doc - ChidS

Philipps-Universität Marburg
Fachbereich Chemie
Ausarbeitung des Experimentalvortrages
„Geschichte der Chemie“
von
Christian Meyer
0
1
Die Geschichte der Chemie ...............................................................................
1.1 Einleitung ................................................................................................... 2
1.2 Ursprünge und erste Theorien .................................................................... 3
1.3 Ägypten und Babylon ................................................................................. 4
2
Alchemie .............................................................................................................
2.1 4-Elemente-Theorie .................................................................................... 5
2.2 Versuch 1: Die „Herstellung von Gold“ .................................................... 7
2.3 Versuch 2: Darstellung von Phosphor aus Knochen
.......................... 9
2.4 Versuch 3: historische Darstellung von Berliner-Blau ............................ 11
2.5 Wissenswertes über das Berliner Blau ..................................................... 13
3
Moderne Theorien .............................................................................................
3.1 Boyle-Mariotte ......................................................................................... 14
3.2 Phlogiston Theorie ................................................................................... 14
3.3 Versuch 4: Verbrennen von Eisenwolle ................................................... 15
4
Wege in die moderne Chemie ...........................................................................
4.1 Antoine Laurent de Lavoisier ................................................................... 16
4.2 Versuch 5: Gesetz der Erhaltung der Masse ............................................. 17
5
Marktplatzchemie .............................................................................................
5.1 Chemie für das Volk ................................................................................ 18
5.2 Demo 1: Chemische Gärten ..................................................................... 19
5.3 Feuer und Feuerwerk
....................................................................... 21
5.4 Versuch 6: Magische Flamme .................................................................. 22
5.5 Demo 2: Buntes Feuer .............................................................................. 24
6
Schulrelevanz ................................................................................................. 26
7
Literatur ......................................................................................................... 27
8
Anhang ........................................................................................................... 29
1
1.
Geschichte der Chemie
1.1 Einleitung
Der Vortrag “Die Geschichte der Chemie“ soll einen Überblick über interessante
Aspekte in der Geschichte der chemischen Prozesse, welche den Menschen schon
seit Urzeiten bekannt waren, aber auch über die Entdeckungen chemischer
Zusammenhänge und Theorien geben. Da die ersten Ideen zur Beschreibung der
Umwandlung von Materie bereits vor Tausenden von Jahren entstanden sind,
werden im Laufe des Vortrags wichtige Theorien vorgestellt, die immer wieder
revolutioniert worden sind und letztendlich in der modernen Redoxtheorie,
begründet von Antoine Laurent de Lavoisier, endeten.
Im ersten Teil des Vortrags werden früheste Entdeckungen bzw. das erste Nutzen
von chemischen Vorgängen beschrieben und auch die ersten “chemischen“
Theorien z. B. die 4 Elemente Theorie von Aristoteles bezüglich der Umwandlung
bzw. der Transmutation von Materie.
Die Alchemie, welche einen Großteil des Vortrags darstellen wird, ihre Anfänge,
chemische Verfahren, berühmte Alchimisten und natürlich die Lückenhaftigkeit
alchemistischer Argumentation stellen den zweiten Teil des Vortrags dar. Hier
wird vor allem besonderer Wert auf alchemistische Experimente und Ziele der oft
im Geheimen arbeitenden Alchemisten erläutert.
Der dritte Teil des Vortrags läutet das Ende der Alchemie und den Anfang der
modernen Chemie durch Lavoisier ein. Hier werden erläutert durch welche
Überlegungen damalige Theorien wie etwa die “Phlogistontheorie“ widerlegt
worden waren und wie das Verständnis von Luft und Gasen im Allgemeinen die
chemische Welt revolutioniert haben.
Abschließend wird dieser Vortrag einen kleinen Einblick in die so genannte
“Marktplatzchemie“ geben, bei der es vor allem darauf ankam Zuschauer durch
Unvorhersehbares und Farbenfrohes ins Staunen zu versetzen.
2
1.2 Ursprünge und erste Theorien
"Und sie sprachen untereinander: Wohlauf, lasst uns Ziegel streichen und brennen!
- und nahmen Ziegel als Stein und Erdharz als Mörtel"
(l. Mose 11,3)
Den Ursprung der Dokumentation chemischer Verfahrenstechnik lässt sich
tatsächlich in der Heiligen Schrift, der Bibel, finden. In oberem Zitat ging es um
den Turmbau zu Babel. Die Menschen brannten Ziegel und dichteten Gebäude und
Konstruktionen mit Pech, Bitumen oder Teer ab. Auch Kalk war den Menschen
vor mehreren tausend Jahren bereits bekannt.
"so sprich zu den Tünchern, die mit Kalk tünchen "Die Wand wird einfallen!"
Denn es wird ein Platzregen kommen und Hagel wie Steine fallen und ein
Wirbelwind losbrechen"
(Hesekiel 13,11)
Von den Alchimisten des Mittelalters wurde Mose wegen seiner „magischen“
Taten als eine Art Urvater verehrt. Er verwandelte vor den Augen des Pharaos
einen Stab zu einer Schlange und wieder zurück und ließ Salzwasser süß werden.
Auch metallurgische Kenntnisse sind in der Bibel dokumentiert.
"Du Menschenkind, das Haus Israel ist mir zu Schlacken geworden; sie alle sind
Kupfer, Zinn, Eisen und Blei im Ofen; ja, zu Silberschlacken sind sie geworden.
Darum spricht Gott der HERR: Weil ihr denn alle Schlacken geworden seid, siehe,
so will ich euch alle in Jerusalem zusammenbringen.
Wie man Silber, Kupfer, Eisen, Blei und Zinn im Ofen zusammenbringt, dass man
ein Feuer darunter anfacht und es zerschmelzen lässt, so will ich auch euch in
meinem Zorn und Grimm zusammenbringen, hineintun und schmelzen. Ja, ich will
euch sammeln, und das Feuer meines Zorns gegen euch anfachen, dass ihr darin
zerschmelzen müsst. Wie das Silber im Ofen zerschmilzt, so sollt auch ihr darin
3
zerschmelzen und sollt erfahren, dass ich, der HERR, meinen Grimm über euch
ausgeschüttet habe"
(Hesekiel 22,18-22).
Abschließend soll noch bemerkt werden, dass selbst Neutralisationsreaktion in der
Heiligen Schrift vorkommen.
"Wer einem missmutigen Herzen Lieder singt, das ist, wie wenn einer das Kleid
ablegt an einem kalten Tag, und wie Essig auf Lauge" (Sprüche 25,20).
1.3 Ägypten und Babylon
Im antiken Ägypten und Babylon waren bereits diverse chemische Prozesse
bekannt. Die Gewinnung von Metallen,
Herstellung von Glas, Email und Tonwaren
und die Kunst des Färbens zeugen von einer
enormen Kenntnis chemischer Prozesse. Des
Weiteren haben die Ägypter die Gärung von
Sauerteig für das Brotbacken benutzt und
Alkohol aus Hefe und Fruchtsaft hergestellt.
Priester aus den angesprochenen Kulturen
besaßen einen noch reichhaltigeren Schatz an
chemischen Kenntnissen, jedoch wurde dieser
geheim gehalten, was die Chemie auf dem
Weg
in
die
moderne
Chemie
als
„Geheimwissenschaft“ aussehen ließ. Beim
Einbalsamieren von Leichen, wurden die
Körper zunächst von sämtlichen Eingeweiden
befreit und in letztendlich in einer Salzlake
„eingelegt“. Anschließend stabilisierte man
Mumie Pharao Sethos' I. Neues Reich, 19. Dyn.
(1290 - 1279 v. Chr.)
Quelle: www.judithmathes.de
4
die Oberflächen mit feinen Asphaltschichten. Mumien sind bekannterweise bis in
die heutige Zeit haltbar geblieben.
Wenn auch die angesprochenen Kenntnisse nicht durch theoretische Überlegungen
sondern nur über das einfache Ausprobieren entstanden sind, begründen sie
dennoch den Ursprung der Entwicklung chemischer Verfahrenstechniken.
2.
Alchemie
2.1 4-Elemente-Theorie
Alchemistisches Laboratorium
Quelle: wiki.anthroposophie.net
Die Zeit der Alchemie wird auch „Das dunkle Zeitalter der Wissenschaft“ genannt.
Sie wurde von den Griechen, Ägyptern und Babyloniern bereits intensiv betrieben
und hatten dort vermutlich ihren Ursprung in der praktischen Tätigkeit in
Tempelwerkstätten. Dadurch erfolgte die für die Alchemie eine bedeutende
Verbindung von griechischer Naturphilosophie und dem praktischen Wissen der
ägyptischen Tempelhandwerker. Die ägyptische Mythologie und die aristotelische
4-Elemente-Theorie (384-322 v. Chr.) haben die Grundlage für die Alchemie des
Altertums dargestellt (Greenberg). Die Lehre von Aristoteles besagt, dass alle
Dinge danach streben, eine vollkommenere Wesensform zu erlangen. Er glaubte,
5
dass alle Stoffe aus einer Art Ursubstanz
entstanden
waren,
die
aus
den
vier
Elementen Feuer, Wasser, Erde und Luft
bestünde. Die Ursubstanz, glaubte man,
wäre in der Lage, im Laufe der Zeit
unterschiedliche
anzunehmen.
Formen
Eine
und
Änderung
Farben
der
„Ureigenschaften“ sollte die Elemente an
sich verändern können, beeinflusst war man
von einfachen wie plausiblen Vorgängen
wie dem Kochen von Wasser. Wenn man
beispielsweise
durch
Erhitzen
die
4-Elemente-Theorie
Quelle: From alchemy to chemistry in
picture and story
Ureigenschaft bzw. den Aggregatzustand
eines Stoffes änderte, dann nahm man an,
dass der Stoff selbst eine Umwandlung
durchlaufen hätte. Dies führte zu der
späteren
Transmutationslehre
der
Alchemisten im Mittelalter. Die Alchemie
ist
somit
ein
alter
Zweig
der
Naturphilosophie und hat im Mittelalter
zwei
Hauptziele
verfolgt.
Zum
einen
versuchten Alchemisten unedle Metalle in
Gold zu „verwandeln“, zum anderen sollte
Die 4 Ureigenschaften heiss, trocken, nass und kalt
Quelle: From alchemy to chemistry in picture and
story
die Alchemie auch die Vervollkommnung der Seele des Alchemisten bewirken
und ihm Unsterblichkeit verleihen. Diese philosophisch-okkulten Vorstellungen
führten zu dem dunklen Charakter von chemischer Arbeit, die zur Hochzeit der
Alchemie meist in Kellern und verborgen Räumen stattfand. Bezweckt werden
sollten die Transmutation von Stoffen und der eigenen Seele durch den so
genannten „Stein der Weisen“ (Lapis Philosophorum), auf dessen Suche alle
Alchemisten gewesen sind. Bedenken und Ängste vor der Alchemie waren
selbstverständlich in der Bevölkerung vorhanden. Benjamin Franklin wandte sich
direkt an Alchemisten und sagte über den Stein der Weisen: „when you have found
it, you will take care to lose it again” (frei übersetzt: wenn ihr ihn gefunden habt,
seht zu, dass ihr ihn wieder verliert“ (Franklin 1777).
6
2.2
Versuch 1: Die „Herstellung von Gold“
Im 15ten Jahrhundert wurde das Goldmachen als einziges Ziel aller
Transmutationsversuche angesehen. Die Fähigkeit, ob mit oder ohne den so
genannten “Lapis Philosophorum“, aus unedlen Metallen Gold herzustellen, hat
seit Jahrhunderten sämtliche Bevölkerungsschichten begeistert. Da wir aber heute
wissen, dass die Umwandlung von Metallen wie Quecksilber zu Gold nur im
Reaktor durch Neutronenbestrahlung stattfinden kann, hat es eine große Zahl an
Betrügern gegeben, die zum Teil mit dem Tode bestraft wurden. Berühmte
“Goldmacher“, wie Marco Bragadino endeten am Galgen. Viele Literaten haben
sich in ihren Schriften gegen die “Goldmacherei“ gewandt, im dreizehnten
Jahrhundert richtete Papst Johannes XXII sogar ein Bulle gegen die Alchimisten,
was sie schon im frühen Mittelalter zum nächtlichen Experimenten im Geheimen
getrieben hat und so den heute in der breiten Bevölkerung existierenden Mythos
vom Alchemisten entstehen ließ.
Methoden “Gold“ herzustellen, bzw. den Anschein zu erwecken gab es viele. Es
gelang den Alchimisten Gold in den Schmelztiegel, den sie benutzten,
einzuschmuggeln. Man konnte das Gold zum Beispiel an einem Rührstab
befestigt, oder in Quecksilber gelöst in den Tiegel geben. Viele Alchimisten hatten
auch Zugang zu Goldsalzen wie dem Gold(III)-chlorid. In diesem Versuch wird
nun eine Methode gezeigt wie es Alchemisten und „Marktplatzchemiker“
schafften, den Zuschauer zu verblüffen und „Gold“ bzw. Messing herzustellen.
Zinkpulver, welches in Natronlauge gegeben wird reagiert, mit einer
Kupfermünze.
Im stark alkalischen Milieu reagiert Zink zuerst unter Wasserstoffentwicklung zum
Teatrahydroxozinkat- Anion.
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Unmittelbar nachdem man die Kupfermünze in die Porzellanschale gegeben hat,
wird nicht mehr der Wasserstoff, sondern das Zinkat-Anion reduziert. Elementares
Zink bildet sich an der Kupfermünze.
Die unterschiedlichen Potentiale der Systeme [Zn(OH)4]2-|ZnCu, H|H+ und
[Zn(OH)4]2-|ZnZn lassen die Reaktion in diese Richtung laufen. Es ergibt sich
folgende Spannungsreihe:
E([Zn(OH)4]2-|ZnCu) > E(H|H+) > E([Zn(OH)4]2-|ZnZn)
Die Erhöhung des Potentials des Systems [Zn(OH)4]2-|ZnCu im Vergleich zum
System [Zn(OH)4]2-|ZnZn ist durch die Bildung einer Oberflächenlegierung an der
Kupfermünze erklärbar. Für die Erhöhung des Potentials spielen Hydratisierungsund Gitterenergien, sowie Entropiegewinne und –verluste eine wesentliche Rolle.
Beim Erwärmen der silberfarbenen Münze bildet sich Messing, eine goldfarbene
Legierung. Übermäßiges Erhitzen führt zur Zerstörung des entstandenen
Messingüberzugs.
8
2.3 Versuch 2: Darstellung von Phosphor aus Knochen
Die alchemistische Epoche dauerte in Europa über 1000 Jahre. Theophrastus
Paracelsus (1493-1541), Sohn des Arztes, Naturforschers und Alchemisten
Wilhelm Bombast von Hohenheim, war einer der ersten Alchemisten, die
besagten, dass es einen "Stein der Weisen" nicht gibt. Er setzte sich für die
Erforschung chemischer Hilfsmittel für die Herstellung von Heilmitteln ein und
begründete die Latrochemie. Paracelsus erkannte Körperfunktionen als chemische
Vorgänge und postulierte, dass der menschliche Körper aus Schwefel (Seele),
Quecksilber (Lebens-Geist) und Salz (Körper) besteht. Eine Heilung des
Menschen
gehe,
nach
Paracelsus,
von
der
Wiederherstellung
dieses
Gleichgewichts aus. Er gilt als Begründer der Pharmazie. Die Alchemie wurde
jedoch nicht verdrängt und dauerte in Deutschland bis ins 19. Jahrhundert an. Die
Hermetische Gesellschaft war eine alchimistische Gesellschaft, die bis ins Jahr
1819 bestand. Wichtige Entdeckungen wurden gemacht.
Auf der Suche nach dem Stein der Weisen wurden in Deutschland zahlreiche
wichtige chemische Entdeckungen gemacht. Johann Friedrich Böttger erfand
zusammen mit Ehrenfried Walther von
Tschirnhaus
im
Jahre
1707
das
europäische Pendant des chinesischen
Porzellans.
Von
dem
Hamburger
Apotheker und Alchemisten Hennig Brand
wurde 1669 der Phosphor entdeckt. Wie
alle Alchemisten war auch Brand davon
besessen Gold herzustellen. In einem
Versuch, bei dem er sein eigenes Urin
tagelang faulen ließ, ihn bis zur Trockne
eindampfte und den Rückstand dann hoch
erhitzte entstand eine weiße, bis dahin
unbekannte Substanz, die im Dunkeln
leuchtete. Das Wort Phosphor kommt aus
dem
Griechischen
„lichttragend“.
und
bedeutet
Die Entdeckung des Phosphors durch Hennig Brand
1669 - gemalt von Joseph Wright
Quelle: www.chemie.uni-regensburg.de
9
Phosphate im Urin wird durch den Kohlenstoff im organischen Teil der Flüssigkeit
zu elementarem Phosphor reduziert.
In dem hier vorliegenden Versuch geht es um ein Verfahren elementaren Phosphor
aus Knochen herzustellen nach C.W. Scheele aus dem Jahre 1769. Es wird weißer
Phosphor hergestellt, der in Form von Calciumphosphat
im Knochen
vorliegt. Mit Magnesium als Reduktionsmittel kann man Phosphate in der fein
zermahlten Knochenasche reduzieren. Es entsteht weißer Phosphor.
Da die Reaktion in CO2-Atmosphäre stattfindet, kann der Phosphor erstmal nicht
sofort weiterreagieren. An der Luft reagiert weißer Phosphor sofort zu
dem Oxid P2O5. Der Valenzwinkel in dem P4-Molekül beträgt nur
60°, was enorm klein ist und einen Spannungszustand zur
Folge hat, der das Molekül sehr reaktionsfreudig macht.
Struktur des P4-Moleküls
Verbrennung an der Luft:
Struktur des P4O10 = ( P2O5)(2)
10
2.4 Versuch 3: historische Darstellung von Berliner-Blau
Anorganische Pigmente sind schon sehr früh zum Zweck des Färbens verwendet
worden, z.B. zur Gestaltung antiker Grabmäler durch Kreide, Gips, Ruß, Zinnober,
Malachit, Ultramarin etc. Es wurden auch gezielt Kupferplatten in Essigdämpfe
gehangen um durch den entstehenden Grünspan eine „gefärbte“ Platte zu erhalten.
Ägyptische Keramiken sind zum Teil mit Kobaltblau gefärbt worden. Auch für
Gewebe und Textilien hat man schon früh gezielt Farbstoffe hergestellt. Ein gutes
Beispiel sind die heuten „Blue Jeans“, die noch immer mit Indigo (heutzutage
allerdings synthetisch hergestellt) gefärbt werden. Indigo war lange Zeit der
einzige blaue Farbstoff, der zum Färben von Textilien bekannt war.
Der Berliner Hofalchemist Johann Conrad Dippel (1673-1734) erfand das so
genannte „Dippel’sche Öl“, was aus der Destillation
von Blut, Knochen, Horn und anderen tierischen
Produkten entstand. Er bot den Rückstand der
Destillation
über
Kaliumhydroxid
und
Kaliumcarbonat an den Färber Diesbach als
Malerhilfsmittel. In der Publikation von Professor
Friedrich Rose „Die Mineralfarben und die durch
Mineralstoffe erzeugten Färbungen berichtet Peter
Woringer
über
die
„Eisencyanfarbe“:
„Das
Berlinerblau ist eine der ersten vom Menschen
synthetisch dargestellten Farben. Es kommt in der
Natur nicht vor und wurde durch Zufall im Jahre
1704 von dem Farbenkünstler Diesbach in Berlin
Conrad Dippel (1673-1734)
Quelle: www.chemieforumerkner.de
dargestellt. Dieser wollte durch Niederschlagen
eines Absudes von Cochenille mit Alaun und etwas Eisenvitriol durch Alkali
Florentinerlack bereiten. Er verwandte zu diesem Zweck Kali, welches er von dem
Alchimisten Dippel erhalten hatte, und über welches dieser bereits mehrere Male
das nach ihm benannte tierische Öl zur Reinigung destilliert hatte. Diesbach erhielt
nun statt des erwarteten roten Lackes einen blauen Niederschlag. Er teilte diese
Beobachtung Dippel mit. Dieser erkannte sofort, dass die Entstehung der blauen
Farbe auf die Einwirkung des verunreinigten Kalis auf den Eisenvitriol
zurückzuführen sei. Man ging sofort an die Darstellung größerer Mengen: denn die
11
prachtvoll blaue Farbe versprach ein gesuchter Handelsartikel zu werden. Da
Dippel sein tierisches Öl aus Blut bereitete, wurde das Berlinerblau zuerst so
dargestellt, dass man Kali mit Blut calcinierte und damit eine Eisenvitriollüsung
fällte.“ (Schwedt 171)
Hämoglobin
Quelle: www2.chemie.unierlangen.de
In folgendem Versuch wird die historische Darstellung des Berlinerblau aus
tierischem Blut nachgemacht. Durch das Glühen des Blutes, das eisen-,
kohlenstoff-, und stickstoffhaltig ist (Siehe Abbildung) mit Kaliumhydroxid und
Eisenpulver entsteht das gelbe Blutlaugensalz. Nach Versetzen einer Lösung
davon mit Eisen(II)-Sulfatlösung entsteht der Farbstoff „Berliner Blau“.
Die Reaktion kann grob durch folgende Reaktionsgleichung wiedergegeben
werden:
Anion des gelben
Blutlaugensalzes
“Berliner Blau”
12
2.5
Wissenswertes über das Berliner-Blau
Carl
Wilhelm
Scheele
(1742-1786)
schaffte nicht nur eine Revolution in der
Phosphordarstellung, sondern erforschte
auch das Berliner-Blau weiter. Scheele
entdeckte den Cyanwasserstoff (HCN)
und verstarb auch tragischerweise an einer
Blausäure-Vergiftung.
Vier Jahre zuvor veröffentlichte Scheele
seine Erkenntnisse in der Publikation
„Über die färbende Materie im Berliner
Blau“.
Ein wissenswertes Ereignis aus dem 20.
Carl Wilhelm Scheele
Quelle:
www.chemistryexplained.com
Jahrhundert fand im Zuge der Erforschung des Holocaust unter dem Nazi-Regime
während des Zweiten Weltkrieges statt.
In dem so genannten „Leuchter Report“ versuchte Fred Leuchter, ein
selbsternannter
Gaskammerexperte
aus
Boston,
nachzuweisen,
dass
die
Gaskammern von Auschwitz und anderen Konzentrationslagern nicht zur
industriellen Vernichtung von Millionen von Menschen geeignet gewesen wären.
1988 sagte Leuchter in einem Prozess gegen Ernst Zündel zu dessen Verteidigung
aus. Zündel ist in Verbindung mit der Leugnung des Holocausts zu nennen. In dem
Gerichtsverfahren wurde jedoch Leuchters fehlende fachliche Kompetenz in den
Fächern Chemie und Physik zum Verhängnis und seine Aussagen als bloße
Spekulationen bestätigt. Leuchters Hauptaussage war, dass sich an den Wänden
der Gaskammern kein Berliner-Blau gebildet habe, was den Einsatz von dem
Kampfstoff Zyklon B, der aus Cyanwasserstoff (HCN) bestand, widerlegen sollte.
Der Chemiker Richard Green erstellte dazu ein Gegengutachten, was durch präzise
chemische
Verfahren
Rückstände
von
Cyaniden
in
den
Wänden
der
Konzentrationslager nachgewiesen hat. Außerdem führte Green an, dass das von
13
den Menschen ausgeatmete Kohlendioxid die Bildung von Berliner Blau an den
Wänden verhindert hat.1
3. Moderne Theorien
3.1 Boyle-Mariotte
Robert Boyle
(1627 - 1691) war ein irischer Naturwissenschaftler und gilt als
Begründer des modernen Elementbegriffs, der modernen Physik und Chemie.
1661 verfasste Boyle das Werk The Sceptical Chymist und drückte die
Unzulänglichkeit der bisherigen chemischen Theorien aus. Er entdeckte parallel zu
Edme Mariotte (1620 - 1684), dass es bei Gasen einen konstanten Zusammenhang
zwischen Druck und Volumen gibt.
Die Nachforschungen der beiden Naturwissenschaftler führten zu dem Gesetz für
ideale Gase, dass noch heute gültig ist:
3.2
Phlogiston-Theorie
Das Wort Phlogiston kommt aus dem griechischen “phlogistos“ und bedeutet
„verbrannt“. Der Begründer dieser Theorie war der deutsche Chemiker Georg
Ernst Stahl (1659 - 1734). Dieser postulierte, dass das so genannte Phlogiston
Bestandteil von Materie sei und bei der Verbrennung entweicht. Es soll keine oder
negative Masse besitzen. Mit der Phlogiston-Theorie konnte man viele damals
bekannte Phänomene der Chemie beschreiben. Man erklärte, dass wenn in
abgeschlossenen Gefäßen Kerzen nach einiger Zeit ausgingen, die darin enthaltene
Luft nur eine bestimmte Menge aus der Kerze entweichendes Phlogiston
1
Siehe dazu http://www.h-ref.de/personen/leuchter-fred/index.php
14
aufnehmen kann. Es wurde auch von „dephlogestierter Luft“ gesprochen, die in
der Lage sei mehr Phlogiston aufnehmen zu können.
3.3
Versuch 4: Verbrennen von Eisenwolle
Der vorliegende Versuch soll
veranschaulichen, was Stahl zu
der Phlogiston-Theorie bewegte.
Beim
Verbrennen
von
Eisenwolle an Luft ist eine
Gewichtszunahme des Produktes
gegenüber dem Ausgangstoff zu
beobachten.
Gewichtszunahme bei der
Verbrennung von Eisenwolle
Quelle: www.seilnacht.com
Eisen wird oxidiert:
Nach der Phlogistontheorie reagiert das Eisen nach folgendem Schema:
Eisen → Eisenkalk + Phlogiston
Dass das Produkt nach der Reaktion schwerer war als der Ausgangsstoff erklärte
man mit einem negativen Gewicht des Phlogistons.
15
4. Wege in die moderne Chemie
4.1
Antoine Laurent de Lavoisier (1743 - 1794)
Lavoisier gilt als der Vater der modernen Chemie, mit seinen Forschungen
widerlegte er die Phlogistontheorie
und
erkannte,
dass
Gase
an
chemischen Reaktionen beteiligt sind.
Von ihm stammt das „Gesetz der
Erhaltung der Masse“, er erkannte,
dass es sich bei Wasser nicht um ein
Element handelt und begründete die
heutige Redoxtheorie. Er untersuchte
systematisch
die
quantitativen
Beziehungen
bei
chemischen
Reaktionen. Er stellte fest, dass die
Masse während einer chemischen
Reaktion
konstant
bleibt.
Dies
Lavoisier
Quelle: www.chemische-experimente.de
bedeutet auch, dass die Masse der
Ausgangsstoffe gleich der Masse der Endstoffe ist. Tragischerweise wurde
Lavoisier im Zuge der französischen Revolution wegen seiner Stellung als
Generalsteuerpächter durch die Guillotine geköpft. Der Vorsitzende des "Comité
Revolutionnaire" führte als Begründung an, dass die neue französische Republik
keine Gelehrten und Chemiker bräuchte (Bauer).
16
4.2
Versuch 5: Gesetz der Erhaltung der Masse
Der Hauptverdienst der damaligen Forschung lag in der Einführung der Waage
beim chemischen Arbeiten. Lavoisier fand während seiner chemischen
Experimente heraus, dass Gase und vor allem Sauerstoff an Reaktionen beteiligt
sind. Das nach ihm entstandene Gesetz der Erhaltung der Masse soll an
vorliegendem Versuch verdeutlicht werden.
„Bei chemischen Reaktionen ändert sich die Gesamtmasse der beteiligten Stoffe
nicht. Es geht also weder Masse verloren, noch kommt welche hinzu.“
Lavoisier (Ende des 18. Jhd.)
Lavoisiers revolutionäre Vorstellung, dass Gase an chemischen Reaktionen
beteiligt sind und es das Phlogiston nicht gibt, stellte die Welt der Chemie
komplett
auf
den
Kopf.
Im
Jahre
1756
wiederholte
der
russische
Naturwissenschaftler Michail Lomonossow ein Experiment von Robert Boyle, der
trotz seiner Forschungen an Gasen ein Verfechter der Phlogiston-Theorie war.
Lomonossow führte das Experiment in einem hermetisch geschlossenen Glasgefäß
durch, um herauszufinden, ob die Masse eines Metalls unter der bloßen
Einwirkung von Wärme größer wird. Durch die gewonnenen Erkenntnisse konnte
die Phlogiston-Theorie widerlegt werden.
In dem vorliegendem Versuch der Silberfällung entsteht aus zwei klaren
Flüssigkeiten (Silbernitrat- und Kaliumiodid-Lösung) ein weißer Feststoff, das
Silberiodid (AgI).
17
5. Marktplatzchemie
5.1
Chemie für das Volk
In dem abschließenden Teil des Vortrags soll die Rolle des Chemikers als Magier,
Gaukler und Unterhalter diskutiert werden. Viele Chemiker präsentierten ihre
Versuche und Erkenntnisse auf Marktplätzen und versetzten damit das Volk in
Staunen. Die Chemie war ein wichtiges Instrument um Aufmerksamkeit zu
gewinnen. Es gab viele Hochstapler, wie eingangs bereits der Vorgang des „Gold
Herstellens“ beschrieben wurde, aber auch große Experimentierkünstler. Lavoisier
verbrannte auf einem Marktplatz vor den Augen erstaunter und entsetzter
Zuschauer einen Diamanten mit einem Brennglas, das eine Linse von über einem
Meter Durchmesser besaß, und bewies damit, dass ein Diamant aus Kohlenstoff
besteht.
Lavoisier verbrennt Diamant mit Brennglas
Quelle: www.adlun.ch
18
In dem Roman „Heimatmusem“ von Siegfried Lenz behandelt dieser die Figur des
Quacksalbers und beschreibt die stehenden Laboratorien der selbsternannten
Chemiker und Wunderheiler.
„Ohne Unterlaß schleppten sich mehrfarbige Dämpfe aus seinem sogenannten
Laboratorium, in allen Räumen blühte Nebel, über unserm kleinen Haus standen
Wölkchen von bengalischem Reiz. Tag und Nacht kochte es in seiner
geheimnisvollen wissenschaftlichen Küche, es briet, es gluckerte und schmolz
dort, gelegentlich hallten gemäßigte Explosionen zu uns herauf, und in
Stichflammen wurden Gerüche entbunden, die uns farbig tagträumen ließen.“2
Brennende Schneebälle, essbare Kerzen, Pharaoschlangen und Feuer aller Art
hatten ausschließlich das Ziel verfolgt Zuschauer zu beeindrucken.
5.2 Demo 1: Chemische Gärten
Chemischer Gärten
Quelle: vorsam.uni-ulm.de
2
Zitiert aus „Feuer und Flamme – Schall und Rauch“
19
Bei diesem Demonstrationsversuch werden wasserlösliche Schwermetallsalze,
deren Kationen schwerlösliche Silicate bilden wie CuSO2 * 5H2O, in eine Lösung
von Natriumsilikat Na2SiO3 (Wasserglas) gegeben. In der Silicatlösung beginnen
die wasserlöslichen Salze wie in oberem Bild nach oben zu „wachsen“, je nach
Salz unterscheiden sich die Kristalle in Farbe und Form.
Reaktion in Teilschritten:
1. Eisenchlorid löst sich in Wasser
FeCl 3 * 6H2O
Fe
3+
(aq)
+ 3Cl
(aq)
2. Ein Niederschlag von Eisensilikat fällt aus
2 Fe
3+
(aq)
+
-aq
2-
SiO3
(aq)
"Fe2(SiO3)3"
3. Gesamtreaktion (näherungsweise)
2
Wasser oder Hydroxidionen sind oft in Silikaten eingelagert, die Formel für das
entstehende Eisensilikat ist nur annäherungsweise repräsentativ für das
tatsächliche Produkt. In diesem Versuch dringt durch osmotischen Druck Wasser
in die Eisensilicatmembran des Eisenchlorid-Kristalls ein. Durch den entstehenden
Überdruck im Inneren der Membran platzt diese Hülle auf und es bildet sich ein
neues Membranstück. Dieser Vorgang wiederholt sich was das „Wachsen“ der
Gebilde erklärt.
20
5.3
Feuer und Feuerwerk
„Raketen rauschten auf, Kanonenschläge donnerten, Leuchtkugeln stiegen,
Schwärmer schlängelten und platzten, Räder gischten, jedes erst einzeln und dann
gepaart, dann alle zusammen und immer gewaltsamer hintereinander und
zusammen“
Johann Wolfgang von Goethe,
Die Wahlverwandschaften,1809
Nachdem vor über 1000 Jahren das Schwarzpulver in China erfunden wurde, hat
Feuerwerk und Feuer in beeindruckenden Farben nie an Faszination verloren.
Gegen Ende des 13. Jahrhunderts soll dann die Kenntnis vom Schwarzpulver von
holländischen Seefahrern nach Europa gebracht worden sein. Zur gleichen Zeit
experimentierte auch der englische Mönch Roger Bacon mit Stoffen, die die
Grundbestandteile des Schwarzpulvers enthielten. In einer Niederschrift von ihm
lässt sich so die Aufzeichnung finden: "Lass das gesamte Gewicht dreißig sein,
21
jedoch vom Salpeter nehme man sieben Teile, fünf vom jungen Haselholz und fünf
von Schwefel, und du wirst Donner und Zerstörung hervorrufen, wenn du die
Kunst kennst."3
Das besondere an diesen Feuerwerken war allerdings, dass sie nicht nur im
einfachen Abbrennen von Feuerwerkskörpern bestanden, sondern - besonders bei
erfolgreichen Schlachten - eher ganzen Theaterstücken mit Feuerwerkskörpern
ähnelten. Bereits Wochen vor einem Feuerwerk waren Handwerker damit
beschäftigt, ganze Schlösser nachzubauen. Künstler schufen kunstvoll bemalte
Prospekte, in denen das Feuerwerk angekündigt wurde und Feuerwerker brachten
Bomben, Schwärmer, Raketen und Kanonenschläge in Stellung.
5.4
Versuch 6: “Magische“ Flamme
In den nächsten beiden Versuchen geht es um eindrucksvolle Bunte Feuer und
Feuerwerke.
„Noch immer erfreuen sich Flammentricks der großen Liebe des Publikums. In
André
Hellers
Maharadschas
Zirkus
von
Roncalli
Dschaipur“
entzündete
durch
„der
Flammenadjutant
Feuerspeien
einen
des
scheinbar
freischwebenden Fackelkranz. In der „Konversation der Fremden“ bespieen sich
zwei Artisten gegenseitig und gleichzeitig mit Feuer und formten so einen riesigen
Flammenbogen. Wie auch immer: Feuriges macht Spaß – und Macht über das
Feuer verstärkt im Hörsaal auch den Nimbus eines Chemieprofessors. Das
Bereithalten von Wasser, Feuerlöscher, Löschdecken, Feuerpatschen, Brandsalben
und der Telefonnummer der Feuerwehr wirkt zuweilen lebensverlängernd und
sollte daher tunlichst nicht vergessen werden.“ (Kreißl S 86)
Dieser Versuch ist auf eine besondere Art und Weise eindrucksvoll, denn die
Aktivierungsenergie die zum Entzünden des Gemisches benötigt wird, liefert ein
Tropfen Wasser. Selbstverständlich ließ sich dieser Vorgang des Entzündens mit
Wasser vor dem Marktplatzpublikum leicht geheim halten. Man musste sich
3
Quelle: www.planet-wissen.de
22
lediglich die Hand kurz befeuchten und einen kleinen Tropfen auf das
Zündgemisch tropfen lassen.
Ammoniumnitrat, Strontiumnitrat und Lithiumnitrat sind brandfördernde Stoffe,
das verwendete Zinkpulver ist leicht entzündlich. Näherungsweise lässt sich die
durch Ammoniumchlorid katalysierte exotherme Redoxreaktion von Zink und
Ammoniumnitrat mit folgender Reaktionsgleichung beschreiben.
0
2+
Zn
+
-3 +5
0
NH 4NO 3
N2
+2
+
ZnO
+
2 H 2O
Es entsteht gasförmiger Stickstoff und Wasserdampf.
Das zugegebene Wasser wird durch das Zinkpulver reduziert, dabei entsteht
Wasserstoff und Energie.
Chlorid katalysiert diese Reaktion, durch die als Wärme freiwerdende Energie
wird schließlich das Gemisch entzündet.
23
5.5 Demo 2: Buntes Feuer
Als schöner Abschlussversuch wurde hier eine Reaktion gewählt mit der sich
Antoine Laurent de Lavoisier Zeit seines Lebens beschäftigte. Lavoisier stellte die
Theorie auf, dass Säuren Sauerstoff enthalten und animierte damit seinen Freund
und wissenschaftlichen Gegenspieler Claude Louis Berthollet (1748-1822) nach
Sauerstoff in Säuren zu suchen. Letztendlich stellte dieser eine bis dahin
unbekannte Substanz dar, die er selbst das „oxygenierte Murat der Pottasche“
nannte. Er fand heraus, dass der im Kaliumchlorat enthaltene Sauerstoff bei
Erhitzen in kürzester Zeit abgegeben wurde. Lavoisier war begeistert von der
Entdeckung und ließ das Kaliumchlorat in großen Mengen herstellen um es dem
Schiesspulver der französischen Armee beizumischen. Vorsichtigerweise ließ er
eine Absperrung um die große Menge der Substanz errichten, da sich sowohl
Lavoisier als auch Berthollet dachten, dass es gefährlich sei das Kaliumchlorat zu
trocknen. Doch einer von Lavoisiers Untergebenen kam dem Tiegel zu nahe und
nahm bei der folgenden Detonation eine Arbeiterin mit in den Tod. Lavoisier,
seine Gattin und Berthollet waren bei der Detonation nicht im Raum, da sie
zufälligerweise einen kleinen Spaziergang unternommen hatten. Dieser Zufall trug
mit zu der ewigen Legende bei: „Wissenschaftler riskieren nur ihre Theorien, nicht
aber deren Folgen.“
Bald wurde bei allen Feuerwerkern mit Kaliumchlorat
experimentiert, was zu enorm schönem Feuerwerk führte aber auch zu einer
großen Anzahl an Todesopfern, sowohl Hersteller als auch Benutzer. SchwefelChlorat-Feuerwerkskörper sind in der EU sogar verboten. Dieser Versuch
veranschaulicht die Schönheit von Feuerwerk und die Reaktionsfreudigkeit von
Kaliumchlorat zugleich.
Alkali- und Erdalkalisalze werden zusammen mit Zucker entzündet. Die Farbe der
Flamme kann hierbei mit der Auswahl der Salze selbst gewählt werden. Die
Flammenfärbung wird heute in der analytischen Chemie beim spektroskopischen
Nachweis von Elementen eingesetzt. Außerdem wird Kaliumchlorat in großen
Mengen für Oxidationszwecke, zur Herstellung der Zündmasse von Zündhölzern,
sowie in der Feuerwerkerei und Sprengstoffindustrie gebraucht.
Auch findet es in der Medizin als Antiseptikum in Form von Gurgel- und
Mundwässern Verwendung, es ist allerdings zu beachten, dass es in größeren
24
Mengen (<1g), wie alle Chlorate, giftig ist. Chlorate wirken als starke
Oxidationsmittlel und reagieren explosionsartig mit organischen Stoffen.
Die Reaktion zwischen Kaliumchlorat und Zucker:
Und die der Nitrate:
Die Flammenfärbung ist mit den Atomspektren zu erklären. Die Energiequanten
des Lichts werden als Photonen oder Lichtquanten bezeichnet und sind durch
folgende Gleichung definiert:
E=h*ν
Glühende, aus Elementatomen bestehende Gase und Dämpfe zeigen ein
„diskontinuierliches Spektrum“. Dabei weist jedes Element ganz charakteristische
Spektrallinien auf. Natrium weist zum Beispiel eine gelbe Doppellinie bei 583,3
nm auf, Kalium eine rote Doppellinie bei 762,2 nm.
Führt man einem Atom Energie in Form von thermischer, chemischer, elektrischer
oder optischer Energie zu, so können dadurch Elektronen in höhergelegene
Orbitale angeregt werden. Das Elektron befindet sich dann im angeregten Zustand
und emittiert beim „Zurückfallen“ in den Grundzustand ein Lichtquant, ein
Photon.
25
6. Schulrelevanz
Die hier vorgestellten Experimente im Rahmen der „Geschichte der Chemie“
eignen sich zum Teil eher durch ihren Charakter als „Showversuch“. Darunter
fallen vor allem die Reaktion des Kaliumchlorats und die „Magische Flamme“.
Jedoch können auch diese Reaktionen in Klasse 7 beispielsweise zum Thema
„Stoffe werden verändert - Die chemische Reaktion“ vorgeführt werden.
Auszug aus Lehrplan für die Klasse 7: Merkmale chemischer Reaktionen
kennzeichnen,
Erstellen
von
Reaktionsschemata
(Wortgleichungen),
Energiediagramme zu exothermen und endothermen Reaktionen aufstellen,
Aktivierungsenergie erläutern. Gesetz von der Erhaltung der Masse.(Historik:
Lavoisier, Scheele)
Ab Klasse 8 können auch die Oxidationszahlen der jeweiligen Reaktionen
aufgeschlüsselt werden. Alkali- und Erdalkalimetall, sowie Flammenfärbung sind
ebenfalls Stoff der 8. Klasse und können durch Demo 2 demonstriert werden.
Das „Gold Herstellen“ kann zu verschiedenen Unterrichtszwecken verwendet
werden. Zum einen wird in diesem Versuch eine Legierung hergestellt, zum
anderen können auch die Begriff
Elektrolyse und Ionenbindung in den
Unterrichtskontext eingebaut werden. Die Themen „Säuren und Laugen Wasser
als Reaktionspartner: Protolysereaktionen“ und auch die der „schwerlöslichen
Salze“ fallen in die Jahrgangsstufe 9. Ebenso „Nachweis ausgewählter Kationen
und Anionen durch Fällung, Silberchloridniederschlag aus einer Silbersalzlösung
als Beispiel für eine Recyclingmaßnahme“
26
7. Literatur
Bücher
Asselborn, Wolfgang (Hrsg.): Chemie heute – Sekundarbereich II. Hannover 1998
Bauer, Hugo. Geschichte der Chemie von Hugo Bauer Teil: 2. Von Lavoisier bis
zur Gegenwart. Leipzig : Göschen, 1921
Franklin, Benjamin. Memoirs of the life and writings of Benjamin Franklin.
London : H. Colburn: 1818
Greenberg, Arthur. From alchemy to chemistry in picture and story. Hoboken, NJ :
Wiley-Interscience, 2007
Holleman, A. F. Lehrbuch der anorganischen Chemie. Berlin: de Gruyter, 2007
Kreißl, Friedrich R. Feuer und Flamme, Schall und Rauch : Schauexperimente und
Chemiehistorisches Weinheim : Wiley-VCH, 2008
Priesner, Claus (Hrsg.). Alchemie : Lexikon einer hermetischen Wissenschaft.
München : Beck, 1998
Schwedt, Georg. Chemische Experimente in Schlössern, Klöstern und Museen:
aus Hexenküche und Zauberlabor. Weinheim : Wiley-VCH-Verl., 2008
Riedel. Anorganische Chemie. 6. Auflage; 2004 Berlin
Vollhardt C. Organische Chemie. Vierte Auflage. Willey-VCH, 2005
Weyer, Jost: Die Alchemie im lateinischen Mittelalter.
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Protokolle (www.chids.de)
Experimentalvortrag „Geschichte der Chemie“ von Dirk Seibel (1995)
Experimentalvortrag „Phosphor“ von Martin Langefeld (1982)
Internetquellen
http://www.h-ref.de/personen/leuchter-fred/index.php
http://www.josephpriestleyhouse.org/index.php?page=priestley-as-viewed-by-hiscontemporaries
http://books.google.de/books?id=VREAAAAAQAAJ&printsec=frontcover&dq=g
eschichte+der+chemie&source=bl&ots=piBmQfwwqo&sig=zHGQZb6zjHeqrAP
YX1EfXNJsfws&hl=de&ei=gzXZTMzqC4SXOpO3leUI&sa=X&oi=book_result
&ct=result&resnum=4&ved=0CCwQ6AEwAw#v=onepage&q&f=false
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8. Anhang
Versuch 1:Verwandlung von Kupfer zu Silber und Gold
Chemikalien
Zn-Staub R: 10, 15 S: 7/8, 43 F N
NaOH-Lösung (4 mol/L) R: 35 S 26, 36, 37, 39, 45 C
Kupfermünze
Geräte
Dreifuß mit Drahtnetz, Bunsenbrenner, Tiegelzange, Porzellanschale, Glasstab,
Becherglas (50 ml)
Durchführung
Man stellt vor dem Experiment eine 4M NaOH durch Lösen von 4 g
Natriumhydroxid in 25 mL Wasser her. Die Natronlauge wird nun in die
Porzellanschale gegeben, welche auf das Drahtnetz gestellt wird.
Man beginnt die Lauge bis zum sieden zu erhitzen, nachdem man wenige Gramm
Zinkpulver in die Lösung gegeben hat,
Während des Erhitzens ist es wichtig mit dem Glasstab zu rühren, um einen
Siedeverzug der ätzenden Natronlauge zu verhindern.
Fängt die Lösung zu sieden an legt man die Kupfermünze mit einer Tiegelzange in
die Porzellanschale.
Nun wartet man etwa eine Minute und nimmt die nun silberfarbene Münze aus der
Lösung und spült sie unter entionisiertem Wasser ab.
Wenn man nun die silberne Münze in die Bunsenbrennerflamme hält nimmt sie
nach kurzer Zeit eine goldene Farbe an. Wichtig ist hier nicht zu lange zu erhitzen,
da sonst die “Goldschicht“ schnell zerstört wird.
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Ergebnis
Beim Erhitzen der NaOH mit dem Zinkstaub ist eine Gasentwicklung erkennbar,
welche nach Zugabe der Kupfermünze aufhört.
Die Kupfermünze färbt sich zunächst in der Lösung silbern und nach
anschließendem Erhitzen schließlich golden, es wurde Messing hergestellt. Wenn
die “Goldmünze“ zu lange erhitzt wird, verschwindet die goldene Färbung.
Entsorgung
Die Lösung kann neutral in den Abguss gegeben werden.
Literatur
Feuer und Flamme, Schall und Rauch : Schauexperimente und Chemiehistorisches
S. 227
Versuch 2: Phosphordarstellung aus Knochen
Chemikalien
Knochen
Magnesiumpulver R: 11-17 S: (2)-7/8-43 F
CO2 S: 9-23
Phosphor (weiß) R: 17-26/28-35-50 S: (1/2)-5-26-38-45-61 F T+ C N
Geräte
Quarzglasglührohr,
Gaswaschflasche,
PVC-Schläuche,
Bunsenbrenner,
Stativmaterial
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Durchführung
Da wir für diesen Versuch echte Knochen benötigen, ist es am leichtesten in einer
Fleischerei nachzufragen oder Hühnergebeine zu benutzen. Auch fertiges
Knochenmehl kann man für den Versuch benutzen.
Die Knochen werden abgekocht und auf einem Tondreieck kräftig durchgeglüht.
Nachdem der Knochen porös geworden ist, wird er zerkleinert und in einer
Porzellanschale noch weiter erhitzt, bis die Asche eine weiße Farbe angenommen
hat. Von dem Knochenmehl werden 2g abgewogen und mit 1g Magnesiumpulver
im Mörser vermischt. Das Feststoffgemisch wird nun verteilt auf eine
Magnesiarinne gegeben und anschließend im Glührohr erhitzt, in das auf der einen
Seite Kohlendioxid eingeleitet wird und auf der anderen Seite durch ein nach oben
gebogenes Glasrohr, der entstehende Phosphor aufgefangen wird.
Das Gemisch in dem Glührohr wird mit dem Bunsenbrenner erhitzt bis die stark
exotherme Reaktion einsetzt. Es wird weiterhin Kohlendioxid- Gas eingeleitet.
Der entstandene Phosphor ist am Ende des ausgezogenen Glasrohres an seiner
grünen Flammenfarbe zu erkennen.
Ergebnis
Es entsteht weißer Phospor
Entsorgung
Die Magnesiarinne wird mitsamt dem Inhalt in die anorganischen Abfälle
gegeben.
Literatur
Protokoll: Experimentalvortrag „Phosphor“ von Martin Langefeld (1982)
31
Versuch 3: Historische Darstellung von Berliner Blau
Chemikalien
Fe-Pulver R: 11, S: 53-45-60-61
F
KOH R: 22-35 S: (1/2)-26-36/37/39-45 C
Blut
Geräte
Magnesiarinne, Bunsenbrenner, Bechergläser, Glastrichter, Reagenzgläser
Durchführung
Das getrocknete Blut wird mit etwas Kaliumhydroxid und Eisenpulver auf einer
Magnesiarinne kräftig durchgeglüht. Die entstandene Blutasche wird mit etwas
Wasser ausgelaugt, anschließend abfiltriert und das gelbe Filtrat letztlich
neutralisiert. Wenn man die Lösung nun mit einer Eisen (II)-Sulfat-Lösung
versetzt ist eine Blaufärbung durch die Bildung von Berliner Blau zu beobachten.
Ergebnis
Da in diesem Versuch mit einem Naturprodukt gearbeitet wird (in meinem Fall
Schweineblut das direkt vom Schlachter kam) ist die Reaktion nicht
hundertprozentig zuverlässig. Auch die genauen Mischverhältnisse müssen selbst
variiert und ausprobiert werden. Den besten Erfolg konnte ich letztendlich im
eigentlichen Vortrag erzielen und es war eine sehr schöne und gut erkennbare
Menge an dem blauen Farbstoff Berliner Blau ausgefallen.
Entsorgung
Die Lösung kann neutral in den Abguss gegeben werden.
Literatur
Protokoll: Experimentalvortrag „Geschichte der Chemie“ von Dirk Seibel (1995)
32
Versuch 4:Verbrennen von Eisenwolle
Chemikalien
Eisenwolle
Geräte
Waage, Bunsenbrenner, Porzellanschale
Durchführung
Die Eisenwolle wird so zurechtgezupft, dass eine möglichst große Fläche geboten
wird. Anschließend wird sie nun gewogen, das Gewicht notiert. Danach gibt man
die Wolle in die Porzellanschale und glüht sie mit einem Bunsenbrenner kräftig
durch. Nach dem Abkühlen wiegt man die Wolle nochmals und notiert die
Gewichtszunahme.
Ergebnis
Da dieser Versuch absichtlich nicht unter korrekten Bedingungen durchgeführt
wird,
sondern
nur
um
die
Phlogiston-Theorie
zu
erläutern
ist
eine
Gewichtszunahme der Eisenwolle bemerkbar, die selbstverständlich mit der
Reaktion der Eisenwolle mit dem Luftsauerstoff zu erklären ist.
Entsorgung
Das Reaktionsprodukt kann abgekühlt im Feststoffabfall entsorgt werden.
33
Versuch 5:Gesetz der Erhaltung der Masse
Chemikalien
AgNO3 R: 8-34-50/53 S: (1/2)-26-36/37/39-45-60-61 O C N
KI
Geräte
Becherglas 100ml, Becherglas 20ml, Waage
Durchführung
Ein Becherglas, welches eine Kaliumiodid-Lösung
und einen - mit einer
Silbernitratlösung gefüllten - Glasbehälter enthält, wird auf einer Waage genau
austariert. Dann stürzt man den Glasbehälter mit der Silbernitratlösung um.
Ergebnis
Sofort bildet sich ein weißer Niederschlag. Die Masse bleibt konstant. Die zwei
Flüssigkeiten werden miteinander vermischt. Bei der chemischen Reaktion der
zwei Flüssigkeiten, entsteht ein weißer Niederschlag, es wird weder ein Gas an die
Umgebung abgegeben, noch wird ein Gas aus der Luft aufgenommen. Deshalb
bleibt die Masse während der chemischen Reaktion konstant.
Entsorgung
Das Reaktionsprodukt wird neutral in die silberhaltigen Abfälle gegeben.
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Demo 1 : Chemische Gärten
Chemikalien
Wasserglas (Na2SiO3-Lösung)
FeCl3 R: 22-38-41 S: 26-39 Xn
CuSO4 * 5 H2O R: 22-36/38-50/53 S: (2)-22-60-61 Xn N
MnSO4 * 7 H2O R: 48/20/22-51/53 S: (2)-22-61 Xn N
Geräte
Becherglas 1000ml (oder anderes großes Glasgefäß zu Demonstrationszwecken)
Durchführung
Das Glasgefäß wird zu zwei Dritteln mit der Natriumsilicatlösung gefüllt. Danach
wirft man die Metallsalz-Kristalle (jeweils einen Spatel voll) in das Wasserglas, so
dass sie auf den Boden sinken. Zu Demonstrationszwecken kann man den Boden
des Glases mit Sand befüllen. Vor allem in der Schule würde der Versuch dann
einfach schöner aussehen.
Ergebnis
Nach kurzer Zeit wachsen aus dem Sand farbige Gebilde, die an Pflanzen, Moose,
oder Algen erinnern. Die Farben kann man mit der Auswahl der Salze variieren.
Entsorgung
Die verunreinigte
Natriumsilicatlösung wird in die Anorganischen Abfälle
gegeben. Die Kristallrückstände in dem Feststoffabfall entsorgt.
Literatur
Chemische Experimente in Schlössern, Klöstern und Museen: aus Hexenküche und
Zauberlabor S. 136-37
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Versuch 6: Magisches Feuer
Chemikalien
NH4NO3 R: 8-9 S: 15-16-41 O
Zinkpulver R: 10, 15 S: 7/8, 43 F N
NH4Cl R: 22-36 S: (2)-22 Xn
Sr(NO3)2 R: 8-36/38 S: 17-26 O Xi
Geräte
Becherglas 250ml, Feuerfeste Platte (Isoplan)
Durchführung
In das Becherglas wird zunächst 4g Ammoniumnitrat, 0,5g Ammoniumchlorid und
1g Strontiumnitrat gegeben. Man vermischt die Feststoffe durch Schütteln des
Becherglases, auf gar keinen Fall in einer Reibschale mit Mörser zerkleinern!
Zur Vorführung gibt man den Inhalt des Becherglases auf die feuerfeste Platte und
lässt einen Tropfen Wasser auf das Gemisch, welches nach wenigen Sekunden
heftig reagiert.
Ergebnis
Das Gemisch entzündet sich und unter starker Flammen- und Rauchentwicklung.
Je nach Wahl des Salzes, man kann auch Barium- oder Natriumsalze anstelle des
Strontiumnitrats verwenden, ist die Farbe der Flamme grün bzw. gelb.
.
Entsorgung
Das Reaktionsprodukt mit einem Überschuss an Wasser abreagieren lassen und
anschließend im Feststoffabfall entsorgen.
Literatur
Feuer und Flamme, Schall und Rauch : Schauexperimente und Chemiehistorisches
S. 97
36
Demo 2: Buntes Feuer
Chemikalien
KClO3 R: 9-20/22-51/53 S: (2)-13-16-27-61 O Xn N
NaNO3 R: 8-22 S: 22-41 O Xn
Ba(NO3)2 R: 8-20/22 S: (2)-28 O Xn
Sr(NO3)2 R: 8-36/38 S: 17-26 O Xi
Zucker
Geräte
Reibschale mit Pistill, 6 feuerfeste Platten, Bechergläser, Feder, Termitzünder
Durchführung
Kaliumchlorat, Zucker und die verschiedenen Nitrate werden in einer Reibschale
jeweils getrennt fein zerrieben. Vor Beginn der Vorführung mischt man in einem
Becherglas, durch Schütteln oder verteilen mit einer Feder, Kaliumchlorat, Zucker
und das jeweilige Nitrat zusammen und gibt das Gemisch auf eine feuerfeste
Platte. Es sollen also drei Gemische entstehen (jeweils RNO3 KClO3 Zucker).
Diese Gemische entzündet man anschließend mit dem Termitzünder unter einem
Abzug.
Ergebnis
Die Gemische entzünden sich und unter starker Flammen- und Rauchentwicklung.
Das Gemisch mit dem Bariumsalz brennt grün, Natrium gelb und Strontium rot.
Die Rauchentwicklung sollte nicht unterschätzt werden.
Entsorgung
Das Reaktionsprodukt kann nachdem es abgekühlt ist im Feststoffabfall entsorgt
werden.
Literatur
Feuer und Flamme, Schall und Rauch : Schauexperimente und Chemiehistorisches
S. 103
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