„Experimentelle Hausaufgaben im Chemieunterricht“ · 2011. 5. 23. · Wissenschaftliche...

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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

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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

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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

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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.

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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.

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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.“

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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.

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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.

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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.

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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]

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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.

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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.

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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

Page 20: „Experimentelle Hausaufgaben im Chemieunterricht“ · 2011. 5. 23. · Wissenschaftliche Hausarbeit im Rahmen der ersten Staatsprüfung für das Lehramt an Gymnasien im Fach Chemie,

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

Page 21: „Experimentelle Hausaufgaben im Chemieunterricht“ · 2011. 5. 23. · Wissenschaftliche Hausarbeit im Rahmen der ersten Staatsprüfung für das Lehramt an Gymnasien im Fach Chemie,

Weiterer Ansprechpartner: Albert Sauer, Oberstudienrat

z. Zt. Hessisches Kultusministerium

Edith-Stein-Str. 1

63801 Kleinostheim

Telefon: 06027/5189

E-Mail: [email protected]

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

Page 22: „Experimentelle Hausaufgaben im Chemieunterricht“ · 2011. 5. 23. · Wissenschaftliche Hausarbeit im Rahmen der ersten Staatsprüfung für das Lehramt an Gymnasien im Fach Chemie,

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

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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

Page 24: „Experimentelle Hausaufgaben im Chemieunterricht“ · 2011. 5. 23. · Wissenschaftliche Hausarbeit im Rahmen der ersten Staatsprüfung für das Lehramt an Gymnasien im Fach Chemie,

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

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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

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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

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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

Page 28: „Experimentelle Hausaufgaben im Chemieunterricht“ · 2011. 5. 23. · Wissenschaftliche Hausarbeit im Rahmen der ersten Staatsprüfung für das Lehramt an Gymnasien im Fach Chemie,

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

Page 29: „Experimentelle Hausaufgaben im Chemieunterricht“ · 2011. 5. 23. · Wissenschaftliche Hausarbeit im Rahmen der ersten Staatsprüfung für das Lehramt an Gymnasien im Fach Chemie,

- Verlagerung des Unterrichts auf eine häusliche Ebene (ruhige

Lernumgebung)

- Erleichterung einer Sinnfindung für den Schüler

- Motivationaler Effekt durch Experimente

28

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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

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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

Page 32: „Experimentelle Hausaufgaben im Chemieunterricht“ · 2011. 5. 23. · Wissenschaftliche Hausarbeit im Rahmen der ersten Staatsprüfung für das Lehramt an Gymnasien im Fach Chemie,

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

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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

Page 34: „Experimentelle Hausaufgaben im Chemieunterricht“ · 2011. 5. 23. · Wissenschaftliche Hausarbeit im Rahmen der ersten Staatsprüfung für das Lehramt an Gymnasien im Fach Chemie,

Gefahrensymbole:

Abbildung 1

Gefahrensymbole (Quelle: AG Naturwissenschaft und Technik, BASF, Arbeits-

blätter zur Unterrichtsgestaltung)

33

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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

Page 36: „Experimentelle Hausaufgaben im Chemieunterricht“ · 2011. 5. 23. · Wissenschaftliche Hausarbeit im Rahmen der ersten Staatsprüfung für das Lehramt an Gymnasien im Fach Chemie,

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

Page 37: „Experimentelle Hausaufgaben im Chemieunterricht“ · 2011. 5. 23. · Wissenschaftliche Hausarbeit im Rahmen der ersten Staatsprüfung für das Lehramt an Gymnasien im Fach Chemie,

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

Page 38: „Experimentelle Hausaufgaben im Chemieunterricht“ · 2011. 5. 23. · Wissenschaftliche Hausarbeit im Rahmen der ersten Staatsprüfung für das Lehramt an Gymnasien im Fach Chemie,

„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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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• „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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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„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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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Page 74: „Experimentelle Hausaufgaben im Chemieunterricht“ · 2011. 5. 23. · Wissenschaftliche Hausarbeit im Rahmen der ersten Staatsprüfung für das Lehramt an Gymnasien im Fach Chemie,

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

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„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

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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

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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

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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

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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

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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.

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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.

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Page 92: „Experimentelle Hausaufgaben im Chemieunterricht“ · 2011. 5. 23. · Wissenschaftliche Hausarbeit im Rahmen der ersten Staatsprüfung für das Lehramt an Gymnasien im Fach Chemie,

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?“

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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

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E. Erläuterung: Das Kupfer als Legierungsbestandteil der Münzen bildet mit dem

Luftsauerstoff ein Kupferoxid, das den Cent matt und dunkel erscheinen

sst.

ehen.

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

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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

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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

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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

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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

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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)

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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.

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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

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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.

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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

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+ 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

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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

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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

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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

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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.

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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Beobachtungen: Welche Stoffe/Materialien wurden getestet? Tragt die Beobachtungen in

die Tabelle ein.

Stoff/ Material Beobachtung/en

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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

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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

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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

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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.

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Beobachtungen:

Beschreibung des Stoffes

Zeit Verhalten beim Erhitzen

Aussehen nach dem Erhitzen

Wasser:

Kochsalzlösung:

Zuckerlösung:

Backpulverlösung:

Cola:

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Arbeitsblatt: Aggregatzustand

Wasser kann in verschiedenen Aggregatzuständen

vorliegen. Ordne den Pfeilen die Fachbegriffe zu.

Abbildung 27

Zeichnungen zu den Aggregatzuständen

132

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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

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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

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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.

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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)

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

Page 151: „Experimentelle Hausaufgaben im Chemieunterricht“ · 2011. 5. 23. · Wissenschaftliche Hausarbeit im Rahmen der ersten Staatsprüfung für das Lehramt an Gymnasien im Fach Chemie,

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]

λ [nm]

λ [nm]

150

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

Page 159: „Experimentelle Hausaufgaben im Chemieunterricht“ · 2011. 5. 23. · Wissenschaftliche Hausarbeit im Rahmen der ersten Staatsprüfung für das Lehramt an Gymnasien im Fach Chemie,

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!

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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

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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

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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

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Page 163: „Experimentelle Hausaufgaben im Chemieunterricht“ · 2011. 5. 23. · Wissenschaftliche Hausarbeit im Rahmen der ersten Staatsprüfung für das Lehramt an Gymnasien im Fach Chemie,

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?

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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

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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

Page 166: „Experimentelle Hausaufgaben im Chemieunterricht“ · 2011. 5. 23. · Wissenschaftliche Hausarbeit im Rahmen der ersten Staatsprüfung für das Lehramt an Gymnasien im Fach Chemie,

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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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6.

Glas mit Wasser Glas mit Essigessenz

Beobachtung: +

Auswertung

7.

Glas mit Wasser Glas mit Essigessenz

pH-Wert:

Beobachtung +

Auswertung

184

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8.

Lösung m. Backpulver Lösung mit Backpulver

Beobachtung+

Auswertung

9.

Glas ohne Alufolie Glas mit Alufolie

Beobachtung +

Auswertung

185

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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?

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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

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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

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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

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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

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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

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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

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[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

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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

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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

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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

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