des Nagels mit Essigessenz entstehen geringe Mengen
Wasserstoffgas, welches mit Luftgemischen brennen kann. Es dürfen kei-
ne brennenden und brennbaren Materialien in der Nähe gelagert werden.
Der Raum sollte gut gelüftet werden. Nach eingehender Untersuchung
besteht jedoch keine besondere Gefährlichkeit.
Die Produkte der Reaktion können in dem Hausmüll zugeführt werden. So
verfährt man auch mit den Einmachgläsern.
Weitere Informationen entnehmen Sie bitte den Versuchsvorschriften.
Viel Spaß beim Experimentieren!
189
7. Fazit Schule soll Kinder und Jugendliche auf das Leben vorbereiten. Das heißt,
dass in der Schule ein Grundstein für ein erfolgreiches Dasein gelegt wird.
Die Schule hat nicht nur einen Bildungsauftrag, sondern auch einen Erzie-
hungsauftrag. In den letzten 50 Jahren ist das besonders deutlich gewor-
den. Veränderte Familienbeziehungen fördern nicht minder den Verfall
von Wissen, denn die Großfamilie, in der die Großmutter den Enkel erzog,
gibt es heute nicht mehr. In den meisten Fällen handelt es sich lediglich
um zwei Generationen, die unter einem Dach leben.
Wie beim Spiel „stille Post“, geht allmählich Wissen verloren, welches von
der Schule weitestgehend aufgefüllt werden muss. Diesem Anspruch kann
die Schule aber nicht genügen, wenn das Bildungssystem so bleibt, wie es
ist. Da sich die machthabenden Institutionen jedoch nicht dazu durchrin-
gen können, in die Zukunft zu investieren, bleibt uns Lehrern nichts ande-
res übrig, als kleine Tropfen auf die heißen Steine zu gießen.
„Selbst der größte Regen beginnt mit einem kleinen Tropfen.“
Dietrich Bonhöfer
„Man muss eben die Weise des Unterrichts dem Zeitgeschehenanpas-
sen, wie eine neue Frisur.“
Richard P. Feynman [22]
190
8.Literatur 8.1 Verzeichnis der verwendeten Texte
[0] http://www.mpib-berlin.mpg.de/pisa/Pisa_im_Überblick.pdf Auswertung von PISA 2000, Naturwissenschaften, Ländervergleich
(Quelle: Max-Planck-Institut für Bildungsforschung, © 2002, Lentzeallee
94, 14195 Berlin) [1] Freienberg, J., Flint, A.: „Chemie fürs Leben“, ein Beispiel von Zit-
ronensaft und Rohrfrei – eine alltagsorientierte Unterrichtseinheit zum
Thema Säuren, Laugen und Salze der Sekundarstufe I, Universität Ros-
tock, Fachbereich Chemie, VL 2004
[2] Schwedt, G.: Experimente mit Supermarktprodukten, 2. Aufl., Wiley
VCH, Weinheim 2003, S. 6-8, 10
[3] Goto, T., Kondo, T.: Struktur und molekulare Stapelung der Antho-
cyane – Variation der Blütenfarben, Angew. Chemie 103, 1991, S. 17 –
33, 8
[4] Nultsch, W.: Allgemeine Botanik, 10. Aufl., Georg Thieme Verlag,
Stuttgart, New York, 1996, S. 142, 317-318
[5] Koert, U.: Skriptum zur Vorlesung „Organische Chemie I“, Fachbe-
reich Chemie, Marburg, 2003
[6] Merten, F.: „Der Chemielaborant, Teil 2 – anorganische Chemie, 4.
Aufl., Gebrüder Jänecke Verlag, Hannover, 1967, S. 111ff
[7] Mortimer, Charles E.: Das Basiswissen der Chemie, 6. Auflage,
Georg Thieme Verlag, Stuttgart, New York, 1996, S. 589, 411, 439
[8] Botsch, W., Höfling, E., Mauch, J.: Chemie - in Versuch und Ü-
bung, Otto Salle Verlag, Frankfurt a. M., Berlin, München, 1977, S. 6, 197,
207)
[9] Küster, F. W., Thiel, A., Ruland, A.: Rechentafeln für die chemische
Analytik, 105. Aufl., de Gruyter, Berlin, New York, 2002, S. 125-127, 229-
233
[10] Willmes, A.: Taschenbuch der chemischen Substanzen, 2 Aufl.,
Harri Deutsch Verlag, Frankfurt a. M., 2001, S. 60 ff, 92 ff, 97, 100-101,
180-181, 205 ff, 252 ff, 255-258, 281, 297 ff, 309, 369 ff, 395-396, 433-
434, 454 ff, 459, 520, 533, 564-566, 567-570, 581-584, 585, 588, 590-592,
191
635, 665, 667, 696-697, 699, 765-766, 768-770, 792-793, 863, 912-913,
920, 923 ff, 928, 945 ff, 967-968, 970-976, 986, 1022, 1065 ff, 1069 ff,
1071-1073,
[11] Petz, W.: Skriptum zur Vorlesung „Chemie für Biologen“- anorgani-
scher Teil, Fachbereich Chemie, Marburg, 2005
[12] Churchill, E.R., Loesching, L.V., Mandele, M.: 365 Einfache Expe-
rimente für Kinder (simple sience experiments with everyday Materials), 1.
dt. Aufl., Tandem Verlag, 2005, S. 220
[13] Riedel, E.: „Anorganische Chemie”, 5 Auflage, Walter de Gruyter,
Berlin, 2002, S.673
[14] Knecht, J.: Seminar zur anorganischen Technik, Fachbereich Che-
mie, Marburg, 2005
[16] Gerstner, E.: Skriptum ZUM ANORGANISCH-CHEMISCHEN PRAKTIKUM FÜR LEHRAMTSKANDIDATEN, MARBURG 1993, S. 86, 113, 116 [17] Herold, E.: Heilwerte aus dem Bienenvolk, 1970, München
[18] Deifel, A.: Heißer Tee mit Honig, In: Praxis der Naturwissenschaf-
ten-Chemie, 1994, PdN-Ch, 8143, S. 34 ff
[19] Wörn, A., Lühken, A., Melle, J.: Honig-Chemieunterricht an einem
interessanten Lebensmittel, In: Praxis der Naturwissenschaften-Chemie,
S. 9-16
[21] Fond der chemischen Industrie zur Förderung der Chemie und der
biologischen Chemie im Verband der chemischen Industrie e. V. Textheft
„Umweltbereich Luft“, Frankfurt a. M., 1995, S. 2-3, 5, 121
[22] Gräber, W., Storck, H.: Die Entwicklungsphysiologie Jean Piagets
als Mahnerin und Helferin des naturwissenschaftlichen Unterrichts, 1984)
[23] Feynman, R.: „Kümmert Sie, was andere Leute denken?“, 6. Aufl.,
Piper Verlag GmbH, München, April 2004, S.
[24] SchulLINK - Luchterhand, Hessen: 9. Ausgabe, April 2006. Als CD
erhältlich, ohne Handbuch. © 2005 Wolters Kluwer Deutschland [25] Helmke, Andreas: Unterrichtsqualität – erfassen, bewerten, verbes-
sern, 2 Auflage, Seelze 2004, S. 17-28
[26] Brügelmann, Hans: Kriterien pädagogischer Qualität. In: Was leis-
ten unsere Schulen? – Zur Qualität und Evaluation von Unterricht. Seelze
1999, S. 130-135
192
[26] Klafki, W.:“Kategoriale Bildung. Zur Bildungstheoretischen Deutung
der modernen Didaktik“, 1959
[27] Lersch, Rainer: Seminar, „Was ist guter Unterricht?“, Fachbereich
Erziehungswissenschaften, Marburg, 2006
[28] Lehren des Buddha vom kleinen Fahrzeug (Hinjana) und großen
Fahrzeug (Mahajana), aus: „Little Buddha“,
Weiterführende Literatur:
Avenarius, H., Heckel, H.: Schulrechtskunde: Ein Handbuch für Praxis,
Rechtsprechung und Wissenschaft von Hans Heckel. 7. neubearb. Aufl.
Von Hermann Avenarius, unter Mitarbeit von Hans-Christoph Loebel,
Neuwied 2000.
Herff, E. E.: Hausaufgaben und das Recht des Schülers – Ein Vergleich
auf Bundesebene. In: Recht der Jugend und des Bildungswesens, 4/1997,
S. 309 ff.
Staupe, J., Schulrecht von A-Z. München: C.H. Beck 1996, S.88 ff
Die besten Experimente für Kinder, übersetzt von Anke Keske, Basser-
mannverlag, ISBN 3-8094-1720-3
Ternes, W.: Naturwissenschaftliche Grundlagen der Lebensmittelzuberei-
tung, Behr`s Verlag, 1998
Reiß, J.: Alltagschemie im Unterricht, 5. Auflage, Aulis Verlag, 1998, Köln
193
8.2 Verzeichnis der Abbildungen
ABBILDUNG 1 33 GEFAHRENSYMBOLE ABBILDUNG 2 35 DIPOL DES WASSERS ABBILDUNG 3 35 ANZIEHUNG UND ABSTOßUNG ABBILDUNG 4 36 AUSGERICHTETE WASSERMOLEKÜLE 36 ABBILDUNG 5 36 WASSERCLUSTER UND WASSERSTOFFBRÜCKENBINDUNG ABBILDUNG 6 37 SIEDEPUNKTE DER WASSERSTOFFVERBINDUNGEN DER SECHSTEN
HAUPTGRUPPE ABBILDUNG 7 38 MOLEKÜLDARSTELLUNGEN VON N-PENTAN ABBILDUNG 8 40 AUFSICHT, DER TOPFDECKEL SORGT DAFÜR, DASS DER LÖFFEL SICH
NICHT BEWEGEN KANN. ABBILDUNG 9 41 SEITENANSICHT, DIE FLAMME DARF DEN LÖFFEL NICHT BERÜHREN. ABBILDUNG 10 41 AUFBAU ZUM ESSLÖFFELEXPERIMENT ABBILDUNG 11 43 ZUCKERCOULEUR ABBILDUNG 12 44 RÜCKSTAND DES BACKPULVERS NACH ERHITZEN ABBILDUNG 13 45 RÜCKSTAND VON COLA NACH DEM ERHITZEN ABBILDUNG 14 46 ERWEITERUNG DER ESSLÖFFELEXPERIMENTE 46 SEITENANSICHT: MIT EINEM WEITEREN ESSLÖFFEL WIRD GEPRÜFT,
OB GASFÖRMIGE STOFFE ENTWEICHEN UND WIEDER KONDENSIEREN.
ABBILDUNG 15 46 DIAGRAMM MIT AGGREGATZUSTÄNDEN ABBILDUNG 16 47 1,3,7 – TRIMETHYLXANTHIN ABBILDUNG 17 48 VERSUCHSAUFBAU „SAUERSTOFFGEHALT DER LUFT“ ABBILDUNG 18 52 ZUSAMMENSETZUNG VON TROCKENER LUFT. ABBILDUNG 19 53 KOHLENSTOFFKREISLAUF ABBILDUNG 20 54 STICKSTOFFKREISLAUF ABBILDUNG 21 57 ANALYSE LUFT. 57
194
ABBILDUNG 22 58 LUFTVERBRENNUNG ABBILDUNG 23 63 EINIGE SÄUREN IM BOHNENKAFFEE ABBILDUNG 24 65 LÖSCHEN MIT ESSIG ABBILDUNG 25 65 FÜLLEN VON BALLONEN MIT ESSIG ABBILDUNG 26 67 DERIVATE VON XANTHIN ABBILDUNG 28 74 STRUKTUREN DER ANTHOCYANE IN ABHÄNIGKEIT VOM PH-WERT 74 ABBILDUNG 29 75 ERGEBNIS DES INDIKATORVERSUCHS MIT ROTKOHL ABBILDUNG 30 76 ERGEBNIS DES INDIKATORVERSUCHS MIT ROTKOHL ABBILDUNG 31 76 STRUKTUR VON METHYLORANGE IN ABHÄNGIGKEIT VOM PH-WERT ABBILDUNG 32 79 Β-CAROTIN ABBILDUNG 34 91 SYNTHESE VON ZITRONENSÄURE ABBILDUNG 35 100 CENTS IN EINER LÖSUNG VON HIRSCHHORNSALZ 100 ABBILDUNG 3623 102 VERKUPFERTER EISENNAGEL ABBILDUNG 24 104 EISENNAGEL ÜBER ESSIGSÄURE ABBILDUNG 38 107 EISENNAGEL IN ESSIGLÖSUNG NACH ZWEI TAGEN ABBILDUNG 39 107 ROTBRAUNE LÖSUNG AUS ESSIGESSENZ MIT DEM EISENNAGEL ABBILDUNG 40 109 NAGEL MIT „ROSTKRISTALLEN“ NACH EINER WOCHE ÜBER
ESSIGSÄURE 109 ABBILDUNG 41 110 KOMPLEX VON ACETAT-IONEN MIT EISEN(III)-IONEN 110 ABBILDUNG 42 111 REAKTIONSLÖSUNG UND VERGLEICHSLÖSUNG ABBILDUNG 43 112 LÖSUNGEN WÄHREND DER NEUTRALISATION MIT BACKPULVER ABBILDUNG 44 114 NACH DER REDUKTION MIT ALUMINIUMFOLIE 114 GLAS 3 OHNE ALUFOLIE: FE(OH)3 (S) ROTBRAUN 114 GLAS 2 MIT ALUFOLIE: AL(OH)3 (S) GRAU UND FE(OH)2 (S) WEIß 114 Abbildung 45 VERSUCHSANORDNUNG ZUR KORROSION (QUELLE: PRIVAT) 117 ABBILDUNG 46 117 ERGEBNIS DES KORROSIONSVERSUCHS
195
ABBILDUNG 47 118 NORMALPOTENTIAL FÜR ALUMINIUM IN BASISCHER LÖSUNG 118 ABBILDUNG 1 122 GEFAHRENSYMBOLE 122 ABBILDUNG 25 125 BEWEGUNG VON STOFFEN DURCH ELEKTRISCHE AUFLADUNG 125 ABBILDUNG 26 ABBILDUNG 27 132 ZEICHNUNGEN ZU DEN AGGREGATZUSTÄNDEN 132 ABBILDUNG 28 133 ZEICHNUNG ZU DEN AGGREGATZUSTÄNDEN II 133 ABBILDUNG 30 (VGL. ABB. 23) 135 ABBILDUNG 32 175 ELEKTROLYSEZELLE ABBILDUNGEN 33 182 VERSUCHSAUFBAUTEN ZUM AUSMALEN 182
8.2 Verzeichnis de Tabellen Tabelle 1 Pisa, naturwissenschaftliche Kompetenzen 6 Tabelle 2 Spannungsreihe der Metalle 117 Tabelle 3 Spannungsreihe der Metalle 118 Tabelle 4 Gefahrensymbole und Kennbuchstaben 122
196
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