Das Thema „LUFT“ im Chemieunterricht

Wissenschaftliche Hausarbeit im Rahmen der Ersten Staatsprüfung
für das Lehramt an Gymnasien im Fach Chemie,
eingereicht dem Amt für Lehrerbildung – Prüfungsstelle Marburg.
Thema:
Das Thema „LUFT“ im
Chemieunterricht
Verfasserin:
Christina Maria Erbar, Manuelstraße 9,
56218 Mülheim-Kärlich
Gutachter:
Prof. Dr. B. Neumüller
Hinweis
Bei dieser Datei handelt es sich um eine Wissenschaftliche Hausarbeit, die im
Bereich Lehramt am Fachbereich Chemie der Uni Marburg verfasst wurde.
Weitere Hausarbeiten können auf der Seite www.chids.de unter
http://www.chids.de/veranstaltungen/wiss_hausarbeit.html
eingesehen und heruntergeladen werden.
Zudem stehen auf der Seite www.chids.de weitere Versuche, Lernzirkel und
Experimentalvorträge bereit.
Dr. Ph. Reiß, im Januar 2007
Inhaltsverzeichnis
Seite
1. Einleitung und Zielsetzung
1
2. Das Thema „Luft“ und „Luftbestandteile“ im
4
hessischen Lehrplan Chemie
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch
3.1 Aus lebensfeindlich wird lebensfreundlich – Die Evolution
8
8
der Erdatmosphäre
3.2 Die Zusammensetzung der Luft
12
3.3 Der Aufbau der Atmosphäre
13
3.4 Technische Gewinnung der Hauptinhaltsstoffe
15
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene Luft“
19
4.1 Woher kommt der Name Distickstoff?
19
4.2 Physikalische Eigenschaften
19
4.3 Chemische Eigenschaften
22
4.4 Ein Gas „geht“ um die Welt – Der Distickstoffkreislauf
27
4.4.1 Fixierung des molekularen Luftstickstoffs
27
a) Atmosphärische Fixierung
27
b) Biologische Fixierung
29
c) Technische Fixierung
30
4.4.2 Freisetzung von molekularem Stickstoff
31
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff
33
5.1 „Feuerluft“ – „Lebensluft“ – „Oxygen“
33
5.2 Physikalische Eigenschaften
36
5.3 Chemische Eigenschaften
37
5.4 Atmung und Photosynthese – Ein Disauerstoffkreislauf
41
EXKURS: Was passiert in unserer Lunge
6. „Edler Duft liegt in der Luft“ – Die Edelgase
43
47
6.1 Das Argon – Mehr drin als man denkt!
48
6.2 Das Helium – Ein leichtes Gas zum Fliegen!
49
EXKURS: Die „Luftschiffe“ von heute: Heißluftballons
50
6.3 Leuchtstoffröhren
52
7. Das Kohlenstoffdioxid
53
7.1 Natürliche Entstehung und Technische Gewinnung von
53
gasförmigem CO 2
7.2 Chemische und physikalische Eigenschaften
54
7.3 Der natürliche Treibhauseffekt
56
7.4 Ferien am Lake Nyos – Besser nicht!
61
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen
64
8.1 Eigenschaften
64
8.2 Darstellungsarten
66
8.2.1 Chemische Darstellung
67
8.2.2 Photochemische Darstellung
68
8.2.3 Elektrische Darstellung
68
a) Siemensscher Ozonisator
68
b) Elektrolyse
69
8.3 Ozon – Ein starkes Oxidationsmittel
70
8.4 Was passiert in der Stratosphäre?
70
8.5 Technische Verwendung von Ozon
72
9. „Spuren von Gasen“
74
10. Wasser in der Luft
77
10.1 Ein kurzer Steckbrief von Wasser
78
10.2 Der Wasserkreislauf
78
10.3 Warum trocknet unsere Wäsche – Das Verdampfen
80
EXKURS: Drei-Minuten-Ei oder Fünf-Minuten-Ei?
83
10.4 Die Luftfeuchtigkeit
85
10.5 Die Kondensation von Wasser: Niederschläge
87
11. Der Luftdruck und verschiedene Gasgesetze
90
11.1 Der Luftdruck – Ein Exkurs in die Physik der Mittelstufe
90
11.2 Das Guericke Experiment und wie messe ich den Luftdruck
92
11.3 Der Druck in geschlossenen Gefäßen
95
11.4 Reaktionen von Gasen
98
12. Schadstoffbelastung der Luft
100
12.1 Was ist Smog?
100
12.1 Oben hui unten pfui – „Bodennahes“ Ozon und das Ozonloch
102
12.2 Regnet es wirklich Säure?
106
12.3 Der anthropogene Treibhauseffekt
107
13. Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
109
Arbeitsblatt 1:
Die Entstehung der heutigen Atmosphäre
110
Versuch 1:
Die Hauptbestandteile der Luft
112
1.1 Eine Kerze er Stick(stoff)t!
1.2 Wie viel „Luft“ bleibt übrig?
Arbeitsblatt 2:
Hausaufgabenversuche zur Zusammensetzung der Luft
114
Versuch 2:
Dichte und molare Masse von Gasen – schnell
115
und unkompliziert
Arbeitsblatt 3:
Ein Modell für ein Modell
116
Versuch 3:
Aus der Luft in den Boden – Blitze fixieren N 2
117
Versuch 4:
Disauerstoff aus Kupfer(II)-oxid
118
4.1 Darstellung von molekularem Sauerstoff
4.2 Die Glimmspanprobe
Versuch 5:
Eine sehr kalte, hellblaue Flüssigkeit
120
3
5.1 Darstellung von flüssigem, molekularem O 2
5.2 Sinkende blaue Blasen
5.3 Achtung: Explosiv!
5.4 Zum Paramagnetismus des 3O 2
Versuch 6:
Vergleich von Helium und molekularem Wasserstoff
124
6.1 Aufstieg in schwindelerregende Höhen
6.2 Backdraft!
Demonstration 1:
Der fliegende Teebeutel
126
Versuch 7:
Gute Luft – schlechte Luft
127
7.1 Qualitativer CO 2 – Nachweis
7.2 Quantitativer CO 2 – Nachweis
Versuch 8:
Modellversuch zum Unglück am Lake Nyos
130
Arbeitsblatt 4:
Zusammenhang zwischen der Temperatur eines Planeten 133
und der Zusammensetzung seiner Atmosphäre
Demonstration 2:
Der natürliche Treibhauseffekt
134
Versuch 9:
Entzündung von Ethanol durch Ozon
136
Versuch 10:
Ozon – Lebenswichtiger Schutzschild
138
10.1 Elektrolyse – Gase aus einer Flüssigkeit
10.2 Reaktionen mit Ozon
10.2.1 Geschwärzte Kartoffeln
10.2.2 Eine Farbtonleiter
10.2.3 Raus mit dem Eisen!
10.2.4 Abbau von Ozon durch CFKWs
Arbeitsblatt 5:
Woher kommt der spezielle Geruch auf
143
der Sonnenbank und am Kopierer?
Versuch 11:
Qualitativer Wassernachweis: Es ist feucht in unserer Luft 144
Versuch 12:
Luftfeuchtigkeit
145
12.1 Wie viel Wasserdampf ist in der Luft?
12.2 Wie viel Wasserdampf kann die Luft aufnehmen?
Arbeitsblatt 6:
Der Wasserkreislauf – Mit Hazweioh auf Reisen
148
Versuch 13:
Der Druck der Luft
150
13.1 Ein starkes Blatt Papier
13.2 Mini (Dick-)mann ganz groß!
13.3 Eine Hand zum Greifen
Demonstration 3:
Die Smog-Wetterlage
152
Versuch 14:
Warm oder kalt – Schadstoffe im Temperaturverlauf
153
Domino-Spiel zum Thema Luft
154
Tabelle der Richtlinien und Sicherheitssätze der verwendeten Chemikalien
156
14. Literaturangaben
160
14.1 Literaturverzeichnis
160
14.2 Abbildungs- und Tabellenverzeichnis
167
Versicherung zur selbständigen Anfertigung der Arbeit
1. Einleitung und Zielsetzung
1. Einleitung und Zielsetzung
Das Thema „Luft“ wird laut Lehrplan direkt oder indirekt in fast allen Jahrgangsstufen
behandelt (vgl. Kap. 2). Deshalb ist aber die Frage nach dem „Bildungsgehalt im
Bildungsinhalt“ (Klafki) [1] noch nicht geklärt, heißt „Warum wird der Lerninhalt
überhaupt vermittelt, ist er für die Schüler wichtig?“
Genau diese Frage, hat mich bei der Auswahl des Themas der vorliegenden Arbeit
beschäftigt.
Dass das Thema „Luft“ für die Schüler bedeutsam ist, sieht man an einigen Punkten in
der vorliegenden Arbeit sehr deutlich: die Luftfeuchtigkeit bestimmt das aktuelle
Wettergeschehen, wie die Bildung von Regen, Schnee und Hagel, mit dem die Schüler
täglich konfrontiert sind, („Regenjacke oder kurze Hose?!?“). Weiterhin wird in Kapitel
12 „Die Schadstoffbelastung unserer Luft“ sichtbar, dass auch die Luftverschmutzung
eine starke Gegenwartsbedeutung für die Schüler hat, wie die Diskussion um die
Ozonbelastung im Sommer 2006 zeigt.
Die Bedeutung für die Zukunft der Schüler ist dadurch gegeben, da die Spätfolgen
heute noch nicht abzusehen sind. Sie lernen daran das Prinzip, nicht immer alles Neue
auszuprobieren, ohne zu wissen, was es für Folgen haben kann.
Ein weiteres Beispiel, das verdeutlicht, wie nah die Inhalte der vorliegenden Arbeit an
der Lebenswelt der Schüler sind, ist ein Exkurs, der den chemischen Ablauf in der
menschlichen Lunge bei der Atmung thematisiert.
Die im obigen Abschnitt kurz skizzierten, ausgewählten Beispiele zeigen, dass die
Auswahl des Themas Luft durch seinen Allgemeinbildungsgehalt gerechtfertigt ist.
Das erste Ziel der Arbeit ist somit die didaktische Begründung der ausgearbeiteten Themen. Diese ist schon durch die Auswahl der Themen gegeben.
Um dies in der Schule umzusetzen, werden im Laufe der Arbeit verschiedene
Methoden vorgeschlagen, von denen im Folgenden einige beispielhaft aufgeführt sind.
Ein historisch orientierter Unterricht ist an manchen Stellen der Arbeit
erstrebenswert. Dadurch, dass die Schüler dieselben Gedankengänge vollziehen wie
z.B. Carl Scheele, der den molekularen Stickstoff und den molekularen Sauerstoff
entdeckt hat, haben sie den Lerninhalt „selbst gefunden“ und müssen ihn nicht – im
klassischen Sinne – lernen.
1
1. Einleitung und Zielsetzung
Einige Themen, z.B. der Kreislauf, den der molekulare Stickstoff in der Atmosphäre
durchläuft, sind sehr komplex und würden im Unterricht zu viel Zeit beanspruchen, um
sie vollständig zu erarbeiten. Deshalb kann hier, und an einigen anderen Stellen, der
Unterrichtsstoff in Form von Schülerreferaten vorgetragen werden.
Die der Literatur entnommenen Versuche wurden möglichst so ausgewählt oder verändert, dass sie von Schülern durchgeführt werden können. Sie sind dem Wissensstand der verschiedenen Jahrgangsstufen angepasst. Dadurch wird die Aktivität der
Schüler gefordert und gefördert, weshalb meistens die Lerninhalte besser behalten
werden (Pestalozzi: Lernen mit Kopf, Herz und Hand).
Weiterhin können einige Versuche in Form von Hausaufgabenversuchen durchgeführt werden. Dadurch können die Schüler in einer ihnen vertrauten Umgebung
arbeiten und so eventuell einen eigenen Zugang zur Chemie finden.
Da es, durch die Auswahl des Themas bedingt, schwierig ist, den Gegenstand „Luft“
direkt zu „greifen“, wurden einige realitätsnahe Modelle erdacht: Die Zusammensetzung der Luft wird beispielsweise durch Legosteine veranschaulicht, da die Form
eines dreidimensionalen Modells die Realität wesentlich stärker verdeutlicht, als eine
zweidimensionale Graphik.
Zwei weitere Modelle werden aus einfachen Alltagsgegenständen, wie z. B. Büroklammern, Holzkugeln und Gummibändern, hergestellt. Diese sind weder teuer, noch
aufwändig herzustellen und deshalb sehr gut für den Schulalltag geeignet.
Das erste Modell aus Büroklammern soll den Schülern die Dreifachbindung im
molekularen Stickstoff näher bringen. Da sie es sich selbst ausdenken müssen, immer
wieder probieren und überlegen, verwerfen, neu ersinnen usw. bleibt die Genese und
das Modell als solches wesentlich besser in den Köpfen der Schüler haften.
Das zweite Modell besteht aus drei Holzkugeln, die über Gummi-Bänder miteinander
verbunden sind. Es stellt das Kohlenstoffdioxidmolekül dar. Hieran werden, durch
einfaches Ausprobieren, die drei verschiedenen Schwingungstypen anschaulich verdeutlicht.
Insgesamt stärken die Modelle die Vorstellungswelt der Schüler und sollen, ebenso wie
erstellte Arbeitsblätter, den Unterricht abwechslungsreicher gestalten und die von den
Schülern als kompliziert empfundenen Inhalte anschaulicher machen.
2
1. Einleitung und Zielsetzung
Es wurden sowohl ältere als auch aktuelle Schulbücher verwendet, da sie verschieden
Anregungen, z.B. einen Steckbrief über ein Element zu erstellen, und unveränderliche
Prinzipien der Chemie beinhalten, die der Schüler darin nachlesen kann.
Das entwickelte Domino-Spiel, welches am Ende einer Unterrichtseinheit dazu dienen
kann, die gelernten Inhalte zu wiederholen, ist eine andere Art der Zusammenfassung
eines Themas.
Auch Artikel aus populärwissenschaftliche Zeitschriften wie dem National Geographic, werden verwendet, da deren Inhalte in Alltagssprache beschrieben sind. Sie
bieten den Schülern eine andere Möglichkeit des Zugangs zur Chemie und können
Interesse wecken.
Die methodische Umsetzung der ausgearbeiteten Themen ist somit das zweite Ziel,
welches in der vorliegenden Arbeit umgesetzt werden soll.
Ein drittes Ziel der Arbeit ist es, das Thema „Luft“ umfassend zu behandeln.
Deshalb werden auch nicht-chemische Themen, z.B. der physikalische Aspekt des
Luftdrucks und die Strahlungsbilanz des Systems Erde/Atmosphäre, die normalerweise
im Fach Geographie bearbeitet wird, thematisiert. Um diese möglichst schulnah
darzustellen, wurden Schulbücher der Fächer Physik und Geographie konsultiert.
Auch das Thema Ozon, seine Darstellung, Verwendung und Eigenschaften steht nicht
im Lehrplan Chemie (G9). Da es aber alltagsrelevant für die Schüler ist, wie die
Diskussion im Sommer 2006 zeigt, wird es im Rahmen dieser Arbeit erläutert.
Alle drei so formulierten Ziele entsprechen denen, die in der Schule vor jeder
Unterrichtseinheit überdacht werden müssen. Deshalb wurden sie möglichst in jedem
Kapitel der vorliegenden Arbeit umgesetzt.
3
2. Das Thema „Luft“ und „Luftbestandteile“ im hessischen Lehrplan Chemie
2. Das Thema „Luft“ und „Luftbestandteile“ im hessischen Lehrplan
Chemie [2]
In diesem Kapitel wird eine Gesamtübersicht darüber gegeben, wo das Thema Luft im
Lehrplan Chemie (Gymnasialer Bildungsgang, Jahrgangsstufe 8 bis 13 (G9)), „Teil B:
Unterrichtspraktischer Teil“ als eigenständiges Thema formuliert und wo die
verschiedenen Luftbestandteile in unterschiedlichen Unterrichtseinheiten direkt und
indirekt auftauchen und verwendet werden können. Im weiteren Verlauf der Arbeit wird
in den verschiedenen Kapiteln an passender Stelle darauf verwiesen, wo der gerade
besprochene Lerninhalt im Lehrplan steht.
Hierbei zeigt die Laufende Nummer (Lfd. Nr.) in der ersten Ziffer immer die Jahrgangsstufe, in der zweiten die Großkapitel an. So ist z. B. die Lfd. Nr. 8.2 das zweite große
Kapitel der Jahrgangsstufe 8.
Diese Großkapitel unterteilen sich in „verbindliche Unterrichtsinhalte/Aufgaben“, die
wiederum in Unterkapitel unterteilt sind. Hier orientiert sich die erste Ziffer am
Großkapitel, die zweite an der Reihenfolge der Unterkapitel. Somit ist z.B. 8.1.2 die
Lfd. Nr. 8.1 und das Unterkapitel 1.2. In diesen Unterkapiteln werden die konkreten
Lerninhalte aufgelistet. Sie werden durch Stichworte in einer nebenstehenden Spalte
aufgeschlüsselt und konkretisiert. Zuletzt beinhaltet der Lehrplan „fakultative
Unterrichtsinhalte/Aufgaben“. Diese stehen im Verlauf des Lehrplans nach den
verbindlichen Unterrichtsinhalten erhalten, da sie als Ergänzung dienen, dieselbe
Nummer. Am Ende jeder Lfd. Nr. werden „Querverweise auf die Lehrpläne anderer
Fächer“ sowie der Hinweis zur „Berücksichtigung von Aufgabengebieten“ gegeben.
Betrachtet man den Lehrplan, sieht man, dass das Thema Luft im Rahmen der Lfd. Nr.
8.2 „Die chemische Reaktion - Stoffumsatz und Energieumsatz“ erstmals benannt wird.
Hier soll unter 2.1 „Einführung in die Chemische Reaktion“ die „quantitative
Zusammensetzung der Luft“ besprochen werden.
Dazu gehören das „experimentelle Erarbeiten des Sauerstoffanteils der Luft“, die
„natürlichen Luftbestandteile“, „Eigenschaften von (molekularem) Sauerstoff und
Stickstoff“, „Spurengase“ und die „Gefährdung der Umwelt durch Nichtmetalloxide in
der Atmosphäre“. Fakultativ können hier „historische Aspekte (Lavoisier, Scheele)“,
„Sauerstoff und Oxidation“ sowie der „Kreislauf des Sauerstoffes“ und die
„Luftverflüssigung“ besprochen werden.
4
2. Das Thema „Luft“ und „Luftbestandteile“ im hessischen Lehrplan Chemie
Ebenfalls sind „experimentelle Hausaufgaben“ und ein „Projektunterricht“ zum Thema
Luft an dieser Stelle im Unterricht laut Lehrplan denkbar und erwünscht.
Weiterhin sollen die Aufgabengebiete „Ökologische Bildung und Umwelterziehung:
Luftschadstoffe durch Nutzung fossiler Brennstoffe und Möglichkeiten ihrer
Verminderung/Wirkung auf Mensch und Umwelt; kritische Betrachtung des
Treibhauseffektes“ berücksichtigt werden.
Die in der Luft vorhandenen Gase können vorher im Unterricht verwendet werden, z.B.
in Lfd. Nr. 8.1 „Stoffe – Strukturen – Eigenschaften“, indem man unter 1.2 „Stoffe und
ihre Eigenschaften“ und 1.3 „Teilchenmodell der Materie“ die Dichte der Stoffe und im
fakultativen Lerninhalt 1.2 auch die „Dichte von Gasen“ bespricht.
Hier kann man z.B. Wasserstoff und Helium miteinander vergleichen und mit Hilfe der
Gasmolwaage schon die Dichte von Distickstoff und Disauerstoff bestimmen, bevor ihr
genauer Anteil in der Atmosphäre geklärt wird.
Die „Luftfeuchtigkeit“, also das Vorhandensein von Wasser in allen Aggregatzuständen
in der Luft, kann unter 2.2 „Wasser und Wasserstoff“ der Lfd. Nr. 8.2 „Die chemische
Reaktion – Stoffumsatz und Energieumsatz“ behandelt werden.
In der Lfd. Nr. 9.1 „Einführung in die chemische Symbolsprache und ihre Anwendung“
wird in 1.1 „Bausteine der Materie“ das „Gesetz der konstanten Massenverhältnisse“
erklärt, das anhand der „Zerlegung von Oxiden“, also z.B. die Darstellung von
Disauerstoff aus Kupferoxid, erarbeitet werden kann.
Bei der Einführung der „Chemischen Symbole und ihre Bedeutung“, ebenfalls unter 1.1,
werden die „Elementsymbole“ und „molaren Massen“ besprochen. Es folgt unter 1.2
„Chemische Formeln und Reaktionsgleichungen“ das „Verhalten von Gasen“ und somit
u. a. die „These von Avogadro“, das „molare Volumen“, die „molare Masse von Gasen“
und schließlich die „Zweiatomigkeit gasförmiger Elementmoleküle“.
Im fakultativen Lerninhalt 1.2 können die „Volumenverhältnisse bei Gasreaktionen
(Gesetz von Gay-Lussac)“ besprochen werden.
Auf die bisher gewonnenen Kenntnisse, z.B. die Zweiatomigkeit, kann man dann in der
Jahrgangsstufe 10 Lfd. Nr 10.2 „Elektronenpaarbindungen/Atombindung“ zum Thema
2.2 „Lewis-Formeln“ zurückgreifen und u. a. die Dreifachbindung des Distickstoffs und
weitere Strukturen der bisher bekannten Luftbestandteile erklären.
5
2. Das Thema „Luft“ und „Luftbestandteile“ im hessischen Lehrplan Chemie
Ebenfalls kann im Zusammenhang der „Struktur-Eigenschafts-Beziehung“ die
Anomalie des Wassers besprochen werden.
In Lfd. Nr. 10.3 „Säuren, Laugen, Salze“ und „Protolysereaktionen“ werden unter 3.2
„Herstellung und Eigenschaften von Säuren“, also u. a. das Thema „Emissionen von
Stickstoffoxiden“ (saure Niederschläge) und unter 3.4 „Anwendung der Säure-BaseTheorie nach Broensted“, also „Nitrate“ und „Düngemittel“ behandelt. Unter „Berücksichtigung von Aufgabengebieten“ sind in dieser Jahrgangsstufe „Stoffkreisläufe“
aufgeführt.
In der Jahrgangsstufe 11, Lfd. Nr. 11.1 „Redoxreaktionen“, unter 1.2 „Ausgewählte
Redoxreaktionen“ kann z.B. die Darstellung von Ozon durch „Elektrolyse“ von
Schwefelsäure besprochen werden.
Die Umweltprobleme, die durch Chlor-Fluor-Kohlenwasserstoffe entstehen, werden
unter Lfd. Nr. 11.2 „Einführung in die Kohlenstoffchemie“, 2.3 „Halogenkohlenwasserstoffe“ besprochen.
In der Jahrgangsstufe 13, sowohl im Leistungskurs (LK) als auch im Grundkurs (GK),
werden die Luftbestandteile indirekt z.B. bei der Fixierung von Stickstoff bei der
Ammoniaksynthese in Lfd. Nr. 13.1 „Das chemische Gleichgewicht“, Kapitel 3 (GK)
bzw. Kapitel 5 (LK) „Prinzip vom Zwang“, welches in den Lehrbüchern als Prinzip
vom kleinsten Zwang bzw. Flucht vor dem Zwang beschrieben wird, erwähnt. Bei der
„Berücksichtigung von Aufgabengebieten“ werden explizit die „Ökologische Bildung
und Umwelterziehung: Saurer Regen, Waldsterben“ (LK) und im GK zusätzlich die
„Untersuchung von Boden, Luft und Wasser“ beschrieben.
Im Rahmen der „Umweltchemie/Umweltanalytik“ als eines der Themen in Lfd. Nr. 13.2
„Wahlthema Angewandte Chemie“ wird sowohl im LK als auch im GK das Thema Luft
konkret aufgegriffen. Hierbei werden die „Chemische Untersuchung von Luft“,
„Maßnahmen zur Reinhaltung von Luft“, „Nachweisgrenzen/Grenzwerte: Festlegung,
Einhaltung, Überwachung“, z.B. von Ozon, neben Boden- und Wasseruntersuchungen
durchgeführt.
6
2. Das Thema „Luft“ und „Luftbestandteile“ im hessischen Lehrplan Chemie
Das im Rahmen dieser Arbeit behandelte Kapitel zum Thema „Luftdruck“ findet man
nicht im Lehrplan Chemie, sondern im Lehrplan (G9) für das Fach Physik. [3] In der
Klassenstufe 8 stehen im Lehrplan drei fakultative Themen, 8.3 a) „Von Druck und
Auftrieb“, 8.3 b) „Akustik“ und 8.3 c) „Farben“, zur Auswahl..
Verbindliche Unterrichtsinhalte in 8.3 a) „Von Druck und Auftrieb“ sind „Erfahrungen
mit Druck“ und darunter „Schweredruck“, „Druck von Flüssigkeiten und Gasen“ sowie
„Luftdruck“. Weiterhin sollen „Druckänderung und Wärme“ besprochen werden. Das
dritte Unterkapitel zum Thema „Von Druck und Auftrieb“ ist der „Auftrieb in Wasser
und Luft“. Hierbei werden das „Archimedische Gesetz“ und die Funktionsweise von
„Ballons“ diskutiert [3].
7
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch
Luft ist überall. Wir sind von ihr umgeben und „baden“ in ihr [4]. Für uns ist es
selbstverständlich, dass sie da ist, denn ohne Luft können wir Menschen nicht atmen,
nicht überleben.
Aber war sie denn schon immer da? Oder hat sie sich im Laufe der Entstehung der
Erde verändert? Ein Zitat aus Hoimar von Ditfurths bekanntem Buch Am Anfang war
der Wasserstoff gibt über diese Frage Aufschluss:
„ […] wurde vor einigen Jahren die gänzlich
unerwartete Tatsache entdeckt, dass die
heutige Atmosphäre unserer Erde gar nicht
die ursprüngliche ist.“ [5]
Abb. 2: Hoimar von Ditfurth
Wie diese Entwicklung abgelaufen ist, klärt das folgende Kapitel.
3.1 Aus lebensfeindlich wird lebensfreundlich – Die Evolution der Erdatmosphäre
Die Evolution der Erdatmosphäre ist eng an die Entstehung des Lebens geknüpft.
Hierzu gibt es drei wissenschaftlich fundierte Theorien.
Eine davon ist die von William Martin und Michael Russel vertretene Theorie, dass
das Leben an den sogenannten Schwarzen Rauchern entstanden ist. Diese TiefseeVulkane, die erst 1977 vor den Küsten der Galapagos Inseln entdeckt wurden, speien
heißes Magma aus, weshalb es um sie herum bis zu 300 °C heiß ist [6].
Sie liefert genügend Energie, um die Polymerisation von Biomolekülen einzuleiten
[7]. An den Schwarzen Rauchern leben noch heute riesige Röhrenwürmer, die weder
Magen noch Darm besitzen und sich eigentlich – im klassischen Sinne – nicht
ernähren könnten. Ihr Inneres ist von Bakterien besiedelt, die das schwefelhaltige
Wasser in Nährstoffe umwandeln und diese an die Würmer weitergeben.
8
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch
Im Gegenzug dazu helfen die Würmer den Bakterien, durch Stoffwechselreaktionen
die Schwefelverbindungen umzusetzen [6]. Dies spricht dafür, dass sich hier das
Leben entwickelt haben könnte.
Eine zweite Theorie besagt, dass das Leben aus dem Weltall stammen könnte.
Da in einigen Meteoriten organische Moleküle, u. a. Aminosäuren, nachgewiesen
werden konnten, ist es denkbar, dass diese zunächst dort entstanden und in der Zeit,
als noch viele Meteoriteneinschläge auf der Erde erfolgten, hier „gelandet“ sind [7].
Aus diesen Aminosäuren kann sich dann auf der Erde Leben entwickelt haben.
Die dritte Theorie besagt, dass das Leben aus der Ursuppe entstanden ist. Hierzu
wurde in den 1950er Jahren von Miller und Urey ein Experiment durchgeführt, das
zeigte, dass durch Zufuhr von Energie aus Blitzen aus anorganischen Molekülen wie
Ammoniak, Methan, Wasser und Diwasserstoff organische Moleküle wie z.B.
Aminosäuren und niedere Carbon- und Fettsäuren gebildet werden können.
Um die dritte Theorie genauer zu erklären, wird zunächst die Evolution der
Atmosphäre besprochen.
Vereinfacht kann man sich diesen Prozess so vorstellen: Man beginnt bei der UrAtmosphäre, die auch Methanatmosphäre genannt wird und hauptsächlich aus
Methan, Diwasserstoff, Ammoniak und Wasserdampf [8] besteht. Da die
Temperaturen der Erdoberfläche nach deren Entstehung mehr als 100 °C betragen,
gleicht das System Erde/Atmosphäre dem inneren eines Teekessels [7].
Der hohe Wasserdampfgehalt in der Atmosphäre sorgt dafür, dass kein Sonnenlicht
auf die Planetenoberfläche dringen kann. Ein wenig Helligkeit liefern Blitze der ununterbrochenen Gewitter, der entstehende Regen kommt aber nie auf dem Boden an,
da er auf Grund der hohen Temperaturen direkt wieder verdampft.
„Ein Astronaut, der jemals auf einen solchen Planeten stieße, auf dem solche
Bedingungen herrschen, würde wohlweislich einen großen Bogen machen.“ [5]
Die Erde beginnt auszukühlen, die Kruste wird fest und es bilden sich riesige
Vulkane, die immer wieder die in der Kruste gebundenen leichtflüchtigen
Bestandteile bei ihren Ausbrüchen zu Tage fördern [7].
9
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch
Die Erde kühlt weiter ab, so dass der Regen den Boden erreichen kann ohne sofort
wieder zu verdampfen und dort riesige Ur-Ozeane bildet [7].
Durch Blitze und Strahlentätigkeit werden Methan, Ammoniak und Wasser zu
Kohlenstoffdioxid, Distickstoff und Diwasserstoff umgesetzt. Der spezifisch
leichtere, molekulare Wasserstoff geht durch Diffusion in den Weltraum verloren [8].
CO2(g) ↑ + N2(g) ↑ + 7 H2(g) ↑
CH4 (g) + 2 NH3(g) + 2 H2O(g) + hν
Kohlenstoffdioxid wird im Wasser gelöst und bildet mit Magnesium- bzw.
Calciumkationen die entsprechenden Carbonate [7].
CO2(g) + 3 H2O + Ca2+/Mg2+(aq)
Ca/MgCO3(s) ↓ + 2 H3O+(aq)
So entsteht die zweite Atmosphäre unseres Planeten. Sie besteht hauptsächlich aus
Stickstoffmolekülen und wird deshalb Stickstoffatmosphäre genannt.
In ihr enthalten sind immer noch Spuren von Diwasserstoff, Wasserdampf, gasförmigem Kohlenstoffdioxid und Kohlenstoffmonoxid [8].
Da bis zu diesem Zeitpunkt noch kein Disauerstoff vorhanden ist und das Leben – in
der Form, wie wir es kennen – ohne ihn nicht existieren kann, muss als nächstes
geklärt werden, woher dieser stammt.
Sehr stark vereinfacht stellt man sich dies wie folgt vor:
Der erste freie Disauerstoff stammt aus dem Wasser. Er entsteht durch Photodissoziation, der Zerlegung des Wassers durch UV-Licht.
UV-Licht
2 H2O(g)
2 H2(g) + O2(g)
Gleichzeitig dringt diese Strahlung, die Energiequelle zum Aufbau erster organischer
Lebensbausteine, in die obersten Schichten der Ur-Ozeane ein und bildet dort größere
Moleküle. Sind sie gebildet, würden sie von der aggressiven UV-Strahlung sofort
wieder zerstört, wäre nicht der Disauerstoff vorhanden, der die Strahlung abfängt [5].
10
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch
Mehr 3O2, immer weniger
UV-Strahlen dringen durch
UV-Strahlung
- Großmoleküle entstehen
- 2 H2O + hν
2 H2(g) + 3O2(g)
3
O2 fängt UV-Strahlung ab,
weder neue Großmoleküle noch
Disauerstoff entstehen
3
O2 wird abgebaut
Abb. 3: Kreislauf des entstehenden Lebens [5]
Dieser Kreislauf wiederholt sich so lange, bis sich aus den Großmolekülen in den
Tiefen des Meeres, in die keine UV-Strahlung eindringt, primitive Einzeller gebildet
haben. Nach und nach entwickelt sich die Photosynthese und es entsteht mehr
Disauerstoff. Dieser wird zunächst bei der Bildung von Eisen(III)-oxid aus Eisen(II)kationen gebunden.
4 Fe2+(aq) + O2(g) + 12 H2O
2 Fe2O3(s) ↓ + 8 H3O+(aq)
Danach steigt der Gehalt an Sauerstoffmolekülen stetig an und dadurch, dass sie die
UV-Strahlung absorbieren, kann sich schließlich das Leben an Land entwickeln [8].
Diese dritte, noch heute bestehende Atmosphäre wird als Sauerstoffatmosphäre
bezeichnet.
Der heutige Disauerstoff, der sich in der Atmosphäre befindet, entsteht durch die
Photosynthese der Pflanzen. Dies wird in Kapitel 5.4 „Atmung und Photosynthese –
Ein Disauerstoffkreislauf“ genauer erklärt.
11
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch
Diese Theorie kann man den Schülern in vereinfachter Form zum Beispiel im
Leistungskurs als Einführung in das Wahlthema „Umweltchemie/Umweltanalytik“ in
der Jahrgangsstufe 13 verdeutlichen.
Hierzu gibt es z.B. einen Exkurs [9], den man als Arbeitsblatt verwenden kann. Die
Schüler können die nötigen Eigenschaften und Reaktionen selbst erarbeiten (vgl.
Arbeitsblatt 1 „Die Entstehung der heutigen Atmosphäre“).
Im nachfolgenden Kapitel wird die genaue Zusammensetzung der heutigen
Atmosphäre besprochen.
3.2 Die Zusammensetzung der Luft
Unsere Luft ist ein Gasgemisch. In Tabelle 1 sind die wichtigsten, natürlichen
Bestandteile der Luft, die im Rahmen dieser Arbeit besprochen werden, verändert
nach [8] aufgelistet.
Art
Volumenprozent
molekularer Stickstoff, N2
78,085
molekularer Sauerstoff, O2
20,948
Argon, Ar
0,934
Kohlenstoffdioxid, CO2
~ 0,03
Ozon, O3
variabel
Wasser
variabel
Helium, He
5,24·10-4
molekularer Wasserstoff, H2
~ 5·10-5
Distickstoffmonoxid, N2O
~ 3·10-5
Stickoxide: NO, NO2
~ 1·10-7
Tabelle 1: Zusammensetzung der Luft an der Erdoberfläche [8]
Die ersten fünf Bestandteile werden im Rahmen dieser Arbeit jeweils in einzelnen
Kapiteln genauer besprochen. Weitere in der Luft enthaltene Edelgase sowie
Spurengase werden in Kapitel 6 „Edler Duft liegt in der Luft – Die Edelgase“ bzw.
Kapitel 9 „Spuren von Gasen“ besprochen.
12
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch
Bei der Einführung in das Thema Luft kann man
den Schülern an einem Modell 1 zeigen, dass sich
fast 100 % der Luft aus den vier erstgenannten
Gasen
zusammensetzt,
indem
man
ihnen
Legosteine in unterschiedlichen Farben gibt, die
sie so zusammensetzen sollen, dass man die
Zusammensetzung der Luft erkennen kann. Blau
soll hier den Distickstoff, gelb den molekularen
Sauerstoff und rot das Argon darstellen, das weiße
Plättchen schließlich steht für Kohlenstoffdioxid.
Durch die ausgewählte Schichtung erhält man ein
Abb. 4: Legosteine verdeutlichen
dreidimensionales Balkendiagramm.
die Zusammensetzung der Luft
Wichtig ist zu beachten, dass Tabelle 1 die Zusammensetzung der Luft an der
Erdoberfläche wiedergibt; sie ist allerdings variabel.
Dies hängt von vielen Bedingungen ab, z.B. von der Temperatur der Luft. Zur
Erläuterung wird im Folgenden der Aufbau der Atmosphäre betrachtet.
3.3 Der Aufbau der Atmosphäre [10, 11]
Man kann die Atmosphäre auf drei Arten unterteilen: nach der Temperaturschichtung, nach der chemischen Zusammensetzung und nach ihrem Ionisierungsgrad.
Teilt man die Atmosphäre nach der Temperaturschichtung, von Meereshöhe aus
gesehen, ein, erhält man folgende Bereiche:
Troposphäre
0 – 8 / 18 km,
Tropopause
Stratosphäre
8 / 18 - 50 km,
Stratopause,
Mesosphäre
50 - 80 km,
Mesopause,
Thermosphäre
85 - 500 km
und
Exosphäre
> 500 km.
8 - 18 km
1
Das entwickelte Modell ist dreidimensional, da die Luft, die uns umgibt, Raum einnimmt und deshalb
durch die üblichen zweidimensionalen Graphiken nicht der Realität entsprechend beschrieben ist.
13
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch
Abb. 5: Aufbau der Atmosphäre
Es ist zu erkennen, dass die Temperatur – zu verfolgen an der eingezeichneten roten
Kurve – in der Troposphäre durchschnittlich um etwa 6,5 °C pro 1000 m abnimmt,
weshalb es z.B. auf dem Mount Everest sehr viel kälter ist als z.B. in Kairo, obwohl
sie auf demselben Breitengrad liegen. Dies hat natürlich auch noch etwas mit dem
Klima, auf das im Rahmen dieser Arbeit nicht näher eingegangen wird, zu tun.
Die Troposphäre enthält rund 80 % der Masse der Atmosphäre und nahezu den
gesamten Wasserdampf. Deshalb spielen sich in ihr nahezu alle Wetterprozesse ab.
Die Tropopause befindet sich im Mittel über den Polen in etwa 8 km, über den
gemäßigten Breiten etwa in 12 km und über dem Äquator etwa in 18 km Höhe. Die
jeweiligen „Pausen“ sind die sogenannten Wendepunkte (in der Geographie) des
vertikalen Temperaturverlaufes.
So sinkt z.B. die Temperatur in der Troposphäre ab, erreicht in der Tropopause ein
Minimum und steigt dann in der Stratosphäre wieder an. Solche Wendepunkte findet
man auch in der Stratopause und in der Mesopause.
14
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch
Die Stratosphäre ist im unteren Bereich isotherm, d.h. ihre Temperatur liegt nahezu
konstant bei -56 °C. Erst ab 20 km steigt sie wieder an. Dies geschieht auf Grund von
Strahlungsabsorption, z.B. durch Ozon.
Weiterhin kann man die Atmosphäre nach der Zusammensetzung der Luft einteilen
in:
Homosphäre
0 - 80 km
Heterosphäre
> 80 km
Hierbei ist es so, dass die Homosphäre auf Grund der horizontalen und vertikalen
Luftbewegungen nahezu gleichförmig durchmischt wird und somit homogen vorliegt.
In der Heterosphäre teilen sich dann die Gase, z.B. auf Grund der unterschiedlichen
Dichten, so dass sich die spezifisch leichteren Gase wie Wasserstoff und Helium mit
steigender Höhe anreichern.
Der Vollständigkeit halber wird hier noch eine dritte Art der Einteilung erwähnt: Man
kann die Atmosphäre auch nach dem Ionisierungsgrad der Gasteilchen in
Neutrosphäre und Ionosphäre einteilen. Darauf wird in dieser Arbeit allerdings
nicht näher eingegangen.
3.4 Technische Gewinnung der Hauptinhaltsstoffe
Unter der Annahme, dass die Troposphäre 80 % der Masse der Atmosphäre enthält,
durchschnittlich 12 km hoch ist und die Erde eine ideale Kugel mit mittlerem
Erdradius von 6370 km darstellt, erhält man einen Mantel um die Erde, der
6,13·1021 L Luft enthält. Auf Grund dieses riesigen Vorkommens ist es sinnvoll, die
Hauptbestandteile 3O2, N2 sowie Argon aus der Luft nutzbar zu machen.
Jedes der drei Gase wird hauptsächlich durch fraktionierte Destillation flüssiger
Luft gewonnen [12].
Die Luftverflüssigung kann über drei Methoden [13]
erfolgen: Nach dem Linde-Verfahren, nach dem ClaudeVerfahren und nach dem Claude-Heyland-Verfahren.
Technisch von Bedeutung ist aber hauptsächlich das LindeVerfahren [12].
Diese Methode wurde 1895 von Carl von Linde erfunden.
Abb. 6: Carl von Linde
15
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch
Das Verfahren wird in der Schule nicht besprochen, soll aber, um die Gewinnung der
Hauptinhaltsstoffe aufzuzeigen, im Rahmen dieser Arbeit erläutert werden.
Abb. 7: Schematischer Aufbau der Apparatur zum Linde-Verfahren
Die Luft wird hierbei zunächst auf etwa 200 bar verdichtet. Die komprimierte Luft
wird anschließend vorgekühlt. Am Drosselventil wird sie wieder entspannt und kühlt
sich dabei ab.
Dies nennt man Joule-Thompson Effekt, bei dem Folgendes passiert: Beim
Wiederausdehnen eines komprimierten Gases muss Arbeit geleistet werden, damit die
Anziehung, die zwischen den Gasteilchen herrscht, überwunden werden kann. Die
Energie dazu wird aus der inneren Energie des Gases selbst genommen. Deshalb
nehmen die Molekülbewegungen und damit verbunden die Temperatur des Gases ab
[14]. Dies geschieht erst unterhalb einer bestimmten Temperatur, der sogenannten
Joule-Thompson-Inversionstemperatur.
Den Joule-Thompson Effekt und somit die Abkühlung der Luft kann man anhand
folgender Rechnung aufzeigen: Für komprimierte reale Gase gilt folgende Gleichung
[12], auf deren Herleitung hier verzichtet wird:
TAnfang − TEnde = μ ⋅ ( p Anfang
⎛
273
− p Ende ) ⋅ ⎜
⎜ 273 + T
Anfang
⎝
⎞
⎟
⎟
⎠
2
Hierbei ist μ der Joule-Thompson Faktor. Es handelt sich hierbei um eine
dimensionslose Größe, deren Wert bei ~ 1/4 liegt.
16
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch
Wählt man beispielsweise TAnfang = 0 K und pAnfang - pEnde = 1 bar, nimmt die
Temperatur der Luft um ¼ K pro bar Druckdifferenz ab.
Geht man von pAnfang = 200 bar und TAnfang 1 = 298 K aus, erhält man, bei der Annahme, dass pEnde = 1 bar beträgt (also unter Standardbedingungen), für
TEnde 1 = 256,25 K. Dies ist die Temperatur, die am Drosselventil herrscht, wenn das
eingebrachte Luftvolumen einmal durch die Anlage geströmt ist.
Die durch Ausdehnen abgekühlte Luft wird in einen Gegenstrom-Wärmeaustauscher
geleitet, der die nachfolgend ankommende komprimierte Luft weiter abkühlt.
Geht man von gleich bleibender Komprimierung, d.h. pAnfang = 200 bar aus, sieht man,
dass bei neuer Anfangstemperatur TAnfang
2
= 256,25 K die Temperaturen immer
weiter sinken. Für die nächste Stufe erhält man TEnde 2 = 201,79 K.
In diesem Kreislauf kühlt sich die Luft nun immer weiter ,von selbst´ ab, bis am
Drosselventil bei der Entspannung flüssige Luft mit einer Temperatur von -194,5 °C
(am Siedepunkt) entsteht [12].
Bei den anderen beiden Verfahren, dem Claude-Verfahren, dass G. Claude 1905
erfand, erfolgt der Entspannungsprozess adiabatisch über eine Expansionsmaschine.
Durch Kombination von Drosselventil und der Expansionsmaschine wurde dieses
Verfahren zum Claude-Heylandt-Verfahren weiter entwickelt [13].
Die flüssige Luft kann anschließend
fraktioniert destilliert werden. Dabei
entsteht molekularer, gasförmiger Stickstoff (Sdp. -196 °C) im flüchtigen
Destillat.
Der
flüssige,
molekulare
Sauerstoff (Sdp. -183 °C) bleibt in der
Kolonne zurück. Beginnt man in Abb. 8
bei
der
Zusammensetzung
der
undestillierten, flüssigen Luft, also bei
78 % N2 und 21 % O2, siedet das
Gemisch bei -194 °C. Der Dampf enthält
dann nur noch etwa 9 % molekularen
Sauerstoff und 91 % des leichter flüchtigen,
molekularen Stickstoffs.
Abb. 8: Siedediagramm des Gemisches aus
flüssigem Disauerstoff und Distickstoff
17
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch
Somit ist die verbleibende Flüssigkeit – im Gegensatz zum Beginn – reicher an
molekularem Sauerstoff und siedet erst später, also bei einem höheren Siedepunkt.
Auf der Siedekurve läuft man somit weiter nach rechts. Unterbricht man die
Destillation, erhält man einen Dampf der Zusammensetzung von etwa 12 %
molekularem Sauerstoff und 88 % molekularem Stickstoff. Dies ist die
Dampfzusammensetzung, aus der sich der neue Siedepunkt ergibt.
Durch häufiges Wiederholen dieses Prozesses bekommt man am Ende einen Dampf
aus reinem, molekularem Stickstoff und im Destillationsrückstand bleibt der
molekulare Sauerstoff zurück.
Da der Siedepunkt von Argon mit -186 °C zwischen molekularem Stickstoff und
Sauerstoff liegt, entsteht bei der fraktionierten Destillation der flüssigen Luft
entweder argonhaltiger Distickstoff oder argonhaltiger Disauerstoff. Sie sind das
Ausgangsmaterial, aus dem durch nachfolgende chemische und physikalische
Trennmethoden reines Argon gewonnen wird [15].
18
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene Luft“
Etwa 78 % der Luft bestehen aus Distickstoff. Dies ist das Hauptvorkommen des
Elementes Stickstoff. In Mineralien liegt es in gebundener Form meist als Nitrat vor,
z.B. im Chilesalpeter als Natriumnitrat [16].
Stickstoff ist für den Menschen essentiell, da er z.B. sowohl in Aminosäuren, in den
Proteinen als auch in den Pyrimidin- und Purinbasen der DNA/RNA enthalten ist [17].
Gewonnen wird molekularer Stickstoff hauptsächlich durch Destillation flüssiger Luft
(vgl. Kap. 3.4 „Technische Gewinnung der Hauptinhaltsstoffe“).
4.1 Woher kommt der Name Distickstoff?
Molekularer Stickstoff wurde 1772 u.a. von Scheele
entdeckt, der ihn als „verdorbene Luft“ bezeichnet [16].
Abb. 9: Carl Scheele
Um zu demonstrieren, wie Scheele den Distickstoff entdeckte, kann man die Schüler
im zweiten Halbjahr der Klassenstufe 8 zum Thema „Quantitative Zusammensetzung
der Luft“ folgenden Versuch, verändert nach [18] in Kleingruppen bzw. als
experimentelle Hausaufgabe (vgl. Arbeitsblatt 2 „Hausaufgabenversuche zur
Zusammensetzung der Luft“) durchführen lassen: Eine brennende Kerze, die auf
Wasser schwimmt und sich unter einem Erlenmeyerkolben befindet, erstickt nach
einiger Zeit (vgl. Versuch 1.1 „Eine Kerze erStick(stoff)t!“).
Das Gas hat also wegen seiner erstickenden Wirkung auf eine Flamme bzw.
Lebewesen seinen Namen bekommen.
Weiterhin wird ein wenig Wasser in den Erlenmeyerkolben gesogen und der größte
Teil der vorhandenen Luft nicht verbraucht. Dies gibt den Schülern einen ersten
Hinweis auf die genauere Zusammensetzung der Luft.
4.2 Physikalische Eigenschaften
Molekularer Stickstoff ist bei Standardbedingungen ein farb-, geschmack- und
geruchloses Gas, dessen Dichte 1,25 g/L (bei 0 °C, 1,013 bar und 45° geographischer Breite) beträgt.
19
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft
Der Siedepunkt liegt bei -195,82 °C, der Schmelzpunkt bei -209,99 °C [16].
Um diese Zahlen nicht zusammenhangslos in den Raum zu stellen, kann man die
Schüler der 8. Klassenstufe z.B. einen Steckbrief zum molekularen Stickstoff
verfassen lassen. Dieser könnte, verändert nach [19], wie folgt aussehen:
Vorkommen
zu 78 % Bestandteil der Luft
Entdeckung
1772 u. a. durch Scheele
Physikalische Eigenschaften
Farb-, geruch- und geschmackloses Gas,
Dichte = 1,25 g/L,
Schmelzpunkt = -209,99 °C
Siedepunkt = -195,82 °C
Chemische Eigenschaften
Erstickt die Flamme, reagiert nur unwillig mit
anderen Stoffen
Verwendung
Herstellung von Mineraldünger
Tabelle 2: Steckbrief des (molekularen) Stickstoffs [19]
Später, d.h. z.B. in Klassenstufe 9.1, wenn den Schülern die molare Masse und
weitere Eigenschaften bekannt sind, kann man den Steckbrief erneut aufgreifen und
erweitern. Dies wird in Kapitel 5.2 „Physikalische Eigenschaften“ am Beispiel des
Disauerstoffs gezeigt.
Bei der Aufstellung der Tabelle sollte man darauf achten, dass die Schüler im
Anfangsunterricht Chemie nicht wissen, dass der Stickstoff der Luft als Dimer vorliegt und dass sich alle angegebenen Werte auf denselben Stoff, hier molekularen
Stickstoff, beziehen. Deshalb wird beim Vorkommen z.B. nicht der Chilesalpeter
oder Harnstoff erwähnt, da dort Stickstoff elementar enthalten ist.
Die molare Masse des Elementes beträgt gerundet 14 g/mol, also beträgt die
Molekülmasse M(N2) = 28 g/mol.
Dichte und Molekülmasse kann man im Schulunterricht sehr anschaulich mit Hilfe
der Gasmolwaage erarbeiten (vgl. Versuch 2 „Dichte und molare Masse von Gasen –
schnell und unkompliziert“). Die Dichte, die im fakultativen Lerninhalt in
Klassenstufe 8 besprochen wird, kann man direkt an der Skala der Waage ablesen.
20
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft
In der neunten Klasse kann beim Thema „Verhalten von Gasen – Zweiatomigkeit
gasförmiger Elementmoleküle“ gezeigt werden, dass (Di-)Stickstoff nicht einatomig,
sondern als zweiatomig vorkommt. Die Molekülmasse, die man an der Gasmolwaage
ablesen kann, beträgt 28 g/mol. Da die Schüler sich im Periodensystem ein wenig
auskennen, wissen sie, dass die molare Masse 14 g/mol beträgt. Also müssen es zwei
Stickstoffatome sein, die hier verbunden sind.
In beiden oben genannten Schulstufen sollte die Gasmolwaage als
Messgerät verwendet werden, ohne ihr genaues Prinzip zu erklären.
Es beruht auf der „Messung des Auftriebes (ARCHIMEDES), den
eine geschlossene Glaskugel in einem Gase erfährt, mittels einer
Federwaage, die mit einer empfindlichen kleinen
Balkenwaagegekoppelt ist.“[20]
Abb. 10: Gasmolwaage
GW 61 Plexi
Der Satz von Archimedes besagt:
„Der Auftrieb ist so groß wie die Gewichtskraft
des verdrängten Gases.“ [21]
Der Auftrieb A kann mittels folgender Gleichung [21] berechnet werden:
A = G = m ⋅ g = ρ ⋅V ⋅ g
Hierbei ist G die Gewichtskraft und g der Ortsfaktor in Mitteleuropa.
Da die Glaskugel ein konstantes Volumen besitzt, verdrängt sie bei gleicher
Temperatur und gleichem Druck „jeweils das gleiche Gasvolumen und damit die
gleiche Anzahl von Gasmolekülen (AVOGADRO)“[20] des Gases, das in die Gasmolwaage eingefüllt wird (vgl. Kapitel 11.3 „Der Druck in geschlossenen Gefäßen“).
Somit ist die Differenz im Auftrieb „gleich der Differenz der Massen der beiden
verdrängten Gasvolumina“ [20].
D.h., misst man zunächst den Auftrieb der Luft, die sich in der Glaskugel befindet, im
Referenzgas Luft, steht die Balkenwaage auf Null, da die Gasmolwaage auf Luft
kalibriert wird.
21
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft
Füllt man anschließend z.B. Distickstoff in den Gasraum um die Glaskugel, in
welcher sich immer noch Luft befindet, erfährt sie einen Auftrieb. Stellt man die
Balkenwaage wieder auf Null, kann man direkt an der Skala der Gasmolwaage die
Dichte und die molare Masse ablesen.
4.3 Chemische Eigenschaften
Das Element Stickstoff steht in der 5. Hauptgruppe des Periodensystems. Es ist ein
Nichtmetall mit der Elektronenkonfiguration 1s22s2p3 [22], dem drei Elektronen zur
Edelgaskonfiguration des Neons fehlen. Deshalb bildet es Dimere.
Nach der Einführung der molaren Masse in Klassenstufe 9 wird zunächst die
Abkürzung „N2“ verwendet. Betrachtet man in der zweiten Unterrichtseinheit der
Klassenstufe 10 „Elektronenpaarbindung/Atombindung“, ergibt sich für ein Stickstoffmolekül folgende Lewis-Schreibweise:
N
N
Abb. 11: Lewis-Schreibweise des molekularen Stickstoffs
Die Dreifachbindung ist sehr stabil und zeigt auf, warum der Stickstoff z.B. als
Inertgas verwendet wird. Die Dissoziationsenergie, die man benötigt um sie zu
spalten, liegt bei 946,04 kJ [16] pro Mol Stickstoffmoleküle.
N2(g) + 946,04 kJ
2N
Im Vergleich dazu beträgt die Dissoziationsenergie von einem Mol Chlormolekülen
nur 243,52 kJ [23].
Dies wird den Schülern sehr schnell einleuchten, wenn sie die Lewis-Schreibweise
von Chlor daneben zeichnen und feststellen, dass hier nur eine Einfachbindung
vorliegt.
Die Reaktionen von Distickstoff z.B. mit Alkali- und Erdalkalielementen sind hier
außer Acht gelassen. Der Einfachheit halber werden in der Schule keine Verbindungen des Elementes Stickstoff besprochen, da die Schüler in diesem
Zusammenhang lernen und verstehen sollen, dass ein hoher Bindungsgrad eine hohe
Dissoziationsenergie hervorruft und somit eine starke Bindung im Stickstoffmolekül
herrscht.
22
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft
Betrachtet man zusätzlich in einem guten Leistungskurs das Molekülorbitalmodell
[24] des Dinitrogens, stellt man eine σ-Bindung und zwei π-Bindungen fest.
Abb. 12: Energieniveauschema des molekularen Stickstoffs
Die Bindungsordnung BO = ½ (b-b*) beträgt BO (N2) = 3, wobei b die Anzahl der
Elektronen in bindenden Molekülorbitalen, b* die Anzahl der Elektronen in nicht
bindenden Molekülorbitalen ist [24].
In molekularem Stickstoff treten die 2s- und 2p-Orbitalen auf Grund der geringen
Energiedifferenz miteinander in Wechselwirkung.
Es geschieht folgendes: Die bindenden und antibindenden σ-Molekülorbitale besitzen
einen s-p-Hybridorbitalcharakter, keinen reinen s- oder p-Charakter mehr. Damit
werden die σs-Molekülorbitale stabilisiert, die σx- Orbitale aber destabilisiert. Somit
sind die bindenden π-Orbitale, im vorliegenden Beispiel πy und πz, stabiler und
deshalb energetisch günstiger [24].
Diese Erklärung, warum die Energieniveaus vertauscht werden, wird in der Schule
nicht gegeben.
23
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft
Man kann in der Schule den Schülern an einem einfachen Modell 2 erklären, wie aus
den Atomorbitalen die Molekülorbitale, also beispielhaft die drei Bindungen des
Distickstoffs, entstehen.
Um dies zu veranschaulichen, betrachtet man zunächst die Bildung der Molekülorbitale aus den vorhandenen Atomorbitalen. Hierzu geht man von folgendem
Achsenkreuz aus:
z
x
y
Abb. 13: Achsenkreuz nach [24]
Die σ-Bindung wird durch die Überlappung zweier px-Orbitale gebildet, die beiden
π-Bindungen durch Addition der Elektronenwolke zweier py- bzw. pz-Molekülorbitale. Die jeweiligen antibindenden Orbitale ergeben sich entsprechend.
Nachdem die Schüler wissen, dass die Atomorbitale den Raum mit der größten
Aufenthaltswahrscheinlichkeit des Elektrons darstellen und diese unterschiedliche
Formen haben, z.B. das s-Orbital kugelförmig, das p-Orbital hantelförmig ist, können
sie diese miteinander kombinieren. Hierbei entstehen die Molekülorbitale [24].
2
Nach dem bisherigen Literaturstudium hat noch niemand ein solches Modell vorgeschlagen.
24
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft
Abb. 14: Bildung von bindenden und antibindenden Molekülorbitalen
aus den Atomorbitalen px und pz
Beschränkt man sich auf die drei p-Orbitale und will anhand eines Modells die Dreifachbindung des Distickstoffs erklären, kann man den Schülern Arbeitsblatt 3 „Ein
Modell für ein Modell“ geben. Hierbei sollen sie selbständig aus verschiedenfarbigen
Büroklammern ein Modell anfertigen, aus dem ersichtlich wird, wie die verschiedenen Orbitale, also die Büroklammern, miteinander kombiniert werden können.
Jede Büroklammer soll für einen positiven oder negativen Orbitallappen stehen.
Nimmt man z.B. eine blaue und eine gelbe
Büroklammer, kann man sie zunächst einmal miteinander verbinden. Dies ergibt ein Modell eines
px-Orbitals
Abb. 15: Büroklammermodell eines
.
px-Orbitals
Wiederholt man dies, hat man zwei Modelle der Stickstoff-Atomorbitale hergestellt.
Abb. 16: Büroklammermodell zweier px-Orbitale
Diese kann man, um ein Modell für eine σ-Bindung zu erhalten, noch einmal
miteinander verbinden. Hierbei entsteht ein bindendes Molekülorbital, wenn gleiche
Vorzeichen der p-Orbitale (der Ψ-Funktion), im vorliegenden Modell gleiche Farben,
miteinander verbunden werden. Ein antibindendes Molekülorbital wird symbolisiert
durch Zusammenstecken von blau und gelb.
Abb. 17: Büroklammermodell des bindenden Molekülorbitals σx
25
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft
Will man nun eine π–Bindung darstellen, werden die beiden Atomorbitale, z.B. in
weiß und schwarz, in y-Richtung oder in grün und rot in z-Richtung ausgerichtet.
Abb. 18 (1) und (2): Büroklammermodell zweier py- bzw. zweier pz-Orbitale des Distickstoffs
Hier kann eine doppelte Überlappung stattfinden: es können rot-rot und grün-grün
miteinander verbunden werden. Die antibindenden Orbitale ergeben sich jeweils aus
der umgekehrten Kombination.
Abb. 19 (1) und (2): Büroklammermodell der πy-Bindung und πz-Bindung im Distickstoff
Da die Schüler anhand dieses Modells die Ausbildung der Molekülorbitale selbst
hergeleitet haben, ist es für sie einfacher, dies zu verstehen und zu behalten.
Daraus kann ein einfacheres Molekülorbitalmodell als in Abb. 9 erstellt werden, in
dem nur die p-Orbitale miteinander kombiniert werden, damit die Dreifachbindung
erkennbar wird.
__σx*
__ __ πy*, πz*
__ __ __
2 px,y,z
Atomorbitale
__ __ __
__
σxb
__ __ πyb, πzb
N
2 px,y,z
Atomorbitale
N
Molekülorbital N2
Abb. 20: Vereinfachtes Molekülorbitalmodell des N2 zur Demonstration der Dreifachbindung
26
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft
4.4 Ein Gas „geht“ um die Welt – Der Distickstoffkreislauf
Technisch wird molekularer Stickstoff hauptsächlich mit Hilfe des Linde-Verfahrens,
das ausführlich in Kapitel 3.4 „Technische Gewinnung der Hauptinhaltsstoffe“ (der
Luft) besprochen wurde, hergestellt. Danach, so wie nach der Atmung, liegt er aber
immer noch molekular vor.
Im Nachfolgenden wird besprochen, wie die Stickstoffmoleküle der Luft in unterschiedlicher Form und auf verschiedenen Wegen gebunden werden können.
Dazu wird der Kreislauf betrachtet, den der Distickstoff in Atmo-, Hydro- und Lithosphäre (bis zu 16 km Tiefe) durchläuft [25].
Dieser Kreislauf kann größtenteils in der Klassenstufe 10 besprochen werden.
Hier lernen die Schüler laut Lehrplan z.B. die Theorie zur atmosphärischen Fixierung
im Thema „Säure-Base Theorie nach Broensted“. Im fakultativen Lerninhalt wird die
„Herstellung von Ammoniak“, also die technische Fixierung im Haber-BoschVerfahren, besprochen.
„Das Prinzip von Zwang“, also der Einfluss auf die Lage des Gleichgewichtes wird
erst in Jahrgangsstufe 13 beim Thema „Das chemische Gleichgewicht“ besprochen.
Einige der zugehörigen Reaktionsgleichungen, z.B. die Umwandlung von Nitrit in
Nitrat, sind in der 10 Klasse allerdings noch zu kompliziert und können z.B. erst in
Jahrgangsstufe 11 im Anschluss an das Thema „Redoxreaktionen“ erklärt werden.
Der in Kap. 4.4.1 „Fixierung des molekularen Stickstoffs“ und 4.4.2 „Freisetzung von
molekularem Stickstoff“ beschriebene Kreislauf ist aus verschiedenen Quellen,
hauptsächlich aus [26], ergänzt durch [16, 25, 27, 28], neu zusammengestellt.
4.4.1 Fixierung des molekularen Luftstickstoffs
a) Atmosphärische Fixierung
Durch elektrische Entladung, z.B. durch Blitze entstehen
Stickstoffoxide.
0
0
N 2( g ) + O 2 ( g ) + 180,62 kJ
+2 −2
0
2 N O (g) + O 2 ( g )
+2 −2
2 N O(g)
+4 −2
2 N O 2( g ) + 114,2 kJ
Abb. 21: Gewitterblitz
27
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft
Da Stickstoffmonoxid eine stark endotherme Verbindung ist, lässt es sich nur durch
Zufuhr einer hohen Aktivierungsenergie und bei hohen Temperaturen, beides entsteht
bei einer Blitzentladung, aus den Elementen erzeugen. Das Temperaturoptimum liegt
bei etwa 2000 °C. Da diese hohen Temperaturen nur kurze Zeit vorhanden sind, setzt
sich das Stickstoffmonoxid rasch mit dem vorhandenen Luftsauerstoff zu
Stickstoffdioxid um. Dies ist eine exotherme Verbindung und würde bei
Temperaturen über 650 °C nicht entstehen.
Den in dieser Weise natürlich ablaufenden Prozess kann man in der Schule sehr
einfach mit Hilfe von Versuch 3 „Aus der Luft in den Boden – Blitze fixieren N2“ [29]
nachvollziehen. Hierbei wird Luft im Lichtbogen bei 8000 V verbrannt und es
entstehen die beiden oben genannten Stickstoffoxide NO und NO2. Sie sind beide
sehr giftig und auch auf Grund der Hochspannung sollte dieser Versuch
ausschließlich als Lehrerversuch durchgeführt werden.
Dass dieser Prozess der Stickstoffoxidbildung in der Natur nicht selten ist, sieht man
daran, dass es pro Sekunde auf der Welt etwa 200-mal blitzt und in manchen
Gebieten der Tropen bis zu 200-mal im Jahr gewittert [30].
In der Natur werden die Oxide des Stickstoffs durch Regen aus der Atmosphäre in
Form von Salpetersäure ausgewaschen und liegen als Nitrationen im Boden vor.
+4 −2
3 N O 2( g )
+ H 2O
+5
2 H N O3( aq )
+2 −2
+ N O(g)
Zusammengefasst läuft also in Versuch 3 „Aus der Luft in den Boden – Blitze
fixieren N2“ folgende Reaktion ab:
0
0
2 N 2( g ) + 5 O 2( g ) + 2 H 2 O
+5
4 H N O3( aq )
+ 60,6 kJ
Das Vorhandensein von Säure im Wasser, in das die Stickstoffoxide beim Versuch
eingeleitet wurden, kann mit Hilfe des pH-Wertes nachgewiesen werden.
Hierbei sollte man die Schüler erneut auf die starke Bindung im Stickstoffmolekül
und somit auf die Reaktionsträgheit des molekularen Stickstoffes hinweisen, da sonst,
unter Annahme der obigen exothermen Reaktionen, der gesamte Disauerstoff unserer
Atmosphäre zur Bildung von Salpetersäure in den Ozeanen verbraucht würde.
Die entstandenen Nitrationen werden von Pflanzen, den Produzenten, aus dem
Boden aufgenommen und über verschiedene Schritte zu Proteinen umgewandelt.
28
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft
Diese werden von den Konsumenten, z.B. Menschen und Tieren, direkt oder indirekt
als Nahrung aufgenommen. Sie bilden daraus als Stoffwechselendprodukt unter
anderem Harnstoff. Wird dieser durch die Destruenten, z.B. Pilze und Bakterien,
zersetzt, entsteht Ammoniak, der erneut zu Ammoniumionen umgewandelt werden
kann oder in die Atmosphäre entweicht.
(NH2)2CO(aq) + H2O
2 NH3(g/aq) ↑ + CO2(g) ↑
Bei der Verwesung abgestorbenen, organischen Materials, tierischen oder
pflanzlichen Ursprungs, kann außerdem über einen langwierigen Prozess je nach
äußeren Gegebenheiten Erdöl, Erdgas oder Kohle entstehen.
b) Biologische Fixierung
Es gibt drei Gruppen stickstofffixierender Mikroorganismen. Diese sind alle
prokaryotisch, also noch ohne Zellkern, und man kann sie nach ihrem
Sauerstoffbedürfnis in drei Gruppen einteilen: die obligat anaerob lebenden, die
fakultativ anaerob und die obligat aerob lebenden Organismen.
Die beiden ersten Gruppen sind zwar weit verbreitet, ihre Bedeutung ist aber gering.
In diesem Zusammenhang am wichtigsten sind die obligat aerob lebenden
Mikroorganismen wie z.B. Azotobacter. Es tritt in gut durchlüftetem Boden, aber
auch in Meer- und Süßwasser mit genügend Sauerstoffgehalt auf und ist in der Lage,
aus molekularem Luftstickstoff unter Reduktion Ammoniak und schließlich
Ammoniumionen zu bilden.
0
N2
(g)
NH 3( g )
+ 6 e- + 6 H 3O + ( aq )
+ H 2O
−3
2 N H 3 (g) ↑
NH 4
+
( aq )
+ 6 H 2O
+ OH − ( aq )
Da die Dissoziationsenergie des molekularen Stickstoffs 946,04 kJ/mol beträgt, ist die
Umwandlung endergonisch, bringt den Bakterien also keinen energetischen Nutzen.
Die Prokaryoten können den Vorgang allerdings durch die Bildung eines speziellen
Nitrogenase-Enzymkomplexes katalysieren.
Sie sind die einzigen Lebewesen, die den Distickstoff fixieren können. Alle übrigen
Lebewesen müssen ihn, da er essentiell ist, über die Nahrung zu sich nehmen.
29
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft
Die bekanntesten distickstofffixierenden Bakterien sind
die Knöllchenbakterien (Gruppe Bakterium radicicola),
die ihre Stickstoffbindung nur in Verbindung mit höheren
Pflanzen durchführen. Sie sind am aktivsten in Verbindung
mit Leguminosen (Schmetterlingsblütler/Hülsenfrüchte),
also z.B. Erbsen. Es ist eine Symbiose, da die höheren
Pflanzen Kohlenhydrate bereitstellen und das Bakterium
Abb. 22: Knöllchenbakterien
im Gegenzug nahezu den gesamten Bedarf der Pflanze
an reduziertem Stickstoff deckt.
Da Pflanzen zwar Ammoniumionen aufnehmen können, aber Nitrate bevorzugen,
werden die Ammoniumionen von den Bakterien in Nitrate umgewandelt.
Diese Nitrifikation, eine oxidative Veratmung mit Sauerstoff, also aerob, verläuft
über zwei Stufen.
Zunächst wandeln Nitritbakterien wie z.B.
Nitrosomonas die Ammoniumionen in Nitrit um.
Abb. 23: Nitrosomonas
2 NH 4
+
+3 −2
0
( aq )
+ 3 O 2( g ) + 2 H 2 O
2 N O2
−
( aq )
+ 4 H 3 O + ( aq )
Das entstandene Nitrit wird von Nitratbakterien,
z.B. Nitrobacter, aerob zu Nitrat oxidiert.
Abb. 24: Nitrobacter
+3 −2
2 N O2
−
+5 −2
0
( aq )
+ O 2 ( aq )
2 N O3
−
( aq )
Die biologische Fixierung kann z.B. fächerübergreifend zusammen mit einem
Biologie Leistungskurs behandelt werden. Hier könnten Versuche zum Thema Boden
und Bakterien durchgeführt werden.
c) Technische Fixierung
Industriell wird Distickstoff mit Hilfe
des Haber-Bosch Verfahrens in Form
von Ammoniak fixiert.
0
0
N 2( g ) + 3 H 2( g )
Abb. 25: Fritz Haber Abb. 26: Carl Bosch
−3 +1
2 N H 3( g ) + 92,28 kJ
30
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft
Unabhängig vom Distickstoffkreislauf ist das Haber-Bosch Verfahren eines der
großtechnischen Verfahren, das in der Schule besprochen werden sollte.
An ihm kann man in der Jahrgangsstufe 13 sowohl im Leistungs- als auch im
Grundkurs „Das chemische Gleichgewicht“, „Prinzip von Zwang“ und die
Wirkungsweise eines Katalysators besprechen.
4.4.2 Freisetzung von molekularem Stickstoff
Wie aerobe Bedingungen bei der Nitrifikation die Oxidation begünstigen, begünstigen anaerobe Bedingungen die Denitrifikation.
Hierbei entsteht über mehrere Schritte durch enzymatische Stoffwechselvorgänge,
z.B. des Flavobakteriums, elementarer Stickstoff und bis zu 10 % Distickstoffmonoxid, das zum natürlichen Abbau von Ozon beiträgt (vgl. Kapitel 8.4 „Was
passiert in der Stratosphäre?“).
2 NO3-(aq)
+ 2C
N2O(g) ↑ + CO32-(aq) + CO2(g) ↑
N2O(g)
+
2 N2(g) ↑ + CO2(g) ↑
C
Zur Vereinfachung kann folgende Reduktion formuliert werden:
2 NO3-(aq) + 12 H3O+(aq) +10 e-
N2(g) ↑ + 18 H2O
Insgesamt kann der auf der nächsten Seite folgende Kreislauf als Arbeitsblatt oder
Hefteintrag entwickelt werden.
Wenn in der Schule keine Zeit ist, den gesamten Kreislauf zu erarbeiten oder er nur
punktuell erarbeitet werden kann, sind auf dem Arbeitsblatt alle wichtigen Reaktionsgleichungen und Abläufe detailliert enthalten, damit es ohne weitere Erklärungen an
die Schüler ausgegeben werden kann.
Der „Stickstoffkreislauf“ kann, ebenso wie der „Treibhauseffekt“ (vgl. Kap. 7.3. „Der
natürliche Treibhauseffekt“) in der Schule in Form eines Schülerreferats besprochen
werden. Als Arbeitsgrundlage kann hier das nachfolgende Arbeitsblatt dienen.
Abbildung auf der nachfolgenden Seite:
Abb. 27: Der Stickstoffkreislauf – Selbstangefertigtes Arbeitsblatt
31
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff
5. „Luft zum Atmen“ - Der molekulare Sauerstoff
Etwa 21 % der Luft bestehen aus molekularem Sauerstoff.
Sauerstoff ist das in der Erdrinde, dem Meer, der Biosphäre und der Luft mit einer
Gewichtsmenge von 48,9 % am meisten vorkommende Element. Er kommt in
gebundener Form u. a. als Oxide, in Form von Carbonaten, Silikaten sowie molekular
in der Luft oder gelöst im Wasser vor [31].
Weshalb Sauerstoff für den Menschen wichtig ist, sieht man gut an der sogenannten
Dreierregel, eine Faustregel, die besagt, dass der Mensch nicht drei Minuten ohne
„Luft“, drei Tage ohne Wasser und drei Wochen ohne Nahrung überleben kann [32].
Mit „Luft“ ist dabei der in der Luft vorhandene und zur Atmung benötigte
Disauerstoff gemeint.
Gewonnen wird er fast ausschließlich durch fraktionierte Destillation flüssiger Luft
(vgl. Kap. 3.4 „Technische Gewinnung der Hauptinhaltsstoffe“).
5.1 „Feuerluft“ – „Lebensluft“ – „Oxygen“
Erneut war es u. a. Carl Scheele, der den Disauerstoff 1772 als „Feuerluft“ erstmals
beschrieb. Er gewann ihn zum Beispiel durch Erhitzen von Quecksilber(II)-oxid [31].
Unabhängig von Scheele entdeckte ihn 1774 der
britische Naturforscher Joseph Priestley, der ihn
nach der herrschenden Theorie als „dephlogistierte
Luft“ bezeichnete. Erst 1777 erkannte Antoine de
Lavoisier, nachdem er Priestleys Bezeichnung
„Feuerluft“ kannte, dass er ein gasförmiges Element
vor sich hatte und nannte es „Lebensluft“ (vgl. Kap.
5.4 „Dissimilation und Assimilation – Ein Disauer-
Abb. 28: Antoine de Lavoisier
stoffkreislauf“).
Später bezeichnete er das gefundene Gas als Oxygen (griech). = Säurebildner, woher
das Elementsymbol O kommt. Er ging davon aus, dass der neu entdeckte Stoff
elementarer Bestandteil aller Säuren sei [31].
In der Schule kann man den Versuch 1.1 „Eine Kerze erStick(stoff)t“ weiterführen
(vgl. Kap. 4.1 „Woher kommt der Name Distickstoff?“).
33
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff
Bisher haben die Schüler erkannt, dass, wenn man über eine auf Wasser
schwimmende, brennende Kerze einen Erlenmeyerkolben stülpt, die Kerze ausgeht
und Wasser in den Erlenmeyerkolben gesogen wird. Lässt man sie den Versuch mit
einem vollständig graduierten Erlenmeyerkolben erneut durchführen, erkennen sie,
dass etwa 1/5 der Luft durch Wasser ersetzt, also von der Kerze verbraucht wird (vgl.
Versuch 1.2 „Wie viel ,Luft´ bleibt übrig?“, Arbeitsblatt 2 „Hausaufgabenversuche
zur Zusammensetzung der Luft“).
Hierbei wird – im Sinne einer didaktischen Reduktion – vernachlässigt, dass beim
Verbrennen von Paraffin, welches aus ungesättigten Kohlenwasserstoffen [33] der
Formel CnH2n+1 besteht, CO2 entsteht.
CnH2n+1(l) + (3/2n+1/4) O2(g)
n CO2(aq) + (
2n + 1
) H2O
2
Dieses löst sich im Wasser und vergrößert somit das Volumen nicht (vgl. Kap. 7.4
„Ferien am Lake Nyos – Besser nicht!“). Ein weiterer Effekt, der die Durchführung
des Versuches möglich macht, ist, dass sich Gase beim Abkühlen zusammenziehen
und deshalb das Wasser in den Erlenmeyerkolben gesogen wird.
Was das für ein Gas ist, das die Verbrennung unterhält, kann man ihnen dann durch
die Darstellung von Disauerstoff zeigen. Hier kann man z.B. den Weg gehen, den
auch Carl Scheele bei der Entdeckung des Disauerstoffs genommen hat. Da aber aus
Quecksilber(II)-oxid beim Erhitzen neben dem Disauerstoff elementares Quecksilber
entsteht, darf der Versuch in der Schule nicht mehr durchgeführt werden.
Möchte man dennoch einen historisch orientierten Weg wählen, kann stattdessen
Kupfer(II)-oxid verwendet und in einem Reagenzglas mit dem Bunsenbrenner erhitzt
werden (vgl. Versuch 4.1 „Darstellung von molekularem Sauerstoff“). Hierbei
entsteht bei 900 °C Kupfer(I)-oxid und molekularer Sauerstoff [34].
+2 −2
4 Cu O (s)
+1
−2
0
2 Cu 2 O (s) + O 2 (g)
Da in diesem Zusammenhang in der Schule aber Begriffe wie “Oxid“, „Oxidation als
Verbrennung von Metallen mit Sauerstoff“ erklärt werden sollen, wird meistens – im
Sinne einer didaktischen Reduktion – die Reaktion von Kupferoxid zu reinem Kupfer
und Disauerstoff formuliert [18].
34
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff
Der entstehende Disauerstoff wird in einer pneumatischen Wanne aufgefangen und
mit der Glimmspanprobe nachgewiesen (vgl. Versuch 4.2 „Die Glimmspanprobe“)
[18].
Der Vorteil dieser Sauerstoffbildung ist, dass das Gas, um das es geht, direkt hergestellt wird und die Schüler es beim Aufsteigen in den Standzylinder beobachten
können. Außerdem kann man die Glimmspanprobe als einen Nachweis für den
Disauerstoff anschließen und hier den Schülern zeigen, dass er die Verbrennung
unterhält und – in reiner Form vorliegend – einen glimmenden Span wieder
entzündet.
Will man Disauerstoff darstellen, ist diese Methode in der Jahrgangsstufe 8
sinnvoller, als z.B. die Darstellung von Disauerstoff durch katalytische Zersetzung
von Wasserstoffperoxid mit Braunstein, da die Schüler in diesem Fall keine für sie
verständliche Reaktionsgleichung (Wortgleichung) aufstellen können.
Man kann aber auch indirekt die Existenz des Disauerstoffes nachweisen, indem man
zeigt, dass das Luftvolumen geringer wird, wenn man in einem vorher genau
abgemessenen Volumen etwas verbrennt, das den Disauerstoff an sich bindet. Dies
wurde in Versuch 1.2 „Wie viel Luft bleibt übrig?“ schon angedeutet.
Um genauer zu zeigen, dass etwa 21 % Disauerstoff in der Luft enthalten sind, kann
man einen Versuch zur Bestimmung des Gehaltes an molekularem Sauerstoff [29] in
der Luft durchführen. Dazu verwendet man ein geschlossenes System, wie z.B. ein
Quarzglührohr zwischen zwei Kolbenprobern. Elementares Kupfer, z.B. in Form von
Kupferpulver, wird auf Glaswolle im Quarzglührohr gegeben. Unter Erhitzen mit
dem Bunsenbrenner wird das Kupferpulver mit 100 mL Luft, die sich in einem der
beiden Kolbenprober befindet, zu Kupfer(II)-oxid umgesetzt.
0
0
Cu (s) + O 2 (g)
+2 −2
Cu O (s)
Da von den 100 mL Luft nach der Verbrennung nur etwa 78 mL übrig bleiben,
können die Schüler daraus schließen, dass 21 % der Luft aus Disauerstoff besteht, der
an das Kupfer gebunden wird. Der Rest ist hauptsächlich der nicht reaktive
Distickstoff.
Der Vorteil ist, dass die Schüler aus ihnen bekannten Stoffen, nämlich dem
Kupferpulver und dem Disauerstoff der Luft, im Versuch ein neues Produkt, das
schwarze Kupfer(II)-oxid, bilden.
35
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff
Der Begriff „Oxidation“, als die Verbrennung eines Stoffes mit Luft-Sauerstoff und
der Begriff des „Oxides“ als Produkt einer solchen Verbrennung, kann auch an
diesem Beispiel eingeführt werden [18].
5.2 Physikalische Eigenschaften
Molekularer Sauerstoff ist bei Standardbedingungen gasförmig, geschmack- und
farblos und in sehr dicken Schichten bläulich. Sein Siedepunkt liegt bei -182,9 °C,
der Schmelzpunkt bei -218,4 °C [31]. Die Dichte (bei 0 °C, 1,013 bar und 45° geographischer Breite) liegt bei 1,429 g/L und die molare Masse beträgt 32 g/mol. Die
Dichte von flüssigem Disauerstoff liegt am Siedepunkt bei 1,140 g/cm3. Er ist
hellblau und hochreaktiv [31].
In Kapitel 4.2 „Physikalische Eigenschaften“ befindet sich der Steckbrief des
Distickstoffs, wie er in Klassenstufe 8 aussehen kann. Überträgt man diesen auf den
molekularen Sauerstoff und den erweiterten Kenntnisstand der Schüler in
Klassenstufe 9, könnte der Steckbrief, verändert nach [19] und ergänzt durch [31], für
den molekularen Sauerstoff wie folgt aussehen.
Vorkommen
Bestandteil der Luft (21 %)
Entdeckung
1772 u. a. durch Scheele
Physikalische Eigenschaften
Farb-, geruch- und geschmackloses Gas,
Dichte (g) = 1,429 g/L, Dichte (fl.) = 1,140 g/cm3
Schmelzpunkt = -218,4 °C
Siedepunkt = -182,9 °C
Chemische Eigenschaften
Unterhält die Verbrennung, reagiert mit fast allen
Elementen zu Oxiden
Verwendung
Schweißen, Atemgeräte, als Treibstoff
Molekülsymbol
O2
Molare Masse
32 g/mol
Tabelle 3: Steckbrief des (molekularen) Sauerstoffs [19, 31]
Wie in Kapitel 4.2 „Physikalische Eigenschaften“ des Distickstoffs beschrieben, kann
man auch beim Disauerstoff die Dichte und die molare Masse mit Hilfe der
Gasmolwaage in der Schule einführen (vgl. Versuch 2 „Dichte und molare Masse
von Gasen – schnell und unkompliziert“).
36
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff
5.3 Chemische Eigenschaften
Das Element Sauerstoff gehört zu den Chalkogenen. Es ist ein Nichtmetall mit der
Elektronenkonfiguration 1s22s2p4, dem zwei Elektronen zur Edelgaskonfiguration
des Neons fehlen. Deshalb bildet es Dimere [14].
Abb. 29 - 31: Bildung von molekularem Sauerstoff: Annäherung der
Atome, Überlappung der Orbitale, gebildetes Dimer
In der Mittelstufe, genauer in Klassenstufe 10 beim Thema „Elektronenpaarbindung/Atombindung“, 2.2 „Lewis-Formeln“, werden Doppelbindungen, z.B. des
Disauerstoffmoleküls eingeführt. Man schreibt die Formel der Einfachheit halber wie
folgt:
O
O
Abb. 32: „Lewis-Formel“ des Sauerstoffmoleküls
Der Vergleich der Bindungslängen und –stärken zwischen z.B. der Dreifachbindung
des Distickstoffs (110 pm), der „Doppelbindung“ des Disauerstoffs (120 pm) und den
Einfachbindungen von molekularem Fluor (144 pm) und molekularem Chlor (198
pm) zeigt den Schülern, dass die Bindungsstärke größer wird, je kürzer die Bindung
ist.
Somit ist die obige Form des Disauerstoffmoleküls in diesem Zusammenhang
sinnvoll und erfüllt ihren Zweck [35], da sie den Doppelbindungscharakter aufzeigt
und die Oktettregel erfüllt ist, die die Schüler in Jahrgangsstufe 10 gerade neu gelernt
haben. Außerdem wird gewährleistet, dass die Elektronen der einzelnen Atome zu
Paaren zusammengefasst werden und jeder Strich ein Elektronenpaar darstellt.
Das Disauerstoffmolekül ist paramagnetisch, also ein Diradikal. Dies kann man durch
folgende Strukturformel aufzeigen.
Abb. 33: Lewis-Schreibweise des Sauerstoffmoleküls als Diradikal
37
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff
Nachteilig ist hierbei, dass die Doppelbindung nicht erkennbar ist und die Oktettregel
nicht erfüllt ist. Weiterhin haben die Schüler gerade gelernt, dass zwei Elektronen
zusammen ein Elektronenpaar in Form eines Striches darstellen. Dies ist in der
Diradikal-Schreibweise nicht gewährleistet.
Insgesamt wird also in der Mittelstufe die Schreibweise, die in der Abb. 32 gewählt
wurde, in Form einer didaktischen Reduktion, verwendet.
Will man in der Schule die genauen Bindungsverhältnisse des Sauerstoffmoleküls
erklären, so kann dies in der Oberstufe in einem guten Leistungskurs mit Hilfe eines
vereinfachten Molekülorbitalmodells erfolgen.
__σx*
__ __ πy*, πz*
__ __ __
__ __ __
__ __ πyb, πzb
2 px,y,z
Atomorbitale
2 px,y,z
Atomorbitale
__ σxb
O
O
3
Molekülorbital O2
Abb. 34: Lokales Molekülorbitalmodell des Sauerstoffmoleküls
Hier erkennen die Schüler, dass die beiden übrigen Elektronen nach der Besetzung
der bindenden Orbitale auf Grund der ihnen bekannten Hundschen Regel [36] nicht in
ein Orbital gesetzt werden können. Hieraus erklären sich der Paramagnetismus des
Disauerstoffs und die verschiedenen elektronischen Zustände, auf die hier nicht näher
eingegangen wird.
Einige der bis jetzt genannten Eigenschaften kann man in der Schule zusammenfassend in einem Lehrerversuch, verändert nach [37], demonstrieren (vgl. Versuch 5
„Eine sehr kalte, hellblaue Flüssigkeit“).
Hierbei wird mit Hilfe einer Kühlfalle flüssiger Disauerstoff (vgl. Versuch 5.1
„Darstellung von flüssigem, molekularem Sauerstoff“) hergestellt.
Die blaue Flüssigkeit kann man in einen mit Wasser gefüllten Standzylinder geben
(vgl. Versuch 5.2 „Sinkende blaue Blasen“).
38
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff
Hierbei beobachten die Schüler, dass die blauen Blasen nach unten sinken, aber direkt
wieder aufsteigen, da sich um sie eine „Dampfhaut“ gasförmigen Disauerstoffs bildet.
Weiterhin entstehen weiße Nebel an der Wasseroberfläche.
Führt man im Vergleich dazu denselben Versuch mit flüssigem, molekularem
Stickstoff durch, erkennt man, dass dieser, im Gegensatz zum flüssigen Disauerstoff,
auf der Wasseroberfläche schwimmt. Es bildet sich ebenfalls Nebel aus. Zusätzlich
entsteht noch Eis an der Wasseroberfläche.
Das Absinken zeigt, dass der flüssige Disauerstoff eine höhere Dichte, nämlich
1,140 g/cm3 (Siedepunkt), besitzt als Wasser, dessen Dichte bei 1 g/cm3 liegt.
Die Ausbildung der „Dampfhaut“ sorgt allerdings für Auftrieb, weshalb die blauen
Blasen direkt wieder nach oben sprudeln.
Der flüssige Distickstoff hingegen besitzt eine geringere Dichte von 0,8076 g/cm3,
[16] weshalb er auf dem Wasser schwimmt.
Weiterhin zeigt der Versuch den Schülern, dass Stoffe beim Verdampfen Energie
benötigen und diese ihrer Umgebung entziehen (vgl. Exkurs in Kap. 10. „DreiMinuten-Ei oder Fünf-Minuten-Ei?“).
Beim Verdampfen des molekularen Stickstoffs wird deshalb an der Wasseroberfläche
Eis gebildet. Beim Verdampfen des Disauerstoffs entsteht allerdings im Gegensatz
zur Beschreibung in [37] kein Eis.
Erklären kann man dies dadurch, dass der Disauerstoff im Standzylinder immer
wieder seine Position wechselt. Da er abwechselnd absinkt und aufsteigt, entzieht er
nicht an einer festen Stelle dem Wasser so viel Energie, dass es dort zu Eis erstarren
könnte.
Der gebildete Nebel ist fein verteiltes Eis in der Luft, wie es z.B. auch beim
Kondensstreifen von Flugzeugen am Himmel zu beobachten ist.
Mit dem im Versuch 5 hergestellten flüssigen Disauerstoff kann man weiterhin
zeigen, dass die Oxidationskraft von molekularem, flüssigem Sauerstoff (vgl.
Versuch 5.3 „Achtung: Explosiv!“) die des gasförmigen Disauerstoffes, welche in
Versuch 4.2 „Die Glimmspanprobe“ demonstriert wird, noch deutlich übersteigt.
Hierzu wird ein wenig flüssiger Disauerstoff auf ein Stück Watte gegeben und
entzündet. In Abwandlung der Versuchsvorschrift [12] wird kein Kohlepulver dazu
gegeben, da die Reaktion auch ohne dieses sehr heftig abläuft.
39
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff
Weiterhin kann man den Paramagnetismus von Disauerstoff, in Abwandlung von
[38], mit Hilfe des flüssigen molekularen Sauerstoffs demonstrieren.
Dies kann in der Schule z.B. im Rahmen der „Modellvorstellung zur chemischen
Bindung“ bei der Stabilität von Komplexen im Leistungskurs der Jahrgangsstufe 13
im Wahlthema „Komplexchemie“ geschehen. Der Versuch soll dann aufzeigen, dass
es auch einfache anorganische Moleküle gibt, die paramagnetisch sind.
Bei der Durchführung des Versuches wird ein NMR-Röhrchen mit flüssigem Disauerstoff befüllt. Das NMR-Röhrchen hängt man frei schwebend in eine Vorrichtung
direkt neben einen sehr starken Magneten. Auf Grund des Paramagnetismus wird der
Disauerstoff in das Magnetfeld hinein gezogen (vgl. Versuch 5.4 „Ein Schuss in den
Magneten!“).
In der Schule wird der Magnetismus – im Sinne einer didaktischen Reduktion –
dadurch erklärt, dass ungepaarte Elektronen vorhanden sind, die einen positiven Spin
haben und keinen Gegenpartner, der diesen kompensiert.
Die unterschiedlichen Arten von Magnetismus [39] werden hier der Vollständigkeit
halber erwähnt, in der Schule aber nicht erläutert.
Man unterscheidet diamagnetische und paramagnetische Stoffe.
Diamagnetismus ist eine Eigenschaft der gesamten Materie, d.h. alle Verbindungen
mit besonderen magnetischen Eigenschaften sind auch diamagnetisch. Bringt man
einen diamagnetischen Stoff in ein inhomogenes Magnetfeld, wird dieses durch das
induzierte Gegenfeld geschwächt und dieser Stoff wird hinausgedrückt.
In paramagnetischen Stoffen sind die ungepaarten Elektronen – so die Modellvorstellung – kleine Elementarmagneten, die sich nach dem Magnetfeld ausrichten.
Bringt man einen paramagnetischen Stoff in ein inhomogenes Magnetfeld, wird das
Feld gestärkt und der Stoff wird, bis zu 103-mal stärker als beim Diamagnetismus,
hineingezogen.
Abb. 35: diamagnetischer Stoff im
inhomogenen Magnetfeld
Abb. 36: paramagnetischer Stoff im
inhomogenen Magnetfeld
40
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff
Anti-ferromagnetismus,
Ferrimagnetismus
und
Ferromagnetismus
sind
Ordnungsphänomene des Paramagnetismus.
Anti ferromagnetische Stoffe sind im Normalzustand diamagnetisch, da sich die
Spins ihrer Elektronen kompensieren. Werden sie erwärmt, geraten diese in
Unordnung und erzeugen somit ein Magnetfeld. Beim Ferromagnetismus ergibt sich
das resultierende magnetische Moment daraus, dass die vorher in Domänen
geordneten Elementarmagneten durch Anlegen eines äußeren Magnetfeldes
ausgerichtet werden. Betrachtet man ferrimagnetische Materie, ergibt sich der
Gesamtspin daraus, dass die Spins der Elektronen zwar gegeneinander ausgerichtet
sind, aber keine vollständige Kompensation stattfindet.
Die beiden zuletzt genannten Ordnungsphänomene können durch Erhitzen wieder
zerstört werden.
Nach der Erläuterung der verschiedenen Eigenschaften des molekularen Sauerstoffes
wird im folgenden Kapitel der Kreislauf des Disauerstoffs beschrieben.
5.4 Atmung und Photosynthese – Ein Disauerstoffkreislauf
Sauerstoff ist das häufigste Element der Erdrinde, des Meeres, der Biosphäre und der
Luft. Er spielt neben dem im Folgenden erläuterten Kreislauf in vielen Kreisläufen
eine bedeutende Rolle, wie z.B. im Auf- und Abbau von Ozon nach dem ChapmanMechanismus, der in Kap. 8.4 „Was passiert in der Stratosphäre?“ besprochen wird.
Weiterhin durchläuft er in gebundener Form den Carbonat- und den Wasserkreislauf
(vgl. Kap. 10.2 „Der Wasserkreislauf“).
Um zu beschreiben, welchen Kreislauf der
molekulare Sauerstoff durchläuft, wird zunächst
die linke Abbildung betrachtet. Die Maus alleine
würde wie die Kerze in Versuch 1.1 „Eine Kerze
unter einer Glasglocke“ ersticken, da irgendwann
kein molekularer Sauerstoff mehr vorhanden ist. Er
wird nämlich bei der Atmung verbraucht.
Abb. 37: Maus und Pflanze
unter einer Glasglocke
41
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff
Dies fand Joseph Priestley gegen Ende des 18. Jahrhunderts heraus, indem er genau
solche Tierversuche durchführte. Die Tiere erstickten „alleine durch die Tatsache,
dass sie atmeten“. Durch Hinzugeben von grünen Pflanzen – Priestley nahm
angeblich Minze – wurde die Luft für die Tiere wieder atembar [40].
Die Maus in der Glasglocke überlebt also nur, weil die Pflanze aus dem von der Maus
ausgeatmeten Kohlendioxid neuen Disauerstoff produziert. Diesen Vorgang gehört
zur Photosynthese [31].
Den Zusammenhang zwischen der Atmung der Maus und der Photosynthese der
Pflanze kann man für die Schüler der Jahrgangsstufe 8 beim Thema „Die chemische
Reaktion – Stoffumsatz und Energieumsatz“ im fakultativen Unterrichtsinhalt
„Einführung in die chemische Reaktion“ sehr vereinfacht in einem Kreislauf
darstellen [31].
Atmung
C6H12O6
+ 6 O2(g)
Kohlenhydrate + Disauerstoff
(z.B. Glucose)
6 CO2(g)
+ 6 H2O
+ E
Kohlendioxid
+ Wasser
+ Energie
Photosynthese
Abb. 38: Darstellung und Verbrauch von Disauerstoff: Atmung und Photosynthese
In der Jahrgangsstufe 8 müsste man im obigen Kreislauf zunächst auf die
Summenformel verzichten, da sie erst in Jahrgangsstufe 9 eingeführt wird. Dort
verwendet man bei der Formulierung der Reaktionsgleichung, damit sie nicht zu
kompliziert wird, die Glucose als einfaches Kohlenhydrat.
42
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff
Da der Anteil an molekularem Sauerstoff in der Atmosphäre, wie zu Anfang des
Kapitels besprochen, konstant bei 21 % liegt, müssen gleich viele Assimilations- wie
Dissimilationsvorgänge ablaufen. Neben der Atmung wird der Disauerstoff weiterhin
beim Verwesen [31] und ebenso bei großen Waldbränden, wie sie im Sommer 2006
z.B. in Spanien gewütet haben, verbraucht, da die Verbrennung, wie in Kapitel 5.1
„ ,Feuerluft´ – ,Lebensluft´ – ,Oxygen´ “ diskutiert, eine Oxidation unter Sauerstoffverbrauch darstellt. Gebildet wird molekularer Sauerstoff in der Natur hauptsächlich
durch die schon erwähnte Photosynthese in Pflanzen, z.B. in immensem Maße in den
Regenwäldern, die deshalb informell als „Grüne Lunge der Erde“ bezeichnet werden.
Was passiert, wenn dieses Gleichgewicht gestört wird, d.h. zu wenig Sauerstoff
produziert bzw. zu viel verbraucht wird, wird in Kapitel 12.4 „Der anthropogene
Treibhauseffekt“ erläutert.
In der Oberstufe, am besten in Zusammenarbeit mit einem Biologie-Leistungskurs,
kann
man
tiefergehenden
fächerübergreifend
chemischen
und
die
bio-
logischen Zusammenhänge der Photosynthese besprechen. Darauf wird aber
hier nicht näher eingegangen.
Abb. 39: Chlorophyll a und b
Möchte man das Thema Atmung im Schulunterricht genauer besprechen, kann dies
z.B. durch die folgende aktuelle Meldung spannend gestaltet werden.
30. Juli. 2006: „Der Deutsche Astronaut [Thomas] Reiter kommt zu seinem Außeneinsatz im
All. […] Bevor die beiden [er und sein Kollege Williams] kurz vor 16.00 Uhr MESZ aus der
Druckkammer schweben, gibt es eine geballte Ladung Hochprozentiges. 40 Minuten atmen
Reiter und sein Kollege Williams puren Sauerstoff ein, um Stickstoff aus dem Blutkreislauf zu
spülen. `Das verhindert die so genannte Taucherkrankheit.´ “ [41]
EXKURS: Was passiert in unserer Lunge?
In der Luft sind 21 % Disauerstoff enthalten. Misst man seinen Gehalt in der ausgeatmeten Luft, kann man feststellen, dass noch rund 16 % molekularer Sauerstoff
enthalten sind [32].
43
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff
Also wird in unserem Körper nur ein Teil des eingeatmeten Disauerstoffes
verbraucht, z.B. bei einem Atemzugvolumen im Ruhezustand von 0,5 L Luft [32] nur
25 mL Disauerstoff. Dies ist z.B. der Grund, weshalb eine Mund-zu-Mund Beatmung
in der Medizin möglich ist: Es ist noch genügend Disauerstoff in der ausgeatmeten
Luft vorhanden, den der Patient aufnehmen kann.
Bei der Atmung geschieht Folgendes:
Die Luft wird durch die Nase oder den Mund aufgenommen. Sie strömt über den Rachen, durch den
geöffneten Kehldeckel und die Luftröhre in die Lunge.
Über die Bronchien gelangt sie in die Bronchiolen, die
in den Lungenalveolen, den Lungenbläschen, enden
[32]. Nach der Diffusion durch das Alveolarepithel in
die Lungenkapillare (Blutgefäße) wird der Disauerstoffe an das Hämoglobin des Blutes gebunden.
Abb. 40: Die menschliche Lunge
Es transportiert den molekularen Sauerstoff von der Lunge zum Myoglobin, das in
den Muskeln sitzt, und an andere Orte des Sauerstoffverbrauchs. Das sauerstofffreie
Hämoglobin nennt man Desoxyhämoglobin, das mit Disauerstoff beladene Oxyhämoglobin [42].
Abb. 41 (1) - (3): Häm, Teil des Desoxyhämoglobins und des Oxyhämoglobins
Chemisch gesehen passiert in den Lungenbläschen Folgendes: In einem sauerstofffreien Molekül Hämoglobin, das 4 Untereinheiten, also auch 4 Häm-Gruppen besitzt,
ist jedes Zentralteilchen ein Fe2+ im high-spin Zustand, das quadratisch-pyramidal
koordiniert ist. Wird der Disauerstoff an das Fe2+ gebunden, findet eine „end-onAddition“ statt.
44
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff
Bei dieser Reaktion geht das Fe2+ in einen low-spin Zustand über und koordiniert
oktaedrisch (vgl. Abb. 41 (1) - (3): „Häm, Teil des Desoxyhämoglobins und des
Oxyhämoglobins“). Die Oxidation von Fe2+ zu Fe3+ durch molekularen Sauerstoff
erfolgt deshalb nicht, da das Globin die Häm-Gruppierungen umhüllt [42].
Die Aufnahme des molekularen Sauerstoffes in der Lunge kann somit den Schülern
der Jahrgangsstufe 13 im Leistungskurs z.B. beim Wahlthema „Komplexchemie“ erklärt werden.
In diesem Zusammenhang können mit den Schülern auch weitere aktuelle Themen,
wie Doping z.B. bei der Tour de France und dem Lebensmittelskandal um
verdorbenes Fleisch, diskutiert werden [43].
Bei der Tour de France findet häufig Blutdoping statt. Hierbei spritzen sich die
Sportler das körpereigene Hormon Erytropoietin (EPO), welches die Produktion der
roten Blutkörperchen (Erytrocyten), die das Hämoglobin beinhalten, steigert. Deshalb
kann mehr Disauerstoff z.B. zu den Muskeln transportiert und dadurch die Leistung
gesteigert werden [43].
Damit altes Fleisch länger frisch aussieht und als solches verkauft werden kann,
machen Fleischhändler Folgendes: das Fleisch wird verbotenerweise mit Kohlenstoffmonoxid bedampft. Dieses wird an das Hämoglobineisen, mit dem es eine stärkere
Bindung [42] eingeht als der Disauerstoff, gebunden und sorgt für eine frische rosa
Farbe des Fleisches [43].
Um zu verstehen, wieso Thomas Reiter reinen, molekularen Sauerstoff einatmen
musste, muss man zusätzlich wissen, dass sich unter erhöhtem Druck auch die
übrigen in der Luft vorhandenen Gase, wie z.B. molekularer Stickstoff in Blut und
Gewebe lösen.
Dieser wird dann bei raschem Druckabfall nicht langsam freigesetzt, sondern
schlagartig und kann durch Bildung von Gasbläschen im Blut Embolien verursachen.
Dies ist die Ursache für die Druckluftkrankheit [44], die auch Taucherkrankheit
genannt wird. Die Symptome bei zu schnellem Druckabfall sind schmerzhafter
Ohrendruck, Empfindungsstörungen, Schmerzen in Muskeln, Gelenken und im Kopf,
Schwindelgefühl, Blutungen aus Nase und Ohren bis hin zu Lähmungen und Kollaps.
Bei explosionsartigem Druckabsturz tritt meist unter Atemnot und Bewusstlosigkeit
der Tod infolge zentraler Atemlähmungen ein [44].
45
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff
Ein normaler Tauchgang unterteilt sich in 3 Phasen: der Kompressionsphase
(Abstieg), der Isopressionsphase (Aufenthalt in gleichbleibender Tiefe) und der
Dekompressionsphase (Aufstieg).
Für die Dauer der letzten Phase ist es für den Taucher wichtig zu wissen, wie die
sogenannte Nullzeit für seine Tauchtiefe ist. Sie gibt an, wie lange er sich in einer
bestimmten Tiefe aufhalten kann.
Ist die Nullzeit überschritten, darf der Taucher nur unterbrochen durch Dekompressionspausen auftauchen. In diesen Pausen wird der Distickstoff, der im Blut
gelöst ist, langsam freigesetzt und kann über die Lunge abgeatmet werden. Taucht er
z.B. nur 21 m tief, ist die Nullzeit mit 35 Minuten wesentlich größer, als wenn er z.B.
45 m tief taucht [45].
Dasselbe wie beim Auftauchen kann auch im
Weltall bei einem Druckabsturz zwischen dem
normalen
Druck
im
Raumschiff
oder
dem
Raumanzug und dem Vakuum des Weltalls
geschehen. Dadurch, dass Thomas Reiter durch
Einatmen
von
molekularem
Sauerstoff
den
molekularen Stickstoff, der im Blut gelöst ist,
verdrängt hat, kann dieser bei raschem Druckabfall
Abb. 41: Kosmonaut über
der Erde
nicht schlagartig freigesetzt werden und somit wird
die Druckluftkrankheit vermieden.
Hinzu kommen bei starkem Druckabfall im Weltall noch mögliche Gewebsschädigungen durch Siedeeffekte [44], da z.B. das Wasser, aus dem der Körper zu
sehr großen Teilen besteht, bei geringerem Druck schon früher siedet (vgl. Kap. 10.3
„Warum trocknet unsere Wäsche – Das Verdampfen“, Abb. 72: Dampfdruckkurve
von Wasser).
Zur Vermeidung der Taucherkrankheit atmen Taucher, im Gegensatz zu Astronauten,
keinen Disauerstoff ein, sondern ersetzen in ihren Druckluftflaschen den Distickstoff
durch Helium, welches wesentlich schlechter in Blut und Gewebe löslich ist [15].
46
6. „Edler Duft liegt in der Luft“ – Die Edelgase
6. „Edler Duft liegt in der Luft“ – Die Edelgase
Neben den Hauptinhaltsstoffen, dem molekularen Sauerstoff und Stickstoff, die
insgesamt schon 99,03 Volumenprozent ausmachen, liegt ein drittes Gas in verhältnismäßig größerer Menge in der Luft vor: Argon nimmt etwa 0,934 Volumenprozent der
Luft ein [8].
Nimmt man noch das in Kapitel 7 diskutierte Kohlenstoffdioxid hinzu, ergeben diese
vier Gase nahezu 100 %. Weitere in der Luft enthaltene Gase sind nur in Spuren
vorhanden (vgl. Kapitel 9 „Spuren von Gasen“). Herausgegriffen aus den Spurengasen
werden in diesem Kapitel die Edelgase.
Wie viel des jeweiligen Edelgases in der Luft enthalten ist, zeigt folgende Tabelle:
Edelgas
Argon
Helium
Neon
Kr, Xe, Rn
Volumenprozent
0,934
0,0005240
0,001818
< 1,14·10-4
1401 L
0,786 L
2,727 L
< 0,171 L
der Luft
Anteil an 150 m3
7
Hauptquellen
β-Zerfall von
40
19
K
α-Zerfall von
232
90
Th , 235, 238
92 U
(1)
(2)
(3)
7 bezogen auf einen 3 m hohen, 10 m langen und 5 m breiten Klassenraum, also 150.000 L
Abb. 43 (1) - (3): Leuchtstoffröhren, die mit dem jeweiligen Edelgas gefüllt sind
Tabelle 4: Volumenanteil der Edelgase in der Luft/im Klassenraum, Hauptquellen [15]
In den folgenden Kapiteln 6.1 bis 6.3 werden ausschließlich die für die Schule
wichtigen Eigenschaften und bekannten Anwendungen der Edelgase beschrieben. Die
Edelgasverbindungen und tiefer gehende Edelgaschemie, ebenso wie die Chemie des
Radons, werden nicht erläutert.
47
6. „Edler Duft liegt in der Luft“ – Die Edelgase
6.1 Das Argon – Mehr drin als man denkt!
Um Schülern zu zeigen, wie viel Argon in der Luft enthalten ist, kann man sich
Folgendes überlegen:
Ein Klassenraum, der 3 m hoch, 10 m lang und 5 m breit, also ein Volumen von 150 m3
besitzt, und somit 150.000 L Luft enthält, beinhaltet rund 1401 L Argon. Dies
entspricht etwa 1401 Tetrapackungen.
Argon wurde 1894 von Lord Rayleigh entdeckt. Dieser entzog der Luft den
molekularen Sauerstoff durch Überleiten über glühendes Kupfer und wog dann das
verbliebene Gas. Da das Gewicht der Restluft größer war als das des gleichen
Volumens molekularen Stickstoffes, den er aus einer stickstoffhaltigen Verbindung
gewonnen hatte, zog er daraus den Schluss, dass Luft nicht nur aus Disauerstoff und
Distickstoff besteht [18].
Um zu zeigen, dass etwa 1 Volumenprozent der Luft aus Argon besteht, kann der schon
erwähnte Versuch zur Bestimmung des Sauerstoffanteils der Luft weitergeführt
werden. Nachdem der Disauerstoff mit Kupfer zu Kupferoxid umgesetzt wurde, kann
auch der molekulare Stickstoff mit Hilfe von Magnesiumpulver als Nitrid gebunden
werden [15].
N2(g) + Ar(g) + 3 Mg(s)
Mg3N2(s) + Ar(g)
Bei Verwendung von 100 mL Luft, müsste weniger als ein Milliliter übrig bleiben.
Besser ist es somit, mindestens 1000 mL Luft zu verwenden, wobei hier etwa 10 mL
übrig bleiben müssten.
Genauso hat dies auch Lord Rayleigh getan und somit eine kleine Menge eines bis
dahin unbekannten Gases isoliert, das er auf Grund seiner Reaktionsträgheit Argon, von
argos (griech.) = träge, nannte [15].
Argon, das hauptsächlich als Inertgas bei metallurgischen Hochtemperaturprozessen,
wie z.B. beim „Elektroschweißen insbesondere leicht oxidierbarer Leichtmetalle (Al,
Mg) und sehr hoch schmelzender Metalle (Ti, Zr, Mo, W, Argonarc-Verfahren)“ [46]
verwendet wird, wird heute ausschließlich durch fraktionierte Destillation flüssiger Luft
(vgl. Kap. 3.4 „Technische Gewinnung der Hauptinhaltsstoffe“) gewonnen.
48
6. „Edler Duft liegt in der Luft“ – Die Edelgase
6.2 Das Helium – Ein leichtes Gas zum Fliegen!
Betrachtet man erneut den obigen Klassenraum mit 150 m3, sind darin immerhin noch
0,786 L Helium enthalten, also mehr als eine 0,7 L Wasserflasche.
Betrachtet man allerdings die gesamte Atmosphäre im All, ist Helium nach dem
Wasserstoff, der 90 Atomprozent ausmacht, mit 9 Atomprozent das zweithäufigste
Element [15].
Dass Helium und molekularer Wasserstoff Gase mit sehr geringer Dichte sind, kann
man in der Schule in Klassenstufe 8 zum Thema „Dichte von Gasen“ besonders gut
demonstrieren, indem man Luftballons mit Helium bzw. Diwasserstoff füllt und diese
im Klassenraum aufsteigen lässt.
Beide steigen schnell an die Decke und haben somit eine geringere Dichte als Luft (vgl.
Versuch 6.1 „Aufstieg in Schwindel erregende Höhen!“).
Vergleicht man die Gase weiter, so stellt man aber einen gravierenden Unterschied fest.
Entzündet man nämlich die beiden Ballons an der Decke nun, passiert folgendes: Der
mit Helium gefüllte Ballon platzt, so wie ein mit Luft gefüllter Ballon, wenn man ihn
mit einer Nadel zersticht. Im Gegensatz dazu verbrennt der mit Wasserstoff gefüllte
Ballon unter lautem Knall und oranger, fahlblauer Flamme vergleichbar mit einem
Backdraft (vgl. Versuch 6.2 „Backdraft!“).
Um die beiden oben genannten Versuche in
den Unterricht einzubinden, kann man
einen historischen Einstieg wählen und die
Geschichte des Luftschiffes „Hindenburg“
erzählen, das am 6.5.1937 in Lakehurst,
New Jersey, in Flammen aufging.
Abb. 44: Luftbrief, der die Katastrophe
der Hindenburg fast unbeschadet überlebte
Zum Beispiel kann man den Schülern eine Abbildung des Luftbriefes geben und sie
sollen recherchieren, wo er herkommt und warum er Brandränder hat etc. .
Das Luftschiff Hindenburg war mit Diwasserstoff gefüllt, weshalb man nach dieser
Katastrophe ausschließlich Helium für die Luftschifffahrt und heute noch für
meteorologische Wetterballons verwendet [15].
49
6. „Edler Duft liegt in der Luft“ – Die Edelgase
Ebenso gut kann man die Schüler fragen, ob sie schon einmal bei einem
Ballonwettbewerb mitgemacht haben und ob sie wissen, warum der Luftballon nach
oben steigt. In diese Luftballons wird ebenso Helium eingefüllt.
In den „Ausflugballons“ von heute, die sehr häufig im Sommer am Himmel zu sehen
sind, ist heute statt Helium heiße Luft enthalten.
EXKURS: Die „Luftschiffe“ von heute: Heißluftballons
Die
heutigen
Luftschiffe
werden,
wie
der
Name
„Heißluftballon“ schon sagt, mit heißer Luft betrieben. Um den
Schülern zu zeigen, dass heiße Luft einen Ballon nach oben
trägt, kann man folgenden Demonstrationsversuch durchführen.
Abb. 45: Heißluftballon
Man entzündet einen leeren Teebeutel an seinem oberen Ende (vgl. Demonstration 1
„Der fliegende Teebeutel“). Dieser fliegt genau dann in die Höhe, wenn der Auftrieb
größer ist als die Gewichtskraft des Teebeutels [47].
Somit kann man den Schülern zeigen, dass die Dichte eines Gases auch von seiner
Temperatur abhängt. Beim Fahren mit dem Heißluftballon wird die Höhe dadurch
reguliert, dass die Luft im Ballon erwärmt oder abkühlt.
Hierzu ist in der Mitte über der Gondel ein Brenner angebracht, der meistens mit
Propangas betrieben wird [48].
Soll der Ballon aufsteigen, wird die Luft mit Hilfe des Brenners erwärmt, soll er sinken,
wird der Brenner abgestellt und die Luft im Ballon von der Umgebungsluft gekühlt
oder ein am oberen Ende der Ballons befindliches Ventil geöffnet, um die heiße Luft
schneller abzulassen [48].
Helium ist auf Grund seiner geringen Dichte so leicht, dass es vom Gravitationsfeld der
Erde nicht zurückgehalten werden kann. Warum dennoch Helium auf der Erde
vorhanden ist und wie es auf natürliche Weise immer wieder neu entsteht, kann den
Schülern in der Oberstufe z. B. beim Thema „Nutzenergiegewinnung“ im Rahmen des
Wahlthemas Angewandte Chemie im Grund- bzw. Leistungskurs in 13.2 erklärt
werden.
50
6. „Edler Duft liegt in der Luft“ – Die Edelgase
232
90
Es entsteht durch α - Zerfall von
Th bzw.
U in Form von 24 He 2 + in Erdgasen
235, 238
92
[15].
U 2- +
235, 238
92
231, 234
90
U
4
2
He2 + + Energie
Besonders ergiebig sind hier z.B. amerikanische Erdgasquellen, die etwa
1 - 8 % Helium enthalten. Daraus wird es dann nutzbar gemacht [15].
Im Weltall entsteht es auf unserer Sonne bzw. allgemein auf
Sternen durch Kernfusionen aus dem dort vorhandenen
Wasserstoff.
2 11 H + + 2 01 n
4
2
He 2 + + 2 634 000 000 kJ [49]
Abb. 46: Explosion einer
Wasserstoffbombe
Diese Reaktion findet auch bei der Explosion von Wasserstoffbomben statt. Sie ist
allerdings unkontrollierbar und kann deshalb (noch) nicht zur Stromerzeugung genutzt
werden.
Ein sich in der Entwicklung befindlicher Kernfusionsreaktor namens
ITER wird gerade bei Cadarache, im
Süden
von
Allgemein
Frankreich,
sind
eine
gebaut.
Reihe
von
Fusionsreaktionen zwischen leichten
Kernen
denkbar.
Die
höchste
„Fusionsleistungsdichte“ erhält man
Abb. 47: Verschmelzen eines Tritium- und
Deuteriumkerns
bei der Fusion von Deuterium und
Tritium [50]
Bei der Verschmelzung entsteht 24 He2 + , also ein α-Teilchen, unter Aussendung eines
Neutrons und großer Mengen Energie.
Dabei wird pro kg Helium ca. zehnmal so viel Energie frei wie bei der Spaltung von
einem kg Urankernen [49]. Diese Energie wird dann nutzbar gemacht [50].
51
6. „Edler Duft liegt in der Luft“ – Die Edelgase
In diesem Zusammenhang kann man den Schülern den Unterschied zwischen einem
Kernkraftwerk, das sich die Zerfallsreihe zu Nutzen macht, und einem Fusionsreaktor
erklären. Befindet sich in der näheren Umgebung der Schule ein solcher Reaktor, wie
z.B. in Mülheim-Kärlich, kann dieser als außerschulischer Lernort dienen.
Aus dem oben entstandenen α-Teilchen entsteht durch Aufnahme von zwei Elektronen
elementares Helium. Verwendet wird es z.B. als Trägergas in Gaschromatographen und
als Ersatz für Distickstoff in Taucherflaschen zur Vermeidung der Taucherkrankheit
(vgl. Kap. 5.4 „Atmung und Photosynthese – Ein Disauerstoffkreislauf“)
6.3 Leuchtstoffröhren
Die wichtigste schulrelevante Anwendung der Edelgase ist vermutlich die in der
Beleuchtungstechnik. Die Lichtausbeute von normalen Glühlampen beträgt etwa 4 %
[51]. 96 % gehen somit als Wärmeenergie verloren. Diese Ausbeute kann man dadurch
steigern, indem man die Temperatur des Glühfadens erhöht. Dadurch, dass das
Wolfram im Vakuum der Glühlampe bei 2100 °C verdampft, verkürzt sich aber die
Lebensdauer der Lampe. Um dem Verdampfen entgegenzuwirken und eine möglichst
hohe Lichtausbeute zu erzielen, werden molekularer Stickstoff und die Edelgase Argon
und Xenon verwendet. Hierbei wird die Fadentemperatur von den oben erwähnten
2100 °C auf 2400 °C unter Verwendung von molekularem Stickstoff, auf 2430 °C bei
Verwendung von Argon und auf 2510 °C unter Verwendung von Xenon, gesteigert [15].
Die unterschiedliche Steigerungstemperatur hängt von den molaren Massen der zugesetzten Gase ab. Vereinfacht kann man es sich so vorstellen, dass die verdampften
Wolframmoleküle an den Gasmolekülen „abprallen“ und
wieder an den Draht gebunden werden [51]. Durch die
geringere
Wärmeleitfähigkeit
dieser
Füllgase
können
kleinere Lampenkolben gebaut werden [15]. Ebenfalls
verwendet werden die Edelgase in Entladungsröhren [15].
Hierbei gibt es Neonröhren, Blaulichtröhren und Leuchtstoffröhren. Durch Strahlungs-Emission angeregter Edel-
Abb 48: Leuchtstoffröhre
gasatome wird das scharlachrote Licht [52] des Neons in Neonröhren erzeugt. In den
Blaulichtröhren befinden sich angeregte Edelgas- und Quecksilberatome. Bei den
Leuchtstoffröhren hingegen werden durch die angeregten Edelgasatome, die sich an der
Innenseite der Lampe befindende, Leuchtstoffe wie z.B. Magnesium angeregt [15].
52
7. Das Kohlenstoffdioxid
7. Das Kohlenstoffdioxid
Der Tabelle 1 in Kapitel 3.2 „Die Zusammensetzung der Luft“ kann man entnehmen,
dass 0,03 % der Luft aus Kohlenstoffdioxid besteht. Dies kann man in der Schule in
Klassenstufe 10 zum Thema „Säure-Base-Reaktionen nach Broensted“ quantitativ
bestimmen, indem man als anwendungsbezogene Titration zunächst über Nacht
Calciumhydroxidlösung mit einem bestimmten Volumen Luft reagieren lässt und
dann sowohl die anfänglich eingestellte Konzentration der Lösung als auch die
Konzentration nach der Reaktion mit Oxalsäure titriert (vgl. Versuch 7.2
„Quantitativer CO2-Nachweis“). Hierbei wird Phenolphthalein, das von violett nach
farblos umschlägt, als Indikator verwendet [53].
Ca2+(aq) + 2 OH-(aq) + CO2(g)
CaCO3(s) ↓
+ H2O
Ca2+(aq) + 2 OH-(aq) + C2O42-(aq) + 2 H3O+(aq)
CaC2O4(s) ↓
+ H2O
Weiterhin kommt Kohlenstoffdioxid im Meerwasser
und in Mineralquellen vor [54]. In Gegenden von
Vulkanen, z. B. in der Eifel, kommt es aus Rissen
und Spalten aus dem Erdboden geströmt. Besonders
gut sichtbar ist es an Rädern von Seen, z.B. am
Laacher See, aus denen es in Form von kleinen
Blasen aufsteigt.
Abb. 49: CO2-Gasblasen aus
dem Laacher See
7.1 Natürliche Entstehung und Technische Gewinnung von gasförmigem CO2
Wie schon beim Kreislauf des Disauerstoffes beschrieben, entsteht Kohlenstoffdioxid
biologisch bei der Atmung von Menschen und Tieren (vgl. Kapitel 5.4 „Atmung und
Photosynthese – Ein Disauerstoffkreislauf“).
Hierbei kann man in der Schule in Jahrgangsstufe 8 qualitativ demonstrieren, dass
sich der ursprüngliche Gehalt von 0,03 % in der Einatemluft auf etwa 5 % Kohlenstoffdioxid beim Ausatmen erhöht.
53
7. Das Kohlenstoffdioxid
Man kann zeigen, dass Blaukrautsaft, ein natürlicher Indikator, beim Durchströmen
von Einatemluft eine weniger violette Farbe bekommt als beim Hindurchströmen von
ausgeatmeter Luft (vgl. Versuch 7.1 „Qualitativer CO2-Nachweis) [55] [56].
Technisch kann man Kohlenstoffdioxid z.B. durch Verbrennung von Kohlenstoff mit
Luft herstellen [54].
C(s) + O2(g)
CO2(g) ↑ + 393,77kJ
Diese einfache Gewinnung kann man in der Schule durch Verbrennen von
Kohlenstoff, z.B. in Form von Aktivkohle, mit dem Bunsenbrenner demonstrieren.
Außerdem fällt Kohlenstoffdioxid beim Kalkbrennen als Nebenprodukt an [54].
CaCO3(s) + 178,44 kJ
CaO(s) + CO2(g) ↑
Diese Darstellungsart kann man z.B. beim Thema „Kalkkreislauf“ in Klassenstufe 10
demonstrieren.
Im Labor bzw. in der Schule stellt man es am einfachsten durch Einwirken von
Säuren auf Carbonate, z.B. Calciumcarbonat, her [54].
CaCO3(s) + 2 HCl(aq)
CaCl2(aq) + H2O + CO2(g) ↑
Man kann aber auch Hydrogencarbonate, z.B. Natriumhydrogencarbonat, das im
Backpulver enthalten ist, verwenden und Essigsäure hinzugeben.
NaHCO3(s) + CH3COOH(aq)
NaCH3COO(aq) + H2O + CO2(g) ↑
Dies wird in Demonstration 2 „Der Treibhauseffekt“, in der ein CO2 – Entwickler
entwickelt wurde, verwendet. Die Mengenverhältnisse wurden so optimiert, dass ein
Päckchen Backpulver und 30 - 40 mL Essig etwa 30 Sekunden Kohlenstoffdioxid,
also genau die in der Demonstration benötigte Menge, freisetzen.
7.2 Chemische und physikalische Eigenschaften
Kohlenstoffdioxid ist bei Standardbedingungen ein farbloses Gas, das säuerlich
riecht und schmeckt [54].
54
7. Das Kohlenstoffdioxid
Die physikalischen Daten sowie das im Folgenden diskutierte Zustandsdiagramm von
Kohlenstoffdioxid werden in der Schule nicht erwähnt, werden aber der Vollständigkeit halber in diesem Zusammenhang beschrieben.
Der Siedepunkt (Sublimationspunkt) von Kohlenstoffdioxid liegt bei -78,48 °C, der
Schmelzpunkt bei -56,7 °C [57].
Es ist auffällig, dass der Siedepunkt unterhalb des Schmelzpunktes liegt. Dies liegt
daran, dass der Dampfdruck von 1,013 bar, also laut Definition der Siedepunkt bei
Standarddruck, schon im festen CO2 erreicht wird und es sublimiert.
Abb. 50: Zustandsdiagramm von CO2
Abb. 50 stellt ein Ein-Komponentensystem dar, also liegt reines Kohlenstoffdioxid
vor. Die drei Kurven, die Schmelzkurve, die Dampfdruckkurve und die Sublimationskurve schneiden sich in einem Punkt, dem sogenannten Tripelpunkt. Hier
liegen alle drei Phasen beständig nebeneinander vor. Er liegt für Kohlenstoffdioxid
bei 5,2 bar und -57 °C [57].
Ein weiterer wichtiger Punkt im Phasendiagramm ist der kritische Punkt mit der
zugehörigen kritischen Temperatur und dem kritischen Druck. An dieser Stelle
liegen nicht mehr zwei Phasen, also flüssig und gasförmig nebeneinander vor,
sondern eine einheitliche Phase, die eine einheitliche Dichte besitzt. Der kritische
Punkt von Kohlenstoffdioxid liegt bei pk = 73,7 bar und tk = +31 °C.
Oberhalb dieser Temperatur kann das Gas auch unter beliebig hohen Drücken nicht
mehr verflüssigt werden [57].
55
7. Das Kohlenstoffdioxid
Weiterhin ist Kohlenstoffdioxid gut wasserlöslich [54]. Bei 20 °C lösen sich in einem
Liter Wasser 0,9 L CO2. Warum diese Eigenschaft interessant ist, wird in Kapitel 7.4
„Ferien am Lake Nyos – Besser Nicht!“ genauer erläutert.
Betrachtet man in der Schule z.B. im Zusammenhang mit dem Thema „Elektronenpaarbindungen/Atombindung“, 2.2 „Lewis-Formeln“ das Kohlenstoffdioxidmolekül
genauer, stellen die Schüler fest, dass es linear und symmetrisch gebaut ist.
Auf Grund der unterschiedlichen Elektronegativitäten, Sauerstoff besitzt nach der
Paulingschen Skala 3,5 und Kohlenstoff 2,5, sind die Sauerstoffatome partiell negativ
geladen, das Kohlenstoffatom partiell positiv [58].
Die symmetrische Ladungsverteilung zeigt den Schülern, dass, obwohl die Bindungen polar sind, kein Dipol vorliegt, da der Schwerpunkt der negativen Ladung mit
dem der positiven zusammenfällt [59].
δO
δ+
δ-
C
O
Abb. 51: Lewis-Schreibweise des Kohlenstoffdioxidmoleküls
Man kann folgende drei Grenzstrukturen formulieren:
+
O
C
O
O
C
O
+
O
C
O
Abb. 52: Grenzstrukturen des Kohlenstoffdioxidmoleküls
Hierbei ist die erste Grenzstruktur diejenige, die die Realität am besten beschreibt, da
der gemessene CO-Bindungsabstand 116 pm beträgt. Der berechnete Wert für die
C-O-Einfachbindung beträgt 143 pm, für die C=O-Doppelbindung 123 pm und für
die C≡O-Dreifachbindung 110 pm [35].
Warum der lineare Bau des Kohlenstoffdioxidmoleküls für alle Lebewesen auf der
Erde lebenswichtig ist, wird im folgenden Kapitel deutlich.
7.3 Der natürliche Treibhauseffekt
Die bisher diskutierten Gase in der Atmosphäre sind alle UV-transparent. Wäre dies
bei allen Gasen so, wäre die Temperatur auf der Erde sehr viel geringer.
56
7. Das Kohlenstoffdioxid
Diesen Zusammenhang kann man den Schülern schon in Klassenstufe 8 beim Thema
„Quantitative Zusammensetzung der Luft“ ansprechen. Dazu wurde Arbeitsblatt 4
„Zusammenhang zwischen der Temperatur eines Planeten und der Zusammensetzung
seiner Atmosphäre“ angefertigt.
Es beinhaltet eine Tabelle (vgl. Tabelle 5, „Temperatur und Zusammensetzung der
Atmosphären der Planeten unseres Sonnensystems“), in der die Zusammensetzung
der Atmosphären der Planeten (ohne Erde) und deren Oberflächentemperaturen
aufgelistet sind.
Planet
Zusammensetzung der Atmosphäre
Durchschnittstemperaturen
Merkur
---
Nacht: -217 °C
Tag: +426 °C
Venus
96,5 % Kohlenstoffdioxid, 3,5 % Di-
+428 °C bis +470 °C
stickstoff, Wasserdampf, Schwefeldioxid
Mars
Jupiter
95 % Kohlenstoffdioxid, 2,7 % Distickstoff,
Nacht: -120 °C
1,6 % Argon, 0,13 % Disauerstoff
Tag: +24 °C
89,8 % Wasserstoffgas, 10,2 % Helium,
-128 °C
0,3 % Methan
Saturn
96,3 % Wasserstoffgas, 3,25 % Helium
-170 °C
Uranus
89,8 % Wasserstoffgas, 10,2 % Helium,
-156 °C bis -212 °C
0,3 % Methan
Neptun
80 % Wasserstoffgas, 19 % Helium,
-220 °C
1,5 % Methan
Tabelle 5: Temperatur und Zusammensetzung der Atmosphären der Planeten unseres
Sonnensystems [10, 60]
Daraus können die Schüler zunächst vermuten, dass die Konzentration von Kohlenstoffdioxid z.B. auf der Venus sehr hoch ist und mit der Höhe der Temperatur
zusammenhängen könnte. Im Anschluss daran kann man mit den Schülern eine
Demonstration, verändert nach [61], durchführen, die ihre Vermutung bestätigt, dass
Kohlenstoffdioxid dafür verantwortlich ist, dass sich die Erde auf natürliche Art und
Weise erwärmt (vgl. Demonstration 2 „Der Treibhauseffekt“). Hierzu leitet man das
im CO2-Entwickler entstandene Kohlenstoffdioxid in ein gleichmäßig bestrahltes
Becherglas und misst die Temperaturzunahme im Becherglas. Eine Vergleichsprobe,
die Luft enthält, wird ebenso bestrahlt. Den Anstieg der Temperatur von 26,1 °C auf
30,8 °C wird in der Klassenstufe 8 nicht erklärt.
57
7. Das Kohlenstoffdioxid
Führt man den Versuch erneut z.B. in der Jahrgangsstufe 10 zum Thema „Lewisformeln“ durch, kann man den Schülern anhand eines anschaulichen Modells 3 für das
CO2 – Molekül zeigen, dass Kohlenstoffdioxid IR-aktiv [62] ist, also durch Anregung
mit IR-Strahlung zum Schwingen angeregt wird. Dies verursacht dann die Erhöhung
der Temperatur, da die Gasteilchen z.B. häufiger aneinander stoßen. Zur Anfertigung
des Modells werden drei Holzkugeln, zwei blaue außen, die die Sauerstoffatome
darstellen sollen, und eine schwarze, die für das Kohlenstoffatom steht, in der Mitte,
über zwei Gummibändern miteinander verbunden.
Abb. 53: Holzperlenmodell eines Kohlenstoffdioxidmoleküls
Geht man mit den Schülern oder in Form einer Gruppenarbeit alle Möglichkeiten, die
das Molekül besitzt, sich zu bewegen, durch, erhält man die drei bekannten
Schwingungstypen: symmetrische Valenzschwingung (Modell 1), asymmetrische
Valenzschwingung (Modell 2) und Deformationsschwingung (Modell 3) [62].
Folgende Möglichkeiten sind gegeben:
I) Festhalten der mittleren Kugel:
a)
beide äußeren Kugeln von der Mitte weg ziehen
⇒ Modell 1
(1)
α) eine äußere Kugel nach oben bzw. unten und umgekehrt bewegen
b)
⇒ Ur-Zustand
(2)
(3)
β) beide äußeren Kugeln nach oben bzw. unten bewegen
⇒ Modell 2
(4)
(5)
3
Hier wurden aus einfachen, alltäglichen Materialien bekannte Schwingungsmodelle, z.B. aus einem
Modellbaukasten, nachgebaut.
58
7. Das Kohlenstoffdioxid
Analog erhält man die Ergebnisse aus b), wenn man die äußeren Kugeln statt nach
oben bzw. unten im Raum bewegt.
c)
eine äußere Kugel bewegt sich auf die Mitte zu, eine von der Mitte
weg
(6)
⇒ Modell 3
(7)
II) Festhalten der äußeren Kugeln
a)
mittlere Kugel aus der Linearität bewegen liefert Modell 2
b)
mittlere Kugel schwingt nach rechts bzw. links liefert Modell 3
Abb. 54 (1) - (7): Zeichnungen der Modelle zur symmetrischen Valenzschwingung, asymmetrischen Valenzschwingung und Deformationsschwingung
Betrachtet man in diesem Zusammenhang das Dipolmoment der drei Strukturen,
können die Schüler, da das Thema „Ladungsschwerpunkte und permanenter Dipol“
schon bekannt ist, sagen, dass sich der Schwerpunkt bei der symmetrischen Valenzschwingung nicht, bei den anderen beiden Schwingungstypen allerdings verlagert.
Erklärt man den Schülern, dass ein Molekül dann IR-aktiv ist, wenn sich das Dipolmoment ändert [62], können sie verstehen, warum sich die Temperatur im Becherglas
nach dem Befüllen mit Kohlenstoffdioxidgas schneller erhöht als in dem Becherglas,
das Luft enthält.
Soll der Treibhauseffekt genauer verdeutlicht werden, kann dies z.B. fächerübergreifend zusammen mit dem Fach Geographie in einem Leistungskurs der
Jahrgangsstufe 13 geschehen. Hierzu kann die Strahlungsbilanz des Systems
Erde/Atmosphäre betrachtet werden [11, 63].
59
7. Das Kohlenstoffdioxid
Abb. 55: Strahlungshaushalt des Systems Erde/Atmosphäre
Durch Reflexion z.B. an Wolken, atmosphärischen Partikeln und der Erdoberfläche
werden 30 % direkt ins Weltall zurückgestrahlt. Dies nennt man planetarisches
Albedo [63].
Von der eingestrahlten Sonnenenergie werden 19 % z.B. in den Wolken und am Ozon
(kurzwellige UV-Strahlung, vgl. Kap. 8.4 „Was passiert in der Stratosphäre?“) und
etwa 51 % auf der Erdoberfläche absorbiert [11].
Durch Absorption an der Erdoberfläche entsteht Wärmestrahlung, die teilweise im
Boden gespeichert, aber größtenteils wieder an die Atmosphäre abgegeben wird [63].
Etwa 95 % davon werden in Form von Gegenstrahlung der Troposphäre erneut
zurückgeworfen. Dies geschieht deshalb, da Spurengase, z.B. Wasserdampf (62 %)
und Kohlenstoffdioxid (22 %), sie absorbieren und in Wärme umwandeln (vgl.
Demonstration 2 „Der Treibhauseffekt“).
Berechnungen haben ergeben, dass ohne diese Rückstrahlung die durchschnittliche
Temperatur auf der Erde bei -18 °C liegen würde, also 33 °C unter der heute
herrschenden durchschnittlichen Temperatur von +15 °C [63].
60
7. Das Kohlenstoffdioxid
Das Thema „Treibhauseffekt“ kann, ebenso wie der „Stickstoffkreislauf“ (vgl. Kap.
4.4. „Ein Gas ,geht´ um die Welt – Der Distickstoffkreislauf“), in der Schule in Form
eines Schülerreferats besprochen werden.
In Kapitel 12.4 wird die Verstärkung des natürlichen Treibhauseffektes, „Der
anthropogene Treibhauseffekt“ besprochen.
Kohlenstoffdioxid besitzt für den Menschen nicht nur positive Eigenschaften, sondern
kann im Übermaße auch tödlich sein, wie das folgende Beispiel zeigt.
7.4 Ferien am Lake Nyos – Besser Nicht!
Der Lake Nyos ist ein See, der in Kamerun
(Zentralafrika) liegt. Wie schon in Kapitel
7.2 „Chemische und physikalische Eigenschaften“ erwähnt, lösen sich, bei einem
Druck von 1013 mbar und einer Temperatur
von 20 °C, 0,9 L CO2 in 1 L H2O, bei einer
Temperatur von 0 °C werden 1,7 L gelöst
Abb. 56: Lake Nyos
[54].
Abb. 57: Löslichkeit von CO2 in Wasser in Abhängigkeit von der Temperatur
Bei niedrigeren Temperaturen und höherem Druck löst sich mehr Kohlenstoffdioxid
im Wasser. Das ist auch der Grund, warum eine warme Flasche Wasser oder Sekt
beim Öffnen mehr sprudelt als eine kalte.
Der See ist einer von drei bekannten Seen weltweit [64], der mit Kohlenstoffdioxid
gesättigt ist. Dies liegt daran, dass er über vulkanischem Gebiet liegt, aus dessen
Erdinnerem, wie Abb. 49 „CO2-Gasblasen aus dem Laacher See“ zeigt, immer wieder
Gas nachströmt.
61
7. Das Kohlenstoffdioxid
Dadurch, das CO2 am Boden des Sees frei wird, sind die unteren, kalten Wasserschichten gesättigt, evtl. sogar übersättigt, wohingegen die oberen Wasserschichten
weniger Kohlenstoffdioxid enthalten.
Führt ein Umweltereignis, z.B. ein Erdrutsch, ein Vulkanausbruch oder ähnliches
dazu, dass die unteren, kalten Wasserschichten mit den oberen, wärmeren
Wasserschichten durchmischt werden, entgast der See, d.h. es wird sehr viel Gas auf
einmal freigesetzt, da sich im warmen Wasser nicht so viel Kohlenstoffdioxid lösen
kann (vgl. Abb. 57: „Löslichkeit von CO2 in Wasser in Abhängigkeit von der
Temperatur“) [64].
Genau dies geschah am 21.8.1986 gegen 21.30 Uhr am Lake Nyos.
Das Entgasen von Kohlenstoffdioxid selbst ist nicht problematisch, wäre das Gas mit
einem Litergewicht von 1,9768 g nicht schwerer als Luft [54]. Dies führte dazu, dass
es sich am Boden verteilte und in die umliegenden Täler „floss“.
Beträgt die Konzentration von Kohlenstoffdioxid mehr als 10 Volumenprozent der
Atemluft, führt dies zunächst zur Bewusstlosigkeit oder kann Krämpfe und
Kreislaufschwäche hervorrufen. Steigt sie auf über 15 Volumenprozent können
Lähmungserscheinungen ähnlich wie bei einem Schlaganfall entstehen. Noch größere
Mengen führen rasch zum Tod, da das Hämoglobin dann zu wenig Disauerstoff
aufnehmen kann (vgl. Kap. 5.4 „Atmung und Photosynthese – Ein Disauerstoffkreislauf“). Daran starben am Lake Nyos an diesem Abend etwa 1800 Menschen.
Diese Katastrophe kann man Schülern mit Hilfe eines Modellversuches, Versuch 8
[65] „Unglück am Lake Nyos“ verdeutlichen. Hierbei verwendet man zur Darstellung
des Sees entweder Essig, Cola-Light oder
warmes Wasser (ca. 50 °C). Die Flüssigkeit
befindet sich etwa 1,5 cm hoch in einem
kleinen Plastikbehälter. In die Flüssigkeit
hinein stellt man jetzt unterschiedlich hohe,
entzündete Kerzen (z.B. Teelicht und kleiner
Friedhofsbrenner). Gibt man Brausetabletten
bzw.
ein
Päckchen
Backpulver
hinzu,
erlöschen die Kerzen nacheinander.
Abb. 58: Modell für das Tal des Sees Lake Nyos
62
7. Das Kohlenstoffdioxid
Dies geschieht, da sowohl im Backpulver als auch in den Brausetabletten Natriumhydrogencarbonat enthalten ist. Dieses setzt, kommt es mit Säure, z.B. mit Essigsäure
(Essig) oder Phosphorsäure (Cola-Light), in Berührung, Kohlenstoffdioxid frei.
NaHCO3(s) + CH3COOH(l)
CO2(g) ↑ + CH3COONa(aq) + H2O
Dasselbe geschieht bei Zugabe von heißem Wasser.
NaHCO3(s) + H2O
CO2(g) ↑ + NaOH(aq) + H2O
Um den Schülern zu zeigen, welche Wucht hinter einer spontanen Entgasung steht,
kann alternativ zum obigen Versuch eine 2 L Cola-Light Flasche und eine ganze
Rolle Mentos verwendet werden. Die Durchführung dieses Versuches sollte im
Freien stattfinden. Hierzu gibt man die Mentos lose in ein Reagenzglas, verschließt
dies mit einem Bierdeckel und hält es über die geöffnete Öffnung der Cola-Light
Flasche. Gibt man gleichzeitig alle Mentos in die Flasche, die als Druckgasbehälter
dient, entsteht eine Cola-Fontaine [65].
Genau geklärt ist noch nicht, was bei diesem Versuch passiert. Es gilt aber als relativ
sicher, dass das in der Cola-Light gelöste Kohlenstoffdioxid an der Oberfläche des
Mentos-Bonbons schlagartig desolvatisiert wird und sich CO2-Gasblasen bilden.
Oberfläche Mentos-Bonbon
CO2(aq)
CO2(g)
Woher allerdings die Wucht kommt, die dahinter steckt, die z.B. bei der Verwendung
von Brausetabletten in einer Literflasche Wasser nicht vorhanden ist, ist noch nicht in
Gänze geklärt.
Weiterhin sind grenzflächenaktive Substanzen im Mentos enthalten, die die
Oberflächenspannung des Wassers in der Cola-Light herabsetzen. Hierdurch ist die
Bildung der Kohlenstoffdioxid-Gasblasen begünstigt.
Bekannt für dasselbe Phänomen ist die „Hundsgrotte“ in Neapel, in der sich
Menschen ganz normal aufhalten und atmen können. Kleinere Tiere, z.B. Hunde,
sterben, da sie auf Grund der Ansammlung von Kohlenstoffdioxid (ca. 70 %) in einer
vom Boden aus gesehen etwa 50 cm hohen Gasschicht, nicht mehr atmen können [54].
63
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen
Ozon kommt auf natürliche Weise hauptsächlich in der Stratosphäre vor. Es bildet die
sogenannte Ozonschicht, die die UV-Strahlung der Sonne filtert und somit das Leben
auf der Erde erst möglich macht.
Das Thema „Ozon“ kommt im Lehrplan Chemie des Landes Hessen (Gymnasialer
Bildungsgang) nicht vor. Da es aber ein wichtiges Thema ist, das z.B. gerade wieder
im Sommer 2006 auf Grund der erhöhten Ozonwerte aktuell diskutiert wurde, sollte
es an den verschiedenen Stellen im Lehrplan, die im Laufe des Kapitels erwähnt
werden, aufgegriffen werden.
8.1 Eigenschaften
Ozon ist eine allotrope [31] Modifikation des Sauerstoffs. Es besteht aus drei
Sauerstoffatomen und lässt sich mit Hilfe der Lewis-Schreibweise, die in der
Jahrgangsstufe 10 zum Thema „Elektronenpaarbindung/Atombindung“ 2.2 „LewisFormeln“ eingeführt wird, wie folgt darstellen:
O
O
+ O
O+
O
O
O
-
-
O
O
Abb. 59 (1) - (3): Mesomeriestrukturen des Ozonmoleküls, (4) Modell des Ozonmoleküls
Hierbei kann man auch diskutieren, warum das Ozonmolekül im Gegensatz zum
CO2-Molekül gewinkelt ist (vgl. Kap. 7.3 „ Der natürliche Treibhauseffekt“) [59].
Ozon ist bei Standardbedingungen ein blaues, charakteristisch riechendes Gas, das
Christian Friedrich Schönbein 1840 sowohl nach heftigen Gewittern als auch bei der
Elektrolyse von Wasser bzw. verdünnter Schwefelsäure entdeckte und ihm seinen
Namen gab (ozein (griech.) = riechen) [66].
64
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen
„ Was mich betrifft, so bin ich gerne geneigt
anzunehmen, daß die riechende Substanz,
welche den Blitz entbindet, ganz dieselbe ist,
welche durch Elektricität unserer Maschinen
und die bei Elektrolysation des Wassers
entbunden wird […]“ [67]
Abb. 60: Christian Friedrich Schönbein
Das achsensymmetrische Ozonmolekül weist ein delokalisiertes π-Elektronensystem
auf und die Bindungsordnung zwischen den Sauerstoffatomen, zunächst an der
Lewis-Schreibweise abgelesen, beträgt 1,5. Es ist gewinkelt mit einem Einschlusswinkel von 116,8° und der Abstand zwischen den Sauerstoffatomen beträgt
128 pm [66].
Dieser Wert bestätigt die Bindungsordnung, da die berechnete Einfachbindung O-O
bei 132 pm, die berechnete Zweifachbindung O=O bei 112 pm liegt [35].
Hieran kann man in der Schule wiederum den schon in Kapitel 4.3 „Chemische
Eigenschaften“ des molekularen Stickstoffs erwähnten Merksatz bestätigen.
Hoher Bindungsgrad, hohe Dissoziationsenergie, starke Bindung.
Die genaueren Bindungsverhältnisse im Ozonmolekül könnten in Jahrgangsstufe 12,
nach der Erklärung der Hybridisierung, modellhaft beschrieben werden. Ozon ist ein
dreiatomiges Molekül und da häufig schon die Molekülorbitale von Dimeren für die
Vorstellungswelt der Schüler kompliziert sind, wird das Bindungssystem des Ozons
im Folgenden nicht didaktisch reduziert, sondern wissenschaftlich erklärt.
Formal geht man davon aus, dass alle
drei
Sauerstoffatome
sp2-hybridisiert sind [68].
So entsteht eine σ-Bindung,
die wie folgt aussieht:
Abb. 61: σ-Bindungssystem des Ozonmoleküls
65
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen
Bei 3·6 e- = 18 Außenelektronen fehlen vier, die sich z.B. in den pz-Orbitalen, also
senkrecht zu den sp2-Hybridorbitalen, befinden müssen.
Die π–Bindung sieht, wenn man das Molekül von der Seite betrachtet, wie folgt aus:
(1) bindend
(2) nicht bindend
(3) anitbindend
Abb. 62 (1) - (3): π–Bindungssystem des Ozonmoleküls
Betrachtet man ein vereinfachtes Molekülorbitalmodell, kann man daran ablesen,
dass molekulares Ozon paramagnetisch ist.
__πz*
__ __
__πzn.b.
pz pz
___
b
__πz
Atomorbitale O
pz
Atomorbital O
Molekülorbital O3
Abb. 63: Lokales Molekülorbitalmodell des Ozonmoleküls
Ebenfalls bestätigt es die Bindungsordnung, da die beiden bindenden Elektronen auf
zwei Bindungen aufgeteilt werden und somit die π-Bindung den Wert ½ hat.
8.2 Darstellungsarten
Ozon kann man u. a. chemisch, photochemisch und elektrisch herstellen.
Auf diesen Wegen wird häufig zunächst atomarer Sauerstoff erzeugt, der dann mit
molekularem Sauerstoff zu Ozon reagieren kann.
66
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen
Bevor dieses Thema behandelt werden kann, müssen die Schüler die Radikalchemie,
die erst in der Jahrgangsstufe 11 „Einführung in die Kohlenstoffchemie“, 2.3
„Gesättigte Kohlenwasserstoffe“ zum Thema „Radikalische Substitution“ auftaucht,
verstanden haben, da hier Disauerstoff homolytisch in zwei Sauerstoffradikale
gespalten wird [66].
O2(g)
2 O· ·(g)
ΔH° = +249 kJ/mol
O· ·(g) + O2(g)
O3(g)
ΔH° = -106,5 kJ/mol (☼)
Auf die Unterscheidung der verschiedenen angeregten Zustände des atomaren
Sauerstoffs nach den Russel-Saunders-Thermen [69] wird der Einfachheit halber
verzichtet.
8.2.1 Chemische Darstellung
Ein sehr spektakulärer Versuch zum Thema „Redoxreaktionen“ in Klassenstufe 11 ist
die Entzündung von Ethanol durch Ozon (vgl. Versuch 9 „Entzündung von Ethanol
durch Ozon“) [70]. Hierbei reagiert feinkristallines Kaliumpermanganat mit konzentrierter Schwefelsäure zu Ozon, das den mit Ethanol getränkten Wattebausch nach
etwa
einer
Minute
entzündet.
Die
Schüler
kennen
die
Reaktion
vom
Permanganatanion zum Mangan(II)-kation. Das “Mn2+(aq)” liegt in wässriger Lösung
als rosafarbenes Hexaaquamangan(II)-ion [Mn(H2O)6]2+ vor.
−2
+7
Mn O4− ( aq )
+2 2 +
+ 8 H 3O + ( aq ) + 5 e-
“ Mn
(aq)“
−2
+ 12 H 2 O
Liegen nun aber gleiche Mengen der Reaktionspartner vor und eine hochkonzentrierte
Säure, passiert Folgendes:
+7
−2
2 Mn O4− ( aq )
+7
+ 2 H 3O + ( aq )
−2
Mn 2 O7 ( aq )
−2
+ 3 H2 O
Dieses Anhydrid der Permangansäure ist metastabil und zersetzt sich ab -10 °C
langsam, ab +95 °C explosionsartig zu Disauerstoff oder Ozon [70].
+7
−2
2 Mn 2 O7 ( aq )
+7
−2
Mn 2 O7 ( aq )
+4
−2
+4
−2
4 Mn O2 ( aq )
2 Mn O2 ( aq )
0
+ 3 O2 ( g ) ↑
0
+ 2 O3 ( g ) ↑
67
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen
Die Entzündung des Ethanols beruht nun darauf, dass es zu Acetaldehyd oxidiert
wird, der bei weiterer Energiezufuhr aus der Reaktion heraus schließlich entflammt.
Weiterhin kann atomarer Sauerstoff und somit Ozon chemisch durch leicht
zerfallende Sauerstoffverbindungen, z.B. bei der Zersetzung von Peroxoverbindungen
wie Bariumperoxid mit konzentrierter Schwefelsäure, entstehen.
BaO2(s)
BaSO4(s) + H2O + O· · (g)
+ H2SO4(konz.)
8.2.2 Photochemische Darstellung [71]
Durch Zufuhr von kurzwelligem UV - Licht (λ < 242 nm)
werden Sauerstoffmoleküle photochemisch in atomaren
Sauerstoff gespalten.
Abb. 64: UV-Lampe
h ⋅ν
O· · (g)
½ O2(g)
ΔH° = +249 kJ/mol
λ < 242 nm
Der atomare Sauerstoff reagiert nach (☼) weiter zu Ozon. Diese Reaktion ist auch für
den charakteristischen Geruch nach Ozon auf Sonnenbänken und am Kopierer
verantwortlich (vgl. Versuch 10.2.1 „Geschwärzte Kartoffeln“ und Arbeitsblatt 5
„Woher kommt der spezielle Geruch auf der Sonnenbank und am Kopierer?“).
Ebenso entsteht Ozon in der Atmosphäre, wenn kurzwelliges Licht auf vorhandenen
Sauerstoff trifft (vgl. Kap. 8.4 „Was passiert in der Stratosphäre?“).
8.2.3 Elektrische Darstellung
a) Siemensscher Ozonisator
Bei Einwirkung stiller elektrischer Entladung auf molekularen Sauerstoff entsteht
atomarer Sauerstoff.
½ O2(g)
2 O· · (g)
ΔH° = +249 kJ/mol
Dieser reagiert nach (☼) weiter zu Ozon.
Den Siemensschen Ozonisator kann man in der Schule transparent nachbauen, ist
aber auf Grund des Umganges mit Hochspannung für Schüler schwierig zu
handhaben und daher ausschließlich als Lehrerversuch geeignet [72].
68
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen
b) Elektrolyse
Im Schulunterricht, am besten auch als Schülerversuch durchzuführen, ist die
Darstellung von Ozon durch Elektrolyse aus Schwefelsäure (c = 5 mol/L) im
Hofmannschen Zersetzungsapparat (vgl. Versuch 10.1 „Elektrolyse – Gase aus einer
Flüssigkeit“) [73].
Dies kann z.B. im Rahmen des Themas „Redoxreaktionen“, 1.2 „Ausgewählte
Redoxreaktionen“ zum Unterthema „Elektrolysen“ geschehen. Da Ozon auf diesem
Weg von Schönbein 1840 entdeckt wurde, ist ein historisch orientierter
Unterrichtseinstieg möglich.
Hier werden im Gegensatz zum Siemensschen Ozonisator keine Hochspannung,
sondern niedere Voltzahlen in Form von Gleichspannung (10 V) verwendet.
Nachteilig ist, dass nur geringe Mengen ozonhaltiges Anodengas pro Zeiteinheit,
etwa 50 mL in 15 Minuten, entstehen.
An der Kathode entsteht bei der Reduktion molekularer Wasserstoff, den man
anschließend mit Hilfe der Knallgasreaktion nachweisen kann.
+1
2 H 3 O + ( aq ) + 2 e-
−2
0
H 2( g ) ↑
+ 2 H2 O
An der Anode entsteht oxidativ aus dem Sulfation ein Peroxodisulfatanion [74]:
+6
2 S O4
2−
+7
( aq )
S 2 O8
2−
+ 2 e-
( aq )
Aus der entstandenen Peroxodischwefelsäure wurde früher und wird heute noch im
Labormaßstab Wasserstoffperoxid hergestellt.
Das ozonhaltige Anodengas, ein Gemisch aus Sauerstoff und Ozon, entsteht
folgendermaßen aus dem entstandenen Wasser [67]:
−2
3 H2 O
−2
6 H2 O
0
+1
O · · (ads.) + 2 H 3 O + ( aq ) + 2 e0
+1
O 2(ads.) + 4 H 3 O + ( aq ) + 4 e-
Der entstandene molekulare Sauerstoff reagiert mit dem atomaren Sauerstoff gemäß
(☼) zu Ozon. Das entstandene Ozon sollte möglichst zeitnah für nachfolgende
Versuche verwendet werden, da es sich schnell zersetzt.
69
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen
8.3 Ozon – Ein starkes Oxidationsmittel
Will man das Ozon in der Schule nachweisen, kann man darauf zurückgreifen, dass
Ozon ein starkes Oxidationsmittel ist.
−2
0
−2
0
O3 ( aq ) ) + H 2 O + 2 e-
O2 ( g ) + 2 O H − ( aq ) E° = + 1,246 V [66]
Es oxidiert zum Beispiel Kaliumiodid zu Iod, welches man durch Bildung der IodStärke-Einschlussverbindung nachweisen kann (vgl. Versuch 10.2.1 „Geschwärzte
Kartoffeln“).
0
−1
−
O3 ( aq ) + 2 Ι
−2
( aq )
+ H2 O
0
0
−2
O2 ( g ) + Ι 2( aq ) + 2 O H − ( aq )
Abb. 65: Iod-Stärke-Einschlussverbindung
Mit dieser Methode, unter Verwendung von Iod-Stärke-Papier, kann man den
Schülern zeigen, dass z.B. am Kopierer und auf der Sonnenbank Ozon entsteht (vgl.
Arbeitsblatt 5 „Woher kommt der spezielle Geruch auf der Sonnenbank und am
Kopierer?“) [75].
Alle erwähnten Darstellungsmethoden sind bislang auf der Laborebene erklärt. Wo
und wie auf natürliche Weise Ozon entsteht, wird in Kapitel 8.4 erläutert.
8.4 Was passiert in der Stratosphäre ?
Im Bereich zwischen 20 und 40 km über der Erdoberfläche, also in der Stratosphäre,
findet sich die Ozonschicht (vgl. Kap. 3.3 „Der Aufbau der Atmosphäre“, Abb. 5).
70
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen
Hier entsteht Ozon auf natürliche Art sowohl photochemisch (vgl. Kap. 8.2.2
„Photochemische Darstellung“) als auch elektrisch (vgl. Kap. 8.2.3 „Elektrische
Darstellung“, a) „Siemensscher Ozonisator“).
Betrachtet man den photochemischen Weg genauer, stellt man fest, dass bei der
Bildung von Ozon in der Stratosphäre ein Stoßpartner M (z.B. Stickstoffmoleküle)
benötigt wird, der überschüssige Energie abführt, da ansonsten das Ozonmolekül auf
Grund seiner exothermen Bildungsenthalpie von -106,5 kJ/mol sofort wieder
zerfallen würde [67].
Nach dem Chapman-Mechanismus, verändert und vereinfacht nach [66, 67], passiert
folgendes:
Ozonbildung:
O2(g) + h·ν
O· · (g) + O· · (g)
O· ·(g) + O2(g) + M
O3(g) + M
λ < 242 nm
Ozonabbau:
O3(g) + h·ν
O2(g) + O· · (g)
O3(g) + O· · (g)
2 O2(g)
310 nm< λ < 1180 nm
Der oben angeführte Prozess ist dafür verantwortlich, dass die aggressive,
kurzwellige UV-Strahlung der Sonne absorbiert wird und das Leben auf der Erde
überhaupt möglich ist (vgl. Kap. 3.1 „Aus lebensfeindlich wird lebensfreundlich –
Die Evolution der Atmosphäre“).
Dieser Mechanismus geht allerdings von reiner Sauerstoffchemie aus. Weiterhin wird
Ozon aber auf natürlichem Weg durch andere Gase, die sich in der Atmosphäre
befinden, abgebaut. Im Folgenden wird nun beispielhaft erläutert, wie Ozon durch
Wasserdampf und Distickstoffmonoxid abgebaut wird.
Hierbei entsteht aus biogenem Distickstoffmonoxid (vgl. Kap. 4.4.2 „Freisetzung von
molekularem Stickstoff“) zusammen mit atomaren Sauerstoff radikalisches
Stickstoffmonoxid [66].
N2O(g) + O· · (g)
NO· (g) + NO· (g)
71
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen
Durch die Reaktion von Wasserdampf mit atomarem Sauerstoff entstehen zwei
Hydroxidradikale [66].
H2O(g) + O· · (g)
HO·
(g)
+ HO·
(g)
Allgemein kann man für die beiden oben angeführten Radikale X = NO· / HO·
folgende Abbaureaktion formulieren:
X·
(g)
·
XO
(g)
O3(g)
+ O3(g)
XO·
+ O3(g)
·
X
+ O3(g)
3 O2(g)
(g)
(g)
+ O2(g)
+ 2 O2(g)
Hierbei handelt es sich um einen katalytischen Abbaumechanismus. Der Katalysator
liegt nach der Reaktion unverändert vor und kann ein neues Ozonmolekül abbauen.
Ohne diesen katalytischen Abbau wäre ca. 30 % [66] mehr Ozon in der Stratosphäre
vorhanden.
Nach ähnlicher Radikalbildung und ähnlichen katalytischen Abbaumechanismen
erfolgt ein natürlicher Abbau von Ozon ebenfalls durch weitere natürlich vorkommende Gase (vgl. Kap. 9 „Spuren von Gasen“) wie z.B. molekularen Wasserstoff und Kohlenstoffmonoxid [66].
Elektrisch entsteht Ozon in der Atmosphäre analog
den Vorgängen im Siemensschen Ozonisator. Die
Hochspannung wird hierbei durch Blitzentladungen
bei Gewittern erzeugt. In Deutschland gibt es
durchschnittlich 20-35 Gewittertage im Jahr [76],
allerdings gibt es Orte auf der Welt, z.B. in den
Tropen, wo es bis zu 200-mal pro Jahr [77] gewittert.
Abb. 66: Blitze über einer Stadt
8.5 Technische Verwendung von Ozon [78]
In der Organischen Chemie verwendet man Ozon z.B. zur Strukturaufklärung, da bei
der sogenannten „Ozonolyse“ Doppelbindungen gespalten werden können.
72
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen
Technisch wird Ozon z.B. zur Entkeimung von Trinkwasser verwendet.
Weiterhin dient es der Oxidation von Eisen- und Manganionen, die als Oxide oder
Hydroxide ausfallen.
+2 2 +
Mn
0
( aq )
+2 2 +
2 Fe
+ O3 ( aq )
0
( aq )
+ O3 ( aq )
−2
+ 3 H2 O
−2
+ 9 H2 O
+4
Mn O2 (s) ↓
0
+ 2 H 3O + ( aq ) + O2 ( aq )
+3
0
2 Fe(OH ) 3( s ) ↓+ 4 H 3O + ( aq ) + O2 ( aq )
Weiterhin können durch Einleiten von Ozon vorhandene leicht lösliche Eisen(III)Verbindungen in schwerlösliche Hydroxide überführt werden (vgl. Versuch 10.2.3
„Raus mit dem Eisen!“)
4 FeCl3(aq) + 2 O3(g) + 12 H2O
4 Fe(OH)3(s) ↓ + 12 HCl + 3 O2(aq)
Neben der Fällung der Metall-Ionen ist ein weiterer Vorteil, dass die im Trinkwasser
vorhandenen Bakterien sehr viel schneller zerstört werden als z.B. durch unterchlorige Säure. Ebenfalls können durch Reaktion von Chlor mit Phenolen oder durch
Ligninabbau geschmacklich sehr intensive Chlorphenole entstehen, die im Trinkwasser bereits ab 0,001 mg/L wahrnehmbar wären. Dies ist bei der Verwendung von
Ozon nicht der Fall.
Nachteilig ist, dass das Entkeimungsverfahren mit Ozon sehr teuer ist und somit
hauptsächlich in der Schwimmbadentkeimung oder bei der Entkeimung einiger
Mineralwässer verwendet wird. Ein noch schwerwiegenderer Nachteil ist aber, dass
eine Fortwirkung fehlt, d.h. dass kein Schutz vor Wiederverkeimung z.B. im Rohrnetz vorliegt. Die Entkeimung mit Ozon ist somit nicht weitreichend genug.
Die Problematik des „Ozonlochs“ und der ungewollten Bildung von Ozon in den
unteren Schichten der Atmosphäre wird in Kapitel 12.2. „Oben hui, unten pfui –
bodennahes Ozon und das Ozonloch“ besprochen.
73
9. „Spuren von Gasen“
9. „Spuren von Gasen“
Neben den vier Hauptbestandteilen Distickstoff, Disauerstoff, Argon und
Kohlenstoffdioxid, sowie dem in Kapitel 8 behandelten Ozon, sind weitere Gase in
Spuren, also < 0,002 Volumenprozent, in der Luft enthalten. Diese sind, ohne die in
Kapitel 6 diskutierten Edelgase, in der nachfolgenden Tabelle aufgeführt:
Art
Volumenprozente
Wasser, H2O
variabel, bis max. 4
Methan, CH4
~ 2· 10-4
Molekularer Wasserstoff, H2
~ 5· 10-5
Distickstoffmonoxid, N2O
~ 3· 10-5
Kohlenstoffmonoxid, CO
~ 2· 10-5
Ammoniak, NH3
~ 2· 10-6
Stickoxide: NO, NO2
~ 1· 10-7
Schwefeldioxid, SO2
~ 2· 10-8
Schwefelwasserstoff, H2S
~ 2· 10-8
Chlormethan, CH3Cl
~ 3· 10-9
Kohlenstoffoxidsulfid, COS
~ 3· 10-9
Kohlenstoffdisulfid, CS2
~ < 10-9
Brommethan, CH3Br
~ Spuren
Iodmethan, CH3I
~ Spuren
Tabelle 6: Natürliche Spurengase [8]
Alle hier erwähnten Bestandteile sind natürlichen Ursprungs, allerdings wurde ihr
Anteil in der Luft z.B. durch unvollständige Verbrennung fossiler Brennstoffe erhöht
[8, 79].
Im Folgenden wird der Vollständigkeit halber nach [8, 79] zusammengefasst erläutert,
wie die in Tabelle 6 genannten Spurengase auf natürliche Weise entstehen und
welche Funktion sie in der Atmosphäre erfüllen.
74
9. „Spuren von Gasen“
Auf die Einbindung in den Schulunterricht wird in diesem Kapitel vollständig
verzichtet, da die meisten Spurengase im Zusammenhang mit anderen Kapiteln
diskutiert werden.
Im weiteren Verlauf der Arbeit wird in einem gesonderten Kapitel auf die wichtige
Aufgabe des Wassers in der Atmosphäre und die Variabilität des Volumenanteils
näher eingegangen (vgl. Kap. 10 „Wasser in der Luft“). Weiterhin werden die
Umweltprobleme, die durch die Erhöhung des Anteils der Spurengase in der Luft
entstehen, in Kapitel 12 „Die Schadstoffbelastung unserer Luft“ diskutiert.
Die Stickstoffoxide, Distickstoffmonoxid und Ammoniak wurden bereits in Kapitel
4 „Der molekulare Stickstoff – Verdorbene Luft“ näher betrachtet. Hierbei wurde ihre
Entstehung und Verwendung verdeutlicht (vgl. Kap. 4.4.1 „Fixierung des
molekularen Luftstickstoffs“, a) „Atmosphärische Fixierung“ und Kap. 4.4.2 „Freisetzung von molekularem Stickstoff“).
Die beiden Spurengase Methan und Diwasserstoff sowie Schwefelwasserstoff
entstehen auf natürlichem Weg hauptsächlich durch Sumpfmikroben und bei der
Rinderzucht.
Durch unvollständige Verbrennung fossiler Brennstoffe wird ihr Anteil in der
Atmosphäre aber jährlich erhöht. Methan bildet eine Quelle für Kohlenstoffmonoxid
und aus Schwefelwasserstoff entsteht durch Oxidation Schwefeldioxid. Der
entstandene Diwasserstoff wird auf natürlichem Wege teilweise durch Mikroben
verbraucht, die ihn zu Reduktionszwecken verwenden. Weiterer, molekularer
Wasserstoff diffundiert auf Grund seiner geringen Dichte ins Weltall (vgl. Kap. 6.2
„Das Helium – Ein leichtes Gas zum Fliegen!“).
1
/3 des giftigen Kohlenstoffmonoxids, das sich in der Atmosphäre befindet, entsteht
durch Oxidation von Methan und anderen Kohlenwasserstoffen.
Die restlichen
2
/3 des in der Atmosphäre befindlichen Kohlenstoffmonoxides
entstehen bei der unvollständigen Verbrennung fossiler Brennstoffe, z.B. bei der
Verbrennung von Benzin im Automotor. Kohlenstoffmonoxid ist eine Quelle für
Kohlenstoffdioxid, welches u. a. für die natürliche Aufwärmung der Erde
verantwortlich ist (vgl. Kap. 7.3 „Der natürliche Treibhauseffekt“).
75
9. „Spuren von Gasen“
Wird zu viel davon produziert, so trägt es zur weiteren globalen Erwärmung bei (vgl.
Kap. 12.4 „Der anthropogene Treibhauseffekt“).
Schwefeldioxid entsteht auf natürliche Weise durch Oxidation von bio- und
geologisch entstandenem Schwefelwasserstoff und Kohlenstoffdisulfid.
Auch der Anteil dieses Spurengases wird durch die Verbrennung von fossilen
Brennstoffen in Großfeuerungsanlagen sowie in Automotoren erhöht.
Dies führt zu weiteren Umweltproblemen, da es wie die Stickoxide aus der
Atmosphäre ausgewaschen werden kann und somit zum Sauren Regen beiträgt (vgl.
Kap. 12.3 „Regnet es wirklich Säure?“).
Halogenmethane entstehen durch Meeresalgen. Sie verstärken den natürlichen
Treibhauseffekt, da sie IR-Strahlung in einem Bereich von 10000 nm absorbieren.
Weiterhin tragen sie, wenn sie in großen Mengen vorkommen, zum Ozonabbau in der
Troposphäre bei, da sie zu Chlorradikalen umgesetzt werden können, die dann zum
katalytischen Abbau von Ozon, also zur Bildung des „Ozonlochs“ beitragen (vgl.
Kap. 12.2 „Oben hui, unten pfui – ,Bodennahes´ Ozon und das Ozonloch“).
Insgesamt entspricht also der in Tabelle 6 angeführte Anteil der jeweiligen Spurengase an der Luft nicht nur dem natürlichen, sondern dem natürlichen und dem
anthropogen erzeugten Anteil.
In der Tabelle nicht aufgeführt, aber dennoch in geringem Maße in der Luft enthalten,
sind organische Moleküle wie z.B. Benzol, Phenole, einfache Aldehyde und Ketone.
Weiterhin sind Ruß, Zement- und Asbeststäube, Zigarettenrauch und Flugasche darin
vorhanden.
76
10. Wasser in der Luft
10. Wasser in der Luft
Wie in Kapitel 9 erwähnt, ist Wasser ein Spurengas, das je
nach Jahreszeit, Klima und Temperatur in unterschiedlicher Menge in der Luft vorkommt. Es liegt in allen
drei Aggregatzuständen vor: als Eis z.B. bei Schnee und
Hagel, in flüssiger Form z.B. bei Regen und als Wasserdampf z.B. enthalten in den Wolken.
Abb. 67: Wassertropfen
Dass Wasser in der Luft enthalten ist, kann man den Schülern schon in Jahrgangsstufe
8 zum Thema „Wasser und Wasserstoff“ zeigen, indem man eine Spatelspitze
wasserfreies, weißes Kupfer(II)-sulfat luftdicht z.B. in einem Wägeglas verschließt
und ein anderes Wägeglas bis zur nächsten Stunde an der Luft stehen lässt (vgl.
Versuch 11 „Qualitativer Wassernachweis: Es ist feucht in unserer Luft“).
Vergleicht man in der nächsten Schulstunde die beiden Proben, kann man eine dritte,
wasserfreie Probe hinzunehmen und diese mit einem Tropfen Wasser versetzen. Die
Schüler erkennen, dass das Kupfer(II)-sulfat seine Farbe von weiß nach blau ändert,
je mehr Wasser es aufnimmt.
Da die Erklärung dazu erst in der Oberstufe im Wahlthema 13.2 „Komplexchemie“
gegeben werden kann, soll der Nachweis hier rein phänomenologisch erfolgen.
In der Oberstufe kann man den Schülern die Struktur von Kupfer(II)-sulfat erklären,
welches mit Wasser einen blauen Komplex [Cu(H2O)4]SO4*H2O bildet. Im Komplex
sind vier Wasserliganden quadratisch planar um das Zentralteilchen, das Kupfer(II)kation angeordnet. Der fünfte Wasserligand ist über Wasserstoff-brückenbindungen
am Sulfatanion gebunden [34].
Will man Schülern zeigen, wie viel Wasser genau in der Luft enthalten ist, kann man
auch im Anfangsunterricht, also in Jahrgangsstufe 8 Versuch 12.1 „Wie viel
Wasserdampf ist in Luft?“ durchführen [80, 81, 82].
Hierbei werden Wasser und Wasserdampf in einem geschlossenen Gefäß mit
bestimmtem Luftvolumen, hier Vges = 720 mL, durch Einspritzen von konzentrierter
Schwefelsäure, hier V(H2SO4) = 2 mL, gebunden.
77
10. Wasser in der Luft
Die Volumendifferenz kann man an einem Kolbenprober ablesen, der vorher 60 mL
Luft und nach der Reaktion nur noch 46 mL beinhaltet. Mit Hilfe eines Manometers
prüft man, ob der Innendruck dem Außendruck entspricht.
Ist dies der Fall, beträgt nun ΔV= 60 mL – (46 mL + 2 mL) = 12 mL.
Berechnet man den Volumenanteil φ des Wassers am Gesamtvolumen, erhält man:
ϕ=
12mL
= 0,0166 , also 1,66 %.
720mL
Wasser hat viele charakteristische Eigenschaften, von denen einige, die im Laufe des
Kapitels verwendet werden und im Zusammenhang mit dem Thema Luft wichtig
sind, in Tabelle 6 aufgeführt sind.
10.1 Ein kurzer Steckbrief von Wasser
Molekülformel
H 2O
Schmelz-/Gefrierpunkt
0 °C
Siede-/Taupunkt
100 °C
(Maximale) Dichte
1 g/cm3
Dampfdruck bei 20 °C
23,36 mbar
25 °C [83]
31,7 mbar
30 °C
42,42 mbar
Tabelle 7: Ausgewählte Eigenschaften von Wasser [57, 84]
Schmelz-, Siedepunkt und Dichte sowie die Anomalie des Wassers (maximale
Dichte) können in Jahrgangsstufe 8 beim Thema „Wasser und Wasserstoff“ behandelt
werden. Die Molekülformel wird in Jahrgangsstufe 9 zum fakultativen Thema
„Experimentelles Erarbeiten von Molekülformeln – das Beispiel Wasser“ erarbeitet.
Wichtig im Zusammenhang mit dem Thema Luft ist der Kreislauf, den das Wasser in
der Atmosphäre durchläuft.
10.2 Der Wasserkreislauf
In der neuesten Ausgabe der National Geographic (September 2006) fasst JeanMichel Cousteau, der Sohn des berühmten Jaques-Yves Cousteau, den Wasserkreislauf wie folgt (vereinfacht) zusammen:
78
10. Wasser in der Luft
„Das Wasser, das aus den Meeren verdunstet, gelangt als
Luftfeuchtigkeit in die Wolken und verteilt sich als Regen
und Schnee über die Erde. Der Schnee, der auf die Berge
fällt, schmilzt und fließt in die Bäche. Die Bäche vereinigen
sich zu Flüssen, die das Wasser wieder in den Ozean
transportieren.“ [85]
Abb. 68: Jean-Michel Cousteau
Dieser Kreislauf kann Schülern in einem einfachen Modell in der Jahrgansstufe 8 in
Lfd. Nr. 8.2 „Die chemische Reaktion – Stoffumsatz und Energieumsatz“ beim
Thema „Wasser und Wasserstoff“ aufgezeigt werden.
Eine dabei in der Chemie selten verwendete Methode, die häufiger in Fächern wie
Religion oder Deutsch angewandt wird, ist die Phantasiereise 4 . Sie kann an dieser
Stelle eine sinnvolle Anwendung finden.
Man kann die Schüler gegen Ende einer Schulstunde für 5-10 Minuten in ihrer
Phantasie auf eine Reise schicken. Sie sollen sich dabei vorstellen, sie wären ein
Wassertropfen, der den Wasserkreislauf des Wassers durchläuft. Diese Geschichte
kann man den Schülern danach als Arbeitsblatt (vgl. Arbeitsblatt 6 „Der Wasserkreislauf – Mit Hazweioh auf Reisen!“) mit nach Hause geben und sie daraus, mit
Hilfe des Buches und des Internets, selbständig den Wasserkreislauf erarbeiten lassen.
Insgesamt könnte folgendes Bild dabei herauskommen:
Abb. 69: Wasserkreislauf
4
Die Phantasie-Reise ist selbst erdacht. Bei nachfolgender Literatur-Recherche wurde festgestellt, dass
sie, häufig für Grundschulen, in vereinfachter Form vorhanden ist.
79
10. Wasser in der Luft
Im Folgenden wird der im Zusammenhang mit dem Thema Luft interessante Bereich
des Wasserkreislaufes, die Luftfeuchtigkeit und somit das Verdampfen und die
Niederschlagsbildung, näher betrachtet. Auf den Transport von Wasser auf und
unter der Erdoberfläche in Form von Schmelz-, Sicker- und Grundwasser wird nicht
näher eingegangen.
10.3 Warum trocknet unsere Wäsche – Das Verdampfen
Um den Schülern zu erklären, was Verdampfen bedeutet, kann
man sich ein alltägliches Phänomen zu Nutze machen:
das Trocknen der Wäsche.
Abb.70: Hose auf
Wäscheleine
Die Schüler wissen, dass die Wäsche im Winter im Haus aufgehängt wird und
langsam trocknet. Im Sommer hingegen hängt sie draußen und trocknet sehr schnell.
Warum die Wäsche sowohl im Haus als auch draußen überhaupt trocknet, liegt daran,
dass das Wasser einen bestimmten Dampfdruck besitzt.
In der Mittelstufe kann man z.B. eine Abbildung
eines geschlossenen Wasserglases erstellen und
den Schülern erklären, dass manche Teilchen
schnell genug sind, – die Schüler erklären sich
die Aggregatzustände über die Schnelligkeit der
Teilchen – um aus dem Wasser hinaus zu
kommen. Einige verbleiben in der Luft, fliegen
unkoordiniert herum, sie stoßen zusammen und
Abb. 71: Gleichgewicht der Gas-
manche kehren wieder in das Wasser zurück.
teilchen in einem Wasserglas
Will man ihnen erklären, warum die Wäsche im Warmen schneller trocknet, kann
man sagen, dass es auf Grund der größeren Energie mehr schnellere Teilchen gibt, die
die Wasseroberfläche, also die nasse Wäsche, verlassen und in den Gasraum
übergehen können.
Dasselbe geschieht im Wasserkreislauf z.B. über dem Meer, in Seen und Flüssen
sowie an der Oberfläche der Blätter von Bäumen.
80
10. Wasser in der Luft
Eine genauere Erklärung des Dampfdruckes kann in Klassenstufe 13 beim Thema
„Das Chemische Gleichgewicht“, „Prinzip von Zwang“ sowohl im Grund- als auch
Leistungskurs gegeben werden.
Definiert ist Dampfdruck laut [86] als der „Druck des Dampfes, der mit einer
Flüssigkeit [oder einem Feststoff] im Gleichgewicht steht.“
Betrachtet man das Wasser im Wasserglas, haben die Teilchen unterschiedliche
kinetische Energie. Dies wissen die Schüler aus dem vorangegangenen Thema in
Jahrgangsstufe 13, die „Geschwindigkeit chemischer Reaktionen.“
Deshalb sind einige Teilchen, diejenigen mit der höchsten kinetischen Energie,
schnell genug, um die Kräfte, [87] die an der Wasseroberfläche herrschen – z.B. die
Oberflächenspannung des Wassers – zu überwinden und zu verdampfen. Sie fliegen
unkoordiniert im Gasraum herum und manche stoßen wieder auf die Wasseroberfläche und kondensieren.
Bei diesem Verdampfungs- und Kondensationsvorgang stellt sich nach einiger
Zeit ein Gleichgewicht ein [86]. Hierbei bleibt die Konzentration der Teilchen in der
Gasphase gleich, da immer so viele hinzukommen, wie wieder kondensieren, wenn
ein nahezu geschlossenes System vorliegt.
Den Druck, den die Gasteilchen ausüben, nennt man Sättigungsdampfdruck, da die
Luft oberhalb des Wassers nicht mehr Teilchen aufnehmen kann. Dieser Druck ist für
jede Flüssigkeit eine Konstante, da die Verdopplung der Wasseroberfläche zwar mehr
Teilchen verdampfen lässt, aber auch wieder mehr kondensieren [87].
Erhöht man die Temperatur, wie z.B. beim Trocknen der Wäsche im Sommer, haben
mehr Teilchen eine höhere kinetische Energie und können somit verdampfen.
Folglich trocknet die Wäsche schneller als bei kühleren Temperaturen im Winter.
Die der jeweiligen Temperatur zugehörigen Werte des Dampfdrucks von Wasser, die
man der Literatur [87] entnehmen kann, können von den Schülern auf Millimeterpapier aufgetragen werden. Die erhaltene Kurve stellt die Dampfdruckkurve
des Wassers dar.
81
10. Wasser in der Luft
Abb.
72
(links):
Dampfdruckkurve
von
Wasser, Werte in mbar umgerechnet aus [87]
Um insgesamt das Phasendiagramm von
Wasser zu erhalten, kann man den
Schülern Sublimations- und Schmelzkurve vorgeben. Die folgende Abbildung
stellt ein Ein-Komponentensystem dar,
es liegt reines Wasser vor. Die drei
Kurven schneiden sich in einem Punkt,
dem sogenannten Tripelpunkt. Er liegt
für Wasser bei 6,10 mbar und 0,01 °C [57].
Am Phasendiagramm können die in Klassenstufe 8 beim Thema „Wasser und
Wasserstoff“ gelernten Eigenschaften des Wassers, z.B. die genaue Definition des
Siedepunktes, auf dem Niveau der Klassenstufe 13 erklärt werden.
Abb. 73: Phasendiagramm von Wasser
Dieser ist bei einem Standarddruck von 1013 mbar wie folgt definiert:
„Der Siedepunkt ist die Temperatur, bei der der
Dampfdruck der Flüssigkeit 1,013 bar beträgt.“ [57]
Er ist für Wasser auf 100 °C festgelegt (vgl. Kap. 10.3 „Der Druck in geschlossenen
Gefäßen“).
82
10. Wasser in der Luft
Der Schmelzpunkt von Wasser liegt bei 0 °C und ist wie folgt definiert:
„Die Temperatur, bei der die feste Phase unter einem Druck
von 1,013 bar schmilzt, wird als Schmelzpunkt bezeichnet.“ [57]
Zuletzt kann man im Phasendiagramm des Wassers noch den kritischen Punkt und die
zugehörige kritische Temperatur und den kritischen Druck betrachten.
Hierbei liegen die zwei Phasen flüssig und gasförmig nicht mehr nebeneinander vor,
sondern eine einheitliche Phase, die eine einheitliche Dichte besitzt. Wasser hat einen
kritischen Druck von 220,5 bar und eine kritische Temperatur von +374 °C. Oberhalb
dieser Temperatur kann Wasserdampf auch unter beliebig hohen Drücken nicht mehr
verflüssigt werden [57].
EXKURS: Drei-Minuten-Ei oder Fünf-Minuten-Ei?
Aus dem oben genannten Zusammenhang zwischen Temperatur und Dampfdruck des
Wassers heraus kann man den Schülern anschaulich erklären, warum z.B. ein Ei, das
auf dem Mount Everest gekocht wird, mehr Zeit benötigt, um hart zu werden, als auf
Meereshöhe.
Die Eiweiße, welche in dem Ei enthalten sind, denaturieren bei 68 °C [88]. Es muss
also eine gewisse Energiemenge zugefügt werden, damit diese Temperatur erreicht
und das Ei hart wird. Diese Energie kommt aus dem Wasser. Wieviel aufgewendet
werden muss, um 1 g eines Stoffes um 1 K zu erwärmen, geht aus der spezifischen
Wärmekapazität des Stoffes hervor. Diese ist wie folgt definiert:
„Die spezifische Wärmekapazität c ist eine Materialkonstante. Sie hat die Einheit
1
J
kJ
=1
. Ihr Zahlenwert gibt an, welche Wärme (in J bzw. kJ) man braucht, um
g⋅K
kg ⋅ K
1 g bzw. 1 kg des betreffenden Stoffes um 1 K zu erwärmen.“ [89]
Sie liegt für Wasser bei 4,19
J
.
g⋅K
Will man nun ein Ei bei 1013 mbar auf Meereshöhe kochen, muss die Temperatur des
Kochwassers von angenommenen 20 °C Raumtemperatur auf 100 °C erhöht werden,
auf dem Mount Everest nur auf 72,5 °C, da hier ein Luftdruck von nur 334,17 mbar
herrscht (abgelesen an Abb. 72: „Dampfdruckkurve von Wasser“).
Es ergeben sich folgende Temperaturdifferenzen: ΔT1 = 80 K und ΔT2 = 52,5 K.
83
10. Wasser in der Luft
Damit das Wasser siedet, muss die sogenannte spezifische Verdampfungswärme r
aufgewendet werden. Sie ist wie folgt definiert:
„Die spezifische Verdampfungswärme r ist der Quotient aus der zum Verdampfen
erforderlichen Wärmemenge Q und der Masse m des verdampften Stoffes: r =
Ihre Einheit ist 1
Q
.
m
J
kJ
= 1 .“ [89]
g
kg
Mit Hilfe der Formel für die Wärmemenge Q, Q = c ⋅ m ⋅ ΔT [89] ergibt sich:
r=
c ⋅ m ⋅ ΔT
= c ⋅ ΔT
m
Demnach kann man folgende Werte für die spezifische Verdampfungswärme berechnen:
r1 = 4,19
J
J
⋅ 80 K = 335,2
g⋅K
g
r2 = 4,19
J
J
52,5 K = 219,975
g⋅K
g
Geht man davon aus, dass sich in dem Kochtopf um das Ei herum etwa ein Liter
Wasser befindet, werden auf Meereshöhe 335,2 kJ, auf dem Mount Everest 219 kJ
Energie frei. Deshalb wird das Ei auf Meereshöhe schneller gar.
Gourmets garen ihr Ei, z.B. ein Wachtel-Ei,
besonders schonend direkt über der Gerinnungstemperatur des Eiweißes und Eigelbs, also etwas
höher als 68 °C [88]. Soll das Wasser dabei sieden,
muss ein Druck von 285 mbar eingeregelt werden
(abgelesen in Abb. 72: „Dampfdruckkurve von Wasser“). Abb. 74: Gourmet-Wachtel-Ei
Dieser herrscht z.B. in einem Flugzeug – ohne Druckkabine – das sich in 10062,8 m
Höhe befindet (Werte berechnet nach Kap 11.1 „Der Luftdruck – Ein Exkurs in die
Physik der Mittelstufe“).
10.4 Die Luftfeuchtigkeit
Um zu wissen, wie man angibt, wie viel Wasser nach dem Verdampfen in der Luft
enthalten ist, müssen die Schüler in Jahrgangsstufe 8 zunächst die Definition der
Luftfeuchtigkeit kennen.
84
10. Wasser in der Luft
Man unterscheidet zwischen der Luftfeuchtigkeit, also dem Wasserdampfgehalt der
Luft, die als Dampfdruck in Millibar angegeben wird, der relativen Luftfeuchtigkeit, die in Prozent angegeben wird und der absoluten Luftfeuchtigkeit, die
in Gramm Wasserdampf pro Kubikmeter Luft angegeben wird. Weiterhin gibt es
noch das Mischungsverhältnis, die spezifische Luftfeuchtigkeit und die Taupunktsdifferenz. Auf die letzten drei wird im weiteren Verlauf nicht näher eingegangen [90].
Den Unterschied zwischen relativer und absoluter Luftfeuchtigkeit kann man den
Schülern an folgendem Beispiel erklären: „Die Meteorologen sagen 60 % Luftfeuchtigkeit voraus!“ 60 % ist der Wert für die relative Luftfeuchtigkeit und bedeutet
nicht, dass 60 % der Luft aus Wasser bestehen, sondern dass die Luft 60 % dessen,
was sie maximal an Wasser aufnehmen kann (4 % [84]) enthält. Also sind in dem
Beispiel 2,4 % Wasser in der Luft enthalten.
Berechnet man, wie viel g Wasser in einem Kubikmeter Luft maximal enthalten sein
kann, erhält man: 0,04·1,293 g/L = 0,05271 g/L = 52,71 g/m3. Also beträgt die
absolute Luftfeuchtigkeit 0,6·52,71 g/m3 = 31,626 g/m3.
Um zu klären, wie viel Wasserdampf die Luft aufnehmen kann, kann man in der
Schule Versuch 12.2 „Wie viel Wasserdampf kann Luft aufnehmen?“ durchführen[80,
81, 82]. Hierzu wird zunächst ein bestimmtes Volumen, Vges= 720 mL, trockener Luft
hergestellt. Diese gewinnt man, in dem man mit Hilfe eines Handgebläses Luft durch
zwei Waschflaschen mit konz. Schwefelsäure pumpt.
Die trockene Luft wird in einen Rundkolben geleitet, der verschlossen wird und über
Glasrohre mit einem Kolbenprober verbunden ist. In den geschlossenen Raum spritzt
man 0,1 mL Wasser ein und verdampft dieses mit Hilfe der Körperwärme einer Hand.
Der Kolbenprober enthält am Ende der Verdampfung ein Volumen von 22 mL.
Die maximale Luftfeuchtigkeit unter den gemessenen Bedingungen, 26 °C und
1001,9 mbar (751,5 mmHg), beträgt:
ϕ max =
22mL − 0,1mL
21,9mL
=
= 0,03212 , also 3,212 %.
660mL + 21,9mL 681,9mL
85
10. Wasser in der Luft
Die relative Luftfeuchtigkeit kann daraus berechnet werden, indem man die
gemessene Luftfeuchtigkeit von 1,66 % (vgl. Einleitung Kap. 10) auf die maximale
Luftfeuchtigkeit bezieht:
ϕ rel
12mL
0,01 6
= 720mL =
= 0,5188 .
21,9mL
0,03212
681,9mL
Also betrug die relative Luftfeuchtigkeit 51,88 %.
Der im Internet beschriebene Wert für die Luftfeuchtigkeit für Marburg betrug an
diesem Tag 55% [91].
Weiterhin kann an diesem Versuch der Dampfdruck von Flüssigkeiten am Beispiel
von Wasser erklärt werden (vgl. Kap. 10.3 „Warum trocknet unsere Wäsche – Das
Verdampfen“). Zur Berechnung des Dampfdrucks von Wasser verwendet man
folgende Formel [80] [81] [82]:
p ( H 2 O) = p ( Luft ) ⋅
V ( H 2 O)
21,9mL
= 1001,9mbar ⋅
= 32,17 mbar
681,9mL
V ( Luft ) + V ( H 2 O)
Der Wert für die zu diesem Zeitpunkt herrschende Temperatur von 26 °C wird in
Abb. 72 „Dampfdruckkurve von Wasser“ abgelesen. Er liegt bei etwa 33 mbar. Somit
erhält man eine Abweichung von 2,6 %.
Die Herleitung der verwendeten Formel kann in der Schule anhand des durchgeführten Versuches erfolgen. Hierbei wird allerdings vorausgesetzt, dass die Schüler
wissen, dass sich die Partialdrücke pn, n aus den natürlichen Zahlen N, zum
Gesamtdruck p addieren, also p = p1 + p2 + p3 +…. Weiterhin entspricht der Anteil
des Partialdruckes am Gesamtdruck dem Anteil der Stoffmenge an der
Gesamtstoffmenge bzw. dem Anteil der Volumina am Gesamtvolumen entspricht:
p1 p 2
n n
V V
+
+K = 1 + 2 +K = 1 + 2 +K
p
p
n
n
V V
Sind die Vorraussetzungen nicht gegeben, kann man den Schülern die Formel
vorgeben, damit die bislang der Literatur entnommenen Werte zumindest an einer
Stelle eine experimentelle Bestätigung erhalten.
86
10. Wasser in der Luft
Da der Gesamtdruck auf das System bei entspanntem Kolben nur aus dem Luftdruck
besteht und das Gesamtvolumen aus der vorhandenen Luft und dem verdampften
Wasser, ergibt sich folgende Formel, die zur Berechnung des Dampfdruckes verwendet wird:
V
p
p ( Luft ) V ( H 2 O ) + V ( Luft )
=
⇔
=
p( H 2 O) V ( H 2 O)
p( H 2 O)
V ( H 2 O)
⇔ p ( H 2 O) = p ( Luft ) ⋅
V ( H 2 O)
V ( H 2 O) + V ( Luft )
Um insgesamt einen geschlossenen Kreislauf zu erhalten, muss das verdampfte
Wasser aus der Luft wieder „auf die Erde“ zurück. Dies geschieht in Form von
Niederschlägen.
10.5 Kondensation von Wasser: Niederschläge
Aus dem verdampften Wasser in der Luft bilden sich Wolken, die das Wasser in
Form von festen oder flüssigen Niederschlägen wieder abgeben. Bekannt sind den
Schülern z.B. Regen, Schnee und Hagel, die im Folgenden erklärt werden.
Weiterhin zum gefallenen Niederschlag gehören meteorologisch u. a. Sprühregen,
Schneegriesel, Reifgraupel, Frostgraupel und Eiskörner. Auf diese Formen des
Niederschlags wird allerdings im Rahmen dieser Arbeit nicht näher eingegangen [92].
Regen: [93, 94]
Auf Grund der unterschiedlichen Entstehungsweise unterscheiden die Meteorologen warmen
und kalten Regen.
Allgemein steigt zunächst das verdunstete
Wasser z.B. über dem Meer auf Grund der
geringeren Dichte der warmen Luft mit ihr auf.
Abb. 75: Regenwolke
In den oberen Luftschichten (vgl. Kap. 3.3 „Der Aufbau der Atmosphäre“) ist die
Luft kühler und kann weniger Wasserdampf aufnehmen.
Wenn die Luft mit Wasserdampf gesättigt ist, entstehen Wolken. Durch die
Freisetzung von Kondensationswärme wird die Luft um die Wolke wieder wärmer
und sie kann noch weiter aufsteigen.
87
10. Wasser in der Luft
In der oberen Troposphäre sind die Wolkentröpfchen immer noch flüssig, aber stark
unterkühlt und wachsen weiter, indem sie der Luft den Wasserdampf entziehen.
Sie werden schwerer, sinken nach unten und nehmen dabei weitere Wassertröpfchen
auf. Sie verklumpen zu Graupel oder Hagelkörnern und kommen auf Grund der
wärmeren Luftschichten, die sie bei ihrem Fall zum Boden passieren, in Form von
Wassertropfen wieder unten an.
Dies nennen die Meteorologen kalten Regen, da die Regentropfen, die auf der Erde
ankommen, vorher Eiskristalle waren.
Warmer Regen entsteht genauso wie kalter Regen, die Wassertropfen gefrieren aber
nicht zusammen, sondern fallen zurück auf die Erde, wenn sie schwer genug sind.
Schnee: [95]
Schnee
entsteht,
wenn
sich
die
unterkühlten
Wassertropfen in einer Wolke an Gefrierkerne, z.B.
Staubteilchen anlagern. Ihre Fallgeschwindigkeit ist
mit 0,9 km/h 40 - mal kleiner als die von Regen, der
mit durchschnittlich 36 km/h fällt. Deshalb wachsen
Schneeflocken beim Hinabfallen durch Anlagerung
von Wassertropfen aus dem Wasserdampf der Luft lang-
Abb. 76: Schneekristall
samer an und erhalten somit ihre charakteristische Form.
Welche Formen genau entstehen hängt von der Temperatur, der Luftfeuchtigkeit und
der herrschenden Thermik ab.
Hagel: [96, 97]
Bei der Entstehung von Hagel muss eine bestimmte Wolkenform, die Cumonolimbus,
vorliegen. Ihr oberer Teil besteht in einem Temperaturintervall zwischen -15 °C und
-40 °C aus Eisteilchen, während der untere Teil aus Wassertröpfchen besteht. Werden
diese durch herrschende Aufwinde nach oben und somit in Bereiche, deren
Temperatur unter dem Gefrierpunkt liegen, getragen, verschmelzen sie mit den Eisteilchen. Die Eisteilchen fallen nach unten und nehmen neues Wasser auf, werden
von den Aufwinden wieder nach oben getragen.
Bei diesem Kreislauf werden je nach Stärke des Aufwindes und nach Wassergehalt
der Luft daraus größere oder kleinere Hagelkörner gebildet.
88
10. Wasser in der Luft
Sie fallen, wenn der Aufwind sie auf Grund ihres Gewichtes nicht mehr tragen kann,
nach unten auf die Erde. Auch wenn das Hagelkorn wärmere Luftschichten passiert,
kommt es auf Grund seiner Größe, der Fallgeschwindigkeit von etwa 90 km/h und
des schalenähnlichen Aufbaus nicht zum Aufschmelzen.
Anhand der Entstehungsweise dieser drei Wetterphänomene können in der Schule
Begriffe wie z.B. Aggregatzustand, Verdampfung und Kondensation, Auftrieb und
der Dampfdruck von Wasser anschaulich und alltagsrelevant angewendet und
wiederholt werden.
89
11. Der Luftdruck und einige Gasgesetze
11. Der Luftdruck und einige Gasgesetze
Wenn wir laut [4] in Luft „baden“, warum haben wir dann nicht ständig Druck auf
den Ohren, wie man ihn doch schon im Wasser hat, wenn man 2-3 Meter tief taucht?
Um diese spannende Frage zu klären, muss zunächst einmal erklärt werden, wie
Druck definiert ist und wie man ihn misst.
11.1 Der Luftdruck – Ein Exkurs in die Physik der Mittelstufe
In der Mittelstufe wird der Druck wie folgt definiert:
„Erfährt eine Begrenzungsfläche A einer Flüssigkeit oder eines Gases die
Kraft F, so nennen wir den Quotienten
F
F
den Druck p: p = .“ [21]
A
A
Betrachtet man zunächst den Druck im Wasser (hydrostatischer Druck), kann man
folgende Formel herleiten:
pH 2 O =
F G A ⋅ hWassersäule ⋅ g ⋅ ρ H 2 O
= =
= hSäule ⋅ g ⋅ ρ H 2 O
A A
A
Hierbei steht G für die Gewichtskraft, h für die Höhe der Wassersäule, g für den
Ortsfaktor und ρ für die Dichte von Wasser [21].
Es wird allen folgenden Rechnungen der Ortsfaktor g für Mitteleuropa, der bei 9,81
N/kg liegt, zu Grunde gelegt, da die Unterschiede auf der Erde sehr gering sind. Im
Vergleich: am Äquator liegt g bei 9,78 N/kg und an den Polen bei 9,83 N/kg [98].
Also herrscht z.B. auf dem Boden eines 10 cm hohen
Wasserglases ein Druck von
p H 2O = 10cm ⋅ 9,81
N
g
N
⋅ 1 3 = 0,0981 2 = 9,81mbar
kg cm
cm
Allgemein entspricht 1 bar 10
N
.
m2
Abb. 77: Wasserglas
90
11. Der Luftdruck und einige Gasgesetze
In Versuch 2 „Die Dichte von Gasen – schnell und unkompliziert“ wird mit Hilfe der
Gasmolwaage die Dichte von Luft ρLuft = 1,293 g/L = 1,293 kg/m3 bestimmt. Daraus
kann man, unter der Annahme, dass die Luft einen Druck von 1013 mbar besitzt, mit
der obigen Formel die Höhe unserer Atmosphäre berechnen.
hLuftsäule =
p ( Luft )
1,013bar
1,013bar
1,013bar
=
=
=
⋅ m = 7988,96m
g ⋅ ρ ( Luft ) 9,81 N ⋅ 1,293 kg 12,68 N
0,0001268bar
kg
m3
m3
Da die Schüler wissen, dass unsere Atmosphäre sehr viel höher ist – der Mount
Everest ist schon 8872 m [99] hoch – scheint die bekannte Gleichung für Luft nicht
anwendbar zu sein.
Dies liegt daran, dass die Dichte der Luft nach oben hin abnimmt, wie in Kapitel 3.3
„Der Aufbau der Atmosphäre“ erklärt wurde.
Um den Druck der Luft bei unterschiedlicher Höhe zu berechnen, muss folgende
Formel verwendet werden:
pLuft = pNN ⋅ e
−
h
H
[100]
Hierbei steht pNN für den Luftdruck auf Meereshöhe, h für die Höhe (in Metern), von
der man den Luftdruck berechnen will, und H ist eine Konstante, deren Wert bei etwa
8000 m liegt (genauer: 7934,82 m).
Die Formel wurde abgeleitet aus der natürlichen Gegebenheit, dass der Luftdruck in
5,5 km Höhe nur noch halb so groß ist wie auf Meereshöhe, in 11 km nur noch ein
Viertel usw.
Der Luftdruck auf dem höchsten Punkt der Lahnberge in Marburg, die auf 412 m
[101] Höhe liegen, beträgt
pLuft = 1013mbar ⋅ e
pLuft = 1013mbar ⋅ e
−
412 m
8000 m
−
8872 m
8000 m
= 962,15mbar
und
auf
dem
Mount
Everest
= 334,17 mbar .
Hierbei sowie in allen folgenden Rechnungen entfällt die Betrachtung von Hoch- und
Tiefdruck bei unterschiedlichen Wetterlagen.
91
11. Der Luftdruck und einige Gasgesetze
Nun führt man Versuch 12.1 „Ein starkes Blatt Papier!“ mit dem im obigen Beispiel
angeführten 10 cm hohen Wasserglas durch. Hierbei wird auf das bis zum Rand
gefüllte Glas Wasser ein einfaches Blatt Papier gelegt. Man stellt fest, dass das
Papier, wenn es sich auf der Wasseroberfläche fest gesaugt hat und man das Wasserglas herumdreht, auf dem Glas haften bleibt [102].
Dies ist der Fall, da der Druck der Luft, der von außen auf das Papier wirkt, größer ist
als der Druck, den das Wasser von innen ausübt.
Will man wissen, bis wann das Papier dem Wasserdruck standhält, kann folgende
Überlegung angestellt werden: Auf den Lahnbergen herrscht ein äußerer Luftdruck
von etwa 962,15 mbar. Will man diesen überwinden, muss der Druck des Wassers
größer sein, z.B. 965 mbar.
Um diesen Druck im Wasser zu erreichen, müsste bei gleichbleibender Dichte und
gleichbleibendem Ortsfaktor die Höhe des Glases verändert werden.
hWasserglas=
pH 2 O
g ⋅ ρH 2o
=
965mbar
= 9,84m
N kg
9,81 ⋅ 1 3
kg m
Also muss die Wassersäule 9,84 m hoch sein, um den Druck der Luft von außen
überwinden zu können.
11.2 Das Guericke Experiment und wie messe ich den Luftdruck
Einer der Pioniere der Erforschung des Luftdruckes neben Blaise Pascal und
Evangelista Torricelli war Otto von Guericke. Er pumpte z.B. luftdicht verschlossene
und mit Wasser gefüllte Bierfässer mit einer umgebauten Feuerspritze leer. So
widerlegte er den „horror vacui“ (Schrecken vor der Leere), denn es gab - im
Widerspruch zu der antiken Lehre – doch ein „Nichts“, d.h. einen luftleeren Raum,
nämlich das Vakuum [103].
Er versuchte seine Erkenntnisse der breiten Öffentlichkeit zugänglich zu machen und
führte deshalb große Demonstrationsversuche in vielen großen Städten durch.
92
11. Der Luftdruck und einige Gasgesetze
Einer davon fand 1654 in Magdeburg statt. Dieses ist als
Versuch mit den „Magdeburger Halbkugeln“ bekannt.
Guericke verwendete zwei hohle, kupferne Halbkugeln mit
etwa 55 cm Durchmesser. Die Ränder waren glatt geschliffen
und mit Schmiermittel bestrichen, damit keinerlei Luft
Abb. 78: Otto von Guericke
hindurchdringen konnte [103].
Dann saugte er mit einer von ihm neu
erfundenen Luftpumpe, so gut es ging,
die Luft zwischen den Kugeln heraus.
Erst 16 Pferde, acht an jeder Seite,
waren
in
der
Lage,
die
Kugeln
auseinander zu reißen [103].
Abb. 79: Kupferstich zum Experiment
der Magdeburger Halbkugeln 1654, Magdeburg
Statt den beiden kupfernen Halbkugeln kann man heute, um den Schülern zu zeigen,
dass bei Unterdruck ein geschlossener Raum weniger Luft und somit niedrigeren
Luftdruck enthält, einen durchsichtigen Exsikkator verwenden.
Will man das Experiment mit den Magdeburger Halbkugeln in der Schule exakt
nachstellen, sollte aber nicht der Exsikkator verwendet, sondern in der Physiksammlung nachgeschaut werden, ob metallene Halbkugeln vorhanden sind.
In den Exsikkator kann man aber z.B. einen Schoko-Schaumkuss hinein geben (vgl.
Versuch 13.2 „Mini (Dick-)mann ganz groß!“) und ein Vakuum z.B. mit einer
Wasserstrahl- oder Membranpumpe anlegen [100]. Dieser geht dann auf Grund der in
ihm enthaltenen Luft auf, da der Luftdruck im umgebenden Raum niedriger ist.
Genauso spektakulär ist es, einen mit Luft gefüllten Joghurtbecher mit einem
Gummihandschuh zu überziehen und diesen in den Exsikkator zu stellen (vgl.
Versuch 13.3 „Eine Hand zum Greifen“, verändert nach [100]). Legt man ein Vakuum
an, „füllt“ sich der Handschuh.
93
11. Der Luftdruck und einige Gasgesetze
Auch hier liegt es daran, dass im geschlossenen System Joghurtbecher-Handschuh
weiterhin der äußere Luftdruck vorliegt, wohingegen im umgebenden Raum Unterdruck herrscht. Deshalb verteilen sich die Luftmoleküle und der Handschuh wird
aufgeblasen. Weiterhin kann man durch Öffnen des Hahns anhand der laut einströmenden Luft den Ausgleich des Unterdrucks hörbar machen. Schließt man einen
Schlauch an den Hahn eines evakuierten Exsikkators an und legt das Ende in einen
Eimer mit Wasser, wird dies beim Öffnen des Hahns sehr schnell hinein gesogen.
Dieses Prinzip macht sich auch das sogenannte
„Dosenbarometer“ zu Nutze. Es beinhaltet eine
luftleere Metalldose, die einen leicht biegsamen
Deckel besitzt [102].
Damit er nicht zusammengedrückt wird, ist
innen eine starke Feder befestigt. Steigt der Luftdruck, biegt sich die Feder stärker.
Dies wird auf den Zeiger übertragen [102].
Abb. 80: Dosenbarometer
Das Dosenbarometer ist ein Aneoridbarometer, da es ohne Flüssigkeit funktioniert.
Man kann zur Messung des Luftdruckes auch ein Flüssigkeitsbarometer wie z.B.
das Wasserbarometer oder das Quecksilberbarometer verwenden [102].
Das Prinzip beruht darauf, dass eine mit der jeweiligen
Flüssigkeit
gefüllte
Säule
in
ein
Vorratsgefäß
eingetaucht ist und die äußere Luft auf die Oberfläche
des Vorratsgefäßes Druck ausübt. Steigt der Luftdruck,
steigt auch der Oberflächenspiegel in der Säule an. Um
den Luftdruck von 1013 mbar zu erreichen, muss, wie
in Versuch 13.1 „Ein starkes Blatt Papier“ gezeigt und
in Kapitel 11.1 berechnet, ein Wasserbarometer höher
als zehn Meter sein [102].
Abb. 81: Historisches
Wasserbarometer
Handlicher hingegen ist das schon früher als das Wasserbarometer verwendete
Quecksilberbarometer.
Es ist auf Grund der höheren Dichte von Quecksilber ρQuecksilber = 13,6
g
[21] nicht
cm3
so hoch wie das Wasserbarometer.
94
11. Der Luftdruck und einige Gasgesetze
hQuecksilbersäule =
pLuft
g ⋅ ρQuecksilber
=
1013mbar
= 75,93cm
cN
g
0,981
⋅ 13,6 3
g
cm
Also ist die Quecksilbersäule in Marburg bei einem Druck von 962,15 mbar 72,11 cm
und auf dem Mount Everest bei 334,17 mbar nur 25,05 cm hoch.
Wissen die Schüler dies alles, kann auch die Frage nach dem ständigen „Druck auf
den Ohren“, die zu Beginn des Kapitels 11 gestellt wurde, beantwortet werden. In
unserem Körper herrscht innen derselbe Druck wie außen, d.h. wir sind sozusagen ein
„geschlossener Exsikkator mit geöffnetem Hahn“.
Bei Wasser ist es so, dass der Druck immer größer wird, je tiefer man taucht, da die
Wassersäule über uns immer größer wird. Dies ist an der Luft auch der Fall. Aber –
und das ist der entscheidende Punkt – die Dichte von Luft wird mit steigender Höhe
immer geringer. Man muss sich also von der Vorstellung der massiven Luftsäule über
uns befreien.
11.3 Der Druck in geschlossenen Gefäßen
In der Jahrgangsstufe 9 wird im Chemieunterricht unter dem Thema „Einführung in
die chemische Symbolsprache und ihre Anwendung“, 1.2 „Die Chemische Formel
und Reaktionsgleichungen“ das „Verhalten von Gasen“ besprochen.
Dies beinhaltet außer den schon besprochenen Themen wie die molare Masse und die
Zweiatomigkeit gasförmiger Elemente (vgl. z. B. Kap. 4.2 „Physikalische Eigenschaften“ des molekularen Stickstoffs) auch die Themen „Kinetisches Modell eines
Gases (auch gaskinetische Deutung von Druck und Temperatur)“, „These von
Avogadro“ und im fakultativen Teil das Thema „Volumenverhältnisse bei Gas
reaktionen (Gesetz von Gay-Lussac)“.
Zunächst zum kinetischen Modell eines Gases. Da die Schüler Aggregatzustände
aus der Klassenstufe 8 kennen, wird das Modell am besten durch einen Vergleich
zwischen einem Feststoff und einer Flüssigkeit eingeführt.
95
11. Der Luftdruck und einige Gasgesetze
Übt man z.B. auf ein Stück Holz oder einen Tisch Druck mit dem Finger aus,
geschieht nichts. Auf einer offenen Wasseroberfläche wird das Wasser durch den
Finger verdrängt, schließt man das Wasser aber z.B. in eine Spritze ein, kann es bei
geschlossener Öffnung nicht komprimiert werden. Verwendet man hingegen Luft in
der Spritze, lässt sie sich zusammendrücken [21].
Dies liegt daran, dass die Teilchen im Gasraum das
Bestreben haben, sich möglichst weit voneinander zu
verteilen und frei zu bewegen. Sie können aber
komprimiert werden, da zwischen ihnen viel freier
Raum ist, der weder im Feststoff noch in der
Flüssigkeit vorhanden ist.
Dies kann man in der 8. oder 9. Klasse dadurch
anschaulich demonstrieren, indem man die Schüler
selbst die Teilchen „spielen“ lässt, sie sich im
Festkörper
also
nahe
zusammenstellen,
in
der
Flüssigkeit langsam und im gasförmigen Zustand
schnell im Klassenraum bewegen.
Abb. 82: Fest – flüssig – gasförmig
Irgendwann wird im Versuch mit der mit Gas befüllten Spritze der Druck der auf den
Kolben und somit das Gas ausgeübt wird so groß, dass der Finger an der Öffnung
„weggedrückt“ wird. Um dieses Phänomen zu erklären, kann man das Gesetz von
Boyle und Mariotte verwenden. Es besagt:
„ Bei konstanter Temperatur ist das Produkt
aus Volumen und Druck eine Konstante“ also
p · V = const. oder p1 V1 = p2 V2 [104]
Abb. 83: Graphische Darstellung
des Gesetzes von Boyle-Mariotte
96
11. Der Luftdruck und einige Gasgesetze
Hieran sieht man, dass der Druck bei sehr geringem Volumen immens groß wird und
somit die Öffnung der Spritze nicht mehr zugehalten werden kann.
Halbiert man nämlich das Volumen, verdoppelt sich der Druck. Das Verhältnis ist
antiproportional.
Hält man statt der Temperatur den Druck konstant, sagt das Gesetz von Gay-Lussac
folgendes:
„Bei konstantem Druck ist das Volumen eines
Gases proportional zu seiner Temperatur.“
V = k · T [104]
Abb.84: Graphische Darstellung des
Gesetzes von Gay-Lussac
Das dritte Gesetz, das Gesetz von Amonton, hält die dritte Zustandsgröße, nämlich
das Volumen konstant.
„Bei konstantem Volumen ist der Druck eines
Gases proportional zu seiner Temperatur.“
V = k`· p [105]
k und k` sind in den letzten beiden Gesetzen Proportionalitätsfaktoren.
Alle diese drei genannten Gesetze gehen davon aus, dass ein geschlossenes System
vorliegt und die Stoffmenge n konstant bleibt.
Aus allen drei Gesetzen wird schließlich das allgemeine Gasgesetz [57] hergeleitet.
p·V=n·R·T
Hierbei ist R die allgemeine Gaskonstante mit einem Wert von 8,314 J/mol·K.
Die drei Gesetze können, auch wenn sie im Lehrplan nicht ausdrücklich erwähnt sind,
in der Jahrgangsstufe 9 durchgenommen werden, da die Schüler aus dem
Mathematikunterricht sowohl Proportionalität als auch Antiproportionalität kennen.
Wichtig im Zusammenhang mit den Eigenschaften von Gasen ist laut Lehrplan in der
Klassenstufe 9 noch der Satz von Avogadro, den er 1811 wie folgt formulierte:
97
11. Der Luftdruck und einige Gasgesetze
„Gleiche
Volumina
aller
Gase
enthalten
bei
gleicher
Temperatur und gleichem Druck gleich viele Teilchen.“ [21]
Abb. 85 Amedo Carlo Avogadro
Dies kann man aus dem allgemeinen Gasgesetz leicht herleiten. Für zwei Gase gilt
folgendes:
p1·V1 = n1·R·T1
p2·V2 = n2·R·T2
Da nach der Aussage des Gesetzes von Avogadro p1 = p2, V1 = V2 und T1 = T2 gilt,
folgt: n1 = n2.
Geht man in einem Beispiel von Standardbedingungen von 1,013 bar, 298 K und
einem Gasvolumen von 1 L aus, ergibt das eine Stoffmenge von
N
10,13 2 ⋅ 1000cm3
1,013bar ⋅ 1L
pV
cm
n=
=
=
= 0,04088mol = 40,88mmol
J
N
⋅ 100cm
RT 8,314
⋅ 298 K 8,314
⋅ 298 K
mol ⋅ K
mol ⋅ K
Mit N = NA·n, wobei NA = 6,023·1023
Konstante ist, folgt: N = 6,023·1023
Teilchen
die sogenannte Avogadrosche
mol
Teilchen
·0,04088 mol = 2,46·1022 Teilchen.
mol
Also sind 2,46·1022 Teilchen in einem Liter Gas enthalten.
Will man wissen, wie groß das Volumen von einem Mol Gas bei Standardbedingungen ist, kann es wie folgt berechnet werden.
nRT
V =
=
p
J
N ⋅ 100cm
⋅ 298 K
⋅ 298K 1mol ⋅ 8,314
mol ⋅ K
mol ⋅ K
= 24,46 L
=
N
1,013bar
10,13 2
cm
1mol ⋅ 8,314
Der bekanntere Wert von 22,4 L [106] pro Mol bezieht sich auf eine Standardtemperatur von 0 °C.
11.4 Reaktionen von Gasen
Da die Schüler jetzt wissen, dass z.B. in einem Liter jedes Gases gleich viele Teilchen
enthalten sind, können sie dies auf einfache, ihnen bekannte Reaktionsgleichungen
übertragen.
98
11. Der Luftdruck und einige Gasgesetze
Z.B. kann in Klassenstufe 9, laut fakultativem Unterrichtsinhalt, die Molekülformel
von Wasser, Ammoniak oder Methan experimentell erarbeitet werden.
Die Herleitung der Formel von Wasser könnte man z.B. elektrolytisch im Hoffmannschen Wasserzersetzungsapparat durchführen. Hierbei sehen die Schüler, dass
doppelt so viel Diwasserstoff entsteht wie Disauerstoff.
Da „Elektrolyse“ als Thema aber erst in Jahrgangsstufe 11 beim Thema „Redoxreaktionen“ behandelt wird und die Schüler bislang noch keine Ionen kennen, ist es
einfacher, als Beispiel Ammoniak zu nehmen.
Man kann folgenden Versuch durchführen: 40 mL Ammoniakgas werden am NickelSpaltrohr zu elementarem Stickstoff und Diwasserstoff gespalten [29].
Dies ist für die Schüler zwar zunächst auch eine „Black-Box“, aber da Nickel
katalytisch am Versuch teilnimmt, kann es über den Reaktionspfeil geschrieben
werden, ohne dass man genau erklären muss, wie ein Katalysator funktioniert.
<Ni>
2 NH3(g)
N2(g) + 3 H2(g)
Hierbei sehen die Schüler direkt bei der Durchführung des Versuches, dass sich das
Gasvolumen verdoppelt. Stellen sie die Reaktionsgleichung auf, sehen sie, dass aus
zwei Mol Ammoniak ein Mol Distickstoff und drei Mol Diwasserstoff werden, also
insgesamt vier Mol Gas entsteht.
Somit kann man ein weiteres Gasgesetz von Gay-Lussac formulieren:
„Gase reagieren stets in Volumenverhältnissen
kleiner ganzer Zahlen miteinander“ [105]
Also reagiert bei der umgekehrten Reaktion, der
Synthese
von
Ammoniak,
molekularer
Wasserstoff mit molekularem Stickstoff im
Verhältnis 3:1 zu Ammoniak, weshalb die
Molekülformel N(1)H3 lautet. Der Einfachheit
Abb. 86: Verhältnis 3:1
halber wird die Eins nicht ausgeschrieben [105].
Dass man von der Stoffmenge, die in der Reaktionsgleichung angegeben ist, auf das
Volumen schließen kann, ergibt sich aus dem Satz von Avogadro.
99
12. Die Schadstoffbelastung unserer Luft
12. Die Schadstoffbelastung unserer Luft
„Alle Ding' sind Gift und nichts ohn' Gift – allein die
Dosis macht, dass ein Ding kein Gift ist."
Dies ist ein bekanntes Zitat von Paracelsus [107]: Es sagt
allerdings nichts darüber aus, dass es außerdem genauso
wichtig ist, wo sich das „Gift“ befindet: Eine Erbse im
Garten ist nicht tödlich und dennoch kann man an ihr
ersticken.
Abb. 87: Paracelsus
In diesem Kapitel wird hauptsächlich auf die vier bisher schon behandelten natürlichen
Verbindungen NO und NO2 sowie CO2 und O3 eingegangen. Sie sind in ihrer
natürlichen Funktion sehr nützlich und sogar lebenswichtig. Was sie allerdings so
schädlich macht, wird in Kapitel 12.2 bis 12.4 beschrieben.
Die folgenden vier Kapitel können in der Schule zum Thema „Umweltchemie/Umweltanalytik“ in der Jahrgangsstufe 13 im „Wahlthema Angewandte Chemie“ besprochen
werden.
12.1 Was ist Smog?
Smog ist ein Kunstwort, das aus Smoke (engl.) = Rauch und fog (engl.) = Nebel
zusammengesetzt ist [108]. Es gibt zwei Arten von Smog: den „Londoner Smog“ und
den „Los Angeles Smog“. Londoner Smog, der hauptsächlich aus SO2, Ruß und CO
besteht, entsteht im Winter wegen intensiver Kohleverbrennung. Er wird deshalb auch
als Wintersmog bezeichnet. Los Angeles Smog, der auch Sommersmog genannt wird,
entsteht auf Grund des starken Autoverkehrs im Sommer. Er besteht aus CO, NOx,
Kohlenwasserstoffen und Ozon [108].
In der aktuellen Diskussion taucht häufig der Begriff „Elektrosmog“ auf, auf den im
Rahmen dieser Arbeit nicht näher eingegangen wird, da es sich hierbei um eine
Bezeichnung für Strahlen- nicht aber Chemikalienbelastung handelt.
Sowohl der Los Angeles als auch der Londoner Smog entsteht bei einer bestimmten
Wetterlage, der Inversionswetterlage.
100
12. Die Schadstoffbelastung unserer Luft
Normalerweise steigt die am Boden erwärmte Luft auf Grund ihrer geringeren Dichte
auf und durchmischt die vertikalen Luftschichten [108]. Bei Inversionswetterlage
hingegen, ist die Temperaturschichtung umgekehrt, also invers. Hier befindet sich
kühlere Luft in Bodennähe. Sie kann nicht aufsteigen, da sie eine höhere Dichte besitzt
als die Luft über ihr und es findet keine Durchmischung der Luftschichten statt. Dies
führt dazu, dass die Bodennahe Luft, z.B. in Ballungsräumen, eine extrem hohe
Schadstoffkonzentration enthält (vgl. Versuch 14 „Warm oder kalt – Schadstoffe im
Temperaturverlauf“, verändert nach [108]).
Als „The Great Smog“ ging die Katastrophe von 1952 in London in die Geschichte
ein. Sie begann am 5. Dezember und endete erst vier Tage später. Augenzeugen
berichteten, dass, wenn sie ihre Hände ausstreckten, diese nicht mehr zu sehen waren.
Wer sich nur kurz im Freien aufhielt, war schnell mit Ruß bedeckt und bekam
Hustenanfälle. Nach Schätzungen starben bei diesem Vorfall und den Spätfolgen
zwischen 4000 und 12 000 Menschen [109].
Aktuell ist Smog auch heute noch.
Z.B. wurde am 28.06.2006 in Kairo
eine mehr als 3200 Jahre alte Statue
von Pharao Ramses II aus der Stadt
zu ihrem neuen Standort in der Eben
von Gizeh zu den großen Pyramiden
gebracht, da sie sonst wegen des
Smogs in der Stadt völlig zerstört
Abb. 88: Statue von Ramses II am 28.6.2006 in Kairo
würde [110].
Um den Schülern zu demonstrieren, wie eine
Smog-Wetterlage aussieht, kann Demonstration 3:
„Die Smog-Wetterlage“, verändert nach [108], vorgeführt werden. Hierbei sieht man, dass bei den
verwendeten Räuchermännchen, die auf Grund
ihrer Form besonders geeignet sind, da sie Fabrikschloten gleichen, die rechte Seite einer geteilten
Abb. 89: Demonstration der
Chromatographiekammer vollständig verrauchen.
Smog-Wetterlage
Das Gesicht, das auf der Rückseite befestigt ist, ist fast nicht mehr zu erkennen.
101
12. Die Schadstoffbelastung unserer Luft
Dass das Wort Smog aus dem Gebrauch verschwindet, liegt daran, dass andere Schlagwörter wie Ozon-Alarm oder Feinstaubbelastung dafür verwendet werden.
Die Diskussion im Sommer 2006 während der heißen Tage im Juli drehte sich um die
Ozon-Belastung.
12.2 Oben hui, unten pfui – bodennahes Ozon und das Ozonloch
Die Bildung und den Abbau des stratosphärischen Ozons wurde in Kapitel 8.4 „Was
passiert in der Stratosphäre?“ erläutert. Es bildet die Ozon-Schicht, welche die
gefährlichen UV-Strahlen abhält und deshalb lebenswichtig ist, also: oben ,hui`.
Entsteht der in Kapitel 12.1 erwähnte Sommersmog, wird Ozon in bodennahen Luftschichten gebildet (s.u.). Die Bildung von Ozon in Bodennähe ist für die Umwelt und
den Menschen deshalb sehr schädlich, da es physiologisch auf die Schleimhäute des
Menschen wirkt. Besonders gefährdet sind die Atemwege und die Augen. Es wirkt
zunächst stark reizend und kann bei hohen Konzentrationen zu irreversiblen Schäden
führen. Hierbei können Kopfschmerzen, Atemnot und eine Betäubung des Geruchssinns
auftreten. Durch Verursachung von Lungenödemen kann sogar der Tod eintreten.
Weiterhin steht Ozon im begründeten Verdacht, krebserzeugendes Potential zu haben
[111]. Also: unten ,pfui´.
Die aggressive Wirkung, die Ozon auf Organismen hat, kann man den Schülern in
einem Versuch (vgl. Versuch 10.2.2 „Eine Farbtonleiter“) zeigen. In Chlorophyllextrakt, das mit Ethanol aus Kleeblättern gewonnen wurde, werden unterschiedliche
Volumina Ozon eingeleitet. Man kann erkennen, dass, je mehr Ozon hinzuströmt, der
Farbton von grün über hellgelb nach farblos wechselt. Der Farbstoff wird immer mehr
oxidativ zerstört.
Da UV-Licht der Wellenlänge unter 242 nm nicht mehr in die Troposphäre vordringt,
wird dort Ozon dort nicht nach dem Chapman Mechanismus (vgl. Kap. 8.4 „Was
passiert in der Stratosphäre?“) gebildet [66]. Da in Bodennähe aber Ozon vorhanden ist,
muss es auf anderem Weg entstehen. Dies geschieht z.B. folgendermaßen:
Zunächst entsteht Stickstoffmonoxid, vor allem durch den früh morgendlichen Verkehr
und die Verbrennung fossiler Brennstoffe. Sein erstes Konzentrationsmaximum in der
Tagesstatistik – an einem sonnigen Sommertag – in Abb. 90 liegt bei 22 mm3/m3, also
22 mm3 NO pro Kubikmeter Luft, und wird etwa um 8 Uhr morgens erreicht.
102
12. Die Schadstoffbelastung unserer Luft
Aus Stickstoffmonoxid wird, wie in Kapitel 4.4.1 „Fixierung des molekularen Stickstoffs“, a) „Atmosphärische Fixierung“ beschrieben, Stickstoffdioxid gebildet.
Dessen Konzentrationsmaximum in den Morgenstunden liegt bei etwa 27 mm3/m3 und
wird, da NO zur Bildung von NO2 vorhanden sein muss, später, also erst gegen 9 Uhr
erreicht. Daraus entstehen durch Sonnenlicht Disauerstoff- und Stickstoffmonoxidradikale.
Ersteres reagiert mit molekularem Sauerstoff zu Ozon, letzteres kann mit Disauerstoff
erneut zu Stickstoffdioxid reagieren und der Prozess beginnt von vorne [66].
NO·(g)
+ O· ·(g)
+ O2(g) + M
O3(g)
+ M
+ NO2(g)
O3(g)
+ NO·(g)
NO2(g)
··
O
(g)
O2(g)
λ < 420 nm
Hierbei ist M ein beliebiger Stoßpartner, der die überschüssige Energie abführt, da das
Ozonmolekül auf Grund seiner exothermen Bildungsenthalpie sofort wieder zerfallen
würde [67].
Dadurch, dass der obige Mechanismus katalytisch abläuft, da aus NO durch Sonnenlicht
wieder NO2 gebildet wird, steigt die Ozon-Konzentration sprunghaft an und erreicht ihr
Maximum etwa um 14 Uhr. Es liegt in Abb. 90 bei 65 mm3/m3. Abgebaut wird das
entstandene Ozon nach der obigen Brutto-Reaktion, deren Gleichgewicht nachts auf der
linken Seite liegt, da kein Sonnenlicht zur Bildung der Radikale vorhanden ist.
Abb. 90: Die Luftschadstoffe NO, NO2 und O3 im Tagesverlauf
103
12. Die Schadstoffbelastung unserer Luft
Somit entsteht mehr Ozon in Bodennähe, je mehr Sonnenlicht vorhanden ist. Deshalb
findet im Winter keine verstärkte Ozonbildung statt.
Aktuelle Ozon-Werte können unter [112] abgerufen werden. Sie werden stündlich
aktualisiert. Zum Schutz der menschlichen Gesundheit liegt die Informationsschwelle
bei 180 μg/m3 im 1-Std. Mittelwert, die Alarmschwelle bei 240 μg/m3 bei drei
aufeinander folgenden 1-Std. Mittelwerten.
Um die Belastung der Umwelt und Menschen zu verringern, sollen die in Tabelle 8
angegebenen Zielwerte bis 2010 erreicht werden.
Mittelungszeitraum
Zielwerte (bis 01.01.2010)
1 Stunden Mittelwert
180 μg/m3
120 μg/m3 , darf, gemittelt über drei Jahre, an
8-Stunden Mittelwert
höchstens 25 Tagen pro Kalenderjahr überschritten werden
Tabelle 8: Zielwerte (2010) für den Schadstoff Ozon zum Schutz der menschlichen Gesundheit
[112]
Dass dies schwierig zu erreichen ist, sieht man daran, dass der 8-Stunden Mittelwert bis
zum 30.08.2006 in Marburg schon 29-mal überschritten wurde [112]. Ein langfristiges
Ziel ist es, dass dieser Wert im Kalenderjahr nicht überschritten wird.
Die Ambivalenz von Stickstoffmonoxid sorgt für ein
weiteres,
anthropogen
verursachtes
Ozon-Problem:
Unterhalb von 20 km Höhe wirkt NO Ozon-bildend (s.o.),
oberhalb davon Ozon-abbauend (vgl. Kap. 8.4 „Was
passiert in der Stratosphäre?“). Die Katalyse erreicht ihr
Maximum in ca. 25 km Höhe [66]. Dorthin gelangt das am
Boden, z.B. bei der Verbrennung von Kohle und Erdöl,
gebildete NO durch Luftzirkulation.
Abb. 91: dreidimensionale
Graphik des „Ozonlochs“
U. a. dadurch entsteht das „Ozonloch“, welches – genauer betrachtet – kein richtiges
Loch ist, sondern eine Konzentrationsverringerung von Ozon in der Ozonschicht.
An der Form von Abb. 91 erkennt man, warum es dennoch als solches bezeichnet
werden kann.
104
12. Die Schadstoffbelastung unserer Luft
Zwar ist der katalytische Abbau durch NO gegeben, aber viel extremer ist der Abbau
von Ozon durch Chlor-Fluor-Kohlenwasserstoffe („CFKWs“), die z.B. in Spraydosen
oder Feuerlöschern als Treibmittel verwendet wurden. Die Bildung von Chlorradikalen
aus den CFKs und CFKWs findet in der Tropo- und Stratosphäre statt [66].
CFK(g)
+ hν
u. a. Cl· (g)
(Stratosphäre)
CFK(g)
+ O· · (g)
u. a. Cl· (g)
(Stratosphäre)
CFKW(g)
+ HO· (g)
u. a. Cl· (g)
(Troposphäre, Stratosphäre)
Beim katalytischen Abbau von Ozon geschieht folgendes:
Cl·(g)
+ O3(g)
ClO· (g) + O· · (g)
O3(g)
+ O· ·(g)
O2(g)
+ ClO· g)
ClO· (g) + ClO· (g)
2 O2(g)
Der Abbau entspricht Abbaumechanismus durch NO-Radikale. Durch ihre lange
Verweildauer in der Atmosphäre von vermutlich mehr 100 Jahren stellen sie, trotz eines
weltweiten Emissionsstops, das größere Umweltproblem dar. Dies kann man in der
Schule anhand des Versuches 10.2.4 Abbau von Ozon durch CFKWs zeigen.
Hierbei wird zu ozonhaltigem Anodengas aus der Elektrolyse von Schwefelsäure (vgl.
Versuch 10.1 „Elektrolyse – Gase aus einer Flüssigkeit“) Chloroform gegeben. Der
anschließende Versuch, das Chlorophyllextrakt aus Versuch 10.2.2 „Eine Farbtonleiter“
oxidativ zu zerstören, scheitert daran, dass das Ozon durch Chloroform abgebaut wurde
[113].
Dadurch, dass ca. 70 % der katalytischen
Abbaumechanismen Licht-induziert sind [66],
„reißt“ das Ozonloch bevorzugt an den Polen
am weitesten auf, wenn aus Polarnacht Polartag
wird, also um den 21.03. in der Arktis und um
den 21.09. in der Antarktis, jeden Jahres.
Die Ozonkonzentration wird in Dopson Units
(DU) gemessen.
Abb. 92: Ozonloch über der Antarktis
105
12. Die Schadstoffbelastung unserer Luft
Würde man alle Ozonmoleküle, die sich über einem beliebigen Punkt auf der Erde in
der Luft befinden, einzeln auf die Erdoberfläche projezieren und auf 1 bar verdichten,
erhält man eine Schicht, die je nach Jahreszeit und Erdregion zwischen 1,5 mm, also
150 DU, und 5 mm, also 500 DU, dick sein kann [66]. Also entspricht 1 DU 0,01 mm.
12.3 Regnet es wirklich Säure?
Die Stickstoffoxide sind nicht nur für die Bildung von Ozon in Bodennähe und den
Abbau in der unteren und mittleren Stratosphäre verantwortlich, sondern sie sind
Mitverursacher des sauren Regens.
Im Kreislauf, den der molekulare Stickstoff durchläuft (vgl. Kap. 4.4 „Ein Gas `geht´
um die Welt – Der Distickstoffkreislauf“), entsteht auf natürliche Art und Weise Salpetersäure, die als Nitrate in den Boden gewaschen wird. Die Zunahme von Stickstoffoxiden in der Luft, vor allem durch Autoabgase und Verbrennung fossiler Brennstoffe,
sorgt dafür, dass mehr Säure gebildet wird.
Weiterer Verursacher von saurem Regen sind Schwefeldioxide und Kohlenstoffdioxid,
die in Form von Säuren herabregnen [66]. Auf die letzten zwei wird in diesem
Zusammenhang aber nicht näher eingegangen.
Beim Herabregnen z.B. von Salpetersäure können Denkmäler wie der Kölner Dom, die
aus Kalkstein bestehen, nach und nach aufgelöst werden.
CaCO3(s) + 2 H3O+(aq)
Ca2+(aq) + CO2(g) ↑ + 3 H2O
Durch den niedrigen pH-Wert im Boden kann der Wasserhaushalt der Organismen
gestört werden. Die Blattorgane der Blätter an Bäumen und Sträuchern werden
angegriffen. Dies führt z.B. zu erhöhter Transpiration der Bäume und deshalb zu
Wassermangel und weiteren Mangelerscheinungen [108].
Um den Ausstoß von Stickstoffoxiden zu verringern und damit drei Umweltproblemen,
dem sauren Regen, der Bildung von bodennahem Ozon sowie dem Ozonabbau in der
unteren und mittleren Stratosphäre entgegenzuwirken, sollen die in Tabelle 9
aufgeführten Zielwerte (bei Standardbedingungen) bis zum 01. Januar 2010 erreicht
werden.
106
12. Die Schadstoffbelastung unserer Luft
Mittelungszeitraum
1 Stunden Mittelwert
Kalenderjahr
Zielwert (bis 01.01.2010)
200 μg/m3 dürfen nicht öfter als 18-mal im
Kalenderjahr überschritten werden.
40 μg/m3
Tabelle 9: Zielwerte (2010) für Stickstoffoxide zum Schutz der menschlichen Gesundheit [112]
Die Alarmschwelle für die Stickstoffoxide liegt bei 400 μg/m3 [112].
Sowohl die in Tabelle 8 in Kapitel 12.2 „Oben hui, unten pfui – bodennahes Ozon und
das Ozonloch“ als auch in Tabelle 9 aufgeführten Zielwerte sollen durch verschiedene
Schutzmaßnahmen erreicht werden. So kann z.B. durch einsetzen eines geregelten
Dreiwegekatalysators die Entstehung von NO in Benzinmotoren um bis zu 90 %
verringert werden [108]. Der Einbau eines Dreiwegekatalysators in den PKW ist seit
1987 in Deutschland Pflicht [114]. Weiterhin werden sogenannte Stickstoffoxidminderungsanlagen in Kraftwerken, die fossile Brennstoffe verbrennen, verwendet
[108]. Beide Maßnahmen, sowie ein Verzicht auf den PKW an Sommertagen, bilden die
Basis dafür, dass weniger bodennahes Ozon entsteht, da dies aus dem NO gebildet wird
(s.o.).
Auf die genaue Funktionsweise der im oberen Abschnitt beschriebenen, sowie weitere
Umweltschutzmaßnahmen, wie z.B. die Rauchgasentschwefelung, wird im Rahmen
dieser Arbeit nicht näher eingegangen.
Ein weiteres Umweltproblem neben den bisher genannten ist der anthropogene
Treibhauseffekt.
12.4 Der anthropogene Treibhauseffekt
Wie bereits in Kapitel 7.3 erwähnt, sind Wasser und Kohlenstoffdioxid die Hauptverursacher des natürlichen Treibhauseffekts.
Seit Beginn der Industrialisierung (um 1750) steigt die vom Menschen verursachte CO2
Produktion, z.B. durch Verbrennung von Kohle, Erdöl und Erdgas und aus CO (vgl.
Kap. 9 „Spuren von Gasen“), das durch unvollständige Verbrennung fossiler
Brennstoffe entsteht, stetig an [79].
107
12. Die Schadstoffbelastung unserer Luft
Ein weiteres Problem ist, dass z.B. durch übermäßiges Abholzen der Wälder weniger
Kohlenstoffdioxid aus der Luft gebunden wird (vgl. Kap. 5.4 „Atmung und Photosynthese – Ein Disauerstoffkreislauf“). Somit ist das Assimilations-/Dissimilationsgleichgewicht nicht mehr ausgeglichen.
Durch die „Globale Erwärmung“ wird das Wasser in den Ozeanen erwärmt und kann
somit weniger CO2 binden (vgl. Kap. 7.4 „Ferien am Lake Nyos – besser nicht!“). Die
Erwärmung sorgt auch dafür, dass mehr Wasser in der Luft enthalten ist (vgl. Kap. 10.3
„Warum trocknet unsere Wäsche – das Verdampfen“).
Diese aufgeführten Faktoren zeigen, dass die Konzentration der beiden HauptTreibhausgase in der Atmosphäre ansteigt und somit weniger der an der Erdoberfläche
reflektierten Infrarotstrahlung ins Weltall entweichen kann. Dies führt zur weiteren
Aufwärmung der Erdoberfläche und zur Verstärkung des natürlichen Treibhauseffektes.
Weitere, rein anthropogen entstandene Treibhausgase sind die in Kapitel 12.2 „Oben
hui, unten pfui – Bodennahes Ozon und das Ozonloch“ erwähnten CFKWs. Auch im
Zusammenhang mit dem anthropogenen Treibhauseffekt stellen sie auf Grund ihrer
Langlebigkeit (bis zu 100 Jahre) ein Umweltproblem dar. Sie verstärken den Treibhauseffekt deshalb stark, da sie IR-Licht in einem Wellenlängenbereich um 10 000 nm
absorbieren, indem die übrige Atmosphäre transparent ist [79].
108
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Auf den nachfolgenden Seiten befinden sich die Versuchsprotokolle, inkl. der
Beobachtungen, sowie eine Kurz-Erklärung der durchgeführten Versuche.
Weiterhin sind die zum Inhalt der Arbeit entwickelten Arbeitsblätter aufgelistet. Sie
können als Kopiervorlage dienen, da ihre Lösungen in die Kapitel eingebunden sind,
aber auf dem Arbeitsblatt selbst nicht erwähnt werden.
Die Reihenfolge entspricht der, wie sie im laufenden Text der zugehörigen Kapitel
vorkommen.
Am Ende der Versuchsprotokolle befindet sich eine Bemerkung, die beinhaltet, was an
dem Versuch, im Gegensatz zur Versuchsvorschrift, verändert und weshalb er ausgewählt wurde.
Die in den Versuchsvorschriften verwendeten Bilder sind alle selbst photographiert, die
Zeichnungen selbst angefertigt oder der Literatur zum Versuch entnommen. Das Ikon
zeigen an, welcher Versuche zu welchem Thema gehören. Es ist dem jeweiligen Kapitel
entnommen, so dass die Literaturangabe hierzu entfällt.
Ebenfalls in diesem Kapitel enthalten sind die Richtlinien und Sicherheitssätze der
verwendeten und entstandenen Chemikalien. Diese Liste befindet hinter den Versuchen
und Arbeitsblättern.
Zuletzt beinhaltet das Kapitel ein Domino-Spiel, dass im Rahmen der Arbeit entwickelt
wurde. Es kann als Kopiervorlage dienen. Die enthaltenen Bilder sind, bis auf Start und
Ziel [95], der Arbeit entnommen.
109
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Arbeitsblatt 1: Die Entstehung der heutigen Atmosphäre
(übernommen von [9])
Aufgabe: Lese den nachfolgenden Text sorgfältig durch und beantworte die Fragen
dazu schriftlich.
„ … wurde vor einigen Jahren die gänzlich unerwartete Tatsache entdeckt, dass die
heutige Atmosphäre unserer Erde gar nicht die ursprüngliche ist.“ [5]
„Die Uratmosphäre war nach heutiger Kenntnis im Wesentlichen aus Wasserdampf,
Kohlenstoffdioxid und Stickstoff zusammengesetzt. Daneben spielten auch
Schwefelverbindungen, Methan und Ammoniak eine Rolle. Sauerstoff fehlte dagegen
fast ganz. Selbst wenn sich Sauerstoff durch die starke UV-Strahlung aus
Wasserdampf bildete, wurde er sofort wieder chemisch gebunden.
Eine erste Veränderung der Uratmosphäre
wurde
durch
Ent-
gasungsprozesse hervorgerufen: Diwasserstoff diffundierte ins Weltall,
Vulkane
gaben
Gase
in
die
Atmosphäre ab. Auch Lösungs- und
Fällungsvorgänge,
sowie
Reaktionen der Gase mit dem
Wasser oder in den Gesteinen
enthaltenen
Verbindungen
ver-
änderten die Zusammensetzung der
Luft nachhaltig.
Der eigentlich revolutionäre Prozess war aber das Auftreten der ersten Lebewesen.
Die ursprünglichen Verhältnisse wurden durch sie schließlich auf den Kopf gestellt.
Zunächst handelte es sich hierbei um niedere anaerobe Lebensformen, die in der Lage
waren, den vorhandenen sauerstofffreien Lebensraum zu nutzen. Die noch heute
existierenden anaerob lebenden Bakterien und Blaualgen geben einen guten Eindruck
von dieser Entwicklungsstufe des Lebens.
110
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Photosynthetisch aktive Organismen sorgten nach und nach dafür, dass schließlich
der Sauerstoff in die Atmosphäre kam. Sie waren in der Lage, mit Hilfe des
Sonnenlichtes Wasser zu spalten und Sauerstoff freizusetzen.
Man vermutet, dass dieser erste Sauerstoff anfangs die noch reichlich vorhandenen
Eisen(II)-Verbindungen zu Eisen(III)-Verbindungen oxidierte und dadurch chemisch
gebunden wurde. Erst als keine Fe2+-Ionen mehr zur Verfügung standen, gelangte
freier Sauerstoff in die Atmosphäre.
Nun erst konnten sich aerobe Lebewesen entwickeln, die Sauerstoff atmen. In der
Stratosphäre bildete sich dann jene Ozonschicht, von der heute oft die Rede ist. Diese
Schicht entsteht unter dem Einfluss von UV-Strahlung, die dabei absorbiert wird.“
Aufgabe 2:
• Woraus bestand die Uratmosphäre?
• Erklärt die in Abschnitt 2 fett gedruckten Begriffe chemisch! Verwendet dazu auch
Abb. 1. Um den Kreislauf welchen Elementes handelt es sich?
• Warum gelangte der Sauerstoff, der durch die Cyanobakterien entstand, nicht direkt
in die Atmosphäre? Stellt die zugehörige Redoxgleichung auf!
• Was bedeutet aerob bzw. anaerob? Nennt jeweils mehrere aerobe und mindestens
eine anaerobe Lebensform.
• Beschreibt den Prozess der Photosynthese bzw. Atmung.
111
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Versuch 1: Die Hauptbestandteile der Luft
1.1 Eine Kerze erStick(stoff)t!
Geräte: Pneumatische Wanne, Erlenmeyerkolben, Feuerzeug
Chemikalien: Teelicht, Leitungswasser
Durchführung: Die pneumatische Wanne wird zu ¾ mit Leitungswasser gefüllt.
Dann stellt man das Teelicht vorsichtig auf die Wasseroberfläche und zündet es an.
Anschließend wird ein Erlenmeyerkolben darüber gestülpt, am besten einer, in dessen
Öffnung die Kerze gerade so hinein passt. Es ist darauf zu achten, dass der
Erlenmeyerkolben mit dem Rand etwa 2-3 cm unter Wasser ist.
Beobachtung: Die Kerze erlischt nach einiger Zeit. Ein wenig Wasser wird in den
Erlenmeyerkolben gesaugt.
Kurz-Erklärung: Der Distickstoff unterhält die Verbrennung nicht. Ist der
Sauerstoffanteil der Luft (etwa 1/5) verbraucht, erlischt die Flamme.
1.2 Wie viel „Luft“ bleibt übrig?
Geräte: Pneumatische Wanne, 350 mL Erlenmeyerkolben, der vollständig graduiert
ein Volumen von 410 mL besitzt, Feuerzeug
Chemikalien: Teelicht, Leitungswasser
Durchführung: Der Versuch 1.1 wird erneut durchgeführt, allerdings mit dem
vollständig graduierten Erlenmeyerkolben. Wenn die Kerze erloschen ist und sich der
Stand des Wasserspiegels im Erlenmeyerkolben nicht mehr ändert, wird dieser
markiert. Dabei ist darauf zu achten, dass der Erlenmeyerkolben nur gerade so unter
Wasser getaucht ist, damit die maximale Wasserhöhe abgelesen werden kann.
Beobachtung: Der Wasserspiegel im Erlenmeyerkolben steigt an. Es werden etwa
80 mL Wasser in den Kolben gesogen.
112
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Kurz-Erklärung: Der Erlenmeyerkolben besitzt ein Volumen von rund 410 mL.
80 mL entsprechen somit etwa 1/5 des Gesamtvolumens. Dies ist der Anteil, den der
molekulare Sauerstoff in der Luft besitzt und der beim Verbrennen von der Kerze
verbraucht wird.
Eigentlich entsteht bei der Verbrennung von Paraffin mit Disauerstoff gleich viel
Kohlenstoffdioxid. Hierbei wird – im Sinne einer didaktischen Reduktion – vernachlässigt, dass beim Verbrennen von Paraffin, welches aus ungesättigten Kohlenwasserstoffen [33] der Formel CnH2n+1 besteht, CO2 entsteht.
CnH2n+1(l) + (3/2n+1/4) O2(g)
n CO2(aq) + (
2n + 1
) H2O
2
Dieses wird allerdings im Wasser gelöst und erhöht somit das Volumen nicht. Ein
weiterer Effekt, der die Durchführung des Versuches möglich macht, ist, dass sich
Gase beim Abkühlen zusammenziehen und deshalb das Wasser in den
Erlenmeyerkolben gesogen wird.
Bemerkung: Beide Versuche sind in Anlehnung an den Versuch, der in der Ein-
leitung beschrieben wurde, und bei der Entwicklung des CO2-Entwicklers entstanden.
Ein ähnlicher Versuch, die Verbrennung von Phosphor in einem abgeschlossenen
Luftraum, wird in [18] beschrieben.
Die Intention des Versuches war, den Verbrauch von 1/5 Luft bei der Verbrennung mit
einfacheren Mittel anschaulich schon in der Jahrgansstufe 8 zu zeigen. Die bekannten
Apparaturen zur Bestimmung des Sauerstoffgehaltes der Luft, welche aus zwei
Kolbenprobern, die über ein Glührohr verbunden sind, bestehen, sind sehr aufwändig
im Aufbau und folglich nicht als Schülerversuch im Anfangsunterricht durchzuführen.
113
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Arbeitsblatt 2: Hausaufgabenversuche zur Zusammensetzung der
Luft
Aufgabe 1: Lest die Vorschrift genau durch und führt dann den Versuch durch.
Geräte: 250 mL Messbecher, durchsichtige Salatschüssel, Feuerzeug
Chemikalien: Teelicht, Leitungswasser
Durchführung: Die Salatschüssel wird zu ¾ mit Leitungswasser gefüllt. Man stellt
das Teelicht vorsichtig auf das Wasser und zündet es an. Anschließend wird der
Messbecher darüber gestülpt und zwar so, dass er mit dem Rand etwa 2-3 cm unter
Wasser ist. Jetzt wartet man, bis die Kerze erloschen ist und beobachtet den
Wasserspiegel.
Notiert die Beobachtung:
Aufgabe 2:
Führt den Versuch erneut durch. Markiert nach dem Erlöschen der Kerze den Stand
des Wasserspiegels auf dem Messbecher mit einem ABWASCHBAREN Stift. Achtet
dabei darauf, dass der Messbecher nur gerade so unter Wasser getaucht ist.
Wie viel mL Wasser werden in den Messbecher gesogen?
Aufgabe 3:
Findet heraus, wer Carl Scheele war! Wann hat er gelebt und was hat er zum
Stickstoff gesagt? Welche Eigenschaften hat Stickstoff? Fertigt einen Steckbrief mit
den wichtigsten an!
114
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Versuch 2: Dichte und molare Masse von Gasen – schnell und
unkompliziert
Geräte: Gasmolwaage GW 61 Plexi , Gummischlauch, Quetschhahn nach Mohr
Chemikalien: N2, 3O2 - Druckgasflaschen
Durchführung: Damit die Gasmolwaage vollständig und ausschließlich mit Luft
gefüllt ist, pumpt man mit Hilfe des Peleusballs 2-3-mal Luft hindurch. An den
oberen Ausgang befestigt man ein kurzes Stück Schlauch mit noch geöffnetem
Quetschhahn. Dann kann man die Gasmolwaage über eine möglichst kurze
Schlauchzuleitung mit dem jeweilig zu bestimmenden Gas aus der Druckgasflasche
befüllen. Dazu lässt man dieses etwa 1 Minute durchströmen, schließt dann zunächst
die Druckgasflasche und direkt danach den Quetschhahn, damit das Gas nach dem
Befüllen nicht entweichen kann.
Beobachtung: Man kann folgende Werte ablesen:
Gasart
molare Masse M [mol/g]
Dichte δ [L/g]
Luft
28,8
1,293
N2
28
1,25
O2
32
1,429
Kurz-Erläuterung des Prinzips der Gasmolwaage:
Die Messung der molaren Masse und der Dichte
beruht
auf
„Messung
des
Auftriebes
(ARCHIMEDES), den eine geschlossene Kugel in
einem Gas erfährt, mittels einer Federwaage, die mit
einer empfindlichen kleinen Balkenwaage gekoppelt
ist.“ [20]
Bemerkung: Die Genauigkeit der Werte liegt daran, dass sie direkt auf die Skala der
Gasmolwaage aufgedruckt sind. Der Versuch wurde ausgewählt, da er sehr unkompliziert und gut mit Schülern durchführbar ist. Nachteilig ist, dass das Befüllen
der Gasmolwaage nur mit Hilfe des Lehrers möglich ist.
115
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Arbeitsblatt 3: Ein Modell für ein Modell
Chemikalien: Streichholzschachtel mit bunten Büroklammern (6 verschiedene
Farben)
Aufgabe: Erfindet, anhand der Abbildung der folgenden gegebenen Atom- bzw.
Molekülorbitale, ein passendes Modell aus bunten Büroklammern, das die Bindungen
im N2 darstellt. Wie kann man die Büroklammern sinnvoll miteinander verbinden?
Beantwortet dabei folgende Fragen:
•Wofür steht eine Büroklammer?
•Wie kann man im Modell die Vorzeichen der Orbitallappen erkennen?
•Welche Büroklammern ergeben, wenn man sie miteinander verbindet, eine Bindung?
•Was entsteht, wenn verschiedene Farben miteinander verbunden werden?
•Wie sieht das gesamte Modell für das py-Orbital aus? Zeichnet dazu zunächst ein
beschriftetes Achsenkreuz!
116
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Versuch 3: Aus der Luft in den Boden – Blitze fixieren N2
Geräte: Scheidtsche Kugel mit Kupferelektroden, Hochspannungstransformator
(Leistung VA 325/ Hz 50-60, Prim.Volt 220, Prim.Amp. 1,6, Sec. Volt 8800, Sec.
Amp. 0,04) mit Voltron Leistungssteller, Acilit® pH-Teststäbchen (Firma Merck)
Chemikalien: Leitungswasser, Luft
Versuchsaufbau: Die beiden Kupferelektroden werden gegenüber in der Scheidtschen Kugel befestigt, so dass ihre Spitzen maximal 1 cm weit auseinander sind. Am
oberen Ausgang befestigt man das Handgebläse, unten einen Dreiwegehahn, der eine
Weiterleitung zu einer mit Wasser befüllten Gaswaschflasche besitzt. Die Kupferelektroden werden mit dem Hochspannungstransformator über zwei Kabel
verbunden.
Durchführung: Es wird so lange bei Stufe 8 bis 10 des Leistungsstellers Spannung
angelegt, bis die Kugel vollständig mit einem braunen Gas befüllt ist.
Beobachtung: Nach 2-3 Minuten wird das Innere der
Kugel braun. Nachdem das entstandene Gas mit Hilfe
der Handpumpe in das Wasser gepumpt wurde, misst
man eine pH-Wert von 4,5.
Kurz-Erklärung: Durch die Hochspannung entsteht zunächst Stickstoffmonoxid [R
8-26-34, S 1-9-17-26-36/37/39-41, T+, C, O], das mit dem vorhandenen Sauerstoff zu
Stickstoffdioxid [R 26-34, S 9-26-28-36/37/39-45, T+,C] reagiert.
N2(g)
+ O2(g)
2 NO(g)
2 NO(g)
+ O2(g)
2 NO2(g)
Wegen der Hochspannung und der Giftigkeit der entstandenen Gase ist dieser
Versuch ausschließlich als Lehrerversuch durchzuführen. Stickstoffdioxid ist ein
braunes Gas. Leitet man es in Wasser, entsteht Salpetersäure[R 34, S 23-26-36/37/3945, C]. Dies erklärt den gemessenen pH-Wert von 4,5.
3 NO2(g)
+ H2O
HNO3(aq) + NO(g)
117
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Versuch 4: Disauerstoff aus Kupfer(II)-oxid
4.1 Darstellung von molekularem Sauerstoff
Geräte: Bunsenbrenner, Reagenzglas, Stopfen mit Einleitungsrohr, pneumatische
Wanne, Standzylinder, Stativmaterial
Chemikalien: Kupfer(II)-oxid [R 22, S 22, X], Leitungswasser
Versuchsaufbau: In ein schräg eingespanntes Reagenzglas wird etwa 1-2 cm hoch
Kupfer(II)-oxid eingefüllt. Nun füllt man einen Standzylinder mit Wasser, befestigt ihn
über der pneumatischen Wanne. Der Stopfen mit Einleitungsrohr wird auf das Reagenzglas gesetzt, so dass das Einleitungsrohr bis in den Standzylinder reicht.
Durchführung: Das Kupfer(II)-oxid wird mit dem Bunsenbrenner so lange erhitzt, bis
dass der Standzylinder vollständig mit Gas gefüllt ist.
Beobachtung: Es steigen Gasblasen auf, die das Wasser verdrängen.
Kurz-Erklärung: Das Kupfer(II)-oxid zersetzt sich bei 900 °C zu Kupfer(I)-oxid [R 2050/53, S 20-60-61, Xn, N] und Disauerstoff [R 8, S 17, O].
4 CuO(s)
2 Cu2O(s) + O2(g)
4.2 Die Glimmspanprobe
Geräte: wie in 5.1, Glasdeckel, Holzspan
Chemikalien: mit Disauerstoff befüllter Standzylinder
Durchführung: Der mit Disauerstoff befüllte Standzylinder wird von unten mit einem
Glasdeckel verschlossen, aus der pneumatischen Wanne entnommen und herumgedreht.
Man hält einen glimmenden Holzspan hinein.
Beobachtung: Der Span entzündet sich und brennt wieder mit heller Flamme.
118
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Kurz-Erklärung: Reiner Disauerstoff ist ein starkes Oxidationsmittel und unterhält die
Verbrennung.
Bemerkung: Der Versuch wurde ausgewählt, da mit ihm ein historisch orientierter
Unterrichtseinstieg möglich ist. Carl Scheele erhitzte Quecksilber(II)-oxid und erhielt
elementares Quecksilber und Disauerstoff, den er als „dephlogistierte Luft“ bezeichnete
[31]. Die Durchführung des historischen Versuchs ist aber, auf Grund der Gefährlichkeit
von elementarem Quecksilber, in der Schule nicht möglich, die Zersetzung von
Kupfer(II)-oxid ein guter Ersatz.
Dadurch, dass in Wirklichkeit kein elementares Kupfer, sondern Kupfer(I)-oxid [34] entsteht, ist allerdings eine didaktische Reduktion nötig.
Beide Versuche sind sehr anschaulich und haben einen starken Wiedererkennungswert.
119
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Versuch 5: Eine sehr kalte, hellblaue Flüssigkeit
5.1 Darstellung von flüssigem, molekularem 3O2
Geräte: Dewar, Kühlfalle mit abnehmbarem Einsatz, Gaswaschflasche mit Fritte,
Gummischläuche, Schlauchschellen, Stativmaterial
Chemikalien: Molekularer Sauerstoff [R 8, S 17, O] aus der Druckgasflasche mit
Druckminderer, flüssiger molekularer Stickstoff [S 9-23-36]
Versuchsaufbau:
O2-Zustrom
Durchführung: Gasförmiger Disauerstoff wird aus der Druckgasflasche durch
die Kühlfalle geleitet und somit die Apparatur 1-2 Minuten gespült. Nun taucht
man die Kühlfalle vorsichtig in den etwa zur Hälfte mit flüssigem Distickstoff
befüllten Dewar. Es wird weitere 5 Minuten 3O2 eingeleitet. Der Versuch ist
beendet, wenn die Kühlfalle etwa 1,5 cm hoch mit Flüssigkeit gefüllt ist.
Beobachtung: Es entsteht flüssiger, hellblauer Disauerstoff. [R 8, S 9-17-2136/37/39-51, O]
Achtung: Es dürfen sich weder organisches Material noch Zündquellen in der
Nähe des Abzuges befinden, da flüssiger Disauerstoff heftig damit reagiert!
Bemerkung: Die Herstellung von flüssigem Disauerstoff zeigt, das flüssiger Distickstoff eine niedrigere Siedetemperatur besitzt, also in der Lage ist, Disauerstoff zu verflüssigen [16, 31]. Dieser ist wichtig für die nachfolgenden
Versuche, die die Eigenschaften von Disauerstoff demonstrieren. Bemerkenswert
bei diesem Versuch ist weiterhin die stechend hellblaue Farbe.
120
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
5.2 Sinkende blaue Blasen
Geräte: 500 mL Standzylinder, ersatzweise ein 500 mL Becherglas
Chemikalien: 100 mL Wasser, ca. 10 mL flüssiger, molekularer Sauerstoff
(entspricht 1,5 cm in der Kühlfalle) aus Versuch 5.1
Durchführung: Man entnimmt die Kühlfalle der Apparatur aus Versuch 5.1 und
gießt den flüssigen, blauen Disauerstoff in einen 500 mL Standzylinder, den man
vorher mit 100 mL Wasser befüllt hat.
Beobachtung: Der flüssige molekulare Sauerstoff verdampft unter starker
Nebelbildung. Die blauen Blasen sinken im Wasser immer wieder nach unten und
um sie herum bildet sich eine weiße „Dampfhaut“.
Nebel
Phasenübergänge von
Wasser/fl.3O2/Luft
hellblaue, flüssige 3O2- Blase
Kurz-Erklärung: Molekularer Sauerstoff hat im flüssigen Zustand eine Dichte
von 1,14 g/cm3. Da sie somit größer ist als die Dichte von Wasser, die 1 g/cm3
beträgt, sinken die hellblauen Blasen immer wieder herab. Dass der flüssige
Disauerstoff nicht auf den Boden sinken kann, liegt daran, dass sich eine
„Dampfhaut“ ausbildet, die für Auftrieb sorgt und somit den eigentlich dichteren
molekularen Sauerstoff wieder an die Oberfläche transportiert.
Bemerkung: Durch die Verflüssigung von molekularem Sauerstoff kann man
den Schülern zeigen, dass er mit 1,14 g/cm3 eine über 1300 - fach größere Dichte
besitzt als gasförmiger Disauerstoff mit 1,492 g/L.
121
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
5.3 Achtung: Explosiv!
Geräte: Glimmspan, Feuerzeug
Chemikalien: Wattebausch, ca. 10 mL flüssiger, molekularer Sauerstoff
(entspricht 1,5 cm Höhe in der Kühlfalle) aus Versuch 5.1
Durchführung: Man gibt den flüssigen Disauerstoff auf die Watte und entzündet
sie mit einem nur glimmenden Holzspan.
Beobachtung: Die Watte entzündet sich explosionsartig.
Kurz-Erklärung: Flüssiger Disauerstoff wirkt, auf Grund seiner konzentrierten
Form, noch stärker oxidierend als reiner molekularer gasförmiger Sauerstoff.
Bemerkung: In der Versuchsbeschreibung soll zusätzlich feines Kohlepulver auf
der Watte verteilt werden. Da die Reaktion stark genug ist, kann das Kohlepulver
weggelassen werden.
5.4 Zum Paramagnetismus des 3O2
Geräte: NMR-Röhrchen, Dewar, Pipette, Aufhängevorrichtung, Trafo (25 V),
Magnet der Firma Leybold mit n = 500 Windungen pro Spule
Chemikalien: 2 - 3 Pipetten flüssiger Disauerstoff aus Versuch 5.1
122
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Versuchsaufbau:
Durchführung: Der Versuch kann nur
zu zweit durchgeführt werden. Sowohl
die
Pipette
Röhrchen
als
müssen
auch
im
das
NMR-
Dewar
mit
flüssigem Distickstoff gekühlt werden.
In denselben Dewar stellt man auch die
Kühlfalle,
die
den
flüssigen,
molekularen Sauerstoff enthält. Diesen
füllt man im Dewar in das NMRRöhrchen.
Hierbei ist darauf zu achten, dass der flüssige Distickstoff, in dem die Pipette
steht, nicht auch in das NMR-Röhrchen gelangt.
Ist das Röhrchen etwa ¼ gefüllt, gibt man es in die Hängevorrichtung, so dass
sich die Spitze direkt zwischen den Magnetspulen befindet. Die zweite Person
stellt den Trafo auf 15V Gleichspannung an.
Beobachtung: Das NMR-Röhrchen wird in den Magneten hineingezogen.
Hierbei kann es passieren, da der flüssige Disauerstoff schnell und oft ruckartig
verdampft, dass das NMR-Röhrchen schlagartig nach vorne gezogen wird.
Kurz-Erklärung: Disauerstoff ist paramagnetisch und wird somit in den
Magneten gezogen.
Bemerkung:. Es ist besonders schwierig, den flüssigen Disauerstoff in das NMRRöhrchen einzufüllen, weshalb dise einige Zeit vorher geübt werden sollte, damit
es bei der Durchführung funktioniert.
Der Versuch insgesamt ist, auf Grund der hohen Reaktivität des flüssigen
Disauerstoffs, nur als Lehrerversuch durchzuführen.
Die Abänderung von der Versuchsvorschrift [37] stammt von Herrn Tuleweit und
Herrn Donath.
123
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Versuch 6: Vergleich von Helium und molekularem Wasserstoff
6.1 Aufstieg in schwindelerregende Höhen
Geräte: 2 verschiedenfarbige Luftballons, Edding
Chemikalien: Helium [S 9-23] und Diwasserstoff [R12, S 9, F+] aus einer
Druckgasflasche, jeweils mit eigenem Druckminderer
Durchführung: Ein Luftballon wird mit Heliumgas,
einer mit Diwasserstoff befüllt. Anschließend sollte
man sie beschriften, damit man sie in Versuch 7.2
auseinander
halten
kann.
Alternativ
kann
man
verschiedenfarbige Luftballons verwenden. Sie sollten
möglichst gleich groß sein und werden gleichzeitig
losgelassen.
Beobachtung: Die beiden Ballons steigen gleich schnell an die Raumdecke.
Kurz-Erklärung: Beide Gase haben eine geringere Dichte als Luft und steigen somit
nach oben.
6.2 Backdraft!
Geräte: Teelicht, Tesafilm, lange Stativstange oder Tafelstock
Chemikalien: die beiden an der Decke befindlichen Luftballons aus Versuch 7.1
Durchführung: Man bindet das Teelicht mit Hilfe des
Tesafilms an der Spitze der Stativstange fest und zündet
es an. Dann wird dies zunächst unter den mit Helium
gefüllten Luftballon gehalten. Anschließend entzündet
man das Teelicht erneut und hält es unter den mit
Diwasserstoff gefüllten Luftballon.
124
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Beobachtung: Der mit Helium befüllte Luftballon knallt laut, wie wenn man ihn mit
einer Nadel zerplatzt hätte. Der Inhalt des mit molekularem Wasserstoff befüllten
Luftballons hingegen brennt in fahlblau bis dunkel oranger Flamme – ähnlich einem
Backdraft – ab.
Kurz-Erklärung: Wasserstoff ist leicht entzündlich (F+), Helium dagegen nicht.
Bemerkung: Beide Versuche sind aus den Eigenschaften der beiden Gase heraus entstanden und wurden in meinem ersten Schulpraktikum vorgeführt. Wichtig war hierbei
auszuprobieren, wie heftig die Reaktion ist, damit sie später in der Schule durchführbar
ist. Weiterhin muss beim Versuch 6.2 darauf geachtet werden, dass der Stab zum
Entzünden lang genug ist und die Kerze sicher daran befestigt wurde.
Der Versuch wurde ausgewählt, da er sehr spektakulärer ist. Solche Versuche durchzuführen, ist gerade im Anfangsunterricht wichtig, damit die Schüler Spaß an der
Chemie bekommen.
125
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Demonstration 1: Der fliegende Teebeutel
Geräte: Feuerzeug, Schere
Chemikalien: Teebeutel
Durchführung: Ein Teebeutel wird zunächst aufgeschnitten, entleert und auseinander
gefaltet. Man stellt ihn aufgefaltet auf den Boden und entzündet ihn am oberen Ende.
Beobachtung: Der Teebeutel brennt von oben her ab und steigt nach einiger Zeit
brennend nach oben.
Kurz-Erklärung: Beim Verbrennen des Teebeutels entsteht heiße Luft. Diese hat eine
geringere Dichte als kalte Luft und steigt somit nach oben. Irgendwann ist der Auftrieb
groß genug, um die Gewichtskraft des Teebeutels zu überwinden und somit wird der
übrige Rest mit nach oben getragen, bis er schließlich ganz verbrannt ist.
Bemerkung: Diese einfache Demonstration kann von den Schülern auch zu Hause
durchgeführt werden. Hieran kann spielerisch Auftrieb und Gewichtskraft wiederholt
werden.
Weiterhin zeigt der Versuch, dass Luft bei wärmeren Temperaturen eine geringere
Dichte besitzt, weshalb z.B. Heißluftballons aufsteigen [48].
126
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Versuch 7: Gute Luft - Schlechte Luft?
7.1 Qualitativer CO2-Nachweis
Geräte: zwei unbenutzte 100 mL Bechergläser, schmale Form oder unbenutzte
Demonstrationsreagenzgläser, langer Strohhalm
Chemikalien: frischer Blaukrautsaft
Durchführung: In das Becherglas werden etwa 50 mL Blaukrautsaft gefüllt.
Anschließend pustet man mit dem Strohhalm so lange hinein, bis sich die Farbe von
blau nach violett ändert.
Beobachtung: Nach einiger Zeit wird der blaue Farbstoff violett. Man kann mit dem
Indikatorpapier den pH-Wert nachprüfen, der etwa pH = 5 beträgt.
Kurz-Erklärung: Der Farbstoff im Blaukrautsaft ist ein natürlicher Indikator. Er ist
im Neutralen blau und wird im Sauren hell-violett, wie Rotkohlsaft, der im Glas meist
mit Essig versetzt ist. Der saure pH-Wert kommt daher, dass das CO2 aus der
Ausatemluft mit Wasser reagiert.
CO2(g) + 2 H2O
„H2CO3“ + H2O
HCO3-(aq) + H3O+(aq)
Bemerkung: Diesen Versuch können die Schüler ebenfalls zu Hause durchführen.
Schwierig ist allerdings, dass in den meisten Haushalten in Mitteldeutschland nur
Rotkohlsaft, also schon mit Essig versetzter Blaukrautsaft, vorhanden ist, so dass der
Farbumschlag nicht mehr erkennbar wird.
Aus diesem Versuch lässt sich auch leicht ein Chemie-Spiel konstruieren, in dem
man jedem Schüler einen Strohhalm gibt und am Pult je nach Anzahl der eingeteilten
Gruppen mehrere Reagenzgläser möglichst fest montiert. Danach müssen die Schüler
nach und nach nach vorne kommen und in das Reagenzglas pusten. Das Spiel kann
man auch auf Zeit spielen. Hierbei muss allerdings vorher festgelegt sein, welcher
Farbton genau erreicht werden soll.
127
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
7.2 Quantitativer CO2-Nachweis
Geräte: vier 50 mL Bechergläser, vier Rührfische, Magnetrührer, Bürette,
Bürettenhalterung, Stativmaterial, 4 L Rundkolben mit Stopfen, Filterpapier, Trichter,
Erlenmeyerkolben, 10 mL Pipetten
Chemikalien: Phenolphthalein in Ethanol [R 11, S 7-16], Oxalsäurelösung (c = 0,01
mol/L, also 0,9 g auf 1 L lösen) [R 21/22, S 24/25], Calciumhydroxidlösung (c = 0,02
mol/L, also 1,48 g auf 1 L lösen) [R 41,S 22-24-26-39, X]
Durchführung: Die angesetzte Calciumhydroxidlösung wird zunächst filtriert, damit
man eine klare Lösung erhält. Davon nimmt man 10 mL mit der Vollpipette ab, gibt
diese in eines der 50 mL Bechergläser und titriert mit Oxalsäurelösung unter
Verwendung von Phenolphthalein bis zum Umschlagspunkt von violett nach farblos.
Diesen Vorgang wiederholt man noch einmal.
Anschließend gibt man 100 mL der filtrierten Calciumhydroxidlösung in den 4 L
Rundkolben (realer Inhalt: 4,4 L), schüttelt gut durch und lässt ihn über Nacht
verschlossen stehen.
Man titriert dann am nächsten Tag erneut 10 mL mit derselben Oxalsäurelösung.
Hierbei ist darauf zu achten, dass möglichst nur die Flüssigkeit im Rundkolben in die
Pipette aufgesaugt wird, nicht der Niederschlag.
Beobachtung: Bei der Titration von 10 mL Calciumhydroxid mit Oxalsäure unter
Verwendung von Phenolphthalein als Indikator wurden einmal 20,4 mL, dann
20,6 mL verbraucht.
Nach der Reaktion mit dem Kohlendioxid der Luft sieht man am nächsten Tag eine
deutliche Trübung der Flüssigkeit. Titriert man anschließend erneut, so liegt der
Verbrauch bei 19,7 mL und 19,8 mL.
Kurz-Erklärung: Vorher wurden durchschnittlich 20,5 mL, nach der Reaktion
19,75 mL verbraucht. Dies ergibt somit ein ΔV = 0,75 mL.
Berechnet man nun die Stoffmenge und anschließend mit Hilfe des allgemeinen
Gasgesetzes, unter Annahme, dass sich CO2 hier ideal verhält, so ergibt sich:
n(CO2 ) = ΔV ⋅ c( H 2C2O4 ) ⋅ VF = 0,75ml ⋅ 0,01
mmol
⋅ 10 = 0,075mmol
mL
128
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
V (CO2 ) =
nRT 7,5 ⋅ 10−5 mol ⋅ 83,14ml ⋅ bar ⋅ K −1 ⋅ mol −1 ⋅ 299 K
=
= 1,86mL
1,0019bar
p
Berechnet man nun den Volumenanteil an der eingesetzten Luft, so erhält man:
ϕ (CO2 ) =
V (CO2 ) 1,86mL
=
= 0,00042 , also sind 0,042 % CO2 in der Luft
V ( Luft ) 4400mL
enthalten. Die Abweichung beträgt 29,6 %. Diese ist so hoch, da z.B. CO2 kein
ideales Gas ist, wir aber mit dem allgemeinen Gasgesetz gerechnet haben. Außerdem
wurde von Oxalsäure kein Titer bestimmt.
Bemerkung: Der Versuch wurde ausgewählt, da diese recht einfache Titration ist und
für die Schüler alltagsrelevant. Hierbei haben die Schüler nach der Durchführung
selbst herausgefunden, wie viel CO2 in der Luft ist.
129
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Versuch 8: Modellversuch zum Unglück am Lake Nyos
Geräte: 1 L Schüssel (Höhe: etwa 10 cm), Kuchenbackform (Kastenform, Höhe etwa
8 cm), Teelichter, 5 cm hohe Kerze
Chemikalien: heißes Wasser (ca. 60 °C), Cola-Light, Essig, Brausetabletten, Backpulver, Mentos
Durchführung: Als Flüssigkeit, die den Nyos See darstellen soll, kann entweder
heißes Wasser, Cola-Light oder Essig verwendet werden. Diese gibt man, bis ein
Flüssigkeitsspiegel von 1,5 cm erreicht ist, in die Schüssel hinein. In die Flüssigkeit
stellt man ein entzündetes Teelicht und eine 5 cm hohe Kerze. Das Wasser darf nicht
zu warm sein, da sonst der aufsteigende Wasserdampf die Kerzen löscht.
Beobachtung:
a) großes Gefäß: Kuchenbackform
Flüssigkeit
Beobachtung
heißes Wasser
2-3 Brausetabletten
Teelicht erlischt, 5 cm Kerze brennt weiter
heißes Wasser
1 P. Backpulver
Teelicht erlischt, 5 cm Kerze brennt weiter
Essig
1 P. Backpulver
beide Kerzen gehen aus
Cola-Light
1 P. Backpulver
Teelicht erlischt, 5 cm Kerze brennt weiter
Cola-Light
6 Menthos
beide Kerzen brennen weiter
b) kleines Gefäß: 1 L Schüssel (hohe Form)
Flüssigkeit
Beobachtung
heißes Wasser
2-3 Brausetabletten
Teelicht erlischt, 5 cm Kerze brennt weiter
heißes Wasser
1 P. Backpulver
Beide Kerzen
Essig
1 P. Backpulver
beide Kerzen gehen aus
Cola-Light
1 P. Backpulver
beide Kerzen gehen aus
Cola-Light
6 Menthos
beide Kerzen brennen weiter
130
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Kurz-Erklärung: Sowohl im Backpulver als auch in den Brausetabletten ist
Natriumhydrogencarbonat enthalten. Dieses setzt, kommt es mit Säure, z.B. mit
Essigsäure (Essig) oder Phosphorsäure (Cola-Light), in Berührung, Kohlenstoffdioxid
frei.
NaHCO3(s) + CH3COOH(l)
CO2(g) ↑ + CH3COONa(aq) + H2O
Dasselbe geschieht bei Zugabe von heißem Wasser.
NaHCO3(s) + H2O
CO2(g) ↑ + NaOH(aq) + H2O
Dadurch, dass Kohlenstoffdioxid schwerer ist als Luft, bleibt es im Plastikbehälter. Es
verdrängt den molekularen Sauerstoff, den die Kerze zum Brennen benötigt, weshalb
sie erlischt
Gibt man in die Cola-Light einige Mentos, geschieht fast nichts.
Verwendet man allerdings eine 2 L Cola-Light Flasche, die als Druckgasbehälter
dient, und eine ganze Rolle Mentos, sollte die Durchführung dieses Versuches im
Freien stattfinden. Hierzu gibt man die Mentos lose in ein Reagenzglas, verschließt
dies mit einem Bierdeckel und hält es über die geöffnete Öffnung der Cola-Light
Flasche. Gibt man gleichzeitig alle Mentos in die Flasche, entsteht eine ColaFontaine.
Noch ist nicht in Gänze geklärt, was bei diesem Versuch passiert. Es gilt aber als
relativ sicher, dass das in der Cola-Light gelöste Kohlenstoffdioxid an der Oberfläche
des Mentos-Bonbons schlagartig desolvatisiert wird und sich CO2-Gasblasen bilden.
Oberfläche Mentos-Bonbon
CO2(aq)
CO2(g)
Weiterhin sind grenzflächenaktive Substanzen im Mentos enthalten, die die
Oberflächenspannung des Wassers in der Cola-Light herabsetzen. Hierdurch ist die
Bildung der Kohlenstoffdioxid-Gasblasen begünstigt.
Außerdem erkennt man, dass ein kleineres Gefäß das Erlischen der Kerze begünstigt,
da zu wenig Kohlenstoffdioxid entsteht, um das große Gefäß zu füllen. Durch Luftzirkulationen kann aus dem großen Gefäß auf Grund der größeren Öffnung auch mehr
CO2 vertrieben werden.
131
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Bemerkung: Eigentlich sollte der Versuch das Unglück am Lake Nyos genau
nachstellen, d.h. die Entgasung von gebundenem Kohlenstoffdioxid, in der ColaLight, durch äußere Einflüsse, also die Zugabe von Mentos. Hierbei entsteht aber
nicht genügend Kohlenstoffdioxid um die Kerzen zu ersticken. Deshalb wird das
Prinzip, die Verdrängung von lebensnotwendigem Disauerstoff durch das schwerere
Kohlenstoffdioxid, anhand seiner Genese aus Hydrogencarbonat und Säure
demonstriert.
132
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Arbeitsblatt 4: Zusammenhang zwischen der Temperatur eines
Planeten und der Zusammensetzung seiner Atmosphäre
Aufgabe 1: Schaut die Tabelle genau an. Welches Gas scheint für die hohen
Temperaturen auf den Planeten verantwortlich zu sein?
Planet
Zusammensetzung der Atmosphäre
Durchschnittstemperaturen
Merkur
---
Nacht: -217 °C
Tag: +426 °C
Venus
96,5 % Kohlenstoffdioxid, 3,5 % Distickstoff,
+428 °C bis +470 °C
Wasserdampf, Schwefeldioxid
Mars
Jupiter
95 % Kohlenstoffdioxid, 2,7 % Distickstoff,
Nacht: -120 °C
1,6 % Argon, 0,13 % Disauerstoff
Tag: +24 °C
89,8 % Wasserstoffgas, 10,2 % Helium,
-128 °C
0,3 % Methan
Saturn
96,3 % Wasserstoffgas, 3,25 % Helium
-170 °C
Uranus
89,8 % Wasserstoffgas, 10,2 % Helium,
-156 °C bis -212 °C
0,3 % Methan
Neptun
80 % Wasserstoffgas, 19 % Helium,
-220 °C
1,5 % Methan
Aufgabe 2:
Welcher Planet wäre für uns Menschen, von den Temperaturen her gesehen, am
geeignetsten, um dort zu leben? Warum ist es dennoch nicht möglich?
133
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Demonstration 2: Der Treibhauseffekt
Geräte: Hebebühne, zwei 100mL Bechergläser, zwei Digitalthermometer, Lampe mit
100 W Glühbirne, Stativmaterial, Petrischale, Schmirgelpapier, passende Urgläser als
Deckel für die Bechergläser, CO2-Entwickler: 200 mL Erlenmeyerkolben mit Schliff,
Absaugstück NS 29, rote Keckklemme, 10 cm Schlauchmaterial
Chemikalien: zwei rund gestanzte Kupferbleche, 2 g Kaliumperoxodisulfat [R 8-2236/37/38-42/43, S 22-24-26-37, X, F], Natronlauge (w = 0,1) [R 35, S 26-36/37/3945, C], 1 Päckchen Backpulver, max. 40 mL Essig
Versuchsaufbau:
CO2-Entwickler:
Durchführung: Mindestens zwei Stunden vor Beginn des Versuches werden die
Kupferbleche zunächst abgeschmirgelt und anschließend in eine Petrischale, die mit
einer Lösung von 2 g Kaliumperoxodisulfat in 100 mL Natronlauge befüllt ist, gelegt.
Dies sollte vom Lehrer vorbereitet werden! Da den geschwärzten Blechen nichts
passiert, können sie, einmal angefertigt, wieder verwendet werden.
Sind die Kupferbleche oxidativ gleichmäßig geschwärzt, tupft man sie trocken und
legt sie auf den Boden der Bechergläser.
Diese stellt man auf die Hebebühne und deckt sie mit passenden Urgläsern ab. Der
Fühler des Thermoelementes wird zwischen den Ausguss des Becherglases und das
Urglas fest eingespannt.
134
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Beide Bechergläser müssen so stehen, dass sie von der über ihnen befestigten
Schreibtischlampe gleichmäßig bestrahlt werden können.
Man bestrahlt sie etwa 2 Minuten. Die anschließende Temperaturdifferenz sollte nicht
mehr als 2 K betragen. Die Lampe wird ausgeschaltet und man füllt mit Hilfe des
CO2-Entwicklers, in dem sich 1 Päckchen Backpulver und maximal 40 mL,
ausreichend sind 30 mL, Essig befinden, etwa 30 s Kohlendioxid in eines der
Bechergläser ein. Bei einer Temperaturdifferenz verwendet man das kühlere. Wichtig
ist, dass das andere Becherglas mit dem Urglas abgedeckt bleibt. Auch das
Becherglas, in das CO2 eingefüllt wurde, wird erneut mit dem Urglas abgedeckt.
Anschließend bestrahlt man erneut beide Bechergläser.
Beobachtung: Nach der ersten zweiminütigen Bestrahlung zeigt der Thermofühler
26,1 °C bzw. 26,8 °C an. In das Becherglas mit 26,1 °C wird CO2 eingeleitet.
Zeit [1/Min]
Temperatur im Becherglas Temperatur im Becherglas
ohne CO2 [1/ °C]
mit CO2 [1/ °C]
3 Minuten
27,1
26,7
5 Minuten
27,5
28,2
8 Minuten
28,2
30,8
Kurz-Erklärung: Das CO2-Molekül besitzt drei bekannte Schwingungsarten: die
Deformationsschwingung, die symmetrische und die asymmetrische Streckschwingung. Erstere und Letztere sind IR-aktiv. Gehen sie wieder in den Grundzustand über, so wird Wärmestrahlung frei, wodurch die Erhöhung der Temperatur
erklärt wird.
Bemerkung: Im Rahmen des Versuches wurde, damit keine CO2-Druckgasflasche
verwendet werden muss und die Schüler den Versuch ohne Hilfe des Lehrers
durchführen können, ein CO2-Entwickler entwickelt. Dieser kann mit einem
Päckchen Backpulver und 30 bis 40 mL Essig die genau benötigte Menge CO2
produziert. Der ursprüngliche Versuch wurde mit Messingblechen durchgeführt. Da
keine vorhanden waren, wurden normale Kupferbleche verwendet.
Der Versuch, einfache schwarze Pappe oder schwarzen Kunststoff statt der
Kupferbleche zu verwenden, ist an deren geringer Wärmeleitfähigkeit gescheitert.
135
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Versuch 9: Entzündung von Ethanol durch Ozon
Geräte: Glasstab, Wattebausch, pneumatische Wanne, Porzellanschale, Becherglas
Chemikalien: 0,5 g feinpulvriges Kaliumpermanganat [R 8-22, S 2 O, Xn], 5 mL
Ethanol [R 11, S 7-16], 3 mL konz. Schwefelsäure [R 35, S 26-30-45, C]
Durchführung: Zunächst tränkt man einen Wattebausch mit Ethanol, befestigt ihn an
der Spitze eines Glasstabes und spannt diesen schräg in eine Stativklemme ein. Nun
stellt man in die Mitte einer pneumatischen Wanne eine Porzellanschale und gibt dort
nacheinander zunächst die konz. Schwefelsäure, dann erst fein verteilt das Kaliumpermanganat hinein. Genau in die Mitte über dieses Reaktionsgemisch bringt man nun
den Wattebausch mit Ethanol und schließt den Abzug.
Beobachtung: Nach einiger Zeit, meist etwa 40 s, entzündet sich der Wattebausch in
einer heftigen Flamme. Da es z. T. bis zu einer Minute dauert, bis die Reaktion einsetzt,
darf man auf gar keinen Fall ungeduldig werden.
Kurz-Erklärung: Bei Vorlage von gleichen Mengen beider Reaktionspartner und einer
hochkonzentrierten Säure, passiert folgendes:
+7
−2
2 Mn O4− ( aq )
+7
+ 2 H 3O + ( aq )
−2
Mn 2 O7 ( aq )
−2
+ 3 H2 O
Dieses Anhydrid der Permangansäure ist metastabil und zersetzt sich ab -10 °C
langsam, ab +95 °C explosionsartig zu Disauerstoff oder Ozon.
+7
−2
2 Mn 2 O7 ( aq )
+7
−2
Mn 2 O7 ( aq )
+4
−2
+4
−2
4 Mn O2 ( aq )
2 Mn O2 ( aq )
0
+ 3 O2 ( g ) ↑
0
+ 2 O3 ( g ) ↑
Die Entzündung des Ethanols beruht nun darauf, dass es zu Acetaldehyd oxidiert wird,
der bei weiterer Energiezufuhr aus der Reaktion heraus schließlich entflammt.
Bemerkung: Der Versuch wurde ausgewählt, da er sehr spektakulär ist und solche
Versuche wichtig sind, damit die Schüler Spaß am Chemieunterricht haben.
136
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Bei der ersten Durchführung nach [70] war die Reaktion sehr heftig, weshalb der
Glasstab mit dem Wattebausch fest montiert wurde und der Abzug geschlossen werden
kann. Weiterhin dauert es, auch im Ggs. zur Versuchsbeschreibung [70], länger als
10 - 15 s, bis die Reaktion einsetzt.
137
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Versuch 10: Ozon – Lebenswichtiges Schutzschild
10.1 Elektrolyse – Gase aus einer Flüssigkeit
Geräte: Hofmannscher Zersetzungsapparat mit Platinelektroden, Siliconschläuche,
Kolbenprober mit Dreiwegehahn, Pipette, Transformator mit Strippen, Stativmaterial
Chemikalien: Schwefelsäure ( c = 5 mol/L) [R 35, S 26-30-45, C]
Versuchsaufbau:
Durchführung: Man füllt die Schwefelsäure in den Hofmannschen Zersetzungsapparat und elektrolysiert mit 10 V. Das an der Kathode entstehende Gas
muss häufiger abgelassen werden. Der ozonhaltige Sauerstoff, der an der Anode
entsteht, wird in den Kolbenprober eingesaugt. So kann die Elektrolyse weiterlaufen,
während man die ersten 50 - 100 mL des Gases schon für die weitergehenden
Versuche verwenden kann.
Beobachtung: An der Kathode entsteht doppelt so viel Gas wie an der Anode. Dies
kann man auf Grund der Knallgasprobe als Wasserstoff identifizieren. Mit dem Gas,
das an der Anode entsteht, werden weitere Versuche durchgeführt.
Kurz-Erklärung: Bei der Elektrolyse von Schwefelsäure entsteht Ozon.
138
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
An der Kathode entsteht bei der Reduktion molekularer Wasserstoff, den man mit
Hilfe der Knallgasreaktion nachweisen kann.
+1
2 H 3 O + ( aq ) + 2 e-
−2
0
H 2( g ) ↑
+ 2 H2 O
An der Anode entsteht oxidativ aus dem Sulfat-Anion ein Peroxodisulfat-Anion:
+6
2 S O4
2−
+7
( aq )
S 2 O8
2−
+ 2 e-
( aq )
Das ozonhaltige Anodengas, ein Gemisch aus Sauerstoff und Ozon, entsteht nun
folgendermaßen aus dem entstandenen Wasser:
−2
3 H2 O
−2
6 H2 O
+1
0
O · · (ads.) + 2 H 3 O + ( aq ) + 2 e0
+1
O 2(ads.) + 4 H 3 O + ( aq ) + 4 e-
Der entstandene molekulare Sauerstoff reagiert dann mit dem atomaren Sauerstoff zu
Ozon.
Bemerkung: Dieser Versuch wurde ausgewählt, da er als Schülerversuch durchgeführt werden kann. Alle anderen durchgeführten Versuche zur Ozongenese sind,
z.B. auf Grund von Hochspannung [72], reine Lehrerversuche.
10.2 Reaktionen mit Ozon
10.2.1 Geschwärzte Kartoffeln
Geräte: Spatel
Chemikalien: 10 mL ozonhaltiges Anodengas aus Versuch 10.1, Kalium-Iodidpulver, Kartoffel oder Kalium-Iodid-Stärke Papier
Durchführung: Etwa 10 mL des ozonhaltigen Anodengases werden auf eine mit
Hilfe eines Spatels mit wenigen Körnchen Kalium-Iodid-Pulver bestrichene Kartoffel
geleitet. Alternativ kann man es auf das Kalium-Iodid-Stärke Papier leiten.
139
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Beobachtung:
Schon nach etwa 5 - 6 mL färbt sich die Kartoffel
bläulich/bräunlich bis schwarz. Dasselbe geschieht
mit dem Kalium-Iodid-Stärke Papier.
Kurz-Erklärung: Das Iodid wird vom starken Oxidationsmittel Ozon zu Iod
oxidiert, welches mit Stärke eine blau/braune Einschlussverbindung bildet.
0
−1
−2
O3 ( aq ) + 2 Ι − ( aq ) + H 2 O
0
0
−2
O2 ( g ) + Ι 2( aq ) + 2 O H − ( aq )
Herstellung des Kalium-Iodid-Stärke Papiers:
0,5 g Stärke werden in 100 mL heißem Wasser gelöst und aufgekocht. Nach dem
Erkalten werden 0,5 g Kalium-Iodid hinzugefügt und eingerührt. Die Flüssigkeit wird
abfiltriert und ein in Streifen geschnittenes Filterpapier damit getränkt. Dies wird im
Exsikkator trocknen gelassen und kann dann verwendet werden [75].
Bemerkung: Kalium-Iodid kann ohne Bedenken in Eppendorf-Cups abgefüllt und
den Schülern mit nach Hause gegeben werden. Beim Verwenden von Kalium-IodidStärke Papier muss darauf geachtet werden, dass es luftdicht verpackt ist, z.B. kann
man es in Aluminiumfolie aufbewahren.
10.2.2 Eine Farbtonleiter
Geräte: Mörser mit Pistill, Reagenz- oder Zentrifugengläser
Chemikalien: 150 mL ozonhaltiges Anodengas aus Versuch 10.1, Ethanol [R 11, S
7-16 ] Kleeblätter (oder sonstige grüne Pflanzen)
Durchführung: Die Kleeblätter werden entstielt und unter Zugabe von Ethanol
zermörsert. Man filtriert ab und verteilt die Lösung gleichmäßig auf 4 Reagenz- oder
Zentrifugengläser. Nun werden in das erste 25 mL, das zweite 50 mL und
anschließend in das dritte 75 mL ozonhaltiges Anodengas über eine Pipette
eingeleitet.
140
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Beobachtung: Die durch das Chlorophyll grüne
Ethanollösung wird schrittweise entfärbt und man
erhält eine Farbreihe von grün über gelb und hellgelb
nach farblos.
Kurz-Erklärung: Je mehr ozonhaltiges Anodengas in
das Reagenzglas mit Chlorophyllextrakt eingeleitet
wird, desto mehr wird der Farbstoff oxidativ zerstört.
Bemerkung: Der Versuch ist aus zwei bekannten Versuchen abgeleitet. Zunächst
sollte Ozon die Epidermis eine Kleepflanze so beeinflussen [115], dass sie sich
abschält. Dies konnte nicht beobachtet werden. Weiterhin zerstört Ozon oxidativ
Indigo [73] und die Farbstoffe in einem Universalindikator. Diese beiden Versuche
wurden zum oben erwähnten kombiniert.
10.2.3 Raus mit dem Eisen!
Geräte: zwei 50 mL Rundkolben mit Stopfen, 1 mL Spritze
Chemikalien: Mineralwasser (Gerolsteiner®), 0,1 % ige Eisen(III)-chlorid Lösung
[R 22-38-41, S 26-39, Xn]
Durchführung: Zu 100 mL Mineralwasser gibt man 1 mL der 0,1%igen Eisen(III)chloridlösung. Diese Lösung verteilt man gleichmäßig auf zwei Rundkolben. In einen
der beiden leitet man nun 100 mL Ozon ein, verschließt ihn und schüttelt gut um.
Beobachtung: Es flockt recht schnell ein gelb/brauner NS aus, der sich im
Rundkolben unten absetzt. Bei der Referenzprobe geschieht nichts.
141
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Kurz-Erklärung: Durch Einleiten von Ozon wird das leicht lösliche Eisen(III)chlorid in dunkelbraunes Eisen(III)-hydoxid umgewandelt, welches ausflockt.
4 FeCl3(aq) + 2 O3(g) + 12 H2O
4 Fe(OH)3(s) ↓ + 12 HCl + 3 O2(aq)
Bemerkung: Der Versuch zeigt die frühere technische Verwendung von Ozon, die
heute zu teuer und nicht weitreichend genug ist.
10.2.4 Abbau von Ozon durch CFKWs
Geräte: 2 Reagenzgläser
Chemikalien: 50 mL ozonhaltiges Anodengas aus Versuch 10.1, Chlorophyllextrakt
aus Versuch 10.2.2, 1 - 2 mL Chloroform [R 22-38-40-48/20/22, S 36/37, Xn ]
Durchführung: In den mit 50 mL ozonhaltigem Anodengas gefüllten Kolbenprober
werden aus einem Reagenzglas 1 - 2 mL Chloroform eingesaugt. Dies geschieht am
besten über eine Pipette, die mit einem Schlauch am Kolbenprober befestigt wird.
Das Chloroform wird mit Hilfe der Körperwärme verdampft. Anschließend gibt man
es, analog zu Versuch 10.2.2, in ein mit Chlorophyllextrakt gefülltes Reagenzglas.
Beobachtung: Die Entfärbung, die bei Zugabe von 50 mL ozonhaltigem Anodengas
in Versuch 10.2.2 aufgetreten ist, findet nicht statt.
Kurz-Erklärung: Ozon wurde durch Chloroform (CHCl3) abgebaut, weshalb es
nicht mehr in der Lage ist, das Chlorophyllextrakt oxidativ zu zerstören.
Bemerkung: Der Versuch wurde ausgewählt, da dieser katalytische Abbau von Ozon
ein globales Umweltproblem darstellt und Mitverursacher des Ozonlochs über den
Polregionen ist. Da dies für die Schüler alltagsrelevant ist und auf Grund der langen
Lebensdauer der Chlor-Fluor-Kohlenwasserstoffe in der Atmosphäre auch bleiben
wird [66].
142
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Arbeitsblatt 5: Woher kommt der spezielle Geruch auf der
Sonnenbank und am Kopierer?
Aufgabe 1: Lest die Vorschriften genau durch und führt dann die Versuche durch.
Versuch 1: Sonnenbank
Geräte: Messer
Chemikalien: Kartoffel, Kalium-Iodid-Pulver oder Kalium-Iodid-Stärke Papier
Durchführung: Die Kartoffel wird aufgeschnitten und mit einer Messerspitze
Kalium-Iodid-Pulver bestrichen. Nun kann man die Sonnenbank einschalten, lässt sie
etwa 10 Minuten laufen und legt dann die Kartoffel kurz darauf. Alternativ wird das
befeuchtete Kalium-Iodid-Stärke Papier befeuchtet und auf die Sonnenbank gelegt.
Notiert die Beobachtung (Photo?)
Versuch 2: Kopierer
Geräte: Messer
Chemikalien: Kartoffel, Kaliumiodidpulver oder Kalium-Iodid-Stärke Papier
Durchführung: Die Kartoffel wird aufgeschnitten und mit einer Messerspitze
Kalium-Iodid-Pulver bestrichen. Es werden Kopien angefertigt und die Kartoffel
bzw. das befeuchtete Kalium-Iodid-Stärke Papier nah neben den Kopierer gelegt.
Notiert die Beobachtung (Photo?)
Aufgabe 2:
Schaut im Internet nach, was eine Iod-Stärke-Einschlussverbindung ist und was bei
der Oxidation von Iodid passiert.
143
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Versuch 11: Qualitativer Wassernachweis: Es ist feucht in unserer
Luft!
Geräte: Spatel, Wägeglas, zwei 100 mL Bechergläser
Chemikalien: wasserfreies Kupfer(II)-sulfat [R 22,36/38, 50/53, S22, 60, 61, Xn, N]
Durchführung: Sowohl in das Wägeglas als auch in eines der beiden 100 mL
Bechergläser gibt man je eine Spatelspitze wasserfreies Kupfer(II)-sulfat. Das Wägeglas wird luftdicht verschlossen, das Becherglas lässt man bis zur nächsten Stunde offen
auf dem Fensterbrett stehen. Vergleicht man beide in der nächsten Stunde, kann man in
ein drittes Becherglas zu wasserfreiem Kupfer(II)-sulfat einige Tropfen Wasser geben.
Beobachtung: Das zunächst weiße Kupfer(II)-sulfat bleibt im Wägeglas weiterhin weiß
und verfärbt sich im Becherglas nach und nach bläulich. Gibt man Wasser hinzu, so ist
eine tiefblaue Farbe zu erkennen.
Kurz-Auswertung:
a) Klassenstufe 8: Das weiße Pulver wirkt wie ein Schwamm, der die Wassermoleküle aus der Luft aufsaugt und dann die Farbe verändert.
b) Oberstufe (im Wahlthema 13.2 „Komplexchemie“): Kupfer(II)-sulfat bildet mit
Wasser einen blauen Komplex, wobei die richtige Formel [Cu(H2O)6]SO4*H2O
lautet. Also sind vier Wasserteilchen quadratisch planar um das Zentralteilchen
Kupfer angeordnet und das fünfte bindet über Wasserstoffbrückenbindungen am
Sulfatanion.
Bemerkung: Die Verfärbung von wasserfreiem Kupfer(II)-sulfat ist ein sehr
anschaulicher und empfindlicher Wassernachweis, den man, wenn die Schüler wissen,
wie er funktioniert, auch verwenden kann, um den Schülern zu zeigen, worin, z.B. in
Lebensmitteln etc., überall Wasser enthalten ist.
144
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Versuch 12: Luftfeuchtigkeit
12.1 Wie viel Wasserdampf ist in der Luft?
Geräte: 500 mL Dreihalsrundkolben, Stopfen, Septum, 2 mL Spritze mit Kanüle,
Absaugstück, 2 gelbe Keckklemmen, Kolbenprober mit Dreiwegehahn, Schlauchstücke, Manometerrohr, Stativmaterial
Chemikalien: 2 mL Schwefelsäure (konz.) [R 35, S 26-30-45, C], Methylrot in
Methanol [R 11, S 7,16] als Manometerflüssigkeit
Versuchsaufbau:
Durchführung: Die rechte Öffnung des Dreihalsrundkolbens ist über ein
Absaugstück mit einem Kolbenprober mit Dreiwegehahn verbunden. In eine 2 mL
Spritze füllt man nun konz. Schwefelsäure und steckt diese mit der Kanüle durch das
Septum, das man auf die mittlere Öffnung des Dreihalsrundkolbens setzt. Als letztes
schließt man mit dem Stopfen die linke Öffnung dicht ab. Hierbei ist darauf zu
achten, dass die Manometerflüssigkeit genau in der Waage steht. Um dies genauer
einstellen zu können, könnte man alternativ noch einen weiteren Dreiwegehahn
zwischen den des Kolbenprobers und das Absaugstück einbauen. Daraufhin werden
die 2 mL konz. Schwefelsäure in den Dreihalsrundkolben eingespritzt. Mit Hilfe des
Kolbenprobers kann man die nun eintretende Volumenveränderung immer wieder
ausgleichen. Nach 30 Minuten liest man das Endvolumen ab.
Beobachtung: Die Flüssigkeit im Manometerrohr wird nach innen gezogen. Dies
kann man durch Zurückschieben des Kolbens ausgleichen. Das Endvolumen beträgt
46 mL.
145
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Kurz-Erklärung: Die Volumendifferenz beträgt
ΔV= 60 mL – (46 mL + 2 mL) = 12 mL.
Berechnet man nun den Volumenanteil φ des Wassers am Gesamtvolumen, erhält
man:
ϕ=
12mL
= 0,0166 , also 1,66 %.
720mL
12.2 Wie viel Wasserdampf kann Luft aufnehmen?
Geräte: Aufbau von 9.1, Handpumpe, 2 Gaswaschflaschen, Stativmaterial,
gewinkeltes Einleitungsrohr
Chemikalien: 30 mL konz. Schwefelsäure [R 35, S 26-30-45, C], 0,1 mL dest.
Wasser
Versuchsaufbau:
(zur Herstellung
trockener Luft)
Durchführung: Zunächst wird trockene Luft hergestellt. Dies geschieht dadurch,
dass man mit Hilfe einer Handpumpe 1 - 2 Minuten lang Luft durch zwei mit
Schwefelsäure gefüllte Gaswaschflaschen in den Dreihalsrundkolben leitet. Da ein
geschlossenes System vorliegt, kann der Versuch trotz der Verwendung von konz.
Schwefelsäure auch von Schülern durchgeführt werden.
Beendet man die Einleitung, werden möglichst schnell das Septum und der Stopfen
analog zu Versuch 12.1 auf dem Dreihalsrundkolben befestigt. Der Kolbenprober
steht hierbei auf 0, es sind also 660 mL trockene Luft enthalten.
Nun kann man die 0,1 mL Wasser, die sich nun statt der Schwefelsäure in einer
Spritze befinden, in den Kolbenprober einspritzen und erwärmt sie ca. 120 s mit der
Hand. Auch hier muss man mit Hilfe des Kolbenprobers die nun erfolgende
Volumenzunahme ausgleichen. Man wartet erneut etwa 30 Minuten und liest das
Endvolumen am Kolbenprober ab.
146
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Beobachtung:
Nach
dem
Einspritzen
des
Wassers
beginnt
sofort
eine
Volumenzunahme, die durch das Erwärmen noch verstärkt wird. Nach 30 Minuten
liest man ein Endvolumen von 22 mL ab.
Kurz-Erklärung: Die unter den herrschenden Bedingungen von gemessenen 26 °C
und 1001,9 mbar (751,5 mmHg) maximale Luftfeuchtigkeit beträgt somit:
ϕ max =
21,9mL
= 0,03212 , also 3,212 % Luftfeuchtigkeit.
681,9mL
Die uns geläufigere relative Luftfeuchtigkeit, also diejenige, die die Meteorologen
immer voraussagen, kann man daraus berechnen, in dem man die gemessene
Luftfeuchtigkeit, also 1,66 % (aus Versuch 12.1), durch die maximale Luftfeuchtigkeit teilt:
ϕ rel
12mL
0,01 6
= 720mL =
= 0,5188 .
21,9mL
0,03212
681,9mL
Also betrug die relative Luftfeuchtigkeit 51,88 %
Weiterhin kann man noch den Dampfdruck von Wasser berechnen.
p ( H 2 O) = p ( Luft ) ⋅
V ( H 2 O)
21,9mL
= 1001,9mbar ⋅
= 32,17 mbar
681,9mL
V ( Luft ) + V ( H 2 O)
Der Literaturwert bei 25 °C beträgt 31,7 mbar. Trägt man die Werte für 20 °C,
25 °C und 30 °C auf Millimeterpapier auf, so kann man für 26 °C etwa 33 mbar
ablesen. Dies ergibt dann eine Abweichung von 2,6 %.
Bemerkung: Bei beiden Versuchen wurde die Apparatur im Gegensatz zur
Versuchsbeschreibung [80] vereinfacht. Statt der Kolbenpipette wurde ein Septum
verwendet. Weiterhin wurde auf den zweiten Dreiwegehahn zwischen dem
Rundkolben und dem Kolbenprober verzichtet. Zum Trocknen der Luft wurden zwei
Gaswaschflaschen konz. Schwefelsäure verwendet, ohne eine Gaswaschflasche
wasserfreies Calciumchlorid nachzuschalten. Die errechneten Werte sind dennoch
recht genau.
147
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Arbeitsblatt 6: Der Wasserkreislauf – Mit Hazweioh auf Reisen!
Aufgabe 1: Lest den Text zunächst sorgfältig durch.
Der kleine Wassertropfen Hazweioh und alle
seine Freunde schwimmen zusammen auf dem
großen weiten Meer. Die Sonne scheint und es ist
sehr friedlich. Auf einmal kommt ein Sonnenstrahl vorbei. Er ruft: „Hey du, spring auf, ich
nehme dich mit auf meine Reise!“
Das lässt sich der abenteuerlustige Hazweioh nicht zweimal sagen: Er springt auf
und sie fliegen zusammen hoch hinaus in den Himmel. Immer weiter und weiter,
bis sie Land erblicken. Das hat Hazweioh noch nicht gesehen: Flüsse, Berge und
Täler, so weit das Auge reicht! Aber was ist das: ein Dorf, ganz viele Häuser und
Kinder spielen im Garten. Die beiden schauen ihnen stundenlang zu und darüber
wird es langsam Abend.
Der Sonnenstrahl muss nun schnell weiter und er gibt Hazweioh bei seinem guten
alten Freund Wolke ab. Hier ist was los: so viele Wassertropfen, die zusammensitzen und feiern, hat Hazweioh schon lange nicht mehr gesehen!
Er feiert noch eine Weile mit, aber nach diesem langen und aufregenden Tag wird
er schnell müde, und in seinem Wolkenbett schläft er glücklich und schnell ein.
Am nächsten Morgen wird Hazweioh wach. Es ist über Nacht kühl geworden.
Wolke schwebt gerade über einen Berg. Es wird ihm plötzlich so kalt, dass er sich
heftig schütteln muss! Außerdem windet es sehr. Hazweioh und die anderen
Wassertropfen bekommen Besuch aus den unteren Wolkenschichten: andere
Wassertopfen kommen angeflogen und rufen: „Springt auf, wir wollen in der Luft
tanzen!“ Sie reichen sich die Hand und schweben langsam durch die Lüfte. Das
macht Spaß!
„Auf Wiedersehn, gute Reise und besucht mich bald einmal wieder!“, ruft Wolke
ihnen nach. „Es schneit“, jubeln die Kinder, die noch gestern in ihrem Garten
gespielt haben und laufen zusammen.
148
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Hazweioh schwebt langsam herab und kommt weit oben auf einem Berg auf dem
Boden an. Was eine Aussicht!
Auf einmal ist Sonnenstrahl wieder da: „Na, wie hat es dir bei Wolke gefallen?“,
fragt er Hazweioh. „Gut!“, antwortet dieser. „Aber so langsam würde ich gerne
wieder zurück zu meinen Freunden ins Meer“, fügt er leise hinzu.
„Nichts leichter als das!“, sagt Sonnenstrahl und gibt ihm einen dicken Kuss. Da
schmilzt Hazweioh dahin und wird langsam mit den anderen Wassertropfen über
einen Bach in einen Fluss getragen.
Hier im Fluss fühlt er sich schon fast wieder wie
zu Hause. Neben ihm taucht ein ganz bunter Fisch
auf. „Was ist denn los, Kleiner?“ Hazweioh klagt
ihm sein Leid: Es ist keiner da, denn alle seine
Freunde sind doch im Meer und er weiß jetzt
nicht, wie er dahinkommen soll. „Na, dann halt
dich mal an mir fest, ich bringe dich zu ihnen!“,
verspricht der Fisch. Eine aufregende Reise, die
der gestrigen nichts nachsteht, beginnt: vorbei an Felsen, Riffen, ganz vielen
anderen Fischen und Flussbewohnern.
Nach einiger Zeit sagt der Fisch: „So, ich muss aber jetzt hier bleiben, da draußen
ist es mir viel zu salzig! Aber bis nach Hause ist es nicht mehr weit.“ Nun muss
Hazweioh selbst schwimmen. Oh, wie mühsam!
Aber schließlich erreicht er sein Zuhause. Alle seine Freunde sind noch da! Sie
freuen sich, dass er munter und wohlbehalten wieder angekommen ist. „Es war
ein schönes Abenteuer, aber ich bin auch froh, wieder hier bei euch zu sein!“, sagt
Hazweioh und schläft zufrieden ein.
Aufgabe 2:
Versucht aus dem, was Hazweioh erlebt hat, einen Kreislauf des Wassers zu
zeichnen. Beschriftet die Vorgänge mit chemischen Fachbegriffen. Dazu kann
auch das Buch zur Hilfe genommen werden.
Was könnte Hazweioh noch alles erleben, wenn man sich den erstellten Kreislauf
des Wassers betrachtet?
149
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Versuch 13: Der Druck der Luft
13.1 Ein starkes Blatt Papier
Geräte: Glas mit glattem Rand, Blatt Papier
Chemikalien: Leitungswasser
Durchführung: Das Glas wird bis zum Rand mit Wasser gefüllt. Dann legt man
das Papier auf die Wasseroberfläche und dreht das Glas um.
Beobachtung: Das Wasser bleibt im Glas.
Kurz-Erklärung: Der Druck der Luft, der von außen auf das Blatt Papier wirkt,
ist größer als der Druck, den das Wasser von innen ausübt.
Bemerkung: Der Versuch ist für die Schüler spannend, wenn man in diesem
Zusammenhang berechnet, wie hoch ein Glas Wasser bzw. die Wassersäule sein
müsste, um den äußeren Luftdruck zu überwinden und somit das Blatt Papier
wegzudrücken. Dadurch bekommen sie eine Vorstellung davon, wie stark der
Luftdruck überhaupt ist.
13.2 Mini (Dick-)mann ganz groß!
Geräte: Exsikkator mit Hahn, Wasserstrahl- oder Membranpumpe
Chemikalien: zwei Mini-Dickmanns
Durchführung: Zwei Mini-Dickmanns werden in einen Exsikkator gegeben.
Dieser wird mit Hilfe einer Pumpe evakuiert.
Beobachtung: Die Mini-Dickmanns wachsen auf doppelte Größe an, die
Schokolade reißt auf. Lässt man wieder Luft in den evakuierten Exsikkator
strömen, schrumpfen sie wieder zusammen.
150
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
13.3 Eine Hand zum Greifen
Geräte: Joghurt-Becher, Einweghandschuh, Exsikkator mit Hahn, Wasserstrahloder Membranpumpe
Chemikalien: --
Durchführung: Der Einweghandschuh wird möglichst so über den Joghurtbecher
gezogen, dass er keine Luft enthält. Dann stellt man ihn in einen Exsikkator und
evakuiert diesen mit Hilfe der Pumpe.
Beobachtung: Der Handschuh „füllt“ sich.
Kurz-Erklärung :
In beiden Versuchen herrscht, sowohl im Mini-Dickmann
als auch im System Handschuh-Joghurtbecher, der äußere
Luftdruck. Legt man um sie herum einen Unterdruck an, haben die Moleküle im
Inneren der Systeme die Möglichkeit, sich auszubreiten.
Bemerkung: Beide Versuche zeigen den Schülern anschaulich den Unterschied
Unterdruck/Normaldruck. An ihnen kann man das System eines Dosenbarometers
erläutern. Im Gegensatz zu [100] wurden Alltagsgegenstände verwendet, da z.B. ein
Handschuh im Labor vorhanden ist.
Nimmt man einen Exsikkator mit Hahn, kann man nach der Evakuierung daran
einen Schlauch befestigen und in das offene Ende in einen mit Wasser gefüllten
Eimer legen. Öffnet man jetzt den Hahn, wird Wasser in den Exsikkator gezogen.
Dies demonstriert den Schülern den enorm erzeugten Unterdruck, da das Wasser in
den Exsikkator spritzt.
151
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Demonstration 3: Die Smog-Wetterlage
Geräte: Chromatographiekammer mit Deckel, Folie, Tesafilm
Chemikalien: 3 - 4 Räucherkerzen
Durchführung: Zuerst wird die Chromatographiekammer mit Hilfe der Folie und des
Tesafilms in zwei Bereiche geteilt. Alternativ könnte man 2 Kammern verwenden.
Von außen kann man auf der Rückseite der Kammer noch ein Bild befestigen.
Die Räucherkerzen werden entzündet und in die rechte Kammer gestellt. Sie ähneln
der Form nach Farbikschloten und sind somit besonders gut geeignet.
Beobachtung: Nach wenigen Minuten ist die Kammer mit den Räucherkerzen
verraucht und man kann das Bild nur noch links deutlich erkennen.
Kurz-Erklärung: Bei der Verbrennung der Räucherkerzen entsteht Ruß in der
rechten Hälfte der Chromatographiekammer, ähnlich wie beim „Londoner Smog“,
der bei der intensiven Verbrennung von Kohle im Winter entsteht.
Bemerkung: Nach der Versuchsvorschrift in [108] wird Salzsäure und verdünnter
Ammoniak verwendet, um die Smog-Wetterlage zu demonstrieren. Hierbei wird
Ammoniumchlorid gebildet.
Durch die schöne Form der Räuchermännchen, die, wie schon erwähnt, an
Fabrikschlote erinnert, und die größere Alltagsnähe, da sowohl der Sommer- als auch
der Wintersmog bei der Verbrennung von fossilen Brennstoffen entsteht, ist die Wahl
der Räuchermännchen sinnvoller.
152
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Versuch 14: Warm oder kalt – Schadstoffe im Temperaturverlauf
Geräte: zwei 2 L Bechergläser (hohe Form), Magnetrührer, pneumatische Wanne
mit Eis
Chemikalien: 2 Zigaretten
Durchführung: Ein Becherglas wird auf dem Magnetrührer erhitzt, eines im Eisbad gekühlt. In beide gibt man eine brennende Zigarette und beobachtet ihren
Rauch.
Beobachtung: Der Rauch der Zigarette im Becherglas auf dem Magnetrührer steigt
schnell nach oben, der im Eisbad bleibt am Boden zurück.
Kurz-Erklärung: Durch das Erhitzen des Magnetrührers wird die Luft im
Becherglas unten erwärmt. Sie steigt nach oben und transportiert den Rauch mit
sich. Ist die Luft im unteren Teil des Becherglases kälter, kann sie auf Grund ihrer
höheren Dichte nicht nach oben steigen. Deshalb bleibt der Qualm am Boden des
Becherglases.
Bemerkung: Der Versuch demonstriert die normale Wetterlage (warmes
Becherglas) bzw. die Inversionswetterlage (kaltes Becherglas).
153
Domino-Spiel
Antwort
Frage
Antwort
Frage
Wie entsteht saurer
N2(g)+O2(g)→ NO(g)
Wieviel Distickstoff bzw.
Regen?
NO(g)+O2(g)→ NO2(g)
Disauerstoff ist in der
3 NO2(g)+H2O→
Luft?
2 HNO3(l) + NO(g)
Start
Was passiert bei der
Wie entsteht Ozon?
h·ν
O2(g)
78% bzw. 21%
Veratmung von
→ 2 O(g)
O2(g) + O(g) → O3(g)
Glucose?
Was heißt antropogen?
C6H12O6(s) + O2(g) →
„vom Menschen
Wie viel Argon bzw.
verursacht“
Kohlendioxid ist in der
Luft?
CO2(g) + H2O
gr. antropos: Mensch
genese: erzeugen
Wie wird Ammoniak
hergestellt?
0,9% bzw. 0,03%
Wo liegt der
Nach dem
Ozongürtel?
Haber-Bosch Verfahren:
N2(g) + H2(g) → NH3(g)
In der Stratosphäre
Was sind CFKWs?
(ca. 20 km über der
Chlor-Flour-Kohlen-
Nenne drei dir bekannte
Wasserstoffe
Stickstoffoxide!
Erdobefläche)
Stickstoffmonoxid NO(g),
Stickstoffdioxid NO2(g)
Wie lautet das
Distickstoffmonoxid
allgemeine Gasgesetz?
N2O(g)
Wie wird Stickstoff und
pV = nRT
Sauerstoff technisch aus
der Luft gewonnen?
154
Domino-Spiel
durch das
LindeVerfahren,
Welche zwei wichtigsten
Wie sieht Ozon als
Produkte aus Stickstoff
Salpetersäure (HNO3)
kennst du?
und Ammoniak (NH3)
danach
Molekül aus?
fraktioniert destillieren
Woher kommt das Wort
Was ist der Joule-
Gase kühlen sich beim
Thompson Effekt? Wo
Ausdehnen ab; beim
nutzt man ihn?
Linde Verfahren
Kunstwort
Welche allotrophen
O2 und O3
aus Smoke und Fog
Sauertoffmodifikationen
Smog?
kennst du?
155
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Verwendete und entstandene Chemikalien mit Richtlinien- und Sicherheitssätzen:
Substanz
Formel
R-Sätze
S-Sätze
Gefahrensymbol
Distickstoff
N2(l)
---
9-23-36
---
Disauerstoff
O2(g)
8
17
O
Disauestoff
O2(l)
8
9-17-21-
O
36/37/39-51
Stickstoffdioxid
NO2(g)
26-34
9-26-28-
T+, C
36/37/39-45
Stickstoffmonoxid
NO
8-26-34
1-9-17-26-
T+, C, O
36/37/39-41
Salpetersäure
HNO3
34
23-26-
C
36/37/39-45
Kupferpulver
Cu
---
---
---
Kupfer(II)-oxid
CuO
22
22
Xn
Kupfer(I)-oxid
Cu2O
20-50/53
20-60-61
Xn,N
Kohlenstoffdioxid
CO2(g)
---
9-23
---
Natriumhydrogen-
NaHCO3
---
---
---
CH3COOH
34
23-26-
C
carbonat
Essigsäure
(c = 2 mol/L)
36/37/39-45
Calciumhydroxid
Ca(OH)2
41
22-24-26-39
Xi
Calciumcarbonat
CaCO3
22
24/25
Xn
Oxalsäure
H2C2O4
21/22
24/25
---
Phenolphthalein
C20H14O4
40
36/37
Xn
Kaliumperoxo-
K2S2O8
8-22-
22-24-26-37
Xn, O
35
26-36/37/39-45
C
disulfat
36/37/3842/43
Natronlauge
NaOH
(w = 0,1)
Schwefelsäure
H2SO4 konz.
35
26-30-45
C
Ethanol
C2H5OH
11
7-16
---
Kaliumiodid
KI
---
---
--156
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
Kaliumpermanganat
KMnO4
8-22
2
O, Xn
Natriumthiosulfat
Na2S2O3
---
---
---
(c = 0,01
mol
)
L
Iod
I2(aq)
---
---
---
Stärke
(C6H10O5)n
---
---
---
Eisen(III)-chlorid
FeCl3
22-38-41
26-39
Xn
Chloroform
CHCl3
22-38-40-
36/37
Xn
48/20/22
Ozon
O3(g)
8-26-34
17-26-38-50
T, O
Methylrot in Ethanol
C15H15N3O2
---
---
---
C2H5OH
11
7-16
---
CuSO4
22-36/38-
22-60-61
Xn, N
9
F+
Kupfer(II)-sulfat
50/53
Diwasserstoff
H2(g)
Helium
He
12
9-23
Richtlinien-Sätze:
R8 Feuergefahr bei Berührung mit brennbaren Stoffen
R11 Leichtentzündlich
R12 Hochentzündlich
R20 Gesundheitsschädlich beim Einatmen
R21/22 Gesundheitsschädlich beim Berühren mit der Haut und beim Verschlucken
R22 Gesundheitsschädlich beim Verschlucken
R26 Sehr giftig beim Einatmen
R34 Verursacht Verätzungen
R35 Verursacht schwere Verätzungen
R36/38 Reizt die Augen und die Haut
R36/37/38 Reizt die Augen, Atmungsorgane und die Haut
R38 Reizt die Haut
R40 Verdacht auf krebserzeugende Wirkung
R41 Gefahr ernster Augenschäden
R42/43 Sensibilisierung durch Einatmen und Hautkontakt möglich
157
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
R48/20/22 Gesundheitsschädlich: Gefahr ernster Gesundheitsschäden bei längerer
Exposition durch Berührung mit der Haut
R50/53 Sehr giftig für Wasserorganismen, kann in Gewässern längerfristig schädliche
Wirkungen haben
Sicherheits-Sätze:
S1 Unter Verschluss aufbewahren
S2 Darf nicht in die Hände von Kindern gelangen
S7 Behälter dicht geschlossen halten
S9 Behälter an einem gut gelüfteten Ort aufbewahren
S16 Von Zündquellen fernhalten – nicht rauchen!
S17 Von brennbaren Stoffen fernhalten
S 20 Bei der Arbeit nicht essen und trinken
S21 Bei der Arbeit nicht rauchen
S22 Staub nicht einatmen
S23 Rauch nicht einatmen
S24 Berührung mit der Haut vermeiden
S24/25 Berührung mit den Augen und der Haut vermeiden
S26 Bei Berührung mit den Augen sofort gründlich mit Wasser abspülen und Arzt
konsultieren
S28 Bei der Berührung sofort abwaschen mit viel Wasser
S30 Niemals Wasser hinzugeben
S36 Bei der Arbeit geeignete Schutzkleidung tragen
S36/37 Bei der Arbeit geeignete Schutzhandschuhe und Schutzkleidung tragen
S36/37/39 Bei der Arbeit geeignete Schutzkleidung, Schutzhandschuhe und
Schutzbrille/Gesichtsschutz tragen
S37 Geeignete Schutzhandschuhe tragen
S38 Bei unzureichender Belüftung Atemschutzgerät anlegen
S39 Schutzbrille/Gesichtsschutz tragen
S41 Explosions- und Brandgase nicht einatmen
S45 Bei Unfall oder Unwohlsein sofort Arzt hinzuziehen (wenn möglich Etikett
vorzeigen)
S50 Nicht mischen mit organischen Materialien
S51 Nur in gut gelüfteten Bereichen verwenden
158
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter
S60 Dieser Stoff und sein Behälter sind als gefährlicher Abfall zu entsorgen
S61 Freisetzung in die Umwelt vermeiden. Besondere Anweisungen
einholen/Sicherheitsdatenblatt zu Rate ziehen
Gefahrensymbole:
O: Brandfördernd
C: Ätzend
T: Giftig
T+: Sehr giftig
N: Umweltgefährlich
F+: Hochentzündlich
Xn: Gesundheitsschädlich
Xi: Reizend
159
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis
14.1 Literaturangaben
[1]
Berg, H.C. Studienblatt Ein Lehrstoff zur Unterrichtseinheit gestalten. Kleine
didaktisch-methodische Kompositionslehre I. nicht publiziert
[2]
http://lernarchiv.bildung.hessen.de/archiv/lehrplaene/gymnasium/chemie
<01.08.2006>
[3]
http://lernarchiv.bildung.hessen.de/archiv/lehrplaene/gymnasium/physik/108
6643308 <15.09.2006>
[4]
Sambursky, Shamuel. Der Weg der Physik S. 337
[5]
Dithfurth, Hoimar v. Am Anfang war der Wasserstoff S. 68-103
[6]
http://www.planetwissen.de/pw/Artikel,,,,,,,AA7405A137BC6A26E0340
003BA087C6D,,,,,,,,,,,,,,,.html <24.08.2206>
[7]
http://de.wikipedia.org/wiki/Chemische_Evolution <26.9.2006>
[8]
Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 518/519
[9]
Unterrichtmaterial des Chemiekurses von Fr. Burkard-Engels, Jahrgangsstufe
11, Max-von-Laue Gymnasium Koblenz, Schuljahr 2005/2006
[10]
Weltraum, Erde, Leben und Geschichte, Auszug aus „Schlag nach! 100.000
Tatsachen aus allen Wissensgebieten“. Bibliographisches Institut & F.A. Brockhaus
AG. Mannheim, 1996, 5-7, 30-32
[11]
Folienserie und Textheft des Fonds der chemischen Industrie, Nr. 22:
„Umweltbereich Luft“. Frankfurt am Main, 1995
[12]
Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 13-16
[13]
Brockhaus Enzyklopädie in vierundzwanzig Bänden, 19., völlig neu
bearbeitete Auflage, Dreizehnter Band, Lah – Maf , Mannheim: F. A. Brockhaus,
1990, Luftverflüssigung, 596
[14]
Riedel, E. Anorganische Chemie. Berlin: de Gruyter, 1999 (4. Aufl.), 412-415
[15]
Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 417-422
[16]
Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 637-641, 688-693
160
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis
[17]
Königshoff, M. und Brandenburger, T. Kurzlehrbuch Biochemie. Stuttgart:
Thieme, 2004, 85 und 373
[18]
Freytag, E. und Glaum, H. Grundzüge der Chemie. Frankfurt am Main, Aarau:
Diesterweg Sauerländer, 1985, 22/23
[19]
Chemie Heute – Sekundarbereich I. Hannover: Schroedel Schulbuchverlag
GmbH, 1996 (4. Aufl.), 48-51
[20]
Kinttof, Dr. Walter. Zum Bau und Gebrauch der Gasmolwaage GW 61 Plexi.
Bad Godesberg.
[21]
Dorn, Prof. F. und Bader, Prof. Dr. F. Physik – Mittelstufe. Hannover:
Schroedel Schulbuchverlag GmbH, 1998 (5. Aufl.), 81 – 104
[22]
Riedel, E. Anorganische Chemie. Berlin: de Gruyter, 1999 (4. Aufl.), 449
[23]
Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 84
[24]
Riedel, E. Anorganische Chemie. Berlin: de Gruyter, 1999 (4. Aufl.), 141-146
[25]
Fachverband der Stickstoffindustrie. Der Stickstoff. Düsseldorf: Oldenburg
Verlag,1961, 71-78
[26]
http://www.uni-bayreuth.de/departments/ddchemie/umat/stickstoffkreislauf
/stickstoffkreislauf.htm <04.08.2006>
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http://www.mythen-der-buchkultur.de/Bilder/02_KreislaufStickstoff.jpg
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[103] Brockhaus Enzyklopädie in vierundzwanzig Bänden, 19., völlig neu
bearbeitete Auflage, Neunter Band, Got – Herp, Mannheim: F. A. Brockhaus, 1989,
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[111] gasekatalog.airliquide.de/sdb/ozon.pdf <25.08.2006>
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166
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis
14.2 Abbildungs- und Tabellenverzeichnis
Abb. 1: Titelbild, http://www.caf.dlr.de/dlr/News/pi_041105_scout03_hg.html
<26.09.2006>
Abb. 2: Hoimar von Ditfurth, http://visipix.dynalias.com/sitesen/buch_denken/referenten_por.htm <03.08.2006>
Abb. 3: Kreislauf des entstehenden Lebens, entwickelt nach Dithfurth, Hoimar v.
Am Anfang war der Wasserstoff S. 68-103
Tabelle 1: Zusammensetzung der Luft an der Erdoberfläche, verändert nach
Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen Chemie.
Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 518/519
Abb. 4: Legosteine demonstrieren die Zusammensetzung der Luft
Abb. 5: Der Aufbau der Atmosphäre, http://www.kowoma.de/gps/zusatz
erklaerungen/atmosphaere.htm <24.08.2006>
Abb.6: Carl von Linde, http://www.linde-process-engineering.com/process_plants
/air_seperation_plants/air_separation_history.php <07.09.2006>
Abb.7: Schematischer Aufbau der Apparatur zum Linde-Verfahren,
http://de.wikipedia.org/wiki/Carl_von_Linde <07.09.2006>
Abb. 8: Siedediagramm des Gemisches aus flüssigem molekularem Sauerstoff
und Stickstoff, aus Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der
Anorganischen Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 15
Abb. 9: Carl Scheele, http://pages.britishlibrary.net/nick.lane/Image%20Gallery.htm
<07.09.2006>
Tabelle 2: Steckbrief des (molekularen) Stickstoffs, verändert nach Chemie Heute
– Sekundarbereich I. Hannover: Schroedel Schulbuchverlag GmbH, 1996 (4. Aufl.),
48-51
Abb. 10: Gasmolwaage GW 61 Plexi
Abb. 11: Lewis-Schreibweise des molekularen Stickstoffs
Abb. 12: Energieniveauschema des molekularen Stickstoffs, verändert nach
Riedel, E. Anorganische Chemie. Berlin: de Gruyter, 1999 (4. Aufl.), 146
Abb. 13: Achsenkreuz, nach Riedel, E. Anorganische Chemie. Berlin: de Gruyter,
1999 (4. Aufl.), 146
Abb. 14: Bildung von bindenden und antibindenden Molekülorbitalen aus den
Atomorbitalen px und pz, aus Riedel, E. Anorganische Chemie. Berlin: de Gruyter,
1999 (4. Aufl.), 143
167
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis
Abb. 15: Büroklammermodell eines px-Orbitals
Abb. 16: Büroklammermodell zweier px-Orbitale
Abb. 17: Büroklammermodell des bindenden Molekülorbitals σx
Abb. 18 (1) und (2): Büroklammermodell zweier py- bzw. zweier pz-Orbitale des
Distickstoffs
Abb. 19 (1) und (2): Büroklammermodell der πy-Bindung und πz-Bindung im
Distickstoff
Abb. 20: Vereinfachtes Molekülorbitalmodell des N2 zur Demonstration der
Dreifachbindung, nach Riedel, E. Anorganische Chemie. Berlin: de Gruyter, 1999
(4. Aufl.), 146
Abb. 21: Gewitterblitz, http://www.atmosphere.mpg.de/enid/3__Ozon/_Stickoxide_20w.html <15.09.2006>
Abb. 22: Knöllchenbakterien, http://www.uni-bayreuth.de/departments/didaktik
chemie/umat/stickstoffkreislauf/stickstoffkreislauf.htm
<04.08.2006>
Abb. 23: Nitrosomonas, http://www.uni-bayreuth.de/departments/didaktik
chemie/umat/stickstoffkreislauf/stickstoffkreislauf.htm
<04.08.2006>
Abb. 24: Nitrobacter, http://www.uni-bayreuth.de/departments/didaktik
chemie/umat/stickstoffkreislauf/stickstoffkreislauf.htm
<04.08.2006>
Abb. 25: Fritz Haber, http://.web.gc.cuny.edu/sciat/0405/zyclon.htm <07.09.2006>
Abb. 26: Carl Bosch, http://www.nobelpreis.org/chemie/bosch.htm <07.09.2006>
Abb. 27: Der Stickstoffkreislauf – Selbstangefertigtes Arbeitsblatt
Abb. 28: Antoine de Lavoisier, http://www.homeoint.org/morrell/articles/pm_
origin.htm <07.09.2006>
Tabelle 3: Steckbrief des (molekularen) Sauerstoffs, verändert nach Chemie Heute
– Sekundarbereich I. Hannover: Schroedel Schulbuchverlag GmbH, 1996 (4. Aufl.),
48-51 und Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 502-506
Abb. 29-31: Bildung von molekularem Sauerstoff: Annäherung der Atome,
Überlappung der Orbitale, gebildetes Dimer, http://www.uni-koeln.de/ewfak/Chemie/uvm_projekt/modul_2/bildung_o2.htm <15.09.2006>
Abb. 32: „Lewis-Formel“ des Sauerstoffmoleküls
Abb. 33: Lewis-Schreibweise des Sauerstoffmoleküls als Diradikal
Abb. 34: Molekülorbitalmodell des Sauerstoffmoleküls, nach Riedel, E.
Anorganische Chemie. Berlin: de Gruyter, 1999 (4. Aufl.), 145
168
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis
Abb. 35: diamagnetischer Stoff im inhomogenen Magnetfeld, aus Neumüller,
Prof. Dr. B. Vorlesung zum Anorganisch Chemischen Praktikum für
Lehramtskandidaten. Marburg: SS 2002
Abb. 36: paramagnetischer Soff im inhomogenen Magnetfeld, aus Neumüller,
Prof. Dr. B. Vorlesung zum Anorganisch Chemischen Praktikum für
Lehramtskandidaten. Marburg: SS 2002
Abb. 37: Maus und Pflanze unter einer Glasglocke, aus Appenzeller, T. „Die
Suche nach dem verschwundenen Kohlenstoff.“ National Geographic 2/2004, 34-69
Abb. 38: Darstellung und Verbrauch von Disauerstoff: Atmung und
Photosynthese
Abb. 39: Chlorophyll a und b, http://www.uni-duesseldorf.de/WWW/MathNat/
Biologie/Didaktik/Fotosynthese/dateien/chloroph.html <24.09.2006>
Abb. 40: Die menschliche Lunge, http://www.knill.com/Sprache/Lunge.html
<24.09.2006>
Abb. 41 (1)-(3): Häm, Teil des Desoxyhämoglobins und des Oxyhämoglobins, aus
Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen Chemie.
Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 1531
Abb. 42: Kosmonaut über der Erde,
http://www.arikah.net/enzyklopadie/Kosmonaut <24.09.2006>
Tabelle 4: Volumenanteil der Edelgase in der Luft/im Klassenzimmer,
Hauptquellen, verändert nach Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch
der Anorganischen Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 418
Abb. 43 (1)-(3): Leuchtstoffröhren mit dem jeweiligen Edelgas gefüllt,
http://www.wikipedia.org/wiki/Edelgase <29.09.2006>
Abb. 44: Luftbrief, der die Katastrophe der Hindenburg fast unbeschadet
überlebte, http://www.metroairpost.com/covers/crash.html
<15.08.2006>
Abb. 45: Heißluftballon, http://www.fiehr.de/startseite.htm <11.08.2006>
Abb. 46: Explosion einer Wasserstoffbombe, http://www.chemiemaster.de/pse/pse.php?modul=D <11.08.2006>
Abb. 47: Verschmelzen eines Tritium- und Deuteriumkerns, http://www.iter.org/
<11.08.2006>
Abb. 48: Leuchtstoffröhre, http://www.cosh.ag/shop.php?dir=320 <12.08.2006>
Abb. 49: CO2-Gasblasen aus dem Laacher See, http://www.geomontanus.com
/seiten_exkursionen/laacher_see.htm <17.08.2006>
169
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis
Abb. 50: Zustandsdiagramm von CO2, aus Riedel, E. Anorganische Chemie.
Berlin: de Gruyter, 1999 (4. Aufl.), 251
Abb. 51: Lewis-Schreibweise des Kohlenstoffdioxidmoleküls, aus Hollemann,
A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Berlin: de
Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 141
Abb. 52: Grenzstrukturen des Kohlenstoffdioxidmoleküls, aus Hollemann, A.F.,
E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Berlin: de Gruyter,
1995 (101. Aufl.), 141
Tabelle 5: Temperatur und Zusammensetzung der Atmosphären der Planeten
unseres Sonnensystems, nach Weltraum, Erde, Leben und Geschichte, Auszug aus
„Schlag nach! 100.000 Tatsachen aus allen Wissensgebieten“. Bibliographisches
Institut & F.A. Brockhaus AG. Mannheim, 1996, 5-7, 30-32 und http://www.scienceexplorer.de/astronomie/planeten.htm <26.09.2006>
Abb. 53: Holzperlenmodell eines Kohlenstoffdioxidmoleküls
Abb. 54 (1)-(7): Zeichnungen der Modelle zur symmetrischen Valenzschwingung, asymmetrischen Valenzschwingung und Deformationsschwingung
Abb. 55: Strahlungshaushalt des Systems Erde/Atmosphäre, aus Folienserie und
Textheft des Fonds der chemischen Industrie, Nr. 22: „Umweltbereich Luft“.
Frankfurt am Main, 1995
Abb. 56: Lake Nyos, http://de.wikipedia.org/wiki/Nyos-See <26.09.2006>
Abb. 57: Löslichkeit von CO2 in Wasser in Abhängigkeit von der Temperatur,
http://de.wikipedia.org/wiki/Nyos-See <26.09.2006>
Abb. 58: Modell für das Tal des Sees Lake Nyos
Abb. 59 (1)-(4): Mesomeriestrukturen des Ozonmoleküls, aus Hollemann, A.F., E.
Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Berlin: de Gruyter,
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Abb. 60: Christian Friedrich Schönbein, http://www.atmosphere.
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Abb. 61: σ-Bindungssystem des Ozonmoleküls, aus Hollemann, A.F., E. Wiberg
und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101.
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170
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis
Abb. 62: π – Bindungssystem des Ozonmoleküls, aus Hollemann, A.F., E. Wiberg
und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101.
Aufl.), 364
Abb. 63: Lokales Molekülorbitalmodell des Ozonmoleküls, verändert nach Riedel,
E. Anorganische Chemie. Berlin: de Gruyter, 1999 (4. Aufl.), 418
Abb.
64:
UV-Lampe
http://www.radixgmbh.de/d_10050_UV_Lampe_zur_
Belichtung_ von_Leiterplatten___Osram_Ultravitalux_300W436.htm <11.08.2006>
Abb. 65: Iod-Stärke-Einschlussverbindung, http://forum.chemie.de/Hyper
News/get /forums/chemstarter-2005/7159/1.html
<16.09.2006>
Abb. 66: Blitze über einer Stadt, http://info.eltex.de/d/handbuch/11.htm
<11.08.2006>
Tabelle 6: Natürliche Spurengase, aus Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg.
Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 518
Abb. 67: Wassertropfen, http://www.computerhilfen.de/hilfen-19-108035-0.html
<26.08.2006>
Tabelle 7: Ausgewählte Eigenschaften von Wasser, nach Riedel, E. Anorganische
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1999 (4. Aufl.), 243-252 und Hollemann, A.F., E.
Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Berlin: de Gruyter,
1995 (101. Aufl.), 527-531
Abb. 68: Jean-Michel Cousteau , aus Cousteau, J.-M. „Die Wunderwelt der Meere.“
National Geographic 9/2006, S. 57
Abb. 69: Wasserkreislauf, http://www.wasser.rlp.de/servlet/is/487/ <11.08.2006>
Abb. 70: Hose auf einer Wäscheleine, http://www.br-online.de/umweltgesundheit/artikel/0605/10-nachhaltiges-waschen/index.xml <20.08.2006>
Abb. 71: Gleichgewicht der Gasteilchen in einem Wasserglas
Abb.72: Dampfdruckkurve von Wasser, selbst angefertigt, Werte aus Hollemann,
A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Berlin: de
Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 37
Abb. 73: Phasendiagramm von Wasser, Riedel, E. Anorganische Chemie. Berlin:
de Gruyter, 1999 (4. Aufl.), 249
Abb. 74: Gourmet-Wachtel-Ei, http://www.wachtelei.ch/ <25.08.2006>
Abb. 75: Regenwolke, http://www.moselwetter.de/supercell.htm <28.08.2006>
171
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis
Abb. 76: Schneekristall, aus Mortimer, C.E. Übersetzt und bearbeitet von Ulrich
Müller. Chemie. Das Basiswissen der Chemie. Stuttgart, New York: Thieme Verlag,
2001 (7. korrigierte Auflage), 179
Abb. 77: Wasserglas, http://www.fab.at/goa/9_297_DEU_HTML.htm <28.08.2006>
Abb. 78: Otto von Guerike, http://portrait.kaar.at/Naturgeschichte/image25.html
<28.08.2006>
Abb. 79: Kupferstich zum Experiment der Magdeburger Halbkugeln 1654,
Magdeburg, http://www.magdeburg.ihk24.de/MDIHK24/MDIHK24/service
marken/ueber_uns/Tradition/Tradition_Magdeburger_Wirtschaftsgeschichte.jsp
<28.08.2006>
Abb. 80: Dosenbarometer, http://www-med-physik.vu-wien.ac.at/physik
/ws95/w95d0dir/w95d1000.htm <07.08.2006>
Abb. 81: Historisches Wasserbarometer, http://www.physik.uni-muenchen.de
/leifiphysik/web_ph08/zusatzaufgaben/14_luftdruck/luftdr1/wasserbaro.htm
<07.08.2006>
Abb. 82: Fest – flüssig – gasförmig, aus Dorn, Prof. F. und Bader, Prof. Dr. F.
Physik – Mittelstufe. Hannover: Schroedel Schulbuchverlag GmbH, 1998 (5. Aufl.),
15
Abb. 83: Graphische Darstellung des Gesetzes von Boyle-Mariotte, aus Mortimer,
C.E. Übersetzt und bearbeitet von Ulrich Müller. Chemie. Das Basiswissen der
Chemie. Stuttgart, New York: Thieme Verlag, 2001 (7. korrigierte Auflage), 147
Abb. 84: Graphische Darstellung des Gesetzes von Gay-Lussac, aus Mortimer,
C.E. Übersetzt und bearbeitet von Ulrich Müller. Chemie. Das Basiswissen der
Chemie. Stuttgart, New York: Thieme Verlag, 2001 (7. korrigierte Auflage), 148
Abb. 85: Amedo Carlo Avogadro, http://perso.wanadoo.fr/ours.courageux
/roman.htm <07.08.2006>
Abb. 86: Verhältnis 3:1, aus Kuballa, M. Pocket Teacher Chemie. Berlin:
Cornelsen, 1997, 52/53
Abb. 87: Paracelsus, http://de.wikipedia.org/wiki/Paracelsus <01.10.2006>
Abb. 88: Statue von Ramses II am 26.8. 2006 in Kairo, http://www.dieneueepoche.
com/articles/2006/08/25/47041.html <15.08.2006>
Abb. 89: Demonstration der Smog-Wetterlage
172
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis
Abb. 90: Die Luftschadstoffe NO·, NO2 und O3 im Tagesverlauf, aus Elemente
Chemie II – Unterrichtswerk für die Sekundarstufe II. Stuttgart, München,
Düsseldorf, Leipzig: Klett, 2000 (3. Aufl.), 299
Abb. 91: dreidimensionale Graphik des Ozonlochs, http://www.deepwave.org
/html/ozean/index_ozean_hoch.html <04.10.2006>
Abb. 92: Ozonloch über der Antarktis, http://www.esa.int/esaKIDSde
/SEME2C7X9DE_Earth_1.html <04.10.2006>
Tabelle 8: Zielwerte (2010) für den Schadstoff Ozon zum Schutz der
menschlichen
Gesundheit,
aus
http://www.env-it.de/luftdaten/pollutants.fwd
<30.08.2006>
Tabelle 9: Zielwerte (2010) für Stickstoffoxide zum Schutz der menschlichen
Gesundheit, aus http://www.env-it.de/luftdaten/pollutants.fwd <30.08.2006>
Abb. 93: Nemo, http://www.disegnigratis.biz/Clipart_Disney/nemo.html
< 05.09.2206>
Abb. 94: Start des Domino-Spiels, http://www.apolloprojekt.de/geschichte/
gemini.html <03.10.2006>
Abb. 95: Ziel des Domino-Spiels, http://www.deltadirekt.de/ <03.10.2006>
173
Ich versichere hiermit, dass ich die vorliegende Arbeit selbstständig
verfasst, keine anderen als die angegebenen Hilfsmittel verwandt und die
Stellen die anderen Werken im Wortlaut oder dem Sinne nach entnommen
sind, sowie bildliche Darstellungen, mit Quellenangaben kenntlich gemacht
habe.
________________________________
(Datum, Unterschrift)
Lösung zum Arbeitsblatt 5: CO2-Schwingungen
I) Festhalten der mittleren Kugel:
a)
beide äußeren Kugeln von der Mitte weg ziehen
⇒ Modell 1
b)
α) eine äußere Kugel nach oben bzw. unten und umgekehrt bewegen
⇒ Ur-Zustand
β) beide äußeren Kugeln nach oben bzw. unten bewegen
⇒ Modell 2
Analog erhält man die Ergebnisse aus b), wenn man die äußeren Kugeln statt
nach oben bzw. unten im Raum bewegt!
c)
eine äußere Kugel bewegt sich auf die Mitte zu, eine von der Mitte weg
⇒ Modell 3
II) Festhalten der äußeren Kugeln
a)
mittlere Kugel aus der Linearität bewegen liefert Modell 2
b)
mittlere Kugel schwingt nach rechts bzw. links liefert Modell 3
Lösungen zum Arbeitsblatt 3 : Ein Modell für ein Modell
σx – Bindung:
πz – Bindung:
πz – Bindung:
Atmosphärische Fixierung
Technische Fixierung
molekularer Stickstoff
~ 78 % in der Luft
Haber-Bosch Verfahren
N2(g) + 3 H2(g)
N2(g) + O2(g)
2 NO(g) + O2(g)
3 NO2(g)+ 2 H 2 O
2 NO(g)
2 NO2(g)
HNO3(aq) + NO(g)
2 NH3(g)
Düngemittel
„Ozon-Abbau“
„Saurer Regen“
Biologische Fixierung
Konsumenten
NOx, Abgase, NH3
Produzenten
Harnstoff
[(NH2)2CO],
Verwesung
Denitrifikation
2
NO3-(aq)
z.B. durch Blaualgen
+
Destruenten
-
+ 12 H3O (aq) + 10 e
N2(g) + 18 H2O anaerob
Knöllchenbakterien an
Leguminosen, z.B. Erbsen
z.B. Pilze, Bakterien, usw.
(NH2)2CO + H2O
2 NH3(g/aq) + CO2(g)
Biologische Fixierung
N2+ 6 e- + 6 H+
NH3(g/aq)
NO3-(aq)
N-haltige Sedimente
z.B. Erdöl, Erdgas, Kohle
Nitrifikation
(tier.)
Nitratbakterien
Nitritbakterien
z.B. Nitrobacter
2
NO2-(aq)
+ O2
aerob
2
NH4+(aq)
z.B. Nitrosomonas
NO3-(aq)
2 NH4+(aq) + 3 O2 + 2 H2O
aerob
2 NO2-(aq) + H3O+(aq)
(pflanzl.)