Anorganische Chemie für Schüler/ Druckversion

Anorganische Chemie für Schüler

C. Ziegler und H. Hoffmeister

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Erste Grundlagen

Was ist Chemie? - Eine Experimentalwissenschaft

Der Chemie-Nobelpreisträger Linus Pauling (1954) soll einmal gesagt haben:

Linus Pauling
„Chemie ist die Wissenschaft von den Stoffen, von ihren Eigenschaften und den Umwandlungen, durch die neue Stoffe entstehen.“

Quelle: unbekannt

Betrachtet man zum Beispiel verschiedene Gegenstände, wie Kunststoffbecher, Arzneimittel, Glas, Metalllöffel, Gebäck, Papier, so kommt man schnell zu dem Schluss, dass es Tausende verschiedener Werkstoffe geben muss.

Dabei muss man aber aufpassen, dass man nicht die Eigenschaften der Stoffe betrachtet, die sie nur aufgrund einer bestimmten Form haben: aus Eisen gibt es das scharfe Messer, die elastische Feder, den spitzen Nagel.

Aber was hat das alles mit Chemie zu tun? Das folgende Schema zeigt eine Übersicht über die Bedeutung der Chemie im Alltag.

Mindmap Was ist Chemie?

Zum Verständnis dieser Vorgänge, auch um sie nutzen zu können, führt man Experimente durch.

→ Stoffe vergehen - andere Stoffe entstehen.

→ dazu muss die Chemie Experimente durchführen.

Vorgehensweise beim Experimentieren

Zu Beginn geht man von einer Fragestellung aus, anschließend entwickelt man dazu ein Experiment, um die Frage richtig beantworten zu können. Dann musst Du die Beobachtung, die Du während des Experimentes gemacht hast, aufschreiben und untersuchen, was die Gründe für Deine Beobachtungen sein könnten. Später leitest Du für das Gesehene eine logische Schlussfolgerung ab, welche im besten Fall einen allgemeinen Sachverhalt erklärt oder beschreibt.

Danach stellst Du Dir eventuell zu der vorausgegangenen Fragestellung eine neue, genauere Frage, die Du mit Hilfe eines Experimentes beantworten möchtest, um genauere Werte zu erhalten.

Kurz: Fragestellung/Problemstellung → Experiment → Beobachtung → Schlussfolgerung (→ neue Frage / genauere Frage)

Laborordnung

Schüler dürfen den ................. nur in Begleitung des Fachlehrers betreten. Mäntel, Jacken und Kleider dürfen nicht auf dem ....................... liegen $\Rightarrow$ Brandgefahr" Kleidung mit weiten Ärmeln, Halstücher und Schals sowie lange Haare sind ......................, vor allem wenn eine .......................... in der Nähe ist. Gasgeruch sowie Beschädigungen an Gas- oder elektrischen Steckdosen sowie an Geräten oder anderen Gefahrstellen sind dem Lehrer sofort zu melden. Das Experiment wird vom Lehrer erst .................. , dabei wird zugehört, dann fragt der Lehrer, ob es noch Fragen gibt, erst danach darf man Aufstehen und mit dem Experimentieren anfangen. Die Experimentieranleitungen stets genau beachten. Sie dienen Deiner ........................ . Wenn ein Schüler nicht zuhört, kann er aus ..................................... nicht am Experiment teilnehmen Zu Beginn des Experimentes kontrollieren alle Schüler, ob die .............................. verschlossen sind. Bei allen Versuchen wird die ........................... getragen. Während des Experimentes und auch danach wird am .............. geblieben und aufgepasst. Umherlaufende Schüler stören die anderen und den Lehrer. Außerdem blockieren sie die ............................... ................................und das Essen im Chemieraum sind zu Deinem Schutz verboten Halte niemals Dein ...................... über die Öffnung von Gefäßen! Halte die Öffnung von ................................... stets fern von Mitschülern Wische alle Flüssigkeitsreste gut und gewissenhaft ab! Niemals Chemikalien mischen, ohne vorher den Lehrer zu fragen. Es können unvorhergesehene ............................ stattfinden $\Rightarrow$ große Gefahr! Gieße Flüssigkeiten so aus den Flaschen, dass keine Tropfen am Gefäß herunter laufen (.........................) Nach Versuchsende wird in der Regel erst ........................und ......................... (Reagenzgläser mit der Bürste!). Das heißt nicht, dass die Stunde beendet ist. Danach wird immer der Versuch ausgewertet. Chemikalienreste werden nur nach den Anweisungen des Lehrers ................... Damit alle Freude an den Experimenten haben, reinige alle von Dir benutzten ........................... gründlich Nicht alle Flüssigkeiten dürfen im ........................... entsorgt werden. Das gilt besonders für Säuren! Sie schädigen die Rohre. Auch feste Abfälle gehören nicht in das Waschbecken, hierfür ist der .................. da! Am Ende der Stunde werden die ............................ vom Lehrer "abgenommen", dann wird aufgestuhlt und erst dann ist die Stunde beendet. Bei Unfällen das "Notaus" betätigen, den Raum verlassen und im Sekretariat nachfragen, was zu tun ist. Bei Bedarf, erste Hilfe leisten. Bei Feuer die vorgeschriebenen ................................ benutzen. FÜHRE NICHT SELBSTSTÄNDIG VERSUCHE MIT GEFÄHRLICHEN STOFFEN DURCH!!! DU KÖNNTEST DEN KURZEN KNALL EIN LEBEN LANG BEREUEN.

Laborordnung (Lösungsblatt)

Schüler dürfen den Chemie-Fachraum nur in Begleitung des Fachlehrers betreten. Mäntel, Jacken und Kleider dürfen nicht auf dem Tisch liegen $\Rightarrow$ Brandgefahr! Kleidung mit weiten Ärmeln, Halstücher und Schals sowie lange Haare sind gefährlich, vor allem wenn eine Flamme in der Nähe ist. Gasgeruch sowie Beschädigungen an Gas- oder elektrischen Steckdosen sowie an Geräten oder anderen Gefahrstellen sind dem Lehrer sofort zu melden. Das Experiment wird vom Lehrer erst erklärt, dabei wird zugehört, dann fragt der Lehrer, ob es noch Fragen gibt, erst dann darf man Aufstehen und mit dem Experimentieren anfangen. Die Experimentieranleitungen stets genau beachten. Sie dienen Deiner Sicherheit. Wenn ein Schüler nicht zuhört, kann er aus Sicherheitsgründen nicht am Experiment teilnehmen Zu Beginn des Experimentes kontrollieren alle Schüler, ob die Gashähne verschlossen sind. Bei allen Versuchen wird die Schutzbrille getragen. Während des Experimentes und auch danach wird am Tisch geblieben und aufgepasst. Umherlaufende Schüler stören die anderen und den Lehrer. Außerdem blockieren sie die Fluchtwege. Geschmacksproben und das Essen im Chemieraum sind zu Deinem Schutz verboten. Halte niemals Dein Gesicht über die Öffnung von Gefäßen! Halte die Öffnung von Reagenzgläsern stets fern von Mitschülern. Wische alle Flüssigkeitsreste gut und gewissenhaft ab! Niemals Chemikalien mischen, ohne vorher den Lehrer zu fragen. Es können unvorhergesehene Reaktionen stattfinden $\Rightarrow$ große Gefahr! Gieße Flüssigkeiten so aus den Flaschen, dass keine Tropfen am Gefäß herunter laufen (Barkeeperdreh) Nach Versuchsende wird in der Regel erst aufgeräumt und abgewaschen (Reagenzgläser mit der Bürste!). Das heißt nicht, dass die Stunde beendet ist. Danach wird immer der Versuch ausgewertet. Chemikalienreste werden nur nach den Anweisungen des Lehrers entsorgt. Damit alle Freude an den Experimenten haben, reinige alle von Dir benutzten Gegenstände gründlich. Nicht alle Flüssigkeiten dürfen im Waschbecken entsorgt werden. Das gilt besonders für Säuren! Sie schädigen die Rohre. Auch feste Abfälle gehören nicht in das Waschbecken, hierfür ist der Mülleimer da! Am Ende der Stunde werden die Arbeitsplätze vom Lehrer „abgenommen“, dann wird aufgestuhlt und erst dann ist die Stunde beendet. Bei großer Gefahr oder Unfällen das „Notaus“ betätigen, den Raum verlassen und im Sekretariat nachfragen, was zu tun ist. Bei Bedarf, erste Hilfe leisten. Bei Feuer die vorgeschriebenen Fluchtwege benutzen FÜHRE NICHT SELBSTSTÄNDIG VERSUCHE MIT GEFÄHRLICHEN STOFFEN DURCH!!! DU KÖNNTEST DEN KURZEN KNALL EIN LEBEN LANG BEREUEN.

Wesentliche Eigenschaften von Stoffen

Wenn man einzelne Stoffe genau im Experiment untersucht, stellt man fest, dass sie sich oft in mehreren Punkten unterscheiden.

Diese Tabelle beschreibt die Eigenschaften der Stoffe. Im Experiment verändern sie sich allerdings. Z. B. durch Verbrennen oder Auflösen in Wasser können sich die Eigenschaften verändern.

Eigenschaften	Kohlenstoff	Eisen	Schwefel	Zucker
Farbe:	schwarz	silbrig, glänzend	zitronengelb	weiß
Zustand:	Feststoff	Feststoff	pulvriger Feststoff	pulvriger, kristallartiger Feststoff
Geruch:	kein Geruch	kein Geruch	kein Geruch	kein Geruch
Sonstiges:	nicht magnetisch	magnetisch	nicht magnetisch	nicht magnetisch
	Graphit leitet den elektrischen Strom	leitet den elektrischen Strom	leitet den elektrischen Strom nicht	leitet den elektrischen Strom nicht
	wasserunlöslich	wasserunlöslich	wasserunlöslich	wasserlöslich
	spröder Feststoff	dehnbar / biegsam	spröder Feststoff	spröder Feststoff

Solche Eigenschaften sind:

Farbe, Geruch, Geschmack, Löslichkeit, Brennbarkeit, Leitfähigkeit, Dichte und viele andere.

Damit die Stoffe voneinander unterschieden werden können, müssen sie durch nachprüfbare Eigenschaften exakt beschrieben werden. Zwei verschiedene Stoffe können nicht in allen Eigenschaften gleich sein.

Einige Eigenschaften scheinen sich auch zu ändern. So kann z. B. Wasser in drei verschiedenen Aggregatzuständen auftreten: Eis, Wasser, Wasserdampf.

Gold und Silber

Die Vorgänger der heutigen Chemiker hießen im Mittelalter Alchimisten. Die Alchimie war von der Idee der künstlichen Umwandlung von unedlen Metallen zu Gold getrieben. Viele Herrscher ließen Alchimisten für sich arbeiten und hofften, durch die Entdeckung des „Steins der Weisen“ Gold herstellen zu können. Abgesehen von ein paar Zaubertricks gelang das allerdings niemandem. Gold kann nicht einfach so hergestellt werden. Mancher Alchimist bezahlte für diesen Misserfolg mit dem Leben.

In diesem Versuch wirst Du lernen, wie man Gold und Silber herstellen und reich werden kann.

Versuch 1 – „Silber“ herstellen

Geräte 2 Bechergläser, Uhrglas, Bunsenbrenner, Stativtischchen

Chemikalien Kupfermünze, Natronlauge, Zinkstaub, Wasser

Versuchsdurchführung Einige blanke Kupfermünzen werden in ein Becherglas gelegt und mit konzentrierter Natronlauge übergossen. Man fügt dann eine winzige Menge Zinkstaub hinzu und schließt das Becherglas mit einem Uhrglas. Dann erhitzt man alles mit kleiner Bunsenbrennerflamme etwa 5 Minuten lang und bringt das Gemisch zum Sieden. (Vorsicht: Lauge spritzt und ätzt ⇒ unbedingt eine Schutzbrille aufsetzen)

Nach einigen Minuten wird die Flamme abgestellt und man gießt die erkaltete Lösung in ein anderes Gefäß ab, so dass die Münzen im ersten Becherglas bleiben. Die Münzen werden nun abgespült und anschließend mit einem Tuch poliert und genau beobachtet.

Zeichnung vom Versuchsaufbau:

Versuchsaufbau Herstellung Verzinken

Beobachtung	Schlussfolgerung
die Lauge kocht und brodelt	$\Rightarrow$ Nicht nur Wasser kann kochen, auch andere Flüssigkeiten kochen. Chemiker nennen diesen Vorgang auch „sieden“.
die Münze färbt sich silbrig	$\Rightarrow$ Das Zinkpulver setzt sich auf der Münze fest und färbt sie silbrig. Die Natronlauge hat dabei die Aufgabe, Schmutz und Fett auf der Münze zu lösen, damit sich möglichst überall das Zinkpulver festsetzen kann.

Zusatzinfo zur Verzinkung

Das Verzinken wird fast überall eingesetzt, wo mit reinem Eisen gearbeitet wird. Da Eisen rostet, möchte man es vor Wasser und Sauerstoff schützen, so dass es nicht rosten kann. Diesen Schutz bietet z. B. eine Zinkschicht. Mögliche Einsatzbereiche sind z. B. das Verzinken von Autoblechen, Brückenpfeilern, Geländern, Zäunen, Werkzeugen usw.

Versuch 2 – „Gold“ herstellen

Geräte: Tiegelzange und Bunsenbrenner

Durchführung

Die Münzen aus V1 werden sehr kurz in die rauschende Brennerflamme gehalten und gewendet, bis sich ihre Farbe ändert.

Versuchsaufbau

Versuchsaufbau der Herstellung von Messing

Beobachtung	Schlussfolgerung
Die Münze wird „vergoldet“	Zink und Kupfer verschmelzen miteinander. Es ist ein neuer Stoff entstanden. Es hat sich Messing gebildet.

Zusatzinformationen

Messing ist eine Legierung (Metallmischung) aus Kupfer und Zink. Es ist schon seit dem dritten Jahrtausend v. Chr. bekannt. Seither wurden daraus hauptsächlich Gefäße, Schmuck und Kunstgegenstände hergestellt.

Auch heute wird Messing wegen seiner goldähnlichen Farbe für Verzierungen und Beschläge verwendet. Viele Blechblasinstrumente und Teile von Holzblasinstrumenten werden aus Messing gefertigt. Man nutzt auch seine gute elektrische Leitfähigkeit und seine Stabilität aus. So sind z. B. oft Antennen und Hohlleiter aus Messing gefertigt. Häufig wird es auch wegen seiner guten Beständigkeit gegen Rost für Badezimmerarmaturen eingesetzt.

Eigenschaften

• rötlich glänzendes Metall (je nach Mischungsverhältnis variiert die Farbe von goldorange (bei hohem Kupferanteil) bis hellgelb)
• härter als reines Kupfer
• schmilzt bei ca. 900–925 Grad Celsius (hängt von der Mischung ab)
• Dichte: ca. 8,3 g/cm³
• unmagnetisch

Messing weist Ähnlichkeiten mit Bronze auf. Bronze ist eine Kupfer-Zinn-Legierung. Bei chemischen Versuchen passiert eine ganze Menge, aber was genau unterscheidet sie eigentlich von physikalischen Versuchen? Untersuche im Unterricht verschiedene Alltagsgegenstände und versuche dann, sie zu entzünden. Der Pfeil → bedeutet übrigens „daraus folgt“.

Versuch	Beobachtung			Schlussfolgerung
Erhitzen von	Ausgangsstoff	Endstoff	Sonstiges
Magnesiumband	silbrig glänzender Feststoff biegsam	weißer Feststoff spröde	weißer Rauch und hell gleißende Flamme	Stoff hat sich verändert → Chemie
Kerzenstummel	rot fest wachsartig	keine Veränderung	schmilzt	Physik
Rübenzucker	weiß kristallin	schwarze feste Masse brennbarer weißlicher Rauch	brenzliger Geruch enorme Volumenvergrößerung	Veränderung → Chemie
Kupfer	metallisch glänzend rotbrauner Feststoff biegsam	schwarzer Feststoff spröde	kurzzeitig grüne Flamme	Veränderung → Chemie
Magnesium	metallisch glänzend silbriger Feststoff biegsam	weißer Feststoff spröde	weißer Rauch starkes Aufglühen	Veränderung → Chemie
Zink	metallisch glänzend silbriger Feststoff biegsam	metallisch glänzend silbriger Feststoff biegsam		Physik

Beobachte und zeichne die Kerzenflamme mit ihren verschiedenen Temperaturzonen. Damit Du weißt, welche Zone die heißeste ist, führe anschließend folgende Versuche durch:

1. Versuch: Streichholz auf Dochthöhe

2. Versuch: Zwei Streichhölzer

Versuchsaufbau Kerzenflammen-Temperatur

Zeichne nun die heißeste Stelle ein und dann die Temperaturunterschiede in Deine Zeichnung ein. Kannst Du die Unterschiede erklären?

Im Flammenkern............................................................................................................................................... ...........................................................................................................................................................................

Im Flammenmantel............................................................................................................................................ ...........................................................................................................................................................................

Im Flammensaum ............................................................................................................................................. ...........................................................................................................................................................................

3. Versuch: Springende Flamme:

Lösche die Kerzenflamme und nähere Dich mit brennendem Streichholz. Was passiert?

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Aufgaben

1. Woraus besteht der Kern der Flamme?
2. Welcher Vorgang läuft im äußersten Bereich der Flamme (Saum) ab?

Versuchsaufbau Warum brennt eine Kerze?

Die Kerzenflamme hat ihre heißeste Stelle an ihrer Spitze, da dort die optimale Mischung aus Brennstoff und Sauerstoff vorliegt.

Der Kern wird von Luft abgeschirmt, deshalb kann hier keine Luft zu treten, und der Wachsdampf kann nicht optimal verbrennen.

Im Mantel wird das verdampfte Wachs durch die Hitze zersetzt, es entstehen Rußteilchen und brennbare Gase. Allerdings ist der Mantel noch geringfügig durch den Saum abgeschirmt.

Im Saum können Rußteilchen und Gase optimal verbrennen.

Bunsenbrenner

Im inneren Flammenkegel ist die Flamme am heißesten, da dort die optimale Mischung von Erdgas und Sauerstoff vorliegt
→ optimale Verbrennung

Was brennt eigentlich an der Kerze - Wachs oder Docht? Mache doch mal den Versuch und entzünde ein Stück Wachs oder einen Wollfaden. Welcher von beiden brennt wie die Kerze?

Versuch	Beobachtung	Schlussfolgerung
Verbrennen des Dochtes	Docht glimmt, brennt aber nicht	Docht alleine brennt nicht
Versuche ein Wachsstück an Kerze zu entzünden	Wachs schmilzt, brennt nicht	festes Wachs brennt nicht
Kerze am Docht anzünden	lässt sich entzünden	Wachsgase brennen

Beweis durch Annähern eines Streichholzes an eine gerade erloschene Kerze!

→ Entzündung, obwohl der Docht nicht berührt wird.

V: Wir befestigen ein engmaschiges Kupferdrahtnetz, welches horizontal zwischen zwei Stativen befestigt ist, über einem Bunsenbrenner und entzünden die Flamme jedoch oberhalb des Netzes.

B: Ist das Netz groß und feinmaschig genug, brennt das Gas nur oberhalb. Benutzt man für diesen Versuch ein weitmaschiges Netz, kann man beobachten, dass, nachdem das Netz zu glühen beginnt, die Flamme auch nach unten durchschlägt.

S: Das Kupfer leitet die Wärme ab und das Gas unterhalb des Netzes kommt so nicht auf die nötige Temperatur, um sich zu entzünden.
Je nach verwendetem Netz wird dieses so heiß, dass auch unterhalb die Zündtemperatur erreicht wird.

Der Versuch lässt sich auch ergänzen, indem man das Netz nicht fixiert, sondern es an einem Halter befestigt und diesen in die Hand nimmt (Schutzhandschuhe nicht vergessen). Bewegt man das Netz leicht nach unten auf die Flamme zu, so wird sie aus demselben Grund wie bereits beschrieben "gestaucht". Problem der Naturwissenschaftler: Wie kann man die Masse von Stoffen miteinander vergleichen, wenn zwei Körper nie die gleiche Form haben?

Wie kann man zwei Körper unterschiedlicher Form hinsichtlich ihres Gewichtes vergleichen? Eigentlich gar nicht! Man muss das Volumen mit in Betracht ziehen, sonst könnte man meinen, Kohle sei schwerer als Blei, nur weil man ein großes Stück Kohlenstoff mit einem kleinen Bleiwürfel vergleicht

Lösung: Wir berechnen das Volumen eines Körpers mit ein, indem wir die Masse durch das Volumen teilen. Man erhält so die Dichte. Die Dichte ist eine Stoffeigenschaft.

Bestimmung der Dichte von Aluminium in drei Schritten

Zur Bestimmung der Dichte muss man die Masse und das Volumen eines Körpers bestimmen:

1. Bestimmung der Masse eines Aluminiumwürfels:

Waage: 2,7 g

2. Bestimmung des Volumens (zwei Wege sind möglich):

Weg 1: Bestimmung des Volumens durch Messen der Kantenlänge: 1 cm³

Weg 2: Bestimmung des Volumens durch Wasserverdrängung: 1 ml, das entspricht 1 cm³

3. Berechnung der Dichte:

${\text{Dichte}}={\frac {\text{Masse}}{\text{Volumen}}}={\frac {m}{V}}\quad \Rightarrow \quad [\rho ]={\frac {\mathrm {g} }{\mathrm {cm} ^{3}}}$

→ Die Dichte von Al beträgt 2,7 g/cm³

Manchmal wird die Dichte auch als spezifisches Gewicht ausgedrückt.

Aufgaben

1. Wie kann man die Dichte berechnen?
2. Wie kann man die mittlere Dichte eines Körpers bestimmen? Schlage ein Experiment vor (Tipp: Badewanne)
3. Betrachte die Dichtetabelle. Aus welchen Materialien würdest Du umweltfreundlichere Autos bauen? Warum?
4. Stoffe dehnen sich beim Erwärmen aus. Hat das einen Einfluss auf die Dichte?

Dichtetabelle

Diese Tabelle gibt die Dichte einiger Stoffe und Elemente bei Normaldruck an.

Stoff	Dichte in g/cm3	Stoff	Dichte in g/cm3
Osmium	22,6	Schwefel	2,1
Platin	21,5	Phosphor	1,8
Gold	19,3	Magnesium	1,8
Uran	18,7	Meerwasser	1,025
Quecksilber	13,6	Wasser	0,99
Blei	11,3	Eis	0,91
Silber	10,5	Kalium	0,86
Kupfer	8,9	Alkohol	0,79
Eisen	7,8	Benzin	0,68
Zinn	7,3	Sauerstoff	0,0013
Zink	7,1	Stickstoff	0,0012
Chrom	6,9	Luft	0,0012
Kohlenstoff	3,5	Neon	0,00084
Aluminium	2,7	Helium	0,00017
Silizium	2,3

1. Wie unterscheidet sich Chemie von anderen Naturwissenschaften?
2. Nenne mind. 10 Punkte der Laborordnung, die Deinem Schutz dienen.
3. Was brennt nun eigentlich, wenn du eine Kerze angezündet hast? Beschreibe, welche Aufgabe der Docht bei der Kerze hat.
4. Die folgenden Sätze beschreiben, was beim Anzünden einer Kerze geschieht. Leider sind sie durcheinander geraten. Wie muss die richtige Reihenfolge lauten?

   a) Am Docht befindet sich festes Wachs. Es brennt nicht.

   b) Der Wachsdampf entzündet sich und beginnt zu brennen.

   c) Das flüssige Wachs steigt im Docht nach oben (ähnlich wie Tinte im Löschpapier).

   d) Der Wachsdampf erreicht seine Entzündungstemperatur.

   e) Wenn man eine Streichholzflamme an den Docht hält, wird das Wachs erhitzt und schmilzt.

   f) Das Wachs beginnt zu sieden und verdampft.

5. Nenne Eigenschaften der folgenden Elemente: Eisen, Schwefel, Kupfer, Zink, Kohlenstoff, Magnesium.
6. Beschreibe, wie man Metalle verzinken kann und beschreibe dann, wie man Messing herstellt.
7. Was muss man beachten, um sich vor Natronlauge zu schützen?
8. Nenne Kennzeichen von chemischen Reaktionen.
9. Vergleiche die Flammen von Brenner und Kerze. Nenne verschiedene Eigenschaften und die Gründe dafür.
10. Wiederhole die Regeln zum Bestimmen der Dichte.
11. Wie ist die Einheit der Dichte? Gib sie bei allen Rechnungen mit an!
12. Wie viel cm³ entsprechen einem 1ml Wasser?
13. Wie schwer ist ein Kupferwürfel mit dem Volumen von 1,55 ml? Wie schwer ist ein vergleichbarer Bleiwürfel?
14. Um welchen Faktor ist das Schwermetall Blei schwerer als das Leichtmetall Aluminium?
15. Wie kann man die mittlere Dichte Deines Körpers bestimmen? Schlage ein Experiment vor (Tipp: Badewanne).
16. Aus welchen Materialien würdest Du umweltfreundlichere Autos bauen? Warum?

Einteilung chemischer Reaktionen

Die Vereinigung

Ein wissenschaftlicheres Wort für Vereinigung ist Synthese.

Die Trennung von Eisen und Schwefel

Oft sind in der Natur und auch im Haushalt Stoffe nicht rein, sondern vermischt. Kann man das wieder rückgängig machen? Wie kann man ein Gemisch trennen? Wenn Du kurz überlegst, fallen Dir sicherlich viele Methoden ein.

Mischung und Trennung von Eisen und Schwefel

Drei mögliche Methoden, mit denen sich Eisen- und Schwefelpulver trennen lassen:

1. Trennung durch einen Magneten unter einem Blatt Papier
2. Trennung durch unterschiedliche Schwimmeigenschaften in Wasser (schwierig!!!)
3. Sortieren, nach Farbe, Körnchengröße und Struktur

• 

  Schwefel

• 

  Eisen-Schwefel-Gemisch

• 

  Eisensulfid

Abwandlung des Experiments: Reaktion von Eisen mit Schwefel

Versuchsbeschreibung
Entzündung mit glühendem Nagel oder einer Stricknadel

Beobachtung
Selbstständiges Durchglühen, es bildet sich ein schwarzes, festes Produkt

Test auf weitere Eigenschaften

• höhere Dichte als Wasser
• das Produkt ist nicht mehr magnetisch

Schlussfolgerung
Die neuen Eigenschaften zeigen, dass ein völlig neuer Stoff entstanden ist. Dieser Stoff ist nicht Eisen und nicht Schwefel, sondern komplett neu! Er wird nach seinen Ausgangsstoffen benannt: „Schwefeleisen“ oder auch Eisensulfid.

Er war vorher nicht dort, er ist erst entstanden. Eisen und Schwefel sind nicht mehr vorhanden!

Eisen + Schwefel → Eisensulfid + Energie

Vereinigung von Kupfer mit Schwefel

Versuchsbeschreibung

1. Gib in ein Reagenzglas 2 Spatelspitzen Schwefel und spanne es fast waagerecht ein. Schiebe einen 1 cm • 5 cm langen Kupferstreifen bis zur Mitte in das Reagenzglas und verschließe es locker mit Glaswolle.
2. Erhitze zuerst das Kupferblech und bringe dann den Schwefel zum Sieden, so dass der Schwefeldampf über das heiße Kupferblech streicht.
3. Untersuche nun die entstandene Substanz. Notiere Beobachtung und Schlussfolgerung im Heft.

Ergebnis des Versuches in Natura

Beobachtung
Das Kupferblech glüht → Energie wird frei. Das Endprodukt ist ein blau-grauer, brüchiger Stoff

Schlussfolgerung
Kupfer und Schwefel haben sich zu einem neuen Stoff, dem Schwefelkupfer, mit chemischen Namen Kupfersulfid, vereinigt. Die Verbindung Kupfersulfid ist ein blaugrauer, poröser und brüchiger Stoff.

Kupfer + Schwefel → Kupfersulfid + Energie

Vereinigung von Kupfer und Schwefel

Zersetzung von Wasser

Wenn sich ein Stoff zersetzt, nennen wir es zukünftig Analyse.

Versuchsbeschreibung
Im Hofmannschen Zersetzungsapparat (= Dreischenkelgerät) wird Wasser unter etwa 12 V Spannung gesetzt und die Produkte werden untersucht.

Zersetzung

Beobachtung	Schlussfolgerung
2 Gase entstehen im Verhältnis 1:2	→ Aus Wasser bilden sich zwei neue Stoffe
Die Menge des Wassers nimmt ab	→ Das Wasser ist der Ausgangsstoff der Reaktion, das in Gas        umgewandelt wird.
Gas 1 zeigt eine positive Knallgasprobe	→ Es ist Wasserstoff entstanden
Gas 2 zeigt eine positive Glimmspanprobe	→ Es ist Sauerstoff entstanden
Wird der Strom ausgeschaltet, findet keine Reaktion mehr statt	→ Die Reaktion benötigt Energie zum Ablaufen

Wasser + E → Sauerstoff + Wasserstoff

Zusatzinformation

Vielleicht hast Du schon mal die chemische Formel H₂O gehört. Sie ist die Formel von Wasser. In einem späteren Kapitel wirst Du mehr darüber lernen.

Die Zersetzung von Quecksilberoxid

Der folgende Versuch ist für die Schule ungeeignet, da im Verlauf ein sehr giftiger Stoff entsteht.

Theoretischer Versuch: Erhitzen von Quecksilberoxid. Das entstehende Gas wird in einem mit Wasser gefülltem Reagenzglas aufgefangen (pneumatisch).

Zersetzung von Quecksilberoxid

Beobachtung	Schlussfolgerung
beim Erhitzen entstehen Gasblasen die spätere Glimmspanprobe ist positiv	→ Sauerstoff ist entstanden
silbrig glänzende Tröpfchen am oberen Ende des Reagenzglases (dort wo es noch kälter ist)	→ Es ist das Metall Quecksilber entstanden

Quecksilberoxid besteht aus zwei Elementen: Quecksilber und Sauerstoff. Quecksilber ist ein grauer Stoff, der sich nach dem Erhitzen am kalten Reagenzglasrand absetzt.

Spaltung Quecksilber

Quecksilberoxid	+	E	→	Quecksilber	+	Sauerstoff
Reinstoff	+	E	→	Reinstoff	+	Reinstoff
Verbindung	+	E	→	Element	+	Element

Quecksilber selbst kann durch keinen weiteren Versuch zersetzt werden.

Die Zersetzung von Silbersulfid

Ein ähnlicher Versuch ist durch das Erhitzen von Silbersulfid ('Schwefelsilber') möglich. Kannst Du ihn erklären?

Vor der Reaktion:

vor der Reaktion

Nach der Reaktion sieht das Glasrohr folgendermaßen aus:

nach der Reaktion

Auflösung:

Beobachtung
Schwefelsilber ist ein grau/schwarzer Stoff, der in einem Rohr zur Reaktion gebracht wird. Dabei entsteht aus ihm Schwefel und Silber. Das Schwefel setzt sich am kalten Glasrand ab, das Silber bleibt wegen seiner hohen Dichte am Glasboden liegen.

Schlussfolgerung
Beim Erhitzen zerfällt Schwefelsilber in seine Elemente Silber und Schwefel. Man spricht auch von einer „thermischen Zersetzung“.

Berzelius neue „Geheimschrift“

Alchemisten hatten im Mittelalter oft die Aufgabe Gold herzustellen. Sie waren dazu auf der Suche nach dem so genannten „Stein der Weisen“, welcher auch ewiges Leben versprach. Damit niemand die "Geheimnisse" der Alchemisten stehlen konnte, notierte jeder von ihnen seine Ergebnisse in einer anderen Geheimschrift. Da Alchemisten zwar kein Gold herstellen konnten, aber oft unglaubliche und eindrucksvolle Experimente durchführten, glaubten viele Menschen, dass die Chemie Hexerei sei und hatten Angst davor.

Der Schwede Jöns Jakob Freiherr von Berzelius (1779-1848) führte sehr umfangreiche und für die damalige Zeit extrem genaue Experimente durch. Er wusste dadurch, dass es eine Vielzahl von Stoffen gab und er nannte alle Reinstoffe, die nicht durch eine Vereinigung entstanden sind, Elemente. Stoffe die durch eine Vereinigung entstehen, nannte er Verbindung. Er bestimmte die für Elemente noch heute gültige und wichtige Definition:

Durch diese genaue Definition war es ihm möglich, sogar drei neue chemische Elemente, Cer , Selen und Thorium zu entdecken und die Elemente Silizium, Zirkonium und Titan als Erster in reiner Form zu isolieren.

Damit alle Chemiker davon profitieren konnten, führte er zur Vereinheitlichung das heute übliche System der chemischen Formelzeichen ein, bei dem jedes Element durch einen oder zwei Buchstaben des Alphabets symbolisiert wird. Bei Symbolen mit zwei Buchstaben wird, um Verwechslungen zu vermeiden, der Zweite grundsätzlich klein geschrieben. Nun konnten auch nicht-Chemiker diese Schrift verstehen und Einblick in die neue Wissenschaft haben. So verdiente sich Berzelius die Ehre, kein Alchemist mehr gewesen zu sein, sondern vielmehr der Begründer der modernen Chemie.

Beispiele für Berzelius neue „Schrift“:

Elementname	Symbol	Ursprung		Elementname	Symbol	Ursprung
Wasserstoff	H	Hydrogenium		Aluminium	Al	Aluminium
Sauerstoff	O	Oxygenium		Gold	Au	Aurum
Kohlenstoff	C	Carboneum		Silber	Ag	Argentum
Stickstoff	N	Nitrogenium		Quecksilber	Hg	Hydrargyrum
Schwefel	S	Sulfur		Blei	Pb	Plumbum
Kupfer	Cu	Cuprum		Magnesium	Mg	Magnesia
Eisen	Fe	Ferrum		Phosphor	P	Phosphorium

Aufgaben:

1. Lies den Text und unterstreiche mit einem Bleistift alle Schlüsselwörter mit einer Wellenlinie, alle Nebeninformationen mit einer geraden Linie.
2. Lies den Text nochmals durch, wenn Du keine Änderungen mehr an Deinen Schlüsselwörtern und den Nebeninformationen hast, kennzeichne die Schlüsselwörter mit einem Textmarker und unterstreiche die Nebeninformationen mit einer feinen roten Linie.
3. Erstelle einen Spickzettel mit den 10 wichtigsten Schlüsselwörtern (und Zeichnungen/ Skizzen)
4. Übe mit Deinem Spickzettel einen freigesprochenen Vortrag zu halten
5. Überlege Dir, warum Berzelius eine „Kurzschreibweise“ eingeführt hat. (Tipp: Welchen Sinn haben Abkürzungen im Straßenverkehr)
6. Warum hatten die Elemente damals oft einen lateinischen oder griechischen Namen?

Zusammenfassung: Gemisch - Reinstoff - Element - Verbindungen

Reinstoffe	waagerechte Pfeile 1	Gemisch
Eigenschaften von Reinstoffen Jeder noch so kleine Teil besitzt alle Eigenschaften des Stoffes. Das heißt: alle Teilchen dieses Stoffes sind gleich! zum Beispiel: reiner Zucker reines Kochsalz	senkrechte Pfeile	Eigenschaften eines Gemisches Jeder einzelne Bestandteil eines Gemisches ist einem der beiden ursprünglichen Reinstoffe zuzuordnen und hat dessen Eigenschaften. Beispiele sind: Schwefel / Eisen; Mineralwasser/ Kohlensäure Kakao = Schokolade/ Fett/ Milch/ Wasser Kaffee/ Wasser
Eigenschaften von Elementen Elemente sind nicht zersetzbar		Eigenschaften von Verbindungen Verbindungen wie zum Beispiel Schwefeleisen Schwefelsilber Quecksilberoxid sind zersetzbar.
Element	waagerechte Pfeile 2	Verbindung

Aufgaben

1. Lies den Text in der Tabelle aufmerksam und vervollständige die folgenden Sätze:

   a) Die Trennung eines ............... ist mit einfachen physikalischen Methoden möglich.

   b) Ein ................ kann nicht mehr in zwei Reinstoffe zersetzt werden.

   c) Die ........................ funktioniert nur bei Verbindungen.

   d) Bei der Vereinigung zweier Reinstoffe entsteht eine ........................... .

   e) Die Trennung (Zersetzung) einer Verbindung ist nur mit ....................... Mitteln möglich.

   f) Zerkleinert man ein Gemisch, so findet man mindesten zwei verschiedene ........................... .

   g) Ein Element ist ein Reinstoff, der nicht weiter ...................... werden kann.

2. 2. Beispiele aus der Chemie:

   a) Schwefel und Eisen vereinigen sich zu ....................... .

   b) Zersetzt man Silberschwefel so entstehen ................. und .................... .

   c) Die Verbrennung von Kohle ist eine ...................... von Kohlenstoff und Sauerstoff.

   d) Kakao ist ein Gemisch aus ................., ..................., ..................... und ....................... .

   e) Mineralwasser mit Sprudel ist ein ................... aus Kohlenstoffdioxid und Wasser.

3. Schlage in Deinem Chemieheft alle bisher benutzen Chemikalien nach und trage sie in Dein Heft in eine Tabelle ein. Unterstreiche dann alle Stoffe mit den folgenden Farben:

   Gemische in gelb, Verbindungen in grün, Reinstoffe in blau und Elemente in rot

Stoff	Zersetzungsprodukt	Weiter zersetzbar?
Rohrzucker	Zuckerkohle, Qualm	nein
.....	.....	.....

Karteikarten erstellen

Erstelle zum Lernen eigene Karteikarten mit den bisher genannten Definitionen und Zeichnungen.

Folgende Begriffe sollten dabei auf keinen Fall fehlen:

• Element
• Vereinigung,
• Zersetzung,
• Elementsymbole,
• Reinstoff,
• Aggregatzustände
• Gemisch
• Trennungsmethoden

Ein Element ist ein Stoff, der aus gleichen Atomen besteht.

Wiederholungsfragen Kapitel 2

1. Nenne Merkmale von chemischen Reaktionen und entscheide, ob eine in den Beispielen eine solche vorliegt:

   a) Wäsche bei 40°C waschen

   b) eine CD zerbrechen

   c) eine CD schmelzen

   d) Holz im Kamin entzünden

2. Erkläre die Begriffe Vereinigung und Zersetzung und nenne für beide Reaktionen je zwei Beispiele.
3. Was ist der Unterschied zwischen einer Vereinigung (von z. B. Eisen und Schwefel) und dem Mischen (von z. B. Eisen und Schwefel)?
4. Was ist der Unterschied zwischen einer Zersetzung und dem Trennen?
5. Nenne Stationen im Leben von Berzelius.
6. Erkläre mit Deinen Worten den Vorgang der Vereinigung. Warum ist ein Gemisch nicht vereinigt?
7. Eine Testfrage lautete: Wie kann man feststellen, ob sich Silber und Schwefel in einer Reaktion tatsächlich vereinigt habe? (5P)

   Ein Schüler schreibt dazu: „Wenn sich Silber und Schwefel zu Silbersulfid vereinigen, kann man es leicht zeigen, indem man beide Stoffe in Wasser gibt. Silber schwimmt nicht und Schwefel schwimmt. Durch diese Trennung ist beweisen, dass beide Stoffe in Silbersulfid enthalten sind.“

   Wie viele Punkte würdest Du dem Schüler geben? Begründe Deine Meinung?
   

Anorganische Chemie für Schüler

Erforschen des Verbrennungsvorgangs

Erforschung des Verbrennungsvorgangs: Vereinigung oder Zersetzung?

Die Verbrennung von Brennstoffen ist ein chemischer Vorgang, der für die Menschheit schon immer einer der wichtigsten war. Erst durch die Entdeckung des Feuers konnte eine Zivilisation sich entwickeln. Auf den folgenden Seiten wirst Du viel Neues über das Feuer (welches ja im Altertum noch als Stoff, sogar als Element verstanden wurde) und den Verbrennungsvorgang lernen. Zuerst beschäftigen wir uns mit der Frage, ob eine Verbrennung eine Vereinigung oder eine Zersetzung ist. Dazu schauen wir uns die Masse vor und nach der Reaktion an und ziehen Schlussfolgerungen.

Würde man die Masse bei einer Verbrennung untersuchen, so wären drei theoretische Ergebnisse denkbar:

Massenzunahme → Vereinigung

Massenabnahme → Zersetzung

Keine Massenänderung → Verbrennung ist keine chemische Reaktion

Schüler vermuten hier vieles… Es ist ja auch verwirrend, denn eine Kerze und ein Grillfeuer verlieren doch Masse, oder?

Verbrennung von Stahlwolle auf einer Balkenwaage

Versuchsbeschreibung

Erforschen des Verbrennungsvorgangs1

Stahlwolle wird an eine Balkenwaage gehängt und mit dem Brenner entzündet. Als Alternative kann die Stahlwolle auch mit einer 4,5 V Batterie entzündet werden.

Beobachtung
Die Seite mit der Stahlwolle wird schwerer. (Zuerst wird die Seite mit der Stahlwolle vielleicht leichter, dann deutlich schwerer.)

Schlussfolgerung
Die Verbrennung ist eine Reaktion mit Luftsauerstoff. Die Stahlwolle verbrennt dabei mit Sauerstoff zu Eisenoxid, welches schwerer als Eisen ist.

Aufgaben

1. Erkläre mit eigenen Worten die Massenänderung bei diesem Versuch.
2. Warum wird die Kerze bei der Verbrennung leichter?
3. Die Feuerwehr ist immer daran interessiert, wie man am Besten ein Feuer löschen kann. Vergleiche die Löschwirkung von Wasser und CO₂ - Schaum.
4. Wie würde die Feuerwehr ein brennendes Holzfeuer, und wie ein Benzinfeuer löschen?

Erforschung des Verbrennungsvorgangs: Ist Luft ein Element?

Der Sauerstoff für die Verbrennung kommt aus der Umgebungsluft. Luft wurde im Altertum als Element bezeichnet. Nachdem Du schon weißt, dass Feuer kein Element ist (und Wasser auch nicht - siehe Wasserzersetzung), entsteht die Frage, ob Luft ein Element oder ein Gemisch ist.

Versuchsbeschreibung
Spiritus wird unter einer Glasglocke entzündet.

Erforschen des Verbrennungsvorgangs2

Beobachtung	Schlussfolgerung
Wasserpegel sinkt und manchmal entweicht Luft beim Reaktionsstart	→ Durch die Hitze der Flamme wird die Luft erwärmt. Sie dehnt sich aus.
Die Flamme erlischt.	→ Spiritus verbrennt mit Sauerstoff. Wenn der Sauerstoffanteil von 21% auf 16% gesunken ist, erlischt die Flamme.
Das Wasser steigt etwa 20%.	→ Ein Teil des Sauerstoffs hat reagiert. Da dieser aber in Kohlenstoffdioxid umgewandelt wird, hat dieser Effekt keine Auswirkung auf die Volumenänderung. Tatsächlich verringert sich das Volumen, weil das Gasgemisch nach dem Verlöschen der Flamme abkühlt und sich zusammenzieht. Eine verbreitete Fehlvorstellung ist, durch den „fehlenden“ Sauerstoff würde Platz frei. http://www.wer-weiss-was.de/theme50/article2187155.html

Die Zusammensetzung der Luft

In Luft sind enthalten	Volumenprozent
Sauerstoff	20,95%
Stickstoff	78,1%
Edelgase	0,93%
Kohlenstoffdioxid + Restgase	0,03%

Erforschen des Verbrennungsvorgangs3

Aufgaben

1. Aufgabe

   a) In einem Becherglas, das mit Wasser gefüllt ist, steht ein Reagenzglas mit der Öffnung nach unten. Es enthält Stahlwolle, die mit

   Wasser getränkt ist (siehe Zeichnung). Lässt man den Versuch zwei Tage stehen, steigt das Wasser im Reagenzglas an. Erkläre.

   b) Um wie viel Prozent kann das Wasser nur steigen? Warum?

2. Kommt man bei Wiederholung des Versuches zum gleichen Ergebnis?
3. Warum kannst Du ausschließen, dass Luft ein Element ist?

Informationen zum Sauerstoff

Nach:

Sauerstoff wurde im Mittelalter auch Oxygenium genannt (von griech. oxýs „scharf, spitz, sauer“ und genese „erzeugen“ - (Symbol O)), weil man falscherweise vermutete, dass Sauerstoff für die Bildung von Säuren verantwortlich ist. Das Element Sauerstoff stellt in der Erdhülle mit 49,4 Massenprozenten das häufigste, im Weltall das dritthäufigste Element dar. Unter Normalbedingungen ist es ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas.

Atomarer Sauerstoff, das heißt Sauerstoff in Form freier, einzelner Sauerstoffatome, kommt in der Natur nicht vor. Vielmehr kommt er immer als Verbindung aus zwei Sauerstoff-Atomen (O₂) vor. Eine weitere Form ist das wenig stabile Ozon (O₃). In der Luft hält sich der relativ reaktionsfreudige Sauerstoff auf Dauer nur wegen der Tatsache, dass die Erde Lebewesen beherbergt, die immer neuen Sauerstoff produzieren - ansonsten würde er nur in Verbindungen, vor allem in Form von Metalloxiden oder Wasser vorkommen.

Von der Urzeit bis über das Mittelalter hinaus war das Feuer für den Menschen eine unerklärliche Erscheinung. Lange Zeit wurde es von den Menschen als Gabe des Himmels hingenommen. Die Chemiker des Mittelalters, die sogenannten Alchimisten, fingen an, sich über das Wesen des Feuers Gedanken zu machen. Sie kamen dabei zu der Ansicht, das Feuer sei ein Grundstoff. Gegen Ende des 17. Jahrhunderts suchte man eine Erklärung für die Verbrennung. Die Forscher vermuteten einen leichten geheimnisvollen Stoff, das Phlogiston, der aus brennenden Stoffen entweicht. Somit wäre die Verbrennung allerdings eine Zersetzung gewesen, was leicht zu widerlegen ist. Bei dieser Annahme blieb man auch dann noch, als der schwedische Apotheker Carl Wilhelm Scheele 1772 den Sauerstoff entdeckte.

Der Sauerstoff war nun zwar erforscht, doch seine Bedeutung bei der Verbrennung noch nicht geklärt. Dafür sorgte dann der Pariser Forscher Antoine Lavoisier (1743 - 1794). Beim Experimentieren kam dieser zu dem Ergebnis, dass sich bei der Verbrennung ein Stoff mit Sauerstoff verbindet. Er konnte mit einer Waage nachweisen, dass ein Stoff beim Brennen nicht leichter, sondern schwerer wird. Der Grund dafür ist das Gewicht des Sauerstoffs, der während der Verbrennung aufgenommen wird. Die Erklärung der Verbrennung, die uns heute selbstverständlich, notwendig und unabkömmlich erscheint, ist also das Ergebnis langen Forschens.

Einige bekannte Verbindungen, in denen Sauerstoff vorkommt sind Wasser, Kohlendioxid, Siliziumdioxid (=Sand), viele Säuren, in vielen Salzen als Säurereste, Zucker, Silikate und viele mehr.

• Sauerstoff ist das häufigste Element auf der Erde. Es ist ein farb- und geruchloses Gas
• Es hat die chemische Formel O₂ (d.h. ein Sauerstoffatom ist mit einem anderen vereinigt)

• Siedepunkt: -182.9°C (Sauerstoff ist als Flüssigkeit hellblau)
• Schmelzpunkt: -218.4°C (Sauerstoff ist als Feststoff eine hellblaue kristalline Masse)

• Bei 0°C hat Sauerstoff (1,43 g/l) eine größere Dichte als Luft (1,29 g/l)

• Auch Gase lösen sich in Wasser (nicht nur Feststoffe wie Zucker oder Salz). Bei 20°C lösen sich in einem Liter Wasser 31,1 ml O₂ - So können auch Lebewesen, die unter Wasser leben, atmen.

• Sauerstoff wurde 1774 unabhängig voneinander durch Joseph Priestley und Carl Wilhelm Scheele entdeckt.

Der Sauerstoff

Im Labor kann man Sauerstoff leicht aus Nitraten herstellen. Diese sind aus diesem Grunde auch in vielen Sprengstoffen enthalten.
Aber Achtung! Führe diese Versuche nicht außerhalb der Schule durch – Nitrate sind unberechenbar.
Selbst mit viel Erfahrung ist der Umgang damit sehr gefährlich!

Versuchsbeschreibung
Erhitzen von Kaliumnitrat. In das Reagenzglas werden dann die folgenden Stoffe gehalten:

a) Glimmspan

b) Holzkohle

c) Schwefel

Erforschen des Verbrennungsvorgangs4

Beobachtung

• Das Salz Kaliumnitrat (weißer kristalliner Feststoff) schmilzt
• Gasblasen steigen auf
• weißer Rückstand

zu a) Glimmspanprobe positiv

zu b) Holzkohle glüht auf

zu c) Schwefel verbrennt mit hellblauer Flamme

Schlussfolgerung
Kaliumnitrat wird zersetzt in Sauerstoff und Kaliumnitrit (Vorsicht: Giftig!). Der Sauerstoff ermöglicht erst die Verbrennung des Kohlenstoffes im Holz. Er ist somit für die Oxidation verantwortlich. Da das Kaliumnitrat den Sauerstoff bereitstellt, wird es als

bezeichnet.

Kaliumnitrat	+	Energie	$\longrightarrow$	Sauerstoff	+	Kaliumnitrit
Holzkohle	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Kohlenstoffdioxid	+	Energie
Schwefel	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Schwefeloxid	+	Energie

Was brennt bei der Kerze?

Kerzen dienten früher, neben Fackeln, Öl- und Talglampen, als Lampen für die Lichterzeugung. Kerzen werden heute noch in der Kirche, zu Hause oder bei Festen verwendet, um eine entspannte Atmosphäre zu schaffen.

Es gibt eine wichtige und einfache Frage: Was brennt da eigentlich? Du wirst Dich wundern, wie kompliziert die Antwort ist.

Führe doch mal in Gegenwart Deiner Eltern folgenden Versuch durch: Nimm eine brennende Kerze, lösche diese und nähere dich sofort von Oben mit einem brennendem Streichholz.

→ Entzündung trotz Distanz

Was folgt aus diesem Versuch? Was brennt nun eigentlich? Der Docht?

Erklärung: Ein saugfähiger, nicht schmelzbarer Docht, meist ein Faden aus Baumwolle, ist von niedrig schmelzendem Wachs umgeben. Als Wachs diente früher Bienenwachs (Schmelzpunkt bei ca. 65°C), heute meist Stearin (aus tierischen oder pflanzlichen Fetten gewonnen, Schmelzpunkt 56°C) oder Paraffin (Teelichter) mit einem Schmelzpunkt um 55 °C, das seit etwa 1830 aus der Erdölverarbeitung stammt.

Hypothese

Kerzenwachs + Sauerstoff $\longrightarrow$ „brennbares Gas“ + Kohlendioxid +

Energie

Zusatzinformation

Die Konvektion, d.h. das Aufsteigen der warmen Verbrennungsgase, versorgt die Flamme mit unverbrauchter Luft und gibt der Kerzenflamme die charakteristische lang gestreckte Form.

Wird der Docht zu lang, beginnt die Kerze zu rußen. Moderne Kerzen enthalten deshalb einen asymmetrisch geflochtenen Docht. Beim Brennen neigt er sich zur Seite und der obere Bereich verglüht (siehe glühende Dochtspitze im Bild).

In einer Stunde verbrennt eine Kerze ca. 3 - 8g Wachs und erzeugt eine Heizleistung von etwa 50 W.

Erforschung des Verbrennungsvorgangs II: Die Produkte der Verbrennung I

Nachdem wir uns nun mit den Bedingungen, Ausgangsstoffen und dem Vorgang der Verbrennung beschäftigt haben, wollen wir uns nun die Produkte näher ansehen. Damit wir diese besser untersuchen können, müssen wir uns in einem Vorversuch eine Nachweissubstanz (Kalkwasser) herstellen.

Herstellung von Kalkwasser (CO₂ - Nachweis mit Kalkwasser)

Versuchsbeschreibung
Calciumoxid wird mit Wasser gemischt und durch Filtrieren gereinigt. Dabei entsteht Kalkwasser, welches zum Nachweis von Kohlenstoffdioxid dient. Um zu testen, dass es gut funktioniert, wird in einen kleinen Teil des Kalkwassers hinein geblasen.

Beobachtung	Schlussfolgerung
Es entsteht eine milchige Lösung	→ Ein Feststoff entsteht, der sich nicht richtig auflöst.
Nach dem Filtrieren entsteht eine klare Lösung.	→ Der Feststoff bleibt im Filter, das im Wasser bereits gelöste Calciumoxid läuft hindurch, da gelöste Stoffe viel kleiner sind und durch die Poren des Filters passen.
Beim Reinblasen trübt sich die klare Lösung.	→ Durch die Zugabe von Kohlenstoffdioxid trübt sich Kalkwasser. Es muss also ein neuer Stoff entstanden sein, welcher in Wasser unlöslich ist. Dieser Stoff ist Kalk, der als Feststoff ausfällt und auch für die Trübung sorgt.

Kalkwasser + Kohlenstoffdioxid $\longrightarrow$ Kalk + Wasser + Energie

Nachweis von CO₂ als Verbrennungsprodukt

Versuchsbeschreibung
Nun kommen wir zum eigentlichen Versuch. Wir untersuchen die Gase, die bei der Verbrennung von Kerzenwachs entstehen. Das Hauptproblem musst Du allerdings noch selbst lösen: wie kann man Verbrennungsprodukte auffangen, um sie nachweisen? Entwickle eigene Ideen, wie man die Gase einer Kerze auffangen kann. Hast Du eine Möglichkeit gefunden, so füge den Gasen Kalkwasser zu.

Beobachtung
Kalkwasser trübt sich

Schlussfolgerung
bei der Verbrennung von Wachs entsteht Kohlenstoffdioxid.

Hinweise

• Wenn zu wenig Sauerstoff bei der Verbrennung vorhanden ist, kann Kohlenstoffmonooxid CO entstehen. Dieses ist ein sehr giftiges Gas.
• Da Kohlenstoffdioxid nicht mehr verbrennen kann, ist es ein hervorragendes Löschmittel. In Feuerlöschern findest Du es oft an Schaum gebunden.

Verbrennen von Nicht-Metallen (in reinem Sauerstoff)

Versuchsbeschreibung
Der Lehrer zeigt Dir einige besondere Versuche. Er verbrennt Schwefel, Phosphor und Kohlenstoff (für Kohlenstoff nimmt man kohlenstoffhaltige Verbindungen wie z. B.: eine Kerze, eine Zigarette, ein Holzspan, Papier usw...) in reinem Sauerstoff:

Kohlenstoff	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Kohlenstoffoxid	+	Energie
Schwefel	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Schwefeloxid	+	Energie
Phosphor	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Phosphoroxid	+	Energie

Was haben alle Versuche gemeinsam?

Kohlenstoffdioxid ist nicht das einzig mögliche Produkt. Ist für die Verbrennung von Kohlenstoff nicht genügend Sauerstoff vorhanden, so entsteht auch das giftige Kohlenmonoxid.

Aufgaben

1. Um welchen Faktor verbrennen die Stoffe in reinem Sauerstoff schneller als in Luft?
2. Erkläre den Begriff Nichtmetalloxid.
3. Ordne den drei Aggregatzuständen dir bekannte Nichtmetalloxide zu.
4. Informiere Dich über den Stoff Kohlenmonooxid und seine Gefahren.
5. Weißt Du auch, warum Kohlenmonooxid so gefährlich ist?

Verbrennen von Metallen

Nachdem wir uns mit den Nichtmetallen und ihren Oxiden beschäftigt haben, steht noch die Frage offen, was mit den Metallen passiert, denn das Verbrennen von Metallen entspricht ja meistens nicht den Erfahrungen der Schüler!

Zur Demonstration verbrennt der Lehrer Eisen, Aluminium und Magnesium in reinem Sauerstoff. Du wirst schöne, vielleicht sogar Dir bekannte Effekte beobachten können.

Eisen	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Eisenoxid	+	Energie
Aluminium	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Aluminiumoxid	+	Energie
Magnesium	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Magnesiumoxid	+	Energie

Aufgaben

1. Erkläre den Begriff „Metalloxid“ mit Deinen eigene Worten.
2. Lies im Buch oder im Internet über die Verwendung von Metalloxiden nach (achte dabei besonders auf die Verwendung zum Färben von Keramik und Ton usw.).
3. Informiere Dich dann über die negativen Seiten von Metalloxiden. Ein gutes Stichwort für Deine Suche ist Korrosion, Korrosionsschutz oder auch Rost.

Verzweifle aber nicht an der Schwierigkeit! Korrosion ist ein komplexes Thema. Viele der chemischen Reaktionen sind noch zu schwer für Deinen momentanen Wissensstand.

Die Entzündungstemperatur

Sauerstoff und der Brennstoff reagieren erst miteinander, wenn die „Bedingungen“ günstig sind. Zu diesen Bedingungen gehört auch eine bestimmte Temperatur. Das ist schon daraus leicht verständlich, da ein Feuer beim Löschen ausgeht, wenn man Wasser darüber gießt. (Wasser kühlt den Brennstoff ab).

Versuchsbeschreibung

In einem Tiegel wird eine kleine Menge Kerzenwachs mit dem Bunsenbrenner solange erhitzt, bis eine Flamme entsteht

Beobachtung

Zuerst bildet sich Wachsdampf, der immer dunkler sowie dichter wird und der sich schließlich von selbst entzündet. Selbst nach dem Löschen durch Ersticken entzündet sich alles oft von selbst wieder.

Schlussfolgerung

Auch ohne dass heißes Wachs mit einer Flamme in Berührung kommt, entzündet es sich bei ca. 250°C. Dazu ist nicht unbedingt ein Funken nötig. Das Löschen von solchen Feuern ist sehr schwierig, da sie sich jederzeit wieder von selbst entzünden können.

An einer offenen Flamme ist die Entzündungstemperatur immer vorhanden, aber auch durch Funken oder heiße Gegenstände kann eine Zündung ausgelöst werden.

Hier einige Beispiele für Temperaturen, bei denen sich Stoff von selbst entzünden:

Brennstoff	Entzündungstemperatur [°C]	Brennstoff	Entzündungstemperatur [°C]
Phosphor weiß	60	Fichtenholz	280
Streichholzkopf	ca. 60	Fett	300
Zündholzkopf	80	Holzkohle	300
Holzkohle	150 - 220	Phosphor rot	300
Ether	170	trockenes Holz	ca. 300
Zeitungspapier	175	Petroleum	300
Stearin	196	Kork	300-320
Kunststoffe	200 - 300	Steinkohle	350 - 600
Benzin	220 - 300	Schreibpapier	360
Terpentin	220	Butan (Flüssiggas für Feuerzeuge)	400
Torf	230	Asphalt	ca. 400
Schwefel	250	Glycerin	400
Paraffin (=Kerzenwachs)	250	Zucker	410
Benzin (Auto)	ca. 250 - 460	Spiritus	425
Dieselöl	250 - 350	Ethanol	425
Heizöl	250	Baumwolle	450
Papier	ca. 250	Methanol	455
Kohle	240-280	Propangas	460
Stroh	250-300	Essig (-säure)	460
Getreide	250-320	Roggenmehl	500
Heu	260-310	Schmieröl	500
Benzin (rein)	250	Methan (=Erdgas)	ca. 600
Weizenstaub	270	Aceton	600
Holz	280-340	Teer	600

Weitere Beispiele findest du unter hier.

Übung zur Entzündungstemperatur

Du kannst im Unterricht die Erstaunlichkeit der Zündtemperatur leicht überprüfen.

Versuchsbeschreibung
Falte ein kleines Blatt als Trichter und durchstoße es mit einer oder zwei langen Metallnadeln im oberen Viertel. Fülle den Trichter bis 1 cm vor die Einstichstellen mit Wasser und stelle darunter eine brennende Kerze.

Erforschen des Verbrennungsvorgangs

Was passiert wohl? Die meisten Schüler vermuten hier Entzündung des Papiers und Auslaufen des Wassers, wobei das auslaufende Wasser die Kerze löscht. Aber, wie heiß kann Papier denn werden, wenn sich darin Wasser befindet?

Beobachtung
Das Papier wird schwarz, das Wasser wird warm und beginnt evtl. zu kochen

Schlussfolgerung
Papier hat Entzündungstemperatur von 250°C. Solange Wasser in dem Papier ist, kann seine Temperatur nicht >100°C sein. Deshalb kann das Papier sich nicht entzünden, da es vom Wasser gekühlt wird.

Aufgaben

1. Bei einem Waldbrand fliegen mit Wasser beladene Hubschrauber über das Feuer und werfen das Wasser ab. Was verspricht sich die Feuerwehr davon?
2. Warum kann ein Wald, der auf solche Art gelöscht wurde jederzeit wieder anfangen zu brennen?
3. Welche Rolle spielt eigentlich Wind beim Wiederentfachen eines Waldbrandes?
4. Welchem Einfluss hat die Form eines Holzstücks auf seine Entzündung am Lagerfeuer? (Vergleiche dazu einen Ast und einen Baumstamm)

Verschiedene Formen der Oxidation

Du weißt nun schon sehr vieles über Verbrennungen. Zum Beispiel weißt Du, dass es immer Oxidationen sind. Es gibt aber drei verschiedene Arten von Oxidationen. Die „Stille Oxidation“, die Verbrennung und die explosionsartige Oxidation. Hier lernst Du sozusagen die „Geschwister“ der Verbrennung kennen.

Stille Oxidation (langsam)

Erforschen des Verbrennungsvorgangs3

Versuchsbeschreibung
Stahlwolle befeuchten und in ein Reagenzglas stecken, welches auf den Kopf stehend in ein Wasserglas gestellt wird

Beobachtung

• Wasser steigt im Reagenzglas nach oben
• Eisenwolle verfärbt sich rotbraun
• Glimmspan erlischt im Restgas

Schlussfolgerung

Es hat sich offensichtlich, durch den Sauerstoff und die Luftfeuchtigkeit in dem Reagenzglas Rost gebildet. Der korrekte Ausdruck dafür ist Eisenoxid. Es fand also eine Oxidation statt, ohne dass eine Flamme zu sehen war.

Sauerstoff + Eisen $\longrightarrow$ Eisenoxid + Energie (=Rostvorgang)

Weitere Beispiele für stille Oxidationen: Rosten, matt werden von Kupfer, Zellatmung

Zusatzinformation

Durch die stille Oxidation von Eisen (= Rosten, =Korrosion) entstehen dem Staat jährlich Schäden von mehr als 50 Mrd. Euro. Der Hauptteil des Schadens entsteht durch rostende Autos, Brücken, Leitplanken und Bauwerke. Man kann Eisen aber veredeln, so dass es nicht mehr so stark korrodiert. Durch Zusätze von anderen Metallen, wie Nickel und Entzug von Kohlenstoffresten, die sich bei der Herstellung eingeschlichen haben, wird die Qualität viel besser. Eisen, welches so bearbeitet wurde nennt man Stahl.

Verbrennung (mittelschnell)

Da Du Verbrennungen nun schon gut kennst, kommt hier nur eine kleine Zusammenfassung:

Im Unterricht hast Du schon z. B. Phosphor, Kerzenwachs, Holz, Papier, Schwefel und Metalle verbrannt. Zur Verbrennung gibt es auch einen Wikipedia Artikel.

3. Explosionsartige Oxidationen (sehr schnell)

Explosionen kennst Du von Silvester. Die Explosion ist eine Reaktion, die durch die Zündung fein verteilter Brennstoffe zustande kommt. Die Folge ist eine sehr schnelle, plötzlich verlaufende Kraftentfaltung, die auf dem Ausdehnungsbestreben von plötzlich erhitzten Gasen und Dämpfen beruht.

Versuchsbeschreibung
Der Lehrer zeigt Dir die Entzündung von Bärlappsporen.

width=30% ! Beobachtung	Schlussfolgerung
Explosion mit Stichflamme	Die Bärlappsporen werden von der Kerzenflamme entzündet. Sie oxidieren explosionsartig.

Zusatzinfos: Mehlstaubexplosionen in Mühlen

Gemische aus Staub und Luft sind explosionsfähig, wenn sie aus brennbaren organischen oder anorganischen Stäuben wie z. B. Kohle-, Mehl-, Holz-, Kakao-, Kaffee-, Stärke-, Aluminium- oder Cellulosestaub bestehen. Entscheidend für die Zündfähigkeit ist der Sauerstoffanteil in der Luft und der Zerteilungsgrad des Brennstoffes. Ein Funke kann für die Zündung ausreichen. Besonders gefährlich ist dies in Mühlen, da dort immer etwas Mehlstaub aufgewirbelt wird. Ein Funke reicht aus um unter Umständen eine schreckliche Explosion herbeizuführen.

So kam es am 6.2.1979 in der Rolandmühle in Bremen zur größten Mehlstaubexplosion Deutschlands. Es starben 14 Menschen und 18 weitere wurden verletzt. Der Schaden an der Mühle und den Nachbarhäusern betrug etwa 50 Millionen Euro.

Zusammenfassung

Du kennst nun drei Arten von Oxidationen:

• die langsame stille Oxidation
• die mittelschnelle Verbrennung
• die sehr schnelle Explosion

Aufgaben

1. Kann man stille Oxidationen beobachten?
2. Was denkst Du, warum Explosionen im Chemieunterricht als sehr gefährlich betrachtet werden und warum alle explosiven Stoffe Sicherheitsschilder tragen müssen?
3. Der Verkauf von Silvesterknallern aus osteuropäischen Ländern ist zum Teil in Deutschland verboten, was meinst Du, warum das so ist?
4. Bei der Oxidation von Eisen wird Energie frei. Unterschieden sich die Energiebeträge bei den drei Oxidationsformen? Vergleiche dazu die Verbrennung von etwas Eisen mit der gleichen Menge an rostendem Eisen (z. B. am Fahrrad).
5. Informiere Dich zu den Konsequenzen der täglich Millionenfachen Verbrennungen auf unserem Planeten. Gute Suchbegriffe sind: Luftverschmutzung, Treibhauseffekt, Ozonloch, Smog

Gesetz von der Erhaltung der Masse und der Energie

Massenerhaltung

Was geschieht mit der Masse der Reaktionsteilnehmer bei einer chemischen Reaktion?

Erforschen des Verbrennungsvorgangs6

Versuchsbeschreibung
In einen Rundkolben werden Streichholzspitzen gefüllt. Er wird mit einem Luftballon geschlossen und gewogen.

Beobachtung
Luftballon dehnt sich aus und zieht sich wieder zusammen

• Zu Beginn der Reaktion: m_A = 50,41 g
• Am Ende der Reaktion: m_E = 50,41 g

Schlussfolgerung
Das Gas dehnt sich bei Erwärmung aus und kontrahiert beim Abkühlen.

Antoine Lavoisier (1743 - 1794): Gesetz von der Erhaltung der Masse:

Rien ne se perd, rien ne se crée

Energieerhaltung

Albert Einstein (14.3. 1879 - 18.4.1955):

Umwandlung von Energie in Masse und von Masse in Energie ist möglich.

$E=m\cdot c^{2}$ (c = Lichtgeschwindigkeit = 300.000 km/s)

Wird Energie frei, tritt ein unwägbar kleiner Massenverlust auf. Wird Energie investiert, tritt Massenzunahme auf. Dieses kann allerdings mit herkömmlichen Waagen nicht gemessen werden.

Energieerhaltung bei chemischen Reaktionen

Diesen Sachverhalt kennt man auch als 1. Hauptsatz der Thermodynamik.

Theoretische Vorstellung

Versuchsbeschreibung
Nasses CaO wird getrocknet. Anschließend wird wieder Wasser zugegeben.

Beobachtung
Es wird Energie zum Entfernen des Wassers benötigt. Die Zugabe von Wasser setzt Energie frei.

Versuchsbeschreibung
Wasser, CaO und Becherglas und Thermometer werden gewogen. Dann wird das Wasser zugegeben. Die Temperatur steigt.

Woher stammt die freiwerdende Energie (Temperatur)?

Einstein: $E=m\cdot c^{2}$. Wenn c eine Konstante ist und nach dem ersten Gesetz die Masse sich nicht ändert, so muss auch die Gesamtenergie bei chemischen Reaktionen unverändert bleiben

→ Wenn Benzin verbrennt und Energie frei wird, muss sie schon vorher enthalten sein.

→ Diese Energie nennt man innere Energie.

Hier sind einige Aufgaben zur Überprüfung Deines Wissens

1. Was brennt eigentlich, wenn du eine Kerze angezündet hast? Beschreibe, welche Aufgabe der Docht hat.
2. Die folgenden Sätze beschreiben, was beim Anzünden einer Kerze geschieht. Leider sind sie durcheinander geraten. Wie muss die richtige Reihenfolge lauten?

   a) Am Docht befindet sich festes Wachs. Es brennt nicht.

   b) Der Wachsdampf entzündet sich und beginnt zu brennen.

   c) Das flüssige Wachs steigt im Docht nach oben (ähnlich wie Tinte im Löschpapier).

   d) Der Wachsdampf erreicht seine Entzündungstemperatur.

   e) Wenn man eine Streichholzflamme an den Docht hält, wird das Wachs erhitzt und schmilzt.

   f) Das Wachs beginnt zu sieden und verdampft.

3. Vergleiche die Flammen von Brenner und Kerze.
4. Es müssen drei Voraussetzungen erfüllt sein, damit etwas brennt. Schreibe sie auf.
5. Beim Gas genügt ein kleiner Funke, um es zu entzünden. Dazu reicht ein leeres Feuerzeug, welches selbst kein Gas mehr enthält.
6. Könntest du auch eine Kerze mit einem leeren Feuerzeug entzünden? Begründe.
7. Manche Stoffe dürfen nur in einem heißen Wasserbad erhitzt werden. Welche Stoffe könnten das deiner Meinung nach sein? Begründe Deine Meinung.
8. Stelle die Reaktionsgleichung der Verbrennung von a) Schwefel, b) Kohlenstoff, c) einem beliebigem Metall auf
9. Wozu dient Kalkwasser? Wie stellt man es her?
10. Schlage einen Versuchsaufbau vor, der beweist, dass man Kohlenstoffdioxid ausatmet.
11. Was ist eine Oxidation? Nenne die verschiedenen drei Formen der Oxidation? Kann man stille Oxidationen beobachten?
12. Was denkst Du, warum Explosionen im Chemieunterricht als sehr gefährlich betrachtet werden und warum alle explosiven Stoffe Sicherheitsschilder tragen müssen?
13. Der Verkauf von Silvesterknaller aus osteuropäischen Ländern ist zum Teil in Deutschland verboten, was meinst Du warum das so ist?
14. Informiere Dich zu den Konsequenzen der täglich millionenfachen Verbrennungen auf unserem Planeten. Gute Suchbegriffe sind Luftverschmutzung, Treibhauseffekt, Ozonloch, Smog.
15. Um welchen Faktor verbrennen Stoffe in reinem Sauerstoff schneller als in Luft? Nenne Beispiele aus dem UR.
16. Erkläre den Begriff Nichtmetalloxid und ordne den drei Aggregatzuständen dir bekannte Nichtmetalloxide zu.
17. Informiere dich über den Stoff Kohlenmonoxid und seine Gefahren.
18. Was ist der Unterschied zwischen Sauerstoff und Luft? Wie kann man entstehenden Sauerstoff nachweisen?
19. Ist Luft ein Element? Schlage einen Versuchsaufbau vor, mit dem dies gezeigt werden kann.
20. Verbrennt ein Stückchen Kohle schneller in Luft, Stickstoff oder reinem Sauerstoff?
21. Bei einem Waldbrand fliegen mit Wasser beladene Hubschrauber über das Feuer und werfen das Wasser ab. Was verspricht sich die Feuerwehr davon? Warum kann ein Wald, der auf solche Art gelöscht wurde jederzeit wieder anfangen zu brennen? Welche Rolle spielt eigentlich Wind beim wieder entfachen eines Waldbrandes?
22. Was versteht man unter der Entzündungstemperatur? Nenne ein Beispiel, wo die Entzündungstemperatur eine wichtige Rolle spielt
23. Welchem Einfluss hat die Form eines Holzstücks auf seine Entzündung am Lagerfeuer? (Vergleiche dazu einen Ast und einen Baumstamm)
24. Ein Schüler sagt: „eine Verbrennung ist eine Oxidation, aber nicht jede Oxidation ist eine Verbrennung“. Hat der Schüler damit recht?
25. Ordne die folgenden Stoffe nach ihrer Entzündungstemperatur: Streichholz, Benzindampf, Holzkohle, Stroh. Was ist ein Metalloxid? Erkläre und nenne drei Beispiele (Was ist ein Nichtmetalloxid?)
26. Wozu verwendet man Metalloxide?
27. Ist die Verbrennung von Kupfer eine Oxidation? Begründe Deine Meinung.
28. Erkläre den Unterschied zwischen Element und Verbindung.
29. Erkläre die Vereinigung von Eisen und Schwefel und die Zersetzung von Quecksilberoxid.
30. Auf dem Herd hat eine Bratpfanne angefangen zu brennen. Was ist passiert? Wie kann sie gelöscht werden?
31. In einem Grill brennt Grillkohle. Liegt eine chemische Reaktion vor? Begründe Deine Meinung und stelle die Reaktionsgleichung auf.

32. 

    Erforschen des Verbrennungsvorgangs

    In einem mit Wasser gefüllten Becherglas steht ein Reagenzglas mit der Öffnung nach unten. Es enthält feuchte Eisenwolle. Lässt man den Versuch zwei Tage stehen, steigt das Wasser im Reagenzglas an. Erkläre, warum und um wie viel Prozent das Wasser steigt.

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Säuren und Laugen

Säuren und Laugen

Was sind Säuren und Laugen?

• Die erste Säure, die man schon im Altertum kannte, war Essig. Im Mittelalter waren weitere Säuren bekannt (zum Beispiel Salz-, Salpeter- und Schwefelsäure).
• Salzsäure und Essigsäure kann man am Geruch erkennen, jedoch wird von einer Geruchsprobe dringend abgeraten!
• Die Wirkung der Säuren: Säuren ätzen! Sie greifen besonders unedle Metalle und Kalk an. Aber auch Kleidung und die Haut sind bei Kontakt in Gefahr.
• Die „Gegenspieler der Säuren“ sind die Laugen. Sie sind ebenfalls ätzend und greifen viele andere Stoffe an, die von Säuren nicht unbedingt stark angegriffen werden (zum Beispiel Haare, Haut und Fett).
• Natriumhydroxid-Lösung und Kaliumhydroxid-Lösung sind bekannte Laugen.
• Laugen sind genauso gefährlich, nur etwas weniger bekannt als Säuren. Sie greifen viele natürliche Stoffe an, aber i. A. keine Metalle - eine Ausnahme ist Aluminium. Deshalb entfernt ein Abflussreiniger, wie zum Beispiel „Abflussfrei“ auch Haare und Fette, aber schädigt die Rohre nicht.
• Säure und Laugen kann man verdünnen. Gibt man zu Säure die gleiche Menge (oder mehr) Wasser hinzu, so ist die Wirkung deutlich schwächer
• Vorsicht! Verätzungen können immer passieren. Am besten die Stelle sofort mit Wasser abspülen. Verätzte Kleidung muss ausgezogen werden. Wenn etwas in die Augen kommt: gut auswaschen und sofort zum Arzt!
• Laugen liegen oft als Feststoff vor, den man noch in Wasser auflösen muss.
• Es ist ein weit verbreitetes Vorurteil, dass Säuren und Laugen immer Flüssigkeiten sind. Wahr ist vielmehr, dass es auch bei Raumtemperatur feste und gasförmige Säuren gibt. Ein bekannter Vertreter einer festen Säure ist das Vitamin C Pulver (Vorsicht, es greift die Zähne an, wenn es nicht mit viel Wasser verdünnt ist). Eine typisch gasförmige Säure ist die Chlorwasserstoffsäure (HCl).

Indikatoren

Indikatoren sind Farbstoffe, die in Säuren und Laugen jeweils eine andere Farbe zeigen. In der Schule wird meist nur Universalindikator benutzt.

Aufgaben

1. Was passiert wohl, wenn man die saure Universalindikatorlösung mit der neutralen zusammenkippt? Welche Farbe wird sich zeigen?
2. Warum passiert das ?
3. Lies im Internet über die Eigenschaften und die Verwendung der wichtigsten Säuren nach!

Wichtige Säuren

Eine Auswahl wichtiger Säuren zur Recherche bei Wikipedia: Schwefelsäure, Salzsäure, Phosphorsäure, Salpetersäure, Kohlensäure, Essigsäure, Zitronensäure

Formeln

Bei Säuren wird das Wasserstoffatom H rot gefärbt ($\Rightarrow$ Säuren haben den sauren Wasserstoff).
Bei Laugen wird die Hydroxylgruppe OH blau gefärbt ($\Rightarrow$ Laugen sind wässrige Hydroxidlösungen).

Hier sind die wichtigsten Säuren und ihre Säurereste, Du solltest sie auswendig wissen!

Die wichtigsten Säuren und ihre Säurereste
Säure		Säurerest
HF	Fluorwasserstoff(säure)	F-	Fluorid
HCl	Chlorwasserstoff(säure)	Cl-	Chlorid
HBr	Bromwasserstoff(säure)	Br-	Bromid
HI	Iodwasserstoff(säure)	I-	Iodid
H2S	Schwefelwasserstoff(säure)	S2-	Sulfid
HNO3	Salpetersäure	NO3-	Nitrat
H2SO4	Schwefelsäure	SO42-	Sulfat
H2CO3	Kohlen(stoff)säure	CO32-	Carbonat
H3PO4	Phosphorsäure	PO43-	Phosphat
HNO2	Salpetrigesäure	NO2-	Nitrit
H2SO3	Schwefligesäure	SO3-	Sulfit
H3PO3	Phosphorigesäure	PO3-	Phosphit

Hier folgen die wichtigsten Laugen in der Anorganik. Du solltest sie kennen.

Die wichtigsten Laugen
Lauge
NaOH	Natriumlauge
KOH	Kaliumlauge
Ca(OH)2	Calciumlauge = Kalkwasser

Hinweise

• statt Natriumlauge sagt man Natronlauge.
• statt Kaliumlauge sagt man Kalilauge.

Schreibweisen des Hydroxidions

Häufig genutzte Schreibweisen für Hydroxidionen (ohne Darstellung der freien Elektronenpaare).

Schreibweisen für Hydroxidionen einschließlich der sechs freien Elektronen (Punkte) bzw. drei Elektronenpaare (Striche) am Sauerstoffatom (hier jeweils blau markiert).

Definitionen nach Svante Arrhenius (1859-1927)

Der Chemiker Svante Arrhenius

Svante Arrhenius wurde am 19. 2.1859 in Uppsala geboren und starb am 2.10.1927 in Stockholm. Der schwedische Physiker und Chemiker forschte auf dem Gebiet der elektrolytischen Dissoziation (z.B. dem Zerfall von Salzen und Säuren in Wasser). In seiner Doktorarbeit beschäftigte er sich mit der Leitfähigkeit von Salz- und Säurelösungen. Sie wurde jedoch wegen der vielen neuen Ideen der damaligen Zeit bei anderen Chemikern nicht anerkannt. Erst als der Chemiker Ostwald sich positiv dazu äußerte, wurde der Wert seiner Forschungen erkannt.

Er erforschte auch den Einfluss des Kohlenstoffdioxids für das Klima der Erde und untersuchte als erster den Treibhauseffekt. 1903 erhielt Svante Arrhenius als erster Schwede den Nobelpreis für Chemie.

Er stellte für Säuren folgende Definition auf

(In der 8. Klasse sagen wir statt „Wasserstoff - Ionen“ besser „Protonen“)

Reaktionen der Oxide mit Wasser I - Säurebildung in zwei Schritten

Ziel dieser beiden Versuche ist es, Schwefelsäure bzw. Kohlensäure herzustellen. Dazu wird das jeweilige Element in reinem Sauerstoff verbrannt. Es bilden sich so genannte Nichtmetalloxide.

Damit nichts von den entstehenden Oxiden verloren geht, finden beide Versuche in geschlossenen Rundkolben statt.

Versuch 1:	Verbrennen von Schwefel	&	Kohlenstoff mit reinem Sauerstoff
	Versuchsaufbau Verbrennen von Schwefel im Rundkolben		Verbrennen von Schwefel im Rundkolben
Beobachtung 1:	Schwefel verbrennt mit blauer Flamme Rauchbildung		Kohle verbrennt verglüht
Schlussfolgerung 1:	Entstehung von Schwefeldioxid Schwefel + Sauerstoff $\rightarrow$ Schwefeldioxid + E		Entstehung von Kohlenstoffdioxid Kohlenstoff + Sauerstoff $\rightarrow$ Kohlenstoffdioxid + E
Versuch 2	Im zweiten Schritt gibt man nun Wasser zu den neu entstandenen Oxiden. Wenn sich die Oxide in Wasser lösen, bildet sich Säure. Zum Beweis kann man anschließend einigen Tropfen Universalindikator zufügen.
	Versuchsaufbau Lösen von Schwefeldioxid in Wasser und Einfärben mit Universalindikator im Rundkolben		Versuchsaufbau Lösen von Schwefeldioxid in Wasser und Einfärben im Rundkolben
Beobachtung 2:	starke Rotfärbung		geringe Rotfärbung
Schlussfolgerung 2:	Schwefeldioxid löst sich in Wasser und bildet Schweflige Säure Schwefeldioxid + Wasser $\rightarrow$ Schweflige Säure + E		Kohlendioxid löst sich in Wasser und bildet Kohlensäure Kohlenstoffdioxid + Wasser $\rightarrow$ „Kohlensäure“ + E

Aufgaben

1. Das Wort Säure und alle Säuren sind zu unterstreichen, das Wort Nichtmetall und alle Nichtmetalle sind in einer anderen Farbe zu unterstreichen.
2. Nenne 5 Nichtmetalle. Wie unterscheiden sie sich von den Metallen? Was unterscheidet Nichtmetalloxide von Nichtmetallen?
3. Wie kann man eine Säure bilden?
4. In Cola ist viel Phosphorsäure enthalten. Wie kann eine Getränkefirma Phosphorsäure herstellen?
5. Warum erlischt die Flamme im Rundkolben nicht sofort? Wie lange läuft die Verbrennung eigentlich?
6. Ein Schüler schreibt im Test: Zum Herstellen von Schwefelsäure nimmt man Schwefel und mischt ihn mit Wasser. Warum ist das falsch?

Reaktionen der Oxide mit Wasser II - in zwei Schritten

Metalloxide sind chemische Verbindungen eines Metalls mit Sauerstoff. Viele Metalloxide dienen als Erze zur Metallgewinnung. Dabei wird dem Metalloxid der Sauerstoff entzogen und so das reine Metall gewonnen. Metalle können auch wieder zu Metalloxiden reagieren. Ein weit verbreitetes Problem ist Rost (Eisenoxid), welcher aus wertvollem Eisen entsteht.

In diesem Versuch dienen die Metalloxide als Ausgangsstoff zur Laugenherstellung. Doch erst mal muss man aus dem Element ein solches Metalloxid herstellen:

Versuchsaufbau 1:	Verbrennen von Magnesium über einem Becherglas
Beobachtung 1:	Es entsteht eine helle, gleißende Flamme; weißer Feststoff (Rauch),
Schlussfolgerung 1:	Es ist das weiße Pulver Magnesiumoxid entstanden

Magnesium + Sauerstoff $\longrightarrow$ Magnesiumoxid + Energie

Versuchsaufbau 2:	Anschließend wird das Produkt mit Wasser gemischt
Beobachtung 2:	Magnesiumoxid löst sich schlecht in Wasser, nach Zugabe des Wassers kann man Universalindikatorfarbe hinzugeben. Sie zeigt die Farbe blau.
Schlussfolgerung 2:	Es ist Magnesiumlauge entstanden.

Magnesiumoxid + Wasser $\longrightarrow$ Magnesiumlauge + Energie

Aufgaben:

1. Das Wort Metalloxid und alle Metalloxide sowie alle Laugen werden wieder unterstrichen.
2. Was unterschiedet Metalloxide von Metallen?
3. Wo findet man im Periodensystem der Elemente die Metalle und wo die Nichtmetalle?
4. Wozu werden Metalloxide verwendet?
5. Beschreibe allgemein: Wie stellt man eine Lauge her?
6. Was entsteht bei der Verbrennung von Natrium?
7. Eine wichtige Lauge ist das so genannte Kalkwasser. Der richtige Name ist Calciumhydroxid. Kannst Du beschreiben, wie man es herstellen kann?
8. Wozu wird Calciumoxid verwendet?

Der pH-Wert

Die Wirkung einer Säure ist nicht immer gleich. Es gibt starke Säuren wie H₂SO₄ und schwache Säuren wie die Zitronensäure. Außerdem sind auch starke Säuren in ihrer Wirkung schwach, wenn man sie mit viel Wasser verdünnt. Das gilt entsprechend auch für Laugen. Um die Wirkung einer Säure oder Lauge beurteilen zu können, braucht man eine passende Maßeinheit.

Der pH-Wert wird mit einem Messgerät oder mit so genanntem Indikatorpapier gemessen. Auf dessen Farbskala findet man die Werte von 0-14. Den mittleren Wert (7) misst man bei neutralen Lösungen, wie z. B. reinem Wasser. Die Werte kleiner als 7 sind sauer (Säure), die Werte größer als 7 sind alkalisch (Lauge).

• pH < 7 entspricht einer sauren Lösung
• pH ≈ 7 entspricht einer neutralen Lösung
• pH > 7 entspricht einer alkalischen Lösung

Hier einige Beispiele von pH-Werten bei Alltagsstoffen:

Das Besondere an der pH-Wert-Skala ist, dass der Unterschied zwischen einem pH-Wert und dem nächsten das 10-fache beträgt. Das bedeutet, dass z. B. eine Säure mit pH 2 zehnmal so sauer wie eine Säure mit pH 3 ist und hundertfach so sauer ist wie eine mit pH 4 ist.

Beachte, dass man das „p“ des pH-Werts klein schreibt!

Zusatzinformation

Aufgaben

1. Was vermutest Du, warum man den Säuregrad überhaupt messen muss? Reicht nicht eine Bezeichnung wie sauer oder neutral aus?
2. Warum sind Aquarienliebhaber so sehr am pH-Wert ihres Wasser interessiert?
3. Mit der wievielfachen Menge Wasser muss man einen Liter Essig verdünnen, damit er nicht mehr sauer ist (pH ≈ 7)?

Säuren greifen unedle Metalle an

Versuchsaufbau Reaktion Metall und Säure

Magnesium

Versuchsbeschreibung
Magnesium wird mit verdünnter Salzsäure (HCl) gemischt

Beobachtung
Es entsteht ein brennbares Gas, das Mg löst sich auf und es bildet sich Energie in Form von Wärme (exotherme Reaktion).

Schlussfolgerung
Mg reagiert zu einem Salz und Wasserstoff

Magnesium	+	Salzsäure	$\longrightarrow$	Wasserstoff	+	Magnesiumsalz	+	Energie
Mg	+	2HCl	$\longrightarrow$	H2	+	MgCl2	+	Energie

Kupfer

Versuchsbeschreibung
Der Versuch wird mit einem Centstück aus Kupfer wiederholt.

Beobachtung
keine Reaktion

Schlussfolgerung
Kupfer ist im Gegensatz zu Magnesium ein edleres Metall. Es wird von verdünnter Salzsäure nicht angegriffen.

Säurestärke

konzentrierte Säure

Versuchsbeschreibung
Mg-Band wird mit Essigsäure und mit konzentrierter HCl versetzt (Lehrerversuch!)

Beobachtung
Mit konzentrierter Salzsäure ist die Reaktion viel heftiger, brennbares Gas entsteht

Schlussfolgerung
$\Rightarrow$HCl ist eine stärkere Säure, Essigsäure ist eine schwache Säure

Magnesium + Säure $\longrightarrow$ Salz + Wasserstoff + Energie

schwach konzentrierte Säure

Versuchsbeschreibung
Die Säure HCl wird mit viel Wasser verdünnt und in Mg eingeworfen. Der Versuch wird mit Essigsäure wiederholt

Beobachtung
Beide Reaktionen laufen ähnlich langsam ab

Schlussfolgerung
Man kann Säuren in ihrer Wirkung abschwächen. Man kann also starke Säuren mit Wasser verdünnen, ihre Wirkung ist dann weniger stark. Dennoch bleiben sie starke Säuren. (Vergleich mit schnellem Sportwagen, der in der Stadt auch langsam fährt)

starke Säuren
Name	Formel
Salzsäure	HCl
Salpetersäure	HNO3
Flusssäure	HF
Schwefelsäure	H2SO4
mittelstarke Säuren
Phosphorsäure	H3PO4
schwache Säuren
Name	Formel
Kohlensäure	H2CO3
Zitronensäure (E330)	Diese Formeln sind leider noch zu kompliziert. Du lernst sie in den nächsten Jahren.
Essigsäure
Ameisensäure
Äpfelsäure (E296)
Ascorbinsäure (E300)

Neutralisation

Neutralisation ist die Reaktion zwischen Säuren und Basen. Dabei bildet sich Wasser. Die übrigen Ionen bilden ein Salz. Eine Säure und eine Base. Die Neutralisation ist daher nicht gleichzusetzen mit dem Erreichen des Neutralpunktes, der dem pH-Wert 7 entspricht.

Demonstration von Universalindikator in drei Bechergläsern:

Bechergläser mit Universalindikator und Säure, Base und neutrale Lösung

Gibt es eine Möglichkeit, Säuren unschädlich zu machen?

Versuchsbeschreibung
Zu Salzsäurelösung, die mit Universalindikator gefärbt ist, wird Natronlauge (=Natriumhydroxid in Wasser aufgelöst) zugetropft.

Beobachtung
Der Indikator färbt sich allmählich grün.

Schlussfolgerung
Salzsäure und Natronlauge haben zu Wasser reagiert.

Bei der Neutralisation muss man folgendes beachten:

• tropfenweise Zugabe, zum Beispiel mit einer Pipette
• ständiges Rühren
• geduldig sein
• aufpassen da Säuren und Laugen ätzend sind

Quantitative Neutralisation

Bei der Neutralisation entsteht ein weiterer Stoff neben Wasser. Um diesen zu sehen, muss eine Neutralisation durchgeführt und das Wasser eingedampft werden. Der Rückstand wird dann untersucht.
Nur, wie neutralisiert man ohne Indikator?

Versuchsbeschreibung
Zu 15 ml Natronlauge wird solange aus einer Bürette Salzsäure zugetropft, bis es zum Farbumschlag kommt. Die Menge wird notiert. Der Versuch wird ohne Indikator wiederholt.

Beobachtung
Für 15 ml Natronlauge werden .... ml Salzsäure benötigt

Versuchsaufbau Titration

Versuchsbeschreibung
Die neutrale Lösung (ohne Indikator) aus V1 wird eingedampft.

Beobachtung
Es bildet sich ein weißer Niederschlag, Dampf steigt auf

Schlussfolgerung
Natronlauge und Salzsäure haben zu Kochsalz und Wasser reagiert

NaOH + HCl $\longrightarrow$H₂O + NaCl + Energie

Aufgaben

1. Warum muss der Versuch zweimal durchgeführt werden?
2. Was geben Ärzte zu trinken, wenn jemand versehentlich Säure getrunken hat?
3. Viele Menschen leiden an Sodbrennen, also dem Aufsteigen von einem Übermaß an Magensäure. Übliche Medikamente enthalten Calciumoxid. Kannst Du erklären warum?
4. Kannst Du die Reaktionsgleichungen für folgende Neutralisationen erstellen?

   a) Natronlauge mit Schwefelsäure

   b) Kalilauge mit Phosphorsäure

   c) Kalkwasser mit Phosphorsäure

5. Benenne die bei den Aufgaben entstehenden Salze

Rotkohl, der Indikator aus der Küche

In der Chemie versteht man unter einem Indikator einen Stoff, der zur Überwachung einer chemischen Reaktion beziehungsweise eines Zustandes dient. Häufig wird die Änderung durch eine Farbveränderung angezeigt.

Alltägliche Säure-Base-Indikatoren

Auch Rotkohlsaft kann als Säure-Lauge Indikator verwendet werden. Rotkohlsaft kann dabei Farben von rot = sauer bis blau = alkalisch annehmen (in noch alkalischerem Milieu wird er grün und bei pH>10 sogar gelb).

Um etwa Rotkohl aus Blaukraut zu erhalten wird deshalb häufig eine Apfelscheibe (mit Apfelsäure) zugegeben, wodurch sich das Blaukraut rot färbt. Die Benennung „Rotkohl“ und „Blaukraut“ ist übrigens regional verschieden, so werden beispielsweise im Süden Deutschlands auch schon die rohen Rotkohl-Köpfe als Blaukraut-Köpfe bezeichnet.

Teetrinker kennen Tee als Indikator: Wird dem Schwarztee Zitronensaft zugegeben, dann wechselt die Farbe von dunkelbraun auf hellrötlichbraun. Auch dieser Farbumschlag ist auf Farbstoffe im Tee zurückzuführen, die als Indikator wirken. Die Quelle ist Indikator.

Probiere es einmal selbst: Nimm einen frischen Rotkohl und zerschneide ein bis zwei Blätter mit einer Schere oder einem Messer. Gib die für einige Minuten in ein Gefäß mit etwas Wasser. Besonders gute Ergebnisse erhältst Du, wenn Du heißes Wasser verwendest.

Mit der farbigen Lösung kann man dann durch Zugabe von Säure oder Lauge mindestens 5 verschiedene Farben herstellen.

Die Neutralisation ist eine exotherme Reaktion

Versuchsbeschreibung
In ein großes, senkrecht eingespanntes Reagenzglas gibt man 5ml 5%-10% HCl, dann gibt man in kleinen Portionen konzentrierte NaOH(aq) hinzu. Die Temperatur wird mit einem Thermometer gemessen.

Beobachtung
Unter heftigem Aufwallen, Hitze und Geräuschentwicklung reagieren beide Substanzen miteinander. Am Boden setzt sich ein weißer Stoff ab.

Schlussfolgerung

Es bilden sich Kochsalz und Wasser. Die Neutralisation setzt große Energien frei. Solche Reaktionen nennt man

.

Wiederholungsfragen

1. Nenne 5 Säuren und 3 Laugen mit ihrer Formel. Stelle dann die Reaktionsgleichung einer beliebigen Neutralisation auf!
2. In Cola ist viel Phosphorsäure enthalten.

   a) Wie kann eine Getränkefirma Phosphorsäure herstellen?

   b) Stelle die Reaktionsgleichungen dazu auf!

   c) Wie kann diese Säure unschädlich gemacht werden? Beschreibe genau, wie man dazu vorgehen muss!

3. Schwefeloxid wird mit Wasser vermischt. Stelle die Reaktionsgleichung auf!
4. Stelle die Reaktionsgleichung der Verbrennung von Magnesium auf

   a) Erkläre an diesem Beispiel die Begriffe Oxidation und Metalloxid!

   b) Welche Farbe zeigt der Universalindikator, wenn man das Produkt mit Wasser mischt?

5. Wissenschaftler haben festgestellt, dass Regenwasser auch Säuren enthält. In den letzten Jahren hat man nun beobachtet, dass vor allem in Gebieten mit starkem Autoverkehr der Regen besonders sauer ist. Besteht da ein Zusammenhang? (Tipp: In Benzin sind Kohlenstoff und Schwefel enthalten)
6. Was ist der pH-Wert?
7. Was vermutest Du, warum man den Säuregrad überhaupt messen muss? Reicht nicht eine Bezeichnung wie sauer oder neutral aus?
8. Warum kann eine starke Säure auch manchmal schwach wirken? Vergleiche mit einem starken Sportwagen, der in einer 30er Zone fährt.
9. Warum sind Aquarienliebhaber so sehr am pH-Wert ihres Wasser interessiert?
10. Mit der wievielfachen Menge Wasser muss man 1L Essig verdünnen, damit er nicht mehr sauer ist (pH=7)?
11. Was ist eine „Neutralisation“?

    a) Beschreibe eine Versuchsdurchführung und stelle Beobachtung und Schlussfolgerung auf (mit Reaktionsgleichung!)

    b) Stelle die Reaktionsgleichung der Neutralisation von Phosphorsäure mit Kalilauge auf!

12. Ein Bauarbeiter arbeitet beim Anrühren des Zementes ohne Handschuhe. Dazu verwendet er so genannten „gebrannten Kalk“ (CaO). Nach einigen Wochen sind seine Hände stark angegriffen, eingerissen und rötlich. Finde eine Erklärung!

Anorganische Chemie für Schüler

Wasser, Lösungen und die Teilchentheorie

Stoffe bestehen aus winzigen Teilchen, die „Atome“ genannt werden

Wasser ist für den Menschen die wichtigste Verbindung überhaupt. In diesem Kapitel wirst Du vieles über Wasser und Lösungsvorgänge lernen, denn schließlich sind im Wasser fast immer Salze aufgelöst. Außerdem lernst Du die Atome kennen und auch noch mehr über Trennungen und Trennungsvorgänge - denn auch dort spielt Wasser oft eine Rolle.

Lösen von Stoffen

Versuchsbeschreibung

In zwei große Bechergläser werden jeweils warmes und kaltes Wasser gegeben. Dann wird je ein Kristall Kaliumpermanganat (ein Salz) zugefügt und etwa 60 min beobachtet. Kaliumpermanganat dient nur als kristalliner Farbstoff. Die beiden Bechergläser dürfen nicht berührt werden, es darf zu keinen Erschütterungen kommen.

Beobachtung

Im kalten Wasser verteilt sich der Farbstoff langsam, im warmen sehr schnell. Nach etwa 60 min hat sich der Farbstoff in beiden Bechergläsern gleich gut verteilt.

Versuchsaufbau zur Bestimmung der Geschwindigkeit der Verteilung von Kaliumpermanganat im warmen und kalten Wasser

Schlussfolgerung

1. Lösen des Salzes

Durch das Wasser zerfällt der Salzkristall in winzig kleine Teilchen. Es ist eine Lösung entstanden. Man sagt auch, das Salz hat sich in der Lösung aufgelöst. Wasser ist dabei das Lösungsmittel für das Salz. Diese winzigen Teilchen sind sehr klein und in sehr hoher Anzahl vorhanden. Ein winziger Kristall kann davon so viele enthalten, dass die Anzahl mehr wäre als eine Milliarde mal eine Milliarde mal 100. Es dürften so ca. 100 000 000 000 000 000 000 000 sein.

2. Verteilen des Farbstoffes

Alle Atome bewegen sich und stoßen dabei auch aneinander. Diese Eigenbewegung kann man sich als ein Zittern oder Schwingen vorstellen. Sie wurde von dem schottischen Biologen Robert Brown 1827 entdeckt. Dadurch kommt es zur Verteilung der Atome in der ganzen Lösung.

deshalb funktioniert der Versuch im warmen Wasser auch so gut.

Aufgaben

1. Löst sich Zucker im Tee, auch wenn man nicht umrührt?
2. Wenn jemand eine Mandarine isst, riecht man das bald im ganzen Raum. Warum?
3. Warum wird Wäsche mit 40°C heißem Wasser gewaschen?
4. Was kann man versuchen, wenn sich ein hartnäckiger Fleck bei 40°C nicht löst?

Sieden

Dieser Versuch wird Dir sicherlich gefallen - er ist einfach und in der Erklärung faszinierend. Angeblich sind bei diesem Versuch schon Schüler durchgedreht ;-)

Versuchsbeschreibung

Man bringt Wasser in einem Becherglas zum Kochen und beobachtet es genau. Mit einem wassergefüllten Reagenzglas sollen die aufsteigenden Gasbläschen aufgefangen werden.

Beobachtung	Schlussfolgerung
1. Becherglas beschlägt von außen	$\Rightarrow$ Wasser aus dem Erdgas setzt sich auf dem kalten Glas von außen ab
2. Schlierenbildung	$\Rightarrow$ Warme und kalte Wasserschichten (=Dichteunterschiede) vermischen sich
3. Kleine Gasblasen steigen auf	$\Rightarrow$ gelöste Gase (Stickstoff und Sauerstoff) entweichen. , nicht nur Salze und Zucker! (siehe Aquariumspumpe). Dabei gilt folgende Regel:
4. Große Gasblasen steigen auf	$\Rightarrow$ Wasser wird gasförmig und Dampfblasen steigen auf. Diese können im Gegensatz zu Beobachtung 3 nicht mit einem wassergefüllten Reagenzglas aufgefangen werden, da sie im etwas kälteren Reagenzglaswasser sofort wieder flüssig werden.
5. Wassertropfen am Becherglas	$\Rightarrow$ Wasserdampf kühlt sich an der Glaswand ab und kondensiert.

Der Siedepunkt ist abhängig von:

a) Der Masse der Teilchen. Lässt sich über die kinetische Energie erklären (E_kin = ½ mV²)
b) Zwischenmolekularen Kräften (Vergleich H₂S , H₂O ,...)
c) Luftdruck, der dem „Austritt“ der Moleküle entgegenwirkt (Vergleich: Ein Bergsteiger siedet im Himalaja Tee bei 80°C, im Dampfkochtopf hingegen siedet Wasser bis 120°C). Wenn der Dampfdruck gleich dem Umgebungsdruck ist, so ist die flüssige Phase nicht mehr stabil, es kommt zum Verdampfen.

Aufgaben

1. Wie gelangen gelöste Gase ins Wasser? (Mineralwasser)
2. Warum blubbert kochendes Wasser?
3. Kann man aus sprudelndem Mineralwasser eigentlich einen Tee kochen, der normal schmeckt?
4. Welches Gas ist eigentlich in Mineralwasser aufgelöst?
5. Warum trocknet eine gewischte Tafel eigentlich, sie ist doch (hoffentlich) kälter als der Siedepunkt von Wasser?
6. Wie kann es in einem heißem Sommer passieren, dass die Fische in kleineren Seen sterben?
7. In welchen Jahreszeiten fühlen sich Fische demzufolge am wohlsten? Begründe Deine Antwort!

Vorgänge beim Erhitzen von Wasser

Auf einer der vorherigen Seiten hast Du gelernt, dass alle Stoffe aus den winzig kleinen Teilchen, den Atomen bestehen. Natürlich gilt das nicht nur für Feststoffe, sondern auch für Flüssigkeiten und Gase. Außerdem weißt Du schon, dass diese Atome ständig zittern und dieses Zittern von der Temperatur abhängig ist. Was passiert denn nun eigentlich mit den Atomen, wenn man gefrorenes Wasser kocht? Diese Skizze zeigt die Anordnung von Atomen in den drei Aggregatzuständen fest, flüssig, gasförmig.

Zusatzinformation

Die Temperaturgrenzen sind nur unter Standarddruck wie angegeben.

Schema der Entstehung der Aggregatzustände

Wird der Schmelzpunkt(=Smp) überschritten, lösen sich die Teilchen vom Eisblock ab, weil sie sich zu stark bewegen. Der Feststoff schmilzt. Bei weiterer Erwärmung benötigen die Teilchen immer mehr Platz, bis sie schließlich am Siedepunkt (=Sdp) in die Gasphase übergehen, weil im Außenraum, zum Beispiel über dem Kochtopf, noch genügend Platz vorhanden ist.

Der Schmelz- und der Siedepunkt sind eine Stoffeigenschaft. Jeder Stoff hat andere Schmelz- und Siedepunkte. Man kann dadurch Stoffe erkennen und zuordnen:

	Wasser	Alkohol	Eisen	Zink
Schmelzpunkt	0°C	-117°C	1535°C	419°C
Siedepunkt	100°C	79°C	2870°C	906°C
${\text{ }}$
	Quecksilber	Helium	Wasserstoff	Sauerstoff
Schmelzpunkt	-39°C	-272°C	-259°C	-219°C
Siedepunkt	357°C	-269°C	-253°C	-183°C

Anwendungen im täglichen Leben

• Dampfkochtopf
• Feuerzeuggas, wird erst beim Öffnen gasförmig
• Mikrowelle kehrt Prozess um. Teilchen werden in Schwingung versetzt, dadurch Erwärmung.
  $\Rightarrow$ Gefahr bei Handys, da Eiweiße im Gehirn erhitzt werden.

Aufgaben

• Erkläre jede der drei Anwendungen kurz mit dem Teilchenmodell.
• Warum bricht kaltes Eis auf einem See nicht so schnell, wie Eis bei genau 0°C?

Lösen von Salzen in Wasser

Was passiert eigentlich, wenn Du Zucker oder Salz in ein Glas mit Wasser gibst. Beobachte doch mal was passiert. Einmal, wenn du rührst und nochmal ohne zu rühren.

Gesättigte Lösung

Versuchsbeschreibung

Zu 100ml Wasser wird Salz zugefügt. Löst sich alles nach dem Rühren auf, wird ein weiterer Löffel Salz hinzugefügt. Besonders schöne Kristalle erhält man mit Alaun, chemisch korrekter Name ist Kaliumaluminiumsulfat.

Beobachtung

In der Lösung löst sich die Menge von zwei Löffeln auf, der dritte bildet einen Bodenkörper. Der BodenKÖRPER ist übrigens der Teil, der sich nicht auflöst.

Schlussfolgerung

Eine Lösung ist ein homogenes Gemisch, das aus einem oder mehreren gelösten Stoffen und einem Lösungsmittel besteht. Viele Salze lösen sich in Wasser auf, aber das Lösungsmittel Wasser kann nicht unendlich viel Salz auflösen. Ist die Menge zu groß, bleibt ein Rückstand am Boden zurück. Man spricht von einer gesättigten Lösung. Lösungsmittel sind üblicherweise Flüssigkeiten. Die gelösten Stoffe können fest, flüssig oder gasförmig sein.

Becherglas mit Bodensatz

übersättigte Lösung

Wenn man zu einer gesättigten Lösung weiter Salz zufügt, entsteht ein Bodenkörper. Dieser löst sich unter Umständen beim Erwärmen. Es entsteht eine übersättigte Lösung. Diese enthält mehr Salz, als sie eigentlich aufnehmen kann.

Becherglas mit Bodensatz

Beim Abkühlen gibt die übersättigte Lösung zuviel gelöstes Salz unter Umständen wieder ab. Wenn man einen Faden (am Besten mit einem kleinen Kristall daran) in die Lösung hängt, „wächst“ ein Kristall.

Unterkühlte Salzlösung

Nachdem Du jetzt den Schmelzpunkt und den Siedepunkt von Wasser kennen gelernt hast, stellt sich die Frage, ob Wasser sich gleichmäßig erwärmt, wenn man es erhitzt. Und was passiert, wenn man nicht reines Wasser, sondern Wasser mit gelöstem Salz kocht?

Versuchsbeschreibung

Je 6 Eiswürfel werden in einem Becherglas mit etwas Wasser benetzt. Die Temperatur wird gemessen. Das Wasser wird nun gekocht und die Temperatur alle 20s gemessen. Eine zweite Gruppen kocht die Eiswürfel, fügt aber 3 Löffel Kochsalz hinzu. Nach Versuchsende wird ein Koordinatensystem (z. B. mit Excel) erstellt.

Beobachtung

Zeit [s]	Temperatur Wasser [°C]	Temperatur Salzwasser [°C]
0	0	-8
20
40
60
...

Versuchsauswertung Sättigungskurven

Man sieht, dass sich Wasser und die Salzlösung gleichmäßig erwärmen - solange keine Eiswürfel mehr darin schwimmen - denn dann ist die genaue Messung sehr schwierig. Die Temperaturkurve von Salzwasser beginnt allerdings bei geringeren Temperaturen und erreicht ihren Sättigungspunkt bei höheren Temperaturen, als die von reinem Wasser.

Schlussfolgerung

Erklärung für die 8. Klasse

Wasser schmilzt bei 0°C und siedet bei 100°C. Gibt man Kochsalz hinzu, wird der Schmelzpunkt herabgesetzt, da sich Salzteilchen zwischen die Wasserteilchen drängeln und so die Anordnung im gefrorenen Kristall „stören“. Das Eis schmilzt, obwohl es noch nicht seinen Schmelzpunkt erreicht hat.

Beim Sieden passiert etwas Ähnliches. Die Salzteilchen bewegen sich sehr schnell und entnehmen so dem System zusätzlich Energie. $\Rightarrow$ man muss mehr Hitze zufügen, damit alle Wasserteilchen in die Gasphase übertreten können.

Beachte die allgemeinen Aussagen eines Diagramms

• je steiler die Gerade, desto höher die Geschwindigkeit.
• Unterbrechungen sagen etwas über den Versuchsverlauf aus. Steigt es, wie gewohnt, danach weiter, so liegt ein Messfehler vor, entsteht eine Stufe, so war vielleicht der Brenner aus. Fällt die Temperatur, so wurde vielleicht kälteres Wasser zugefügt.

Aufgaben

1. Erkläre die Wirkung von Streusalz!
2. Warum wird in die Scheibenwaschanlage (im Winter) Alkohol zum Seifenwasser zugefügt?
3. Warum gefriert eine mit Alkohol enteiste Scheibe schneller wieder, als eine, die freigekratzt wurde?

Übung: Eigenschaften von Lösungsmitteln

Welche Stoffe lösen sich eigentlich in Wasser auf? Sind es alle Stoffe, oder unterscheiden sie sich? Außerdem gibt es noch andere Lösungsmittel außer Wasser (z. B. Benzin oder Alkohol). Dieser Versuch soll klären, ob es für das Auflösen von Stoffen eine Gesetzmäßigkeit gibt.

Versuchsbeschreibung

Nimm dir die verschiedenen Lösungsmittel und untersuche, wie viel sich von den angegebenen Feststoffen darin löst. Beachte, dass eine Trübung immer bedeutet, dass sich ein Stoff nicht aufgelöst hat. Kennzeichne dann mit den Symbolen „+“, „•“ Und „–“, wie gut sich die Feststoffe in den jeweiligen Lösungsmitteln auflösen.

Beobachtung

	Kochsalz(NaCl)	Traubenzucker(C6H12O6)	Mehl/Stärke	Kaffee
Wasser
Spiritus
Benzin
Aceton
${\text{ }}$
	Mineralsalztablette	Vitamin C	Butter/ Fett	Speiseöl
Wasser
Spiritus
Benzin
Aceton

Schlussfolgerung

Nicht alle Stoffe können sich in jedem Lösungsmittel auflösen. Viele Stoffe lösen sich in Wasser oder in Benzin/ Aceton. Kein Stoff löst sich gut ein beiden Flüssigkeiten. Einige Stoffe lösen sich in gar keinem Lösungsmittel auf, wie z. B. das Mehl.

Die Ursache ist die so genannte Polarität, die die Du im nächsten Jahr noch besser kennen lernen wirst. Es gibt sogenannte polare und apolare (=unpolare) Lösungsmittel. Man unterscheidet dabei nicht nur hinsichtlich der Polarität von Lösungsmittel, sondern auch der Polarität des zu lösenden Stoffes. Wasser ist z. B. ein „polares“ Lösungsmittel. Benzin ein „nicht-polares“ (=„apolares“) Lösungsmittel.

Salz ist ein polarer Stoff. Er löst sich also nur in polaren Lösungsmittel wie z. B. Wasser. Fette hingegen sind apolar und lösen sich gut in apolaren Lösungsmitteln wie Benzin, Terpentin, Verdünner oder Aceton.

Es gilt:

Im Alkohol liegt eine Mittelstellung vor, da er weniger polar als Wasser, aber polarer als Benzin ist. In ihm lösen sich sowohl polare, als auch apolare Stoffe, aber in jeweils geringerer Menge, als im entsprechendem Lösungsmittel.

Aufgaben

1. Warum gehen Fettflecken und Schmiereflecken so schlecht in der Waschmaschine aus der Kleidung?
2. Welches Lösungsmittel schlägst Du vor, um Fett von der Fahrradkette zu entfernen?
3. Nagellack und Edding sind nicht wasserlöslich. Wie kann man sie stattdessen entfernen?
4. Welche Möglichkeiten gibt es „Hähnchen-verschmierte Finger“ zu reinigen?
5. Ein Schüler hatte einen Motorschaden mit seinem Mofa. Er vermutet, dass ihm jemand Zucker in den Tank getan hat.

   a) Warum ist Zucker für den Motor gefährlich und wie wirkt er sich aus?

   b) Kann man den Zucker noch nachweisen - und wie?

6. Warum schwimmen die Fettaugen in der Suppe oben?

Wasser

Wasser ist eine chemische Verbindung aus Sauerstoff und Wasserstoff mit der Formel H₂O. Die Bezeichnung Wasser wird besonders für den flüssigen Aggregatzustand verwendet, im festen, also gefrorenen Zustand wird es Eis genannt, im gasförmigen Zustand Wasserdampf oder einfach nur Dampf. Die chemisch korrekteste Bezeichnung wäre Wasserstoffoxid.

Wasservorkommen der Erde

Große Teile der Erde sind vom Wasser bedeckt. Die Versorgung der Weltbevölkerung mit hygienisch unbedenklichem Trinkwasser, sowie einer ausreichenden Menge Nutzwasser, stellt dennoch eine der größten Herausforderungen der Menschheit in den nächsten Jahrzehnten dar.

Die Wasservorkommen der Erde belaufen sich auf circa 1.386 Milliarden km³, wovon allein 1.338 Milliarden km³ (96,5 %) auf das Salzwasser der Weltmeere entfallen. Nur 35 Millionen km³ (2,53 %) des irdischen Wassers liegen als Süßwasser vor. Das mit 24,4 Mill. km³ (1,77 %) meiste Süßwasser ist dabei als Eis an den Polen, Gletschern und Dauerfrostböden gebunden und somit nicht der Nutzung zugänglich.

Wasser ist die einzige Verbindung, die in allen drei Aggregatzuständen auf unserem Planeten vorkommt. Insgesamt liegen 98,2 % des Wassers in flüssiger, 1,8 % in fester und 0,001 % in gasförmiger Form vor. In seinen unterschiedlichen Formen zirkuliert es fortwährend im globalen Wasserkreislauf. Diese Anteile sind jedoch nur näherungsweise bestimmbar, wobei im Zuge der globalen Erwärmung von einem Anstieg des Wasserdampfanteils ausgegangen wird.

Während Regenwasser recht rein ist (destilliertes Wasser, welches keine gelösten Stoffe enthält), kommt es beim Kontakt mit dem Boden sofort zum Auflösen von Mineralien, die im Boden sind (v. a. die Salzgruppen Sulfate, Chloride und Carbonate, die v. a. die Elemente Natrium, Kalium, Calcium und Magnesium enthalten). Sind landwirtschaftliche Betriebe in der Nähe, so findet man oft auch Stickstoffverbindungen wie Nitrate und Nitrite im Grundwasser). Grund dafür ist der hohe Gehalt an Fäkalien, welche auf die Felder als Dünger aufgetragen werden.

Meerwasser besteht zu großen Teilen aus Natriumchlorid („Kochsalz“), welches durch Meerwasserentsalzung gewonnen werden kann.

Aufbau und Eigenschaften des Wassermoleküls

Das Wassermolekül besteht aus zwei Wasserstoffatomen und einem Sauerstoffatom. Geometrisch ist das Wassermolekül gewinkelt. Die zwei Wasserstoffatome und die zwei Elektronenpaare sind folglich in die Ecken eines gedachten Tetraeders gerichtet. Der Winkel, den die beiden O-H-Bindungen einschließen, beträgt 104,45°. Die Bindungslänge der O-H-Bindungen beträgt jeweils 95,84 Picometer.

Eigenschaften des Wassers

Die Eigenschaften des Wassers sind so besonders, dass sie es zu dem bedeutendsten Stoff der Erde machen. Bis heute werfen einige Eigenschaften des Wassers Forschern teilweise Rätsel auf:

• Wasser hat vergleichsweise hohe Schmelz- und Siedepunkte. Diese wurden als Fixpunkte für Temperaturskalen festgelegt.
• Wasser siedet unter Normalbedingungen bei 100 °C und erstarrt bei 0 °C (durch gelöste Salze kann man diese Punkte allerdings verändern).
• Wasser zeigt eine Dichteanomalie, d. h. es hat seine höchste Dichte bei 4°C, bei tieferen Temperaturen nimmt die Dichte wieder ab, deshalb schwimmt Eis.
• Wasser ist ein hervorragendes polares Lösungsmittel für viele Stoffe.
• Die Löslichkeit in Wasser ist oft stark von der Temperatur abhängig; dabei verhalten sich Feststoffe und Gase unterschiedlich. Gase lösen sich besser in kaltem Wasser, dagegen lösen sich Feststoffe bei zunehmender Temperatur meist besser in Wasser. Dazu gibt es allerdings wiederum viele Ausnahmen, wie zum Beispiel das Lithiumsulfat.
• tritt Licht von der Luft ins Wasser ein, so wird es abgelenkt (gebrochen).
• Wasser weist eine vergleichsweise große Oberflächenspannung auf, da sich die Wassermoleküle gegenseitig recht stark anziehen.
• Wasser ist im reinen Zustand geschmack- und geruchlos.
• wird Wasser aus Wasserstoff und Sauerstoff gebildet, so wird viel Energie freigesetzt.
• Wasser hat im Vergleich zu anderen Flüssigkeiten eine hohe Wärmeleitfähigkeit, aber im Vergleich mit einigen Metallen eine sehr geringe.
• Wasser kann auch als Säure oder Lauge reagieren. Solche Stoffe nennt man „amphoter“.

Bedeutungen des Wassers

Klima

Wasser beeinflusst entscheidend unser Klima und ist für die Entstehung von Wetter verantwortlich, vor allem durch seine Kapazität als Wärmespeicher. In den Ozeanen wird die einstrahlende Sonnenenergie gespeichert. Diese regional unterschiedliche Erwärmung führt wegen Verdunstung zu Konzentrationsunterschieden. Dieses Konzentrationsgefälle erzeugt globale Meeresströmungen, die sehr große Wärmemengen transportieren (z. B. Golfstrom, Humboldtstrom, äquatorialer Strom, mitsamt ihren Gegenströmungen). Ohne den Golfstrom würde in Mitteleuropa arktisches Klima herrschen.

Bei der Erwärmung verdunstet Wasser, es entsteht Verdunstungskälte. Als „trockener“ Dampf (nicht kondensierend) und als „nasser“ Dampf (kondensierend: Wolken, Nebel) enthält und transportiert es latente Wärme, die für sämtliche Wetterphänomene entscheidend verantwortlich ist (Luftfeuchtigkeit, Gewitter, Föhn).

Der aus Wolken fallende Niederschlag und der Wasserdampf bewässern die terrestrischen ??Ökotope??. Auf den Landmassen können so Gewässer oder Eismassen entstehen, die wiederum das Klima beeinflussen.

Biologie

Das Leben ist nach dem heutigen Erkenntnisstand im Wasser entstanden. Wasser wurde damit zum wichtigen Bestandteil der Zelle und zum Medium der wichtigsten biochemischer Vorgänge (Stoffwechsel) in Tier und Pflanze. Das Zellplasma von Tieren kann allein bis zu 90 Prozent Wasser enthalten (sowie Fette, Kohlenhydrate, Eiweiße, Salze u.a. Substanzen). Das Blut von Tieren und der Saft in Pflanzen enthalten auch viel Wasser. Der Bedarf eines Menschen liegt bei 2-3 l/Tag

Wassergehalt in einigen Nahrungsmitteln

Butter 18 %	Käse 30 bis 60 %	Fleisch 60-75 %	Wassermelone 90 %
Brot 40 %	Joghurt, Milch 75 %	Apfel, Birne 85 %	Gurken, Tomaten 98 %

Wasserverbrauch

Der Wasserverbrauch des Menschen ist von der Entwicklung des Landes, in dem er lebt, und vom Angebot stark unterschiedlich. Wasser wird für den Verzehr (Trinkwasser), Waschen, Kochen, Landwirtschaft, Industrie u.a. verwendet.

Der Wasserbedarf in Deutschland betrug 1991 47,9 Milliarden m³, wovon allein 29 Milliarden m³ als Kühlwasser in Kraftwerken dienten. Rund 11 Milliarden m³ wurden direkt von der Industrie genutzt, 1,6 Milliarden m³ von der Landwirtschaft. Nur 6,5 Milliarden m³ dienten der Trinkwasserversorgung.

Täglicher Verbrauch

• In Deutschland bis zu 130-300l/ Person
• In USA bis zu 600l/ Person (z. B. durch viele Golfplätze oder Städte in der Wüste, wie Las Vegas)
• In Entwicklungsländern teilweise 4l/ Person

Der durchschnittliche Trinkwasserverbrauch beträgt in Deutschland ca. 130 Liter pro Einwohner und Tag. Dieser Wert ist leicht im Sinken. So lag nach dem zweiten Weltkrieg der Verbrauch noch bei ca. 150 Liter pro Tag. An dieser Ersparnis haben v.a. effizientere Wasch- und Spülmaschinen, wassersparende Toilettenspülungen und ein umweltfreundlicheres Bewusstsein einen großen Anteil. Auch die Industrie muss heute wassersparender produzieren als noch in den Nachkriegsjahren.

Aufgaben

Auswertung des Wasserzählerablesens

1. Vergleiche die Zahlen des täglichen Verbrauchs. Brauchst Du wirklich soviel Wasser?

2. a) Miss mindestens eine Woche lang den täglichen Wässerverbrauch und trage die Werte in die Tabelle ein (beachte, dass ihr unter Umständen mehr als einen Wasserzähler im Haus habt).

   b) Erstelle dann ein Koordinatensystem. Wie erklärst Du dir die Sprünge darin?

3. a) Was sind Deiner Meinung nach die größten Wasserverschwender im Haus?

   b) Wie kann man Wasser sparen?

4. Wasserverschmutzung: Informiere Dich über verschmutzte deutsche Flüsse und Gewässer. Was sind diese „Verschmutzungen“? Wie kann man Wasser reinigen?

Tag	Zähler 1 [m3]	Zähler 2 [m3]	Verbrauch [l]
Mo
Di
Mi
Do
Fr
Sa
so

Übung: Trennungen

Wir haben in einer der vorherigen Lektionen schon Gemische getrennt. Hier lernst Du weitere Methoden. Sie können auch benutzt werden, um z. B. verunreinigtes Wasser zu reinigen.

Die folgenden fettgedruckten Wörter bezeichnen Methoden, die für die davor stehenden Gemische gut geeignet sind.

Sand & Wasser $\Rightarrow$Sedimentieren und dann Dekantieren

Der Ausdruck Dekantieren bezeichnet den Prozess der Abtrennung eines ungelösten Feststoffes oder einer nicht vermischten Flüssigkeit aus einer zweiten Flüssigkeit. Nach einer Ruhezeit in einem Gefäß setzt sich der Feststoff am Boden ab (wie Kakaopulver in der selbst gemachten Trinkschokolade). Dieser Vorgang heißt Sedimentieren. Die Flüssigkeit schwimmt über dem Feststoff, oder das Öl auf dem Wasser. Durch vorsichtiges Abgießen einer Schicht kann man die Stoffe trennen, sozusagen „an einer Kante trennen“ (=Dekantieren). Diese Methode funktioniert z. B. auch bei Benzin und Wasser.

Alkohol & Wasser $\Rightarrow$Destillieren

Wenn zwei Stoffe unterschiedliche Siedepunkte haben, verdampft ein Stoff früher als der andere (in dem Fall würde der Alkohol zuerst verdampfen, da sein Siedepunkt bei ca. 78°C liegt)

Kieselsteine & Sand $\Rightarrow$ Sieben

Mit einem Sieb können Sand und Steine leicht getrennt werden.

Sand & Wasser $\Rightarrow$ Filtieren

Mit einem Filterpapier und einem Trichter lassen sich Sand und Wasser leicht trennen. Diese Methode funktioniert immer dann, wenn einer der beiden Stoffe größer und der andere kleiner als die Poren des Filters ist. Diese Methode ist dem Sieben sehr ähnlich, nur dass die Poren viel kleiner sind.

Eisen & Schwefel $\Rightarrow$ Trennung mit Magneten

Sofern sich zwei Stoffe in ihren magnetischen Eigenschaften unterscheiden, können sie leicht durch einen Magneten getrennt werden. Auf diese Weise können auch zwei Metalle getrennt werden, sofern eines davon aus Eisen, Nickel oder Cobalt besteht.

Sand & Wasser $\Rightarrow$ Zentrifugieren

Beim Zentrifugieren werden die unterschiedlichen Dichten der beiden Stoffe ausgenutzt. Der Stoff mit der höheren Dichte, wird stärker nach außen geschleudert (vergleiche mal mit einer Fahrt in der Berg-und-Tal-Bahn oder einem Kettenkarussell). Diese Methode funktioniert ebenso mit zwei Flüssigkeiten verschiedener Dichte oder auch nasser Wäsche in der Wäscheschleuder.

Inhaltsstoffe in Filzstiften $\Rightarrow$ Chromatographie

Mache mal auf ein Filterpapier Punkte in 1,5 cm Höhe mit einem schwarzen Filzstift. Stelle alles in ein mit Wasser gefülltes Becherglas (nur 1 cm). Was kannst Du sehen?

Die Erklärung hierzu ist für Deinen Wissenstand noch sehr schwierig. Es hängt mit der unterschiedlichen Polarität der im Filzstift enthaltenen Farben zusammen. Sie werden je nach Polarität bis zu einer gewissen Höhe „mitgenommen“

Zusatzinformation

Aufgaben:

1. Erkläre mit Deinen Worten das Prinzip, was hinter allen Trennungsvorgängen steht.
2. Erstelle eine tabellarische Übersicht (oder ein Mindmap), welches die verschiedenen Methoden wiedergibt und finde zu jeder Methode mindestens noch ein Beispiel aus dem täglichen Leben.

Übung: Trennen eines Sand/ Salz Gemisches

Versuchsbeschreibung

Mit verschiedenen Mitteln soll ein Sand/ Kochsalzgemisch getrennt werden. Die Schüler dürfen selbst entscheiden, wie sie vorgehen.

Eine Möglichkeit besteht darin, Wasser als dritten Stoff zuzufügen und das Salz darin aufzulösen. Dann wird der Sand vom Salzwasser abfiltriert. Das Wasser lässt man verdampfen. Salz bleibt übrig.

Extraktion von Erdnussöl aus Erdnüssen

Versuchsbeschreibung

Eine Packung Erdnüsse wird im Mörser mit Diethylether oder Aceton zermörsert. (Diethylether ist gründlicher, Aceton gesünder). Das freiwerdende Öl wird abgegossen und mit dem noch enthaltenen Aceton in den Abzug gestellt. Es verdampft innerhalb weniger Minuten.

Beobachtung

Es entsteht zuerst ein Brei, aus dem dann Öltropfen austreten.

Schlussfolgerung

Nüsse enthalten sehr viel Öl. Dieses wird durch das Lösungsmittel Aceton herausgelöst. Im Luftzug des Abzugs verdampft es schnell - zurück bleibt das Öl.

Zusatzinformation
Pflanzenöl, Erdnuss, Erdnussöl

Die Kläranlage

Fließschema

Schema, wie arbeitet eine Klärgrube

Mechanische Stufe

In diesem ersten Teil finden Trennungen hauptsächlich aufgrund von physikalischen Eigenschaften, wie Dichte, Größe, Masse usw. statt. Hier werden etwa 20-30% der festen (ungelösten) Schwimm- und Schwebstoffe entfernt. In der weitergehenden Abwasserreinigung und der Industriewasserwirtschaft werden unter anderem Adsorption, Filtration und andere eingesetzt.

Regenentlastung

Falls Regen- und Schmutzwasser in einem Kanal der Kläranlage zugeleitet werden (Mischsystem), muss in der Regel ein Teil des Regenwassers entweder bereits im Kanalnetz oder auf der Kläranlage über einen Regenüberlauf entlastet und/oder in einem Regenüberlaufbecken gespeichert werden, um die Kläranlage nicht zu überlasten.

Rechen

In der Rechenanlage wird das Abwasser durch einen Rechen gesäubert. Im Rechen bleiben die groben Verschmutzungen wie Fäkalstoffe, Damenbinden, Toilettenpapier, Steine, aber auch Laub und tote Ratten hängen. Diese Grobstoffe würden Pumpen der Kläranlage verstopfen. Man unterscheidet Feinrechen mit wenigen mm und Grobrechen mit mehreren cm Spaltweite.

Sandfang

Ein Sandfang ist ein Absetzbecken mit der Aufgabe, grobe, absetzbare Verunreinigungen aus dem Abwasser zu entfernen, so beispielsweise Sand, Steine, Glassplitter oder Gemüsereste. Durch Sedimentation können sich diese Stoffe absetzen.

Vorklärbecken

Ein Vorklärbecken ist nicht immer vorhanden. Das Schmutzwasser fließt sehr langsam durch das Vorklärbecken. Ungelöste Stoffe (Fäkalstoffe, Papier etc.) setzen sich ab (absetzbare Stoffe) oder schwimmen an der Oberfläche auf. Etwa 30 % der organischen Belastung kann damit entfernt werden. Es entsteht Primärschlamm, der weiter zu behandeln ist.

Biologische Stufe

In diesem Verfahrensteil werden durch Mikroorganismen die organischen Verbindungen der Abwasserinhaltsstoffe abgebaut und anorganische Stoffe teilweise durch Luftzufuhr oxidiert. Hierzu wurden zahlreiche Verfahren entwickelt.

Belebungsbecken

Im Belebungsbecken werden durch Belüften von mit Bakterienschlämmen (=Belebtschlamm) vermischtem Abwasser (gelöste) Abwasserinhaltsstoffe von den Bakterien biologisch abgebaut. Dabei werden von Bakterien und anderen Einzellern Kohlenstoffverbindungen zu Biomasse und Kohlendioxid und der Nährstoff Stickstoff durch Nitrifikation (=biologische Oxidation von Ammonium zu Nitrat unter Beisein von Sauerstoff) und Denitrifikation (=Reduktion von Nitrat zu Stickstoffgas unter Abwesenheit gelösten Sauerstoffs) abgebaut. Die überschüssige Biomasse wird als Klärschlamm bezeichnet. Durch die Zugabe von Fällmitteln kann mittels chemischer Reaktionen außerdem der Nährstoff Phosphor entfernt werden. Dies verbessert auch die Absetzeigenschaften des Belebtschlammes im Nachklärbecken.

Nachklärbecken

Das Nachklärbecken bildet eine Prozesseinheit mit dem Belebungsbecken. In ihm wird der Bakterienschlamm (=Belebtschlamm) durch Absetzen aus dem Abwasser abgetrennt. Der Schlamm wird in das Belebungsbecken zurückgeführt (Rücklaufschlamm). Der durch den Abbau der Abwasserinhaltsstoffe entstehende Biomassezuwachs wird als Überschussschlamm/Klärschlamm entsorgt, bzw. in Faultürmen unter anaeroben Bedingungen zu Faulschlamm und Biogas (=Methan und Kohlendioxid) abgebaut. Auch nach der Faulung verbleibt ein restlicher Klärschlamm. Dieser ausgefaulte Schlamm kann in der Landwirtschaft verwertet werden oder muss verbrannt werden.

Zusatz: Chemische Verfahren

Dies ist eine Zusatzinformation

Chemische Verfahren finden bei Bedarf als dritte Stufe statt. Sie bedienen sich chemischer Reaktionen wie Oxidation und Fällung. Sie dienen in der kommunalen Abwasserreinigung vor allem der Entfernung von Phosphor durch Fällungsreaktionen. Dieser Prozess hat große Bedeutung zur Vermeidung der Eutrophierung der Gewässer. Zudem werden chemische Verfahren zur Fällung in der Industriewasserwirtschaft und zur weitergehenden Abwasserreinigung (beispielsweise Flockung/Fällung/Filtration) eingesetzt.

Dalton's Atomhypothese

John Dalton, geboren am 6. September 1766 in Eaglesfield, England, war ein englischer Naturwissenschaftler und Lehrer. Sein Vater war als Weber reich genug, seinen Sohn auf eine Schule zu schicken. Für die damalige Zeit keine Selbstverständlichkeit. Schon im Alter von 12 Jahren wurde er selbst an dieser Schule als Lehrer tätig. Im Alter von 15 Jahren (also 1781) begann er im benachbarten Kendal mit seinem Bruder und seinem Cousin eine neue Schule zu leiten. 12 Jahre später (1793) wird er an das „New College“ nach Manchester berufen, wo er Studenten unterrichtete. Er starb am 27.7.1844, im Alter von 78 Jahren in Manchester.

Sein Interesse galt vielen Dingen, vor allem aber den Vorgängen der Natur. Durch seine meteorologischen Beobachtungen vermutete er schon 1787, dass Regen durch ein Sinken der Atmosphärentemperatur entsteht. Weiterhin arbeitete er auf dem Gebiet der Wärmeausdehnung von Gasen und formulierte ein Gesetz dazu (das „Dalton-Gesetz der Partialdrücke“). John Dalton entdeckte auch die Farbenblindheit, an der er selbst litt. Seine wichtigste Theorie veröffentlichte er 1803 zu den chemischen Elementen. Er vermutet, dass alle Stoffe aus Atomen bestehen. Diese neue Theorie wurde nach ihm „Dalton’sche Atomhypothese“ benannt:

1. Materie besteht aus extrem kleinen, bei Reaktion ungeteilt bleibenden Teilchen, den Atomen.
2. Die Masse der Atome eines bestimmten Elements sind gleich (alle Atome eines Elements sind gleich). Die Atome verschiedener Elemente unterscheiden sich in ihren Eigenschaften (zum Beispiel in Größe, Masse, usw.).
3. Es existieren so viele Atomsorten wie Elemente.
4. Bei chemischen Reaktionen werden Atome in neuer Kombination vereinigt oder voneinander getrennt.
5. Eine bestimmte Verbindung wird von den Atomen der betreffenden Elemente in einem bestimmten, einfachen Zahlenverhältnis gebildet.

Sein bedeutendster Beitrag dürfte sein 1808 veröffentlichtes Buch „A New System Of Chemical Philosophy“ sein. Darin schlug Dalton vor, das Atomgewicht der Elemente auf das leichteste Element, den Wasserstoff zu beziehen. Diesem ordnete er dabei die Masse 1u zu. (u steht für „unit“ = Einheit). Seine Messungen waren für die damalige Zeit und die zur Verfügung stehenden Messgeräte erstaunlich genau! Er stelle gleichzeitig eine Tabelle der Atomgewichte auf, in der die Atome nach steigender Masse angeordnet waren. Diese waren eine wichtige Vorlage für die spätere Aufstellung des Periodensystems der Elemente.

1822 wurde er Mitglied der Englischen Royal Society. Von dieser erhielt er als erster die Goldmedaille für seine Verdienste auf dem Gebiet der Chemie. 1830 wählte man ihn als erstes ausländisches Mitglied in die französische „Académie Des Sciences“ in Paris. Letzteres war die höchste Ehrung, die einem englischen Wissenschaftler im 19. Jahrhundert verliehen wurde.

Aufgaben

1. Lies den gesamten Text und unterstreiche anschließend mit einem Bleistift alle Schlüsselwörter mit einer Wellenlinie, alle Nebeninformationen mit einer geraden Linie.
2. Lies den Text nochmals durch. Wenn Du keine Änderungen mehr an Deinen Schlüsselwörtern und den Nebeninformationen hast, kennzeichne die Schlüsselwörter mit einem Textmarker und unterstreiche die Nebeninformationen mit einer feinen roten Linie.
3. Erstelle einen Spickzettel mit den 12 wichtigsten Schlüsselwörtern (und Zeichnungen/ Skizzen wenn Du möchtest)

Fragen

1. Was ist ein Atom?
2. Wie verhält es sich?
3. Wie kann man damit festen, flüssigen und gasförmigen Aggregatzustand erklären?
4. Warum verteilen sich Stoffe im Raum / in Flüssigkeiten von selbst?
5. Erkläre die Begriffe „Vereinigung „ und „Zersetzung“ mit Hilfe der Atomhypothese von Dalton.
6. Was ist eine Verbindung (am Beispiel von FeS)?

Wasserstoff

Wasserstoff ist das chemisches Element mit dem Symbol H (leitet sich vom lateinischen hydrogenium ab). Man unterscheidet zwischen dem Element Wasserstoff „H“ und dem molekularen Wasserstoff „H₂“. Nur diese zweite Form kommt in der Natur auch tatsächlich vor. Wasserstoff ist mit nur einem Proton und einem Elektron das leichteste der chemischen Elemente. Wasserstoff ist das leichteste aller Elemente (1,0079 u ). Der Schmelzpunkt liegt bei -262°C, der Siedepunkt bei -253°C.

Molekularer Wasserstoff H₂ ist bei normaler Temperatur ein geruchloses und farbloses Gas, etwa 14-mal leichter als Luft. Sein Diffusionsvermögen und seine Wärmeleitfähigkeit sind die höchsten aller Gase und führen zu einer Reihe von technischen Problemen beim Umgang mit Wasserstoff. Wasserstoff kann z. B. durch Stahl hindurch diffundieren und somit nur schwer aufbewahrt werden. Auf diesem Gebiet wird allerdings viel geforscht, da man hofft, dass Wasserstoff das Benzin als Treibstoff für Autos ersetzen kann.

Entdeckt wurde Wasserstoff vom englischen Chemiker Henry Cavendish im Jahre 1766. Benannt wurde er von Antoine Lavoisier im Jahr 1787. Der Franzose taufte den Wasserstoff als hydro-gène (hydro = Wasser, griechisch; genes = erzeugend). Das Wort bedeutet demnach: „Wasser-Bildner“. Die deutsche Bezeichnung lässt auf die gleiche Begriffsherkunft schließen.

Durch die Zersetzung von Wasser kann man Wasserstoff leicht herstellen (Siehe Versuch mit dem Dreischenkelgerät).

Wasserstoff ist das häufigste chemische Element im Weltall. Wasserstoff macht 75% der gesamten Masse beziehungsweise 90% aller Atome im Universum aus. Sterne bestehen hauptsächlich aus Wasserstoff-Plasma. Die Verschmelzung (=Kernfusion) von Wasserstoffatomen zu Helium in Sternen bildet deren Energiequelle und ist vielleicht die größte Energiequelle überhaupt. Diese Reaktion wird vom Menschen in der Wasserstoffbombe und in experimentellen Fusionsreaktoren genutzt. Wenn man diese Reaktion kontrollieren könnte, wären alle Energieprobleme der Menschheit gelöst.

Auf der Erde sind von keinem anderen Element so viele Verbindungen bekannt. Hier kommt es meist gebunden in Form von Wasser vor, aber auch in allen Lebewesen, in Erdöl, Erdgas und in Mineralen. In der Atmosphäre der Erde kommt es aber fast gar nicht elementar vor; der überwiegende Teil des Wasserstoffs auf der Erde ist in Wasser - an Sauerstoff gebunden - vorhanden. Andere natürliche Vorkommen sind Kohle und natürliche Gase, beispielsweise Methan (CH₄).

Die wichtigste Reaktion ist die Knallgasreaktion:

2 H2

+

O2

$\longrightarrow$

2H2O

+

Energie

Knallgas ist eine explosionsfähige Mischung von Wasserstoff und Sauerstoff im Verhältnis H:O=2:1. Beim Kontakt mit offenem Feuer (Glut oder Funken) erfolgt die so genannte Knallgasreaktion. Die Knallgasreaktion ist die explosionsartige Reaktion von Wasserstoff mit Sauerstoff. Sie ist eine Form der Verbrennung.

Wasserstoff lässt sich durch die Knallgasprobe nachweisen. Dabei entzündet man eine kleine Menge Wasserstoff in einem Reagenzglas. Wenn danach ein dumpfer Knall, ein Pfeifen oder ein Bellen zu hören ist, so ist der Nachweis positiv (das heißt es war Wasserstoff in dem Reagenzglas).

Gewinnung

• durch die Reaktion verdünnter Säuren mit unedlen Metallen (z. B. Zink),
• durch Elektrolyse von Wasser, Natronlauge oder wässrigen Natriumchlorid-Lösungen
• durch Zersetzung des Wassers durch Alkalimetalle
• durch chemische Reaktion (Reformierung) von Erdgas und anderen Kohlenwasserstoffen mit Wasserdampf Dampfreformierung

Wiederholungsaufgaben

1. Warum blubbert kochendes Wasser?
2. Kann man aus sprudelndem Mineralwasser eigentlich einen Tee kochen, der normal schmeckt? Erkläre an diesem Beispiel das Lösen von Gasen in Wasser.
3. Welches Gas ist eigentlich in Mineralwasser aufgelöst?
4. Warum trocknet eine gewischte Tafel eigentlich, sie ist doch kälter als der Siedepunkt von Wasser?
5. Wie kann es in einem heißem Sommer passieren, dass die Fische in kleineren Seen sterben? In welchen Jahreszeiten fühlen sich Fische demzufolge am wohlsten?
6. Beschreibe, was man beobachtet und was mit den Atomen passiert, wenn man Wasser kocht.
7. Nenne drei Lösungsmittel und ordne ihnen Stoffe zu, die sich darin auflösen.
8. Warum kann sich Salz nicht in Waschbenzin auflösen. Welche Stoffe löst Waschbenzin besser? Nenne eine passende Regel.
9. In welcher Lösungsmittelgruppe lösen sich: Säuren, Laugen, Salze, Nagellack, Butter, Ölflecken.
10. Ein starker Raucher hat gelbe Finger und Zähne und in der Wohnung gelb-verschmutzte Gardinen. Nur mit Wasser bekommt er es nicht sauber. Was ist für die Verschmutzung verantwortlich und wie kann dem Raucher geholfen werden?
11. Erkläre, wie man eine übersättigte Salzlösung herstellen und wie man mit dieser einen Kristall züchten kann.
12. Beim Kochen einer gefrorenen Salzlösung kann man zwei interessante Beobachtungen machen. Erkläre sie.
13. Erkläre die Wirkung von Streusalz.
14. Warum wird in die Scheibenwaschanlage (im Winter) Alkohol zum Seifenwasser zugefügt?
15. Warum gefriert eine mit Alkohol enteiste Autoscheibe schneller wieder, als eine, die freigekratzt wurde?
16. Warum wird stark verschmutze Wäsche bei 60°C und leicht verschmutzte Wäsche nur bei 40°C gewaschen?
17. Nenne zwei Methoden, wie man fettige Hände nach dem Essen eines Hähnchens reinigen kann.
18. Ein Schüler hatte einen Motorschaden mit seinem Mofa. Er vermutet, dass ihm jemand Zucker in den Tank getan hat.

    a) Warum ist Zucker für den Motor gefährlich und wie wirkt er sich aus?

    b) Kann man den Zucker noch nachweisen - und wie?

19. Warum schwimmen die Fettaugen in der Suppe oben?
20. Beschreibe die chemische Verbindung H₂O. Nenne Vorkommen, Eigenschaften und Bedeutung.
21. Wie erklärst Du Dir den hohen Wasserverbrauch in Deutschland von bis zu 300 L pro Tag und Person? (zum Vergleich: in einigen Entwicklungsländern liegt er bei 4 L pro Tag und Person!)
22. Wie stellt man aus Wasser eigentlich Wasserstoff her? Kann man das auch „kostenlos“ machen?
23. Beschreibe Wasserstoff mit seinen Eigenschaften und Reaktionen.
24. Nenne chemische Trennungsmethoden und ordne ihnen passende Stoffgemische zu.
25. Wie funktioniert eigentlich eine Kläranlage?
26. Beschreibe die Extraktion von Erdnussöl.
27. Wie trennt man ein Sand-Salzgemisch?
28. Vervollständige die allgemeinen Aussagen eines Diagramms:

    Je ................ die Gerade, desto höher die Geschwindigkeit. Unterbrechungen hingegen sagen etwas über den .................................... aus. ................... die Kurve , wie gewohnt, danach weiter, so liegt ein ................................ vor, entsteht eine Stufe, so war vielleicht der ..................... aus. Fällt die .................................. , so wurde vielleicht kälteres Wasser zugefügt.

29. Welche Messfehler kann man beim Messen einer Temperatur-Zeitkurve erhalten? Zähle sie auf.

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Anorganische Chemie für Schüler

Gesetzmäßigkeiten chemischer Reaktionen

Gesetze von der Erhaltung der Masse und der Energie

Massenerhaltung

Was geschieht eigentlich mit der Masse der Reaktionsteilnehmer bei einer chemischen Reaktion? Dies zu überprüfen, ist gar nicht so einfach, da man dazu ein geschlossenes System haben muss, in das kein neuer Stoff eindringt, aber auch nichts entweicht. Um das zu erreichen, wird ein Rundkolben mit einem Luftballon gasdicht verschlossen. Ein Stopfen eignet sich nicht zum Verschließen, er würde sofort durch die Wärmeausdehnung herausknallen!

Versuchsbeschreibung

In einen Rundkolben werden Streichholzspitzen gefüllt. Er wird mit einem Luftballon verschlossen und gewogen.

Dann erhitzen wir den Kolben, bis sich die Streichholzköpfe entzünden.

Anschließend wiegen wir den Kolben erneut und vergleichen die gemessenen Gewichte.

Beobachtung

Der Luftballon dehnt sich aus und zieht sich wieder zusammen.

Gewicht vor der Reaktion: m₁ = 50,41 g

Gewicht nach der Reaktion: m₂ = 50,41 g

Schlussfolgerung
Das Gas dehnt sich bei Erwärmung aus und kontrahiert beim Abkühlen.

Antoine Lavoisier (1743 - 1794): Gesetz von der Erhaltung der Masse:

Rien ne se perd, rien ne se crée

Energieerhaltung

Albert Einstein (14.3. 1879 - 18.4.1955):

Umwandlung von Energie in Masse und von Masse in Energie ist möglich.

$E=m\cdot c^{2}$ (c = Lichtgeschwindigkeit = 300.000 km/s)

Wird Energie frei, tritt ein unwägbar kleiner Massenverlust auf. Wird Energie investiert, tritt Massenzunahme auf. Dieses kann allerdings mit herkömmlichen Waagen nicht gemessen werden.

Energieerhaltung bei chemischen Reaktionen

In einem späteren Schuljahr wirst du dies als ersten Hauptsatz der Thermodynamik kennenlernen.

Versuchsbeschreibung

Bei diesem Versuch wird nasses CaO getrocknet. Anschließend wird wieder Wasser zugegeben.

Beobachtung

Wir beobachten, dass Energie zum Entfernen des Wassers benötigt wird. Die Zugabe von Wasser setzt Energie frei.

Wasser, CaO und Becherglas und Thermometer werden gewogen. Dann wird das Wasser zugegeben. Die Temperatur steigt.

Schlussfolgerung

Woher stammt die freiwerdende Energie (Temperatur)?

Eine praktische Erklärung

Nach Einstein ist E=mc². Wenn c eine Konstante ist und nach dem ersten Gesetz die Masse sich nicht ändert, so muss auch die Gesamtenergie bei chemischen Reaktionen unverändert bleiben.

$\Rightarrow$ Wenn Benzin verbrennt und Energie frei wird, muss sie schon vorher enthalten sein.

$\Rightarrow$Der Stoff muss also eine Art innerer Energie besitzen.

Gesetz der konstanten Massenverhältnisse

Statt von Massenverhältnissen zu sprechen, kann man auch Proportionen sagen.

Joseph Louis Proust 1754 - 1826 war Apotheker in Paris und auch Forscher in Madrid, wo er vom spanischen König bezahlt wurde. Er musste für seine Medikamente viele Kräuter mischen und reagieren lassen und war daran interessiert, so wenig wie möglich bei einer Reaktion an Resten „über“ zu haben, also zu verschwenden, da die Kräuter selten und teuer waren. Er untersuchte also chemische Reaktionen unter dem Aspekt der Masse.

Um seine Erkenntnisse zu verstehen, kann man ein einfaches Masseexperiment durchführen, welches schon bekannt ist, die Vereinigung von Kupfer mit Schwefel:

Versuchsbeschreibung

Mehrere Schülergruppen wiegen ein Kupferblech vor und nach der Vereinigung mit Schwefel. Dann wird der Mittelwert aller Messungen bestimmt und das Massenverhältnis berechnet.

Beobachtung

Der Mittelwert aller Messungen lautet:

• Kupferblech vor der Reaktion: 6g
• Kupferblech nach der Reaktion: 7,5g

$\Rightarrow$ Das Kupfer hat mit 1,5g Schwefel reagiert.

Schlussfolgerung

Kupferblech

+

Schwefel

$\longrightarrow$

Schwefelkupfer

+

Energie

So wird das Verhältnis berechnet:

${\frac {m_{\text{Kupfer}}}{m_{\text{Schwefel}}}}={\frac {6g}{1,5g}}={\frac {4}{1}}$

Folgende Grafik soll Dir verdeutlichen, dass der Zusammenhang bei jeder Masse besteht und proportional ist. D.h. Das konstante Massenverhältnis von Kupfer zu Schwefel ist immer 4:1

Proportionalität zwischen der Masse von Kupfer und Schwefel

Louis Proust (1799): Gesetz der unveränderlichen Massenverhältnisse

Aufgaben zum Rechnen mit Massenverhältnissen

1. Eisen + Schwefel (Fe + S):

   a) Bei einem Versuch reagieren 140 g Eisen mit 80 g Schwefel. Stelle die Reaktionsgleichung auf und bestimme das Massenverhältnis.

   b) Wie viel Schwefel braucht man für 105 g Eisen?

   c) Bei einer anderen Vereinigung werden zu einem Eisenblech 200 g Schwefel gegeben. Die Vereinigung verläuft vollständig. Wie schwer war das Eisenblech?

2. Kupfer und Schwefel (Cu + S):

   a) Ein Kupferblech wiegt 400 g. Es wird mit Schwefel vereinigt. Nach der Reaktion wiegt es 600 g. Wie groß ist die Masse des Schwefels der reagiert hat?

   b) Bestimme das Massenverhältnis.

   c) Wieviel Gramm Schwefel braucht man für die Reaktion von 233 g Cu?

3. Wasserstoff und Sauerstoff (H + O):

   a) Auch Gase haben ein Gewicht. 8 g Wasserstoff und 64 g Sauerstoff vereinigen sich beim Entzünden mit einem lauten Knall. Stelle die Reaktionsgleichung auf und bestimme das Massenverhältnis.

   b) Wie viel Gramm Wasserstoff braucht man für 12 g Sauerstoff?

Gesetz der konstanten Massenverhältnisse

Die konstanten Masseverhältnisse bei der Bildung von FeS

$\Rightarrow$Eisen und Schwefel reagieren im Massenverhältnis 7:4 miteinander

Dieses Ergebnis gilt auch bei großen Massen (z.B. Tonnen)!

Daraus folgt das

Gesetz der konstanten Massenverhältnisse:

Zerlegbarkeit von Stoffen

Schon der Grieche Demokrit - 460 - 371 v. Chr. - nahm an, dass man Stoffe nicht beliebig weit zerkleinern kann. Er vermutete ein unteilbares Teilchen, welches er „Atomos“ nannte, nach dem griechischen Wort für unteilbar.

Für die Existenz von winzigen Teilchen sprechen viele Befunde:

Versuchsbeschreibung
Brom ist ein bei Raumtemperatur gerade noch flüssiges Nichtmetall, welches bei Freisetzung sofort verdunstet. Zum Beweis, dass die Flüssigkeit Brom aus kleineren Bestandteilen besteht, wird ein Tropfen Brom in einen mit Luft gefüllten Gaszylinder getropft.

Beobachtung
Der braune Dampf breitet sofort sich aus und verteilt sich im ganzen Zylinder

Schlussfolgerung
Die Teilchen verteilen sich selbstständig im Raum. Man nennt diesen Vorgang Diffusion. Dies ist die Verteilung von Teilchen aufgrund ihrer Eigenbewegung (siehe auch Kapitel 5 - Versuch des Kaliumpermanganatkristalls in Wasser)

Weiterhin spricht für die „Atom-Theorie“, dass viele Stoffe Kristalle bilden:

Versuchsbeschreibung
Man erstellt eine gesättigte Alaunlösung. Ein kleiner Impfkristall wird in die Alaunlösung gehängt.

Beobachtung
Der Kristall wächst und bildet einen Oktaeder.

Schlussfolgerung
Kleinste Teilchen legen sich an die Oberfläche in ganz bestimmter Weise aneinander. Es bildet sich ein großer Kristall. Jede neue Schicht vergrößert den Kristall, lässt die Grundgestalt aber unverändert.

Daltons Atomhypothese

John Dalton, geboren am 6. September 1766 in Eaglesfield, England war ein englischer Naturwissenschaftler und Lehrer. Sein Vater war als Weber reich genug, seinen Sohn auf eine Schule zu schicken. Für die damalige Zeit keine Selbstverständlichkeit. Schon im Alter von 12 Jahren wurde er selbst an dieser Schule als Lehrer tätig. Im Alter von 15 Jahren (also 1781) begann er im benachbarten Kendal mit seinem Bruder und seinem Cousin eine neue Schule zu leiten. 12 Jahre später (1793) wird er an das „New College“ nach Manchester berufen, wo er Studenten unterrichtete sollte. Er starb am 27.7.1844, im Alter von 78 Jahren in Manchester.

Sein Interesse galt vielen Dingen, vor allem aber den Vorgängen der Natur. Durch seine meteorologische Beobachtungen vermutete er schon 1787, dass Regen durch ein Sinken der Atmosphärentemperatur entsteht. Weiterhin arbeitete er auf dem Gebiet der Wärmeausdehnung von Gasen und formulierte ein Gesetz dazu (das „Dalton-Gesetz der Partialdrücke“). John Dalton entdeckte auch die Farbenblindheit, an der er selbst litt. Seine wichtigste Theorie veröffentlichte er 1803 zu den chemischen Elementen. Er vermutet, dass alle Stoffe aus Atomen bestehen. Diese neue Theorie wurde nach ihm „Daltonsche Atomhypothese“ benannt:

1. Materie besteht aus extrem kleinen, bei Reaktion ungeteilt bleibenden Teilchen, den Atomen.
2. Die Masse der Atome eines bestimmten Elements sind gleich (alle Atome eines Elements sind gleich). Die Atome verschiedener Elemente unterscheiden sich in ihren Eigenschaften (zum Beispiel in Größe, Masse, usw.).
3. Es existieren so viele Atomsorten wie Elemente.
4. Bei chemischen Reaktionen werden Atome in neuer Kombination vereinigt oder voneinander getrennt.
5. Eine bestimmte Verbindung wird von den Atomen der betreffenden Elemente in einem bestimmten, einfachen Zahlenverhältnis gebildet.

Sein bedeutendster Beitrag dürfte sein 1808 veröffentlichtes Buch „A New System Of Chemical Philosophy“ sein. Darin schlug Dalton vor, das Atomgewicht der Elemente auf das leichteste Element, den Wasserstoff zu beziehen. Diesem ordnete er dabei die Masse 1u zu. (u steht für „unit“ = Einheit). Seine Messungen waren für die damalige Zeit und die zur Verfügung stehenden Messgeräte erstaunlich genau! Er stelle gleichzeitig eine Tabelle der Atomgewichte auf, in der die Atome nach steigender Masse angeordnet waren. Diese waren eine wichtige Vorlage für die spätere Aufstellung des Periodensystems der Elemente.

1822 wurde er Mitglied der Englischen Royal Society. Von dieser erhielt er als erster die Goldmedaille für seine Verdienste auf dem Gebiet der Chemie. 1830 wählte man ihn als erstes ausländisches Mitglied in die französische „Académie Des Sciences“ in Paris. Letzteres war die höchste Ehrung, die einem englischen Wissenschaftler im 19. Jahrhundert verliehen wurde.

Aufgaben

1. Lies den gesamten Text und Unterstreiche anschließend mit einem Bleistift alle Schlüsselwörter mit einer Wellenlinie, alle Nebeninformationen mit einer geraden Linie.
2. Lese den Text nochmals durch, wenn Du keine Änderungen mehr an Deinen Schlüsselwörtern und den Nebeninformationen hast, kennzeichne die Schlüsselwörter mit einem Textmarker und unterstreiche die Nebeninformationen mit einer feinen roten Linie.
3. Erstelle einen Spickzettel mit den 12 wichtigsten Schlüsselwörtern (und Zeichnungen / Skizzen wenn Du möchtest).

Dalton bestimmte das Atomgewicht durch Vergleich von Atommassen

Natürlich kann man Atommassen nicht direkt vergleichen, weil man die Atome nicht einzeln in die Waagschale legen kann. Auch Dalton ging so vor, wie wir das bei unserem Versuch mit dem Kupferblech gemacht haben.

Versuchsaufbau Leitfähigkeit von Lösungen

Wenn man die relative Atommasse auf ein Atom bezieht und in Gramm ausrechnet, bemerkt man, wie gering die Masse eines Atoms ist:

Die Masse eines Wasserstoffatoms beträgt:

0,000 000 000 000 000 000 000 001 637g

Die Masse eines Sauerstoffatoms beträgt:

0,000 000 000 000 000 000 000 0267g

Warum ist das Massenverhältnis konstant?

Nimmt man die Masse von zwei Atomen Wasserstoff und einem Atom Sauerstoff, so erhält man folgendes Verhältnis:

${\frac {2\cdot m_{H}}{m_{O}}}={\frac {2\cdot 0,000000000000000000000001637g}{0,0000000000000000000000267g}}={\frac {1}{8,15}}$

Nimmt man statt einem Atom beispielsweise 12345 Atome, so erhält man wieder das gleiche Massenverhältnis:

${\frac {12345\cdot 2\cdot m_{H}}{12345\cdot m_{O}}}={\frac {12345\cdot 2\cdot 0,000000000000000000000001637g}{12345\cdot 0,0000000000000000000000267g}}={\frac {1}{8,15}}$

Erklärung des Gesetzes der konstanten Massenverhältnisse

Beispiel: Eisensulfid

7 g Eisen	+	5 g Schwefel	$\longrightarrow$	11 g Eisensulfid	+	1 g Schwefel	+	Energie
9 g Eisen	+	4 g Schwefel	$\longrightarrow$	11 g Eisensulfid	+	2 g Eisen	+	Energie
7 g Eisen	+	4 g Schwefel	$\longrightarrow$	11 g Eisensulfid			+	Energie

Wichtig: Es können nur ganze Atome reagieren (da sie chemisch unteilbar sind)

Bildung von FeS

gezählt	5 Atome Fe	+	5 Atome S	$\longrightarrow$	5 Moleküle FeS	+	Energie
					$\Rightarrow$ Anzahlverhältnis ${\frac {5AtomeFe}{5AtomeS}}={\frac {1}{1}}$
gewogen	7 g Fe	+	4 g S	$\longrightarrow$	11 g FeS	+	Energie
					$\Rightarrow$ Massenverhältnis ${\frac {7g}{4g}}={\frac {7}{4}}$
bzw:	5 $\cdot$56u	+	5 $\cdot$32u	$\longrightarrow$	5 $\cdot$88u	+	Energie
					$\Rightarrow$ Massenverhältnis ${\frac {m_{Fe}}{m_{S}}}={\frac {280}{160}}={\frac {7}{4}}$

Frage

Hat damit Dalton das Gesetz der konstanten Massenverhältnisse schon erklärt?

Beispiel:

${\frac {m_{Fe}}{m_{S}}}={\frac {1\cdot 56u}{1\cdot 32u}}={\frac {7}{4}}={\frac {1.000\cdot 56u}{1000\cdot 32u}}$

Ein Vergleich: Im Klassenraum sind Jungen (alle 70 kg) und Mädchen (50 kg). Egal wie viele Mädchen mit Jungen sich zu Paaren zusammenstellen, es kommt immer das Verhältnis 7:5 pro Paar heraus.

Aufgaben

1. Schreibe einen Aufsatz, der erklärt, inwiefern Daltons Atomhypothese das Gesetz der konstanten Proportionen erklärt.
2. Erkläre die Konsequenzen der Aussage „Eisen reagiert mit Schwefel zu Eisensulfid. Genau ein Atom Eisen reagiert dabei immer mit einem Atom Schwefel“
3. Was kann man mit diesem Wissen nun alles aus der Formel „FeS“ herauslesen?
4. Was passiert wenn wir mehr Schwefel nehmen ($\Rightarrow$ S Atome bleiben übrig. (siehe Anfang!))

Gesetz der multiplen Proportionen

Ein Mineralsammler findet einen schwarzen Brocken mit Eisensulfid (FeS) sowie einen Brocken eines goldenen Minerals. Eine Untersuchung ergibt für beide (!), dass nur Fe und S enthalten ist. Nach einer quantitativen Analyse des goldenen Minerals wissen wir mehr.

Bildung von FeS

gezählt	2*5 Atome Fe	+	5 Atome S	$\longrightarrow$	5 Moleküle FeS2	+	Energie
					$\Rightarrow$ Anzahlverhältnis ${\frac {5AtomeFe}{10AtomeS}}={\frac {1}{2}}$
gewogen	7 g Fe	+	8 g S	$\longrightarrow$	15 g FeS2	+	Energie
					$\Rightarrow$ Massenverhältnis ${\frac {7g}{8g}}={\frac {7}{8}}$
bzw:	5 $\cdot$56u	+	2$\cdot$32u	$\longrightarrow$	5 $\cdot$88u	+	Energie
					$\Rightarrow$ Massenverhältnis ${\frac {m_{Fe}}{m_{S}}}={\frac {56}{64}}={\frac {7}{8}}$

Durch diesen Wert kann man nun die Formel und den Namen des Minerals mit der passenden Fachliteratur bestimmen: Das Mineral heißt Eisenkies (Pyrit, Katzengold, fools gold) und kommt z.B. in Silberbergwerken vor. Seine Formel ist FeS₂

Vergleiche:

Eisensulfid 1: schwarzes Pulver, magnetisch ($\Rightarrow$ Magnetkies)

Bildung durch: 7 g Eisen + 4 g Schwefel$\longrightarrow$11 g Eisensulfid 1 (=Magnetkies)

${\frac {m_{Fe}}{m_{S}}}$ = ${\frac {7g}{4g}}$ = ${\frac {7}{4}}$

Eisensulfid 2: gold-metallisch glänzend, nicht magnetisch ( $\Rightarrow$ Eisenkies, Katzengold, Pyrit),

Bildung durch: 7 g Eisen + 8 g Schwefel $\longrightarrow$ 15 g Eisensulfid 2 (=Eisenkies)

    Diese Reaktion erfordert speziellen Reaktionsbedingungen, wie sie  z.B. im Erdinneren, bei hohem Druck und hoher Temperatur vorliegen.

${\frac {mFe}{mS}}$ = ${\frac {7g}{8g}}$ = ${\frac {x*7}{y*4}}$ $\Rightarrow$${\frac {x=1}{y=2}}$

Berechnung des tatsächlichen Massenverhältnis

Mit diesem Wissen wurden von Chemikern nun viele Mineraliensucher ausgeschickt, die rausfinden sollten, welche Verbindungen es wirklich gibt. In der Natur findet man allerdings nicht alle denkbaren Vielfachen, obwohl theoretisch viele möglich sind.
$\Rightarrow$ Es stellt sich heraus, dass es tatsächlich nur wenige Elementkombinationen gibt.

Ein weiteres Eisensulfid wurde aber tatsächlich noch gefunden, die Analyse ergab ein Massenverhältnis von Fe : S = 14 : 12

$\Rightarrow$ $MV={\frac {7*2}{4*3}}={\frac {7}{6}}$

$\Rightarrow$ 7 g Eisen vereinigen sich mit 6 g Schwefel vollständig.

Bildung von FeS

2 Fe + 3 S $\longrightarrow$ Fe₂S₃

Dieses Wissen erforderte eine neue Schreibweise für chemische Verbindungen:

Regeln für die chemische Formel

Bsp.: C₆H₁₂O₆ (Traubenzucker)

1. Anschreiben der Symbole der an der Verbindung beteiligten Elemente (C, H, O).
2. Das Anzahlverhältnis der Atome wird durch tief gestellte Zahlen ausgedrückt.
3. Symbole der Metalle werden vorangestellt.

Aufgaben

1. Wie viele Atome sind in Schwefelsäure (Phosphorsäure) miteinander vereinigt?
2. Fe reagiert mit S unter hohem Druck im Massenverhältnis 7/6. Bestimme das Atomverhältnis.
3. Schwefel verbrennt an der Luft mit blassblauer Flamme. Wenn der Schwefel in reinem Sauerstoff verbrennt leuchtet er blau und es entsteht ein weißer Feststoff:

   Stelle die zwei Reaktionsgleichungen auf und bestimme die Massenverhältnisse.

4. Die Gase Stickstoff und Sauerstoff verbinden sich im Automotor im Massenverhältnis N:O = 7/16. Bestimme die Formel des entstehenden Gases
5. Eine Müllverbrennungsanlage verbrennt am Tag 1000 kg Kunststoffe. Diese enthalten 950 kg Kohlenstoff. 95% davon verbrennen vollständig zu Kohlenstoffdioxid. 5% verbrennen unvollständig zu Kohlenstoffmonooxid. Stelle beide Reaktionsgleichungen auf und bestimme die Massen der entstehenden Gase.

Aufgaben zum Rechnen

1. Eisen reagiert mit Schwefel unter hohem Druck im Massenverhältnis 14/12. Bestimme das Atomverhältnis.
2. Die Gase Stickstoff und Sauerstoff verbinden sich im Automotor im Massenverhältnis N:O = 7/8 Bestimme die Formel des entstehenden Gases
3. Im Labor lässt sich Stickstoff aber auch in anderen Massenverhältnissen oxidieren. So reagieren 126 g Stickstoff mit 288 g Sauerstoff zu einem gelben Gas. Bestimme das Massenverhältnis und bestimme die Formel des gelben Gases.
4. Im Dieselkraftstoff ist Schwefel enthalten. Es bildet sich bei der Verbrennung im Motor das Gas Schwefeldioxid.

   a) Stelle die Reaktionsgleichung (mit „C“ als Dieselkraftstoff) auf.

   b) Bestimme, wie viel Gramm Schwefeldioxid pro kg Sauerstoff entstehen.

   c) In einem Liter Dieselkraftstoff sind (ca.) 10 g Schwefel enthalten. Bestimme die Masse an Schwefeldioxid, die bei einer Fahrstrecke von 100 km (Verbrauch 5l / 100 km) entsteht.

5. Wenn reiner Kohlenstoff in reinem Sauerstoff verbrennt, ist kein Produkt zu sehen. Kann man es dennoch beweisen?
6. Bei einem Versuch reagieren 21 g Eisen mit 12 g Schwefel. Stelle die Reaktionsgleichung auf und bestimme das Massenverhältnis. Wie viel Schwefel braucht man für 25 g Eisen?

Wiederholungsfragen

Die Wiederholungsfragen beziehen sich auf dieses Kapitel und alle Kapitel für Klasse 8.

Unglaublich leichte Wiederholungsfragen

1. Ist Luft (Wasser?) ein Element? Begründe!
2. Erkläre: Element - Verbindung - Gemisch.
3. Was ist ein Metalloxid (Nichtmetalloxid)? Nenne je zwei Beispiele.
4. Wie kann man Metallsulfide bilden. Nenne ein Beispiel.
5. Erkläre die Vereinigung von Kupfer mit Schwefel (Eisen mit Schwefel).
6. Was ist eine Vereinigung, was ist eine Zersetzung?
7. Nenne Stationen in Daltons Leben.
8. Beschreibe, was man erhält, wenn man Säure und Lauge gleicher Konzentration mischt.
9. Was sagt der Massenerhaltungssatz aus?
10. Was sagt der Energieerhaltungssatz aus?
11. Was sagt das Gesetz der vielfachen Massenverhältnisse aus?
12. Worin liegt die Erweiterung des Gesetzes der vielfachen Massenverhältnisse im Vergleich zu dem der konstanten Massenverhältnisse?
13. Welcher Stoff entsteht, wenn man Phosphoroxid und Wasser mischt (Natriumoxid)?
14. Welcher Stoff entsteht, wenn man Stickoxid (NO₂) und Wasser mischt?
15. Welcher Stoff entsteht, wenn man Kohlenstoffdioxid und Wasser mischt?
16. Nenne die Formel für Sauerstoff, Wasserstoff, Stickstoff, Wasser und Kohlenstoffdioxid
17. Was ist eine Säure, was ist eine Lauge? Wie macht man eine Säure unschädlich?
18. Stelle die Reaktionsgleichung der Bildung von Fe₂O₃ auf (SO₂ , SO₃ , CO₂ )
19. Nenne 5 Säuren mit Formel (3 Laugen mit Formel, 5 Säurereste mit Formel).

TIPP: Lerne nochmals alle Säuren, Laugen und die Säurereste auswendig!

Halsbrecherische, fiese und vor allem testrelevante Fragen zum Tüfteln

1. Erstelle eine Übersicht der chemischen Gesetze, indem Du das Gesetz jeweils formulierst und mindestens ein Beispiel findest.
2. Fe verbrennt mit Schwefel unter hohem Druck im Massenverhältnis 7/6. Bestimme das Atomverhältnis!
3. Zwei Atome verbinden sich im Massenverhältnis 1: Wie heißt die Verbindung? (Für Profis: 2: 16)
4. Die Gase Stickstoff und Sauerstoff verbinden sich im Automotor im Massenverhältnis N:O = 7/16. Bestimme die Formel des entstehenden Gases.
5. 2,4 g Magnesium und 7,0 g Chlor reagieren miteinander. Bestimme die Formel der Verbindung.
6. Eine Müllverbrennungsanlage verbrennt am Tag 1000 kg Kunststoffe. Diese enthalten 950 kg Kohlenstoff. 95% davon verbrennen vollständig zu Kohlenstoffdioxid. 5% verbrennen unvollständig zu Kohlenstoffmonooxid. Stelle beide Reaktionsgleichungen auf und bestimme die Massen der entstehenden Gase.
7. Eisen reagiert mit Schwefel unter hohem Druck im Massenverhältnis 14/12. Bestimme das Atomverhältnis.
8. Die Gase Stickstoff und Sauerstoff verbinden sich im Automotor im Massenverhältnis N:O = 7/8. Bestimme die Formel des entstehenden Gases.
9. Im Labor lässt sich Stickstoff aber auch in anderen Massenverhältnissen oxidieren. So reagieren 126 g Stickstoff mit 288 g Sauerstoff zu einem gelben Gas. Bestimme das Massenverhältnis und bestimme die Formel des gelben Gases.
10. Im Dieselkraftstoff ist Schwefel enthalten. Es bildet sich bei der Verbrennung im Motor das Gas Schwefeldioxid.

    a) Stelle die Reaktionsgleichung (mit „C“ als Dieselkraftstoff) auf

    b) Bestimme, wie viel Gramm Schwefeldioxid pro kg Sauerstoff entstehen

    c) In einem Liter Dieselkraftstoff sind (ca.) 10 g Schwefel enthalten. Bestimme die Masse an Schwefeldioxid, die bei einer Fahrstrecke von 100 km (Verbrauch 5l / 100 km) entsteht. Bei einem Versuch reagieren 21 g Eisen mit 12 g Schwefel. Stelle die Reaktionsgleichung auf und bestimme das Massenverhältnis. Wie viel Schwefel braucht man für 25 g Eisen?

Volumenverhältnisse bei chemischen Reaktionen

In diesem Versuch wird die Zersetzung von Wasser durch elektrische Energie im Hoffmann’schen Zersetzungsapparat gezeigt.

Zersetzung

Wir beobachten wie Gasblasen aufsteigen am

-Pol: Knallgasprobe positiv +Pol: Glimmspanprobe positiv

Unsere Schlussfolgerung lautet, dass

Wasser (l) + Energie $\longrightarrow$ Wasserstoff (g) + Sauerstoff (g)

${\frac {V_{Wasserstoff}}{V_{Sauerstoff}}}=$ ${\frac {2}{1}}$

2 Vol Wasserstoff + 1 Vol Sauerstoff $\longrightarrow$ 2 Vol Wasserdampf + E

Exkurs: Verbrennung von Kohlenstoff:

Verbrennung von Kohlenstoff

also:

Verbrennung von Kohlenstoff zu Kohlenstoffmonoxid

$\Rightarrow$ Sauerstoff ist ein zweiatomiges Molekül: O₂

Wie kommt es dazu, dass doppelt so viel Wasserstoff entsteht?

Zersetzung von Wasser

also:

Zersetzung von Wasser zu Wasserstoff und Sauerstoff

Weitere Beispiele:

Hier ein paar Beispiele:	1 Vol Wasserstoff + 1 Vol Chlor $\longrightarrow$ 2 Vol Chlorwasserstoff (g) + E
	3 Vol Wasserstoff + 1 Vol Stickstoff $\longrightarrow$ 2 Vol Ammoniak (g) +E

Volumengesetz nach Gay-Lussac: Die reagierenden Gasvolumina stehen zueinander im Verhältnis kleiner ganzer Zahlen.

Beispiel:	1 RT Wasserstoff (g)	+	1 RT Chlor (g)	$\longrightarrow$	2 RT Chlorwasserstoff (g)
	2 RT Wasserstoff (g)	+	1 RT Sauerstoff (g)	$\longrightarrow$	2 RT Wasserdampf (g)
	3 RT Wasserstoff (g)	+	1 RT Stickstoff (g)	$\longrightarrow$	2 RT Ammoniak (g)

Hypothese von Avogadro: Gleiche Gasvolumina enthalten bei gleichem Druck und gleicher Temperatur die gleiche Anzahl von Teilchen.

Beispiel:

Bildung von Chlorwasserstoff

Clorwasserstoffbildung

Wasserdampfbildung

Amoniakbildung

Merke: Kleinste Teilchen, die aus zwei oder mehreren Atomen zusammengesetzt sind, nennt man Moleküle.

Unterscheide: 1 H₂ = 1 Molekül Wasserstoff, 1 H = 1 Wasserstoffatom, 2 NH₃ = 2 Moleküle Ammoniak

Die Oxidationszahl

Bei der Oxidationszahl handelt es sich um eine nützliche Hilfszahl. Statt Oxidationszahl zu sagen kannst du auch von der Wertigkeit sprechen.

• Wertigkeiten werden als römische Ziffer über den entsprechenden Atomsymbolen angegeben.

• Elemente haben stets die Wertigkeit 0.

	0	0	0
z.B.:	Cl,	$H_{2}$,	Au

• Sauerstoff besitzt in Verbindungen die Wertigkeit -II.

	+II -II	+I -II	+IV -II
z.B.:	MgO,	$H_{2}O$,	$SO_{2}$

• Wasserstoff besitzt in Verbindungen die Oxidationszahl +I.

	+I -I	+I -II	-III +I
z.B.:	HCl,	$H_{2}O$,	$NH_{3}$

• Atome, die Wasserstoff ersetzen, erhalten positive Vorzeichen.

	+I -I	+I -II
z.B.:	NaCl,	$Li_{2}O$,

• Atome, die Wasserstoff binden, erhalten negative Vorzeichen.

	+I -I	+I -II	-III +I
z.B.:	HF,	$H_{2}S$,	$PH_{3}$

• Der Betrag der Oxidationszahl ergibt sich aus der Zahl der ersetzten bzw. gebundenen Wasserstoffatome.

z.B.: s.o.

• Die Summen der Oxidationszahl in Molekülen bzw. Verbindungen ergibt immer 0.

z.B.: s.o.

• Die Oxidationszahl der Elemente der ersten 3 Hauptgruppen in Verbindungen (!) ist immer positiv und entspricht der Hauptgruppennummer.

	+I -I	+II -II	+III -II
z.B.:	NaCl,	$MgO$,	$Al_{2}O_{3}$

• Bei Ionen entspricht die Oxidationszahl der Ionenladung. Somit haben auch Säurereste die der Ladung entsprechende Oxidationszahl.

	+I	+II	+III	-II
z.B.:	$Na^{+}$,	$Mg^{2+}$,	Fe3+,	S2-

Aufgaben

Stelle die Wertigkeiten für die folgenden Elemente und Verbindungen auf:

Cu, NH₄Cl, HBr, KBrO₃, H₂O, NaCl, H₃PO₄, Mg, I₂, C₆H₁₂O₆, CO₂, HClO₄, Al₂(SO₄)₃, H₂SO₄, BaCl₂, AgCl, AgNO₃, AlCl₃, CaCO₃, CaCl₂, Br₂, Fe₂O₃, FeCl₃, KHSO₄, SO₂, N₂, NaNO₃, NH₃, KI, HCl, H₂O, MgO, Al₂O₃, NaCl, N₂, NaOH, NH₃, SO₂, CaO, H₂S, SO₃, K₂O, Na₂CO₃ , N₂O₃ , BaO₂ , Cl₂O₃, SeF₆, K₂SnO₃, H₂N₂O₂, CaB₂O₄, Cr₂O₄2-, Cr₂O₇^2-, AsO₄3-, MnO₄-, HOBr, HBrO₂, HBrO₃, HBrO₄, SCl₂, PCl₃, BCl₃, SnH₄, SbCl₅,

Säurereste und Wertigkeit (=Oxidationszahlen)

Säure HCl $\Rightarrow$ Säurerest ist Cl (Chlorid) ; Oxidationszahl/ Wertigkeit ist -I Säure HNO₃ $\Rightarrow$ Säurerest ist NO₃ (Nitrat) ; Oxidationszahl/ Wertigkeit ist -I

Säure H₂SO₄ $\Rightarrow$ Säurerest ist SO₄ (Sulfat) ; Oxidationszahl/ Wertigkeit ist -II Säure H₂CO₃$\Rightarrow$ Säurerest ist CO₃ (Carbonat) ; Oxidationszahl/ Wertigkeit ist -II

Säure H₃PO₄ $\Rightarrow$ Säurerest ist PO₄ (Phosphat) ; Oxidationszahl/ Wertigkeit ist -III

Oxide bei Stickstoff

Stickstoff ist ein Element, welches viele verschiedene Oxide bildet. Dies ist nun auch nach dem Gesetz der vielfachen Massenverhältnisse möglich.

Wertigkeit	Formel	Name I	Name II
+ I	N2O	Stickstoff-(I)-oxid	Distickstoffmonoxid
+II	NO	Stickstoff-(II)-oxid	Stickstoffmonoxid
+III	N2O3	Stickstoff-(III)-oxid	Distickstofftrioxid
+IV	NO2	Stickstoff-(IV)-oxid	Stickstoffdioxid
+IV	N2O4	Stickstoff-(IV)-oxid	Distickstofftetraoxid
+V	N2O5	Stickstoff-(V)-oxid	Distickstoffpentaoxid

Die griechischen Zahlen

griechische Zahl	arabische (normale) Entsprechung	griechische Zahl	arabische (normale) Entsprechung	griechische Zahl	arabische (normale) Entsprechung
mono	1	penta	5	nona	9
di	2	hexa	6	deca	10
tri	3	hepta	7
tetra	4	octa	8

Regeln zum Erstellen von Reaktionsgleichungen

1. Wortgleichung erstellen. Dazu Ausgangsstoffe und Endstoffe aufschreiben.

z.B. Aluminium + Sauerstoff$\longrightarrow$ Aluminiumoxid

2. Chemische Symbole darunter schreiben.

z.B.	Aluminium	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Aluminiumoxid
	Al	+	O2	$\longrightarrow$	AlO

3. Mit Hilfe der Wertigkeit die Anzahlverhältnisse bei Verbindungen festlegen.

z.B.	Aluminium	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Aluminiumoxid
	0		0		III -II
	Al	+	O2	$\longrightarrow$	Al2O3

4. Die Anzahl der Atome auf beiden Seiten ausgleichen. (Vorsicht, die Formeln selbst dürfen jetzt nicht mehr verändert werden!)

z.B.	Aluminium	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Aluminiumoxid
	0		0		III -II
	4Al	+	3O2	$\longrightarrow$	2Al2O3

5. Überlegen, ob Energie benötigt oder freigesetzt wird?

z.B.	Aluminium	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Aluminiumoxid
	0		0		III -II
	4Al	+	3O2	$\longrightarrow$	2Al2O3	+	E

Tipps:

1. Nur Wasserstoff, Stickstoff, Sauerstoff (und die Elemente der 7 HG) kommen als zweiatomiges Element vor:

   $\Rightarrow$ H₂, N₂, O₂, F₂, Cl₂, Br₂, I₂ (es gibt also niemals Fe₂ oder Al₄!!!)

2. Wenn es zu viele Atome sind, um sie im Kopf zu zählen, male für jedes Atom einen Punkt in einer Farbe. Gleiche Element haben dabei die gleiche Farbe. Am Ende sollen auf beiden Seiten der Reaktionsgleichung die gleiche Anzahl von Punkten in den selben Farben stehen.
3. Überlege Dir immer gut, ob die Formel, die Du jetzt errechnet hast, überhaupt logisch ist und sie Dir bekannt vorkommt. Ein einfaches Zusammenzählen aller Atome ist nämlich nur sehr selten die richtige Lösung: z.B. reagieren CH₄ + O₂ nicht zu CH₄O₂ sondern zu CO₂ + H₂O (Kohlenstoffdioxid und Wasser!)

Ein typischer Schülerfehler...

Der häufigste Schülerfehler ist, einfach Stoffe und Verbindungen zu erfinden, da deren Formel gut beim mathematischen Ausgleichen helfen würde!

z.B.: Eisenoxid reagiert mit Kohlenstoff zu Eisen und Kohlenstoffdioxid

$\Rightarrow$	Eisenoxid	+	Kohlenstoff	$\longrightarrow$	Eisen	+	Kohlenstoffdioxid	+	E
	Fe2O3	+	C	$\longrightarrow$	Fe	+		+	E

1. Lösungsweg - waagerecht gelesen - völlig falsch, führt nicht zum Ergebnis!

Der Schüler denkt sich, dass 2 Eisenatome entstehen, weil ja anfangs 2 vorliegen und dazu 3 O freiwerden, welche mit C zu CO₃ reagieren. Wäre ja sehr praktisch!

$\Rightarrow$	Eisenoxid	+	Kohlenstoff	$\longrightarrow$	Eisen	+	Kohlenstoffdioxid
	Fe2O3	+	C	$\longrightarrow$	2 Fe	+	CO3 (Aua)

Was ist passiert? Statt einfach die Formel für Kohlenstoffdioxid hinzuschreiben - die weiß der Schüler doch aus dem Namen (!), wird gleich gerechnet und waagerecht geschaut, was frei wird. Nun müsste in jedem Buch der Welt die Formel von Kohlenstoffdioxid zu CO₃ verändert werden! Das ist ehrlich gesagt alles Murks!

2. Lösungsweg - zuerst senkrecht lesen - richtige Lösung!

Zuerst schreibt man aus der Wortgleichung alle Formel auf. D. h. es wird senkrecht gearbeitet:

Eisenoxid hat die Formel Fe₂O₃, Kohlenstoff ist C usw...

$\Rightarrow$	Eisenoxid	+	Kohlenstoff	$\longrightarrow$	Eisen	+	Kohlenstoffdioxid	+	E
	Fe2O3	+	C	$\longrightarrow$	Fe	+	CO2	+	E

Diese Gleichung ist noch nicht ausgeglichen, nun muss gerechnet werden. Dazu gilt: auf beiden Seiten der Gleichung muss die gleiche Anzahl der jeweiligen Atome vorliegen. Wenn das nicht automatisch der Fall ist, müssen einzelne Reaktionspartner mit ganzen Zahlen multipliziert werden.

Wenn also 3 O am Anfang vorliegen und nur 2 entstehen sollen, dann sucht man z. B. den kleinsten gemeinsamen Nenner und erweitert in diesem Fall auf 6!

$\Rightarrow$	Eisenoxid	+	Kohlenstoff	$\longrightarrow$	Eisen	+	Kohlenstoffdioxid	+	E
	2 Fe2O3	+	C	$\longrightarrow$	Fe	+	3CO2	+	E

Jetzt sind auf beiden Seiten 6 O vorhanden, jetzt muss man noch nach Kohlenstoff und Eisen schauen. Es liegen 4 Eisenatome vor, diese müssen also auch entstehen ($\Rightarrow$ 4 Fe entstehen) und es entstehen 3 CO₂, also benötigt man auch 3 C bei den Ausgangsstoffen.

$\Rightarrow$	Eisenoxid	+	Kohlenstoff	$\longrightarrow$	Eisen	+	Kohlenstoffdioxid	+	E
	2 Fe2O3	+	3 C	$\longrightarrow$	4 Fe	+	3CO2	+	E

Übung zum Erstellen von Reaktionsgleichungen I

Eisen	+	Schwefel	$\longrightarrow$	Eisensulfid	+	E
	+		$\longrightarrow$	FeS	+	E
	+		$\longrightarrow$	Fe2S3	+	E
Kupfer	+	Schwefel	$\longrightarrow$	Kupfersulfid	+	E
	+		$\longrightarrow$		+
Kohlenstoff	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Kohlenstoffdioxid	+	E
	+		$\longrightarrow$		+
Schwefel	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Schwefeldioxid	+	E
	+		$\longrightarrow$		+
Phosphor	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Phosphoroxid	+	E
	+		$\longrightarrow$	P4O10	+
Eisen	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Eisenoxid	+	E
	+		$\longrightarrow$	FeO	+
	+		$\longrightarrow$	Fe2O3	+
Kupfer	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Kupferoxid	+	E
	+		$\longrightarrow$		+
Magnesium	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Magnesiumoxid	+	E
	+		$\longrightarrow$		+
Aluminium	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Aluminiumoxid	+	E
	+		$\longrightarrow$	Al2O3	+

Bildung der Säuren aus Nichtmetall(-oxid) und Wasser

Kohlenstoffdioxid	+	Wasser	$\longrightarrow$		+	E
	+		$\longrightarrow$		+	E
Schwefeloxid	+	Wasser	$\longrightarrow$		+
SO3	+		$\longrightarrow$		+
SO2	+		$\longrightarrow$		+
Phosphor	+	Wasser	$\longrightarrow$		+
	+		$\longrightarrow$		+

Übung zum Erstellen von Reaktionsgleichungen II

Oxidationen (Vereinigungen)

Wasserstoff	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Wasser	+	E
H2	+		$\longrightarrow$	H2O	+	E
Kohlenstoff	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Kohlenstoffoxide	+	E
	+		$\longrightarrow$	CO	+		$\Rightarrow$ Kohlenstoffmonooxid
	+		$\longrightarrow$	CO2	+		$\Rightarrow$ Kohlenstoffdioxid
Kohlenstoffmonooxid	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Kohlenstoffdioxid	+	E
	+		$\longrightarrow$	CO2	+		$\Rightarrow$ Kohlenstoffdioxid
Schwefel	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Schwefeloxide	+	E
	+		$\longrightarrow$	SO	+	E	$\Rightarrow$ Schwefelmonoxid
	+		$\longrightarrow$	SO2	+	E	$\Rightarrow$ Schwefeldioxid
	+		$\longrightarrow$	SO3	+	E	$\Rightarrow$ Schwefeltrioxid
Schwefeldioxid	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Schwefeltrioxid	+	E
	+		$\longrightarrow$	SO3	+	E
Stickstoff	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Stickstoffoxide	+	E
	+		$\longrightarrow$	NO2	+	E	$\Rightarrow$ Stickstoffdioxid
	+		$\longrightarrow$	N2O	+	E	$\Rightarrow$ Distickstoffmonoxid
	+		$\longrightarrow$	N2O4	+	E	$\Rightarrow$ Distickstofftetraoxid

Laugenbildung aus Metalloxid und Wasser

Natriumoxid	+	Wasser	$\longrightarrow$		+	E
Na2O	+		$\longrightarrow$	NaOH	+
Calciumoxid	+	Wasser	$\longrightarrow$		+
CaO	+		$\longrightarrow$	Ca(OH)2	+

Neutralisation

Salzsäure	+	Natronlauge	$\longrightarrow$	Wasser	+	Natriumchlorid	+	E
	+		$\longrightarrow$		+	NaCl	+
Salzsäure	+	Magnesiumlauge	$\longrightarrow$	Wasser	+	Magnesiumchlorid	+
HCl	+		$\longrightarrow$		+	MgCl	+

Zersetzungen

Kohlenstoffdioxid	+	E	$\longrightarrow$	Kohlenstoff	+	Sauerstoff
	+		$\longrightarrow$		+
Quecksilberoxid	+	Energie	$\longrightarrow$		+
HgO	+		$\longrightarrow$		+

Übung zum Erstellen von Reaktionsgleichungen III

Umsetzungen

Zink	+	Salzsäure	$\longrightarrow$	Zinkchlorid	+	Wasserstoff	+	E
	+		$\longrightarrow$	ZnCl2	+		+
Magnesium	+	Salzsäure	$\longrightarrow$	Magnesiumchlorid	+	Wasserstoff	+	E
	+		$\longrightarrow$		+		+
Zinksulfid	+	Salzsäure	$\longrightarrow$	Zinkchlorid	+	Schwefelwasserstoff	+	E
ZnS	+		$\longrightarrow$		+	H2S	+

Aufgaben für Profis

Alkohol	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Wasser	+		+	E
C2H5OH	+		$\longrightarrow$		+		+
Stickstoffmonoxid	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Stickstoffdioxid	+		+	E
	+		$\longrightarrow$		+		+
Stickstoffdioxid	+	Wasser	$\longrightarrow$	Salpetersäure	+	Stickstoffmonoxid	+	E
	+		$\longrightarrow$		+		+
Stickstoffmonoxid	+	Stickstoffdioxid	$\longrightarrow$	Distickstofftrioxid	+	E
	+		$\longrightarrow$		+		+
Stickstoffdioxid	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Distickstoffpentoxid	+	E
	+		$\longrightarrow$		+		+
Kohlenstoffmonoxid	+	Wasserstoff	$\longrightarrow$	Methan	+	Wasser	+	E
	+		$\longrightarrow$	CH4	+		+
Benzin	+	Sauerstoff	$\longrightarrow$	Wasser	+	Kohlenstoffdioxid	+	E
C8H18	+		$\longrightarrow$		+		+
Wasserstoff	+		$\longrightarrow$	Chlorwasserstoff	+	E
	+		$\longrightarrow$		+		+
	+		$\longrightarrow$	Aluminiumchlorid	+	E
	+		$\longrightarrow$	AlCl3	+		+
Magnesium	+	Kohlenstoffdioxid	$\longrightarrow$		+	Kohlenstoff	+	E
	+	CO2	$\longrightarrow$		+		+

Übung zum Erstellen von Reaktionsgleichungen IV

Bestimme die Reaktionsgleichungen

1. Bildung von Stickstoffmonooxid aus den Elementen
2. Neutralisation von Fluorwasserstoffsäure mit Calciumlauge
3. Magnesium mit Salzsäure zu Magnesiumchlorid (MgCl₂) und Wasserstoff
4. Bildung von Schwefeltrioxid aus den Elementen
5. Neutralisation von Salpetersäure mit Calciumlauge
6. Bildung von Di Stickstofftrioxid aus den Elementen
7. Neutralisation von Bromwasserstoffsäure mit Kalilauge
8. Bildung von Cl₂O₇ aus den Elementen
9. Neutralisation von Calciumlauge mit schwefeliger Säure
10. Verbrennung von H₂S₂O₃ zu Schwefeldioxid und Wasser
11. Bildung von Calciumphosphat u. a. aus Phosphorsäure

Formelgleichung der Umsetzung von Magnesium mit Salzsäure

Woher wissen Chemiker eigentlich immer genau, wie die Formel einer Verbindung ist? Nachdem Du nun vom Gesetz der vielfachen Massenverhältnisse theoretisch weißt, soll hier gezeigt werden, wie man eine Formel praktisch bestimmt.

Magnesium + Salzsäure

Versuchsbeschreibung
In diesem Versuch wird Mg in HCl gebracht. Die Produkte werden untersucht. Das Ziel ist, die Formel des entstehenden Salzes zu bestimmen.

Beobachtung
Wir beobachten, wie sich das Magnesium auflöst und eine heftige Gasentwicklung stattfindet. Die Knallprobe ist positiv.

Schlussfolgerung
Es bildet sich Wasserstoff. Bei der Reaktion wird Energie frei. Das Chlorid hat den Bindungspartner gewechselt. Es fand eine Umsetzung statt. Die Gleichung ist so noch nicht ausgeglichen. Wenn man es tut, bekommt man zwei Möglichkeiten.

Magnesium + Salzsäure $\longrightarrow$ Wasserstoff + Magnesiumchlorid + E

Es gibt zwei Möglichkeiten für die Formel des Salzes Magnesiumchlorid:

a) Mg + 2HCl $\longrightarrow$ H₂ + MgCl₂ + E

oder:

b) 2Mg + 2HCl $\longrightarrow$ H₂ + 2MgCl + E

Das Gesetz der vielfachen Proportionen erklärt, dass es möglich ist, Atome in vielfachen Massenverhältnissen zusammen zu vereinigen. Doch woher weiß man in der Praxis, wie viele Atome miteinander reagieren?

Wie kann man entscheiden ob Reaktion 1 oder 2 vorliegt?

$\Rightarrow$ ein Zusatzversuch ist notwendig

$\Rightarrow$ Quantitative Untersuchung der Reaktion.

Der 2. Versuch ist ungefähr der gleiche Versuch wie V1, nur wird dieses Mal das das Produkt aufgefangen und das Volumen bestimmt

Versuchsaufbau Bestimmung des Volumens von Wasserstoff

Vorwissen:

1 mg Magnesium enthält 2,48 * 10¹⁹ Atome 1 ml Wasserstoff enthält 2,68 * 10¹⁹ Wasserstoffmoleküle

m (Mg)	$\Rightarrow$ Anzahl Mg-Atome	V (H2)	Umrechnung auf Normalbedingungen	Vo = 0,922 x V	$\Rightarrow$ Anzahl H2 -Moleküle
V2a	30,5 mg $\Rightarrow$ 7,564 x 1020	30,55 ml	28,17	$\Rightarrow$ 7,55 x 1020
V2b	33,3 mg	$\Rightarrow$ 8,26 x 1020	33,5 ml	30,7	8,23 x1020

Schlussfolgerung

${\frac {Anz.Mg}{Anz.H_{2}}}$ $={\frac {7,564*10^{20}}{7,55*10^{20}}}=$${\frac {\color {Red}1}{\color {Green}1}}$

a) Mg + 2 HCl $\longrightarrow$ H₂ + MgCl₂ + E

Bestimmung der Formel eines Salzes

Natürlich gibt es auch einen theoretischen Weg, wie man die Zusammensetzung eines Salzes leichter bestimmen kann. Dazu muss man die Metalle und die Säurereste immer so kombinieren, dass die Wertigkeiten (=Oxidationszahl) in ihrem Betrag zueinander passen.

Eine Beispielaufgabe: Welche Formel hat die Verbindung „Magnesiumchlorid“?

Magnesium hat die Wertigkeit +II und wird kombiniert mit Chlorid, welches die Wertigkeit -I hat.

II		-I		II -I
Mg	+	Cl	$\longrightarrow$	MgCl

Wie man sieht, passen die Wertigkeiten nicht zueinander. Damit die Summe Null ergibt, muss eine weitere negative Ladung her! Dies erreicht man durch Zugabe eines weiteren Cl.

II		-I		II -I
Mg	+	2Cl	$\longrightarrow$	MgCl2

Durch das Verhältnis von Mg : Cl = 1 : 2 liegt eine weitere negative Wertigkeit vor, so dass die +II des Magnesiums durch 2 mal -I des Chlor ausgeglichen wird.

Aufgaben mit Lösungen

1. Kombiniere Natrium und Sulfat zu Natriumsulfat.
2. Kombiniere Kalium mit Sulfid zu Kaliumsulfid.
3. Kombiniere Calciumion und Phosphat zu Calciumphosphat.
4. Wozu braucht man die Klammer bei der letzten Formel eigentlich bei den Säureresten?

Zu 1: Zuerst muss man die Formeln der Säurereste und deren Wertigkeiten wissen (deshalb muss man sie auch auswendig lernen!)

Na:	Wertigkeit:	+I
SO4:	Wertigkeit:	-II	(da es in H2SO4 an zwei Wasserstoffe gebunden ist)

zu 2:

K:	Wertigkeit:	+I
S:	Wertigkeit:	-II	(da es in H2S an zwei Wasserstoffe gebunden ist)

Zu 3: Tipp: kleinster gemeinsamer Nenner ist 6!

Ca	Wertigkeit:	+II
PO4	Wertigkeit:	-III	(da es in H3PO4 an drei Wasserstoffe gebunden ist)

Zu 4: Säurereste bleiben in der Regel erhalten und zersetzen sich nicht so leicht. Die Wertigkeit gilt somit immer für den ganzen Säurerest. Um dieses zu verdeutlichen und sie nicht einem Element zuzuordnen benötigt man eine Klammer. Außerdem benötigt man den Säurerest zweimal. Deshalb kommt er in Klammern und wird mit zwei mal genommen!

Aufgaben zur Wiederholung

1. Beschreibe die Reaktion von Magnesium mit Salzsäure.
2. Beschreibe, was man erhält, wenn man Säure und Lauge gleicher Konzentration mischt.
3. Nenne drei Säuren mit Formel.
4. Nenne zwei Laugen mit Formel.
5. Was sagt der Massenerhaltungssatz aus?
6. Was sagt der Energieerhaltungssatz aus?
7. Was sagt das Gesetz der vielfachen Massenverhältnisse aus?
8. Worin liegt die Erweiterung des Gesetzen der vielfachen Massenverhältnisse im Vergleiche zu den konstanten Massenverhältnissen?
9. Stelle die Reaktionsgleichung der Bildung von Fe₂O₃ auf.
10. Stelle die Reaktionsgleichung der Bildung von SO₂ auf.
11. Stelle die Reaktionsgleichung der Bildung von SO₃ auf.
12. Stelle die Reaktionsgleichung der Bildung von CO₂ auf.
13. Welcher Stoff entsteht, wenn man Phosphoroxid und Wasser mischt?
14. Welcher Stoff entsteht, wenn man Stickoxid (NO₂) und Wasser mischt?
15. Welcher Stoff entsteht, wenn man Kohlenstoffdioxid und Wasser mischt?

Anorganische Chemie für Schüler

Atombau – Das Kern-Hüllen-Modell und das Periodensystem der Elemente

Der Rutherford’sche Streuversuch (1909)

Beschreibung des Experiments:

Der neuseeländische Atomphysiker englischer Abstammung Ernest Rutherford schoss 1909 die Kerne von Heliumatomen, so genannte Alpha-Strahlung auf eine sehr dünne Goldfolie. Diese hatte er sich extra von seinem Schmied anfertigen lassen. Sie war extrem dünn und nur 2000 Atomlagen dick (entspricht ca. 0,0005 mm). Für die α-Strahlen verwendete Rutherford einen radioaktiven Strahler, der ein radioaktives Gestein enthielt.

Er konnte mit einem Fotografiefilm bzw. einem Leuchtschirm aus Zinkoxid die Teilchen sichtbar machen, welche seine Goldfolie durchdrangen. Auf dem Leuchtschirm erschienen die Strahlen mit einem grünlichen Schimmer. Seine erste Vermutung war allerdings, dass alle Teilchen von der Folie abprallen, vergleichbar mit einem Ball, den man gegen eine Wand wirft.

Da er diese erste Vermutung nicht bestätigt fand, wiederholte er das Experiment mehrere Male. Schließlich hätte seine Goldfolie ja auch Löcher aufweisen können. Aber auch neue Goldfolien brachten die gleichen Ergebnisse. Daraus schloss er, dass vielleicht seine Vermutung grundlegend falsch war. Er dachte lange nach und stelle dann eine völlig neue, für uns unglaubwürdige Theorie auf.

Beobachtungen und Schlussfolgerungen:

Ablenkung beim Rutherford´schen Versuch

a) 99,9999% der "Geschosse" durchdringen die Goldfolie ohne Ablenkung. (Als wären die 2000 Lagen von Goldatomen gar nicht existent)
(Vergleich: Dartpfeil durch Bauzaun werfen)

$\Rightarrow$ Atome müssen demzufolge fast „leer“ sein.

b) Einige Teilchen davon werden ein wenig abgelenkt.
(Vergleich Billard)

$\Rightarrow$ Im Zentrum des Atoms befindet sich ein „Atomkern“ der im Vergleich zum gesamten Atom sehr viel kleiner ist. Er ist umgeben von einer Elektronenhülle (Durchmesser des Kerns ist ca. 100.000 mal kleiner) Volumenvergleich Kern: 10^-45m³: Goldatom: 10^-30 m³ = 10^-15 : 1)

c) Eines von 100.000 Teilchen wird sogar zurückgeschleudert/ stark abgelenkt (=Querschläger).

$\Rightarrow$ Da die α-Teilchen positiv geladen sind, muss der Atomkern auch (elektrisch) positiv geladen sein.

Größenverhältnisse: Ø_Atomkern : Ø_Atomhülle = 10^-15m : 10^-10 = 1  : 100.000

Vergleich: wäre der Atomkern im Durchmesser so groß wie ein Tischtennisball (2 cm), so wäre die ganze Atomhülle 2 km groß!

Atome haben eine Masse. Wo ist diese dann lokalisiert?
Fast die gesamte Masse eines Atoms befindet sich im Atomkern. Er hat eine außerordentlich hohe Dichte! (ρ= 4•10¹⁴ g/cm³)
(Vergleich ρPb= 11g/cm³)

Bsp.: Masse eines hypothetischen Stecknadelkopfes, der nur aus Atomkernen besteht V _{Stecknadelkopf} = 5 mm³,
ρ_Kernmaterie = 2,44 •10¹⁴ g/cm³ $\Rightarrow$ m= 1,22•10¹² Tonnen!

Aufgaben:

1. Beschreibe Rutherfords Versuch und erkläre die Beobachtungen mit Deinen Worten!
2. Warum hat Rutherford den Versuch so oft wiederholt?

Die "Grundbausteine" des Atoms

Heute wissen wir mehr über Atome, als z. B. noch Medelejew. Sie enthalten drei Elementarteilchen: Protonen, Neutronen und Elektronen.

Von außen betrachtet sind Atome elektrisch zwar neutral, aber im Inneren bestehen sie aus einem Atomkern mit positiv geladenen Protonen und elektrisch neutralen Neutronen und einer Atomhülle aus negativ geladenen Elektronen:

Teilchen	Symbol	Masse [kg]	Masse [u]	Elementarladung	Aufenthaltsbereich
Proton:	p+	1,6726•10-27	1,0073	+1 (positiv)	Atomkern
Neutron:	n	1,6749•10-27	1,0087	0 (ungeladen)	Atomkern
Elektron:	e-	9,1096•10-31	0,0005	-1 (negativ)	Elektronenhülle

Zusatzinfos zu Atomen

• Nahezu die gesamte von uns wahrnehmbare, unbelebte und belebte Materie in unserer irdischen Umgebung besteht aus Atomen oder geladenen Atomen (=Ionen)
• Atome gleicher Anzahl der Protonen, der Kernladungszahl, gehören zu demselben Element.
• Bei (ungeladenen) Elementen ist Anzahl von Protonen und Elektronen gleich.
• Die physikalischen Eigenschaften der Atomhülle bestimmen das chemische Verhalten eines Atoms
• Eine durch Protonen- und Neutronenzahl charakterisierte Atomsorte bezeichnet man als Nuklid. (Neutronenzahl + Protonenzahl = Nukleonenzahl)
• Nuklide gleicher Kernladungszahl (Protonenzahl) und unterschiedlicher Neutronenzahl heißen Isotope z.B. ¹²₆C;¹⁴₆C
• alle Atomkerne der Erde dicht aneinander gepackt $\Rightarrow$ Würfel von 75 m Kantenlänge
• Die Masseneinheit für Elementarteilchen ist 1u (= 1,66056 • 10^-27 kg)
• Seit 1932 haben die Physiker weit mehr als einhundert verschiedene Elementarteilchen entdeckt und beschrieben, die jedoch chemische Reaktionen nicht beeinflussen und für die Schule keine Rolle spielen. Nach neueren Erkenntnissen sind alle "Elementarteilchen" aus 12 Elementarbausteinen und 4 Grundkräften zusammengesetzt. Der bekannteste Vertreter sind die "Quarks".
• Die stärkste Kraft, die Menschen kennen, wirkt zwischen Protonen und Neutronen und hält den Atomkern zusammen. Sie ist um 10 • 10⁴¹ mal stärker als die Gravitation der Erde; Ihre Reichweite ist sehr kurz – außerhalb des Atomkerns spürt man sie nicht. Wäre die Erdgravitation so stark, so wäre ein Reiskorn 1 Billion mal schwerer als die Erde!
• Die Chemie beschäftigt sich mit den Atomen und ihren Verbindungen, den Molekülen. Dies setzt auch genaue Kenntnisse über die Struktur der Atomhülle voraus.
• Die Atomphysik beschäftigt sich unter anderem mit dem Aufbau der Atomhülle, dem Aufbau der Atomkerne aus Elementarteilchen und weiter mit den Eigenschaften der Elementarteilchen.

Weitere Informationen vor allem zur geschichtlichen Entwicklung des Atombegriffs:

Zusatzinfos: Die Geschichte des Atombegriffs und des Aufbaus von Atomen

Nach:

• um 400 vor Christus - Demokrit und das Teilchenmodell

Demokrit, ein altgriechischer Gelehrter, äußerte als erster die Vermutung, dass die Welt aus unteilbaren Teilchen - (griechisch a-tomos = unteilbar) Atomen - bestände. Daneben gäbe es nur leeren Raum. Alle Eigenschaften der Stoffe ließen sich, nach Meinung Demokrits, auf die Abstoßung und Anziehung dieser kleinen Teilchen erklären. Diese Idee wurde von den Zeitgenossen Demokrits abgelehnt, da man damals die Welt als etwas Göttliches ansah. Demokrits philosophischer Kontrahent war vor allem Empedokles, der die Lehre von den vier Elementen Feuer, Erde, Luft und Wasser begründete. Demokrits Vorschlag blieb fast 2 Jahrtausende unbeachtet.

• um 1400 - Die Alchemisten - Gold kann nicht hergestellt werden

Auch wenn die Alchemisten in ihren Versuchen, aus niederen Stoffen (wie etwa Blei) Gold herzustellen, scheiterten, leisteten sie Vorarbeit für die spätere experimentelle Physik und Chemie.

• 1803 - John Dalton - Atomtheorie der Elemente

Der englische Chemiker John Dalton griff als erster wieder die Idee von Demokrit auf. Aus konstanten Mengenverhältnissen bei chemischen Reaktionen schließt Dalton darauf, dass immer eine bestimmte Anzahl von Atomen miteinander reagiert.

• 1896 entdeckt Henri Becquerel die Radioaktivität, und stellt fest, dass sich Atome umwandeln können.

• 1897 - Joseph John Thomson - Entdeckung des Elektrons

Bei einem Versuch mit Strom stellte der britische Physiker Thomson fest, dass Strahlen in Vakuumröhren aus kleinen Teilchen bestehen. Damit war ein erster Bestandteil der Atome gefunden, obwohl man von der Existenz der Atome immer noch überzeugt war. Eine Besonderheit war die Entdeckung vor allem deshalb, weil man dachte, Strom wäre eine Flüssigkeit.

• 1898 - Marie und Pierre Curie - Radioaktivität

Immer mehr Forscher beschäftigten sich mit den kleinsten Teilchen. Die Curies untersuchten unter anderem Uran, das sie aus Pechblende gewannen. Die Uran-Atome zerfallen unter Abgabe von Wärme und Strahlen, die man als Radioaktivität (von radius = Strahl) bezeichnet. Marie Curie erkannte, dass sich Elemente bei diesem Zerfall verwandeln. (Die Radioaktivität wurde 1896 von Henri Becquerel entdeckt.)

• 1900 - Ludwig Boltzmann - Atomtheorie

Boltzmann war ein theoretischer Physiker, der die Ideen von Demokrit umsetzte. Er berechnete aus der Idee der Atom-Existenz einige Eigenschaften von Gasen und Kristallen. Da er allerdings keinen experimentelle Beweis lieferte, waren damals seine Ideen umstritten.

• 1900 - Max Planck - Quanten

Der Berliner Physiker Planck untersuchte die Schwarzkoerperstrahlung. Bei der theoretischen, thermodynamischen Begruendung seiner Formel führte er die sog. Quanten ein und wurde somit zum Begründer der Quantenphysik.

• 1906 - Ernest Rutherford - Experimente

Der Physiker Ernest Rutherford ging im Gegensatz zu Boltzmann und Planck experimentell auf die Suche nach den Atomen. 1906 entdeckte er mit dem rutherfordschen Experiment, dass Atome nicht massiv sind, ja sogar im Grunde fast gar keine Substanz besitzen. (Damit ist das Wort "Atom" für das, was es bezeichnet, im Grunde falsch. Es wurde aber beibehalten.) Aus dem Experiment leitete Rutherford bis 1911 die genaue Größe eines Atoms, also der Atomhülle und der Größe des Atomkerns ab. Ferner konnte er ermitteln, dass der Atomkern die positive Ladung, die Atomhülle eine entsprechende negative Ladung trägt. So entdeckte er das Proton.

• 1913 - Niels Bohr - Schalenmodell

Aus dem rutherfordschem Atommodell entwickelte der dänische Physiker Niels Bohr ein planetenartiges Atommodell. Danach bewegen sich die Elektronen auf bestimmten Bahnen um den Kern, wie Planeten die Sonne umkreisen. Die Bahnen werden auch als Schalen bezeichnet. Das besondere daran war, dass die Abstände der Elektronen-Bahnen streng-mathematischen Gesetzmäßigkeiten folgen.Die Bahnen besitzen verschiedene Radien, und jede Bahn besitzt eine maximale Kapazität für Elektronen. Atome streben Bohr zufolge an, dass alle Bahnen komplett besetzt sind. Damit haben sich sowohl viele chemische Reaktionen erklären lassen als auch die Spektrallinien des Wasserstoffs. Da sich das Modell für komplexere Atome als unzureichend erwies, wurde es 1916 von Bohr und dem deutschen Physiker Arnold Sommerfeld insofern verbessert, als man nun für bestimmte Elektronen exzentrische, elliptische Bahnen annahm. Das bohr-sommerfeldsche Atommodell erklärt viele chemische und physikalische Eigenschaften von Atomen.

• 1929 - Erwin Schrödinger, Werner Heisenberg und andere - Das Orbitalmodell

Aufbauend auf Schrödingers Wellenmechanik und Heisenbergs Matrizenmechanik wurde ein weiteres, bis heute modernes Atommodell entwickelt, das weitere Unklarheiten beseitigen konnte.

• 1929 - Ernest O. Lawrence - Der erste Teilchenbeschleuniger, das Zyklotron

Um Informationen über den Aufbau der Atomkerne zu bekommen, wurden die Kerne mit Strahlen beschossen. Um nicht auf die schwache natürliche Strahlung angewiesen zu sein, entwickelte Lawrence das Zyklotron. Geladene Teilchen wurden auf kreisförmigen Bahnen beschleunigt.

• 1932 - Paul Dirac und David Anderson - Antimaterie

Der theoretische Physiker Paul Dirac fand eine Formel, mit der sich die Beobachtungen der Atomphysik beschreiben lassen. Allerdings setzte diese Formel die Existenz von Anti-Teilchen voraus. Diese Idee stieß auf heftige Kritik, bis der amerikanische Physiker Anderson in der kosmischen Strahlung das Positron nachweisen konnte. Dieses Anti-Teilchen zum Elektron hat eine positiver Ladung aber die gleiche Masse wie ein Elektron. Treffen ein Teilchen und sein Anti-Teilchen zusammen, zerstrahlen sie sofort als Energie gemäß der Formel E = m*c2. 1932 wurde dann noch das Neutron von dem englischen Physiker James Chadwick entdeckt.

• 1933 - Marie und Pierre Curie - Materie aus Energie

Eher zufällig beobachten die Eheleute Curie, dass sich nicht nur Masse in Energie umwandeln lässt. In einem Experiment verwandelte sich ein Lichtstrahl in ein Elektron und ein Positron.

• 1938 - Otto Hahn und Lise Meitner - Die erste Kernspaltung

Der deutsche Chemiker Hahn, ein Schüler Rutherfords, untersuchte weiter die Atomkerne. Dazu beschoss er Uran-Atome mit Neutronen und erhielt Cäsium und Rubidium oder Strontium und Xenon. Was eigentlich passierte konnte er nicht erklären. Dies gelang jedoch seiner Mitarbeiterin Lise Meitner, die aufgrund ihrer jüdischen Religion vor den Nazis nach Schweden geflohen war. Sie stellte fest, dass die Summe der Kernteilchen (Protonen und Neutronen) bei den Produkten der des Urans entspricht. Hahn erhielt dafür den Nobelpreis, erwähnte seine Mitarbeiterin aber mit keinem Wort.

• 1938 - Hans Bethe - Kernfusion in der Sonne

Neben zahlreichen Beiträgen zum Aufbau der Atome erforschte der in Straßburg geborene Bethe die Energieproduktion in Sternen. Er stellte fest, dass in unserer Sonne zwei Wasserstoff-Atomkerne miteinander verschmelzen, während in größeren und helleren Sternen Kohlenstoff-Kerne in die schwereren Stickstoff-Kerne verwandelt werden. Bethe arbeitete auch in Los Alamos mit, wurde aber nach dem Krieg ein engagierter Gegner von Massenvernichtungswaffen, so wandte er sich auch an den späteren amerikanischen Präsidenten Clinton

• 1942 - Enrico Fermi - Der erste Kernreaktor

Der italienische Physiker Fermi erkannte die Möglichkeit, die Kernspaltung für eine Kettenreaktion zu nutzen. Die bei der Spaltung von Uran freiwerdenden Neutronen, konnten für die Spaltung weiterer Kerne verwendet werden. Damit legte Fermi die Grundlagen, sowohl für die kriegerische Nutzung der Kernenergie in Atombomben als auch friedliche Nutzung in Kernreaktoren. Fermi baute den ersten funktionierenden Kernreaktor.

• 1942 - Werner Heisenberg - Atomforschung für die Nazis

Die Nazis beauftragten den Physiker Heisenberg eine Atombombe zu entwickeln. Durch einen Rechenfehler misslang ihm dies aber. Bei der Berechnung der kritischen Masse verrechnete er sich um den Faktor 1000.

• 1942 - Albert Einstein und Leo Szilard - Roosevelt soll die Atombombe bauen

Eigentlich hat Einstein selber nicht zum Bau der Atombombe beigetragen. Er unterstützte aber einen Brief an den amerikanischen Präsidenten Roosevelt, dass die Entwicklung der Atombombe unbedingt noch vor den Nazis beendet werden solle. Auch der ungarische Universalgelehrte Szilard erkannte die Gefahr, die von einer deutschen Atombombe ausging. Er lieferte zwar wichtige Ideen für den Bau der Atombombe, war aber an deren Entwicklung in Los Alamos nicht beteiligt. Auch später warnte Szilard noch vor dem Gebrauch der Atombombe.

• 1945 - J. Robert Oppenheimer - Die erste Atombombe

Oppenheimer war der Organisator, der in Los Alamos die besten Physiker und Ingenieure versammelte. So gelang innerhalb kürzester Zeit der Bau einer Atombombe, das Manhattan-Projekt. Nach dem Einsatz der Atombombe in Hiroshima wurde Oppenheimer zum Gegner von Atombomben.

• 1952 - Edward Teller - Die Wasserstoffbombe

Der ungarische Physiker Teller war Mitarbeiter von Oppenheimer. Allerdings hatte er eine weitergehende Idee. Er wollte eine Bombe auf der Basis der Kernfusion bauen, die Bethe in der Sonne nachgewiesen hat. Aus Angst vor dem Kommunismus wurde Teller zu einem Rüstungsfanatiker und entwickelte die Wasserstoffbombe.

• 1960 - Donald A. Glaser - Die Blasenkammer

Nach dem Kriegsende konzentrierte sich die Forschung auf den Aufbau der Elementarteilchen. Mit der Entwicklung der Blasenkammer hatte man nun eine Möglichkeit, die kleinsten Teilchen, die in Teilchenbeschleunigern entstanden, zu "sehen".

• 1964 - Murray Gell-Mann - Die Quarks

Mit Hilfe der Blasenkammer konnte auf einmal eine riesige Anzahl an bisher unsichtbaren Teilchen sichtbar gemacht werden, die Widersprüche zu der bisherigen Physik darstellte. Um dies zu erklären, postulierte der Physiker Gell-Mann Grundbausteine, aus denen die Kernbausteine aufgebaut sein sollen. Mittlerweile gibt es sehr viele Indizien für die Existenz der Quarks, auch wenn sie einzeln nicht zu beobachten sind.

• 1978 - Der Fusionsreaktor

Um die riesigen Mengen an Energie zu nutzen, die bei einer Kernverschmelzung (Kernfusion) frei werden, versuchte man, die Fusionsenergie gezielt zu nutzen. Die Kernverschmelzung (Kernfusion) gelang erstmals mit Teilchenbeschleunigern. Derzeit laufen Versuche, Kernfusionsreaktoren herzustellen, bislang konnte aber nur für sehr kurze Zeit mehr Energie gewonnen werden, als in den Prozess hineingesteckt wurde

• 1995 - Eric Cornell, Wolfgang Ketterle und Carl Wiemann - Das Bose-Einstein-Kondensat

In einem ultrakalten Gas aus Rubidium-Atomen wird erstmals ein Bose-Einstein-Kondensat hergestellt, ein bereits von Einstein vorhergesagter Zustand der Materie.

• 2000 - CERN - Das Higgs-Boson

Das Kernforschunngszentrum CERN in Genf forscht in ihrem Beschleuniger nach dem Higgs-Boson, das als Erlöser-Teilchen bezeichnet wird und dessen Existenz die bestehenden Theorien zur Elementarteilchenphysik bestätigen soll. Bisher gibt es keine eindeutigen experimentellen Belege für die Existenz des Higgs-Bosons.

• 2002 - Brookhaven - seltsame Materie

Im Schwerionenbeschleunigerring RHIC im amerikanischen Brookhaven prallen Goldionen hoher Energie aufeinander. Dabei sollen sie für extrem kurze Zeit und in einem sehr kleinen Raumbereich ein Quark-Gluonen-Plasma erzeugen. Dies ist ein Zustand der Materie, der heute in der Natur nicht mehr vorkommt, aber vermutlich unmittelbar nach dem Urknall existierte.

Die symbolische Schreibweise

Im Periodensystem werden die Atome in einer besonderen Schreibweise dargestellt. Sie ist leicht zu verstehen:

$\Rightarrow$ He besteht aus: 2 Protonen, 2 Elektronen und 2 Neutronen(Massenzahl-Ordnungszahl)

${}_{3}^{7}\mathrm {Li}$

$\Rightarrow$ Li besteht aus: 3 Protonen, 3 Elektronen und 4 Neutronen(Massenzahl-Ordnungszahl)

Aufgaben:

1. Berechne für folgende Beispiele die Anzahl an Elementarteilchen: Na, Mg, Ca, Ba, Al, I

Anordnung der Elementarteilchen im Atomkern

Nachdem Du nun weißt, welche Elementarteilchen im Atom zu finden sind, wird es Zeit, sich Gedanken über deren Anordnung zu machen. Doch Vorsicht, niemand kann genau erklären wie es im Atom aussieht und man braucht sehr viel Vorstellungskraft, um sich nur ein ungefähres Bild davon zu machen. Vielleicht helfen Dir die angegebenen Vergleiche. Zusätzlich erschwerend ist, dass es verschiedene Modelle gibt, die nacheinander entstanden sind. In Schulbüchern ist oft das Atommodell von Niels Bohr genannt - lass Dich dadurch nicht verwirren. Es ist falsch!

Aufbau des Wasserstoffatoms

Das Wasserstoffatom hat ein Proton und demzufolge ein Elektron. Im Zentrum des Atoms befindet sich der Atomkern, er enthält ein Proton. Um ihn herum bewegt sich ein einzelnes Elektron. Das Elektron bewegt sich um den Kern und hat demzufolge immer unterschiedliche Abstände zum Atomkern. Da es sich zu 95% fast immer innerhalb eines bestimmten Abstandes um das Atom bewegt und dieser einer Art Kugel gleicht, spricht man auch von einer Elektronenhülle oder Elektronenwolke oder auch einem Atomorbital. Die Form ist dabei immer von der Aufenthaltswahrscheinlichkeit des Elektrons abhängig. In den Modellen von Niels Bohr werden die Elektronenwolken auch als Schalen bezeichnet.

Aufbau des Lithiumatoms

Das Lithiumatom hat drei Protonen, 4 Neutronen und drei Elektronen. Die Neutronen sind ungeladen und befinden sich zwischen den Protonen. Eine Modellvorstellung beschreibt sie als „Protonenkitt“, also als Klebstoff, der die sich abstoßenden positiven Protonen im Kern zusammenhält. Nicht alle Elektronen können sich gleich weit vom Atomkern entfernen. Also gibt es durch die unterschiedlichen Aufenthaltswahrscheinlichkeiten auch unterschiedliche Elektronenwolken. In der ersten Elektronenhülle ist nur "Platz" für zwei Elektronen. Wenn sie voll besetzt ist, dann entsteht automatisch eine neue. In jeder weiteren ist Platz für mindestens 8 Elektronen. Die Elektronen der äußersten Hülle nennt man auch Valenzelektronen oder Außenelektronen.

Bei chemischen Reaktionen sind in der Regel nur die Valenzelektronen beteiligt. Elemente mit der gleichen Anzahl an Valenzelektronen ($\Rightarrow$ gleiche Hauptgruppennummer) haben meist ähnliche Eigenschaften. Die Anordnung der Elektronen nennt man Elektronenkonfiguration.

Aufbau des Kohlenstoffatoms (C)

Das Kohlenstoffatom hat 6 Elektronen, 6 Neutronen und 6 Protonen:

Aufbau des Natriumatom (Na)

Das Natriumatom hat 11 Elektronen in drei Elektronenwolken. Wie Du erkennen kannst, sind die Elektronenwolken farbig, entsprechend den Farben der Perioden Deines PSE gefärbt.

Wichtige Aufgaben:

1. Zeichne selbst den Aufbau der folgenden Atome: H, He, Li, Na, Mg, Ca, Ba, Al, I
2. Welcher Zusammenhang besteht zwischen der Anzahl an Elektronenwolken und der Periodennummer?
3. Besteht ein Zusammenhang zwischen der Anzahl an Valenzelektronen und dem PSE?
4. Wie erklärst Du Dir, dass das Verhältnis von Protonen zu Neutronen bei Zunahme der Ordnungszahl kleiner wird (z.B. Kohlenstoff hat 6p⁺ und 6n $\Rightarrow$ 1:1=1; Blei hat 82p+ und 126n $\Rightarrow$ 82:126=0,65)?

Geschichtliche Entwicklung der Modelle zum Aufbau der Elektronenhülle

Chemiker kennen heute viele Modelle zum Beschreiben der winzigen Atome. Jedes Modell hat Vor- und Nachteile. Lass Dich nicht durch die Vielfalt verwirren und benutze immer das, was Du in der Schule gelernt hast. Letztlich sind alles Modelle, die nur etwas nicht sichtbares verdeutlichen sollen. Aber es ist gar nicht so einfach, sich das immer vorzustellen...

Bohrsches Atommodell

1913 Niels Bohr: „Elektronen kreisen als Teilchen auf Bahnen (planetengleich) um den Atomkern“ Jede Bahn entspricht dabei einem bestimmten Energiezustand des Elektrons

1924 Louis de Broglie: „ Jedes sich bewegende Teilchen, hat neben den Teilchen­eigenschaften auch Welleneigenschaften.“ (Diese werden wichtiger, je kleiner das Teilchen wird) (=Welle-Teilchen-Dualismus)

Bohr hat hingegen nur den Teilchencharakter des Elektrons berücksichtigt.

1926 Heisenberg: „Wenn de Broglie recht hat, kann man nicht die Position und die Geschwindigkeit eines Elektrons bestimmen, da man nicht gleichzeitig beides messen kann! (=Unschärferelation).
$\Rightarrow$die Wellenlänge ändert sich.

Vergleich Radarfalle

$\Rightarrow$ Man kann nicht wissen, wie sich kleine Teilchen, wie z. B. Elektronen bewegen. Somit ist auch sicher, dass sie sich nicht auf Bahnen (siehe Bohr) bewegen. Man kann aber sagen, dass für so kleine Teilchen die Gesetze der klassischen Mechanik nur beschränkt Gültigkeit haben. Dies macht eine eigene Vorstellung für Chemiker so schwierig.

1928 Schrödinger: Der Aufenthaltsbereich des e- ist die so genannte Elektronenwolke (=Orbital)

Elektronenverteilung nach Schrödinger

Edelgase und Edelgaskonfiguration

„Edelgase“ ist der Begriff für die Elemente der 8. Hauptgruppe. (Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon und Radon). Edelgase sind im Gemisch Luft zu finden. Nach ihrem Anteil sortiert, steht an erster Stelle Argon. Es folgen Neon, Helium, Krypton und Xenon. Radon tritt nur in kleinsten Mengen als Produkt radioaktiver Zerfallsprozesse auf. Im All findet man neben Wasserstoff sehr viel Helium.

Alle Edelgase sind farb-, geschmack- und geruchlose Gase, die eigentlich nur elementar (nicht vereinigt) und einatomig vorkommen. Sie lassen sich in Wasser auflösen und sind aufgrund ihrer Ähnlichkeit und Reaktionsträgheit fast nicht zu unterscheiden. Sie kondensieren erst bei Temperaturen tiefer als -100°C. Helium hat den niedrigsten Schmelz- und Siedepunkt aller Elemente. Aufgrund dieser Eigenschaft wurden sie als Element erst sehr spät entdeckt.

Eigenschaft	${}_{2}\mathrm {He}$	${}_{10}\mathrm {Ne}$	${}_{18}\mathrm {Ar}$	${}_{36}\mathrm {Kr}$	${}_{54}\mathrm {Xe}$
Atommasse [u]	4.0	20,2	39,9	83,8	131,3
Dichte [g/l]	0,17	0,84	1,66	3,48	5,49
Schmelzpunkt [°C]	-272,3	-248,6	-189,4	-156,5	-111,8
Siedepunkt [°C]	-269,0	-246,0	-185,9	-153,9	-107,1
Leuchtfarbe in Leuchtröhren	gelb	rot	rot	gelbgrün	violett
Verwendungszweck	Füllgas für Ballons Zusatz für Atemluft bei Tiefseetauchern	Leuchtstoffröhren	Glühlampenfüllgas Schutzgasschweißen	Glühlampenfüllgas

${}_{2}^{4}\mathrm {He}$	${}_{10}^{20}\mathrm {Ne}$

Edelgase (8. HG) sind die reaktionsträgsten Elemente. Alle Edelgase haben eine vollbesetzte Außenelektronenwolke. Edelgase werden deshalb auch als reaktionsträge Gase bezeichnet.

Diese Edelgaskonfiguration ist von allen Elementen angestrebt. Entscheidend ist dafür nur die Anzahl an Valenzelektronen (2 bei He oder 8 bei allen anderen!)

Unter besonderen Bedingungen kann man im Labor Xe und Kr zur Reaktion mit anderen Elementen bewegen. Dazu sind sehr hohe Ionisierungsenergien notwendig. Von den leichten Edelgasen Helium, Neon und Argon sind keine Verbindungen bekannt. Linus Pauling wies 1933 schon darauf hin, dass Xenon eine ähnlich (hohe) 1. Ionisierungsenergie wie Sauerstoff hat. 1962 wurde von Bartlett dann mit Xenonhexafluor die erste Edelgasverbindung dargestellt. Man heute kennt bereits 32 Edelgasverbindungen:

$XeF_{2}$,$XeF_{4}$, $XeF_{6}$, $XeO_{3}$, $XeO_{4}$,$XeOF_{4}$, $KrF_{2}$

Das Periodensystem der Elemente: Die Geschichte des PSE

Demokrit (460-370 v. Chr.)

Der Grieche vermutete allein durch Beobachtungen der Natur, dass es Aufbausteine für alle Stoffe (heute würde man sie Atome nennen) gibt.

Robert Boyle (1627-1691)

Der Engländer zeigte als erster, dass nicht Feuer, Wasser, Erde und Luft die chemischen Elemente sind. Er vermutete, dass es mehr geben muss. Sonst wäre die Vielfalt der Natur nicht zu erklären. Er vermutete, dass solche Stoffe, die man nicht mehr in zwei verschiedene andere Stoffe umwandeln kann, Elemente sind. So kann man pflanzlichen Zucker durch Erhitzen in Kohlenstoff umwandeln. Diesen konnte er aber nicht weiter zersetzen, so bestimmte er, dass Kohlenstoff ein Element sei.

Antoine Lavoisier (1743-1794)

Der Franzose Lavoisier übernahm Boyles Elementdefinition und erweiterte sie. Er unterschied Elemente (matière) und deren Fähigkeit Verbindungen zu bilden (principe). Es gibt also nach Lavoisier keine Stoffe, in denen matière und principe zusammenfielen.

William Prout (1785-1850) und Jeremias Benjamin Richter (1762-1807) Der Engländer Prout und der deutsche Richter stellen die Gesetzte der einfachen und vielfachen Massenverhältnisse auf. So reagieren 2g Schwefel immer mit 2g Sauerstoff zu 4g Schwefeldioxid oder auch (bei anderen Reaktionsbedingungen) mit 3g Sauerstoff zu 5g Schwefeltrioxid

John Dalton (1766-1844)

Der Engländer stellte eine Atomhypothese auf, die Atome und ihre Reaktionen beschrieb. Er verband diese mit den Massengesetzen von Prout und Richter, um sie zu erklären.

Jöns Jakob Freiherr von Berzelius, (1779-1848)

Der Schwede Berzelius nannte Reinstoffe, die nicht durch eine Vereinigung entstanden sind „Elemente“. Stoffe, die durch eine Vereinigung entstehen, nannte er „Verbindung“. Er stellte die noch immer gültige Definition auf: „Ein Element ist ein Reinstoff, der nicht weiter zersetzt werden kann“. Für Elemente legte er neue Symbole fest, die sich vom lateinischen oder griechischen Namen ableiteten (z. B. Wasserstoff = Hydrogenium = H) Da man nun endlich die Kenntnisse der Chemie vernünftig ordnen konnte, wurde der Wunsch nach einem einheitlichen Ordnungssystem immer größer.

Dimitri Mendelejew (1834-1907) und Lothar Meyer (1830 - 1895)

Der Russe Mendelejew und der Deutsche Lothar Meyer ordneten 1869 als erstes die damals etwa 60 bekannten Elemente nach ihrer Masse. Allerdings fiel auf, dass sich manchmal Eigenschaften der Elemente wiederholten. Diese Elemente schrieb Mendelejew übereinander. So kam er zu einer tabellarischen Anordnung von 7 Gruppen. Manchmal erhielt er allerdings Lücken in seiner Tabelle. Er vermutete, dass es noch unentdeckte Elemente geben musste. (Germanium, Gallium und Scandium). Die 8. Gruppe des PSE (Edelgase) konnten sie nicht aufstellen, da die Edelgase noch nicht entdeckt waren.

Nils Bohr (1885-1962)

Der Däne Bohr forschte an einzelnen Atomen und beschäftigte sich mit deren Zusammensetzung. Er stellte ein nach ihm benanntes Atommodell auf. Gleichzeitig fing er an diese Atome nach ihrer Anzahl an Protonen zu ordnen. (Henry G.J. Mosley bestimmte 1913 mit Hilfe von Röntgenstrahlen erstmalig die Anzahl an Protonen in Atomen). Deshalb nannte er die Protonenzahl auch Ordnungszahl.

Dieses neue Periodensystem war dem von Mendelejew sehr ähnlich. Nur geringe Änderungen mussten vorgenommen werden.

Die historische Entwicklung des Periodensystems der Elemente (=PSE)

Nach:

Dmitri Iwanowitsch Mendelejew (8.2.1834- 2.2.1907) war ein russischer Chemiker, der auf der Suche nach einer Systematik der chemischen Elemente war.

Zwischen 1859 und 1861 arbeitete er in Paris über die Dichte der Gase und an der Universität Heidelberg beschäftigte er sich bei Gustav Robert Kirchhoff mit der neuen Untersuchungsmethode der Spektroskopie. Er promovierte 1865 in Chemie in Sankt Petersburg. Sein Bestreben war, die damals bekannten 63 Elemente in einem System zu ordnen. Eine Hilfe war, dass 1866 ein Kollege, der Chemiker John A.R. Newland, das Oktavgesetz vorschlug:

„Wenn die Elemente nach steigender relativer

Atommasse geordnet werden, dann ist das

achte Element dem ersten ähnlich.“

Dmitri Mendelejew und der Deutsche Lothar Meyer griffen 1869 dieses Gesetz auf und ordneten die Elemente in einer sich periodisch wiederholenden Anordnung in 7 Gruppen an. Mendelejew ordnete die Elemente dabei so an, dass ähnliche Merkmale in den gleiche Gruppen zusammenstehen. Damit dies aber immer aufging, musste er noch 3 Felder frei lassen. Er vermutete, dass diese drei Elemente noch nicht entdeckt waren. Durch seine genauen Forschungen konnte er für diese unbekannten Elemente (Gallium, Scandium und Germanium) allerdings schon einige Vorhersagen über ihre Eigenschaften treffen. Hier zeigte sich sein wahres Genie. Seine Vorhersagen zu Schmelz- und Siedepunkten waren von großer Genauigkeit und Präzision.

1867 wurde er Professor für Chemie an der Universität Sankt Petersburg. Am 6. März 1869 veröffentlichte er das Periodensystem der Elemente (PSE) unter dem Titel „Die Abhängigkeit der chemischen Eigenschaften der Elemente vom Atomgewicht“. Damit vollendete Mendelejew vorläufig die 50-jährige Suche nach einem Zusammenhang zwischen den Atomgewichten und den chemischen Eigenschaften der chemischen Elemente. Zu seinen Ehren bekam das Element 101 den Namen Mendelevium.

In zwei Punkten lag Mendelejew’s leider falsch. Die Anordnung der Elemente ____ und ____ sowie ____ und ____ nach ihrer relativen Atommasse entsprach nicht der Anordnung nach ihren Eigenschaften. Man findet im heutigen PSE sogar noch ein weiteres Paar: ____ und ____ .

Die Auflösung war erst möglich, als Henry G.J. Mosley 1913 begann das PSE nach der Anzahl an Protonen/ Elektronen zu ordnen. Mit Hilfe von Röntgenstrahlen gelang es ihm die Ordnungszahl der Elemente zu bestimmen und das heute gültige PSE, geordnet nach der Protonenzahl, aufzustellen.

Zusatzinformationen zu Mendelejew

Mendelejew war zugleich der Vater der russischen Ölindustrie. Bereits in den 1860er Jahren besuchte er die Ölfelder bei Baku in Aserbaidschan. 1876 reiste er im Auftrag der russischen Regierung in die USA, um die Ölförderung in Pennsylvania zu studieren und Empfehlungen für die Ausbeutung der russischen Reserven zu geben. Nach seiner Rückkehr erfand er neue Methoden zur Raffinierung des Öls. Seine Empfehlungen fasste er in dem Werk „Die Erdölindustrie in Pennsylvania und im Kaukasus zusammen“.

Mendelejew war ein Liberaler. In seinen Vorlesungen waren anders als bei seinen Kollegen auch Frauen zugelassen. Regelmäßig machte er Eingaben an die Regierung, wandte sich gegen die zaristische Bürokratie und politische Repressionen. Seine Informationen beschaffte er sich bei Bahnreisen durch Russland, auf denen er stets dritter Klasse reiste. 1890 trat er aus Protest gegen die Einschränkung der universitären Autonomie als Professor zurück. 1893 wurde er auf Betreiben des Finanzministers Direktor des Russischen Amts für Maße und Gewichte, führte das metrische System in Russland ein. Er starb im Januar 1907 an den Folgen einer Grippe. An seiner Beerdigung auf dem Petersburger Wolkowo-Friedhof nahmen mehrere tausend Menschen teil.

Mendelejew war zweimal verheiratet und hatte mehrere Kinder. Er sprach russisch, deutsch und französisch.

Die Kernthesen zu seinem Vortrag vor der Russischen Gesellschaft für Chemie im März 1869:

1. Die nach Atomgewicht aufgereihten Elemente zeigen Periodizität in ihren Eigenschaften und ihrem Verhalten.
2. Elemente mit gleichem Verhalten haben fast das gleiche Atomgewicht (zum Beispiel Platin, Iridium, Osmium) oder das Atomgewicht erhöht sich gleichmäßig (zum Beispiel Kalium, Rubidium, Cäsium).
3. Die Anordnung der Elemente oder Gruppen von Elementen entspricht ihrer Wertigkeit und, bis auf einige Ausnahmen, ihrem charakteristischen Verhalten.
4. Die am häufigsten vorkommenden Elemente haben kleine Atomgewichte.
5. Das Atomgewicht bestimmt die Eigenschaften des Elements, so wie die Eigenschaften eines Moleküls von seiner Größe bestimmt werden.
6. Die Entdeckung weiterer Elemente ist zu erwarten, beispielsweise die Analogen zu Aluminium und Silizium mit einem Atomgewicht zwischen 65 und 75.
7. Das Atomgewicht einiger Elemente kann durch diese Anordnung korrigiert werden. Zum Beispiel muss das Atomgewicht des Tellurs zwischen 123 und 126 liegen. Es kann nicht 128 betragen.
8. Einige charakteristische Eigenschaften lassen sich aufgrund des Atomgewichts vorhersagen.

Mendelejew schrieb später einmal, beim Verfassen eines Chemiebuches habe er nach einer Einteilung der chemischen Elemente gesucht. Neben dem Atomgewicht habe er sich von ihren Eigenschaften leiten lassen:

• Ähnlichkeiten bei der Bildung von Verbindungen
  
• Elektrochemisches Verhalten und Wertigkeit
  
• Kristallform der Verbindungen
  
• Neigung zur Isomorphie
  

Isotope des Wasserstoffs

Alle Atome eines Elementes haben die gleiche Ordnungszahl und somit die gleiche Anzahl an Protonen, aber bei einigen Elementen kommt es vor, dass sie sich in ihrer Masse unterschieden. $\Rightarrow$ Sie haben eine unterschiedliche Anzahl von Neutronen. Diese Elemente nennt man Isotope. Zum Beispiel enthält das häufigste Isotop von Wasserstoff keine Neutronen (siehe Tabelle). Sehr selten findet man aber auch ein Wasserstoffatom mit einem Neutron (z. B. in Kernkraftwerken). Man spricht von schwerem Wasserstoff. Oder auch von Deuterium. Ein weiteres Isotop hat zwei Neutronen. Es heißt Tritium.

Übersicht über die bekanntesten Wasserstoffisotope:

Eigenschaft	${}_{1}^{1}\mathrm {H}$	${}_{1}^{2}\mathrm {H}$	${}_{1}^{3}\mathrm {H}$
Name	Wasserstoff	Deuterium	Tritium
Kernteilchen	$1p^{+}$/ 0 n	$1p^{+}$/ 1 n	$1p^{+}$/ 2 n
Aufbau
Häufigkeitsverteilung	1	0,00015	$1*10^{-18}$
Massenzahl	2,015	4,028	6,032
Schmelztemperatur	-259,22	-254,43	-252,53
Siedetemperatur	-252,77	-249,58	-248,11

Die Isotope des Wasserstoffes sind also durchaus durch ihre Eigenschaften zu unterscheiden

Isotope gibt es nicht nur vom Wasserstoff:

${}_{17}^{35}\mathrm {Cl}$ Atommasse = 34,969u

${}_{17}^{37}\mathrm {Cl}$ Atommasse= 36,996u

Zusatzinfos: Isotope

In der Regel besitzt jedes natürlich vorkommende Element ein oder wenige stabile Isotope, während die anderen Isotope radioaktiv (das heißt instabil) sind und früher oder später zerfallen. Es gibt jedoch auch Elemente, bei denen alle Isotope instabil sind und zerfallen. Mit 10 stabilen Isotopen hat Zinn die meisten natürlich vorkommenden Isotope. Bei 20 so genannten Reinelementen gibt es nur ein einziges stabiles Isotop. Diese Elemente sind: Beryllium, Fluor, Natrium, Aluminium, Phosphor, Scandium, Mangan, Kobalt, Arsen, Yttrium, Niob, Rhodium, Iod, Cäsium, Praseodym, Terbium, Holmium, Thulium, Gold, Bismut.

Ein bekanntes Isotop ist ${}^{14}\mathrm {C}$, das zur Altersbestimmung von organischen Materialien in der Archäologie benutzt wird (Radiokarbonmethode). Kohlenstoff liegt hauptsächlich als stabiles Isotop ${}^{12}\mathrm {C}$ vor.

Bei natürlich vorkommenden Isotopen hat ihr Verhältnis immer den gleichen Wert. Chlor besteht z. B. immer aus 75,77% aus ${}^{35}\mathrm {Cl}$ (34,969u) und 24,23% ${}^{37}\mathrm {Cl}$ (36,996u)

Berechnung mittlere Atommasse

${}^{35}\mathrm {Cl}$: 75,77% ${}^{37}\mathrm {Cl}$: 24,23%

$\Rightarrow$ mittlere Atommasse: 35,453u

Elektronen, Protonen, α-Teilchen und Isotope der leichteren Elemente

Ordnungszahl	Symbol	Element	Massenzahl	Masse in u	ideale Häufigkeit	Halbwertszeit	Strahlung
-	$e^{-}$	Elektron	0	0,0005486
-	n	Neutron	1	1,008665
1	${}^{1}\mathrm {H} ^{+}$	Proton	1	1,007276	99,985
1	${}^{1}\mathrm {H}$	Wasserstoff	1	1,007825	99,985
	${}^{2}\mathrm {H}$	Deuterium	2	2,014102	0,015
	${}^{3}\mathrm {T}$	Tritium	3	3,014949		12,26 a	$e^{-}$
2	${}^{4}\mathrm {He} ^{2+}$	α-Teilchen	4	4,001507
2	${}^{3}\mathrm {He}$	Helium (3)	3	3,016030	0,00013
	${}^{4}\mathrm {He}$	Helium	4	4,002604	99,99987
	${}^{5}\mathrm {He}$		5	5,012296		$2*10^{-21}s$	n,α
	${}^{6}\mathrm {He}$		6	6,018900		0,81 s	$e^{-}$
	${}^{7}\mathrm {He}$		7			$e^{-}$
3	${}^{5}\mathrm {Li}$	Lithium	5	5,012541		ca. 10-21 s	$p^{+}$,α
	${}^{6}\mathrm {Li}$		6	6,015126	7,42
	${}^{7}\mathrm {Li}$		7	7,016005	92,58
	${}^{8}\mathrm {Li}$		8	8,022488		0,85 s	$e^{-}$
	${}^{9}\mathrm {Li}$		9	9,022488		0,17 s	$e^{-}$
4	${}^{6}\mathrm {Be}$	Beryllium	6	6,019780		$4*10^{-21}s$
	${}^{7}\mathrm {Be}$		7	7,016931		53 d	γ
	${}^{8}\mathrm {Be}$		8	8,005308		$3*10^{-16}s$	α
	${}^{9}\mathrm {Be}$		9	9,012186	100
	${}^{10}\mathrm {Be}$		10	10,013535		$2,7*106a$	$e^{-}$
	${}^{11}\mathrm {Be}$		11	11,021660		$13,6s$	$e^{-}$,γ
5	${}^{8}\mathrm {B}$	Bor	8	8,024612		0,78 s	$e^{+}$
	${}^{9}\mathrm {B}$		9	9,013335			$p^{+}$,α
	${}^{10}\mathrm {B}$		10	10,012939	19,6
	${}^{11}\mathrm {B}$		11	11,009305	80,4
	${}^{12}\mathrm {B}$		12	12,014353		0,020 s	$e^{-}$,γ
	${}^{13}\mathrm {B}$		13	13,017779		0,035 s	$e^{-}$
6	${}^{10}\mathrm {C}$	Kohlenstoff	10	10,016830		19 s	$e^{+}$,γ
	${}^{11}\mathrm {C}$		11	11,011433		$e^{+}$
	${}^{12}\mathrm {C}$		12	12,000000	98,89
	${}^{13}\mathrm {C}$		13	13,00345	1,11
	${}^{14}\mathrm {C}$		14	14,003242		5760 a	$e^{-}$
	${}^{15}\mathrm {C}$		15	15,010600		2,25 s	$e^{-}$,γ
	${}^{16}\mathrm {C}$		16	16,014702		0,74 s	$e^{-}$
7	${}^{12}\mathrm {N}$	Stickstoff	12	12,018709		0,011 s	$e^{+}$
	${}^{13}\mathrm {N}$		13	13,002739		10,0 min	$e^{+}$
	${}^{14}\mathrm {N}$		14	14,003074	99,63
	${}^{15}\mathrm {N}$		15	15,000108	0,37
	${}^{16}\mathrm {N}$		16	16,006089		7,35 s	$e^{+}$
	${}^{17}\mathrm {N}$		17	17,008449		4,14 s	$e^{-}$

Übung: Flammenfärbung

Welche Energieformen kennst Du bereits, die bei chemischen Reaktionen ein Rolle spielen? Wärmeenergie, Schallenergie, Bewegungsenergie, Lageenergie, Lichtenergie, usw.)

Material || je Gruppe: Magnesia-Stäbchen, Bunsenbrenner, evtl. Tiegelzange

Testsubstanzen, Spatel, Pinzette, verd. HCl, ca. 8 beschriftete Schälchen

Versuchsbeschreibung

Glühe ein Magnesiastäbchen aus und tauche es kurz in eine leicht saure Lösung, die jeweils eines der folgenden Salze enthält: Natriumnitrat, Natriumcarbonat, Kaliumcarbonat, Kaliumchlorid, Calciumsulfat, Calciumcarbonat, Strontiumnitrat, Bariumnitrat. Dann halte das Stäbchen in die Brennerflamme. Notiere alle Beobachtungen in Tabellenform.

Salz	Testsubstanz	Farbe
Natriumnitrat	NaNO3	gelb
Natriumchlorid	NaCl	gelb
Natriumcarbonat	Na2CO3	gelb
Kaliumcarbonat	K2CO3	rotorange
Kaliumchlorid	KCl	rotorange
Calciumsulfat	CaSO4	rot
Calciumcarbonat	CaCO3	rot
Calciumchlorid	CaCl2/sub>	rot
Strontiumnitrat	Sr2NO3	tiefrosarot
Strontiumchlorid	SrCl2	tiefrosarot
Bariumnitrat	Ba(NO3)2	grün
Lithiumchlorid	LiCl	rot
Bariumchlorid	BaCl2	grün

Die Flammenfärbung ist jeweils charakteristisch für die Metalle. So lassen sich auch unbekannte Proben anhand ihrer Flammenfarbe identifizieren