Anorganische Chemie für Schüler/ Säuren und Laugen

Aus Wikibooks
Zur Navigation springen Zur Suche springen

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).
Der Mensch kann den Säuregrad einer verdünnten Lösung nicht wahrnehmen, deshalb brauchen wir im Labor ein Hilfsmittel um den Säuregrad zu bestimmen ⇒ Indikatoren

Indikatoren

Wikipedia hat einen Artikel zum Thema:

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

Säuren und Laugen - Farbspektrum verschiedener Indikatoren.png

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 ( Säuren haben den sauren Wasserstoff).
Bei Laugen wird die  Hydroxylgruppe OH blau gefärbt ( 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
Hydroxid Ion Common Formulae V.1.svg
Häufig genutzte Schreibweisen für Hydroxidionen (ohne Darstellung der freien Elektronenpaare).
Hydroxid Ion Less Common Formulae V.1.svg
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
Die wässrigen Lösungen von Hydroxiden bezeichnet man als Laugen. Eine Säure ist ein Stoff, der in wässriger Lösung Wasserstoffionen bildet.
(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 Schwefeldioxid + E

 
  • Entstehung von Kohlenstoffdioxid

Kohlenstoff + Sauerstoff 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 Schweflige Säure + E

 
  • Kohlendioxid löst sich in Wasser und bildet Kohlensäure

Kohlenstoffdioxid + Wasser „Kohlensäure“ + E

Nichtmetalloxide (z.B. Kohlenstoffdioxid) bilden mit Wasser eine Säure.

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 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 Magnesiumlauge + Energie

Wenn sich Metalloxide in Wasser lösen, reagieren sie mit Wasser zu Hydroxiden.
Die wässrigen Lösungen von Hydroxiden bezeichnet man als Laugen.

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

Wikipedia hat einen Artikel zum Thema:

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.

→ Definition für die 8. und 9. Klasse: Der pH-Wert misst die Stärke der Wirkung von Säuren und Laugen, also wie sauer oder alkalisch eine Substanz reagiert.

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:

Säuren und Laugen - PH Skala Universalindikator.png

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 Wasserstoff + Magnesiumsalz + Energie
Mg + 2HCl 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
HCl ist eine stärkere Säure, Essigsäure ist eine schwache Säure

Magnesium + Säure 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)

Nicht alle Säuren sind gleich stark oder gleich ätzend.
Man unterscheidet grob gesagt zwischen starken und schwachen Säuren.
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.

Gibt man zu einer Lauge eine bestimmte Menge an Säure hinzu, so erhält man eine neutrale, nicht ätzende Flüssigkeit.
→ Lauge und Säure sind Gegenspieler. In gleicher Konzentration zusammengefügt, heben sie sich in ihrer Wirkung auf.

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 H2O + NaCl + Energie
Allgemeine Regel für jede Neutralisation: Lauge + Säure reagieren zu Salz + Wasser + E
Das entstandene Salz ist in der Regel im Wasser aufgelöst und kann durch Eindampfen rein gewonnen werden.

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

Wikipedia hat einen Artikel zum Thema:
Säuren und Laugen - Reaktion NaOH HCl.svg

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

exotherme Reaktionen

.

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!
Nuvola apps bookcase 1.svg Anorganische Chemie für Schüler