Fortbildungsveranstaltung für Hauptschullehrer/-innen am

PI-Salzburg

Der neue Lehrplan – methodisch und experimentell

Salzburg, 12. – 13. März 2004

A5930214 Dr. Helga Voglhuber http://www.bglerch.asn-ktn.ac.at/ BG/BRG – Lerchenfeldstraße 22 e-mail:hvogl@chello.at 9020-Klagenfurt

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Der neue Lehrplan – methodisch und experimentell

Es werden einfache und kostengünstige Experimente in entsprechender methodischer Verpackung vorgestellt. Die Teilnehmer/-innen gestalten sich aus dem vorgestellten

Programm auch ihre eigenen Unterrichtsideen zum „Mit-nachhause-nehmen“ „Naturwissenschaftliche Fragen zu erkennen“ und aus Belegen Schlussfolgerungen zu ziehen, sind zwei Fähigkeiten, die auch im Rahmen des PISA-Programms getestet wurden. Ein erfolgreicher Weg dahingehend, kann meiner Meinung nach nur über konkrete, praxisbezogene Beispiele führen, anhand derer die Schülerinnen und Schüler möglichst frühzeitig mit naturwissenschaftlichen Denk- und Arbeitsweisen vertraut gemacht werden. In den von mir vorgestellten experimentellen Beispielen wird von Alltagserfahrung, bzw. von Alltagsprodukten ausgegangen, die Anlass für (mehr als eine) naturwissenschaftliche Fragestellung bieten. Arten von Naturwissen

1. Das lebenspraktische Wissen 2. Das systematische Wissen der modernen Naturwissenschaft 3. Das verstehende Wissen

1. Die Menschen könnten nicht die tausenderlei Probleme des Alltags bewältigen, ja, sie könnten nicht überleben, wenn sie nicht über ein mehr oder weniger bewusstes Wissen über den praktischen Umgang mit Dingen und Lebensformen der Natur verfügten. Dieses Wissen kann in sehr einfachen Regeln strukturiert sein, z. B. in Form von Wenn-dann-Beziehungen, es kann aber auch komplexe Wissenssysteme bilden, die lebenslange Erfahrung und Handhabung erfordern. Maßgebend ist, dass es sich um Bestände von Naturwissen zum Bewältigen praktischer Problemsituationen im Interesse vernünftiger Lebensgestaltung handelt. Als Beispiele ließen sich die Kenntnisse der Eigenschaften verschiedener Materialien nennen, etwa von Wasser, Holz, Metall und Erde oder das Wissen um Hygiene, Krankheiten und Heilungsprozesse, das Wissen um Tierhaltung und Landbau, das Handwerkerwissen, das Alltagswissen um Ernährung, Kleidung, Schutz vor Kälte und vieles mehr. Derartiges Wissen hat in der gegenwärtigen Literatur Konjunktur. Eine moderne Ausprägung eines solchen, in lebenspraktischen Tätigkeiten fundierten "Weltwissens", wie Hans AEBLI gesagt hat, zeigt sich in den Bemühungen, Wissen zum vernünftigen Umgang mit der Umwelt zu verbreiten. Dieses Wissen, aus welchen Quellen es immer geschöpft wird, empfiehlt Handlungsweisen für eine sinnvolle, die Lebensgrundlagen erhaltende menschliche Praxis, insbesondere auch dadurch, dass Gefährdungen für die Natur abgewehrt oder vermindert werden. Während früher solches Wissen meist als nette, aber entbehrliche Zugabe sozusagen zur Illustration des strukturorientierten Lerninhalts im Unterricht thematisiert wurde, sind heute Einschübe wie „Alltagsärger mit der Wasserhärte“ oder „Der richtige Werkstoff muss es sein“ nicht mehr wegzudenken und werden auch kaum im Chemieunterricht ausgelassen.

2. Welcher Art das "Naturwissen" der modernen Naturwissenschaft ist, kann an jedem beliebigen Lehrbuchauszug vergegenwärtigt werden. Dazu ein einfaches Beispiel aus der sehr anschaulich geschriebenen Einführung in die Chemie (DICKERSON/GEIS) "Das ideale Gasgesetz. Boyles Gesetz beschreibt die Beziehung zwischen Druck und Volumen, wenn die Temperatur konstant gehalten wird; Das Gesetz gibt die Beziehung

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zwischen Volumen und Temperatur an, wenn der Druck konstant ist. Wir können diese beiden Gesetze zum idealen Gasgesetz verbinden - ideal heißt es, weil es von keinem realen Gas strikt befolgt wird, doch gilt es um so genauer, je niedriger der Druck und je höher die Temperatur ist. Für n mol eines idealen Gases gilt: PV = nRT. 3. Will man die Grenzen des systematischen Wissens im Unterricht thematisieren - dies war übrigens eine Hauptforderung WAGENSCHEINs - so wird man sich viel stärker als bisher auch um das verstehende Wissen bemühen müssen. Das Besondere des "verstehenden" Wissens - es könnte auch gesagt werden des "hermeneutischen" Wissens - liegt darin, dass es den Entstehungs- und Wirkungszusammenhang der unter (1) und (2) genannten Arten von Naturwissen aufzuklären bestrebt ist: Wie konnten Menschen auf die im Wissen offenliegenden Zusammenhänge kommen? Welche Irritationen, Interessen, Wünsche und Notlagen sind - subjektiv beim einzelnen Handelnden, objektiv aus gesellschaftlichen Konstellationen heraus - in das Bemühen um eine bestimmte Erkenntnis - oder in den Widerstand gegen sie und ihre Verwertung - eingegangen? Man denke etwa an die Entstehung und vielfältige Wirkung der Darwinschen Abstammungslehre oder - tagespolitisch aktueller - an die komplexen Folgeprobleme und die sich daran anschließenden politischen und ethischen Fragen, die sich im Zusammenhang der Atom- und Kernphysik oder der Genetik und der aus ihnen entwickelten Technologien ergeben. Die verstehend-hermeneutische Erkenntnis fragt nach den subjektiven und gesellschaftlichen Motivationen und Sinnzusammenhängen, kurz, sie interpretiert Naturdinge und -vorgänge in ihrem Zusammenhang mit menschlichen Bewusstseins- und Sinnwirklichkeiten. Dort gibt es nicht Eindeutigkeit, sondern immer konkurrierende, interessengeprägte Betrachtungsweisen und Wertvorstellungen, zwischen denen eine abwägende Entscheidung getroffen werden muss. Didaktisch-methodischer Kommentar Lernzirkel Der zeitliche Rahmen einer Unterrichtseinheit umfasst je nach Umfang zwei bis sechs Stunden. Zu Beginn des Lernzirkels stellt die Lehrkraft die Stationen mithilfe der Folie vor, erklärt den Ablauf der folgenden Stunden und weist detailliert auf mögliche Gefahren bei den Experimenten hin. Die Schülergruppen können an unterschiedlichen Stationen beginnen, wobei einige Stationen jedoch auf anderen aufbauen. Den Umfang der zu erarbeitenden Pflicht- und Wahlstationen legt die Lehrkraft je nach Schwerpunkt und zeitlichem Rahmen fest. Erfahrungsgemäß bewältigen die SchülerInnen zwei Stationen pro Unterrichtsstunde. Ergebnissicherung (Vorschlag) Eine Sicherung und gleichzeitige Überprüfung der gelernten Inhalte erfolgt in Form von Kurvorträgen (gegebenenfalls mit Experimenten) der einzelnen Gruppen zu Stationen, die diese selbst auswählen. Dafür sind je nach Klassenstärke zwei bis drei weitere Unterrichtsstunden einzuplanen. Eine Auswertung der Ergebnisse könnte z.B. unter Rückgriff auf die Ausgangsfrage "Ist Luft Sauerstoff?" erfolgen.

• Lernen ist ein aktiver und konstruktiver Prozess • Lernen erfolgt in bestimmten realen Situationen und ist damit an Kontexte

gebunden • Lernen enthält wichtige Elemente der Selbststeuerung • Lernen ist ein sozialer Prozess

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Schwierigkeiten beim Erlernen chemischer Inhalte

• Das Vorwissen des Lernenden wird zu wenig berücksichtigt • Chemische Begriffe sind zu schmal repräsentiert • Die Abstraktionsfähigkeit der Lernenden wird häufig überschätzt • Das Gelernte wird zu wenig gefestigt

Der entscheidende Faktor für die Konstruktion von Wissen ist vor allem das Vorwissen der Lernenden, sein Umfang und seine Verankerung, d.h. seine Verknüpfung mit anderen Wissenselementen. Jeder Lerner verfügt über andere Voraussetzungen - im kognitiven wie im emotionalen Bereich.

Chemie ist ein Unterrichtsfach, das an das räumliche Vorstellungsvermögen und die Abstraktionskraft hohe Anforderungen stellt. Durch die besonderen Möglichkeiten der (räumlichen) Veranschaulichung, der verschiedenen, nebeneinander verfügbaren graphischen Darstellungen insbesondere beim Aktivieren von Modellvorstellungen in der Chemie und der individuell wählbaren Zeit der Betrachtung sollten sich diese Schwierigkeiten verringern lassen.

Chemieunterricht ist vorrangig Experimentalunterricht und sollte, wann immer möglich, Schüler-Experimentalunterricht sein. Auf die vielfachen Vorteile, aber auch Schwierigkeiten dieser Unterrichtsform wurde immer wieder hingewiesen. Diese Form des Unterrichts wird dann als schwierig (und von den Schüler(inne)n als weniger interessant) empfunden, wenn es um die Auswertung von Versuchen geht, bei denen (unterschiedliches) Vorwissen reaktiviert werden muss.

Dieser Arbeitsbehelf erhebt selbstverständlich keinen Anspruch auf Vollständigkeit. Es wurde versucht, einfache Versuche zusammenzustellen sowie die im Chemikalienerlass, Entsorgungserlass und Sicherheitserlass genannten Problembereiche exemplarisch zu erfassen. Das Skriptum ist sparsam mit theoretischen Erläuterungen, um den Rahmen nicht zu sprengen. Die chemische Nomenklatur hält sich im Wesentlichen an die derzeit in Chemikalienkatalogen übliche Schreibweise. Es ist unbedingt notwendig, dass vor Versuchsbeginn die komplette Versuchsbeschreibung und insbesondere die Sicherheitshinweise durchgelesen werden. Die Gefahrenhinweise bei Chemikalien beschränken sich in erster Linie auf die Angabe der R- und S-Sätze. Beim Umgang mit Chemikalien sollten die nachstehenden Vorsichtsmaßnahmen immer eingehalten werden - auch dann, wenn das Etikett keine Gefahrstoff-Kennzeichnung trägt: • Bei allen Arbeiten ist die Schutzbrille zu empfehlen. • Kontakt mit Haut, Augen und Schleimhäuten vermeiden. • Spritzer auf der Haut sofort ausgiebig mit kaltem Wasser spülen. • Wegen Resorptionsgefahr dabei niemals organische Lösungsmittel verwenden. • Verätzte Augen im Liegen ausgiebig unter Schutz des unverletzten Auges mit Wasser spülen. Augenlider weit spreizen, das verätzte Auge nach allen Seiten bewegen. Anschließend sofort augenärztliche Behandlung aufsuchen. Ätzstoff angeben. • Mit ätzendem Stoff durchsetzte Kleidung sofort ablegen. • Bei Unfällen oder Unwohlsein Arzt zu Rate ziehen.

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Gefahrensymbole

Symbol Bezeichnung Wirkungen Vorsichtsmaßnahmen

gesundheitsschädlich: Xn

führen in größeren Mengen zu gesundheitlichen Schäden oder zum Tode

wie oben, Erbrechen ver- ursachen, Gegengift, Magen auspumpen

reizend: Xi

führen bei Berührung mit Haut oder Augen zu Entzündungen und reizen die Atemwege

nicht einatmen, nicht berühren, Kontakt mit den Augen vermeiden

ätzend: C

zerstören Haut- und Körper- gewebe, irreparable Augen- schäden sind möglich

Berührung mit Haut und Augen meiden, Schutz- brille und Handschuhe

hochentzündlich: F + leichtentzündlich: F entzündlich: ohne

brennen und bilden mit Luft explosionsfähige Gemische

von offenen Flammen und Wärmequellen fernhalten, Flaschen immer schließen

brandfördernd: O

bei Mischung mit brennbaren Stoffen entstehen explosions- gefährliche Gemische

nicht mit brennbaren Stof- fen mischen, Reibung mei- den, sauber aufbewahren

explosionsgefährlich: E

explodieren durch Schlag, Reibung, Funkenbildung, Feuer oder durch Hitzeentwicklung

anmeldepflichtig, nicht reiben, stoßen, Feuer-, Wärmeentwicklung meiden

umweltgefährdend: N

sind für Wasser- oder Boden- organismen giftig und können Ökosysteme schädigen

nur im Sondermüll ent- sorgen, keinesfalls in die Umwelt gelangen lassen

sehr giftig: T + giftig: T Zusatz:krebserzeugend

führen in geringen Mengen zu schweren gesundheitlichen Schäden oder zum Tode

nicht einatmen, berühren, verschlucken, bei Vergif- tungen Arzt aufsuchen

Viele Stoffe in unserem Haushalt müssen auf der Verpackung Gefahrensymbole tragen. Wir machen einen kleinen Blick in den Putzmittelschrank, ins Badezimmer, in die Küche, in

den Bastelraum, in die Garage und finden .................

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Demonstrationsexperiment: Dichte des Süßwassers/des Toten Meeres Materialien: Zwei hohe Standzylinder, Wasser, Kochsalz, gekochtes Hühnerei Durchführung: • Beide Standzylinder mit Wasser füllen

• In den ersten Standzylinder Leitungswasser, in den zweiten eine gesättigte Kochsalz-Lösung einfüllen

• Das Hühnerei einmal ins Leitungswasser, einmal in die gesättigte Salzlösung geben

Beobachtungen: (vervollständige die Zeichnung)

Lehrerinformation: Der Wassergehalt des Menschen ist dem des weshalb Schwimmsimulationen durchgeführt

Der Durchnittsmensch

C940 H6300 Ca31 Cl8 K6 Mg N140 Na3 O2550

7% niedermolekulare Verbindungen Salze, Zucker Amino- Säuren, Hormone, Hämoglobin

... 10% Fett 15% Makromoleküle 68% Wasser

Ergänzende Versuchsvariante: Je einen Standzylinder mit Waund Hausbrannt (Bauernschnaps) füllen und Eiswürfel hineinge

Hühnereies ähnlich, werden können

P22 S5

Qualle 99 % Rettich, Gurke 95 %Wein, Cola 88 % Hühnerei 65 % Holz, Wodka 50 % Honig 20 %

sser, Alkohol (Brennspiritus) ben.

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Stationen 1a, b, c

Das Trennen von Stoffen Anweisung gut lesen - arbeiten

Weiter geht´s

Experiment 1a: Destillation von Wasser und Alkohol Experiment 1b: Unterscheiden von Leitungswasser und destilliertem Wasser Experiment 1c: Wasserdampfdestillation von Orangenöl aus Orangenschalen Experiment 1d: Trennung der Wunderkerzenmischung ARBEITSBLATT: Zuordnung der Begriffe rund ums Destillieren

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Experiment 1a: Destillation von Wasser und Alkohol --------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Chemiestunde Datum:

Wir destillieren - Leitungswasser und Alkohol Materialien: Großes RG, Metallküchenlappen, gewinkeltes Glasrohr, Gummistopfen, RG, Taschentuch, Leitungswasser, verdünnter Bauernschnaps (Rotwein), Holzklemme, Porzellanschale, Kerze Durchführung:

Zusammenbau der Micro-Destillationsapparatur: "Kühlrohr" mit feuchtem Taschentuch umwickeln

⇒

Stahldraht 1. Versuch: Wasserdestillation

• Ca. 3 cm hoch das RG mit Leitungswasser füllen • 1-2 Siedesteinchen dazu geben • Destillationsapparatur zusammensetzen • Kühlrohr mit feuchtem Lappen umwickeln • Auffanggefäß vorsichtig über das Kühlrohr geben • Vorsichtig über der Kerzenflamme das Gemisch erhitzen

2. Versuch: Destillation des Alkohol/Wasser Gemisches

• Ca. 3 cm hoch die Alkoholwassermischung in das RG füllen • 1-2 Siedesteinchen dazu geben • Destillationsapparatur zusammensetzen • Kühlrohr mit feuchtem Lappen umwickeln • Auffanggefäß vorsichtig über das Kühlrohr geben • Vorsichtig über der Kerzenflamme das Gemisch erhitzen

mit dem Alkoholdestillat Dichtebestimmung und Brennprobe durchführen ⇒

Beschrifte die große Labordestillationsapparatur:

Destillat

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Experiment 1b: Leitungswasser und destilliertes Wasser ________________________________________________________________

Chemiestunde Datum:

Wir unterscheiden Leitungswasser von unserem destillierten Wasser

Materialien: 2 kleine Bechergläser, destillierte Wasser, Leitungswasser, Seifenflocken, Glasstab Durchführung:

• Fülle in ein kleines BG ca. 1 cm hoch Leitungswasser, in das zweite ebensoviel vom destillierten Wasser (aus Experiment 1a)

• Füge jetzt zu den Wasserproben 2-3 Seifenflocken hinzu • Rühre um und beobachte

Beobachtungen: Fertige eine Zeichnung deiner Ergebnisse an Bilde deine Hypothese (deine Vermutung) zum Versuchsergebnis: Hier ist Platz für die gemeinsam erarbeitete Erklärung:

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Experiment 1c: Wasserdampfdestillation von Orangenöl aus Orangenschalen Chemiestunde Datum:

Orangenschalenwasserdampfdestillation Materialien: Großes RG, gewinkeltes Glasrohr, Gummistopfen, RG, Taschentuch, Leitungswasser, verdünnter Bauernschnaps (Rotwein), Holzklemme, Porzellanschale Durchführung:

Zusammenbau der Micro-Destillationsapparatur: "Kühlrohr" mit feuchtem Taschentuch umwickeln

⇒

1. Versuch:

Orangenschalen klein schneiden ⇒ ⇒ ⇒ ⇒ ⇒

RG zu 1/3 mit Leitungswasser füllen Orangenstücke dazugeben Vorsichtig erhitzen Orangenöl auffangen

Experiment1d: Trennung des Wunderkerzengemisches

Materialien: Wunderkerzen, Mörser, Uhrglas, Magnet, Trichter, 2 kleine Erlenmeyer, Nitratteststäbchen, Filterpapier, Glasstab, Brenner, Magnesiarinne Durchführung:

• 1 Wunderkerze im Mörser pulverisieren • 1 Magneten mit Papier umwickeln und in die Mischung halten • Das am Magnet haftende Eisenpulver auf ein Uhrglas geben • Den restlichen Teil in einen kleinen Erlenmeyer geben und mit wenig Wasser

versetzen (ca. 5 mL), schütteln • Filtrieren • Ins Filtrat ein Nitratteststäbchen halten • Etwas vom Filterrückstand auf eine Magnesiarinne geben und in die Brennerflamme

halten

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Kopiervorlage

ARBEITSBLATT: Zuordnung der Begriffe rund ums Destillieren Arbeitsauftrag: Schneide die unten stehenden Wörter aus. Kombiniere die passenden Begriffe. Beschreibe mit diesen Kärtchen den Destillationsprozess für das Alkohol/Wasser-Gemisch. Ein paar Kärtchen haben sich wohl hierher verirrt! ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- ----------------------------------------------------------------------------------------------------------------- Kärtchen einzeln ausschneiden

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Stationen 2a,b,c, .... LERNZIRKEL LUFT

Anweisung gut lesen - arbeiten

Weiter geht´s

Leittexte: 2abc........ 1. Bildung von SO2 2. Nachweis von SO2 3. Wann brennt ein Stoff

Verbrennungsdreieck 4. Temperaturinversion 5. Raumluft 6. Zusammensetzung von

Wunderkerzen 7. Bleichmittel (Wäsche-,

Haarbleichmittel, Zahnspangenreiniger

Planungsvorschlag: Rund um das Grillen

Experiment 1: Bildung von Schwefeldioxid Experiment 2: Nachweis von Schwefeldioxid Experiment 3: Entsorgung von Schwefeldioxid Experiment 4: Verbrennen einer Kerze bei erhöhter Sauerstoffkonzentration Experiment 5: Abkühlen der Kerzenflamme Demonstrationsexperiment 1: Temperaturinversion Experiment 6: Raumluft nach Verwendung von Sternspritzern Experimente 7 – 10: Sauerstoff aus Wäschebleichmitteln Experiment 11: Wirkungsweise von Zahnspangenreinigern und Haarblondierungsmittel LERNSPIEL: Zuordnung der Begriffe rund um die Luft Wir beschreiben die Luft und was sonst mit ihr in einem Zusammenhang steht

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2a Belastung der Umwelt durch Schwefeldioxid SO2 Leittext 1: Bildung von Schwefeldioxid SO2

Unsere Brennmaterialien Kohle- und Erdölprodukte enthalten neben dem Kohlenstoff auch Schwefel. Beim Heizen verbrennt der Kohlenstoff zu Kohlendioxid unter Abgabe von Wärme. Leider verbrennt aber auch der Schwefel zu Schwefeldioxid, was sich unangenehm auf unsere Atemwege und unsere Umwelt auswirkt. Deshalb werden unsere Brennstoffe entschwefelt. Doch dies kann nicht gründlich genug erfolgen. Ein kleiner Rest ist immer noch enthalten. Aus diesem Grund müssen große Industrieanlagen auch eine Rauchgasentschwefelungsanlage betreiben. Arbeitsauftrag:

• Suche in deinem Schulbuch oder Lexikon nach dem Schwefeldioxid. Schreibe für dich wichtige Informationen darüber heraus.

Als Orientierungshilfe: „Saurer Regen“, „ Rauchgasentschwefelung“, „Rauchgasgips“ • Was will uns der Werbeslogan „Ganz Österreich ist Schwefelfrei“ übermitteln?

Experiment 1: Bildung von Schwefeldioxid beim Verbrennen von Schwefel Materialien: Kleiner Standzylinder, Uhrglas, Tiegelzange (Haarklammer), Schwefelkörnchen oder Schwefelblatt, Indikatorlösung (Universal, Rotkraut, ....), Fliese, Indikatorstreifen Durchführung Variante 1:

• Standzylinder zu ca. 1/3 mit Wasser und Indikator füllen • Schwefel entzünden und in den Standzylinder halten • Mit dem Uhrglas verschließen • Nach dem Abbrennen des Schwefels das Glasgefäß schütteln

Beobachtungen: Erklärung: Entsorgung: Abwasser, Müllkübel Reaktionsgleichungen: Schwefeldioxid: SO2; Schwefelige Säure: H2SO3 Setze ein: ______ + O2 ____________ Schwefel + __________ Schwefeldioxid ______________+ H2O H2SO3 Schwefeldioxid + ___________ ____________

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Durchführung Variante 2: • Ein Stück Indikatorstreifen anfeuchten und an die Innenwand des Standzylinders legen • Ein ganz kleines!! Stück Schwefel entzünden und auf die Fliese legen • Rasch verkehrt den Standzylinder darüber stülpen

Beobachtungen: Erklärung: 2b Nachweis von Schwefeldioxid Leittext 2: Nachweis von Schwefeldioxid SO2 Schwefeldioxid wandelt sich gerne in Schwefeltrioxid um und nützt dazu jede Gelegenheit. Der Chemiker sagt dazu, das SO2 lässt sich leicht oxidieren. Diese Tatsache wird ausgenützt, um die Anwesenheit von SO2 festzustellen, also das SO2 nachzuweisen. Aufgrund der leichten Oxidierbarkeit des SO2 zu SO3 (ein Katalysator dazu findet sich bald) ist es einerseits eine Gefahr für unsere Umwelt, aber andererseits kann man diese Eigenschaft des SO2 auch zu unserem Vorteil ausnützen. Z.B. werden Trockenfrüchte mit SO2 begast, um sie länger haltbar zu machen. Manchmal werden auch heute noch Weinfässer mit einer Schwefeldioxidlösung desinfiziert. Schwefeltrioxid bildet mit Wasser die Schwefelsäure. Der Chemiker sagt, dass ein Stoff, der selbst oxidiert wird, einen anderen Stoff reduzieren kann. Vereinfacht gesagt findet dann am anderen Stoff eine gegenteilige Reaktion statt. Das ist manchmal über eine farbliche Veränderung während einer solchen Reaktion erkennbar. Stärke- und Iodlösungen bilden zusammen einen schönen blauen Farbstoff, der bei Anwesenheit von SO2 verschwindet. Experiment 2: Nachweis von Schwefeldioxid Materialien: Kleiner Standzylinder, Uhrglas, Tiegelzange (Haarklammer), Schwefelkörnchen oder Schwefelblatt, Fliese, Iod-Stärkelösung (Stärkelösung mit ein paar Tropfen Betaisodonalösung versetzen), Iod-Stärke-Papier (Filterpapier mit Iod-Stärkelösung tränken und trocknen) Durchführung Variante 1:

• Standzylinder ca. 1 cm hoch mit Iod-Stärkelösung füllen

• Kleines!! Stück Schwefel entzünden und in den Standzylinder halten • Mit dem Uhrglas verschließen • Nach dem Abbrennen des Schwefels das Glasgefäß schütteln

Beobachtungen/Erklärung: Notiere und zeichne die farblichen Veränderungen ein. E

rklärung:

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Reaktionsgleichungen: SO3 Schwefeltrioxid; H2SO4 Schwefelsäure Fülle ein: I2 + + 2H2O 2HI + ________________ Iod + Schwefeldioxid +________ Iodwasserstoff + Schwefelsäure Fülle ein: („Blaue“,“ entfärbte“) Blaue .......... Iod-Stärkelösung + SO2 entfärbte...........Iodidlösung + SO3 in Form von Schwefelsäure Fülle ein und merke!

• SO2-Que • Verbrenn

Brennma

Leittext 3: Das

Damit Feuer brennen kann, braucht es:

Brennstoff

Sauerstoff (LuWärme

(Zündtemperat

Fehlt eine V

Bei höherer Sauereine Erhöhung derder ReaktionsgescZehnerpotenzen. D

Wie kommt die Belastung der Luft mit SO2 zustande?

llen: S-hältige Brennmaterialien: Kohle, Holz, Erdöl und Vulkanismus

ungsvorgang:

terialien + Sauerstoff Kohlenstoffdioxid + Wasser + Schwefeldioxid

2c: Wann brennt ein Stoff?

Verbrennungsdreieck

ft)

ur)

Wenn alle Voraussetzungen des Dreiecks erfüllt sind, steht das Dreieck.

Das Feuer brennt.

oraussetzung, fällt das Dreieck zusammen. Das Feuer erlischt.

stoffkonzentration liegen die Entzündungstemperaturen niedriger. Bereits Sauerstoffkonzentration um wenige Prozent bewirkt eine Vervielfachung hwindigkeit. Die Mindestzündungsenergie verringert sich um eshalb Vorsicht bei brandfördernden Chemikalien. Schon bei geringer

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Wärme können sie Sauerstoff abspalten und so einen Brand auslösen. Ebenso können Sauerstoff- oder Wärmeentzug Flammen zum Erlöschen bringen. Wird jedoch die Sauerstoffkonzentration erhöht, so können bereits erloschene Brände wieder entflammt werden.

Lüften war in den Bergwerken nicht immer ausreichend, um Schlagwetter durch die Öllampenbeleuchtung zu verhindern. 1815 entwickelte Humphrey Davy eine Lampe, bei welcher die Flamme des Öllämpchens mit einem Drahtnetz umhüllt wurde. Dieses führte die Wärme soweit ab, sodass das Grubengasluftgemisch (Methan-Luftgemisch) nicht mehr entzündet werden konnte. Diese Sicherheitslampe hatte den Nachteil geringer Lichtausbeute, da der Drahtkorb, in dem die Flamme brannte, rasch verrußte.

Experiment 4: Das Brennen einer Kerze bei erhöhter Sauerstoffkonzentration

Materialien: 2 Einmachgläser mit Deckel (1L), 1 Teelicht, Wasserstoffperoxid (w=10%) (C), aktives Braunsteinpulver mit einer kleinen Spatelspitze KMnO4 verrieben Durchführung:

• Fülle ca. 15 mL Wasserstoffperoxid in das Einmachglas • Entzünde das Teelicht und setze es vorsichtig in das Glas (stecke zum Hineinsetzen

eine Spatel in die Kerze) • Füge jetzt eine Spatelspitze der MnO2/ KMnO4-Verreibung hinzu, schließe den Deckel • Zum Vergleich stelle ein Teelicht in ein zweites Einmachglas ohne Deckel

Beobachtungen: Erklärung: Aus Wasserstoffperoxid und der MnO2/KMnO4-Verreibung entsteht Sauerstoff

und Wärme. Das KMnO4 dient zum anfänglichen raschen Sauerstoffkonzentrationsanstieg im Redox-Prozess mit dem H2O2. Die Flamme wird rasch sehr hell und groß und setzt eine große Wärmemenge frei, welche neben der Braunsteinkatalyse auch die Zersetzung von H2O2 fördert. Neben Sauerstoff wird viel Wasserdampf frei, der aber die Kerzenflamme bei der hohen Sauerstoffkonzentration nicht am Weiter-brennen hindert.

Experiment 5: Abkühlung der Kerzenflamme Materialien: Kerze, feinmaschiges Drahtnetz (Teesieb) Durchführung:

• Entzünde die Kerze • Stülpe das Teesieb in die Kerzenflamme • Versuche über dem Teesieb die Paraffinreste und den

Ruß erneut zu entzünden Rußbildung ringförmiger Flammensaum

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Beobachtungen/Ergebnisse: Überlege: Wie brennt eine Kerze? Was kann man aus der ringförmigen Flamme schließen?

2d: Temperaturinversion Leittext 4: „Inversion" ist in der Wetterkunde die Bezeichnung für eine Temperaturumkehr. Dies bedeutet, dass es mit zunehmender Höhe wärmer statt kälter wird. Inversionswetterlagen gibt es hauptsächlich in Beckenlagen, wo die kalte Luft am Boden nicht entweichen kann. Befinden sich in solchen Becken mit Inversionswetterlagen größere Ortschaften, Städte (Graz, Klagenfurt), so können die Heizgase wegen der schwereren kälteren Luft am Boden nicht entweichen. Scheint auf diese Heizgasdunstglocke auch noch die Sonne, so entstehen viele durch das Sonnenlicht ausgelöste Reaktionen zwischen den Gasteilchen in der Luft. Besonders die Ozonbildung wird dadurch erhöht. Dies nennt man Photosmog. (Durch Licht ausgelöste Smogbildung). Arbeitsauftrag:

• Suche in deinem Schulbuch oder Lexikon nach den Begriffen „Inversionswetterlage, Photosmog, Ozon, Stickoxide. Schreibe für dich wichtige Informationen darüber heraus.

Als Orientierungshilfe: Bodennahes Ozon, Autoabgase, Heizgase Demonstrationsexperiment 1: Materialien : 2 Hohe Standzylinder, Brenner, Papier Durchführung:

• Das obere Drittel des Standzylinders A mit dem Brenner erhitzen, damit in diesem oberen Bereich die Luft sehr heiß wird

• 2 Papierstreifen (Zeitung, Papiertaschentuch) entzünden und in beide Stanzylinder werfen.

Beobachtungen: Beschreibe und zeichne! Erklärung:

A

B

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2f: Unsere Raumluft Leittext 5: Ist unsere Raumluft gesund? Mit unserer Raumluft steht es nicht immer zum Besten. Nicht nur ein Klassenzimmer ist nach jeder Unterrichtstunde zu lüften, sondern auch zu Hause sollte man für Frischluft im eigenen Zimmer sorgen. Stark belastet wird die Raumluft durch Zigarettenrauch, aber auch durch die all zu sehr beliebten Sternspritzer zur Weihnachtszeit oder bei Parties. Der Funkenregen in den Sternspritzern ist auf die verbrennenden Aluminium- und Eisenteilchen zurückzuführen. Damit dies leicht und schnell erfolgen kann, ist in der Sternspritzermischung eine sauerstoff- spendende Substanz enthalten, die man Nitrat nennt. (Ähnlich wie beim Schwarzpulver). Beim Verbrennungsprozess entsteht aus dem Nitrat das giftige Stickstoffdioxid, NO2. Nun haben wir im Zimmer eine Luftzusammensetzung von Gasen, welche auch in den Autoabgasen enthalten sind. Im Verbrennungsmotor reagieren in der Hitze Sauerstoff und Stickstoff zu den Stickoxiden. Stickoxide sind giftige Gase. Zusatzinformationen: Werden Stickoxide im Wasser gelöst, so bildet sich Salpetersäure HNO3. Ihre Salze heißen Nitrate. Diese haben eine vielseitige Verwendung. Sie werden in Feuerwerkskörpern, aber auch als Düngemittel eingesetzt. Arbeitsauftrag:

• Suche in deinem Schulbuch oder Lexikon nach den Begriffen Stickoxide, Salpetersäure, Nitrate. Schreibe für dich wichtige Informationen darüber heraus. Als Orientierungshilfe: Voraussetzungen für die Bildung von Stickoxiden; Salpetersäure entsteht durch Lösen von Stickoxiden, Nitrate sind die Salze der Salpetersäure; Nitrate als Sprengstoffe und als Düngemittel

Leittext 6: Zusammensetzung der Wunderkerzen Nitrate haben eine vielseitige Verwendung. Die Sauerstoffmenge, die im Nitrat gebunden vorliegt, bewirkt eine so gute Verbrennung, sodass Nitrate in Leuchtraketenmischungen verwendet werden. Auch zum Starten von Verbrennungsreaktionen, wie z.B. jener unsere Wunderkerzen, mischt man sie den „Brennstoffen“ bei. Bei den Wunderkerzenbrennstoffen handelt es sich um Eisen- und Aluminiumpulver, welche mit Stärkekleister vermengt sind. Eingebettet in diese Mischung ist die sauerstoffspendende Substanz Nitrat (Bariumnitrat, Kaliumnitrat) Lehrerinformationen: (Für Fertigstellung des obigen Leittextes) Eine Wunderkerze besteht aus : 55 Tl Ba(NO3)2 , 5 Tl Al, 25 Tl Fe, 15 Tl Dextrin Begleitnebenreaktion ist NOx-Bildung Wunderkerze brennt auch in Stickstoffatmosphäre Schwarze Kappe auf Wunderkerze ist Ba(NO3)2 Zündtemp 675°C, KNO3 270°C 2Ba(NO3)2 2BaO + 2N2 + 5 O2 Der so emittierte Sauerstoff soll dann mit den metallen zu den entsprechenden Metalloxiden reagieren. 4 Fe + 3O2 2 Fe2O3

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4 Al + 3O2 2 Al2O3 Die Zersetzungstemperatur von Ba(NO3)2 beträgt 675°C, im Sauerstoffstrom 540°C. Man darf deshalb annehmen, dass ein wesentlicher Teil des Sauerstoffs aus dem Bariumnitrat direkt mit den Metallen reagiert. Das Kaliumnitrat zersetzt sich bei 270°C und entzündet das Bariumnitrat. 10 Al + 3Ba(NO3)2 3BaO + 3 N2 + 5 Al2O3

Bildung der nitrosen Gase: 2 Al + 3Ba(NO3)2 3 BaO + 6 NO2 + Al2O3 Experiment 6: Abbrennen der Wunderkerze im Standzylinder Materialien: Hoher Standzylinder, Wunderkerzen, Deckglas, Wasser, Indikatorlösung, Nitratteststäbchen Durchführung:

• Den Metalldraht der Wunderkerze zu einem Haken umbiegen • Wunderkerze entzünden und in den Standzylinder hängen • Abbrennen lassen – abgebrannte Wunderkerze herausnehmen • Vorsichtig den Standzylinder ca. 2-3 cm hoch mit Wasser versetzen • Mit dem Deckglas verschließen und schütteln • Nitratteststäbchen eintauchen • Indikator dazu tropfen

Beobachtungen: Erklärungen:

Spiel: Zuordnung der Begriffe rund um die Luft Wir beschreiben die Luft und was sonst mit ihr in einem Zusammenhang steht Spielmaterial: 20 Spielkarten mit Begriffen über die „Luft“ (Zahl variabel) Spielfläche: Je nach Klassengröße Tische in Kreis- oder U-Form angeordnet Spielvorbereitung: Jeder Begriff wird ausgeschnitten und auf eine Karteikarte geklebt (oder

das ganze Blatt auf einen Karton kleben, laminieren und ausschneiden) (oder überhaupt einfacher: die Begriffe auf einen Zettel schreiben)

Spielverlauf: Jeder Schüler/-in oder kleine Gruppe erhält (zieht) eine Begriffskarte. Alle

Schüler/-innen erhalten die Aufgabe, einen Kurzvortrag zum jeweiligen Begriff vorzubereiten, der Definition, Erläuterungen und Beispiele beinhaltet.

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Nach einer entsprechenden Vorbereitungszeit (5-7 Minuten) nennt ein Schüler/-in den entsprechenden Begriff, trägt dazu vor und platziert das Kärtchen auf der Spielfläche. Die übrigen Kärtchen werden nach den Kurzvorträgen zusammenhängend geordnet. Diese Anordnung wird in den Heften protokolliert. Mind-map Diese Spielmöglichkeit lässt sich auf andere Themen erweitern und lässt viel Variationsmöglichkeiten offen. Liste der Begriffe: Kopiervorlage

Luft – ein Gemenge

Sauerstoff

Stickstoff

Kohlendioxid

Schwefeldioxid

Stickoxide

Rauchgas-

entschwefelung

Autokatalysator

Gips

Smog

Kalk

Brennstoffe

Heizgase

Treibhausgas

Saurer Regen

Heizen – eine chemische Reaktion zur Energiegewinn.

Wann brennt

ein Stoff?

Temperatur-

umkehr

Linde-

verfahren

Wie kam der Schwefel in

unsere Brennstoffe?

Photosynthese Nitrate als Sauerstoff-

lieferant

Bleichwirkung des Sauerstoffs

CO2 als

Feuerlöscher

Unterrichtsvorschlag: Planung der Unterrichtseinheit „Rund um das Grillen“

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2g: Bleichmittel Leittext 7: Bleichmittel – Wirkung und Zusammensetzung Bleichmittel zerstören Flecken durch Oxidation. Dabei werden die farbigen Anschmutzungen in nicht farbige Verbindungen übergeführt, die meist sogar wasserlöslich sind und deshalb leicht entfernt werden können. Bleichmittel zerstören aber auch Textilfarbstoffe, so dass in Feinwaschmitteln keine Bleichmittel enthalten sein sollten. Bleichmittel, wie Na-Perborat und Na-Percarbonat enthalten viel Sauerstoff wie Wasserstoffperoxid und können mit Hilfe eines Katalysators „aktiven Sauerstoff“ freisetzen, der dann bleichend wirkt. Der basische pH-Wert des Waschmittels greift dabei unterstützend ein. Die Silbe „Per“ in einem Salz weißt immer auf eine viel Sauerstoff enthaltende Verbindung hin, welcher gerne abgespalten wird und somit bleichend wirkt. Als Bleich- und Desinfektionsmittel für Zahnspangenreiniger werden neben den Percarbonaten noch Persulfate verwendet. Vier kurze Experimente: Wirkungsweise des Fleckensalzes Fachdidaktische Hinweise: Diese Experimente besitzen Lehr- und Lerninhalte zu verschiedensten Themenbereichen: • Zersetzung von Carbonaten und Percarbonaten in der Hitze Die Zersetzungsprodukte von Percarbonaten können in der Hitze Sauerstoff abgeben, der bleichend wirkt (wie H2O2), der Zersetzungskatalysator für den Wäschebleich-Prozess ist das TAED • pH-Wert Messung eines Fleckensalzes (Begründung) • Beweis der Oxidationskraft des Fleckensalzes: Cu-Oxidation bei gelindem Erwärmen möglich Experimente 7 - 10: Wirkungsweise eines Fleckensalzes C: K2R-Fleckensalz (oder ähnliches), Wasser dest., Calciumhydroxid-Lösung (Kalkwasser), Tinte, pH-Papier, Essigsäure, Cu-Pulver, Ammoniaklösung verdünnt G: Reagenzgläser, Becherglas, Holzklemme, Brenner, Brille, Stativ incl. Klemme und Muffe D1: CO2 - Entwicklung: * Im RG 1 Spatelspitze Fleckensalz ca. 2 cm hoch mit destilliertem Wasser versetzen.

* RG vorsichtig in ein Stativ einspannen; * RG mit Gummistopfen + Glasrohr + Gummistopfen (oder Trinkhalm mit Knick) verschließen; * Glasrohr in ein Gefäß mit Kalkwasser tauchen; * Vorsichtig Unterheizen, da sonst das Produkt zu sehr verkohlt; * E: Kalkwassertrübung Achtung!! Beim Beenden des Unterheizens unbedingt das Glasrohr aus dem Kalkwasser nehmen, da es sonst in das RG hochsteigt!! D2: Zersetzung des Natriumpercarbonats und Natriumcarbonats durch Säure: Fleckensalz enthält auch Na-Carbonat Na2CO3 *Überprüfung des pH-Wertes: 1 Spatelspitze Fleckensalz mit wenig Wasser versetzen, mit pH- Papier testen *In 1 RG oder BG 1 Spatelspitze Fleckensalz geben, etwas Essig hinzufügen; Starkes Aufschäumen der Probe D3: Fleckensalz wirkt bleichend: *In 1 RG 3 cm hoch mit Wasser und einen Tropfen Tinte versetzen, vorsichtig erwärmen

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D4: Fleckensalz ist ein Oxidationsmittel: • In 1 RG 2-3 cm hoch Wasser + 1 Spatelspitze Fleckensalz geben • 1 Spatelspitze Cu-Pulver hinzufügen • Vorsichtig erwärmen, bis eindeutig ein Reaktionsablauf erkennbar ist • Abkühlen lassen • Mit etwas verdünnter Ammoniaklösung versetzen Die blaue Färbung lässt die Cu-Oxidation erkennen. Erhöhung der Farbintensität bei Ammoniak-Zugabe Zusatzinformation: Mit dieser Lösung ist jetzt auch ein Fehling Test durchführbar Fleckensalz: Na-percarbonat Na2CO4 70°C Na2

+ CO4 2- CO2 + Na2O2 Na-Peroxid

70°C 2Na2O2 + 2H2O O2 + 4 NaOH (bei niedrigerer Temp. bewirkt der Katalysator TAED die Zersetzung) Experiment 11: Wirkungsweise der Zahnprothesen- und Zahnspangenreiniger (Kukis etc), Haarblondierungsmittel Materialien: Rundkolben oder 400 mL Becherglas, Rotkohlsaft, Zahnspangenreiniger (Zahnprothesenreiniger) verschiedenster Firmen Durchführung: Den Rundkolben oder das BG mit Wasser und Rotkrautsaft versetzen. Den Zahnspangenreiniger (oder etwas Haarblondierungsmittel) hinzufügen Beobachtungen:

Diese Lehrerinfo zu einem Leittext umformen: Lehrerinfo: Zahnprothesenreiniger sind häufig in Schichten aufgebaut. Die erste Schicht enthält meist Citronensäure, Maleinsäure und Amidoschwefelsäure neben Persulfat. Die zweite Schicht besteht aus den basischen Stoffen Natriumhydrogencarbonat, Natriumpercarbonat. Die saure Lösung zersetzt die Carbonate. Percarbonate und Persulfate geben Sauerstoff ab, als Zersetzungskatalysator dient das TAED (Tetraacethylethylendiamin). Durch die verschiedenen pH-Werte beim Lösen des Zahnprothesenreinigers färbt sich der Indikator (Anthocyane des Rotkohls) von rot über blau bis violett. Schließlich bleicht er durch den Sauerstoff aus. Ein Sauerstoffnachweis ist mit Mangan(II)-Salzen möglich (ähnlich dem Sauerstoffnachweis in Gewässern), nicht aber mit der Glimmspanprobe, da der CO2 - Gehalt durch die gelösten Carbonate zu hoch ist. Einige WC-Reiniger enthalten zur Sauerstoffentwicklung auch Persulfate. Aufgabenstellung: Für die Deutung des Reaktionsgeschehens sind zu folgenden Punkten Informationen einzuholen: Zusammensetzung der Zahnspangenreiniger Aufgaben der Zahnspangenkomponenten Was ist TAED und welche Aufgabe hat es zu erfüllen? Worauf ist die Bleichwirkung zurückzuführen? Wie erklärt man sich die pH-Wert Änderungen während des Tab-Löseprozess? Gibt es Unterschiede zwischen Zahnspangenreinigern und Zahnprothesenreiniger? Wenn ja, warum?

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Stationen 3a,b,c, ....

Säure, Basen

Neutralisationen

Anweisung gut lesen - arbeiten

Weiter geht´s

Neutralisation Experiment 1: Verlauf einer Neutralisationsreaktion Antacida Leittext 1: Antacida Demonstrationsexperiment 1: Magensaft und Antacida Demonstrationsexperiment 2: Experiment 1: Speiseessig und Backpulver Demonstrationsexperiment 3: Eisessig und Backpulver

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Neutralisation Experiment 1: Was geschieht, wenn man eine Säure mit Lauge versetzt? Einführender Text: Säuren und Laugen ergeben bekanntlich Salze. Doch wie erfolgt der Reaktionsverlauf einer solchen Neutralisationsreaktion? Wie verhalten sich die pH-Werte während des Reaktionsverlaufs? Hat die Säureart einen Einfluss auf den Reaktionsablauf? Kann man den genauen Endpunkt der Neutralisation erkennen? Wie äußert sich der Laugenüberschuss? Die Antwort auf diese Fragen gibt dir das nächste Experiment. Materialien: Fliese, Indikatorpapier, Glasstab, 2 kleine Bechergläser, 2 10 mL Spritzen, 2 Tropfpipetten mit mL-Anzeige, 1 Blatt A4, Bleistift, HCl (1 mol/L oder 0,1 mol/L), Speiseessig 5%, NaOH (1 mol/L oder 0,1 mol/L) Durchführung:

• Die weiße Fliese auf das A4-Blatt legen und mit Bleistift umrahmen • mL und pH-Werte 1-14 eintragen (in 1 cm Abständen)

• aus dem pH-Papier kleine quadratische Stücke vorbereiten • in ein kleines BG 10 HCl mit der Spritze geben und das

BG beschriften pH mL NaOH

c=1 mol/L

• in einem 2 BG befindet sich die NaOH (beschriften) • Mit dem Glasstab in die HCl tauchen und den Anfangs-pH

messen • Dieses Ergebnis auf die Fliese legen (0 mL; pH=1) • Jetzt mit der Tropfpipette 1 ml NaOH zur HCl geben, mit

dem Glasstab umrühren, wieder pH-Wert messen, das pH-Papier wieder auf die Fliese legen usw.

• Trage deine Ergebnisse auf ein Blatt Papier ein Beobachtungen: Erklärung: Lehrerinformation: Es ergibt sich auf der Fliese durch die pH-Papierstücke eine schöne

Neutralisationskurve

Variante: Neutralisation von Speiseessig: 5 mL Speiseessig in ein kleines Becherglas geben und wie oben verfahren

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Antacida Leittext 1: Antacida Sodbrennen (Pyrosis) ist eine brennende Empfindung in der unteren Speiseröhre, die durch den Rückfluss des sauren Mageninhalts hervorgerufen wird. Sodbrennen kann Folge einer überreichen Mahlzeit, reichlich Alkohol und Nicotin, einer Übersäuerung durch Früchte, Nüsse etc. bei empfindlichen Personen sein. Arzneimittel gegen Sodbrennen heißen Antacida. Es handelt sich dabei um Substanzen, die den Magensaft (Salzsäure) neutralisieren. Die Wirkstoffe sind basisch reagierende Substanzen. Dazu gehören „Bullrichsalz®“, enthält Speisesoda (Natriumhydrogencarbonat NaHCO3), „Rennie®“, enthält Calcium- und Magnesiumcarbonat CaCO3 • MgCO3 sowie Maaloxan und Tepilta, die Magnesiumhydroxid Mg(OH)2 und Aluminiumhydroxid Al(OH)3 enthalten. Antacida haben auch Nachteile. Sie bewirken, dass die Magensäure immer wieder neu nachgebildet wird, und man somit gezwungen ist, ständig zu diesen Arzneien zu greifen. Aus diesem Grund gibt es heute gegen Sodbrennen Medikamente, die die Säurebildung erst gar nicht zulassen. Reaktionsgleichungen: NaHCO3 + HCl NaCl + H2CO3 Zerfall in H2O und CO2 CaCO3 • MgCO3 + 4HCl CaCl2 + MgCl2 + 2 H2CO3 Mg(OH)2 + 2HCl MgCl2 + 2 H2O Al(OH)3 + 3 HCl AlCl3 + 3 H2O Demonstrationsexperiment 1: Vergleich verschiedener Antacida/Neutralisation von Magensaft Materialien: 3 Standzylinder, Kunststofflöffel, Wasser, HCl (1 mol/l), Universal-indikator,

verschiedene Antacida, die Speisesoda (z.B. Rennie), Ca/Mg-CO3 und eine basische Al-Verbindung zum Säurebinden enthalten. Alle Tabletten zermörsern!

Durchführung: • Die Standzylinder mit ca. 5 mL HCl versetzen und mit Wasser auffüllen (=Magensaft) • Universalindikator dazugeben • In jeden Standzylinder ein Antacidum geben Beobachtungen: Zeichen die Ergebnisse ein!

A B C

A:_______________________________________________ B:_______________________________________________ C:_______________________________________________

Lehrerinformation: Aufgrund der unterschiedlichen Antacidazusammensetzung stellen sich unterschiedliche End-pH-Werte ein.

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Demonstrationsexperiment 2: Antacida setzen CO2 frei Materialien: 3 kleine Enghals-Erlenmeyer, 3 Luftballons, 3 verschieden Antacida, HCl (0,1 mol/L) Durchführung: • 10 mL HCl in die Erlenmeyer geben • Die Antacida zermahlen und hinzufügen • Rasch die Luftballons über die Erlenmeyer stülpen Beobachtungen: Zeichne deine Ergebnisse ein. A:_________________________________ B:_________________________________ C:_________________________________ A B C Vorschlag: Die beiden Demonstrationsexperimente in Schülerexperimente umformen Experiment 1: Speiseessig und Backpulver Materialien: Kleine Kunststoffflasche, ein Sackerl Backpulver, Speiseessig Durchführung:

• Kunststoffflasche mit der Hälfte des Backpulversackerls füllen • Ca. 50 mL Speiseessig dazu geben • Rasch den Luftballon darüber stülpen

Beobachtungen: Zeichne dein Ergebnis! Erklärung: Demonstrationsexperiment 3: Eisessig und Backpulver Materialien: Petrischale (oder Becherglas), Eisessig, Backpulver, Spritzflasche mit Wasser Durchführung:

• In die Petrischale einen Löffel voll Backpulver geben • Mit ca. 10 mL Eisessig versetzen – Beobachten!! • Jetzt aus der Spritzflasche Wasser hinzufügen.

Lehrerinformation: Man muss zwischen Säurestoffen (sind fest, flüssig oder gasförmig) und sauren Lösungen unterscheiden. Erst mit Wasser werden die Säurestoffe zu sauren Lösungen, die nun ihre typischen sauren Eigenschaften entfalten können (Zersetzung von Carbonaten ...) Ähnliches kann mit fester Zitronensäure und Backpulver gemacht werden.

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Stationen 4 a,b,c, ....

Chemische Stromgewinnung Anweisung

gut lesen - arbeiten Weiter

geht´s

Experiment 1: Strom aus Haargel Experiment 2: Welche Metallpaare liefern mehr Spannung? Experiment 3: Auch Küchenlappen aus Kupfer und Stahl liefern Strom Experiment 4: Eine Low-cost Knallgaszelle

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Fachdidaktische Hinweise Elektrochemische Schülerexperimente sind oft mit großem Aufwand verbunden. Die Bausätze sind nicht immer billig, die Elektrolytlösungen müssen hergestellt und auch entsogrt werden. Ein einfacher und billiger Elektrolyt ist Haargel. Es ist ein organischer Polyelektrolyt und besteht meistens aus Polyacrylat. Dieses eignet sich bestens als Elektrolyt für Batterieexperimente. Als Elektroden dienen Aluschälchen und Kohlestäbchen, um z.B. ein Trockenbatteriemodell vorzustellen, aber auch Stahlstifte, verzinkte Nägel, Kupfernägel, Messingschrauben, Büroklammern, Münzen etc. (Experiment 2). Auch ein Stahl- und Kupfer- küchenlappen in eine Kochsalzlösung getaucht, lassen Spannung entstehen. (Experiment 3) Rasierscherblätter erweisen sich als ein billiges Elektrodenmaterial. Sie bestehen aus Stahl und sind mit einer dünnen Platinschicht überzogen und sind für Elektrolyse- bzw. Knallgasreaktionen bestens geeignet. (Experiment 4) Methodenvorschlag: Die folgenden Experimente können als Stationenbetrieb durchgeführt werden. Am Ende formieren sich Gruppen, die sich ein Experiment aussuchen und dieses in Form eines Plakates protokollieren. Das Experiment kann natürlich wiederholt werden. Zum Abschluss werden alle Plakate im Schülergremium vorgestellt. Experiment 1: Strom aus Haargel

Materialien: Aluschälchen vom Teelicht, Filterpapier, kleine Kohleelektrode, Krokoklemmen,

Haargel, 2 Stromkabel, Strommessgerät Durchführung:

• Schneide ein Stück Filterpapier aus, damit es in den Boden des Alu-Schälchen passt • Fülle Haargel in das Alu-Schälchen und stecke die Kohleelektrode in die Mitte hinein

• Stecke die Kabel mit Hilfe der Krokoklemmen folgend an und verbinde diese mit dem Messgerät:

Aluschälchen zum Minus-Pol Kohlestab zum Plus-Pol

Experiment 2: Welche Metallpaare liefern mehr Spannung? Materialien: Haargel, Petrischale (Uhrglas oder Kunststoffkappen), verschiedene kleine

Metallgegenstände (Stahlnägel, verzinkte Nägel, Messingschrauben, Graphitstäbe, Alustreifen aus einer Coladose geschnitten usw.) Spannungsmessgerät, Krokoklemmen

Durchführung:

• Trage auf die Petrischale eine Haargelschicht auf • Kombiniere deine Elektrodenpaare, stecke sie ins Haargel • Schließe sie ans Messgerät an • Trage deine Ergebnisse in die Tabelle ein

Metallpaar Volt Metallpaar Volt Metallpaar Volt Zn/C Zn/Al Al/Cu Zn/Cu Stahl/Cu Al/C Zn/Fe (Stahl) Al/Fe

Arbeitsauftrag: Welches Elektrodenpaar ergibt die größte, welches die geringste Spannung?

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Experiment 3: Strom aus Kupfer- und Stahlküchenlappen Material: Kleine Glaswanne (oder großes BG), Küchenlappen aus Stahl und Kupfer, 2 Kabel, 2 Krokoklemmen, Kochsalz Durchführung:

• Glaswanne zur Hälfte mit Wasser füllen • 1-2 Löffel Salz hinzufügen, umrühren • Mittels Krokoklemmen je ein Kabel an die Küchenlappen anstecken • Kupferlappen in den Minuspol, den Stahllappen in den Pluspol des Messgerätes stecken

• Beide Lappen in die Salzlösung halten (nicht berühren lassen) • Entstandene Spannung notieren

Weiteres Experiment: Ein Schüler nimmt je einen Lappen in seine Hände und misst die Spannung.

Experiment 4: Elektrolyse/Brennstoffzelle

Materialien: 250 mL Becherglas, 2 Krokoklemmen, 2 Kabel, 4,5 V Batterie, 2

Rasierscherblätter Strommessgerät, NaOH conc. Durchführung:

• Fülle das BG zu ¾ mit NaOH • Rolle die Scherblätter zusammen, befestige sie mit den Krokoklemmen, stecke die

Kabel hinein • Stelle die Scherblätter in die NaOH; VORSICHT: Sie dürfen sich nicht berühren • Schließe jetzt die Batterie an und lass die Elektrolyse ein paar Minuten laufen • Stecke ab und schließe die Kabel an das Strommessgerät

Informationen: Für Umwandlung in Leittext Elektrolyseprozess: Elektrische Energie wird (großteils) in chemische Energie umgewandelt. Redox-Reaktionen laufen an den Elektrodenoberflächen mit dem Elektrolyt ab. Dabei bilden sich die Gase Wasserstoff und Sauerstoff, die an der Elektrodenoberfläche haften. Elektrodenreaktionen: Reduzierende Elektrode, Kathode, Minuspol: : 4H2O + 4e- 2H2 + 4OH-

Oxidierende Elektrode, Anode, Pluspol: 4OH- O2 + 2H2O + 4e- Galvanischer Prozess: Chemische Energie wird (großteils) in elektrische Energie umgewandelt. Zwischen den verschiedenen Gaselektroden und dem Elektrolyt finden Redox-Reaktionen statt, durch welche die elektrische Energie gewonnen werden kann. Elektrodenreaktionen: Oxidierende Elektrode, Anode, Minuspol: 2H2 + 4OH- 4 H2O + 4e- (-0,87V) Reduzierende Elektrode, Kathode, Pluspol : O2 + 2H2O + 4e- 4OH- (+0,36V) Gesamtreaktion: E0

Kathode – E0Anode 2H2 + O2 2H2O (+1,23V)

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Stationen 5a,b,c, .... LERNZIRKEL

Chemie mit (Tafel)-Kreide1 Anweisung

gut lesen - arbeiten

Kalk und Gips Weiter geht´s

Experiment 1: Löslichkeit von Kreide und pH-Wert der Lösung

Experiment 2: Kalknachweis in Tafelkreiden Experiment 3: Chromatographie mit

Tafelkreiden Experiment 4: Brennen von Gipstafelkreiden

Experiment 5: Gipshärten – Herstellung von

Farbtafelkreiden

Experiment 6: Kalkbrennen – Kalklöschen – Farbtafelkreiden –

Kalkmörtel Experiment 7: Schlemmprobe 1 Die vollständige Ausführung gibt es unter http://www.bglerch.asn-ktn.ac.at/ .......... button Fächer; button Chemie, button Kreidechemie

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1. Fachdidaktisches Konzept

In dieser Abhandlung werden die wichtigen Alltagsstoffe Kalk und Gips über den unmittelbaren Schüleralltagsbezug zu Kalk- und Gipsschreibkreiden vorgestellt. Den Schülerinnen und Schülern bekannt sind die unterschiedlichen Schreibqualitäten der runden und harten Kalk- sowie der eckigen und weichen Gipsschreibkreiden. Unterrichtsziel ist es nun, mittels dieser Schreibkreidenarten aus Kalk und Gips die für diese wichtigen Stoffe charakteristischen Eigenschaften in Schülerexperimenten zu erarbeiten. Unterscheidung von Kalk und Gips o pH-Wertbestimmung von Kalk- und Gipsaufschlämmungen o die Säureempfindlichkeit des Kalkes und durch den Sulfatnachweis im Gips o das gute Saugvermögen von Gipskreiden mittels eines Chromatographiebeispieles

(vergleichend zur fest gepressten Kalkkreide) o das Brennverhalten von Kalk und Gips (Feuerschutzwirkung von Gipswänden)

Kalkbrennen, Gipsbrennen – 2 unterschiedliche Vorgänge zur Baumaterialaufbereitung - Kalkbrennen: Zersetzung des Carbonats unter CO2 – Abspaltung - Gipsbrennen: Trocknen – entziehen von Kristallwasser

Für die Experimente wurden nicht nur weiße, sondern auch bunte Tafelkreiden verwendet. Inhalt der Experimente: Aufschlämmungen von Kalkkreiden ergeben einen basischen pH-Wert, womit sich die Hautempfindlichkeit durch ständiges „Tafellöschen“ erklärt. Aus zerriebenen und mit fester Zitronensäure vermengten Farbkalktafelkreiden lassen sich beim Versetzen mit Wasser und Spülmittel schöne Farbschäume in Reagensgläsern oder auch für einen schöneren optischen Eindruck in Kelchgläsern herstellen. Gipskreiden sind dazu ungeeignet. Erhitzt man jedoch Stücke davon in einem Reagensglas mit Wasser, so bleibt Gipskreide als Stück erhalten, hingegen Kalkkreide zerfällt unter Kohlendioxidabgabe. Als motivierendes Beispiel für das Erlernen des unterschiedlichen Brennverhalten von Gips und Kalk erwies sich die Herstellung von Farbkreiden. Gipspulver (zerriebene eckige Tafelkreide) wird bei niedriger Temperatur (Kerzenflamme) bloß getrocknet. Hingegen Kreidepulver (zerriebene runde Tafelkreide) wird bei höherer Temperatur (Brennerflamme) „chemisch verändert“. Diese Veränderung bzw. der „Kalkbrennfortschritt“ kann auf einer Fliese oder Tüpfelplatte mittels Universalindikatorlösung überprüft werden. Branntkalk reagiert basisch. Rührt man den gebrannten Gips mit etwas Wasser und Lebensmittelfarbe oder Farbpigmenten an, gießt diese in Pralinenschälchen aus Aluminium2 oder in aus Aluminium selbst angefertigte Formen, so erhält man nach einem kurzen Trocknungsprozess Malkreiden. Die Kalkkreidenherstellung verläuft analog, hingegen der Trocknungsprozess dauert viel länger, das Produkt ist meist bröselig und fühlt sich beim Reiben zwischen den Fingern härter an als Gipskreide. Branntkalk mit Sand und Wasser vermengt, ergibt bekanntlich Kalkmörtel. Auf Schülerwunsch auch gefärbt möglich.

2 Wärmeentwicklung spürbar

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Unterrichtskonzept - Unterrichtsverlauf:

o Instruierender Lehrervortrag o Austeilen von Leittexten – Erarbeitung dieser in Gruppen (Gruppenpuzzle)

Fachliche Grundlagen zu Kalk Fachliche Grundlagen zu Gips

o Gegenseitiges Vorstellen der Lehrinhalte – Lernen durch Lehren o Zusammenfassung durch den Lehrer und Ergebnissicherung o Besprechung der Experiment o Experimentelle Durchführungen und Protokollierung o Dokumentation der experimentellen Ergebnisse auf Plakaten o Anfertigung einer Kreidezeichnung

2. Fachliche Grundlagen (Texte für ein Gruppenpuzzle umformbar) Calciumcarbonat CaCO3 ist Hauptbestandteil des Kalksteins. Ganze Gebirgszüge (z.B. Karawanken, Dachstein usw.) sind aus Kalk aufgebaut. Durch die chemische Reaktion mit einer Säure lässt sich aus Kalk bzw. kalkhaltigem Material Kohlenstoffdioxid freisetzen.

Diese Reaktion dient Geologen zur Erkennung von carbonathaltigem Gestein bei Exkursionen. Dabei wird auf das Material verdünnte Salzsäure aufgetropft. Kommt es hierbei unter Aufschäumen zu Kohlenstoffdioxid-Entwicklung, so enthält die Probe Carbonat.

Calciumcarbonat liegt besonders rein in Marmor, Kreide, Kalkspat oder Calcit und Muschelkalk vor. Wichtig ist auch das Doppelsalz Dolomit. In vielen Kalksorten sind neben Calciumcarbonat noch andere Stoffe (Ton, Eisenoxid) enthalten, die für die Verfärbung des Gesteins verantwortlich sind. Kreide:

- weißer, lockerer feinkörniger Kalkstein (feines, mikrokristallines Sedimentgestein) - entstand aus den Kalkgehäusen von fossilen Kleinlebewesen des Meeres (einzelliger

Algen, einzelliger Tierchen3) - enthält Siliciumdioxid - seine Konsistenz ist halbfest und abmehlend - gewonnen wird Kreide entlang des europäischen Kreidegürtels – von Grossbritannien

über Frankreich bis hin zur Insel Rügen in Norddeutschland; Kreidezonen in Kärnten) [4]

Wegen ihrer Weichheit nimmt man die Kreide auch gern zum Schreiben, deshalb spricht man

auch von Schreibkreide. Kreide ist in feuchtem Zustand sehr schwer, weil viel Wasser adsorbiert wird. Mit zunehmendem Trocknungsgrad wird sie wesentlich leichter. Kalkstein: - ebenfalls biogenen Ursprungs, aber stärker verfestigt als Kreide.

3 Coccolithen und Foraminiferen

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- Gebildet durch Schnecken und Muscheln - die Größe der Kristalle liegt zwischen derjenigen von Kreide und Marmor Kalkspat (Calcit): - das reinste in der Natur vorkommende Carbonat - bildet farblose durchsichtige Kristalle - diese Kristalle zeigen die Eigenschaft der Doppelbrechung: d.h. Buchstaben werden doppelt gesehen („Doppelspat“) Marmor: - dichter, reiner Kalkspat, der aus miteinander verwachsenen Kalkspatkristallen besteht - entstand unter hohem Druck bei hohen Temperaturen in tieferen Erdschichten - Metalloxide sind für die verschiedenen Verfärbungen des Marmors verantwortlich - Reiner Marmor ist schneeweiß (Bildhauermarmor von Carrara, Krastal bei Villach) Dolomit: - gelblich-braunes, körniges Gestein (Dolomiten) - es handelt sich dabei um ein Doppelcarbonat CaCO3 • MgCO3

Muschelkalk:

- dichter, hell- bis dunkelgrauer Kalkstein - wird als Schotter, Splitt oder Baustein benutzt

Die weiche, mehlige Kreide ist im Wasser ein wenig löslich. Deshalb ist das Meer vor Kreidefelsen als Suspension immer milchig trüb. Harter Marmor oder Calcit sind wegen der festen Kristallstruktur (beinahe) unlöslich. Kreidiges Wasser reagiert alkalisch, weil die Calcium- und Carbonat-Ionen mit dem Lösungswasser ein chemisches Gleichgewicht bilden. Dabei entstehen Hydroxid-Ionen.

Das merkt man auch, wenn man viel mit Tafelkreide schreibt und immer wieder feucht die Tafel abwischt. Die Haut wird völlig entfettet und es bedarf einer Menge Hautcreme, um die Haut rückzufetten und so vor Anätzung zu schützen.

Kreide ist aber viel mehr als Kalk Sie hat besondere Stoffeigenschaften, die sie für den Chemiker interessant machen. Kreide hat ein selektives Adsorptionsvermögen für Farbstoffe. Ursache der hohen Adsorptionsfähigkeit ist der durch die Schalen von mikroskopisch kleinen Organismen bedingte Aufbau der Kreide. Mit einem Stück Tafelkreide kann man Farbstoffe wie zum Beispiel die von Pflanzen auftrennen. Das geht aber in letzter Zeit nicht mehr. Die Gründe sind folgende: [1]

• Die Kalkkreiden bestehen aus geriebenem und anschließend fest gepresstem Kalkstein • Die Tafelkreide besteht aus Gips CaSO4 · 2 H2O (über seine Sulfat-Ionen

nachweisbar)

Gips Gips ist ein wasserhaltiges Calciumsulfat, CaSO4·2H2O mit etwa 20 % Wasser, das im Kristallgitter in "Schichten" konzentriert ist. Durch diesen Wechsel von Calciumsulfat und Wasser ist Gips sehr gut spaltbar. Die Ritzhärte liegt bei 2 nach der Mohs´schen Skala . Gips

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kann mit dem Fingernagel geritzt werden. Das Mineral ist farblos-durchsichtig oder weiß, kann aber durch Einschlüsse unterschiedlich gefärbt sein. [5] Im Laufe der Erdgeschichte wurden immer wieder Meeresbecken von den großen Ozeanen abgeschnürt. Waren die Temperaturen hoch genug, so konnten diese Becken austrocknen. Dabei bildeten sich nach einer festen Reihenfolge unterschiedliche Minerale: Zuerst Dolomit, dann Gips und Anhydrit, zuletzt unterschiedliche Kalisalze und Steinsalz. In unseren alpinen Salzlagerstätten (Hall in Tirol, Berchtesgaden, Hallein, Hallstatt, usw.) wurden Gips und Steinsalz während der Gebirgsbildung durchmischt. Das Salz wird durch Wasser herausgelaugt, der Gips bleibt im Berg. Schöne Gipskristalle bilden sich im Ton. Auch manche Wüstenböden enthalten Gips. Mineralhaltiges Wasser steigt auf und verdunstet. Der Gips lagert sich um Sandkörner an. Gips bildet sehr schöne Zwillingskristalle. Verwendung Beim Brennen des Gipssteins, das ein Trocknen des Gipses darstellt, werden bei 130°-165°C Kristallwasseranteile zu ca. 15 Gewichts% entzogen. Wärme

CaSO4 • 2H2O CaSO4 • ½H2O + 1½H20 Je nach Temperatur wird unterschiedlich der Kristallwasseranteil entfernt. z.B. wird aus dem Dihydrat ein Halbhydrat. Dieses Halbhydrat ist in der Lage, durch Zugabe von Wasser wieder in den ursprünglichen Zustand des Dihydrats unter Wärmeabgabe überzugehen. Dieser Vorgang wird als Abbinden bezeichnet. CaSO4 • ½H2O + 1½H20 + H20 CaSO4 • 2H2O + xH20 (Abbinden) Beim Brennen von 120-130°C erhält man den üblichen Gips zum Wände-gipsen. Bei 130-180°C entsteht Stuckgips. Er bindet mit Wasser rasch ab und bildet ein filziges Geflecht feinster Gips-Nädelchen. Die Temperatur von ca. 900°C lässt wasserfreien Estrichgips entstehen, der nur langsam abbindet, aber dafür verwitterungsbeständiger ist (Mörtelgips CaSO4 • CaO). [6] Gips wird seit Jahrtausenden als preiswerter und vielseitiger Werkstoff eingesetzt. Rohgips als meist reinweißes Mineral findet man in ergiebigen unterirdischen Lagern fast überall auf der Welt. Schon die alten Ägypter verwendeten Gips als Mörtelbestandteil beim Bau der Cheops-Pyramide oder zur Grundierung von Wandmalereien. In Europa verhalfen die Römer dem Gips zum Durchbruch: Plastiken wurde ebenso aus Gips angefertigt wie Gipsschienen zur Stabilisierung von Knochenbrüchen. Gips ist auch in unserer modernen Welt ein unverzichtbarer Werkstoff mit einem breiten Anwendungsgebiet. REA-Gips: Rauchgasgips (RauchgasEntschwefelungsAnlage) Ausgangsmaterial der heutigen Gips-(Baustoff)industrie Gips hat hohe Feuerschutzwirkung. Gipswände brennen im Gegensatz zu Kalk nicht. Wegen des Kristallwassers ermöglicht Gips aber das Rosten von Eisen im Baugefüge.

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Experimente Kreidenchemie Für die Experimente wurden folgende Tafelschreibkreiden verwendet: Runde Kreiden = Kalktafelkreide (Marke OMYA), gepresster Kalk) Eckige Kreiden = Gipstafelkreide (REA-Gips) (Beide Tafelkreidearten billiger im Vergleich als Abbauprodukte des Kreidefelsens)

Experiment 1: Löslichkeit von Kreide und pH-Wert der Lösung Materialien: Mörser, Pistill, pH-Papier, pH-Meter, destilliertes Wasser, 2 kleine Bechergläser, Glasstab, Kalk- und Gipstafelkreide Durchführung:

Kreidearten zermörsern In den Bechergläsern mit destilliertem Wasser versetzen, umrühren Mit Universalindikator-Papier prüfen Mit pH-Meter eventuell nachprüfen

Ergebnis: In beiden Bechergläsern bildet sich eine Suspension. Die Kalksuspension regiert basisch (mit pH-Meter 8,7), die Gipssuspension regiert um den pH=7. Experiment 2: Kalknachweis in der Tafelkreide Materialien: Mörser, Pistill, einige Reagensgläser, Reagensglasständer, Kelchgläser4, Spatel, Spritzflasche, runde weiße Kreide bzw. Farbkreiden, Zitronensäure, verdünnte Salzsäure, Spülmittel Durchführung: Variante 1:

Kleine weiße und Farbkreidestücke (1 cm lang) im Mörser zermahlen Kreidemehl mit einem gehäuften Spatel Zitronensäure versetzen und vermengen Die Mischungen in die Reagensgläser füllen Mit 2-3 Tropfen Spülmittel und Wasser aus der Spritzflasche versetzen

Ergebnis: Bunte Schäume steigen in den Reagensgläsern hoch. Ungelöste Kreidebestandteile und Farbpigmente setzen sich am Boden ab. Erklärung: Durch die Wasserzugabe wird die Zitronensäure aktiv und zerlegt den Kalk. Das dabei entstandene CO2 lässt Schaum im beigemengten Spülmittel entstehen. Variante 2:

Kleine weiße und Farbkreidestücke (1 cm lang) im Mörser zermahlen Die verschiedenen Farbkreidepulver in die Reagensgläser füllen Mit 2-3 Tropfen Spülmittel und 2-3 mL verdünnter Salzsäure versetzen

4 75 Cents Shops bieten solche aus Kunststoff an

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Variante 3: Demonstrationsexperiment Kleine weiße und Farbkreidestücke (2 cm lang) im Mörser zermahlen Mit Zitronensäure vermengen (wie bei Variante 1) Die verschiedenen Farbkreidepulver/Zitronensäuremischungen in Kelchgläser geben Mit Spülmittel und Wasser versetzen

Es kann aber auch wie bei Variante 2 mit Salzsäure gearbeitet werden. Essigsäure ist in diesem Experiment nicht sehr wirkungsvoll. Anmerkung: Will man auf die große Schaumbildung verzichten, so kann das Spülmittel weggelassen werden.

Experiment 3: Chromatographie mit Gipstafelkreiden Materialien: Kleine Bechergläser, eckige Gipstafelkreiden, schwarze Tinte (Pelikan), Chlorophyllextrakt (grünes Pflanzenmaterial mit Sand und Aceton versetzen, zerreiben und abfiltrieren) Durchführung:

Die Bechergläser ca. 0,5 cm hoch mit den Farbstoffen füllen Tafelkreide hineinstellen

Ergebnis: Sofort erfolgt die Farbstofftrennung Erklärung: Gips saugt wässrige Farbstofflösungen hoch, gepresste Kalktafelkreiden können dies nicht. Experiment 4: Brennen von Gipstafelkreiden Materialien: Mörser und Pistill, Magnesiarinne oder –schiffchen, Tiegelzange, Gipstafelkreide, Kerze Durchführung:

Die zerriebene Gipstafelkreide in das Magnesiaschiffchen geben Über der Kerze „brennen“ (trocknen)

Gebrannten Gips für Experiment 5 verwenden Experiment 5: Gips härten - Herstellung von Farbtafelkreide Materialien: Pralinenschälchen aus Aluminium (oder aus Alufolie Formen falten), Kunststoffbecher, Wasser, Holzspatel, Lebensmittelfarbe5 oder Farbpigmente aus dem Bastelgeschäft Durchführung:

Gebrannten Gips aus Experiment 4 mit etwas Wasser in den Kunststoffbechern anrühren, mit Farbe versetzen und kräftig mit der Holzspatel umrühren in die Formen gießen Trocknen lassen

Ergebnis: Nach einem Tag kann mit der selbst hergestellten Farbkreide geschrieben werden.

5 Orangetöne sind sehr gut geeignet. Blau- und Grüntöne lassen die fertigen Kreide fast schwarz erscheinen, schreiben aber ihrem ursprünglichen Farbton entsprechend, manchmal pastelltönig

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Experiment 6: Kalkbrennen – Kalklöschen – Farbtafelkreide – Kalkmörtel Materialien: Mörser und Pistill, Magnesiarinne oder –schiffchen, Tiegelzange, Becherglas, Kalktafelkreide, Sand, Pralinenschälchen aus Aluminium, Alufolie, Lebensmittelfarbe oder Farbpigmente, Fliese, Spatel, Universalindikator, Spritzflasche, Brenner Durchführung:

Kalktafelkreide zermörsern und im Magnesiaschiffchen über dem Brenner ca. 5 Minuten erhitzen

Zur Überprüfung des Brennfortschrittes Spatelspitze der Branntkalkprobe auf die Fliese geben mit Wasser und Indikator versetzen (Branntkalk reagiert stark alkalisch) nach dem pH-Wert Test richtet sich die Entscheidung, ob noch weiter gebrannt

werden muss Branntkalk ins Becherglas geben und mit etwas Wasser versetzen Mit Farbstoff versetzen und in Formen gießen (siehe Experiment 5)

oder Sand beimengen, verrühren und in eine Alufolienform gießen trocknen

Ergebnis: Nach einigen Tagen ist die Kalkfarbkreide bzw. Mörtelmasse gehärtet Gipsbrennen ist ein „Trocknen“ des Kristallwassers Kalkbrennen ist ein Zersetzen des Carbonates in CaO und CO2 – chemische Umwandlung Beim Gipshärten wird das fehlende Kristallwasser wieder aufgenommen. Beim Mörtelhärten nimmt Löschkalk CO2 auf und gibt Wasser ab

Brennen

CaCO3 CaO + CO2

Löschen

CaO + H2O Ca(OH)2

Härten

Ca(OH)2 + CO2 CaCO3 + H2O

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Experiment 7: Schlämmprobe Materialien: 2 Reagenzgläser, Reagenzglasständer, Holzklemme, Brenner, destilliertes Wasser, Kalk- Gipskreidestück, Kalkwasser Durchführung:

In Reagensgläser je ein kleines Stück Kalk- bzw. Gipskreide geben und mit Wasser versetzen Erhitzen Nach dem Abkühlen und Absetzen der ungelösten Anteile (eventuell abfiltrieren) den

Reagensgläsern ein paar Tropfen Kalkwasser hinzufügen Ergebnis: Die Kalkkreide zerfällt zu Schlamm, die Gipskreide bleibt im Stück. Kalkwasser bildet im Reagensglas der Kalkkreide einen weißen Niederschlag. Erklärung: Kalkkreide zerfällt beim Erhitzen und spaltet CO2 ab, welches mit dem Kalkwasser Ca(OH)2 zu CaCO3 reagiert Ca(OH)2 + CO2 CaCO3 + H2O Kärtchen ausschneiden: Reaktionsgleichungen legen; Vergrößert auf Plakat, Wandtafel heften (Weiterentwicklung zu einem Dominospiel rund um Kalk und Gips) Kopiervorlage (mehrmals kopieren, aufkleben und ausschneiden)

CaCO3

CaSO4

Ca(OH)2

CO2

CaO

H2O

SO2

2 H2O

1 ½ H2O

½ H2O

Brennen

Löschen

Härten

Trocknen

Kristallwasser

Kalk

Branntkalk

Löschkalk

Kalkwasser

Gips

REA-Gips

½ O2

H2O

CaCO3

CaSO4

Ca(OH)2

CO2

CaO

H2O

SO2

2 H2O

1 ½ H2O

½ H2O

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____________________________________________________________________________Mind-Map anlegen (Erkläre die Zusammenhänge)

CaCO3 CaSO4 . 2H2O

SO2 + H2O + ½ O2

CaO

CO2

H2O

n

CaSO4 . ½ H2O + 1 ½ H2O

Ca(OH)2

Leittext: Kalkkreislauf Warum kann sich Kalkstein auflösen? Leitet man Kohlenstoffdioxid (CO2) in klares Kalkwasser Ca(OH)2, so entstehtNiederschlag von wasserunlöslichem Calciumcarbonat CaCO3. Wird in diese Sweiter CO2 eingeleitet, so reagiert es mit dem Wasser zu Kohlensäure H2CO3. Dmit dem Calciumcarbonat CaCO3 und es entsteht ein anderes Calciumsalz, das Calciumhydrogencarbonat Ca(HCO3)2. Dieses Salz ist wasserlöslich und deshasichtbar. Die Menge dieses Calciumhydrogencarbonats Ca(HCO3)2 ist für unserzuständig Was geschieht im Wassertopf? Wie entstehen Tropfsteinhöhlen? Beim Erhitzen von Leitungswasser (anders gesagt, das ist eine klare Lösung voCalciumhydrogencarbonat Ca(HCO3)2) wird Kohlensäure frei, die in CO2 und zerfällt. Es entsteht wieder ein wasserunlöslicher weißer Niederschlag. Er ist imsichtbar. Er besteht aus Calciumcarbonat CaCO3. Dasselbe geschieht, wenn dieCalciumhydrogencarbonat Ca(HCO3)2 verdunstet, was in den Hohlräumen vonzu schönen Tropfsteinbildung führte

Trocknen

Brenne

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CO2

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TEXTKARTEN (ausschneiden)

Leitet man Kohlenstoffdioxid (CO2) in klares Kalkwasser, so entsteht anfangs

in Niederschlag von wasserunlöslichem

Calciumcarbonat (CaCO3). Wird in diese Suspension weiter

Kohlenstoffdioxid (CO2) eingeleitet, so reagiert es mit dem

Wasser zu Kohlensäure (H2CO3). Dieses reagiert mit dem

Calciumcarbonat (CaCO3) und es entsteht ein anderes

Calciumsalz, das Calciumhydrogencarbonat Ca(HCO3)2.

Dieses Salz ist wasserlöslich und deshalb nicht sichtbar.

___________________________ ausschneiden_______________________________

Beim Erhitzen der klaren Lösung

Von Calciumhydrogencarbonat Ca(HCO3)2.

wird Kohlensäure H2CO3 frei, die

In Kohlenstoffdioxid (CO2) und Wasser zerfällt. Es

entsteht wieder ein wasserunlöslicher weißer Niederschlag. Er

besteht aus Calciumcarbonat CaCO3. Dasselbe

geschieht, wenn die Lösung von

Calciumhydrogencarbonat Ca(HCO3)2 verdunstet.

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Literatur: De Vries, T.; Sauermann, Chr. ; Feuer unter Wasser – Unterwasserfackel aus Wunderkerzen; Chemcon 1/2003 http://www.seilnacht.tuttlingen.com/3.1%20Das%20lebenspraktische%20Ungangswissen http://www.learn-line.nrw.de/angebote/feuerwehr/f5002.htm (6.2.04) Fürst, O.: Champagnerschäume; In: Chemie in unserer Zeit; 1/2003; S 72 Pfeifer, P., Lutz, B., Bader, H.J.; Konkrete Fachdidaktik Chemie; Neubearbeitung 2002; Oldenburg Methodenvielfalt; Unterricht Chemie; 5/99; Heft 53 Martin, Chr.; De Vries, T.; Chemie der Wunderkerzen – ein Thema nicht nur zur Weihnachtszeit; In: Chemcon 1/2004; S 13 Voglhuber, H.: Chemie mit (Tafel)-Kreiden; In: Unterricht Chemie; Heft 78; 5/03 Voglhuber, H.: Low-cost Schülerexperimente für den Schulalltag; In: Plus lucis; 4/2003 http://www.mm.seminarsindelfingen.de/Kurs%20B2/2.Tertial/Tropfsteinhoehlen/Experimente.htm http://www.omya.com/d/calciumcarbonat.htm http://www.chemieunterricht.de/dc2/tip/05_02.htm Internetadressen: fur weitere Informationen http://www.educeth.ch/geographie/leitprog/luftv/docs/lv_s.pdf (Alles über die Atmosphäre und Umweltchemie)