Das Thema ?LUFT? im Chemieunterricht - ChidS
Das Thema ?LUFT? im Chemieunterricht - ChidS
Das Thema ?LUFT? im Chemieunterricht - ChidS
Erfolgreiche ePaper selbst erstellen
Machen Sie aus Ihren PDF Publikationen ein blätterbares Flipbook mit unserer einzigartigen Google optimierten e-Paper Software.
Wissenschaftliche Hausarbeit <strong>im</strong> Rahmen der Ersten Staatsprüfung<br />
für das Lehramt an Gymnasien <strong>im</strong> Fach Chemie,<br />
eingereicht dem Amt für Lehrerbildung – Prüfungsstelle Marburg.<br />
<strong>Thema</strong>:<br />
<strong>Das</strong> <strong>Thema</strong> „<strong>LUFT</strong>“ <strong>im</strong><br />
<strong>Chemieunterricht</strong><br />
Verfasserin: Christina Maria Erbar, Manuelstraße 9,<br />
56218 Mülhe<strong>im</strong>-Kärlich<br />
Gutachter: Prof. Dr. B. Neumüller
Hinweis<br />
Bei dieser Datei handelt es sich um eine Wissenschaftliche Hausarbeit, die <strong>im</strong><br />
Bereich Lehramt am Fachbereich Chemie der Uni Marburg verfasst wurde.<br />
Weitere Hausarbeiten können auf der Seite www.chids.de unter<br />
http://www.chids.de/veranstaltungen/wiss_hausarbeit.html<br />
eingesehen und heruntergeladen werden.<br />
Zudem stehen auf der Seite www.chids.de weitere Versuche, Lernzirkel und<br />
Exper<strong>im</strong>entalvorträge bereit.<br />
Dr. Ph. Reiß, <strong>im</strong> Januar 2007
Inhaltsverzeichnis<br />
1. Einleitung und Zielsetzung 1<br />
2. <strong>Das</strong> <strong>Thema</strong> „Luft“ und „Luftbestandteile“ <strong>im</strong> 4<br />
hessischen Lehrplan Chemie<br />
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch 8<br />
3.1 Aus lebensfeindlich wird lebensfreundlich – Die Evolution 8<br />
der Erdatmosphäre<br />
3.2 Die Zusammensetzung der Luft 12<br />
3.3 Der Aufbau der Atmosphäre 13<br />
3.4 Technische Gewinnung der Hauptinhaltsstoffe 15<br />
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene Luft“ 19<br />
4.1 Woher kommt der Name Distickstoff? 19<br />
4.2 Physikalische Eigenschaften 19<br />
4.3 Chemische Eigenschaften 22<br />
4.4 Ein Gas „geht“ um die Welt – Der Distickstoffkreislauf 27<br />
4.4.1 Fixierung des molekularen Luftstickstoffs 27<br />
a) Atmosphärische Fixierung 27<br />
b) Biologische Fixierung 29<br />
c) Technische Fixierung 30<br />
4.4.2 Freisetzung von molekularem Stickstoff 31<br />
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff 33<br />
5.1 „Feuerluft“ – „Lebensluft“ – „Oxygen“ 33<br />
5.2 Physikalische Eigenschaften 36<br />
5.3 Chemische Eigenschaften 37<br />
5.4 Atmung und Photosynthese – Ein Disauerstoffkreislauf 41<br />
EXKURS: Was passiert in unserer Lunge 43<br />
6. „Edler Duft liegt in der Luft“ – Die Edelgase 47<br />
6.1 <strong>Das</strong> Argon – Mehr drin als man denkt! 48<br />
6.2 <strong>Das</strong> Helium – Ein leichtes Gas zum Fliegen! 49<br />
Seite
EXKURS: Die „Luftschiffe“ von heute: Heißluftballons 50<br />
6.3 Leuchtstoffröhren 52<br />
7. <strong>Das</strong> Kohlenstoffdioxid 53<br />
7.1 Natürliche Entstehung und Technische Gewinnung von<br />
gasförmigem CO2<br />
53<br />
7.2 Chemische und physikalische Eigenschaften 54<br />
7.3 Der natürliche Treibhauseffekt 56<br />
7.4 Ferien am Lake Nyos – Besser nicht! 61<br />
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen 64<br />
8.1 Eigenschaften 64<br />
8.2 Darstellungsarten 66<br />
8.2.1 Chemische Darstellung 67<br />
8.2.2 Photochemische Darstellung 68<br />
8.2.3 Elektrische Darstellung 68<br />
a) Siemensscher Ozonisator 68<br />
b) Elektrolyse 69<br />
8.3 Ozon – Ein starkes Oxidationsmittel 70<br />
8.4 Was passiert in der Stratosphäre? 70<br />
8.5 Technische Verwendung von Ozon 72<br />
9. „Spuren von Gasen“ 74<br />
10. Wasser in der Luft 77<br />
10.1 Ein kurzer Steckbrief von Wasser 78<br />
10.2 Der Wasserkreislauf 78<br />
10.3 Warum trocknet unsere Wäsche – <strong>Das</strong> Verdampfen 80<br />
EXKURS: Drei-Minuten-Ei oder Fünf-Minuten-Ei? 83<br />
10.4 Die Luftfeuchtigkeit 85<br />
10.5 Die Kondensation von Wasser: Niederschläge 87<br />
11. Der Luftdruck und verschiedene Gasgesetze 90<br />
11.1 Der Luftdruck – Ein Exkurs in die Physik der Mittelstufe 90<br />
11.2 <strong>Das</strong> Guericke Exper<strong>im</strong>ent und wie messe ich den Luftdruck 92
11.3 Der Druck in geschlossenen Gefäßen 95<br />
11.4 Reaktionen von Gasen 98<br />
12. Schadstoffbelastung der Luft 100<br />
12.1 Was ist Smog? 100<br />
12.1 Oben hui unten pfui – „Bodennahes“ Ozon und das Ozonloch 102<br />
12.2 Regnet es wirklich Säure? 106<br />
12.3 Der anthropogene Treibhauseffekt 107<br />
13. Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter 109<br />
Arbeitsblatt 1: Die Entstehung der heutigen Atmosphäre 110<br />
Versuch 1: Die Hauptbestandteile der Luft 112<br />
Arbeitsblatt 2:<br />
1.1 Eine Kerze er Stick(stoff)t!<br />
1.2 Wie viel „Luft“ bleibt übrig?<br />
Hausaufgabenversuche zur Zusammensetzung der Luft 114<br />
Versuch 2: Dichte und molare Masse von Gasen – schnell<br />
und unkompliziert<br />
115<br />
Arbeitsblatt 3: Ein Modell für ein Modell 116<br />
Versuch 3: Aus der Luft in den Boden – Blitze fixieren N2 117<br />
Versuch 4: Disauerstoff aus Kupfer(II)-oxid 118<br />
4.1 Darstellung von molekularem Sauerstoff<br />
4.2 Die Gl<strong>im</strong>mspanprobe<br />
Versuch 5: Eine sehr kalte, hellblaue Flüssigkeit 120<br />
5.1 Darstellung von flüssigem, molekularem 3 O2<br />
5.2 Sinkende blaue Blasen<br />
5.3 Achtung: Explosiv!<br />
5.4 Zum Paramagnetismus des 3 Versuch 6:<br />
O2<br />
Vergleich von Helium und molekularem Wasserstoff<br />
6.1 Aufstieg in schwindelerregende Höhen<br />
6.2 Backdraft!<br />
124<br />
Demonstration 1: Der fliegende Teebeutel 126<br />
Versuch 7: Gute Luft – schlechte Luft 127<br />
7.1 Qualitativer CO2 – Nachweis<br />
7.2 Quantitativer CO2 – Nachweis
Versuch 8: Modellversuch zum Unglück am Lake Nyos 130<br />
Arbeitsblatt 4: Zusammenhang zwischen der Temperatur eines Planeten 133<br />
und der Zusammensetzung seiner Atmosphäre<br />
Demonstration 2: Der natürliche Treibhauseffekt 134<br />
Versuch 9: Entzündung von Ethanol durch Ozon 136<br />
Versuch 10: Ozon – Lebenswichtiger Schutzschild 138<br />
10.1 Elektrolyse – Gase aus einer Flüssigkeit<br />
10.2 Reaktionen mit Ozon<br />
10.2.1 Geschwärzte Kartoffeln<br />
10.2.2 Eine Farbtonleiter<br />
10.2.3 Raus mit dem Eisen!<br />
10.2.4 Abbau von Ozon durch CFKWs<br />
Arbeitsblatt 5: Woher kommt der spezielle Geruch auf<br />
der Sonnenbank und am Kopierer?<br />
143<br />
Versuch 11: Qualitativer Wassernachweis: Es ist feucht in unserer Luft 144<br />
Versuch 12: Luftfeuchtigkeit 145<br />
12.1 Wie viel Wasserdampf ist in der Luft?<br />
12.2 Wie viel Wasserdampf kann die Luft aufnehmen?<br />
Arbeitsblatt 6: Der Wasserkreislauf – Mit Hazweioh auf Reisen 148<br />
Versuch 13: Der Druck der Luft 150<br />
13.1 Ein starkes Blatt Papier<br />
13.2 Mini (Dick-)mann ganz groß!<br />
13.3 Eine Hand zum Greifen<br />
Demonstration 3: Die Smog-Wetterlage 152<br />
Versuch 14: Warm oder kalt – Schadstoffe <strong>im</strong> Temperaturverlauf 153<br />
Domino-Spiel zum <strong>Thema</strong> Luft 154<br />
Tabelle der Richtlinien und Sicherheitssätze der verwendeten Chemikalien 156<br />
14. Literaturangaben 160<br />
14.1 Literaturverzeichnis 160<br />
14.2 Abbildungs- und Tabellenverzeichnis 167<br />
Versicherung zur selbständigen Anfertigung der Arbeit
1. Einleitung und Zielsetzung<br />
1. Einleitung und Zielsetzung<br />
<strong>Das</strong> <strong>Thema</strong> „Luft“ wird laut Lehrplan direkt oder indirekt in fast allen Jahrgangsstufen<br />
behandelt (vgl. Kap. 2). Deshalb ist aber die Frage nach dem „Bildungsgehalt <strong>im</strong><br />
Bildungsinhalt“ (Klafki) [1] noch nicht geklärt, heißt „Warum wird der Lerninhalt<br />
überhaupt vermittelt, ist er für die Schüler wichtig?“<br />
Genau diese Frage, hat mich bei der Auswahl des <strong>Thema</strong>s der vorliegenden Arbeit<br />
beschäftigt.<br />
<strong>Das</strong>s das <strong>Thema</strong> „Luft“ für die Schüler bedeutsam ist, sieht man an einigen Punkten in<br />
der vorliegenden Arbeit sehr deutlich: die Luftfeuchtigkeit best<strong>im</strong>mt das aktuelle<br />
Wettergeschehen, wie die Bildung von Regen, Schnee und Hagel, mit dem die Schüler<br />
täglich konfrontiert sind, („Regenjacke oder kurze Hose?!?“). Weiterhin wird in Kapitel<br />
12 „Die Schadstoffbelastung unserer Luft“ sichtbar, dass auch die Luftverschmutzung<br />
eine starke Gegenwartsbedeutung für die Schüler hat, wie die Diskussion um die<br />
Ozonbelastung <strong>im</strong> Sommer 2006 zeigt.<br />
Die Bedeutung für die Zukunft der Schüler ist dadurch gegeben, da die Spätfolgen<br />
heute noch nicht abzusehen sind. Sie lernen daran das Prinzip, nicht <strong>im</strong>mer alles Neue<br />
auszuprobieren, ohne zu wissen, was es für Folgen haben kann.<br />
Ein weiteres Beispiel, das verdeutlicht, wie nah die Inhalte der vorliegenden Arbeit an<br />
der Lebenswelt der Schüler sind, ist ein Exkurs, der den chemischen Ablauf in der<br />
menschlichen Lunge bei der Atmung thematisiert.<br />
Die <strong>im</strong> obigen Abschnitt kurz skizzierten, ausgewählten Beispiele zeigen, dass die<br />
Auswahl des <strong>Thema</strong>s Luft durch seinen Allgemeinbildungsgehalt gerechtfertigt ist.<br />
<strong>Das</strong> erste Ziel der Arbeit ist somit die didaktische Begründung der ausgearbeiteten<br />
Themen. Diese ist schon durch die Auswahl der Themen gegeben.<br />
Um dies in der Schule umzusetzen, werden <strong>im</strong> Laufe der Arbeit verschiedene<br />
Methoden vorgeschlagen, von denen <strong>im</strong> Folgenden einige beispielhaft aufgeführt sind.<br />
Ein historisch orientierter Unterricht ist an manchen Stellen der Arbeit<br />
erstrebenswert. Dadurch, dass die Schüler dieselben Gedankengänge vollziehen wie<br />
z.B. Carl Scheele, der den molekularen Stickstoff und den molekularen Sauerstoff<br />
entdeckt hat, haben sie den Lerninhalt „selbst gefunden“ und müssen ihn nicht – <strong>im</strong><br />
klassischen Sinne – lernen.<br />
1
1. Einleitung und Zielsetzung<br />
Einige Themen, z.B. der Kreislauf, den der molekulare Stickstoff in der Atmosphäre<br />
durchläuft, sind sehr komplex und würden <strong>im</strong> Unterricht zu viel Zeit beanspruchen, um<br />
sie vollständig zu erarbeiten. Deshalb kann hier, und an einigen anderen Stellen, der<br />
Unterrichtsstoff in Form von Schülerreferaten vorgetragen werden.<br />
Die der Literatur entnommenen Versuche wurden möglichst so ausgewählt oder verändert,<br />
dass sie von Schülern durchgeführt werden können. Sie sind dem Wissensstand<br />
der verschiedenen Jahrgangsstufen angepasst. Dadurch wird die Aktivität der<br />
Schüler gefordert und gefördert, weshalb meistens die Lerninhalte besser behalten<br />
werden (Pestalozzi: Lernen mit Kopf, Herz und Hand).<br />
Weiterhin können einige Versuche in Form von Hausaufgabenversuchen durchgeführt<br />
werden. Dadurch können die Schüler in einer ihnen vertrauten Umgebung<br />
arbeiten und so eventuell einen eigenen Zugang zur Chemie finden.<br />
Da es, durch die Auswahl des <strong>Thema</strong>s bedingt, schwierig ist, den Gegenstand „Luft“<br />
direkt zu „greifen“, wurden einige realitätsnahe Modelle erdacht: Die Zusammensetzung<br />
der Luft wird beispielsweise durch Legosteine veranschaulicht, da die Form<br />
eines dreid<strong>im</strong>ensionalen Modells die Realität wesentlich stärker verdeutlicht, als eine<br />
zweid<strong>im</strong>ensionale Graphik.<br />
Zwei weitere Modelle werden aus einfachen Alltagsgegenständen, wie z. B. Büroklammern,<br />
Holzkugeln und Gummibändern, hergestellt. Diese sind weder teuer, noch<br />
aufwändig herzustellen und deshalb sehr gut für den Schulalltag geeignet.<br />
<strong>Das</strong> erste Modell aus Büroklammern soll den Schülern die Dreifachbindung <strong>im</strong><br />
molekularen Stickstoff näher bringen. Da sie es sich selbst ausdenken müssen, <strong>im</strong>mer<br />
wieder probieren und überlegen, verwerfen, neu ersinnen usw. bleibt die Genese und<br />
das Modell als solches wesentlich besser in den Köpfen der Schüler haften.<br />
<strong>Das</strong> zweite Modell besteht aus drei Holzkugeln, die über Gummi-Bänder miteinander<br />
verbunden sind. Es stellt das Kohlenstoffdioxidmolekül dar. Hieran werden, durch<br />
einfaches Ausprobieren, die drei verschiedenen Schwingungstypen anschaulich verdeutlicht.<br />
Insgesamt stärken die Modelle die Vorstellungswelt der Schüler und sollen, ebenso wie<br />
erstellte Arbeitsblätter, den Unterricht abwechslungsreicher gestalten und die von den<br />
Schülern als kompliziert empfundenen Inhalte anschaulicher machen.<br />
2
1. Einleitung und Zielsetzung<br />
Es wurden sowohl ältere als auch aktuelle Schulbücher verwendet, da sie verschieden<br />
Anregungen, z.B. einen Steckbrief über ein Element zu erstellen, und unveränderliche<br />
Prinzipien der Chemie beinhalten, die der Schüler darin nachlesen kann.<br />
<strong>Das</strong> entwickelte Domino-Spiel, welches am Ende einer Unterrichtseinheit dazu dienen<br />
kann, die gelernten Inhalte zu wiederholen, ist eine andere Art der Zusammenfassung<br />
eines <strong>Thema</strong>s.<br />
Auch Artikel aus populärwissenschaftliche Zeitschriften wie dem National Geographic,<br />
werden verwendet, da deren Inhalte in Alltagssprache beschrieben sind. Sie<br />
bieten den Schülern eine andere Möglichkeit des Zugangs zur Chemie und können<br />
Interesse wecken.<br />
Die methodische Umsetzung der ausgearbeiteten Themen ist somit das zweite Ziel,<br />
welches in der vorliegenden Arbeit umgesetzt werden soll.<br />
Ein drittes Ziel der Arbeit ist es, das <strong>Thema</strong> „Luft“ umfassend zu behandeln.<br />
Deshalb werden auch nicht-chemische Themen, z.B. der physikalische Aspekt des<br />
Luftdrucks und die Strahlungsbilanz des Systems Erde/Atmosphäre, die normalerweise<br />
<strong>im</strong> Fach Geographie bearbeitet wird, thematisiert. Um diese möglichst schulnah<br />
darzustellen, wurden Schulbücher der Fächer Physik und Geographie konsultiert.<br />
Auch das <strong>Thema</strong> Ozon, seine Darstellung, Verwendung und Eigenschaften steht nicht<br />
<strong>im</strong> Lehrplan Chemie (G9). Da es aber alltagsrelevant für die Schüler ist, wie die<br />
Diskussion <strong>im</strong> Sommer 2006 zeigt, wird es <strong>im</strong> Rahmen dieser Arbeit erläutert.<br />
Alle drei so formulierten Ziele entsprechen denen, die in der Schule vor jeder<br />
Unterrichtseinheit überdacht werden müssen. Deshalb wurden sie möglichst in jedem<br />
Kapitel der vorliegenden Arbeit umgesetzt.<br />
3
2. <strong>Das</strong> <strong>Thema</strong> „Luft“ und „Luftbestandteile“ <strong>im</strong> hessischen Lehrplan Chemie<br />
2. <strong>Das</strong> <strong>Thema</strong> „Luft“ und „Luftbestandteile“ <strong>im</strong> hessischen Lehrplan<br />
Chemie [2]<br />
In diesem Kapitel wird eine Gesamtübersicht darüber gegeben, wo das <strong>Thema</strong> Luft <strong>im</strong><br />
Lehrplan Chemie (Gymnasialer Bildungsgang, Jahrgangsstufe 8 bis 13 (G9)), „Teil B:<br />
Unterrichtspraktischer Teil“ als eigenständiges <strong>Thema</strong> formuliert und wo die<br />
verschiedenen Luftbestandteile in unterschiedlichen Unterrichtseinheiten direkt und<br />
indirekt auftauchen und verwendet werden können. Im weiteren Verlauf der Arbeit wird<br />
in den verschiedenen Kapiteln an passender Stelle darauf verwiesen, wo der gerade<br />
besprochene Lerninhalt <strong>im</strong> Lehrplan steht.<br />
Hierbei zeigt die Laufende Nummer (Lfd. Nr.) in der ersten Ziffer <strong>im</strong>mer die Jahrgangsstufe,<br />
in der zweiten die Großkapitel an. So ist z. B. die Lfd. Nr. 8.2 das zweite große<br />
Kapitel der Jahrgangsstufe 8.<br />
Diese Großkapitel unterteilen sich in „verbindliche Unterrichtsinhalte/Aufgaben“, die<br />
wiederum in Unterkapitel unterteilt sind. Hier orientiert sich die erste Ziffer am<br />
Großkapitel, die zweite an der Reihenfolge der Unterkapitel. Somit ist z.B. 8.1.2 die<br />
Lfd. Nr. 8.1 und das Unterkapitel 1.2. In diesen Unterkapiteln werden die konkreten<br />
Lerninhalte aufgelistet. Sie werden durch Stichworte in einer nebenstehenden Spalte<br />
aufgeschlüsselt und konkretisiert. Zuletzt beinhaltet der Lehrplan „fakultative<br />
Unterrichtsinhalte/Aufgaben“. Diese stehen <strong>im</strong> Verlauf des Lehrplans nach den<br />
verbindlichen Unterrichtsinhalten erhalten, da sie als Ergänzung dienen, dieselbe<br />
Nummer. Am Ende jeder Lfd. Nr. werden „Querverweise auf die Lehrpläne anderer<br />
Fächer“ sowie der Hinweis zur „Berücksichtigung von Aufgabengebieten“ gegeben.<br />
Betrachtet man den Lehrplan, sieht man, dass das <strong>Thema</strong> Luft <strong>im</strong> Rahmen der Lfd. Nr.<br />
8.2 „Die chemische Reaktion - Stoffumsatz und Energieumsatz“ erstmals benannt wird.<br />
Hier soll unter 2.1 „Einführung in die Chemische Reaktion“ die „quantitative<br />
Zusammensetzung der Luft“ besprochen werden.<br />
Dazu gehören das „exper<strong>im</strong>entelle Erarbeiten des Sauerstoffanteils der Luft“, die<br />
„natürlichen Luftbestandteile“, „Eigenschaften von (molekularem) Sauerstoff und<br />
Stickstoff“, „Spurengase“ und die „Gefährdung der Umwelt durch Nichtmetalloxide in<br />
der Atmosphäre“. Fakultativ können hier „historische Aspekte (Lavoisier, Scheele)“,<br />
„Sauerstoff und Oxidation“ sowie der „Kreislauf des Sauerstoffes“ und die<br />
„Luftverflüssigung“ besprochen werden.<br />
4
2. <strong>Das</strong> <strong>Thema</strong> „Luft“ und „Luftbestandteile“ <strong>im</strong> hessischen Lehrplan Chemie<br />
Ebenfalls sind „exper<strong>im</strong>entelle Hausaufgaben“ und ein „Projektunterricht“ zum <strong>Thema</strong><br />
Luft an dieser Stelle <strong>im</strong> Unterricht laut Lehrplan denkbar und erwünscht.<br />
Weiterhin sollen die Aufgabengebiete „Ökologische Bildung und Umwelterziehung:<br />
Luftschadstoffe durch Nutzung fossiler Brennstoffe und Möglichkeiten ihrer<br />
Verminderung/Wirkung auf Mensch und Umwelt; kritische Betrachtung des<br />
Treibhauseffektes“ berücksichtigt werden.<br />
Die in der Luft vorhandenen Gase können vorher <strong>im</strong> Unterricht verwendet werden, z.B.<br />
in Lfd. Nr. 8.1 „Stoffe – Strukturen – Eigenschaften“, indem man unter 1.2 „Stoffe und<br />
ihre Eigenschaften“ und 1.3 „Teilchenmodell der Materie“ die Dichte der Stoffe und <strong>im</strong><br />
fakultativen Lerninhalt 1.2 auch die „Dichte von Gasen“ bespricht.<br />
Hier kann man z.B. Wasserstoff und Helium miteinander vergleichen und mit Hilfe der<br />
Gasmolwaage schon die Dichte von Distickstoff und Disauerstoff best<strong>im</strong>men, bevor ihr<br />
genauer Anteil in der Atmosphäre geklärt wird.<br />
Die „Luftfeuchtigkeit“, also das Vorhandensein von Wasser in allen Aggregatzuständen<br />
in der Luft, kann unter 2.2 „Wasser und Wasserstoff“ der Lfd. Nr. 8.2 „Die chemische<br />
Reaktion – Stoffumsatz und Energieumsatz“ behandelt werden.<br />
In der Lfd. Nr. 9.1 „Einführung in die chemische Symbolsprache und ihre Anwendung“<br />
wird in 1.1 „Bausteine der Materie“ das „Gesetz der konstanten Massenverhältnisse“<br />
erklärt, das anhand der „Zerlegung von Oxiden“, also z.B. die Darstellung von<br />
Disauerstoff aus Kupferoxid, erarbeitet werden kann.<br />
Bei der Einführung der „Chemischen Symbole und ihre Bedeutung“, ebenfalls unter 1.1,<br />
werden die „Elementsymbole“ und „molaren Massen“ besprochen. Es folgt unter 1.2<br />
„Chemische Formeln und Reaktionsgleichungen“ das „Verhalten von Gasen“ und somit<br />
u. a. die „These von Avogadro“, das „molare Volumen“, die „molare Masse von Gasen“<br />
und schließlich die „Zweiatomigkeit gasförmiger Elementmoleküle“.<br />
Im fakultativen Lerninhalt 1.2 können die „Volumenverhältnisse bei Gasreaktionen<br />
(Gesetz von Gay-Lussac)“ besprochen werden.<br />
Auf die bisher gewonnenen Kenntnisse, z.B. die Zweiatomigkeit, kann man dann in der<br />
Jahrgangsstufe 10 Lfd. Nr 10.2 „Elektronenpaarbindungen/Atombindung“ zum <strong>Thema</strong><br />
2.2 „Lewis-Formeln“ zurückgreifen und u. a. die Dreifachbindung des Distickstoffs und<br />
weitere Strukturen der bisher bekannten Luftbestandteile erklären.<br />
5
2. <strong>Das</strong> <strong>Thema</strong> „Luft“ und „Luftbestandteile“ <strong>im</strong> hessischen Lehrplan Chemie<br />
Ebenfalls kann <strong>im</strong> Zusammenhang der „Struktur-Eigenschafts-Beziehung“ die<br />
Anomalie des Wassers besprochen werden.<br />
In Lfd. Nr. 10.3 „Säuren, Laugen, Salze“ und „Protolysereaktionen“ werden unter 3.2<br />
„Herstellung und Eigenschaften von Säuren“, also u. a. das <strong>Thema</strong> „Emissionen von<br />
Stickstoffoxiden“ (saure Niederschläge) und unter 3.4 „Anwendung der Säure-Base-<br />
Theorie nach Broensted“, also „Nitrate“ und „Düngemittel“ behandelt. Unter „Berücksichtigung<br />
von Aufgabengebieten“ sind in dieser Jahrgangsstufe „Stoffkreisläufe“<br />
aufgeführt.<br />
In der Jahrgangsstufe 11, Lfd. Nr. 11.1 „Redoxreaktionen“, unter 1.2 „Ausgewählte<br />
Redoxreaktionen“ kann z.B. die Darstellung von Ozon durch „Elektrolyse“ von<br />
Schwefelsäure besprochen werden.<br />
Die Umweltprobleme, die durch Chlor-Fluor-Kohlenwasserstoffe entstehen, werden<br />
unter Lfd. Nr. 11.2 „Einführung in die Kohlenstoffchemie“, 2.3 „Halogenkohlenwasserstoffe“<br />
besprochen.<br />
In der Jahrgangsstufe 13, sowohl <strong>im</strong> Leistungskurs (LK) als auch <strong>im</strong> Grundkurs (GK),<br />
werden die Luftbestandteile indirekt z.B. bei der Fixierung von Stickstoff bei der<br />
Ammoniaksynthese in Lfd. Nr. 13.1 „<strong>Das</strong> chemische Gleichgewicht“, Kapitel 3 (GK)<br />
bzw. Kapitel 5 (LK) „Prinzip vom Zwang“, welches in den Lehrbüchern als Prinzip<br />
vom kleinsten Zwang bzw. Flucht vor dem Zwang beschrieben wird, erwähnt. Bei der<br />
„Berücksichtigung von Aufgabengebieten“ werden explizit die „Ökologische Bildung<br />
und Umwelterziehung: Saurer Regen, Waldsterben“ (LK) und <strong>im</strong> GK zusätzlich die<br />
„Untersuchung von Boden, Luft und Wasser“ beschrieben.<br />
Im Rahmen der „Umweltchemie/Umweltanalytik“ als eines der Themen in Lfd. Nr. 13.2<br />
„Wahlthema Angewandte Chemie“ wird sowohl <strong>im</strong> LK als auch <strong>im</strong> GK das <strong>Thema</strong> Luft<br />
konkret aufgegriffen. Hierbei werden die „Chemische Untersuchung von Luft“,<br />
„Maßnahmen zur Reinhaltung von Luft“, „Nachweisgrenzen/Grenzwerte: Festlegung,<br />
Einhaltung, Überwachung“, z.B. von Ozon, neben Boden- und Wasseruntersuchungen<br />
durchgeführt.<br />
6
2. <strong>Das</strong> <strong>Thema</strong> „Luft“ und „Luftbestandteile“ <strong>im</strong> hessischen Lehrplan Chemie<br />
<strong>Das</strong> <strong>im</strong> Rahmen dieser Arbeit behandelte Kapitel zum <strong>Thema</strong> „Luftdruck“ findet man<br />
nicht <strong>im</strong> Lehrplan Chemie, sondern <strong>im</strong> Lehrplan (G9) für das Fach Physik. [3] In der<br />
Klassenstufe 8 stehen <strong>im</strong> Lehrplan drei fakultative Themen, 8.3 a) „Von Druck und<br />
Auftrieb“, 8.3 b) „Akustik“ und 8.3 c) „Farben“, zur Auswahl..<br />
Verbindliche Unterrichtsinhalte in 8.3 a) „Von Druck und Auftrieb“ sind „Erfahrungen<br />
mit Druck“ und darunter „Schweredruck“, „Druck von Flüssigkeiten und Gasen“ sowie<br />
„Luftdruck“. Weiterhin sollen „Druckänderung und Wärme“ besprochen werden. <strong>Das</strong><br />
dritte Unterkapitel zum <strong>Thema</strong> „Von Druck und Auftrieb“ ist der „Auftrieb in Wasser<br />
und Luft“. Hierbei werden das „Arch<strong>im</strong>edische Gesetz“ und die Funktionsweise von<br />
„Ballons“ diskutiert [3].<br />
7
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch<br />
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch<br />
Luft ist überall. Wir sind von ihr umgeben und „baden“ in ihr [4]. Für uns ist es<br />
selbstverständlich, dass sie da ist, denn ohne Luft können wir Menschen nicht atmen,<br />
nicht überleben.<br />
Aber war sie denn schon <strong>im</strong>mer da? Oder hat sie sich <strong>im</strong> Laufe der Entstehung der<br />
Erde verändert? Ein Zitat aus Ho<strong>im</strong>ar von Ditfurths bekanntem Buch Am Anfang war<br />
der Wasserstoff gibt über diese Frage Aufschluss:<br />
Abb. 2: Ho<strong>im</strong>ar von Ditfurth<br />
„ […] wurde vor einigen Jahren die gänzlich<br />
unerwartete Tatsache entdeckt, dass die<br />
heutige Atmosphäre unserer Erde gar nicht<br />
die ursprüngliche ist.“ [5]<br />
Wie diese Entwicklung abgelaufen ist, klärt das folgende Kapitel.<br />
3.1 Aus lebensfeindlich wird lebensfreundlich – Die Evolution der Erdatmosphäre<br />
Die Evolution der Erdatmosphäre ist eng an die Entstehung des Lebens geknüpft.<br />
Hierzu gibt es drei wissenschaftlich fundierte Theorien.<br />
Eine davon ist die von William Martin und Michael Russel vertretene Theorie, dass<br />
das Leben an den sogenannten Schwarzen Rauchern entstanden ist. Diese Tiefsee-<br />
Vulkane, die erst 1977 vor den Küsten der Galapagos Inseln entdeckt wurden, speien<br />
heißes Magma aus, weshalb es um sie herum bis zu 300 °C heiß ist [6].<br />
Sie liefert genügend Energie, um die Polymerisation von Biomolekülen einzuleiten<br />
[7]. An den Schwarzen Rauchern leben noch heute riesige Röhrenwürmer, die weder<br />
Magen noch Darm besitzen und sich eigentlich – <strong>im</strong> klassischen Sinne – nicht<br />
ernähren könnten. Ihr Inneres ist von Bakterien besiedelt, die das schwefelhaltige<br />
Wasser in Nährstoffe umwandeln und diese an die Würmer weitergeben.<br />
8
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch<br />
Im Gegenzug dazu helfen die Würmer den Bakterien, durch Stoffwechselreaktionen<br />
die Schwefelverbindungen umzusetzen [6]. Dies spricht dafür, dass sich hier das<br />
Leben entwickelt haben könnte.<br />
Eine zweite Theorie besagt, dass das Leben aus dem Weltall stammen könnte.<br />
Da in einigen Meteoriten organische Moleküle, u. a. Aminosäuren, nachgewiesen<br />
werden konnten, ist es denkbar, dass diese zunächst dort entstanden und in der Zeit,<br />
als noch viele Meteoriteneinschläge auf der Erde erfolgten, hier „gelandet“ sind [7].<br />
Aus diesen Aminosäuren kann sich dann auf der Erde Leben entwickelt haben.<br />
Die dritte Theorie besagt, dass das Leben aus der Ursuppe entstanden ist. Hierzu<br />
wurde in den 1950er Jahren von Miller und Urey ein Exper<strong>im</strong>ent durchgeführt, das<br />
zeigte, dass durch Zufuhr von Energie aus Blitzen aus anorganischen Molekülen wie<br />
Ammoniak, Methan, Wasser und Diwasserstoff organische Moleküle wie z.B.<br />
Aminosäuren und niedere Carbon- und Fettsäuren gebildet werden können.<br />
Um die dritte Theorie genauer zu erklären, wird zunächst die Evolution der<br />
Atmosphäre besprochen.<br />
Vereinfacht kann man sich diesen Prozess so vorstellen: Man beginnt bei der Ur-<br />
Atmosphäre, die auch Methanatmosphäre genannt wird und hauptsächlich aus<br />
Methan, Diwasserstoff, Ammoniak und Wasserdampf [8] besteht. Da die<br />
Temperaturen der Erdoberfläche nach deren Entstehung mehr als 100 °C betragen,<br />
gleicht das System Erde/Atmosphäre dem inneren eines Teekessels [7].<br />
Der hohe Wasserdampfgehalt in der Atmosphäre sorgt dafür, dass kein Sonnenlicht<br />
auf die Planetenoberfläche dringen kann. Ein wenig Helligkeit liefern Blitze der ununterbrochenen<br />
Gewitter, der entstehende Regen kommt aber nie auf dem Boden an,<br />
da er auf Grund der hohen Temperaturen direkt wieder verdampft.<br />
„Ein Astronaut, der jemals auf einen solchen Planeten stieße, auf dem solche<br />
Bedingungen herrschen, würde wohlweislich einen großen Bogen machen.“ [5]<br />
Die Erde beginnt auszukühlen, die Kruste wird fest und es bilden sich riesige<br />
Vulkane, die <strong>im</strong>mer wieder die in der Kruste gebundenen leichtflüchtigen<br />
Bestandteile bei ihren Ausbrüchen zu Tage fördern [7].<br />
9
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch<br />
Die Erde kühlt weiter ab, so dass der Regen den Boden erreichen kann ohne sofort<br />
wieder zu verdampfen und dort riesige Ur-Ozeane bildet [7].<br />
Durch Blitze und Strahlentätigkeit werden Methan, Ammoniak und Wasser zu<br />
Kohlenstoffdioxid, Distickstoff und Diwasserstoff umgesetzt. Der spezifisch<br />
leichtere, molekulare Wasserstoff geht durch Diffusion in den Weltraum verloren [8].<br />
CH4 (g) + 2 NH3(g) + 2 H2O(g) + hν CO2(g) ↑ + N2(g) ↑ + 7 H2(g) ↑<br />
Kohlenstoffdioxid wird <strong>im</strong> Wasser gelöst und bildet mit Magnesium- bzw.<br />
Calciumkationen die entsprechenden Carbonate [7].<br />
CO2(g) + 3 H2O + Ca 2+ /Mg 2+ (aq) Ca/MgCO3(s) ↓ + 2 H3O + (aq)<br />
So entsteht die zweite Atmosphäre unseres Planeten. Sie besteht hauptsächlich aus<br />
Stickstoffmolekülen und wird deshalb Stickstoffatmosphäre genannt.<br />
In ihr enthalten sind <strong>im</strong>mer noch Spuren von Diwasserstoff, Wasserdampf, gas-<br />
förmigem Kohlenstoffdioxid und Kohlenstoffmonoxid [8].<br />
Da bis zu diesem Zeitpunkt noch kein Disauerstoff vorhanden ist und das Leben – in<br />
der Form, wie wir es kennen – ohne ihn nicht existieren kann, muss als nächstes<br />
geklärt werden, woher dieser stammt.<br />
Sehr stark vereinfacht stellt man sich dies wie folgt vor:<br />
Der erste freie Disauerstoff stammt aus dem Wasser. Er entsteht durch Photodissoziation,<br />
der Zerlegung des Wassers durch UV-Licht.<br />
UV-Licht<br />
2 H2O(g) 2 H2(g) + O2(g)<br />
Gleichzeitig dringt diese Strahlung, die Energiequelle zum Aufbau erster organischer<br />
Lebensbausteine, in die obersten Schichten der Ur-Ozeane ein und bildet dort größere<br />
Moleküle. Sind sie gebildet, würden sie von der aggressiven UV-Strahlung sofort<br />
wieder zerstört, wäre nicht der Disauerstoff vorhanden, der die Strahlung abfängt [5].<br />
10
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch<br />
UV-Strahlung<br />
- Großmoleküle entstehen<br />
- 2 H2O + hν 2 H2(g) + 3 O2(g)<br />
Mehr 3 O2, <strong>im</strong>mer weniger<br />
UV-Strahlen dringen durch<br />
3 O2 wird abgebaut<br />
3<br />
O2 fängt UV-Strahlung ab,<br />
weder neue Großmoleküle noch<br />
Disauerstoff entstehen<br />
Abb. 3: Kreislauf des entstehenden Lebens [5]<br />
Dieser Kreislauf wiederholt sich so lange, bis sich aus den Großmolekülen in den<br />
Tiefen des Meeres, in die keine UV-Strahlung eindringt, pr<strong>im</strong>itive Einzeller gebildet<br />
haben. Nach und nach entwickelt sich die Photosynthese und es entsteht mehr<br />
Disauerstoff. Dieser wird zunächst bei der Bildung von Eisen(III)-oxid aus Eisen(II)kationen<br />
gebunden.<br />
4 Fe 2+ (aq) + O2(g) + 12 H2O 2 Fe2O3(s) ↓ + 8 H3O + (aq)<br />
Danach steigt der Gehalt an Sauerstoffmolekülen stetig an und dadurch, dass sie die<br />
UV-Strahlung absorbieren, kann sich schließlich das Leben an Land entwickeln [8].<br />
Diese dritte, noch heute bestehende Atmosphäre wird als Sauerstoffatmosphäre<br />
bezeichnet.<br />
Der heutige Disauerstoff, der sich in der Atmosphäre befindet, entsteht durch die<br />
Photosynthese der Pflanzen. Dies wird in Kapitel 5.4 „Atmung und Photosynthese –<br />
Ein Disauerstoffkreislauf“ genauer erklärt.<br />
11
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch<br />
Diese Theorie kann man den Schülern in vereinfachter Form zum Beispiel <strong>im</strong><br />
Leistungskurs als Einführung in das Wahlthema „Umweltchemie/Umweltanalytik“ in<br />
der Jahrgangsstufe 13 verdeutlichen.<br />
Hierzu gibt es z.B. einen Exkurs [9], den man als Arbeitsblatt verwenden kann. Die<br />
Schüler können die nötigen Eigenschaften und Reaktionen selbst erarbeiten (vgl.<br />
Arbeitsblatt 1 „Die Entstehung der heutigen Atmosphäre“).<br />
Im nachfolgenden Kapitel wird die genaue Zusammensetzung der heutigen<br />
Atmosphäre besprochen.<br />
3.2 Die Zusammensetzung der Luft<br />
Unsere Luft ist ein Gasgemisch. In Tabelle 1 sind die wichtigsten, natürlichen<br />
Bestandteile der Luft, die <strong>im</strong> Rahmen dieser Arbeit besprochen werden, verändert<br />
nach [8] aufgelistet.<br />
Art Volumenprozent<br />
molekularer Stickstoff, N2<br />
78,085<br />
molekularer Sauerstoff, O2<br />
20,948<br />
Argon, Ar 0,934<br />
Kohlenstoffdioxid, CO2<br />
~ 0,03<br />
variabel<br />
Ozon, O3<br />
Wasser variabel<br />
Helium, He 5,24·10 -4<br />
molekularer Wasserstoff, H2<br />
~ 5·10 -5<br />
Distickstoffmonoxid, N2O ~ 3·10 -5<br />
Stickoxide: NO, NO2<br />
~ 1·10 -7<br />
Tabelle 1: Zusammensetzung der Luft an der Erdoberfläche [8]<br />
Die ersten fünf Bestandteile werden <strong>im</strong> Rahmen dieser Arbeit jeweils in einzelnen<br />
Kapiteln genauer besprochen. Weitere in der Luft enthaltene Edelgase sowie<br />
Spurengase werden in Kapitel 6 „Edler Duft liegt in der Luft – Die Edelgase“ bzw.<br />
Kapitel 9 „Spuren von Gasen“ besprochen.<br />
12
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch<br />
Bei der Einführung in das <strong>Thema</strong> Luft kann man<br />
den Schülern an einem Modell 1 zeigen, dass sich<br />
fast 100 % der Luft aus den vier erstgenannten<br />
Gasen zusammensetzt, indem man ihnen<br />
Legosteine in unterschiedlichen Farben gibt, die<br />
sie so zusammensetzen sollen, dass man die<br />
Zusammensetzung der Luft erkennen kann. Blau<br />
soll hier den Distickstoff, gelb den molekularen<br />
Sauerstoff und rot das Argon darstellen, das weiße<br />
Plättchen schließlich steht für Kohlenstoffdioxid.<br />
Durch die ausgewählte Schichtung erhält man ein<br />
Abb. 4: Legosteine verdeutlichen dreid<strong>im</strong>ensionales Balkendiagramm.<br />
die Zusammensetzung der Luft<br />
Wichtig ist zu beachten, dass Tabelle 1 die Zusammensetzung der Luft an der<br />
Erdoberfläche wiedergibt; sie ist allerdings variabel.<br />
Dies hängt von vielen Bedingungen ab, z.B. von der Temperatur der Luft. Zur<br />
Erläuterung wird <strong>im</strong> Folgenden der Aufbau der Atmosphäre betrachtet.<br />
3.3 Der Aufbau der Atmosphäre [10, 11]<br />
Man kann die Atmosphäre auf drei Arten unterteilen: nach der Temperaturschichtung,<br />
nach der chemischen Zusammensetzung und nach ihrem Ionisierungsgrad.<br />
Teilt man die Atmosphäre nach der Temperaturschichtung, von Meereshöhe aus<br />
gesehen, ein, erhält man folgende Bereiche:<br />
Troposphäre 0 – 8 / 18 km, Tropopause 8 - 18 km<br />
Stratosphäre 8 / 18 - 50 km, Stratopause,<br />
Mesosphäre 50 - 80 km, Mesopause,<br />
Thermosphäre 85 - 500 km und<br />
Exosphäre > 500 km.<br />
1 <strong>Das</strong> entwickelte Modell ist dreid<strong>im</strong>ensional, da die Luft, die uns umgibt, Raum einn<strong>im</strong>mt und deshalb<br />
durch die üblichen zweid<strong>im</strong>ensionalen Graphiken nicht der Realität entsprechend beschrieben ist.<br />
13
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch<br />
Abb. 5: Aufbau der Atmosphäre<br />
Es ist zu erkennen, dass die Temperatur – zu verfolgen an der eingezeichneten roten<br />
Kurve – in der Troposphäre durchschnittlich um etwa 6,5 °C pro 1000 m abn<strong>im</strong>mt,<br />
weshalb es z.B. auf dem Mount Everest sehr viel kälter ist als z.B. in Kairo, obwohl<br />
sie auf demselben Breitengrad liegen. Dies hat natürlich auch noch etwas mit dem<br />
Kl<strong>im</strong>a, auf das <strong>im</strong> Rahmen dieser Arbeit nicht näher eingegangen wird, zu tun.<br />
Die Troposphäre enthält rund 80 % der Masse der Atmosphäre und nahezu den<br />
gesamten Wasserdampf. Deshalb spielen sich in ihr nahezu alle Wetterprozesse ab.<br />
Die Tropopause befindet sich <strong>im</strong> Mittel über den Polen in etwa 8 km, über den<br />
gemäßigten Breiten etwa in 12 km und über dem Äquator etwa in 18 km Höhe. Die<br />
jeweiligen „Pausen“ sind die sogenannten Wendepunkte (in der Geographie) des<br />
vertikalen Temperaturverlaufes.<br />
So sinkt z.B. die Temperatur in der Troposphäre ab, erreicht in der Tropopause ein<br />
Min<strong>im</strong>um und steigt dann in der Stratosphäre wieder an. Solche Wendepunkte findet<br />
man auch in der Stratopause und in der Mesopause.<br />
14
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch<br />
Die Stratosphäre ist <strong>im</strong> unteren Bereich isotherm, d.h. ihre Temperatur liegt nahezu<br />
konstant bei -56 °C. Erst ab 20 km steigt sie wieder an. Dies geschieht auf Grund von<br />
Strahlungsabsorption, z.B. durch Ozon.<br />
Weiterhin kann man die Atmosphäre nach der Zusammensetzung der Luft einteilen<br />
in:<br />
Homosphäre 0 - 80 km<br />
Heterosphäre > 80 km<br />
Hierbei ist es so, dass die Homosphäre auf Grund der horizontalen und vertikalen<br />
Luftbewegungen nahezu gleichförmig durchmischt wird und somit homogen vorliegt.<br />
In der Heterosphäre teilen sich dann die Gase, z.B. auf Grund der unterschiedlichen<br />
Dichten, so dass sich die spezifisch leichteren Gase wie Wasserstoff und Helium mit<br />
steigender Höhe anreichern.<br />
Der Vollständigkeit halber wird hier noch eine dritte Art der Einteilung erwähnt: Man<br />
kann die Atmosphäre auch nach dem Ionisierungsgrad der Gasteilchen in<br />
Neutrosphäre und Ionosphäre einteilen. Darauf wird in dieser Arbeit allerdings<br />
nicht näher eingegangen.<br />
3.4 Technische Gewinnung der Hauptinhaltsstoffe<br />
Unter der Annahme, dass die Troposphäre 80 % der Masse der Atmosphäre enthält,<br />
durchschnittlich 12 km hoch ist und die Erde eine ideale Kugel mit mittlerem<br />
Erdradius von 6370 km darstellt, erhält man einen Mantel um die Erde, der<br />
6,13·10 21 L Luft enthält. Auf Grund dieses riesigen Vorkommens ist es sinnvoll, die<br />
Hauptbestandteile 3 O2, N2 sowie Argon aus der Luft nutzbar zu machen.<br />
Jedes der drei Gase wird hauptsächlich durch fraktionierte Destillation flüssiger<br />
Luft gewonnen [12].<br />
Die Luftverflüssigung kann über drei Methoden [13]<br />
erfolgen: Nach dem Linde-Verfahren, nach dem Claude-<br />
Verfahren und nach dem Claude-Heyland-Verfahren.<br />
Technisch von Bedeutung ist aber hauptsächlich das Linde-<br />
Verfahren [12].<br />
Diese Methode wurde 1895 von Carl von Linde erfunden. Abb. 6: Carl von Linde<br />
15
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch<br />
<strong>Das</strong> Verfahren wird in der Schule nicht besprochen, soll aber, um die Gewinnung der<br />
Hauptinhaltsstoffe aufzuzeigen, <strong>im</strong> Rahmen dieser Arbeit erläutert werden.<br />
Abb. 7: Schematischer Aufbau der Apparatur zum Linde-Verfahren<br />
Die Luft wird hierbei zunächst auf etwa 200 bar verdichtet. Die kompr<strong>im</strong>ierte Luft<br />
wird anschließend vorgekühlt. Am Drosselventil wird sie wieder entspannt und kühlt<br />
sich dabei ab.<br />
Dies nennt man Joule-Thompson Effekt, bei dem Folgendes passiert: Be<strong>im</strong><br />
Wiederausdehnen eines kompr<strong>im</strong>ierten Gases muss Arbeit geleistet werden, damit die<br />
Anziehung, die zwischen den Gasteilchen herrscht, überwunden werden kann. Die<br />
Energie dazu wird aus der inneren Energie des Gases selbst genommen. Deshalb<br />
nehmen die Molekülbewegungen und damit verbunden die Temperatur des Gases ab<br />
[14]. Dies geschieht erst unterhalb einer best<strong>im</strong>mten Temperatur, der sogenannten<br />
Joule-Thompson-Inversionstemperatur.<br />
Den Joule-Thompson Effekt und somit die Abkühlung der Luft kann man anhand<br />
folgender Rechnung aufzeigen: Für kompr<strong>im</strong>ierte reale Gase gilt folgende Gleichung<br />
[12], auf deren Herleitung hier verzichtet wird:<br />
T − T = μ ⋅<br />
Anfang<br />
Ende<br />
( p − p )<br />
Anfang<br />
Ende<br />
⎛ 273<br />
⋅⎜<br />
⎜<br />
⎝ 273 + T<br />
Hierbei ist μ der Joule-Thompson Faktor. Es handelt sich hierbei um eine<br />
d<strong>im</strong>ensionslose Größe, deren Wert bei ~ 1 /4 liegt.<br />
Anfang<br />
⎞<br />
⎟<br />
⎠<br />
2<br />
16
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch<br />
Wählt man beispielsweise TAnfang = 0 K und pAnfang - pEnde = 1 bar, n<strong>im</strong>mt die<br />
Temperatur der Luft um ¼ K pro bar Druckdifferenz ab.<br />
Geht man von pAnfang = 200 bar und TAnfang 1 = 298 K aus, erhält man, bei der An-<br />
nahme, dass pEnde = 1 bar beträgt (also unter Standardbedingungen), für<br />
TEnde 1 = 256,25 K. Dies ist die Temperatur, die am Drosselventil herrscht, wenn das<br />
eingebrachte Luftvolumen einmal durch die Anlage geströmt ist.<br />
Die durch Ausdehnen abgekühlte Luft wird in einen Gegenstrom-Wärmeaustauscher<br />
geleitet, der die nachfolgend ankommende kompr<strong>im</strong>ierte Luft weiter abkühlt.<br />
Geht man von gleich bleibender Kompr<strong>im</strong>ierung, d.h. pAnfang = 200 bar aus, sieht man,<br />
dass bei neuer Anfangstemperatur TAnfang 2 = 256,25 K die Temperaturen <strong>im</strong>mer<br />
weiter sinken. Für die nächste Stufe erhält man TEnde 2 = 201,79 K.<br />
In diesem Kreislauf kühlt sich die Luft nun <strong>im</strong>mer weiter ,von selbst´ ab, bis am<br />
Drosselventil bei der Entspannung flüssige Luft mit einer Temperatur von -194,5 °C<br />
(am Siedepunkt) entsteht [12].<br />
Bei den anderen beiden Verfahren, dem Claude-Verfahren, dass G. Claude 1905<br />
erfand, erfolgt der Entspannungsprozess adiabatisch über eine Expansionsmaschine.<br />
Durch Kombination von Drosselventil und der Expansionsmaschine wurde dieses<br />
Verfahren zum Claude-Heylandt-Verfahren weiter entwickelt [13].<br />
Die flüssige Luft kann anschließend<br />
fraktioniert destilliert werden. Dabei<br />
entsteht molekularer, gasförmiger Stickstoff<br />
(Sdp. -196 °C) <strong>im</strong> flüchtigen<br />
Destillat. Der flüssige, molekulare<br />
Sauerstoff (Sdp. -183 °C) bleibt in der<br />
Kolonne zurück. Beginnt man in Abb. 8<br />
bei der Zusammensetzung der<br />
undestillierten, flüssigen Luft, also bei<br />
78 % N2 und 21 % O2, siedet das<br />
Gemisch bei -194 °C. Der Dampf enthält<br />
dann nur noch etwa 9 % molekularen<br />
Sauerstoff und 91 % des leichter flüchtigen, Abb. 8: Siedediagramm des Gemisches aus<br />
molekularen Stickstoffs. flüssigem Disauerstoff und Distickstoff<br />
17
3. Unsere Luft – Ein lebensnotwendiges Gasgemisch<br />
Somit ist die verbleibende Flüssigkeit – <strong>im</strong> Gegensatz zum Beginn – reicher an<br />
molekularem Sauerstoff und siedet erst später, also bei einem höheren Siedepunkt.<br />
Auf der Siedekurve läuft man somit weiter nach rechts. Unterbricht man die<br />
Destillation, erhält man einen Dampf der Zusammensetzung von etwa 12 %<br />
molekularem Sauerstoff und 88 % molekularem Stickstoff. Dies ist die<br />
Dampfzusammensetzung, aus der sich der neue Siedepunkt ergibt.<br />
Durch häufiges Wiederholen dieses Prozesses bekommt man am Ende einen Dampf<br />
aus reinem, molekularem Stickstoff und <strong>im</strong> Destillationsrückstand bleibt der<br />
molekulare Sauerstoff zurück.<br />
Da der Siedepunkt von Argon mit -186 °C zwischen molekularem Stickstoff und<br />
Sauerstoff liegt, entsteht bei der fraktionierten Destillation der flüssigen Luft<br />
entweder argonhaltiger Distickstoff oder argonhaltiger Disauerstoff. Sie sind das<br />
Ausgangsmaterial, aus dem durch nachfolgende chemische und physikalische<br />
Trennmethoden reines Argon gewonnen wird [15].<br />
18
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft<br />
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene Luft“<br />
Etwa 78 % der Luft bestehen aus Distickstoff. Dies ist das Hauptvorkommen des<br />
Elementes Stickstoff. In Mineralien liegt es in gebundener Form meist als Nitrat vor,<br />
z.B. <strong>im</strong> Chilesalpeter als Natriumnitrat [16].<br />
Stickstoff ist für den Menschen essentiell, da er z.B. sowohl in Aminosäuren, in den<br />
Proteinen als auch in den Pyr<strong>im</strong>idin- und Purinbasen der DNA/RNA enthalten ist [17].<br />
Gewonnen wird molekularer Stickstoff hauptsächlich durch Destillation flüssiger Luft<br />
(vgl. Kap. 3.4 „Technische Gewinnung der Hauptinhaltsstoffe“).<br />
4.1 Woher kommt der Name Distickstoff?<br />
Molekularer Stickstoff wurde 1772 u.a. von Scheele<br />
entdeckt, der ihn als „verdorbene Luft“ bezeichnet [16].<br />
Abb. 9: Carl Scheele<br />
Um zu demonstrieren, wie Scheele den Distickstoff entdeckte, kann man die Schüler<br />
<strong>im</strong> zweiten Halbjahr der Klassenstufe 8 zum <strong>Thema</strong> „Quantitative Zusammensetzung<br />
der Luft“ folgenden Versuch, verändert nach [18] in Kleingruppen bzw. als<br />
exper<strong>im</strong>entelle Hausaufgabe (vgl. Arbeitsblatt 2 „Hausaufgabenversuche zur<br />
Zusammensetzung der Luft“) durchführen lassen: Eine brennende Kerze, die auf<br />
Wasser schw<strong>im</strong>mt und sich unter einem Erlenmeyerkolben befindet, erstickt nach<br />
einiger Zeit (vgl. Versuch 1.1 „Eine Kerze erStick(stoff)t!“).<br />
<strong>Das</strong> Gas hat also wegen seiner erstickenden Wirkung auf eine Flamme bzw.<br />
Lebewesen seinen Namen bekommen.<br />
Weiterhin wird ein wenig Wasser in den Erlenmeyerkolben gesogen und der größte<br />
Teil der vorhandenen Luft nicht verbraucht. Dies gibt den Schülern einen ersten<br />
Hinweis auf die genauere Zusammensetzung der Luft.<br />
4.2 Physikalische Eigenschaften<br />
Molekularer Stickstoff ist bei Standardbedingungen ein farb-, geschmack- und<br />
geruchloses Gas, dessen Dichte 1,25 g/L (bei 0 °C, 1,013 bar und 45° geographischer<br />
Breite) beträgt.<br />
19
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft<br />
Der Siedepunkt liegt bei -195,82 °C, der Schmelzpunkt bei -209,99 °C [16].<br />
Um diese Zahlen nicht zusammenhangslos in den Raum zu stellen, kann man die<br />
Schüler der 8. Klassenstufe z.B. einen Steckbrief zum molekularen Stickstoff<br />
verfassen lassen. Dieser könnte, verändert nach [19], wie folgt aussehen:<br />
Vorkommen zu 78 % Bestandteil der Luft<br />
Entdeckung 1772 u. a. durch Scheele<br />
Physikalische Eigenschaften Farb-, geruch- und geschmackloses Gas,<br />
Dichte = 1,25 g/L,<br />
Schmelzpunkt = -209,99 °C<br />
Siedepunkt = -195,82 °C<br />
Chemische Eigenschaften Erstickt die Flamme, reagiert nur unwillig mit<br />
anderen Stoffen<br />
Verwendung Herstellung von Mineraldünger<br />
Tabelle 2: Steckbrief des (molekularen) Stickstoffs [19]<br />
Später, d.h. z.B. in Klassenstufe 9.1, wenn den Schülern die molare Masse und<br />
weitere Eigenschaften bekannt sind, kann man den Steckbrief erneut aufgreifen und<br />
erweitern. Dies wird in Kapitel 5.2 „Physikalische Eigenschaften“ am Beispiel des<br />
Disauerstoffs gezeigt.<br />
Bei der Aufstellung der Tabelle sollte man darauf achten, dass die Schüler <strong>im</strong><br />
Anfangsunterricht Chemie nicht wissen, dass der Stickstoff der Luft als D<strong>im</strong>er vorliegt<br />
und dass sich alle angegebenen Werte auf denselben Stoff, hier molekularen<br />
Stickstoff, beziehen. Deshalb wird be<strong>im</strong> Vorkommen z.B. nicht der Chilesalpeter<br />
oder Harnstoff erwähnt, da dort Stickstoff elementar enthalten ist.<br />
Die molare Masse des Elementes beträgt gerundet 14 g/mol, also beträgt die<br />
Molekülmasse M(N2) = 28 g/mol.<br />
Dichte und Molekülmasse kann man <strong>im</strong> Schulunterricht sehr anschaulich mit Hilfe<br />
der Gasmolwaage erarbeiten (vgl. Versuch 2 „Dichte und molare Masse von Gasen –<br />
schnell und unkompliziert“). Die Dichte, die <strong>im</strong> fakultativen Lerninhalt in<br />
Klassenstufe 8 besprochen wird, kann man direkt an der Skala der Waage ablesen.<br />
20
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft<br />
In der neunten Klasse kann be<strong>im</strong> <strong>Thema</strong> „Verhalten von Gasen – Zweiatomigkeit<br />
gasförmiger Elementmoleküle“ gezeigt werden, dass (Di-)Stickstoff nicht einatomig,<br />
sondern als zweiatomig vorkommt. Die Molekülmasse, die man an der Gasmolwaage<br />
ablesen kann, beträgt 28 g/mol. Da die Schüler sich <strong>im</strong> Periodensystem ein wenig<br />
auskennen, wissen sie, dass die molare Masse 14 g/mol beträgt. Also müssen es zwei<br />
Stickstoffatome sein, die hier verbunden sind.<br />
In beiden oben genannten Schulstufen sollte die Gasmolwaage als<br />
Messgerät verwendet werden, ohne ihr genaues Prinzip zu erklären.<br />
Es beruht auf der „Messung des Auftriebes (ARCHIMEDES), den<br />
eine geschlossene Glaskugel in einem Gase erfährt, mittels einer<br />
Federwaage, die mit einer empfindlichen kleinen<br />
Balkenwaagegekoppelt ist.“[20]<br />
Der Satz von Arch<strong>im</strong>edes besagt:<br />
„Der Auftrieb ist so groß wie die Gewichtskraft<br />
des verdrängten Gases.“ [21]<br />
Der Auftrieb A kann mittels folgender Gleichung [21] berechnet werden:<br />
A = G = m ⋅ g = ρ ⋅V<br />
⋅ g<br />
Abb. 10: Gasmolwaage<br />
GW 61 Plexi<br />
Hierbei ist G die Gewichtskraft und g der Ortsfaktor in Mitteleuropa.<br />
Da die Glaskugel ein konstantes Volumen besitzt, verdrängt sie bei gleicher<br />
Temperatur und gleichem Druck „jeweils das gleiche Gasvolumen und damit die<br />
gleiche Anzahl von Gasmolekülen (AVOGADRO)“[20] des Gases, das in die Gasmolwaage<br />
eingefüllt wird (vgl. Kapitel 11.3 „Der Druck in geschlossenen Gefäßen“).<br />
Somit ist die Differenz <strong>im</strong> Auftrieb „gleich der Differenz der Massen der beiden<br />
verdrängten Gasvolumina“ [20].<br />
D.h., misst man zunächst den Auftrieb der Luft, die sich in der Glaskugel befindet, <strong>im</strong><br />
Referenzgas Luft, steht die Balkenwaage auf Null, da die Gasmolwaage auf Luft<br />
kalibriert wird.<br />
21
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft<br />
Füllt man anschließend z.B. Distickstoff in den Gasraum um die Glaskugel, in<br />
welcher sich <strong>im</strong>mer noch Luft befindet, erfährt sie einen Auftrieb. Stellt man die<br />
Balkenwaage wieder auf Null, kann man direkt an der Skala der Gasmolwaage die<br />
Dichte und die molare Masse ablesen.<br />
4.3 Chemische Eigenschaften<br />
<strong>Das</strong> Element Stickstoff steht in der 5. Hauptgruppe des Periodensystems. Es ist ein<br />
Nichtmetall mit der Elektronenkonfiguration 1s 2 2s 2 p 3 [22], dem drei Elektronen zur<br />
Edelgaskonfiguration des Neons fehlen. Deshalb bildet es D<strong>im</strong>ere.<br />
Nach der Einführung der molaren Masse in Klassenstufe 9 wird zunächst die<br />
Abkürzung „N2“ verwendet. Betrachtet man in der zweiten Unterrichtseinheit der<br />
Klassenstufe 10 „Elektronenpaarbindung/Atombindung“, ergibt sich für ein Stickstoffmolekül<br />
folgende Lewis-Schreibweise:<br />
N N<br />
Abb. 11: Lewis-Schreibweise des molekularen Stickstoffs<br />
Die Dreifachbindung ist sehr stabil und zeigt auf, warum der Stickstoff z.B. als<br />
Inertgas verwendet wird. Die Dissoziationsenergie, die man benötigt um sie zu<br />
spalten, liegt bei 946,04 kJ [16] pro Mol Stickstoffmoleküle.<br />
N2(g) + 946,04 kJ 2 N<br />
Im Vergleich dazu beträgt die Dissoziationsenergie von einem Mol Chlormolekülen<br />
nur 243,52 kJ [23].<br />
Dies wird den Schülern sehr schnell einleuchten, wenn sie die Lewis-Schreibweise<br />
von Chlor daneben zeichnen und feststellen, dass hier nur eine Einfachbindung<br />
vorliegt.<br />
Die Reaktionen von Distickstoff z.B. mit Alkali- und Erdalkalielementen sind hier<br />
außer Acht gelassen. Der Einfachheit halber werden in der Schule keine Verbindungen<br />
des Elementes Stickstoff besprochen, da die Schüler in diesem<br />
Zusammenhang lernen und verstehen sollen, dass ein hoher Bindungsgrad eine hohe<br />
Dissoziationsenergie hervorruft und somit eine starke Bindung <strong>im</strong> Stickstoffmolekül<br />
herrscht.<br />
22
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft<br />
Betrachtet man zusätzlich in einem guten Leistungskurs das Molekülorbitalmodell<br />
[24] des Dinitrogens, stellt man eine σ-Bindung und zwei π-Bindungen fest.<br />
Abb. 12: Energieniveauschema des molekularen Stickstoffs<br />
Die Bindungsordnung BO = ½ (b-b*) beträgt BO (N2) = 3, wobei b die Anzahl der<br />
Elektronen in bindenden Molekülorbitalen, b* die Anzahl der Elektronen in nicht<br />
bindenden Molekülorbitalen ist [24].<br />
In molekularem Stickstoff treten die 2s- und 2p-Orbitalen auf Grund der geringen<br />
Energiedifferenz miteinander in Wechselwirkung.<br />
Es geschieht folgendes: Die bindenden und antibindenden σ-Molekülorbitale besitzen<br />
einen s-p-Hybridorbitalcharakter, keinen reinen s- oder p-Charakter mehr. Damit<br />
werden die σs-Molekülorbitale stabilisiert, die σx- Orbitale aber destabilisiert. Somit<br />
sind die bindenden π-Orbitale, <strong>im</strong> vorliegenden Beispiel πy und πz, stabiler und<br />
deshalb energetisch günstiger [24].<br />
Diese Erklärung, warum die Energieniveaus vertauscht werden, wird in der Schule<br />
nicht gegeben.<br />
23
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft<br />
Man kann in der Schule den Schülern an einem einfachen Modell 2 erklären, wie aus<br />
den Atomorbitalen die Molekülorbitale, also beispielhaft die drei Bindungen des<br />
Distickstoffs, entstehen.<br />
Um dies zu veranschaulichen, betrachtet man zunächst die Bildung der Molekülorbitale<br />
aus den vorhandenen Atomorbitalen. Hierzu geht man von folgendem<br />
Achsenkreuz aus:<br />
y<br />
z<br />
Abb. 13: Achsenkreuz nach [24]<br />
Die σ-Bindung wird durch die Überlappung zweier px-Orbitale gebildet, die beiden<br />
π-Bindungen durch Addition der Elektronenwolke zweier py- bzw. pz-Molekülorbitale.<br />
Die jeweiligen antibindenden Orbitale ergeben sich entsprechend.<br />
Nachdem die Schüler wissen, dass die Atomorbitale den Raum mit der größten<br />
Aufenthaltswahrscheinlichkeit des Elektrons darstellen und diese unterschiedliche<br />
Formen haben, z.B. das s-Orbital kugelförmig, das p-Orbital hantelförmig ist, können<br />
sie diese miteinander kombinieren. Hierbei entstehen die Molekülorbitale [24].<br />
2 Nach dem bisherigen Literaturstudium hat noch niemand ein solches Modell vorgeschlagen.<br />
x<br />
24
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft<br />
Abb. 14: Bildung von bindenden und antibindenden Molekülorbitalen<br />
aus den Atomorbitalen px und pz<br />
Beschränkt man sich auf die drei p-Orbitale und will anhand eines Modells die Dreifachbindung<br />
des Distickstoffs erklären, kann man den Schülern Arbeitsblatt 3 „Ein<br />
Modell für ein Modell“ geben. Hierbei sollen sie selbständig aus verschiedenfarbigen<br />
Büroklammern ein Modell anfertigen, aus dem ersichtlich wird, wie die verschiedenen<br />
Orbitale, also die Büroklammern, miteinander kombiniert werden können.<br />
Jede Büroklammer soll für einen positiven oder negativen Orbitallappen stehen.<br />
N<strong>im</strong>mt man z.B. eine blaue und eine gelbe<br />
Büroklammer, kann man sie zunächst einmal miteinander<br />
verbinden. Dies ergibt ein Modell eines<br />
px-Orbitals Abb. 15: Büroklammermodell eines<br />
. px-Orbitals<br />
Wiederholt man dies, hat man zwei Modelle der Stickstoff-Atomorbitale hergestellt.<br />
Abb. 16: Büroklammermodell zweier px-Orbitale<br />
Diese kann man, um ein Modell für eine σ-Bindung zu erhalten, noch einmal<br />
miteinander verbinden. Hierbei entsteht ein bindendes Molekülorbital, wenn gleiche<br />
Vorzeichen der p-Orbitale (der Ψ-Funktion), <strong>im</strong> vorliegenden Modell gleiche Farben,<br />
miteinander verbunden werden. Ein antibindendes Molekülorbital wird symbolisiert<br />
durch Zusammenstecken von blau und gelb.<br />
Abb. 17: Büroklammermodell des bindenden Molekülorbitals σx<br />
25
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft<br />
Will man nun eine π–Bindung darstellen, werden die beiden Atomorbitale, z.B. in<br />
weiß und schwarz, in y-Richtung oder in grün und rot in z-Richtung ausgerichtet.<br />
Abb. 18 (1) und (2): Büroklammermodell zweier py- bzw. zweier pz-Orbitale des Distickstoffs<br />
Hier kann eine doppelte Überlappung stattfinden: es können rot-rot und grün-grün<br />
miteinander verbunden werden. Die antibindenden Orbitale ergeben sich jeweils aus<br />
der umgekehrten Kombination.<br />
Abb. 19 (1) und (2): Büroklammermodell der πy-Bindung und πz-Bindung <strong>im</strong> Distickstoff<br />
Da die Schüler anhand dieses Modells die Ausbildung der Molekülorbitale selbst<br />
hergeleitet haben, ist es für sie einfacher, dies zu verstehen und zu behalten.<br />
Daraus kann ein einfacheres Molekülorbitalmodell als in Abb. 9 erstellt werden, in<br />
dem nur die p-Orbitale miteinander kombiniert werden, damit die Dreifachbindung<br />
erkennbar wird.<br />
__σx *<br />
__ __ πy * , πz *<br />
__ __ __ __ __ __<br />
2 px,y,z __ σx b 2 px,y,z<br />
Atomorbitale __ __ πy b , πz b Atomorbitale<br />
N N<br />
Molekülorbital N2<br />
Abb. 20: Vereinfachtes Molekülorbitalmodell des N2 zur Demonstration der Dreifachbindung<br />
26
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft<br />
4.4 Ein Gas „geht“ um die Welt – Der Distickstoffkreislauf<br />
Technisch wird molekularer Stickstoff hauptsächlich mit Hilfe des Linde-Verfahrens,<br />
das ausführlich in Kapitel 3.4 „Technische Gewinnung der Hauptinhaltsstoffe“ (der<br />
Luft) besprochen wurde, hergestellt. Danach, so wie nach der Atmung, liegt er aber<br />
<strong>im</strong>mer noch molekular vor.<br />
Im Nachfolgenden wird besprochen, wie die Stickstoffmoleküle der Luft in unterschiedlicher<br />
Form und auf verschiedenen Wegen gebunden werden können.<br />
Dazu wird der Kreislauf betrachtet, den der Distickstoff in Atmo-, Hydro- und Lithosphäre<br />
(bis zu 16 km Tiefe) durchläuft [25].<br />
Dieser Kreislauf kann größtenteils in der Klassenstufe 10 besprochen werden.<br />
Hier lernen die Schüler laut Lehrplan z.B. die Theorie zur atmosphärischen Fixierung<br />
<strong>im</strong> <strong>Thema</strong> „Säure-Base Theorie nach Broensted“. Im fakultativen Lerninhalt wird die<br />
„Herstellung von Ammoniak“, also die technische Fixierung <strong>im</strong> Haber-Bosch-<br />
Verfahren, besprochen.<br />
„<strong>Das</strong> Prinzip von Zwang“, also der Einfluss auf die Lage des Gleichgewichtes wird<br />
erst in Jahrgangsstufe 13 be<strong>im</strong> <strong>Thema</strong> „<strong>Das</strong> chemische Gleichgewicht“ besprochen.<br />
Einige der zugehörigen Reaktionsgleichungen, z.B. die Umwandlung von Nitrit in<br />
Nitrat, sind in der 10 Klasse allerdings noch zu kompliziert und können z.B. erst in<br />
Jahrgangsstufe 11 <strong>im</strong> Anschluss an das <strong>Thema</strong> „Redoxreaktionen“ erklärt werden.<br />
Der in Kap. 4.4.1 „Fixierung des molekularen Stickstoffs“ und 4.4.2 „Freisetzung von<br />
molekularem Stickstoff“ beschriebene Kreislauf ist aus verschiedenen Quellen,<br />
hauptsächlich aus [26], ergänzt durch [16, 25, 27, 28], neu zusammengestellt.<br />
4.4.1 Fixierung des molekularen Luftstickstoffs<br />
a) Atmosphärische Fixierung<br />
Durch elektrische Entladung, z.B. durch Blitze entstehen<br />
Stickstoffoxide.<br />
2 2<br />
g ( g )<br />
+<br />
0<br />
0<br />
N 2(<br />
g ) + O 2(<br />
) + 180,62 kJ 2 N O<br />
−<br />
+ 2 −2<br />
0<br />
4 2<br />
2 N O (g) + O 2(<br />
g )<br />
2 N O 2(<br />
g ) + 114,2 kJ Abb. 21: Gewitterblitz<br />
− +<br />
27
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft<br />
Da Stickstoffmonoxid eine stark endotherme Verbindung ist, lässt es sich nur durch<br />
Zufuhr einer hohen Aktivierungsenergie und bei hohen Temperaturen, beides entsteht<br />
bei einer Blitzentladung, aus den Elementen erzeugen. <strong>Das</strong> Temperaturopt<strong>im</strong>um liegt<br />
bei etwa 2000 °C. Da diese hohen Temperaturen nur kurze Zeit vorhanden sind, setzt<br />
sich das Stickstoffmonoxid rasch mit dem vorhandenen Luftsauerstoff zu<br />
Stickstoffdioxid um. Dies ist eine exotherme Verbindung und würde bei<br />
Temperaturen über 650 °C nicht entstehen.<br />
Den in dieser Weise natürlich ablaufenden Prozess kann man in der Schule sehr<br />
einfach mit Hilfe von Versuch 3 „Aus der Luft in den Boden – Blitze fixieren N2“ [29]<br />
nachvollziehen. Hierbei wird Luft <strong>im</strong> Lichtbogen bei 8000 V verbrannt und es<br />
entstehen die beiden oben genannten Stickstoffoxide NO und NO2. Sie sind beide<br />
sehr giftig und auch auf Grund der Hochspannung sollte dieser Versuch<br />
ausschließlich als Lehrerversuch durchgeführt werden.<br />
<strong>Das</strong>s dieser Prozess der Stickstoffoxidbildung in der Natur nicht selten ist, sieht man<br />
daran, dass es pro Sekunde auf der Welt etwa 200-mal blitzt und in manchen<br />
Gebieten der Tropen bis zu 200-mal <strong>im</strong> Jahr gewittert [30].<br />
In der Natur werden die Oxide des Stickstoffs durch Regen aus der Atmosphäre in<br />
Form von Salpetersäure ausgewaschen und liegen als Nitrationen <strong>im</strong> Boden vor.<br />
4<br />
2<br />
3 N O 2(<br />
g ) + H O<br />
2H N O +<br />
− +<br />
+ 5<br />
2 3(<br />
aq)<br />
2 +<br />
N O<br />
−<br />
Zusammengefasst läuft also in Versuch 3 „Aus der Luft in den Boden – Blitze<br />
fixieren N2“ folgende Reaktion ab:<br />
0<br />
0<br />
N )<br />
5<br />
H 2 3(<br />
aq)<br />
2<br />
( g )<br />
2 2(<br />
g ) + 5 O 2(<br />
g + 2 O<br />
4 H N O + 60,6 kJ<br />
+<br />
<strong>Das</strong> Vorhandensein von Säure <strong>im</strong> Wasser, in das die Stickstoffoxide be<strong>im</strong> Versuch<br />
eingeleitet wurden, kann mit Hilfe des pH-Wertes nachgewiesen werden.<br />
Hierbei sollte man die Schüler erneut auf die starke Bindung <strong>im</strong> Stickstoffmolekül<br />
und somit auf die Reaktionsträgheit des molekularen Stickstoffes hinweisen, da sonst,<br />
unter Annahme der obigen exothermen Reaktionen, der gesamte Disauerstoff unserer<br />
Atmosphäre zur Bildung von Salpetersäure in den Ozeanen verbraucht würde.<br />
Die entstandenen Nitrationen werden von Pflanzen, den Produzenten, aus dem<br />
Boden aufgenommen und über verschiedene Schritte zu Proteinen umgewandelt.<br />
28
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft<br />
Diese werden von den Konsumenten, z.B. Menschen und Tieren, direkt oder indirekt<br />
als Nahrung aufgenommen. Sie bilden daraus als Stoffwechselendprodukt unter<br />
anderem Harnstoff. Wird dieser durch die Destruenten, z.B. Pilze und Bakterien,<br />
zersetzt, entsteht Ammoniak, der erneut zu Ammoniumionen umgewandelt werden<br />
kann oder in die Atmosphäre entweicht.<br />
(NH2)2CO(aq) + H2O 2 NH3(g/aq) ↑ + CO2(g) ↑<br />
Bei der Verwesung abgestorbenen, organischen Materials, tierischen oder<br />
pflanzlichen Ursprungs, kann außerdem über einen langwierigen Prozess je nach<br />
äußeren Gegebenheiten Erdöl, Erdgas oder Kohle entstehen.<br />
b) Biologische Fixierung<br />
Es gibt drei Gruppen stickstofffixierender Mikroorganismen. Diese sind alle<br />
prokaryotisch, also noch ohne Zellkern, und man kann sie nach ihrem<br />
Sauerstoffbedürfnis in drei Gruppen einteilen: die obligat anaerob lebenden, die<br />
fakultativ anaerob und die obligat aerob lebenden Organismen.<br />
Die beiden ersten Gruppen sind zwar weit verbreitet, ihre Bedeutung ist aber gering.<br />
In diesem Zusammenhang am wichtigsten sind die obligat aerob lebenden<br />
Mikroorganismen wie z.B. Azotobacter. Es tritt in gut durchlüftetem Boden, aber<br />
auch in Meer- und Süßwasser mit genügend Sauerstoffgehalt auf und ist in der Lage,<br />
aus molekularem Luftstickstoff unter Reduktion Ammoniak und schließlich<br />
Ammoniumionen zu bilden.<br />
0<br />
N 2 (g) + 6 e - + 6 H 3O<br />
( aq)<br />
2 (g) ↑ + 6<br />
+<br />
3<br />
N H 3<br />
−<br />
NH + H O<br />
NH ( ) + OH<br />
+<br />
3( g )<br />
2<br />
4 aq<br />
O<br />
H 2<br />
−<br />
(aq)<br />
Da die Dissoziationsenergie des molekularen Stickstoffs 946,04 kJ/mol beträgt, ist die<br />
Umwandlung endergonisch, bringt den Bakterien also keinen energetischen Nutzen.<br />
Die Prokaryoten können den Vorgang allerdings durch die Bildung eines speziellen<br />
Nitrogenase-Enzymkomplexes katalysieren.<br />
Sie sind die einzigen Lebewesen, die den Distickstoff fixieren können. Alle übrigen<br />
Lebewesen müssen ihn, da er essentiell ist, über die Nahrung zu sich nehmen.<br />
29
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft<br />
Die bekanntesten distickstofffixierenden Bakterien sind<br />
die Knöllchenbakterien (Gruppe Bakterium radicicola),<br />
die ihre Stickstoffbindung nur in Verbindung mit höheren<br />
Pflanzen durchführen. Sie sind am aktivsten in Verbindung<br />
mit Leguminosen (Schmetterlingsblütler/Hülsenfrüchte),<br />
also z.B. Erbsen. Es ist eine Symbiose, da die höheren<br />
Pflanzen Kohlenhydrate bereitstellen und das Bakterium Abb. 22: Knöllchenbakterien<br />
<strong>im</strong> Gegenzug nahezu den gesamten Bedarf der Pflanze<br />
an reduziertem Stickstoff deckt.<br />
Da Pflanzen zwar Ammoniumionen aufnehmen können, aber Nitrate bevorzugen,<br />
werden die Ammoniumionen von den Bakterien in Nitrate umgewandelt.<br />
Diese Nitrifikation, eine oxidative Veratmung mit Sauerstoff, also aerob, verläuft<br />
über zwei Stufen.<br />
Zunächst wandeln Nitritbakterien wie z.B.<br />
Nitrosomonas die Ammoniumionen in Nitrit um.<br />
4 aq<br />
0<br />
H 2<br />
+ 3 −2<br />
2 NH ( ) + 3 + 2 2 N O + 4<br />
+<br />
−<br />
O 2(<br />
g ) O<br />
2 ( aq)<br />
H O<br />
+<br />
<strong>Das</strong> entstandene Nitrit wird von Nitratbakterien,<br />
z.B. Nitrobacter, aerob zu Nitrat oxidiert.<br />
+ 3 −2<br />
−<br />
0<br />
+ 5 −2<br />
−<br />
O 3 (aq)<br />
2 N O 2 ( aq)<br />
+ 2(<br />
aq)<br />
2 N O<br />
3<br />
Abb. 23: Nitrosomonas<br />
( aq)<br />
Abb. 24: Nitrobacter<br />
Die biologische Fixierung kann z.B. fächerübergreifend zusammen mit einem<br />
Biologie Leistungskurs behandelt werden. Hier könnten Versuche zum <strong>Thema</strong> Boden<br />
und Bakterien durchgeführt werden.<br />
c) Technische Fixierung<br />
Industriell wird Distickstoff mit Hilfe<br />
des Haber-Bosch Verfahrens in Form<br />
von Ammoniak fixiert. Abb. 25: Fritz Haber Abb. 26: Carl Bosch<br />
0<br />
2(<br />
g )<br />
0<br />
−3<br />
+ 1<br />
N + 3 H 2(<br />
g )<br />
2 N H 3(<br />
g ) + 92,28 kJ<br />
30
4. Der molekulare Stickstoff – „Verdorbene“ Luft<br />
Unabhängig vom Distickstoffkreislauf ist das Haber-Bosch Verfahren eines der<br />
großtechnischen Verfahren, das in der Schule besprochen werden sollte.<br />
An ihm kann man in der Jahrgangsstufe 13 sowohl <strong>im</strong> Leistungs- als auch <strong>im</strong><br />
Grundkurs „<strong>Das</strong> chemische Gleichgewicht“, „Prinzip von Zwang“ und die<br />
Wirkungsweise eines Katalysators besprechen.<br />
4.4.2 Freisetzung von molekularem Stickstoff<br />
Wie aerobe Bedingungen bei der Nitrifikation die Oxidation begünstigen, begünstigen<br />
anaerobe Bedingungen die Denitrifikation.<br />
Hierbei entsteht über mehrere Schritte durch enzymatische Stoffwechselvorgänge,<br />
z.B. des Flavobakteriums, elementarer Stickstoff und bis zu 10 % Distickstoffmonoxid,<br />
das zum natürlichen Abbau von Ozon beiträgt (vgl. Kapitel 8.4 „Was<br />
passiert in der Stratosphäre?“).<br />
2 NO3 - (aq) + 2 C N2O(g) ↑ + CO3 2- (aq) + CO2(g) ↑<br />
N2O(g) + C 2 N2(g) ↑ + CO2(g) ↑<br />
Zur Vereinfachung kann folgende Reduktion formuliert werden:<br />
2 NO3 - (aq) + 12 H3O + (aq) +10 e - N2(g) ↑ + 18 H2O<br />
Insgesamt kann der auf der nächsten Seite folgende Kreislauf als Arbeitsblatt oder<br />
Hefteintrag entwickelt werden.<br />
Wenn in der Schule keine Zeit ist, den gesamten Kreislauf zu erarbeiten oder er nur<br />
punktuell erarbeitet werden kann, sind auf dem Arbeitsblatt alle wichtigen Reaktionsgleichungen<br />
und Abläufe detailliert enthalten, damit es ohne weitere Erklärungen an<br />
die Schüler ausgegeben werden kann.<br />
Der „Stickstoffkreislauf“ kann, ebenso wie der „Treibhauseffekt“ (vgl. Kap. 7.3. „Der<br />
natürliche Treibhauseffekt“) in der Schule in Form eines Schülerreferats besprochen<br />
werden. Als Arbeitsgrundlage kann hier das nachfolgende Arbeitsblatt dienen.<br />
Abbildung auf der nachfolgenden Seite:<br />
Abb. 27: Der Stickstoffkreislauf – Selbstangefertigtes Arbeitsblatt<br />
31
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff<br />
5. „Luft zum Atmen“ - Der molekulare Sauerstoff<br />
Etwa 21 % der Luft bestehen aus molekularem Sauerstoff.<br />
Sauerstoff ist das in der Erdrinde, dem Meer, der Biosphäre und der Luft mit einer<br />
Gewichtsmenge von 48,9 % am meisten vorkommende Element. Er kommt in<br />
gebundener Form u. a. als Oxide, in Form von Carbonaten, Silikaten sowie molekular<br />
in der Luft oder gelöst <strong>im</strong> Wasser vor [31].<br />
Weshalb Sauerstoff für den Menschen wichtig ist, sieht man gut an der sogenannten<br />
Dreierregel, eine Faustregel, die besagt, dass der Mensch nicht drei Minuten ohne<br />
„Luft“, drei Tage ohne Wasser und drei Wochen ohne Nahrung überleben kann [32].<br />
Mit „Luft“ ist dabei der in der Luft vorhandene und zur Atmung benötigte<br />
Disauerstoff gemeint.<br />
Gewonnen wird er fast ausschließlich durch fraktionierte Destillation flüssiger Luft<br />
(vgl. Kap. 3.4 „Technische Gewinnung der Hauptinhaltsstoffe“).<br />
5.1 „Feuerluft“ – „Lebensluft“ – „Oxygen“<br />
Erneut war es u. a. Carl Scheele, der den Disauerstoff 1772 als „Feuerluft“ erstmals<br />
beschrieb. Er gewann ihn zum Beispiel durch Erhitzen von Quecksilber(II)-oxid [31].<br />
Unabhängig von Scheele entdeckte ihn 1774 der<br />
britische Naturforscher Joseph Priestley, der ihn<br />
nach der herrschenden Theorie als „dephlogistierte<br />
Luft“ bezeichnete. Erst 1777 erkannte Antoine de<br />
Lavoisier, nachdem er Priestleys Bezeichnung<br />
„Feuerluft“ kannte, dass er ein gasförmiges Element<br />
vor sich hatte und nannte es „Lebensluft“ (vgl. Kap.<br />
5.4 „Diss<strong>im</strong>ilation und Ass<strong>im</strong>ilation – Ein Disauer- Abb. 28: Antoine de Lavoisier<br />
stoffkreislauf“).<br />
Später bezeichnete er das gefundene Gas als Oxygen (griech). = Säurebildner, woher<br />
das Elementsymbol O kommt. Er ging davon aus, dass der neu entdeckte Stoff<br />
elementarer Bestandteil aller Säuren sei [31].<br />
In der Schule kann man den Versuch 1.1 „Eine Kerze erStick(stoff)t“ weiterführen<br />
(vgl. Kap. 4.1 „Woher kommt der Name Distickstoff?“).<br />
33
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff<br />
Bisher haben die Schüler erkannt, dass, wenn man über eine auf Wasser<br />
schw<strong>im</strong>mende, brennende Kerze einen Erlenmeyerkolben stülpt, die Kerze ausgeht<br />
und Wasser in den Erlenmeyerkolben gesogen wird. Lässt man sie den Versuch mit<br />
einem vollständig graduierten Erlenmeyerkolben erneut durchführen, erkennen sie,<br />
dass etwa 1 /5 der Luft durch Wasser ersetzt, also von der Kerze verbraucht wird (vgl.<br />
Versuch 1.2 „Wie viel ,Luft´ bleibt übrig?“, Arbeitsblatt 2 „Hausaufgabenversuche<br />
zur Zusammensetzung der Luft“).<br />
Hierbei wird – <strong>im</strong> Sinne einer didaktischen Reduktion – vernachlässigt, dass be<strong>im</strong><br />
Verbrennen von Paraffin, welches aus ungesättigten Kohlenwasserstoffen [33] der<br />
Formel CnH2n+1 besteht, CO2 entsteht.<br />
CnH2n+1(l) + ( 3 /2n+ 1 2 n + 1<br />
/4) O2(g) n CO2(aq) + ( ) H2O<br />
2<br />
Dieses löst sich <strong>im</strong> Wasser und vergrößert somit das Volumen nicht (vgl. Kap. 7.4<br />
„Ferien am Lake Nyos – Besser nicht!“). Ein weiterer Effekt, der die Durchführung<br />
des Versuches möglich macht, ist, dass sich Gase be<strong>im</strong> Abkühlen zusammenziehen<br />
und deshalb das Wasser in den Erlenmeyerkolben gesogen wird.<br />
Was das für ein Gas ist, das die Verbrennung unterhält, kann man ihnen dann durch<br />
die Darstellung von Disauerstoff zeigen. Hier kann man z.B. den Weg gehen, den<br />
auch Carl Scheele bei der Entdeckung des Disauerstoffs genommen hat. Da aber aus<br />
Quecksilber(II)-oxid be<strong>im</strong> Erhitzen neben dem Disauerstoff elementares Quecksilber<br />
entsteht, darf der Versuch in der Schule nicht mehr durchgeführt werden.<br />
Möchte man dennoch einen historisch orientierten Weg wählen, kann stattdessen<br />
Kupfer(II)-oxid verwendet und in einem Reagenzglas mit dem Bunsenbrenner erhitzt<br />
werden (vgl. Versuch 4.1 „Darstellung von molekularem Sauerstoff“). Hierbei<br />
entsteht bei 900 °C Kupfer(I)-oxid und molekularer Sauerstoff [34].<br />
+ 2 −2<br />
+ 1 −2<br />
4 Cu O (s) 2 2 O<br />
Cu (s) + O 2 (g)<br />
Da in diesem Zusammenhang in der Schule aber Begriffe wie “Oxid“, „Oxidation als<br />
Verbrennung von Metallen mit Sauerstoff“ erklärt werden sollen, wird meistens – <strong>im</strong><br />
Sinne einer didaktischen Reduktion – die Reaktion von Kupferoxid zu reinem Kupfer<br />
und Disauerstoff formuliert [18].<br />
0<br />
34
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff<br />
Der entstehende Disauerstoff wird in einer pneumatischen Wanne aufgefangen und<br />
mit der Gl<strong>im</strong>mspanprobe nachgewiesen (vgl. Versuch 4.2 „Die Gl<strong>im</strong>mspanprobe“)<br />
[18].<br />
Der Vorteil dieser Sauerstoffbildung ist, dass das Gas, um das es geht, direkt hergestellt<br />
wird und die Schüler es be<strong>im</strong> Aufsteigen in den Standzylinder beobachten<br />
können. Außerdem kann man die Gl<strong>im</strong>mspanprobe als einen Nachweis für den<br />
Disauerstoff anschließen und hier den Schülern zeigen, dass er die Verbrennung<br />
unterhält und – in reiner Form vorliegend – einen gl<strong>im</strong>menden Span wieder<br />
entzündet.<br />
Will man Disauerstoff darstellen, ist diese Methode in der Jahrgangsstufe 8<br />
sinnvoller, als z.B. die Darstellung von Disauerstoff durch katalytische Zersetzung<br />
von Wasserstoffperoxid mit Braunstein, da die Schüler in diesem Fall keine für sie<br />
verständliche Reaktionsgleichung (Wortgleichung) aufstellen können.<br />
Man kann aber auch indirekt die Existenz des Disauerstoffes nachweisen, indem man<br />
zeigt, dass das Luftvolumen geringer wird, wenn man in einem vorher genau<br />
abgemessenen Volumen etwas verbrennt, das den Disauerstoff an sich bindet. Dies<br />
wurde in Versuch 1.2 „Wie viel Luft bleibt übrig?“ schon angedeutet.<br />
Um genauer zu zeigen, dass etwa 21 % Disauerstoff in der Luft enthalten sind, kann<br />
man einen Versuch zur Best<strong>im</strong>mung des Gehaltes an molekularem Sauerstoff [29] in<br />
der Luft durchführen. Dazu verwendet man ein geschlossenes System, wie z.B. ein<br />
Quarzglührohr zwischen zwei Kolbenprobern. Elementares Kupfer, z.B. in Form von<br />
Kupferpulver, wird auf Glaswolle <strong>im</strong> Quarzglührohr gegeben. Unter Erhitzen mit<br />
dem Bunsenbrenner wird das Kupferpulver mit 100 mL Luft, die sich in einem der<br />
beiden Kolbenprober befindet, zu Kupfer(II)-oxid umgesetzt.<br />
0<br />
0 + 2 −2<br />
Cu (s) + O 2 (g) Cu O (s)<br />
Da von den 100 mL Luft nach der Verbrennung nur etwa 78 mL übrig bleiben,<br />
können die Schüler daraus schließen, dass 21 % der Luft aus Disauerstoff besteht, der<br />
an das Kupfer gebunden wird. Der Rest ist hauptsächlich der nicht reaktive<br />
Distickstoff.<br />
Der Vorteil ist, dass die Schüler aus ihnen bekannten Stoffen, nämlich dem<br />
Kupferpulver und dem Disauerstoff der Luft, <strong>im</strong> Versuch ein neues Produkt, das<br />
schwarze Kupfer(II)-oxid, bilden.<br />
35
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff<br />
Der Begriff „Oxidation“, als die Verbrennung eines Stoffes mit Luft-Sauerstoff und<br />
der Begriff des „Oxides“ als Produkt einer solchen Verbrennung, kann auch an<br />
diesem Beispiel eingeführt werden [18].<br />
5.2 Physikalische Eigenschaften<br />
Molekularer Sauerstoff ist bei Standardbedingungen gasförmig, geschmack- und<br />
farblos und in sehr dicken Schichten bläulich. Sein Siedepunkt liegt bei -182,9 °C,<br />
der Schmelzpunkt bei -218,4 °C [31]. Die Dichte (bei 0 °C, 1,013 bar und 45° geo-<br />
graphischer Breite) liegt bei 1,429 g/L und die molare Masse beträgt 32 g/mol. Die<br />
Dichte von flüssigem Disauerstoff liegt am Siedepunkt bei 1,140 g/cm 3 . Er ist<br />
hellblau und hochreaktiv [31].<br />
In Kapitel 4.2 „Physikalische Eigenschaften“ befindet sich der Steckbrief des<br />
Distickstoffs, wie er in Klassenstufe 8 aussehen kann. Überträgt man diesen auf den<br />
molekularen Sauerstoff und den erweiterten Kenntnisstand der Schüler in<br />
Klassenstufe 9, könnte der Steckbrief, verändert nach [19] und ergänzt durch [31], für<br />
den molekularen Sauerstoff wie folgt aussehen.<br />
Vorkommen Bestandteil der Luft (21 %)<br />
Entdeckung 1772 u. a. durch Scheele<br />
Physikalische Eigenschaften Farb-, geruch- und geschmackloses Gas,<br />
Dichte (g) = 1,429 g/L, Dichte (fl.) = 1,140 g/cm 3<br />
Schmelzpunkt = -218,4 °C<br />
Siedepunkt = -182,9 °C<br />
Chemische Eigenschaften Unterhält die Verbrennung, reagiert mit fast allen<br />
Elementen zu Oxiden<br />
Verwendung Schweißen, Atemgeräte, als Treibstoff<br />
Molekülsymbol O2<br />
Molare Masse 32 g/mol<br />
Tabelle 3: Steckbrief des (molekularen) Sauerstoffs [19, 31]<br />
Wie in Kapitel 4.2 „Physikalische Eigenschaften“ des Distickstoffs beschrieben, kann<br />
man auch be<strong>im</strong> Disauerstoff die Dichte und die molare Masse mit Hilfe der<br />
Gasmolwaage in der Schule einführen (vgl. Versuch 2 „Dichte und molare Masse<br />
von Gasen – schnell und unkompliziert“).<br />
36
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff<br />
5.3 Chemische Eigenschaften<br />
<strong>Das</strong> Element Sauerstoff gehört zu den Chalkogenen. Es ist ein Nichtmetall mit der<br />
Elektronenkonfiguration 1s 2 2s 2 p 4 , dem zwei Elektronen zur Edelgaskonfiguration<br />
des Neons fehlen. Deshalb bildet es D<strong>im</strong>ere [14].<br />
Abb. 29 - 31: Bildung von molekularem Sauerstoff: Annäherung der<br />
Atome, Überlappung der Orbitale, gebildetes D<strong>im</strong>er<br />
In der Mittelstufe, genauer in Klassenstufe 10 be<strong>im</strong> <strong>Thema</strong> „Elektronenpaarbindung/Atombindung“,<br />
2.2 „Lewis-Formeln“, werden Doppelbindungen, z.B. des<br />
Disauerstoffmoleküls eingeführt. Man schreibt die Formel der Einfachheit halber wie<br />
folgt:<br />
O O<br />
Abb. 32: „Lewis-Formel“ des Sauerstoffmoleküls<br />
Der Vergleich der Bindungslängen und –stärken zwischen z.B. der Dreifachbindung<br />
des Distickstoffs (110 pm), der „Doppelbindung“ des Disauerstoffs (120 pm) und den<br />
Einfachbindungen von molekularem Fluor (144 pm) und molekularem Chlor (198<br />
pm) zeigt den Schülern, dass die Bindungsstärke größer wird, je kürzer die Bindung<br />
ist.<br />
Somit ist die obige Form des Disauerstoffmoleküls in diesem Zusammenhang<br />
sinnvoll und erfüllt ihren Zweck [35], da sie den Doppelbindungscharakter aufzeigt<br />
und die Oktettregel erfüllt ist, die die Schüler in Jahrgangsstufe 10 gerade neu gelernt<br />
haben. Außerdem wird gewährleistet, dass die Elektronen der einzelnen Atome zu<br />
Paaren zusammengefasst werden und jeder Strich ein Elektronenpaar darstellt.<br />
<strong>Das</strong> Disauerstoffmolekül ist paramagnetisch, also ein Diradikal. Dies kann man durch<br />
folgende Strukturformel aufzeigen.<br />
Abb. 33: Lewis-Schreibweise des Sauerstoffmoleküls als Diradikal<br />
37
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff<br />
Nachteilig ist hierbei, dass die Doppelbindung nicht erkennbar ist und die Oktettregel<br />
nicht erfüllt ist. Weiterhin haben die Schüler gerade gelernt, dass zwei Elektronen<br />
zusammen ein Elektronenpaar in Form eines Striches darstellen. Dies ist in der<br />
Diradikal-Schreibweise nicht gewährleistet.<br />
Insgesamt wird also in der Mittelstufe die Schreibweise, die in der Abb. 32 gewählt<br />
wurde, in Form einer didaktischen Reduktion, verwendet.<br />
Will man in der Schule die genauen Bindungsverhältnisse des Sauerstoffmoleküls<br />
erklären, so kann dies in der Oberstufe in einem guten Leistungskurs mit Hilfe eines<br />
vereinfachten Molekülorbitalmodells erfolgen.<br />
__σx *<br />
__ __ πy * , πz *<br />
__ __ __ __ __ __<br />
2 px,y,z __ __ πy b , πz b 2 px,y,z<br />
Atomorbitale __ σx b Atomorbitale<br />
O O<br />
Molekülorbital 3 O2<br />
Abb. 34: Lokales Molekülorbitalmodell des Sauerstoffmoleküls<br />
Hier erkennen die Schüler, dass die beiden übrigen Elektronen nach der Besetzung<br />
der bindenden Orbitale auf Grund der ihnen bekannten Hundschen Regel [36] nicht in<br />
ein Orbital gesetzt werden können. Hieraus erklären sich der Paramagnetismus des<br />
Disauerstoffs und die verschiedenen elektronischen Zustände, auf die hier nicht näher<br />
eingegangen wird.<br />
Einige der bis jetzt genannten Eigenschaften kann man in der Schule zusammenfassend<br />
in einem Lehrerversuch, verändert nach [37], demonstrieren (vgl. Versuch 5<br />
„Eine sehr kalte, hellblaue Flüssigkeit“).<br />
Hierbei wird mit Hilfe einer Kühlfalle flüssiger Disauerstoff (vgl. Versuch 5.1<br />
„Darstellung von flüssigem, molekularem Sauerstoff“) hergestellt.<br />
Die blaue Flüssigkeit kann man in einen mit Wasser gefüllten Standzylinder geben<br />
(vgl. Versuch 5.2 „Sinkende blaue Blasen“).<br />
38
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff<br />
Hierbei beobachten die Schüler, dass die blauen Blasen nach unten sinken, aber direkt<br />
wieder aufsteigen, da sich um sie eine „Dampfhaut“ gasförmigen Disauerstoffs bildet.<br />
Weiterhin entstehen weiße Nebel an der Wasseroberfläche.<br />
Führt man <strong>im</strong> Vergleich dazu denselben Versuch mit flüssigem, molekularem<br />
Stickstoff durch, erkennt man, dass dieser, <strong>im</strong> Gegensatz zum flüssigen Disauerstoff,<br />
auf der Wasseroberfläche schw<strong>im</strong>mt. Es bildet sich ebenfalls Nebel aus. Zusätzlich<br />
entsteht noch Eis an der Wasseroberfläche.<br />
<strong>Das</strong> Absinken zeigt, dass der flüssige Disauerstoff eine höhere Dichte, nämlich<br />
1,140 g/cm 3 (Siedepunkt), besitzt als Wasser, dessen Dichte bei 1 g/cm 3 liegt.<br />
Die Ausbildung der „Dampfhaut“ sorgt allerdings für Auftrieb, weshalb die blauen<br />
Blasen direkt wieder nach oben sprudeln.<br />
Der flüssige Distickstoff hingegen besitzt eine geringere Dichte von 0,8076 g/cm 3 ,<br />
[16] weshalb er auf dem Wasser schw<strong>im</strong>mt.<br />
Weiterhin zeigt der Versuch den Schülern, dass Stoffe be<strong>im</strong> Verdampfen Energie<br />
benötigen und diese ihrer Umgebung entziehen (vgl. Exkurs in Kap. 10. „Drei-<br />
Minuten-Ei oder Fünf-Minuten-Ei?“).<br />
Be<strong>im</strong> Verdampfen des molekularen Stickstoffs wird deshalb an der Wasseroberfläche<br />
Eis gebildet. Be<strong>im</strong> Verdampfen des Disauerstoffs entsteht allerdings <strong>im</strong> Gegensatz<br />
zur Beschreibung in [37] kein Eis.<br />
Erklären kann man dies dadurch, dass der Disauerstoff <strong>im</strong> Standzylinder <strong>im</strong>mer<br />
wieder seine Position wechselt. Da er abwechselnd absinkt und aufsteigt, entzieht er<br />
nicht an einer festen Stelle dem Wasser so viel Energie, dass es dort zu Eis erstarren<br />
könnte.<br />
Der gebildete Nebel ist fein verteiltes Eis in der Luft, wie es z.B. auch be<strong>im</strong><br />
Kondensstreifen von Flugzeugen am H<strong>im</strong>mel zu beobachten ist.<br />
Mit dem <strong>im</strong> Versuch 5 hergestellten flüssigen Disauerstoff kann man weiterhin<br />
zeigen, dass die Oxidationskraft von molekularem, flüssigem Sauerstoff (vgl.<br />
Versuch 5.3 „Achtung: Explosiv!“) die des gasförmigen Disauerstoffes, welche in<br />
Versuch 4.2 „Die Gl<strong>im</strong>mspanprobe“ demonstriert wird, noch deutlich übersteigt.<br />
Hierzu wird ein wenig flüssiger Disauerstoff auf ein Stück Watte gegeben und<br />
entzündet. In Abwandlung der Versuchsvorschrift [12] wird kein Kohlepulver dazu<br />
gegeben, da die Reaktion auch ohne dieses sehr heftig abläuft.<br />
39
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff<br />
Weiterhin kann man den Paramagnetismus von Disauerstoff, in Abwandlung von<br />
[38], mit Hilfe des flüssigen molekularen Sauerstoffs demonstrieren.<br />
Dies kann in der Schule z.B. <strong>im</strong> Rahmen der „Modellvorstellung zur chemischen<br />
Bindung“ bei der Stabilität von Komplexen <strong>im</strong> Leistungskurs der Jahrgangsstufe 13<br />
<strong>im</strong> Wahlthema „Komplexchemie“ geschehen. Der Versuch soll dann aufzeigen, dass<br />
es auch einfache anorganische Moleküle gibt, die paramagnetisch sind.<br />
Bei der Durchführung des Versuches wird ein NMR-Röhrchen mit flüssigem Di-<br />
sauerstoff befüllt. <strong>Das</strong> NMR-Röhrchen hängt man frei schwebend in eine Vorrichtung<br />
direkt neben einen sehr starken Magneten. Auf Grund des Paramagnetismus wird der<br />
Disauerstoff in das Magnetfeld hinein gezogen (vgl. Versuch 5.4 „Ein Schuss in den<br />
Magneten!“).<br />
In der Schule wird der Magnetismus – <strong>im</strong> Sinne einer didaktischen Reduktion –<br />
dadurch erklärt, dass ungepaarte Elektronen vorhanden sind, die einen positiven Spin<br />
haben und keinen Gegenpartner, der diesen kompensiert.<br />
Die unterschiedlichen Arten von Magnetismus [39] werden hier der Vollständigkeit<br />
halber erwähnt, in der Schule aber nicht erläutert.<br />
Man unterscheidet diamagnetische und paramagnetische Stoffe.<br />
Diamagnetismus ist eine Eigenschaft der gesamten Materie, d.h. alle Verbindungen<br />
mit besonderen magnetischen Eigenschaften sind auch diamagnetisch. Bringt man<br />
einen diamagnetischen Stoff in ein inhomogenes Magnetfeld, wird dieses durch das<br />
induzierte Gegenfeld geschwächt und dieser Stoff wird hinausgedrückt.<br />
In paramagnetischen Stoffen sind die ungepaarten Elektronen – so die Modellvorstellung<br />
– kleine Elementarmagneten, die sich nach dem Magnetfeld ausrichten.<br />
Bringt man einen paramagnetischen Stoff in ein inhomogenes Magnetfeld, wird das<br />
Feld gestärkt und der Stoff wird, bis zu 10 3 -mal stärker als be<strong>im</strong> Diamagnetismus,<br />
hineingezogen.<br />
Abb. 35: diamagnetischer Stoff <strong>im</strong> Abb. 36: paramagnetischer Stoff <strong>im</strong><br />
inhomogenen Magnetfeld inhomogenen Magnetfeld<br />
40
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff<br />
Anti-ferromagnetismus, Ferr<strong>im</strong>agnetismus und Ferromagnetismus sind<br />
Ordnungsphänomene des Paramagnetismus.<br />
Anti ferromagnetische Stoffe sind <strong>im</strong> Normalzustand diamagnetisch, da sich die<br />
Spins ihrer Elektronen kompensieren. Werden sie erwärmt, geraten diese in<br />
Unordnung und erzeugen somit ein Magnetfeld. Be<strong>im</strong> Ferromagnetismus ergibt sich<br />
das resultierende magnetische Moment daraus, dass die vorher in Domänen<br />
geordneten Elementarmagneten durch Anlegen eines äußeren Magnetfeldes<br />
ausgerichtet werden. Betrachtet man ferr<strong>im</strong>agnetische Materie, ergibt sich der<br />
Gesamtspin daraus, dass die Spins der Elektronen zwar gegeneinander ausgerichtet<br />
sind, aber keine vollständige Kompensation stattfindet.<br />
Die beiden zuletzt genannten Ordnungsphänomene können durch Erhitzen wieder<br />
zerstört werden.<br />
Nach der Erläuterung der verschiedenen Eigenschaften des molekularen Sauerstoffes<br />
wird <strong>im</strong> folgenden Kapitel der Kreislauf des Disauerstoffs beschrieben.<br />
5.4 Atmung und Photosynthese – Ein Disauerstoffkreislauf<br />
Sauerstoff ist das häufigste Element der Erdrinde, des Meeres, der Biosphäre und der<br />
Luft. Er spielt neben dem <strong>im</strong> Folgenden erläuterten Kreislauf in vielen Kreisläufen<br />
eine bedeutende Rolle, wie z.B. <strong>im</strong> Auf- und Abbau von Ozon nach dem Chapman-<br />
Mechanismus, der in Kap. 8.4 „Was passiert in der Stratosphäre?“ besprochen wird.<br />
Weiterhin durchläuft er in gebundener Form den Carbonat- und den Wasserkreislauf<br />
(vgl. Kap. 10.2 „Der Wasserkreislauf“).<br />
Abb. 37: Maus und Pflanze<br />
unter einer Glasglocke<br />
Um zu beschreiben, welchen Kreislauf der<br />
molekulare Sauerstoff durchläuft, wird zunächst<br />
die linke Abbildung betrachtet. Die Maus alleine<br />
würde wie die Kerze in Versuch 1.1 „Eine Kerze<br />
unter einer Glasglocke“ ersticken, da irgendwann<br />
kein molekularer Sauerstoff mehr vorhanden ist. Er<br />
wird nämlich bei der Atmung verbraucht.<br />
41
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff<br />
Dies fand Joseph Priestley gegen Ende des 18. Jahrhunderts heraus, indem er genau<br />
solche Tierversuche durchführte. Die Tiere erstickten „alleine durch die Tatsache,<br />
dass sie atmeten“. Durch Hinzugeben von grünen Pflanzen – Priestley nahm<br />
angeblich Minze – wurde die Luft für die Tiere wieder atembar [40].<br />
Die Maus in der Glasglocke überlebt also nur, weil die Pflanze aus dem von der Maus<br />
ausgeatmeten Kohlendioxid neuen Disauerstoff produziert. Diesen Vorgang gehört<br />
zur Photosynthese [31].<br />
Den Zusammenhang zwischen der Atmung der Maus und der Photosynthese der<br />
Pflanze kann man für die Schüler der Jahrgangsstufe 8 be<strong>im</strong> <strong>Thema</strong> „Die chemische<br />
Reaktion – Stoffumsatz und Energieumsatz“ <strong>im</strong> fakultativen Unterrichtsinhalt<br />
„Einführung in die chemische Reaktion“ sehr vereinfacht in einem Kreislauf<br />
darstellen [31].<br />
C6H12O6 + 6 O2(g)<br />
Kohlenhydrate + Disauerstoff<br />
(z.B. Glucose)<br />
Atmung<br />
Photosynthese<br />
6 CO2(g) + 6 H2O + E<br />
Kohlendioxid + Wasser + Energie<br />
Abb. 38: Darstellung und Verbrauch von Disauerstoff: Atmung und Photosynthese<br />
In der Jahrgangsstufe 8 müsste man <strong>im</strong> obigen Kreislauf zunächst auf die<br />
Summenformel verzichten, da sie erst in Jahrgangsstufe 9 eingeführt wird. Dort<br />
verwendet man bei der Formulierung der Reaktionsgleichung, damit sie nicht zu<br />
kompliziert wird, die Glucose als einfaches Kohlenhydrat.<br />
42
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff<br />
Da der Anteil an molekularem Sauerstoff in der Atmosphäre, wie zu Anfang des<br />
Kapitels besprochen, konstant bei 21 % liegt, müssen gleich viele Ass<strong>im</strong>ilations- wie<br />
Diss<strong>im</strong>ilationsvorgänge ablaufen. Neben der Atmung wird der Disauerstoff weiterhin<br />
be<strong>im</strong> Verwesen [31] und ebenso bei großen Waldbränden, wie sie <strong>im</strong> Sommer 2006<br />
z.B. in Spanien gewütet haben, verbraucht, da die Verbrennung, wie in Kapitel 5.1<br />
„ ,Feuerluft´ – ,Lebensluft´ – ,Oxygen´ “ diskutiert, eine Oxidation unter Sauerstoff-<br />
verbrauch darstellt. Gebildet wird molekularer Sauerstoff in der Natur hauptsächlich<br />
durch die schon erwähnte Photosynthese in Pflanzen, z.B. in <strong>im</strong>mensem Maße in den<br />
Regenwäldern, die deshalb informell als „Grüne Lunge der Erde“ bezeichnet werden.<br />
Was passiert, wenn dieses Gleichgewicht gestört wird, d.h. zu wenig Sauerstoff<br />
produziert bzw. zu viel verbraucht wird, wird in Kapitel 12.4 „Der anthropogene<br />
Treibhauseffekt“ erläutert.<br />
In der Oberstufe, am besten in Zusammenarbeit<br />
mit einem Biologie-Leistungskurs,<br />
kann man fächerübergreifend die<br />
tiefergehenden chemischen und biologischen<br />
Zusammenhänge der Photosynthese<br />
besprechen. Darauf wird aber<br />
hier nicht näher eingegangen.<br />
Abb. 39: Chlorophyll a und b<br />
Möchte man das <strong>Thema</strong> Atmung <strong>im</strong> Schulunterricht genauer besprechen, kann dies<br />
z.B. durch die folgende aktuelle Meldung spannend gestaltet werden.<br />
30. Juli. 2006: „Der Deutsche Astronaut [Thomas] Reiter kommt zu seinem Außeneinsatz <strong>im</strong><br />
All. […] Bevor die beiden [er und sein Kollege Williams] kurz vor 16.00 Uhr MESZ aus der<br />
Druckkammer schweben, gibt es eine geballte Ladung Hochprozentiges. 40 Minuten atmen<br />
Reiter und sein Kollege Williams puren Sauerstoff ein, um Stickstoff aus dem Blutkreislauf zu<br />
spülen. `<strong>Das</strong> verhindert die so genannte Taucherkrankheit.´ “ [41]<br />
EXKURS: Was passiert in unserer Lunge?<br />
In der Luft sind 21 % Disauerstoff enthalten. Misst man seinen Gehalt in der ausgeatmeten<br />
Luft, kann man feststellen, dass noch rund 16 % molekularer Sauerstoff<br />
enthalten sind [32].<br />
43
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff<br />
Also wird in unserem Körper nur ein Teil des eingeatmeten Disauerstoffes<br />
verbraucht, z.B. bei einem Atemzugvolumen <strong>im</strong> Ruhezustand von 0,5 L Luft [32] nur<br />
25 mL Disauerstoff. Dies ist z.B. der Grund, weshalb eine Mund-zu-Mund Beatmung<br />
in der Medizin möglich ist: Es ist noch genügend Disauerstoff in der ausgeatmeten<br />
Luft vorhanden, den der Patient aufnehmen kann.<br />
Bei der Atmung geschieht Folgendes:<br />
Die Luft wird durch die Nase oder den Mund aufgenommen.<br />
Sie strömt über den Rachen, durch den<br />
geöffneten Kehldeckel und die Luftröhre in die Lunge.<br />
Über die Bronchien gelangt sie in die Bronchiolen, die<br />
in den Lungenalveolen, den Lungenbläschen, enden<br />
[32]. Nach der Diffusion durch das Alveolarepithel in<br />
die Lungenkapillare (Blutgefäße) wird der Disauerstoffe<br />
an das Hämoglobin des Blutes gebunden. Abb. 40: Die menschliche Lunge<br />
Es transportiert den molekularen Sauerstoff von der Lunge zum Myoglobin, das in<br />
den Muskeln sitzt, und an andere Orte des Sauerstoffverbrauchs. <strong>Das</strong> sauerstofffreie<br />
Hämoglobin nennt man Desoxyhämoglobin, das mit Disauerstoff beladene Oxy-<br />
hämoglobin [42].<br />
Abb. 41 (1) - (3): Häm, Teil des Desoxyhämoglobins und des Oxyhämoglobins<br />
Chemisch gesehen passiert in den Lungenbläschen Folgendes: In einem sauerstofffreien<br />
Molekül Hämoglobin, das 4 Untereinheiten, also auch 4 Häm-Gruppen besitzt,<br />
ist jedes Zentralteilchen ein Fe 2+ <strong>im</strong> high-spin Zustand, das quadratisch-pyramidal<br />
koordiniert ist. Wird der Disauerstoff an das Fe 2+ gebunden, findet eine „end-on-<br />
Addition“ statt.<br />
44
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff<br />
Bei dieser Reaktion geht das Fe 2+ in einen low-spin Zustand über und koordiniert<br />
oktaedrisch (vgl. Abb. 41 (1) - (3): „Häm, Teil des Desoxyhämoglobins und des<br />
Oxyhämoglobins“). Die Oxidation von Fe 2+ zu Fe 3+ durch molekularen Sauerstoff<br />
erfolgt deshalb nicht, da das Globin die Häm-Gruppierungen umhüllt [42].<br />
Die Aufnahme des molekularen Sauerstoffes in der Lunge kann somit den Schülern<br />
der Jahrgangsstufe 13 <strong>im</strong> Leistungskurs z.B. be<strong>im</strong> Wahlthema „Komplexchemie“ er-<br />
klärt werden.<br />
In diesem Zusammenhang können mit den Schülern auch weitere aktuelle Themen,<br />
wie Doping z.B. bei der Tour de France und dem Lebensmittelskandal um<br />
verdorbenes Fleisch, diskutiert werden [43].<br />
Bei der Tour de France findet häufig Blutdoping statt. Hierbei spritzen sich die<br />
Sportler das körpereigene Hormon Erytropoietin (EPO), welches die Produktion der<br />
roten Blutkörperchen (Erytrocyten), die das Hämoglobin beinhalten, steigert. Deshalb<br />
kann mehr Disauerstoff z.B. zu den Muskeln transportiert und dadurch die Leistung<br />
gesteigert werden [43].<br />
Damit altes Fleisch länger frisch aussieht und als solches verkauft werden kann,<br />
machen Fleischhändler Folgendes: das Fleisch wird verbotenerweise mit Kohlenstoffmonoxid<br />
bedampft. Dieses wird an das Hämoglobineisen, mit dem es eine stärkere<br />
Bindung [42] eingeht als der Disauerstoff, gebunden und sorgt für eine frische rosa<br />
Farbe des Fleisches [43].<br />
Um zu verstehen, wieso Thomas Reiter reinen, molekularen Sauerstoff einatmen<br />
musste, muss man zusätzlich wissen, dass sich unter erhöhtem Druck auch die<br />
übrigen in der Luft vorhandenen Gase, wie z.B. molekularer Stickstoff in Blut und<br />
Gewebe lösen.<br />
Dieser wird dann bei raschem Druckabfall nicht langsam freigesetzt, sondern<br />
schlagartig und kann durch Bildung von Gasbläschen <strong>im</strong> Blut Embolien verursachen.<br />
Dies ist die Ursache für die Druckluftkrankheit [44], die auch Taucherkrankheit<br />
genannt wird. Die Symptome bei zu schnellem Druckabfall sind schmerzhafter<br />
Ohrendruck, Empfindungsstörungen, Schmerzen in Muskeln, Gelenken und <strong>im</strong> Kopf,<br />
Schwindelgefühl, Blutungen aus Nase und Ohren bis hin zu Lähmungen und Kollaps.<br />
Bei explosionsartigem Druckabsturz tritt meist unter Atemnot und Bewusstlosigkeit<br />
der Tod infolge zentraler Atemlähmungen ein [44].<br />
45
5. „Luft zum Atmen“ – Der molekulare Sauerstoff<br />
Ein normaler Tauchgang unterteilt sich in 3 Phasen: der Kompressionsphase<br />
(Abstieg), der Isopressionsphase (Aufenthalt in gleichbleibender Tiefe) und der<br />
Dekompressionsphase (Aufstieg).<br />
Für die Dauer der letzten Phase ist es für den Taucher wichtig zu wissen, wie die<br />
sogenannte Nullzeit für seine Tauchtiefe ist. Sie gibt an, wie lange er sich in einer<br />
best<strong>im</strong>mten Tiefe aufhalten kann.<br />
Ist die Nullzeit überschritten, darf der Taucher nur unterbrochen durch Dekompressionspausen<br />
auftauchen. In diesen Pausen wird der Distickstoff, der <strong>im</strong> Blut<br />
gelöst ist, langsam freigesetzt und kann über die Lunge abgeatmet werden. Taucht er<br />
z.B. nur 21 m tief, ist die Nullzeit mit 35 Minuten wesentlich größer, als wenn er z.B.<br />
45 m tief taucht [45].<br />
<strong>Das</strong>selbe wie be<strong>im</strong> Auftauchen kann auch <strong>im</strong><br />
Weltall bei einem Druckabsturz zwischen dem<br />
normalen Druck <strong>im</strong> Raumschiff oder dem<br />
Raumanzug und dem Vakuum des Weltalls<br />
geschehen. Dadurch, dass Thomas Reiter durch<br />
Einatmen von molekularem Sauerstoff den<br />
molekularen Stickstoff, der <strong>im</strong> Blut gelöst ist,<br />
verdrängt hat, kann dieser bei raschem Druckabfall<br />
Abb. 41: Kosmonaut über nicht schlagartig freigesetzt werden und somit wird<br />
der Erde die Druckluftkrankheit vermieden.<br />
Hinzu kommen bei starkem Druckabfall <strong>im</strong> Weltall noch mögliche Gewebsschädigungen<br />
durch Siedeeffekte [44], da z.B. das Wasser, aus dem der Körper zu<br />
sehr großen Teilen besteht, bei geringerem Druck schon früher siedet (vgl. Kap. 10.3<br />
„Warum trocknet unsere Wäsche – <strong>Das</strong> Verdampfen“, Abb. 72: Dampfdruckkurve<br />
von Wasser).<br />
Zur Vermeidung der Taucherkrankheit atmen Taucher, <strong>im</strong> Gegensatz zu Astronauten,<br />
keinen Disauerstoff ein, sondern ersetzen in ihren Druckluftflaschen den Distickstoff<br />
durch Helium, welches wesentlich schlechter in Blut und Gewebe löslich ist [15].<br />
46
6. „Edler Duft liegt in der Luft“ – Die Edelgase<br />
6. „Edler Duft liegt in der Luft“ – Die Edelgase<br />
Neben den Hauptinhaltsstoffen, dem molekularen Sauerstoff und Stickstoff, die<br />
insgesamt schon 99,03 Volumenprozent ausmachen, liegt ein drittes Gas in verhältnismäßig<br />
größerer Menge in der Luft vor: Argon n<strong>im</strong>mt etwa 0,934 Volumenprozent der<br />
Luft ein [8].<br />
N<strong>im</strong>mt man noch das in Kapitel 7 diskutierte Kohlenstoffdioxid hinzu, ergeben diese<br />
vier Gase nahezu 100 %. Weitere in der Luft enthaltene Gase sind nur in Spuren<br />
vorhanden (vgl. Kapitel 9 „Spuren von Gasen“). Herausgegriffen aus den Spurengasen<br />
werden in diesem Kapitel die Edelgase.<br />
Wie viel des jeweiligen Edelgases in der Luft enthalten ist, zeigt folgende Tabelle:<br />
Edelgas Argon Helium Neon Kr, Xe, Rn<br />
Volumenprozent<br />
der Luft<br />
0,934 0,0005240 0,001818 < 1,14·10 -4<br />
Anteil an 150 m 3<br />
<br />
1401 L 0,786 L 2,727 L < 0,171 L<br />
Hauptquellen 40<br />
β-Zerfall von 19 K α-Zerfall von<br />
232<br />
Th<br />
235,<br />
238<br />
U<br />
(1)<br />
90 ,<br />
bezogen auf einen 3 m hohen, 10 m langen und 5 m breiten Klassenraum, also 150.000 L<br />
Abb. 43 (1) - (3): Leuchtstoffröhren, die mit dem jeweiligen Edelgas gefüllt sind<br />
Tabelle 4: Volumenanteil der Edelgase in der Luft/<strong>im</strong> Klassenraum, Hauptquellen [15]<br />
In den folgenden Kapiteln 6.1 bis 6.3 werden ausschließlich die für die Schule<br />
wichtigen Eigenschaften und bekannten Anwendungen der Edelgase beschrieben. Die<br />
Edelgasverbindungen und tiefer gehende Edelgaschemie, ebenso wie die Chemie des<br />
Radons, werden nicht erläutert.<br />
(2)<br />
92<br />
(3)<br />
47
6. „Edler Duft liegt in der Luft“ – Die Edelgase<br />
6.1 <strong>Das</strong> Argon – Mehr drin als man denkt!<br />
Um Schülern zu zeigen, wie viel Argon in der Luft enthalten ist, kann man sich<br />
Folgendes überlegen:<br />
Ein Klassenraum, der 3 m hoch, 10 m lang und 5 m breit, also ein Volumen von 150 m 3<br />
besitzt, und somit 150.000 L Luft enthält, beinhaltet rund 1401 L Argon. Dies<br />
entspricht etwa 1401 Tetrapackungen.<br />
Argon wurde 1894 von Lord Rayleigh entdeckt. Dieser entzog der Luft den<br />
molekularen Sauerstoff durch Überleiten über glühendes Kupfer und wog dann das<br />
verbliebene Gas. Da das Gewicht der Restluft größer war als das des gleichen<br />
Volumens molekularen Stickstoffes, den er aus einer stickstoffhaltigen Verbindung<br />
gewonnen hatte, zog er daraus den Schluss, dass Luft nicht nur aus Disauerstoff und<br />
Distickstoff besteht [18].<br />
Um zu zeigen, dass etwa 1 Volumenprozent der Luft aus Argon besteht, kann der schon<br />
erwähnte Versuch zur Best<strong>im</strong>mung des Sauerstoffanteils der Luft weitergeführt<br />
werden. Nachdem der Disauerstoff mit Kupfer zu Kupferoxid umgesetzt wurde, kann<br />
auch der molekulare Stickstoff mit Hilfe von Magnesiumpulver als Nitrid gebunden<br />
werden [15].<br />
N2(g) + Ar(g) + 3 Mg(s) Mg3N2(s) + Ar(g)<br />
Bei Verwendung von 100 mL Luft, müsste weniger als ein Milliliter übrig bleiben.<br />
Besser ist es somit, mindestens 1000 mL Luft zu verwenden, wobei hier etwa 10 mL<br />
übrig bleiben müssten.<br />
Genauso hat dies auch Lord Rayleigh getan und somit eine kleine Menge eines bis<br />
dahin unbekannten Gases isoliert, das er auf Grund seiner Reaktionsträgheit Argon, von<br />
argos (griech.) = träge, nannte [15].<br />
Argon, das hauptsächlich als Inertgas bei metallurgischen Hochtemperaturprozessen,<br />
wie z.B. be<strong>im</strong> „Elektroschweißen insbesondere leicht oxidierbarer Leichtmetalle (Al,<br />
Mg) und sehr hoch schmelzender Metalle (Ti, Zr, Mo, W, Argonarc-Verfahren)“ [46]<br />
verwendet wird, wird heute ausschließlich durch fraktionierte Destillation flüssiger Luft<br />
(vgl. Kap. 3.4 „Technische Gewinnung der Hauptinhaltsstoffe“) gewonnen.<br />
48
6. „Edler Duft liegt in der Luft“ – Die Edelgase<br />
6.2 <strong>Das</strong> Helium – Ein leichtes Gas zum Fliegen!<br />
Betrachtet man erneut den obigen Klassenraum mit 150 m 3 , sind darin <strong>im</strong>merhin noch<br />
0,786 L Helium enthalten, also mehr als eine 0,7 L Wasserflasche.<br />
Betrachtet man allerdings die gesamte Atmosphäre <strong>im</strong> All, ist Helium nach dem<br />
Wasserstoff, der 90 Atomprozent ausmacht, mit 9 Atomprozent das zweithäufigste<br />
Element [15].<br />
<strong>Das</strong>s Helium und molekularer Wasserstoff Gase mit sehr geringer Dichte sind, kann<br />
man in der Schule in Klassenstufe 8 zum <strong>Thema</strong> „Dichte von Gasen“ besonders gut<br />
demonstrieren, indem man Luftballons mit Helium bzw. Diwasserstoff füllt und diese<br />
<strong>im</strong> Klassenraum aufsteigen lässt.<br />
Beide steigen schnell an die Decke und haben somit eine geringere Dichte als Luft (vgl.<br />
Versuch 6.1 „Aufstieg in Schwindel erregende Höhen!“).<br />
Vergleicht man die Gase weiter, so stellt man aber einen gravierenden Unterschied fest.<br />
Entzündet man nämlich die beiden Ballons an der Decke nun, passiert folgendes: Der<br />
mit Helium gefüllte Ballon platzt, so wie ein mit Luft gefüllter Ballon, wenn man ihn<br />
mit einer Nadel zersticht. Im Gegensatz dazu verbrennt der mit Wasserstoff gefüllte<br />
Ballon unter lautem Knall und oranger, fahlblauer Flamme vergleichbar mit einem<br />
Backdraft (vgl. Versuch 6.2 „Backdraft!“).<br />
Um die beiden oben genannten Versuche in<br />
den Unterricht einzubinden, kann man<br />
einen historischen Einstieg wählen und die<br />
Geschichte des Luftschiffes „Hindenburg“<br />
erzählen, das am 6.5.1937 in Lakehurst,<br />
New Jersey, in Flammen aufging.<br />
Abb. 44: Luftbrief, der die Katastrophe<br />
der Hindenburg fast unbeschadet überlebte<br />
Zum Beispiel kann man den Schülern eine Abbildung des Luftbriefes geben und sie<br />
sollen recherchieren, wo er herkommt und warum er Brandränder hat etc. .<br />
<strong>Das</strong> Luftschiff Hindenburg war mit Diwasserstoff gefüllt, weshalb man nach dieser<br />
Katastrophe ausschließlich Helium für die Luftschifffahrt und heute noch für<br />
meteorologische Wetterballons verwendet [15].<br />
49
6. „Edler Duft liegt in der Luft“ – Die Edelgase<br />
Ebenso gut kann man die Schüler fragen, ob sie schon einmal bei einem<br />
Ballonwettbewerb mitgemacht haben und ob sie wissen, warum der Luftballon nach<br />
oben steigt. In diese Luftballons wird ebenso Helium eingefüllt.<br />
In den „Ausflugballons“ von heute, die sehr häufig <strong>im</strong> Sommer am H<strong>im</strong>mel zu sehen<br />
sind, ist heute statt Helium heiße Luft enthalten.<br />
EXKURS: Die „Luftschiffe“ von heute: Heißluftballons<br />
Die heutigen Luftschiffe werden, wie der Name<br />
„Heißluftballon“ schon sagt, mit heißer Luft betrieben. Um den<br />
Schülern zu zeigen, dass heiße Luft einen Ballon nach oben<br />
trägt, kann man folgenden Demonstrationsversuch durchführen.<br />
Abb. 45: Heißluftballon<br />
Man entzündet einen leeren Teebeutel an seinem oberen Ende (vgl. Demonstration 1<br />
„Der fliegende Teebeutel“). Dieser fliegt genau dann in die Höhe, wenn der Auftrieb<br />
größer ist als die Gewichtskraft des Teebeutels [47].<br />
Somit kann man den Schülern zeigen, dass die Dichte eines Gases auch von seiner<br />
Temperatur abhängt. Be<strong>im</strong> Fahren mit dem Heißluftballon wird die Höhe dadurch<br />
reguliert, dass die Luft <strong>im</strong> Ballon erwärmt oder abkühlt.<br />
Hierzu ist in der Mitte über der Gondel ein Brenner angebracht, der meistens mit<br />
Propangas betrieben wird [48].<br />
Soll der Ballon aufsteigen, wird die Luft mit Hilfe des Brenners erwärmt, soll er sinken,<br />
wird der Brenner abgestellt und die Luft <strong>im</strong> Ballon von der Umgebungsluft gekühlt<br />
oder ein am oberen Ende der Ballons befindliches Ventil geöffnet, um die heiße Luft<br />
schneller abzulassen [48].<br />
Helium ist auf Grund seiner geringen Dichte so leicht, dass es vom Gravitationsfeld der<br />
Erde nicht zurückgehalten werden kann. Warum dennoch Helium auf der Erde<br />
vorhanden ist und wie es auf natürliche Weise <strong>im</strong>mer wieder neu entsteht, kann den<br />
Schülern in der Oberstufe z. B. be<strong>im</strong> <strong>Thema</strong> „Nutzenergiegewinnung“ <strong>im</strong> Rahmen des<br />
Wahlthemas Angewandte Chemie <strong>im</strong> Grund- bzw. Leistungskurs in 13.2 erklärt<br />
werden.<br />
50
6. „Edler Duft liegt in der Luft“ – Die Edelgase<br />
232<br />
235,<br />
238<br />
4 2+<br />
Es entsteht durch α - Zerfall von Th bzw. U in Form von in Erdgasen<br />
[15].<br />
235,<br />
238<br />
92<br />
U<br />
231,<br />
234<br />
90<br />
90<br />
92<br />
2- 4 2+<br />
U + 2 He + Energie<br />
Besonders ergiebig sind hier z.B. amerikanische Erdgasquellen, die etwa<br />
1 - 8 % Helium enthalten. Daraus wird es dann nutzbar gemacht [15].<br />
Im Weltall entsteht es auf unserer Sonne bzw. allgemein auf<br />
Sternen durch Kernfusionen aus dem dort vorhandenen<br />
Wasserstoff.<br />
1 + 1<br />
4 2+<br />
2 1 H + 2 n<br />
2 He + 2 634 000 000 kJ [49]<br />
0<br />
2 He<br />
Abb. 46: Explosion einer<br />
Wasserstoffbombe<br />
Diese Reaktion findet auch bei der Explosion von Wasserstoffbomben statt. Sie ist<br />
allerdings unkontrollierbar und kann deshalb (noch) nicht zur Stromerzeugung genutzt<br />
werden.<br />
Ein sich in der Entwicklung befindlicher<br />
Kernfusionsreaktor namens<br />
ITER wird gerade bei Cadarache, <strong>im</strong><br />
Süden von Frankreich, gebaut.<br />
Allgemein sind eine Reihe von<br />
Fusionsreaktionen zwischen leichten<br />
Kernen denkbar. Die höchste<br />
Abb. 47: Verschmelzen eines Tritium- und<br />
„Fusionsleistungsdichte“ erhält man<br />
bei der Fusion von Deuterium und<br />
Deuteriumkerns Tritium [50]<br />
4 2+<br />
Bei der Verschmelzung entsteht , also ein α-Teilchen, unter Aussendung eines<br />
2 He<br />
Neutrons und großer Mengen Energie.<br />
Dabei wird pro kg Helium ca. zehnmal so viel Energie frei wie bei der Spaltung von<br />
einem kg Urankernen [49]. Diese Energie wird dann nutzbar gemacht [50].<br />
51
6. „Edler Duft liegt in der Luft“ – Die Edelgase<br />
In diesem Zusammenhang kann man den Schülern den Unterschied zwischen einem<br />
Kernkraftwerk, das sich die Zerfallsreihe zu Nutzen macht, und einem Fusionsreaktor<br />
erklären. Befindet sich in der näheren Umgebung der Schule ein solcher Reaktor, wie<br />
z.B. in Mülhe<strong>im</strong>-Kärlich, kann dieser als außerschulischer Lernort dienen.<br />
Aus dem oben entstandenen α-Teilchen entsteht durch Aufnahme von zwei Elektronen<br />
elementares Helium. Verwendet wird es z.B. als Trägergas in Gaschromatographen und<br />
als Ersatz für Distickstoff in Taucherflaschen zur Vermeidung der Taucherkrankheit<br />
(vgl. Kap. 5.4 „Atmung und Photosynthese – Ein Disauerstoffkreislauf“)<br />
6.3 Leuchtstoffröhren<br />
Die wichtigste schulrelevante Anwendung der Edelgase ist vermutlich die in der<br />
Beleuchtungstechnik. Die Lichtausbeute von normalen Glühlampen beträgt etwa 4 %<br />
[51]. 96 % gehen somit als Wärmeenergie verloren. Diese Ausbeute kann man dadurch<br />
steigern, indem man die Temperatur des Glühfadens erhöht. Dadurch, dass das<br />
Wolfram <strong>im</strong> Vakuum der Glühlampe bei 2100 °C verdampft, verkürzt sich aber die<br />
Lebensdauer der Lampe. Um dem Verdampfen entgegenzuwirken und eine möglichst<br />
hohe Lichtausbeute zu erzielen, werden molekularer Stickstoff und die Edelgase Argon<br />
und Xenon verwendet. Hierbei wird die Fadentemperatur von den oben erwähnten<br />
2100 °C auf 2400 °C unter Verwendung von molekularem Stickstoff, auf 2430 °C bei<br />
Verwendung von Argon und auf 2510 °C unter Verwendung von Xenon, gesteigert [15].<br />
Die unterschiedliche Steigerungstemperatur hängt von den molaren Massen der zugesetzten<br />
Gase ab. Vereinfacht kann man es sich so vorstellen, dass die verdampften<br />
Wolframmoleküle an den Gasmolekülen „abprallen“ und<br />
wieder an den Draht gebunden werden [51]. Durch die<br />
geringere Wärmeleitfähigkeit dieser Füllgase können<br />
kleinere Lampenkolben gebaut werden [15]. Ebenfalls<br />
verwendet werden die Edelgase in Entladungsröhren [15].<br />
Hierbei gibt es Neonröhren, Blaulichtröhren und Leuchtstoffröhren.<br />
Durch Strahlungs-Emission angeregter Edel- Abb 48: Leuchtstoffröhre<br />
gasatome wird das scharlachrote Licht [52] des Neons in Neonröhren erzeugt. In den<br />
Blaulichtröhren befinden sich angeregte Edelgas- und Quecksilberatome. Bei den<br />
Leuchtstoffröhren hingegen werden durch die angeregten Edelgasatome, die sich an der<br />
Innenseite der Lampe befindende, Leuchtstoffe wie z.B. Magnesium angeregt [15].<br />
52
7. <strong>Das</strong> Kohlenstoffdioxid<br />
7. <strong>Das</strong> Kohlenstoffdioxid<br />
Der Tabelle 1 in Kapitel 3.2 „Die Zusammensetzung der Luft“ kann man entnehmen,<br />
dass 0,03 % der Luft aus Kohlenstoffdioxid besteht. Dies kann man in der Schule in<br />
Klassenstufe 10 zum <strong>Thema</strong> „Säure-Base-Reaktionen nach Broensted“ quantitativ<br />
best<strong>im</strong>men, indem man als anwendungsbezogene Titration zunächst über Nacht<br />
Calciumhydroxidlösung mit einem best<strong>im</strong>mten Volumen Luft reagieren lässt und<br />
dann sowohl die anfänglich eingestellte Konzentration der Lösung als auch die<br />
Konzentration nach der Reaktion mit Oxalsäure titriert (vgl. Versuch 7.2<br />
„Quantitativer CO2-Nachweis“). Hierbei wird Phenolphthalein, das von violett nach<br />
farblos umschlägt, als Indikator verwendet [53].<br />
Ca 2+ (aq) + 2 OH - (aq) + CO2(g) CaCO3(s) ↓ + H2O<br />
Ca 2+ (aq) + 2 OH - (aq) + C2O4 2- (aq) + 2 H3O + (aq) CaC2O4(s) ↓ + H2O<br />
Weiterhin kommt Kohlenstoffdioxid <strong>im</strong> Meerwasser<br />
und in Mineralquellen vor [54]. In Gegenden von<br />
Vulkanen, z. B. in der Eifel, kommt es aus Rissen<br />
und Spalten aus dem Erdboden geströmt. Besonders<br />
gut sichtbar ist es an Rädern von Seen, z.B. am<br />
Laacher See, aus denen es in Form von kleinen<br />
Blasen aufsteigt. Abb. 49: CO2-Gasblasen aus<br />
dem Laacher See<br />
7.1 Natürliche Entstehung und Technische Gewinnung von gasförmigem CO2<br />
Wie schon be<strong>im</strong> Kreislauf des Disauerstoffes beschrieben, entsteht Kohlenstoffdioxid<br />
biologisch bei der Atmung von Menschen und Tieren (vgl. Kapitel 5.4 „Atmung und<br />
Photosynthese – Ein Disauerstoffkreislauf“).<br />
Hierbei kann man in der Schule in Jahrgangsstufe 8 qualitativ demonstrieren, dass<br />
sich der ursprüngliche Gehalt von 0,03 % in der Einatemluft auf etwa 5 % Kohlenstoffdioxid<br />
be<strong>im</strong> Ausatmen erhöht.<br />
53
7. <strong>Das</strong> Kohlenstoffdioxid<br />
Man kann zeigen, dass Blaukrautsaft, ein natürlicher Indikator, be<strong>im</strong> Durchströmen<br />
von Einatemluft eine weniger violette Farbe bekommt als be<strong>im</strong> Hindurchströmen von<br />
ausgeatmeter Luft (vgl. Versuch 7.1 „Qualitativer CO2-Nachweis) [55] [56].<br />
Technisch kann man Kohlenstoffdioxid z.B. durch Verbrennung von Kohlenstoff mit<br />
Luft herstellen [54].<br />
C(s) + O2(g) CO2(g) ↑ + 393,77kJ<br />
Diese einfache Gewinnung kann man in der Schule durch Verbrennen von<br />
Kohlenstoff, z.B. in Form von Aktivkohle, mit dem Bunsenbrenner demonstrieren.<br />
Außerdem fällt Kohlenstoffdioxid be<strong>im</strong> Kalkbrennen als Nebenprodukt an [54].<br />
CaCO3(s) + 178,44 kJ CaO(s) + CO2(g) ↑<br />
Diese Darstellungsart kann man z.B. be<strong>im</strong> <strong>Thema</strong> „Kalkkreislauf“ in Klassenstufe 10<br />
demonstrieren.<br />
Im Labor bzw. in der Schule stellt man es am einfachsten durch Einwirken von<br />
Säuren auf Carbonate, z.B. Calciumcarbonat, her [54].<br />
CaCO3(s) + 2 HCl(aq) CaCl2(aq) + H2O + CO2(g) ↑<br />
Man kann aber auch Hydrogencarbonate, z.B. Natriumhydrogencarbonat, das <strong>im</strong><br />
Backpulver enthalten ist, verwenden und Essigsäure hinzugeben.<br />
NaHCO3(s) + CH3COOH(aq) NaCH3COO(aq) + H2O + CO2(g) ↑<br />
Dies wird in Demonstration 2 „Der Treibhauseffekt“, in der ein CO2 – Entwickler<br />
entwickelt wurde, verwendet. Die Mengenverhältnisse wurden so opt<strong>im</strong>iert, dass ein<br />
Päckchen Backpulver und 30 - 40 mL Essig etwa 30 Sekunden Kohlenstoffdioxid,<br />
also genau die in der Demonstration benötigte Menge, freisetzen.<br />
7.2 Chemische und physikalische Eigenschaften<br />
Kohlenstoffdioxid ist bei Standardbedingungen ein farbloses Gas, das säuerlich<br />
riecht und schmeckt [54].<br />
54
7. <strong>Das</strong> Kohlenstoffdioxid<br />
Die physikalischen Daten sowie das <strong>im</strong> Folgenden diskutierte Zustandsdiagramm von<br />
Kohlenstoffdioxid werden in der Schule nicht erwähnt, werden aber der Voll-<br />
ständigkeit halber in diesem Zusammenhang beschrieben.<br />
Der Siedepunkt (Subl<strong>im</strong>ationspunkt) von Kohlenstoffdioxid liegt bei -78,48 °C, der<br />
Schmelzpunkt bei -56,7 °C [57].<br />
Es ist auffällig, dass der Siedepunkt unterhalb des Schmelzpunktes liegt. Dies liegt<br />
daran, dass der Dampfdruck von 1,013 bar, also laut Definition der Siedepunkt bei<br />
Standarddruck, schon <strong>im</strong> festen CO2 erreicht wird und es subl<strong>im</strong>iert.<br />
Abb. 50: Zustandsdiagramm von CO2<br />
Abb. 50 stellt ein Ein-Komponentensystem dar, also liegt reines Kohlenstoffdioxid<br />
vor. Die drei Kurven, die Schmelzkurve, die Dampfdruckkurve und die Subl<strong>im</strong>ationskurve<br />
schneiden sich in einem Punkt, dem sogenannten Tripelpunkt. Hier<br />
liegen alle drei Phasen beständig nebeneinander vor. Er liegt für Kohlenstoffdioxid<br />
bei 5,2 bar und -57 °C [57].<br />
Ein weiterer wichtiger Punkt <strong>im</strong> Phasendiagramm ist der kritische Punkt mit der<br />
zugehörigen kritischen Temperatur und dem kritischen Druck. An dieser Stelle<br />
liegen nicht mehr zwei Phasen, also flüssig und gasförmig nebeneinander vor,<br />
sondern eine einheitliche Phase, die eine einheitliche Dichte besitzt. Der kritische<br />
Punkt von Kohlenstoffdioxid liegt bei pk = 73,7 bar und tk = +31 °C.<br />
Oberhalb dieser Temperatur kann das Gas auch unter beliebig hohen Drücken nicht<br />
mehr verflüssigt werden [57].<br />
55
7. <strong>Das</strong> Kohlenstoffdioxid<br />
Weiterhin ist Kohlenstoffdioxid gut wasserlöslich [54]. Bei 20 °C lösen sich in einem<br />
Liter Wasser 0,9 L CO2. Warum diese Eigenschaft interessant ist, wird in Kapitel 7.4<br />
„Ferien am Lake Nyos – Besser Nicht!“ genauer erläutert.<br />
Betrachtet man in der Schule z.B. <strong>im</strong> Zusammenhang mit dem <strong>Thema</strong> „Elektronen-<br />
paarbindungen/Atombindung“, 2.2 „Lewis-Formeln“ das Kohlenstoffdioxidmolekül<br />
genauer, stellen die Schüler fest, dass es linear und symmetrisch gebaut ist.<br />
Auf Grund der unterschiedlichen Elektronegativitäten, Sauerstoff besitzt nach der<br />
Paulingschen Skala 3,5 und Kohlenstoff 2,5, sind die Sauerstoffatome partiell negativ<br />
geladen, das Kohlenstoffatom partiell positiv [58].<br />
Die symmetrische Ladungsverteilung zeigt den Schülern, dass, obwohl die Bindungen<br />
polar sind, kein Dipol vorliegt, da der Schwerpunkt der negativen Ladung mit<br />
dem der positiven zusammenfällt [59].<br />
δ - δ + δ -<br />
O C O<br />
Abb. 51: Lewis-Schreibweise des Kohlenstoffdioxidmoleküls<br />
Man kann folgende drei Grenzstrukturen formulieren:<br />
+ - - +<br />
O C O O C O<br />
O C O<br />
Abb. 52: Grenzstrukturen des Kohlenstoffdioxidmoleküls<br />
Hierbei ist die erste Grenzstruktur diejenige, die die Realität am besten beschreibt, da<br />
der gemessene CO-Bindungsabstand 116 pm beträgt. Der berechnete Wert für die<br />
C-O-Einfachbindung beträgt 143 pm, für die C=O-Doppelbindung 123 pm und für<br />
die C≡O-Dreifachbindung 110 pm [35].<br />
Warum der lineare Bau des Kohlenstoffdioxidmoleküls für alle Lebewesen auf der<br />
Erde lebenswichtig ist, wird <strong>im</strong> folgenden Kapitel deutlich.<br />
7.3 Der natürliche Treibhauseffekt<br />
Die bisher diskutierten Gase in der Atmosphäre sind alle UV-transparent. Wäre dies<br />
bei allen Gasen so, wäre die Temperatur auf der Erde sehr viel geringer.<br />
56
7. <strong>Das</strong> Kohlenstoffdioxid<br />
Diesen Zusammenhang kann man den Schülern schon in Klassenstufe 8 be<strong>im</strong> <strong>Thema</strong><br />
„Quantitative Zusammensetzung der Luft“ ansprechen. Dazu wurde Arbeitsblatt 4<br />
„Zusammenhang zwischen der Temperatur eines Planeten und der Zusammensetzung<br />
seiner Atmosphäre“ angefertigt.<br />
Es beinhaltet eine Tabelle (vgl. Tabelle 5, „Temperatur und Zusammensetzung der<br />
Atmosphären der Planeten unseres Sonnensystems“), in der die Zusammensetzung<br />
der Atmosphären der Planeten (ohne Erde) und deren Oberflächentemperaturen<br />
aufgelistet sind.<br />
Planet Zusammensetzung der Atmosphäre Durchschnitts-<br />
temperaturen<br />
Merkur --- Nacht: -217 °C<br />
Venus 96,5 % Kohlenstoffdioxid, 3,5 % Di-<br />
stickstoff, Wasserdampf, Schwefeldioxid<br />
Mars 95 % Kohlenstoffdioxid, 2,7 % Distickstoff,<br />
1,6 % Argon, 0,13 % Disauerstoff<br />
Jupiter 89,8 % Wasserstoffgas, 10,2 % Helium,<br />
0,3 % Methan<br />
Tag: +426 °C<br />
+428 °C bis +470 °C<br />
Nacht: -120 °C<br />
Tag: +24 °C<br />
-128 °C<br />
Saturn 96,3 % Wasserstoffgas, 3,25 % Helium -170 °C<br />
Uranus 89,8 % Wasserstoffgas, 10,2 % Helium,<br />
0,3 % Methan<br />
Neptun 80 % Wasserstoffgas, 19 % Helium,<br />
1,5 % Methan<br />
-156 °C bis -212 °C<br />
-220 °C<br />
Tabelle 5: Temperatur und Zusammensetzung der Atmosphären der Planeten unseres<br />
Sonnensystems [10, 60]<br />
Daraus können die Schüler zunächst vermuten, dass die Konzentration von Kohlenstoffdioxid<br />
z.B. auf der Venus sehr hoch ist und mit der Höhe der Temperatur<br />
zusammenhängen könnte. Im Anschluss daran kann man mit den Schülern eine<br />
Demonstration, verändert nach [61], durchführen, die ihre Vermutung bestätigt, dass<br />
Kohlenstoffdioxid dafür verantwortlich ist, dass sich die Erde auf natürliche Art und<br />
Weise erwärmt (vgl. Demonstration 2 „Der Treibhauseffekt“). Hierzu leitet man das<br />
<strong>im</strong> CO2-Entwickler entstandene Kohlenstoffdioxid in ein gleichmäßig bestrahltes<br />
Becherglas und misst die Temperaturzunahme <strong>im</strong> Becherglas. Eine Vergleichsprobe,<br />
die Luft enthält, wird ebenso bestrahlt. Den Anstieg der Temperatur von 26,1 °C auf<br />
30,8 °C wird in der Klassenstufe 8 nicht erklärt.<br />
57
7. <strong>Das</strong> Kohlenstoffdioxid<br />
Führt man den Versuch erneut z.B. in der Jahrgangsstufe 10 zum <strong>Thema</strong> „Lewis-<br />
formeln“ durch, kann man den Schülern anhand eines anschaulichen Modells 3 für das<br />
CO2 – Molekül zeigen, dass Kohlenstoffdioxid IR-aktiv [62] ist, also durch Anregung<br />
mit IR-Strahlung zum Schwingen angeregt wird. Dies verursacht dann die Erhöhung<br />
der Temperatur, da die Gasteilchen z.B. häufiger aneinander stoßen. Zur Anfertigung<br />
des Modells werden drei Holzkugeln, zwei blaue außen, die die Sauerstoffatome<br />
darstellen sollen, und eine schwarze, die für das Kohlenstoffatom steht, in der Mitte,<br />
über zwei Gummibändern miteinander verbunden.<br />
Abb. 53: Holzperlenmodell eines Kohlenstoffdioxidmoleküls<br />
Geht man mit den Schülern oder in Form einer Gruppenarbeit alle Möglichkeiten, die<br />
das Molekül besitzt, sich zu bewegen, durch, erhält man die drei bekannten<br />
Schwingungstypen: symmetrische Valenzschwingung (Modell 1), asymmetrische<br />
Valenzschwingung (Modell 2) und Deformationsschwingung (Modell 3) [62].<br />
Folgende Möglichkeiten sind gegeben:<br />
I) Festhalten der mittleren Kugel:<br />
a) beide äußeren Kugeln von der Mitte weg ziehen<br />
(1)<br />
⇒ Modell 1<br />
b) α) eine äußere Kugel nach oben bzw. unten und umgekehrt bewegen<br />
(2) (3)<br />
β) beide äußeren Kugeln nach oben bzw. unten bewegen<br />
(4) (5)<br />
⇒ Ur-Zustand<br />
⇒ Modell 2<br />
3<br />
Hier wurden aus einfachen, alltäglichen Materialien bekannte Schwingungsmodelle, z.B. aus einem<br />
Modellbaukasten, nachgebaut.<br />
58
7. <strong>Das</strong> Kohlenstoffdioxid<br />
Analog erhält man die Ergebnisse aus b), wenn man die äußeren Kugeln statt nach<br />
oben bzw. unten <strong>im</strong> Raum bewegt.<br />
c) eine äußere Kugel bewegt sich auf die Mitte zu, eine von der Mitte<br />
weg<br />
II) Festhalten der äußeren Kugeln<br />
(6) ⇒ Modell 3<br />
(7)<br />
a) mittlere Kugel aus der Linearität bewegen liefert Modell 2<br />
b) mittlere Kugel schwingt nach rechts bzw. links liefert Modell 3<br />
Abb. 54 (1) - (7): Zeichnungen der Modelle zur symmetrischen Valenzschwingung, asymmetrischen<br />
Valenzschwingung und Deformationsschwingung<br />
Betrachtet man in diesem Zusammenhang das Dipolmoment der drei Strukturen,<br />
können die Schüler, da das <strong>Thema</strong> „Ladungsschwerpunkte und permanenter Dipol“<br />
schon bekannt ist, sagen, dass sich der Schwerpunkt bei der symmetrischen Valenzschwingung<br />
nicht, bei den anderen beiden Schwingungstypen allerdings verlagert.<br />
Erklärt man den Schülern, dass ein Molekül dann IR-aktiv ist, wenn sich das Dipolmoment<br />
ändert [62], können sie verstehen, warum sich die Temperatur <strong>im</strong> Becherglas<br />
nach dem Befüllen mit Kohlenstoffdioxidgas schneller erhöht als in dem Becherglas,<br />
das Luft enthält.<br />
Soll der Treibhauseffekt genauer verdeutlicht werden, kann dies z.B. fächerübergreifend<br />
zusammen mit dem Fach Geographie in einem Leistungskurs der<br />
Jahrgangsstufe 13 geschehen. Hierzu kann die Strahlungsbilanz des Systems<br />
Erde/Atmosphäre betrachtet werden [11, 63].<br />
59
7. <strong>Das</strong> Kohlenstoffdioxid<br />
Abb. 55: Strahlungshaushalt des Systems Erde/Atmosphäre<br />
Durch Reflexion z.B. an Wolken, atmosphärischen Partikeln und der Erdoberfläche<br />
werden 30 % direkt ins Weltall zurückgestrahlt. Dies nennt man planetarisches<br />
Albedo [63].<br />
Von der eingestrahlten Sonnenenergie werden 19 % z.B. in den Wolken und am Ozon<br />
(kurzwellige UV-Strahlung, vgl. Kap. 8.4 „Was passiert in der Stratosphäre?“) und<br />
etwa 51 % auf der Erdoberfläche absorbiert [11].<br />
Durch Absorption an der Erdoberfläche entsteht Wärmestrahlung, die teilweise <strong>im</strong><br />
Boden gespeichert, aber größtenteils wieder an die Atmosphäre abgegeben wird [63].<br />
Etwa 95 % davon werden in Form von Gegenstrahlung der Troposphäre erneut<br />
zurückgeworfen. Dies geschieht deshalb, da Spurengase, z.B. Wasserdampf (62 %)<br />
und Kohlenstoffdioxid (22 %), sie absorbieren und in Wärme umwandeln (vgl.<br />
Demonstration 2 „Der Treibhauseffekt“).<br />
Berechnungen haben ergeben, dass ohne diese Rückstrahlung die durchschnittliche<br />
Temperatur auf der Erde bei -18 °C liegen würde, also 33 °C unter der heute<br />
herrschenden durchschnittlichen Temperatur von +15 °C [63].<br />
60
7. <strong>Das</strong> Kohlenstoffdioxid<br />
<strong>Das</strong> <strong>Thema</strong> „Treibhauseffekt“ kann, ebenso wie der „Stickstoffkreislauf“ (vgl. Kap.<br />
4.4. „Ein Gas ,geht´ um die Welt – Der Distickstoffkreislauf“), in der Schule in Form<br />
eines Schülerreferats besprochen werden.<br />
In Kapitel 12.4 wird die Verstärkung des natürlichen Treibhauseffektes, „Der<br />
anthropogene Treibhauseffekt“ besprochen.<br />
Kohlenstoffdioxid besitzt für den Menschen nicht nur positive Eigenschaften, sondern<br />
kann <strong>im</strong> Übermaße auch tödlich sein, wie das folgende Beispiel zeigt.<br />
7.4 Ferien am Lake Nyos – Besser Nicht!<br />
Der Lake Nyos ist ein See, der in Kamerun<br />
(Zentralafrika) liegt. Wie schon in Kapitel<br />
7.2 „Chemische und physikalische Eigenschaften“<br />
erwähnt, lösen sich, bei einem<br />
Druck von 1013 mbar und einer Temperatur<br />
von 20 °C, 0,9 L CO2 in 1 L H2O, bei einer<br />
Temperatur von 0 °C werden 1,7 L gelöst<br />
[54]. Abb. 56: Lake Nyos<br />
Abb. 57: Löslichkeit von CO2 in Wasser in Abhängigkeit von der Temperatur<br />
Bei niedrigeren Temperaturen und höherem Druck löst sich mehr Kohlenstoffdioxid<br />
<strong>im</strong> Wasser. <strong>Das</strong> ist auch der Grund, warum eine warme Flasche Wasser oder Sekt<br />
be<strong>im</strong> Öffnen mehr sprudelt als eine kalte.<br />
Der See ist einer von drei bekannten Seen weltweit [64], der mit Kohlenstoffdioxid<br />
gesättigt ist. Dies liegt daran, dass er über vulkanischem Gebiet liegt, aus dessen<br />
Erdinnerem, wie Abb. 49 „CO2-Gasblasen aus dem Laacher See“ zeigt, <strong>im</strong>mer wieder<br />
Gas nachströmt.<br />
61
7. <strong>Das</strong> Kohlenstoffdioxid<br />
Dadurch, das CO2 am Boden des Sees frei wird, sind die unteren, kalten Wasser-<br />
schichten gesättigt, evtl. sogar übersättigt, wohingegen die oberen Wasserschichten<br />
weniger Kohlenstoffdioxid enthalten.<br />
Führt ein Umweltereignis, z.B. ein Erdrutsch, ein Vulkanausbruch oder ähnliches<br />
dazu, dass die unteren, kalten Wasserschichten mit den oberen, wärmeren<br />
Wasserschichten durchmischt werden, entgast der See, d.h. es wird sehr viel Gas auf<br />
einmal freigesetzt, da sich <strong>im</strong> warmen Wasser nicht so viel Kohlenstoffdioxid lösen<br />
kann (vgl. Abb. 57: „Löslichkeit von CO2 in Wasser in Abhängigkeit von der<br />
Temperatur“) [64].<br />
Genau dies geschah am 21.8.1986 gegen 21.30 Uhr am Lake Nyos.<br />
<strong>Das</strong> Entgasen von Kohlenstoffdioxid selbst ist nicht problematisch, wäre das Gas mit<br />
einem Litergewicht von 1,9768 g nicht schwerer als Luft [54]. Dies führte dazu, dass<br />
es sich am Boden verteilte und in die umliegenden Täler „floss“.<br />
Beträgt die Konzentration von Kohlenstoffdioxid mehr als 10 Volumenprozent der<br />
Atemluft, führt dies zunächst zur Bewusstlosigkeit oder kann Krämpfe und<br />
Kreislaufschwäche hervorrufen. Steigt sie auf über 15 Volumenprozent können<br />
Lähmungserscheinungen ähnlich wie bei einem Schlaganfall entstehen. Noch größere<br />
Mengen führen rasch zum Tod, da das Hämoglobin dann zu wenig Disauerstoff<br />
aufnehmen kann (vgl. Kap. 5.4 „Atmung und Photosynthese – Ein Disauerstoffkreislauf“).<br />
Daran starben am Lake Nyos an diesem Abend etwa 1800 Menschen.<br />
Diese Katastrophe kann man Schülern mit Hilfe eines Modellversuches, Versuch 8<br />
[65] „Unglück am Lake Nyos“ verdeutlichen. Hierbei verwendet man zur Darstellung<br />
des Sees entweder Essig, Cola-Light oder<br />
warmes Wasser (ca. 50 °C). Die Flüssigkeit<br />
befindet sich etwa 1,5 cm hoch in einem<br />
kleinen Plastikbehälter. In die Flüssigkeit<br />
hinein stellt man jetzt unterschiedlich hohe,<br />
entzündete Kerzen (z.B. Teelicht und kleiner<br />
Friedhofsbrenner). Gibt man Brausetabletten<br />
bzw. ein Päckchen Backpulver hinzu,<br />
erlöschen die Kerzen nacheinander.<br />
Abb. 58: Modell für das Tal des Sees Lake Nyos<br />
62
7. <strong>Das</strong> Kohlenstoffdioxid<br />
Dies geschieht, da sowohl <strong>im</strong> Backpulver als auch in den Brausetabletten Natrium-<br />
hydrogencarbonat enthalten ist. Dieses setzt, kommt es mit Säure, z.B. mit Essigsäure<br />
(Essig) oder Phosphorsäure (Cola-Light), in Berührung, Kohlenstoffdioxid frei.<br />
NaHCO3(s) + CH3COOH(l) CO2(g) ↑ + CH3COONa(aq) + H2O<br />
<strong>Das</strong>selbe geschieht bei Zugabe von heißem Wasser.<br />
NaHCO3(s) + H2O CO2(g) ↑ + NaOH(aq) + H2O<br />
Um den Schülern zu zeigen, welche Wucht hinter einer spontanen Entgasung steht,<br />
kann alternativ zum obigen Versuch eine 2 L Cola-Light Flasche und eine ganze<br />
Rolle Mentos verwendet werden. Die Durchführung dieses Versuches sollte <strong>im</strong><br />
Freien stattfinden. Hierzu gibt man die Mentos lose in ein Reagenzglas, verschließt<br />
dies mit einem Bierdeckel und hält es über die geöffnete Öffnung der Cola-Light<br />
Flasche. Gibt man gleichzeitig alle Mentos in die Flasche, die als Druckgasbehälter<br />
dient, entsteht eine Cola-Fontaine [65].<br />
Genau geklärt ist noch nicht, was bei diesem Versuch passiert. Es gilt aber als relativ<br />
sicher, dass das in der Cola-Light gelöste Kohlenstoffdioxid an der Oberfläche des<br />
Mentos-Bonbons schlagartig desolvatisiert wird und sich CO2-Gasblasen bilden.<br />
Oberfläche Mentos-Bonbon<br />
CO2(aq) CO2(g)<br />
Woher allerdings die Wucht kommt, die dahinter steckt, die z.B. bei der Verwendung<br />
von Brausetabletten in einer Literflasche Wasser nicht vorhanden ist, ist noch nicht in<br />
Gänze geklärt.<br />
Weiterhin sind grenzflächenaktive Substanzen <strong>im</strong> Mentos enthalten, die die<br />
Oberflächenspannung des Wassers in der Cola-Light herabsetzen. Hierdurch ist die<br />
Bildung der Kohlenstoffdioxid-Gasblasen begünstigt.<br />
Bekannt für dasselbe Phänomen ist die „Hundsgrotte“ in Neapel, in der sich<br />
Menschen ganz normal aufhalten und atmen können. Kleinere Tiere, z.B. Hunde,<br />
sterben, da sie auf Grund der Ansammlung von Kohlenstoffdioxid (ca. 70 %) in einer<br />
vom Boden aus gesehen etwa 50 cm hohen Gasschicht, nicht mehr atmen können [54].<br />
63
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen<br />
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen<br />
Ozon kommt auf natürliche Weise hauptsächlich in der Stratosphäre vor. Es bildet die<br />
sogenannte Ozonschicht, die die UV-Strahlung der Sonne filtert und somit das Leben<br />
auf der Erde erst möglich macht.<br />
<strong>Das</strong> <strong>Thema</strong> „Ozon“ kommt <strong>im</strong> Lehrplan Chemie des Landes Hessen (Gymnasialer<br />
Bildungsgang) nicht vor. Da es aber ein wichtiges <strong>Thema</strong> ist, das z.B. gerade wieder<br />
<strong>im</strong> Sommer 2006 auf Grund der erhöhten Ozonwerte aktuell diskutiert wurde, sollte<br />
es an den verschiedenen Stellen <strong>im</strong> Lehrplan, die <strong>im</strong> Laufe des Kapitels erwähnt<br />
werden, aufgegriffen werden.<br />
8.1 Eigenschaften<br />
Ozon ist eine allotrope [31] Modifikation des Sauerstoffs. Es besteht aus drei<br />
Sauerstoffatomen und lässt sich mit Hilfe der Lewis-Schreibweise, die in der<br />
Jahrgangsstufe 10 zum <strong>Thema</strong> „Elektronenpaarbindung/Atombindung“ 2.2 „Lewis-<br />
Formeln“ eingeführt wird, wie folgt darstellen:<br />
O<br />
O<br />
O<br />
O<br />
O +<br />
O O<br />
- -<br />
Abb. 59 (1) - (3): Mesomeriestrukturen des Ozonmoleküls, (4) Modell des Ozonmoleküls<br />
Hierbei kann man auch diskutieren, warum das Ozonmolekül <strong>im</strong> Gegensatz zum<br />
CO2-Molekül gewinkelt ist (vgl. Kap. 7.3 „ Der natürliche Treibhauseffekt“) [59].<br />
Ozon ist bei Standardbedingungen ein blaues, charakteristisch riechendes Gas, das<br />
Christian Friedrich Schönbein 1840 sowohl nach heftigen Gewittern als auch bei der<br />
Elektrolyse von Wasser bzw. verdünnter Schwefelsäure entdeckte und ihm seinen<br />
Namen gab (ozein (griech.) = riechen) [66].<br />
+<br />
O<br />
O<br />
64
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen<br />
Abb. 60: Christian Friedrich Schönbein<br />
„ Was mich betrifft, so bin ich gerne geneigt<br />
anzunehmen, daß die riechende Substanz,<br />
welche den Blitz entbindet, ganz dieselbe ist,<br />
welche durch Elektricität unserer Maschinen<br />
und die bei Elektrolysation des Wassers<br />
entbunden wird […]“ [67]<br />
<strong>Das</strong> achsensymmetrische Ozonmolekül weist ein delokalisiertes π-Elektronensystem<br />
auf und die Bindungsordnung zwischen den Sauerstoffatomen, zunächst an der<br />
Lewis-Schreibweise abgelesen, beträgt 1,5. Es ist gewinkelt mit einem Einschlusswinkel<br />
von 116,8° und der Abstand zwischen den Sauerstoffatomen beträgt<br />
128 pm [66].<br />
Dieser Wert bestätigt die Bindungsordnung, da die berechnete Einfachbindung O-O<br />
bei 132 pm, die berechnete Zweifachbindung O=O bei 112 pm liegt [35].<br />
Hieran kann man in der Schule wiederum den schon in Kapitel 4.3 „Chemische<br />
Eigenschaften“ des molekularen Stickstoffs erwähnten Merksatz bestätigen.<br />
Hoher Bindungsgrad, hohe Dissoziationsenergie, starke Bindung.<br />
Die genaueren Bindungsverhältnisse <strong>im</strong> Ozonmolekül könnten in Jahrgangsstufe 12,<br />
nach der Erklärung der Hybridisierung, modellhaft beschrieben werden. Ozon ist ein<br />
dreiatomiges Molekül und da häufig schon die Molekülorbitale von D<strong>im</strong>eren für die<br />
Vorstellungswelt der Schüler kompliziert sind, wird das Bindungssystem des Ozons<br />
<strong>im</strong> Folgenden nicht didaktisch reduziert, sondern wissenschaftlich erklärt.<br />
Formal geht man davon aus, dass alle<br />
drei Sauerstoffatome<br />
sp 2 -hybridisiert sind [68].<br />
So entsteht eine σ-Bindung,<br />
die wie folgt aussieht:<br />
Abb. 61: σ-Bindungssystem des Ozonmoleküls<br />
65
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen<br />
Bei 3·6 e - = 18 Außenelektronen fehlen vier, die sich z.B. in den pz-Orbitalen, also<br />
senkrecht zu den sp 2 -Hybridorbitalen, befinden müssen.<br />
Die π–Bindung sieht, wenn man das Molekül von der Seite betrachtet, wie folgt aus:<br />
(1) bindend (2) nicht bindend (3) anitbindend<br />
Abb. 62 (1) - (3): π–Bindungssystem des Ozonmoleküls<br />
Betrachtet man ein vereinfachtes Molekülorbitalmodell, kann man daran ablesen,<br />
dass molekulares Ozon paramagnetisch ist.<br />
__πz *<br />
__ __ __πz n.b.<br />
pz pz ___<br />
__πz b pz<br />
Atomorbitale O Atomorbital O<br />
Molekülorbital O3<br />
Abb. 63: Lokales Molekülorbitalmodell des Ozonmoleküls<br />
Ebenfalls bestätigt es die Bindungsordnung, da die beiden bindenden Elektronen auf<br />
zwei Bindungen aufgeteilt werden und somit die π-Bindung den Wert ½ hat.<br />
8.2 Darstellungsarten<br />
Ozon kann man u. a. chemisch, photochemisch und elektrisch herstellen.<br />
Auf diesen Wegen wird häufig zunächst atomarer Sauerstoff erzeugt, der dann mit<br />
molekularem Sauerstoff zu Ozon reagieren kann.<br />
66
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen<br />
Bevor dieses <strong>Thema</strong> behandelt werden kann, müssen die Schüler die Radikalchemie,<br />
die erst in der Jahrgangsstufe 11 „Einführung in die Kohlenstoffchemie“, 2.3<br />
„Gesättigte Kohlenwasserstoffe“ zum <strong>Thema</strong> „Radikalische Substitution“ auftaucht,<br />
verstanden haben, da hier Disauerstoff homolytisch in zwei Sauerstoffradikale<br />
gespalten wird [66].<br />
O2(g) 2 O · · (g) ΔH° = +249 kJ/mol<br />
O · · (g) + O2(g) O3(g) ΔH° = -106,5 kJ/mol (☼)<br />
Auf die Unterscheidung der verschiedenen angeregten Zustände des atomaren<br />
Sauerstoffs nach den Russel-Saunders-Thermen [69] wird der Einfachheit halber<br />
verzichtet.<br />
8.2.1 Chemische Darstellung<br />
Ein sehr spektakulärer Versuch zum <strong>Thema</strong> „Redoxreaktionen“ in Klassenstufe 11 ist<br />
die Entzündung von Ethanol durch Ozon (vgl. Versuch 9 „Entzündung von Ethanol<br />
durch Ozon“) [70]. Hierbei reagiert feinkristallines Kaliumpermanganat mit konzentrierter<br />
Schwefelsäure zu Ozon, das den mit Ethanol getränkten Wattebausch nach<br />
etwa einer Minute entzündet. Die Schüler kennen die Reaktion vom<br />
Permanganatanion zum Mangan(II)-kation. <strong>Das</strong> “Mn 2+ (aq)” liegt in wässriger Lösung<br />
als rosafarbenes Hexaaquamangan(II)-ion [Mn(H2O)6] 2+ vor.<br />
+ 7<br />
MnO<br />
−2<br />
−<br />
4 ( aq)<br />
3<br />
+ 2 2+<br />
+ 8 + 5 e - H O ( aq)<br />
“ (aq)“ + 12<br />
+<br />
Mn<br />
H<br />
Liegen nun aber gleiche Mengen der Reaktionspartner vor und eine hochkonzentrierte<br />
Säure, passiert Folgendes:<br />
+ 7<br />
−2<br />
4 ( aq)<br />
3<br />
+ 7 2<br />
−2<br />
−<br />
2 Mn O + 2 H O ( aq)<br />
+ 3<br />
+<br />
Mn 2 O<br />
−<br />
H<br />
7 ( aq)<br />
Dieses Anhydrid der Permangansäure ist metastabil und zersetzt sich ab -10 °C<br />
langsam, ab +95 °C explosionsartig zu Disauerstoff oder Ozon [70].<br />
7 2<br />
2 Mn 2 O7 4 + 3 ( aq)<br />
)<br />
− +<br />
4 2<br />
MnO2 ( aq)<br />
− +<br />
0<br />
2 ( g<br />
7 2<br />
Mn 2 O7<br />
( aq)<br />
− +<br />
4<br />
2<br />
O ↑<br />
2 MnO + 2 O ↑<br />
− +<br />
0<br />
2 ( aq)<br />
3 ( g )<br />
2<br />
2<br />
O<br />
−2<br />
O<br />
67
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen<br />
Die Entzündung des Ethanols beruht nun darauf, dass es zu Acetaldehyd oxidiert<br />
wird, der bei weiterer Energiezufuhr aus der Reaktion heraus schließlich entflammt.<br />
Weiterhin kann atomarer Sauerstoff und somit Ozon chemisch durch leicht<br />
zerfallende Sauerstoffverbindungen, z.B. bei der Zersetzung von Peroxoverbindungen<br />
wie Bariumperoxid mit konzentrierter Schwefelsäure, entstehen.<br />
BaO2(s) + H2SO4(konz.) BaSO4(s) + H2O + O · · (g)<br />
8.2.2 Photochemische Darstellung [71]<br />
Durch Zufuhr von kurzwelligem UV - Licht (λ < 242 nm)<br />
werden Sauerstoffmoleküle photochemisch in atomaren<br />
Sauerstoff gespalten. Abb. 64: UV-Lampe<br />
½ O2(g) O · · h⋅ν<br />
(g) ΔH° = +249 kJ/mol<br />
λ < 242nm<br />
Der atomare Sauerstoff reagiert nach (☼) weiter zu Ozon. Diese Reaktion ist auch für<br />
den charakteristischen Geruch nach Ozon auf Sonnenbänken und am Kopierer<br />
verantwortlich (vgl. Versuch 10.2.1 „Geschwärzte Kartoffeln“ und Arbeitsblatt 5<br />
„Woher kommt der spezielle Geruch auf der Sonnenbank und am Kopierer?“).<br />
Ebenso entsteht Ozon in der Atmosphäre, wenn kurzwelliges Licht auf vorhandenen<br />
Sauerstoff trifft (vgl. Kap. 8.4 „Was passiert in der Stratosphäre?“).<br />
8.2.3 Elektrische Darstellung<br />
a) Siemensscher Ozonisator<br />
Bei Einwirkung stiller elektrischer Entladung auf molekularen Sauerstoff entsteht<br />
atomarer Sauerstoff.<br />
½ O2(g) 2 O · · (g) ΔH° = +249 kJ/mol<br />
Dieser reagiert nach (☼) weiter zu Ozon.<br />
Den Siemensschen Ozonisator kann man in der Schule transparent nachbauen, ist<br />
aber auf Grund des Umganges mit Hochspannung für Schüler schwierig zu<br />
handhaben und daher ausschließlich als Lehrerversuch geeignet [72].<br />
68
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen<br />
b) Elektrolyse<br />
Im Schulunterricht, am besten auch als Schülerversuch durchzuführen, ist die<br />
Darstellung von Ozon durch Elektrolyse aus Schwefelsäure (c = 5 mol/L) <strong>im</strong><br />
Hofmannschen Zersetzungsapparat (vgl. Versuch 10.1 „Elektrolyse – Gase aus einer<br />
Flüssigkeit“) [73].<br />
Dies kann z.B. <strong>im</strong> Rahmen des <strong>Thema</strong>s „Redoxreaktionen“, 1.2 „Ausgewählte<br />
Redoxreaktionen“ zum Unterthema „Elektrolysen“ geschehen. Da Ozon auf diesem<br />
Weg von Schönbein 1840 entdeckt wurde, ist ein historisch orientierter<br />
Unterrichtseinstieg möglich.<br />
Hier werden <strong>im</strong> Gegensatz zum Siemensschen Ozonisator keine Hochspannung,<br />
sondern niedere Voltzahlen in Form von Gleichspannung (10 V) verwendet.<br />
Nachteilig ist, dass nur geringe Mengen ozonhaltiges Anodengas pro Zeiteinheit,<br />
etwa 50 mL in 15 Minuten, entstehen.<br />
An der Kathode entsteht bei der Reduktion molekularer Wasserstoff, den man<br />
anschließend mit Hilfe der Knallgasreaktion nachweisen kann.<br />
+ 1<br />
2 + 2 e - +<br />
H 3 O ( aq)<br />
H 2(<br />
g ) ↑ + 2 H<br />
0<br />
An der Anode entsteht oxidativ aus dem Sulfation ein Peroxodisulfatanion [74]:<br />
+ 6<br />
2 + 2 e -<br />
2−<br />
2−<br />
S O ( aq)<br />
S 2 O ( aq)<br />
4<br />
+ 7<br />
8<br />
Aus der entstandenen Peroxodischwefelsäure wurde früher und wird heute noch <strong>im</strong><br />
Labormaßstab Wasserstoffperoxid hergestellt.<br />
<strong>Das</strong> ozonhaltige Anodengas, ein Gemisch aus Sauerstoff und Ozon, entsteht<br />
folgendermaßen aus dem entstandenen Wasser [67]:<br />
· · 3 (ads.) + 2 + 2 e -<br />
−2<br />
0<br />
+ 1<br />
+<br />
H 2 O<br />
O H 3 O ( aq)<br />
−2<br />
6 2(ads.) + 4 + 4 e -<br />
+<br />
H O<br />
H 3 O ( aq<br />
2<br />
0<br />
+ 1<br />
O )<br />
Der entstandene molekulare Sauerstoff reagiert mit dem atomaren Sauerstoff gemäß<br />
(☼) zu Ozon. <strong>Das</strong> entstandene Ozon sollte möglichst zeitnah für nachfolgende<br />
Versuche verwendet werden, da es sich schnell zersetzt.<br />
2<br />
−2<br />
O<br />
69
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen<br />
8.3 Ozon – Ein starkes Oxidationsmittel<br />
Will man das Ozon in der Schule nachweisen, kann man darauf zurückgreifen, dass<br />
Ozon ein starkes Oxidationsmittel ist.<br />
0<br />
O 3 ( aq)<br />
) + + 2 e - −2<br />
0<br />
2<br />
H 2 O<br />
O 2 + 2 O H E° = + 1,246 V [66]<br />
( g )<br />
( aq)<br />
−<br />
−<br />
Es oxidiert zum Beispiel Kaliumiodid zu Iod, welches man durch Bildung der Iod-<br />
Stärke-Einschlussverbindung nachweisen kann (vgl. Versuch 10.2.1 „Geschwärzte<br />
Kartoffeln“).<br />
0<br />
−<br />
O + 2 Ι ( aq)<br />
+ O<br />
O + Ι 2(<br />
) + 2 O H −<br />
3 ( aq)<br />
−1<br />
−2<br />
0<br />
H 2<br />
2 ( g )<br />
Abb. 65: Iod-Stärke-Einschlussverbindung<br />
0<br />
−2<br />
aq ( aq)<br />
Mit dieser Methode, unter Verwendung von Iod-Stärke-Papier, kann man den<br />
Schülern zeigen, dass z.B. am Kopierer und auf der Sonnenbank Ozon entsteht (vgl.<br />
Arbeitsblatt 5 „Woher kommt der spezielle Geruch auf der Sonnenbank und am<br />
Kopierer?“) [75].<br />
Alle erwähnten Darstellungsmethoden sind bislang auf der Laborebene erklärt. Wo<br />
und wie auf natürliche Weise Ozon entsteht, wird in Kapitel 8.4 erläutert.<br />
8.4 Was passiert in der Stratosphäre ?<br />
Im Bereich zwischen 20 und 40 km über der Erdoberfläche, also in der Stratosphäre,<br />
findet sich die Ozonschicht (vgl. Kap. 3.3 „Der Aufbau der Atmosphäre“, Abb. 5).<br />
70
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen<br />
Hier entsteht Ozon auf natürliche Art sowohl photochemisch (vgl. Kap. 8.2.2<br />
„Photochemische Darstellung“) als auch elektrisch (vgl. Kap. 8.2.3 „Elektrische<br />
Darstellung“, a) „Siemensscher Ozonisator“).<br />
Betrachtet man den photochemischen Weg genauer, stellt man fest, dass bei der<br />
Bildung von Ozon in der Stratosphäre ein Stoßpartner M (z.B. Stickstoffmoleküle)<br />
benötigt wird, der überschüssige Energie abführt, da ansonsten das Ozonmolekül auf<br />
Grund seiner exothermen Bildungsenthalpie von -106,5 kJ/mol sofort wieder<br />
zerfallen würde [67].<br />
Nach dem Chapman-Mechanismus, verändert und vereinfacht nach [66, 67], passiert<br />
folgendes:<br />
Ozonbildung:<br />
O2(g) + h·ν O · · (g) + O · · (g) λ < 242 nm<br />
O · · (g) + O2(g) + M O3(g) + M<br />
Ozonabbau:<br />
O3(g) + h·ν O2(g) + O · · (g) 310 nm< λ < 1180 nm<br />
O3(g) + O · · (g) 2 O2(g)<br />
Der oben angeführte Prozess ist dafür verantwortlich, dass die aggressive,<br />
kurzwellige UV-Strahlung der Sonne absorbiert wird und das Leben auf der Erde<br />
überhaupt möglich ist (vgl. Kap. 3.1 „Aus lebensfeindlich wird lebensfreundlich –<br />
Die Evolution der Atmosphäre“).<br />
Dieser Mechanismus geht allerdings von reiner Sauerstoffchemie aus. Weiterhin wird<br />
Ozon aber auf natürlichem Weg durch andere Gase, die sich in der Atmosphäre<br />
befinden, abgebaut. Im Folgenden wird nun beispielhaft erläutert, wie Ozon durch<br />
Wasserdampf und Distickstoffmonoxid abgebaut wird.<br />
Hierbei entsteht aus biogenem Distickstoffmonoxid (vgl. Kap. 4.4.2 „Freisetzung von<br />
molekularem Stickstoff“) zusammen mit atomaren Sauerstoff radikalisches<br />
Stickstoffmonoxid [66].<br />
N2O(g) + O · · (g) NO · (g) + NO · (g)<br />
71
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen<br />
Durch die Reaktion von Wasserdampf mit atomarem Sauerstoff entstehen zwei<br />
Hydroxidradikale [66].<br />
H2O(g) + O · · (g) HO · (g) + HO · (g)<br />
Allgemein kann man für die beiden oben angeführten Radikale X = NO · / HO ·<br />
folgende Abbaureaktion formulieren:<br />
X · (g) + O3(g) XO · (g) + O2(g)<br />
XO · (g) + O3(g) X · (g) + 2 O2(g)<br />
O3(g) + O3(g) 3 O2(g)<br />
Hierbei handelt es sich um einen katalytischen Abbaumechanismus. Der Katalysator<br />
liegt nach der Reaktion unverändert vor und kann ein neues Ozonmolekül abbauen.<br />
Ohne diesen katalytischen Abbau wäre ca. 30 % [66] mehr Ozon in der Stratosphäre<br />
vorhanden.<br />
Nach ähnlicher Radikalbildung und ähnlichen katalytischen Abbaumechanismen<br />
erfolgt ein natürlicher Abbau von Ozon ebenfalls durch weitere natürlich vorkommende<br />
Gase (vgl. Kap. 9 „Spuren von Gasen“) wie z.B. molekularen Wasserstoff<br />
und Kohlenstoffmonoxid [66].<br />
Elektrisch entsteht Ozon in der Atmosphäre analog<br />
den Vorgängen <strong>im</strong> Siemensschen Ozonisator. Die<br />
Hochspannung wird hierbei durch Blitzentladungen<br />
bei Gewittern erzeugt. In Deutschland gibt es<br />
durchschnittlich 20-35 Gewittertage <strong>im</strong> Jahr [76],<br />
allerdings gibt es Orte auf der Welt, z.B. in den<br />
Tropen, wo es bis zu 200-mal pro Jahr [77] gewittert. Abb. 66: Blitze über einer Stadt<br />
8.5 Technische Verwendung von Ozon [78]<br />
In der Organischen Chemie verwendet man Ozon z.B. zur Strukturaufklärung, da bei<br />
der sogenannten „Ozonolyse“ Doppelbindungen gespalten werden können.<br />
72
8. Natürliches Ozon – Schutzschicht der Erde und Lebewesen<br />
Technisch wird Ozon z.B. zur Entke<strong>im</strong>ung von Trinkwasser verwendet.<br />
Weiterhin dient es der Oxidation von Eisen- und Manganionen, die als Oxide oder<br />
Hydroxide ausfallen.<br />
+ 2 2+<br />
Mn<br />
( aq)<br />
+ 2 2+<br />
0<br />
−2<br />
4<br />
+ O3<br />
+ 3 H (s) ↓ + 2 + O<br />
( aq)<br />
2 O MnO2<br />
+<br />
H 3O<br />
( aq)<br />
+<br />
0<br />
2 ( aq)<br />
0<br />
2 Fe ( aq)<br />
+ O + 9 H 2 O 2 Fe( OH ) 3(<br />
s)<br />
↓+ 4 H 3O<br />
( aq)<br />
+<br />
+<br />
3 ( aq)<br />
−2<br />
+ 3<br />
0<br />
O<br />
2 ( aq)<br />
Weiterhin können durch Einleiten von Ozon vorhandene leicht lösliche Eisen(III)-<br />
Verbindungen in schwerlösliche Hydroxide überführt werden (vgl. Versuch 10.2.3<br />
„Raus mit dem Eisen!“)<br />
4 FeCl3(aq) + 2 O3(g) + 12 H2O 4 Fe(OH)3(s) ↓ + 12 HCl + 3 O2(aq)<br />
Neben der Fällung der Metall-Ionen ist ein weiterer Vorteil, dass die <strong>im</strong> Trinkwasser<br />
vorhandenen Bakterien sehr viel schneller zerstört werden als z.B. durch unterchlorige<br />
Säure. Ebenfalls können durch Reaktion von Chlor mit Phenolen oder durch<br />
Ligninabbau geschmacklich sehr intensive Chlorphenole entstehen, die <strong>im</strong> Trinkwasser<br />
bereits ab 0,001 mg/L wahrnehmbar wären. Dies ist bei der Verwendung von<br />
Ozon nicht der Fall.<br />
Nachteilig ist, dass das Entke<strong>im</strong>ungsverfahren mit Ozon sehr teuer ist und somit<br />
hauptsächlich in der Schw<strong>im</strong>mbadentke<strong>im</strong>ung oder bei der Entke<strong>im</strong>ung einiger<br />
Mineralwässer verwendet wird. Ein noch schwerwiegenderer Nachteil ist aber, dass<br />
eine Fortwirkung fehlt, d.h. dass kein Schutz vor Wiederverke<strong>im</strong>ung z.B. <strong>im</strong> Rohrnetz<br />
vorliegt. Die Entke<strong>im</strong>ung mit Ozon ist somit nicht weitreichend genug.<br />
Die Problematik des „Ozonlochs“ und der ungewollten Bildung von Ozon in den<br />
unteren Schichten der Atmosphäre wird in Kapitel 12.2. „Oben hui, unten pfui –<br />
bodennahes Ozon und das Ozonloch“ besprochen.<br />
73
9. „Spuren von Gasen“<br />
9. „Spuren von Gasen“<br />
Neben den vier Hauptbestandteilen Distickstoff, Disauerstoff, Argon und<br />
Kohlenstoffdioxid, sowie dem in Kapitel 8 behandelten Ozon, sind weitere Gase in<br />
Spuren, also < 0,002 Volumenprozent, in der Luft enthalten. Diese sind, ohne die in<br />
Kapitel 6 diskutierten Edelgase, in der nachfolgenden Tabelle aufgeführt:<br />
Art Volumenprozente<br />
Wasser, H2O variabel, bis max. 4<br />
Methan, CH4<br />
Molekularer Wasserstoff, H2<br />
~ 2· 10 -4<br />
~ 5· 10 -5<br />
Distickstoffmonoxid, N2O ~ 3· 10 -5<br />
Kohlenstoffmonoxid, CO ~ 2· 10 -5<br />
Ammoniak, NH3<br />
Stickoxide: NO, NO2<br />
Schwefeldioxid, SO2<br />
~ 2· 10 -6<br />
~ 1· 10 -7<br />
~ 2· 10 -8<br />
Schwefelwasserstoff, H2S ~ 2· 10 -8<br />
Chlormethan, CH3Cl ~ 3· 10 -9<br />
Kohlenstoffoxidsulfid, COS ~ 3· 10 -9<br />
Kohlenstoffdisulfid, CS2<br />
~ < 10 -9<br />
Brommethan, CH3Br ~ Spuren<br />
Iodmethan, CH3I ~ Spuren<br />
Tabelle 6: Natürliche Spurengase [8]<br />
Alle hier erwähnten Bestandteile sind natürlichen Ursprungs, allerdings wurde ihr<br />
Anteil in der Luft z.B. durch unvollständige Verbrennung fossiler Brennstoffe erhöht<br />
[8, 79].<br />
Im Folgenden wird der Vollständigkeit halber nach [8, 79] zusammengefasst erläutert,<br />
wie die in Tabelle 6 genannten Spurengase auf natürliche Weise entstehen und<br />
welche Funktion sie in der Atmosphäre erfüllen.<br />
74
9. „Spuren von Gasen“<br />
Auf die Einbindung in den Schulunterricht wird in diesem Kapitel vollständig<br />
verzichtet, da die meisten Spurengase <strong>im</strong> Zusammenhang mit anderen Kapiteln<br />
diskutiert werden.<br />
Im weiteren Verlauf der Arbeit wird in einem gesonderten Kapitel auf die wichtige<br />
Aufgabe des Wassers in der Atmosphäre und die Variabilität des Volumenanteils<br />
näher eingegangen (vgl. Kap. 10 „Wasser in der Luft“). Weiterhin werden die<br />
Umweltprobleme, die durch die Erhöhung des Anteils der Spurengase in der Luft<br />
entstehen, in Kapitel 12 „Die Schadstoffbelastung unserer Luft“ diskutiert.<br />
Die Stickstoffoxide, Distickstoffmonoxid und Ammoniak wurden bereits in Kapitel<br />
4 „Der molekulare Stickstoff – Verdorbene Luft“ näher betrachtet. Hierbei wurde ihre<br />
Entstehung und Verwendung verdeutlicht (vgl. Kap. 4.4.1 „Fixierung des<br />
molekularen Luftstickstoffs“, a) „Atmosphärische Fixierung“ und Kap. 4.4.2 „Freisetzung<br />
von molekularem Stickstoff“).<br />
Die beiden Spurengase Methan und Diwasserstoff sowie Schwefelwasserstoff<br />
entstehen auf natürlichem Weg hauptsächlich durch Sumpfmikroben und bei der<br />
Rinderzucht.<br />
Durch unvollständige Verbrennung fossiler Brennstoffe wird ihr Anteil in der<br />
Atmosphäre aber jährlich erhöht. Methan bildet eine Quelle für Kohlenstoffmonoxid<br />
und aus Schwefelwasserstoff entsteht durch Oxidation Schwefeldioxid. Der<br />
entstandene Diwasserstoff wird auf natürlichem Wege teilweise durch Mikroben<br />
verbraucht, die ihn zu Reduktionszwecken verwenden. Weiterer, molekularer<br />
Wasserstoff diffundiert auf Grund seiner geringen Dichte ins Weltall (vgl. Kap. 6.2<br />
„<strong>Das</strong> Helium – Ein leichtes Gas zum Fliegen!“).<br />
1<br />
/3 des giftigen Kohlenstoffmonoxids, das sich in der Atmosphäre befindet, entsteht<br />
durch Oxidation von Methan und anderen Kohlenwasserstoffen.<br />
Die restlichen 2 /3 des in der Atmosphäre befindlichen Kohlenstoffmonoxides<br />
entstehen bei der unvollständigen Verbrennung fossiler Brennstoffe, z.B. bei der<br />
Verbrennung von Benzin <strong>im</strong> Automotor. Kohlenstoffmonoxid ist eine Quelle für<br />
Kohlenstoffdioxid, welches u. a. für die natürliche Aufwärmung der Erde<br />
verantwortlich ist (vgl. Kap. 7.3 „Der natürliche Treibhauseffekt“).<br />
75
9. „Spuren von Gasen“<br />
Wird zu viel davon produziert, so trägt es zur weiteren globalen Erwärmung bei (vgl.<br />
Kap. 12.4 „Der anthropogene Treibhauseffekt“).<br />
Schwefeldioxid entsteht auf natürliche Weise durch Oxidation von bio- und<br />
geologisch entstandenem Schwefelwasserstoff und Kohlenstoffdisulfid.<br />
Auch der Anteil dieses Spurengases wird durch die Verbrennung von fossilen<br />
Brennstoffen in Großfeuerungsanlagen sowie in Automotoren erhöht.<br />
Dies führt zu weiteren Umweltproblemen, da es wie die Stickoxide aus der<br />
Atmosphäre ausgewaschen werden kann und somit zum Sauren Regen beiträgt (vgl.<br />
Kap. 12.3 „Regnet es wirklich Säure?“).<br />
Halogenmethane entstehen durch Meeresalgen. Sie verstärken den natürlichen<br />
Treibhauseffekt, da sie IR-Strahlung in einem Bereich von 10000 nm absorbieren.<br />
Weiterhin tragen sie, wenn sie in großen Mengen vorkommen, zum Ozonabbau in der<br />
Troposphäre bei, da sie zu Chlorradikalen umgesetzt werden können, die dann zum<br />
katalytischen Abbau von Ozon, also zur Bildung des „Ozonlochs“ beitragen (vgl.<br />
Kap. 12.2 „Oben hui, unten pfui – ,Bodennahes´ Ozon und das Ozonloch“).<br />
Insgesamt entspricht also der in Tabelle 6 angeführte Anteil der jeweiligen Spurengase<br />
an der Luft nicht nur dem natürlichen, sondern dem natürlichen und dem<br />
anthropogen erzeugten Anteil.<br />
In der Tabelle nicht aufgeführt, aber dennoch in geringem Maße in der Luft enthalten,<br />
sind organische Moleküle wie z.B. Benzol, Phenole, einfache Aldehyde und Ketone.<br />
Weiterhin sind Ruß, Zement- und Asbeststäube, Zigarettenrauch und Flugasche darin<br />
vorhanden.<br />
76
10. Wasser in der Luft<br />
10. Wasser in der Luft<br />
Wie in Kapitel 9 erwähnt, ist Wasser ein Spurengas, das je<br />
nach Jahreszeit, Kl<strong>im</strong>a und Temperatur in unterschiedlicher<br />
Menge in der Luft vorkommt. Es liegt in allen<br />
drei Aggregatzuständen vor: als Eis z.B. bei Schnee und<br />
Hagel, in flüssiger Form z.B. bei Regen und als Wasserdampf<br />
z.B. enthalten in den Wolken.<br />
Abb. 67: Wassertropfen<br />
<strong>Das</strong>s Wasser in der Luft enthalten ist, kann man den Schülern schon in Jahrgangsstufe<br />
8 zum <strong>Thema</strong> „Wasser und Wasserstoff“ zeigen, indem man eine Spatelspitze<br />
wasserfreies, weißes Kupfer(II)-sulfat luftdicht z.B. in einem Wägeglas verschließt<br />
und ein anderes Wägeglas bis zur nächsten Stunde an der Luft stehen lässt (vgl.<br />
Versuch 11 „Qualitativer Wassernachweis: Es ist feucht in unserer Luft“).<br />
Vergleicht man in der nächsten Schulstunde die beiden Proben, kann man eine dritte,<br />
wasserfreie Probe hinzunehmen und diese mit einem Tropfen Wasser versetzen. Die<br />
Schüler erkennen, dass das Kupfer(II)-sulfat seine Farbe von weiß nach blau ändert,<br />
je mehr Wasser es aufn<strong>im</strong>mt.<br />
Da die Erklärung dazu erst in der Oberstufe <strong>im</strong> Wahlthema 13.2 „Komplexchemie“<br />
gegeben werden kann, soll der Nachweis hier rein phänomenologisch erfolgen.<br />
In der Oberstufe kann man den Schülern die Struktur von Kupfer(II)-sulfat erklären,<br />
welches mit Wasser einen blauen Komplex [Cu(H2O)4]SO4*H2O bildet. Im Komplex<br />
sind vier Wasserliganden quadratisch planar um das Zentralteilchen, das Kupfer(II)kation<br />
angeordnet. Der fünfte Wasserligand ist über Wasserstoff-brückenbindungen<br />
am Sulfatanion gebunden [34].<br />
Will man Schülern zeigen, wie viel Wasser genau in der Luft enthalten ist, kann man<br />
auch <strong>im</strong> Anfangsunterricht, also in Jahrgangsstufe 8 Versuch 12.1 „Wie viel<br />
Wasserdampf ist in Luft?“ durchführen [80, 81, 82].<br />
Hierbei werden Wasser und Wasserdampf in einem geschlossenen Gefäß mit<br />
best<strong>im</strong>mtem Luftvolumen, hier Vges = 720 mL, durch Einspritzen von konzentrierter<br />
Schwefelsäure, hier V(H2SO4) = 2 mL, gebunden.<br />
77
10. Wasser in der Luft<br />
Die Volumendifferenz kann man an einem Kolbenprober ablesen, der vorher 60 mL<br />
Luft und nach der Reaktion nur noch 46 mL beinhaltet. Mit Hilfe eines Manometers<br />
prüft man, ob der Innendruck dem Außendruck entspricht.<br />
Ist dies der Fall, beträgt nun ΔV= 60 mL – (46 mL + 2 mL) = 12 mL.<br />
Berechnet man den Volumenanteil φ des Wassers am Gesamtvolumen, erhält man:<br />
12mL<br />
ϕ = = 0,<br />
0166 , also 1,66 %.<br />
720mL<br />
Wasser hat viele charakteristische Eigenschaften, von denen einige, die <strong>im</strong> Laufe des<br />
Kapitels verwendet werden und <strong>im</strong> Zusammenhang mit dem <strong>Thema</strong> Luft wichtig<br />
sind, in Tabelle 6 aufgeführt sind.<br />
10.1 Ein kurzer Steckbrief von Wasser<br />
Molekülformel H2O<br />
Schmelz-/Gefrierpunkt 0 °C<br />
Siede-/Taupunkt 100 °C<br />
(Max<strong>im</strong>ale) Dichte 1 g/cm 3<br />
Dampfdruck bei 20 °C<br />
25 °C [83]<br />
30 °C<br />
Tabelle 7: Ausgewählte Eigenschaften von Wasser [57, 84]<br />
23,36 mbar<br />
31,7 mbar<br />
42,42 mbar<br />
Schmelz-, Siedepunkt und Dichte sowie die Anomalie des Wassers (max<strong>im</strong>ale<br />
Dichte) können in Jahrgangsstufe 8 be<strong>im</strong> <strong>Thema</strong> „Wasser und Wasserstoff“ behandelt<br />
werden. Die Molekülformel wird in Jahrgangsstufe 9 zum fakultativen <strong>Thema</strong><br />
„Exper<strong>im</strong>entelles Erarbeiten von Molekülformeln – das Beispiel Wasser“ erarbeitet.<br />
Wichtig <strong>im</strong> Zusammenhang mit dem <strong>Thema</strong> Luft ist der Kreislauf, den das Wasser in<br />
der Atmosphäre durchläuft.<br />
10.2 Der Wasserkreislauf<br />
In der neuesten Ausgabe der National Geographic (September 2006) fasst Jean-<br />
Michel Cousteau, der Sohn des berühmten Jaques-Yves Cousteau, den Wasserkreislauf<br />
wie folgt (vereinfacht) zusammen:<br />
78
10. Wasser in der Luft<br />
„<strong>Das</strong> Wasser, das aus den Meeren verdunstet, gelangt als<br />
Luftfeuchtigkeit in die Wolken und verteilt sich als Regen<br />
und Schnee über die Erde. Der Schnee, der auf die Berge<br />
fällt, schmilzt und fließt in die Bäche. Die Bäche vereinigen<br />
sich zu Flüssen, die das Wasser wieder in den Ozean<br />
transportieren.“ [85]<br />
Abb. 68: Jean-Michel Cousteau<br />
Dieser Kreislauf kann Schülern in einem einfachen Modell in der Jahrgansstufe 8 in<br />
Lfd. Nr. 8.2 „Die chemische Reaktion – Stoffumsatz und Energieumsatz“ be<strong>im</strong><br />
<strong>Thema</strong> „Wasser und Wasserstoff“ aufgezeigt werden.<br />
Eine dabei in der Chemie selten verwendete Methode, die häufiger in Fächern wie<br />
Religion oder Deutsch angewandt wird, ist die Phantasiereise 4 . Sie kann an dieser<br />
Stelle eine sinnvolle Anwendung finden.<br />
Man kann die Schüler gegen Ende einer Schulstunde für 5-10 Minuten in ihrer<br />
Phantasie auf eine Reise schicken. Sie sollen sich dabei vorstellen, sie wären ein<br />
Wassertropfen, der den Wasserkreislauf des Wassers durchläuft. Diese Geschichte<br />
kann man den Schülern danach als Arbeitsblatt (vgl. Arbeitsblatt 6 „Der Wasserkreislauf<br />
– Mit Hazweioh auf Reisen!“) mit nach Hause geben und sie daraus, mit<br />
Hilfe des Buches und des Internets, selbständig den Wasserkreislauf erarbeiten lassen.<br />
Insgesamt könnte folgendes Bild dabei herauskommen:<br />
Abb. 69: Wasserkreislauf<br />
4 Die Phantasie-Reise ist selbst erdacht. Bei nachfolgender Literatur-Recherche wurde festgestellt, dass<br />
sie, häufig für Grundschulen, in vereinfachter Form vorhanden ist.<br />
79
10. Wasser in der Luft<br />
Im Folgenden wird der <strong>im</strong> Zusammenhang mit dem <strong>Thema</strong> Luft interessante Bereich<br />
des Wasserkreislaufes, die Luftfeuchtigkeit und somit das Verdampfen und die<br />
Niederschlagsbildung, näher betrachtet. Auf den Transport von Wasser auf und<br />
unter der Erdoberfläche in Form von Schmelz-, Sicker- und Grundwasser wird nicht<br />
näher eingegangen.<br />
10.3 Warum trocknet unsere Wäsche – <strong>Das</strong> Verdampfen<br />
Um den Schülern zu erklären, was Verdampfen bedeutet, kann<br />
man sich ein alltägliches Phänomen zu Nutze machen:<br />
das Trocknen der Wäsche. Abb.70: Hose auf<br />
Wäscheleine<br />
Die Schüler wissen, dass die Wäsche <strong>im</strong> Winter <strong>im</strong> Haus aufgehängt wird und<br />
langsam trocknet. Im Sommer hingegen hängt sie draußen und trocknet sehr schnell.<br />
Warum die Wäsche sowohl <strong>im</strong> Haus als auch draußen überhaupt trocknet, liegt daran,<br />
dass das Wasser einen best<strong>im</strong>mten Dampfdruck besitzt.<br />
In der Mittelstufe kann man z.B. eine Abbildung<br />
eines geschlossenen Wasserglases erstellen und<br />
den Schülern erklären, dass manche Teilchen<br />
schnell genug sind, – die Schüler erklären sich<br />
die Aggregatzustände über die Schnelligkeit der<br />
Teilchen – um aus dem Wasser hinaus zu<br />
kommen. Einige verbleiben in der Luft, fliegen<br />
unkoordiniert herum, sie stoßen zusammen und<br />
Abb. 71: Gleichgewicht der Gas- manche kehren wieder in das Wasser zurück.<br />
teilchen in einem Wasserglas<br />
Will man ihnen erklären, warum die Wäsche <strong>im</strong> Warmen schneller trocknet, kann<br />
man sagen, dass es auf Grund der größeren Energie mehr schnellere Teilchen gibt, die<br />
die Wasseroberfläche, also die nasse Wäsche, verlassen und in den Gasraum<br />
übergehen können.<br />
<strong>Das</strong>selbe geschieht <strong>im</strong> Wasserkreislauf z.B. über dem Meer, in Seen und Flüssen<br />
sowie an der Oberfläche der Blätter von Bäumen.<br />
80
10. Wasser in der Luft<br />
Eine genauere Erklärung des Dampfdruckes kann in Klassenstufe 13 be<strong>im</strong> <strong>Thema</strong><br />
„<strong>Das</strong> Chemische Gleichgewicht“, „Prinzip von Zwang“ sowohl <strong>im</strong> Grund- als auch<br />
Leistungskurs gegeben werden.<br />
Definiert ist Dampfdruck laut [86] als der „Druck des Dampfes, der mit einer<br />
Flüssigkeit [oder einem Feststoff] <strong>im</strong> Gleichgewicht steht.“<br />
Betrachtet man das Wasser <strong>im</strong> Wasserglas, haben die Teilchen unterschiedliche<br />
kinetische Energie. Dies wissen die Schüler aus dem vorangegangenen <strong>Thema</strong> in<br />
Jahrgangsstufe 13, die „Geschwindigkeit chemischer Reaktionen.“<br />
Deshalb sind einige Teilchen, diejenigen mit der höchsten kinetischen Energie,<br />
schnell genug, um die Kräfte, [87] die an der Wasseroberfläche herrschen – z.B. die<br />
Oberflächenspannung des Wassers – zu überwinden und zu verdampfen. Sie fliegen<br />
unkoordiniert <strong>im</strong> Gasraum herum und manche stoßen wieder auf die Wasseroberfläche<br />
und kondensieren.<br />
Bei diesem Verdampfungs- und Kondensationsvorgang stellt sich nach einiger<br />
Zeit ein Gleichgewicht ein [86]. Hierbei bleibt die Konzentration der Teilchen in der<br />
Gasphase gleich, da <strong>im</strong>mer so viele hinzukommen, wie wieder kondensieren, wenn<br />
ein nahezu geschlossenes System vorliegt.<br />
Den Druck, den die Gasteilchen ausüben, nennt man Sättigungsdampfdruck, da die<br />
Luft oberhalb des Wassers nicht mehr Teilchen aufnehmen kann. Dieser Druck ist für<br />
jede Flüssigkeit eine Konstante, da die Verdopplung der Wasseroberfläche zwar mehr<br />
Teilchen verdampfen lässt, aber auch wieder mehr kondensieren [87].<br />
Erhöht man die Temperatur, wie z.B. be<strong>im</strong> Trocknen der Wäsche <strong>im</strong> Sommer, haben<br />
mehr Teilchen eine höhere kinetische Energie und können somit verdampfen.<br />
Folglich trocknet die Wäsche schneller als bei kühleren Temperaturen <strong>im</strong> Winter.<br />
Die der jeweiligen Temperatur zugehörigen Werte des Dampfdrucks von Wasser, die<br />
man der Literatur [87] entnehmen kann, können von den Schülern auf Mill<strong>im</strong>eterpapier<br />
aufgetragen werden. Die erhaltene Kurve stellt die Dampfdruckkurve<br />
des Wassers dar.<br />
81
10. Wasser in der Luft<br />
Abb. 72 (links): Dampfdruckkurve von<br />
Wasser, Werte in mbar umgerechnet aus [87]<br />
Um insgesamt das Phasendiagramm von<br />
Wasser zu erhalten, kann man den<br />
Schülern Subl<strong>im</strong>ations- und Schmelzkurve<br />
vorgeben. Die folgende Abbildung<br />
stellt ein Ein-Komponentensystem dar,<br />
es liegt reines Wasser vor. Die drei<br />
Kurven schneiden sich in einem Punkt,<br />
dem sogenannten Tripelpunkt. Er liegt<br />
für Wasser bei 6,10 mbar und 0,01 °C [57].<br />
Am Phasendiagramm können die in Klassenstufe 8 be<strong>im</strong> <strong>Thema</strong> „Wasser und<br />
Wasserstoff“ gelernten Eigenschaften des Wassers, z.B. die genaue Definition des<br />
Siedepunktes, auf dem Niveau der Klassenstufe 13 erklärt werden.<br />
Abb. 73: Phasendiagramm von Wasser<br />
Dieser ist bei einem Standarddruck von 1013 mbar wie folgt definiert:<br />
„Der Siedepunkt ist die Temperatur, bei der der<br />
Dampfdruck der Flüssigkeit 1,013 bar beträgt.“ [57]<br />
Er ist für Wasser auf 100 °C festgelegt (vgl. Kap. 10.3 „Der Druck in geschlossenen<br />
Gefäßen“).<br />
82
10. Wasser in der Luft<br />
Der Schmelzpunkt von Wasser liegt bei 0 °C und ist wie folgt definiert:<br />
„Die Temperatur, bei der die feste Phase unter einem Druck<br />
von 1,013 bar schmilzt, wird als Schmelzpunkt bezeichnet.“ [57]<br />
Zuletzt kann man <strong>im</strong> Phasendiagramm des Wassers noch den kritischen Punkt und die<br />
zugehörige kritische Temperatur und den kritischen Druck betrachten.<br />
Hierbei liegen die zwei Phasen flüssig und gasförmig nicht mehr nebeneinander vor,<br />
sondern eine einheitliche Phase, die eine einheitliche Dichte besitzt. Wasser hat einen<br />
kritischen Druck von 220,5 bar und eine kritische Temperatur von +374 °C. Oberhalb<br />
dieser Temperatur kann Wasserdampf auch unter beliebig hohen Drücken nicht mehr<br />
verflüssigt werden [57].<br />
EXKURS: Drei-Minuten-Ei oder Fünf-Minuten-Ei?<br />
Aus dem oben genannten Zusammenhang zwischen Temperatur und Dampfdruck des<br />
Wassers heraus kann man den Schülern anschaulich erklären, warum z.B. ein Ei, das<br />
auf dem Mount Everest gekocht wird, mehr Zeit benötigt, um hart zu werden, als auf<br />
Meereshöhe.<br />
Die Eiweiße, welche in dem Ei enthalten sind, denaturieren bei 68 °C [88]. Es muss<br />
also eine gewisse Energiemenge zugefügt werden, damit diese Temperatur erreicht<br />
und das Ei hart wird. Diese Energie kommt aus dem Wasser. Wieviel aufgewendet<br />
werden muss, um 1 g eines Stoffes um 1 K zu erwärmen, geht aus der spezifischen<br />
Wärmekapazität des Stoffes hervor. Diese ist wie folgt definiert:<br />
„Die spezifische Wärmekapazität c ist eine Materialkonstante. Sie hat die Einheit<br />
J kJ<br />
1 = 1 . Ihr Zahlenwert gibt an, welche Wärme (in J bzw. kJ) man braucht, um<br />
g ⋅ K kg ⋅ K<br />
1 g bzw. 1 kg des betreffenden Stoffes um 1 K zu erwärmen.“ [89]<br />
Sie liegt für Wasser bei<br />
J<br />
4 , 19 .<br />
g ⋅ K<br />
Will man nun ein Ei bei 1013 mbar auf Meereshöhe kochen, muss die Temperatur des<br />
Kochwassers von angenommenen 20 °C Raumtemperatur auf 100 °C erhöht werden,<br />
auf dem Mount Everest nur auf 72,5 °C, da hier ein Luftdruck von nur 334,17 mbar<br />
herrscht (abgelesen an Abb. 72: „Dampfdruckkurve von Wasser“).<br />
Es ergeben sich folgende Temperaturdifferenzen: ΔT1 = 80 K und ΔT2 = 52,5 K.<br />
83
10. Wasser in der Luft<br />
Damit das Wasser siedet, muss die sogenannte spezifische Verdampfungswärme r<br />
aufgewendet werden. Sie ist wie folgt definiert:<br />
„Die spezifische Verdampfungswärme r ist der Quotient aus der zum Verdampfen<br />
Q<br />
erforderlichen Wärmemenge Q und der Masse m des verdampften Stoffes: r = .<br />
m<br />
J kJ<br />
Ihre Einheit ist 1 = 1 .“ [89]<br />
g kg<br />
Mit Hilfe der Formel für die Wärmemenge Q, Q = c ⋅ m ⋅ ΔT<br />
[89] ergibt sich:<br />
c ⋅ m ⋅ ΔT<br />
r = = c ⋅ ΔT<br />
m<br />
Demnach kann man folgende Werte für die spezifische Verdampfungswärme be-<br />
rechnen:<br />
J<br />
J<br />
r1 = 4,<br />
19 ⋅80K<br />
= 335,<br />
2<br />
g ⋅ K<br />
g<br />
J<br />
J<br />
r2 = 4,<br />
19 52,<br />
5K<br />
= 219,<br />
975<br />
g ⋅ K<br />
g<br />
Geht man davon aus, dass sich in dem Kochtopf um das Ei herum etwa ein Liter<br />
Wasser befindet, werden auf Meereshöhe 335,2 kJ, auf dem Mount Everest 219 kJ<br />
Energie frei. Deshalb wird das Ei auf Meereshöhe schneller gar.<br />
Gourmets garen ihr Ei, z.B. ein Wachtel-Ei,<br />
besonders schonend direkt über der Gerinnungstemperatur<br />
des Eiweißes und Eigelbs, also etwas<br />
höher als 68 °C [88]. Soll das Wasser dabei sieden,<br />
muss ein Druck von 285 mbar eingeregelt werden<br />
(abgelesen in Abb. 72: „Dampfdruckkurve von Wasser“). Abb. 74: Gourmet-Wachtel-Ei<br />
Dieser herrscht z.B. in einem Flugzeug – ohne Druckkabine – das sich in 10062,8 m<br />
Höhe befindet (Werte berechnet nach Kap 11.1 „Der Luftdruck – Ein Exkurs in die<br />
Physik der Mittelstufe“).<br />
10.4 Die Luftfeuchtigkeit<br />
Um zu wissen, wie man angibt, wie viel Wasser nach dem Verdampfen in der Luft<br />
enthalten ist, müssen die Schüler in Jahrgangsstufe 8 zunächst die Definition der<br />
Luftfeuchtigkeit kennen.<br />
84
10. Wasser in der Luft<br />
Man unterscheidet zwischen der Luftfeuchtigkeit, also dem Wasserdampfgehalt der<br />
Luft, die als Dampfdruck in Millibar angegeben wird, der relativen Luft-<br />
feuchtigkeit, die in Prozent angegeben wird und der absoluten Luftfeuchtigkeit, die<br />
in Gramm Wasserdampf pro Kubikmeter Luft angegeben wird. Weiterhin gibt es<br />
noch das Mischungsverhältnis, die spezifische Luftfeuchtigkeit und die Taupunkts-<br />
differenz. Auf die letzten drei wird <strong>im</strong> weiteren Verlauf nicht näher eingegangen [90].<br />
Den Unterschied zwischen relativer und absoluter Luftfeuchtigkeit kann man den<br />
Schülern an folgendem Beispiel erklären: „Die Meteorologen sagen 60 % Luftfeuchtigkeit<br />
voraus!“ 60 % ist der Wert für die relative Luftfeuchtigkeit und bedeutet<br />
nicht, dass 60 % der Luft aus Wasser bestehen, sondern dass die Luft 60 % dessen,<br />
was sie max<strong>im</strong>al an Wasser aufnehmen kann (4 % [84]) enthält. Also sind in dem<br />
Beispiel 2,4 % Wasser in der Luft enthalten.<br />
Berechnet man, wie viel g Wasser in einem Kubikmeter Luft max<strong>im</strong>al enthalten sein<br />
kann, erhält man: 0,04·1,293 g/L = 0,05271 g/L = 52,71 g/m 3 . Also beträgt die<br />
absolute Luftfeuchtigkeit 0,6·52,71 g/m 3 = 31,626 g/m 3 .<br />
Um zu klären, wie viel Wasserdampf die Luft aufnehmen kann, kann man in der<br />
Schule Versuch 12.2 „Wie viel Wasserdampf kann Luft aufnehmen?“ durchführen[80,<br />
81, 82]. Hierzu wird zunächst ein best<strong>im</strong>mtes Volumen, Vges= 720 mL, trockener Luft<br />
hergestellt. Diese gewinnt man, in dem man mit Hilfe eines Handgebläses Luft durch<br />
zwei Waschflaschen mit konz. Schwefelsäure pumpt.<br />
Die trockene Luft wird in einen Rundkolben geleitet, der verschlossen wird und über<br />
Glasrohre mit einem Kolbenprober verbunden ist. In den geschlossenen Raum spritzt<br />
man 0,1 mL Wasser ein und verdampft dieses mit Hilfe der Körperwärme einer Hand.<br />
Der Kolbenprober enthält am Ende der Verdampfung ein Volumen von 22 mL.<br />
Die max<strong>im</strong>ale Luftfeuchtigkeit unter den gemessenen Bedingungen, 26 °C und<br />
1001,9 mbar (751,5 mmHg), beträgt:<br />
22mL<br />
− 0,<br />
1mL<br />
21,<br />
9mL<br />
ϕ max =<br />
= = 0,<br />
03212,<br />
also 3,212 %.<br />
660mL<br />
+ 21,<br />
9mL<br />
681,<br />
9mL<br />
85
10. Wasser in der Luft<br />
Die relative Luftfeuchtigkeit kann daraus berechnet werden, indem man die<br />
gemessene Luftfeuchtigkeit von 1,66 % (vgl. Einleitung Kap. 10) auf die max<strong>im</strong>ale<br />
Luftfeuchtigkeit bezieht:<br />
ϕ rel =<br />
12mL<br />
720mL<br />
21,<br />
9mL<br />
681,<br />
9mL<br />
0,<br />
016<br />
= = 0,<br />
5188.<br />
0,<br />
03212<br />
Also betrug die relative Luftfeuchtigkeit 51,88 %.<br />
Der <strong>im</strong> Internet beschriebene Wert für die Luftfeuchtigkeit für Marburg betrug an<br />
diesem Tag 55% [91].<br />
Weiterhin kann an diesem Versuch der Dampfdruck von Flüssigkeiten am Beispiel<br />
von Wasser erklärt werden (vgl. Kap. 10.3 „Warum trocknet unsere Wäsche – <strong>Das</strong><br />
Verdampfen“). Zur Berechnung des Dampfdrucks von Wasser verwendet man<br />
folgende Formel [80] [81] [82]:<br />
V ( H 2O)<br />
21,<br />
9mL<br />
p( H 2 O)<br />
= p(<br />
Luft)<br />
⋅<br />
= 1001,<br />
9mbar<br />
⋅ = 32,<br />
17mbar<br />
V ( Luft)<br />
+ V ( H O)<br />
681,<br />
9mL<br />
2<br />
Der Wert für die zu diesem Zeitpunkt herrschende Temperatur von 26 °C wird in<br />
Abb. 72 „Dampfdruckkurve von Wasser“ abgelesen. Er liegt bei etwa 33 mbar. Somit<br />
erhält man eine Abweichung von 2,6 %.<br />
Die Herleitung der verwendeten Formel kann in der Schule anhand des durchgeführten<br />
Versuches erfolgen. Hierbei wird allerdings vorausgesetzt, dass die Schüler<br />
wissen, dass sich die Partialdrücke pn, n aus den natürlichen Zahlen N, zum<br />
Gesamtdruck p addieren, also p = p1 + p2 + p3 +…. Weiterhin entspricht der Anteil<br />
des Partialdruckes am Gesamtdruck dem Anteil der Stoffmenge an der<br />
Gesamtstoffmenge bzw. dem Anteil der Volumina am Gesamtvolumen entspricht:<br />
p1 2<br />
p<br />
+<br />
p2<br />
n1<br />
n2<br />
V1<br />
V<br />
+ K = + + K = + + K<br />
p n n V V<br />
Sind die Vorraussetzungen nicht gegeben, kann man den Schülern die Formel<br />
vorgeben, damit die bislang der Literatur entnommenen Werte zumindest an einer<br />
Stelle eine exper<strong>im</strong>entelle Bestätigung erhalten.<br />
86
10. Wasser in der Luft<br />
Da der Gesamtdruck auf das System bei entspanntem Kolben nur aus dem Luftdruck<br />
besteht und das Gesamtvolumen aus der vorhandenen Luft und dem verdampften<br />
Wasser, ergibt sich folgende Formel, die zur Berechnung des Dampfdruckes verwendet<br />
wird:<br />
p V p(<br />
Luft)<br />
V ( H 2O)<br />
+ V ( Luft)<br />
= ⇔ =<br />
p(<br />
H 2O)<br />
V ( H 2O)<br />
p(<br />
H 2O)<br />
V ( H 2O)<br />
V ( H 2O)<br />
⇔ p(<br />
H 2O)<br />
= p(<br />
Luft)<br />
⋅<br />
V ( H O)<br />
+ V ( Luft)<br />
Um insgesamt einen geschlossenen Kreislauf zu erhalten, muss das verdampfte<br />
Wasser aus der Luft wieder „auf die Erde“ zurück. Dies geschieht in Form von<br />
Niederschlägen.<br />
10.5 Kondensation von Wasser: Niederschläge<br />
Aus dem verdampften Wasser in der Luft bilden sich Wolken, die das Wasser in<br />
Form von festen oder flüssigen Niederschlägen wieder abgeben. Bekannt sind den<br />
Schülern z.B. Regen, Schnee und Hagel, die <strong>im</strong> Folgenden erklärt werden.<br />
Weiterhin zum gefallenen Niederschlag gehören meteorologisch u. a. Sprühregen,<br />
Schneegriesel, Reifgraupel, Frostgraupel und Eiskörner. Auf diese Formen des<br />
Niederschlags wird allerdings <strong>im</strong> Rahmen dieser Arbeit nicht näher eingegangen [92].<br />
Regen: [93, 94]<br />
Abb. 75: Regenwolke<br />
2<br />
Auf Grund der unterschiedlichen Entstehungsweise<br />
unterscheiden die Meteorologen warmen<br />
und kalten Regen.<br />
Allgemein steigt zunächst das verdunstete<br />
Wasser z.B. über dem Meer auf Grund der<br />
geringeren Dichte der warmen Luft mit ihr auf.<br />
In den oberen Luftschichten (vgl. Kap. 3.3 „Der Aufbau der Atmosphäre“) ist die<br />
Luft kühler und kann weniger Wasserdampf aufnehmen.<br />
Wenn die Luft mit Wasserdampf gesättigt ist, entstehen Wolken. Durch die<br />
Freisetzung von Kondensationswärme wird die Luft um die Wolke wieder wärmer<br />
und sie kann noch weiter aufsteigen.<br />
87
10. Wasser in der Luft<br />
In der oberen Troposphäre sind die Wolkentröpfchen <strong>im</strong>mer noch flüssig, aber stark<br />
unterkühlt und wachsen weiter, indem sie der Luft den Wasserdampf entziehen.<br />
Sie werden schwerer, sinken nach unten und nehmen dabei weitere Wassertröpfchen<br />
auf. Sie verklumpen zu Graupel oder Hagelkörnern und kommen auf Grund der<br />
wärmeren Luftschichten, die sie bei ihrem Fall zum Boden passieren, in Form von<br />
Wassertropfen wieder unten an.<br />
Dies nennen die Meteorologen kalten Regen, da die Regentropfen, die auf der Erde<br />
ankommen, vorher Eiskristalle waren.<br />
Warmer Regen entsteht genauso wie kalter Regen, die Wassertropfen gefrieren aber<br />
nicht zusammen, sondern fallen zurück auf die Erde, wenn sie schwer genug sind.<br />
Schnee: [95]<br />
Schnee entsteht, wenn sich die unterkühlten<br />
Wassertropfen in einer Wolke an Gefrierkerne, z.B.<br />
Staubteilchen anlagern. Ihre Fallgeschwindigkeit ist<br />
mit 0,9 km/h 40 - mal kleiner als die von Regen, der<br />
mit durchschnittlich 36 km/h fällt. Deshalb wachsen<br />
Schneeflocken be<strong>im</strong> Hinabfallen durch Anlagerung<br />
von Wassertropfen aus dem Wasserdampf der Luft lang- Abb. 76: Schneekristall<br />
samer an und erhalten somit ihre charakteristische Form.<br />
Welche Formen genau entstehen hängt von der Temperatur, der Luftfeuchtigkeit und<br />
der herrschenden Thermik ab.<br />
Hagel: [96, 97]<br />
Bei der Entstehung von Hagel muss eine best<strong>im</strong>mte Wolkenform, die Cumonol<strong>im</strong>bus,<br />
vorliegen. Ihr oberer Teil besteht in einem Temperaturintervall zwischen -15 °C und<br />
-40 °C aus Eisteilchen, während der untere Teil aus Wassertröpfchen besteht. Werden<br />
diese durch herrschende Aufwinde nach oben und somit in Bereiche, deren<br />
Temperatur unter dem Gefrierpunkt liegen, getragen, verschmelzen sie mit den Eisteilchen.<br />
Die Eisteilchen fallen nach unten und nehmen neues Wasser auf, werden<br />
von den Aufwinden wieder nach oben getragen.<br />
Bei diesem Kreislauf werden je nach Stärke des Aufwindes und nach Wassergehalt<br />
der Luft daraus größere oder kleinere Hagelkörner gebildet.<br />
88
10. Wasser in der Luft<br />
Sie fallen, wenn der Aufwind sie auf Grund ihres Gewichtes nicht mehr tragen kann,<br />
nach unten auf die Erde. Auch wenn das Hagelkorn wärmere Luftschichten passiert,<br />
kommt es auf Grund seiner Größe, der Fallgeschwindigkeit von etwa 90 km/h und<br />
des schalenähnlichen Aufbaus nicht zum Aufschmelzen.<br />
Anhand der Entstehungsweise dieser drei Wetterphänomene können in der Schule<br />
Begriffe wie z.B. Aggregatzustand, Verdampfung und Kondensation, Auftrieb und<br />
der Dampfdruck von Wasser anschaulich und alltagsrelevant angewendet und<br />
wiederholt werden.<br />
89
11. Der Luftdruck und einige Gasgesetze<br />
11. Der Luftdruck und einige Gasgesetze<br />
Wenn wir laut [4] in Luft „baden“, warum haben wir dann nicht ständig Druck auf<br />
den Ohren, wie man ihn doch schon <strong>im</strong> Wasser hat, wenn man 2-3 Meter tief taucht?<br />
Um diese spannende Frage zu klären, muss zunächst einmal erklärt werden, wie<br />
Druck definiert ist und wie man ihn misst.<br />
11.1 Der Luftdruck – Ein Exkurs in die Physik der Mittelstufe<br />
In der Mittelstufe wird der Druck wie folgt definiert:<br />
„Erfährt eine Begrenzungsfläche A einer Flüssigkeit oder eines Gases die<br />
F<br />
Kraft F, so nennen wir den Quotienten den Druck p:<br />
A<br />
F<br />
p = .“ [21]<br />
A<br />
Betrachtet man zunächst den Druck <strong>im</strong> Wasser (hydrostatischer Druck), kann man<br />
folgende Formel herleiten:<br />
F<br />
A<br />
G<br />
A<br />
A⋅<br />
h<br />
⋅ g ⋅ ρ<br />
A<br />
Wassersäule<br />
H 2O<br />
pH O = = =<br />
= hSäule<br />
⋅ g ⋅ ρ<br />
2<br />
H 2O<br />
Hierbei steht G für die Gewichtskraft, h für die Höhe der Wassersäule, g für den<br />
Ortsfaktor und ρ für die Dichte von Wasser [21].<br />
Es wird allen folgenden Rechnungen der Ortsfaktor g für Mitteleuropa, der bei 9,81<br />
N/kg liegt, zu Grunde gelegt, da die Unterschiede auf der Erde sehr gering sind. Im<br />
Vergleich: am Äquator liegt g bei 9,78 N/kg und an den Polen bei 9,83 N/kg [98].<br />
Also herrscht z.B. auf dem Boden eines 10 cm hohen<br />
Wasserglases ein Druck von<br />
pH 2 O<br />
=<br />
N g<br />
cm ⋅9,<br />
81 ⋅1<br />
kg cm<br />
N<br />
= 0,<br />
0981<br />
cm<br />
10 3<br />
2<br />
= 9,<br />
81mbar<br />
N<br />
Allgemein entspricht 1 bar 10 . Abb. 77: Wasserglas<br />
2<br />
m<br />
90
11. Der Luftdruck und einige Gasgesetze<br />
In Versuch 2 „Die Dichte von Gasen – schnell und unkompliziert“ wird mit Hilfe der<br />
Gasmolwaage die Dichte von Luft ρLuft = 1,293 g/L = 1,293 kg/m 3 best<strong>im</strong>mt. Daraus<br />
kann man, unter der Annahme, dass die Luft einen Druck von 1013 mbar besitzt, mit<br />
der obigen Formel die Höhe unserer Atmosphäre berechnen.<br />
h Luftsäule<br />
p(<br />
Luft)<br />
1,<br />
013bar<br />
1,<br />
013bar<br />
1,<br />
013bar<br />
= =<br />
= =<br />
⋅ m = 7988,<br />
96m<br />
g ⋅ ρ(<br />
Luft)<br />
N kg N<br />
9,<br />
81 ⋅1,<br />
293 12,<br />
68<br />
0,<br />
0001268bar<br />
3<br />
3<br />
kg m m<br />
Da die Schüler wissen, dass unsere Atmosphäre sehr viel höher ist – der Mount<br />
Everest ist schon 8872 m [99] hoch – scheint die bekannte Gleichung für Luft nicht<br />
anwendbar zu sein.<br />
Dies liegt daran, dass die Dichte der Luft nach oben hin abn<strong>im</strong>mt, wie in Kapitel 3.3<br />
„Der Aufbau der Atmosphäre“ erklärt wurde.<br />
Um den Druck der Luft bei unterschiedlicher Höhe zu berechnen, muss folgende<br />
Formel verwendet werden:<br />
p<br />
Luft<br />
NN<br />
h<br />
−<br />
H<br />
= p ⋅ e [100]<br />
Hierbei steht pNN für den Luftdruck auf Meereshöhe, h für die Höhe (in Metern), von<br />
der man den Luftdruck berechnen will, und H ist eine Konstante, deren Wert bei etwa<br />
8000 m liegt (genauer: 7934,82 m).<br />
Die Formel wurde abgeleitet aus der natürlichen Gegebenheit, dass der Luftdruck in<br />
5,5 km Höhe nur noch halb so groß ist wie auf Meereshöhe, in 11 km nur noch ein<br />
Viertel usw.<br />
Der Luftdruck auf dem höchsten Punkt der Lahnberge in Marburg, die auf 412 m<br />
[101] Höhe liegen, beträgt<br />
p<br />
p<br />
Luft<br />
Luft<br />
= 1013mbar<br />
⋅ e<br />
= 1013mbar<br />
⋅ e<br />
412m<br />
−<br />
8000m<br />
8872m<br />
−<br />
8000m<br />
= 962,<br />
15mbar<br />
= 334,<br />
17mbar<br />
.<br />
und auf dem Mount Everest<br />
Hierbei sowie in allen folgenden Rechnungen entfällt die Betrachtung von Hoch- und<br />
Tiefdruck bei unterschiedlichen Wetterlagen.<br />
91
11. Der Luftdruck und einige Gasgesetze<br />
Nun führt man Versuch 12.1 „Ein starkes Blatt Papier!“ mit dem <strong>im</strong> obigen Beispiel<br />
angeführten 10 cm hohen Wasserglas durch. Hierbei wird auf das bis zum Rand<br />
gefüllte Glas Wasser ein einfaches Blatt Papier gelegt. Man stellt fest, dass das<br />
Papier, wenn es sich auf der Wasseroberfläche fest gesaugt hat und man das Wasserglas<br />
herumdreht, auf dem Glas haften bleibt [102].<br />
Dies ist der Fall, da der Druck der Luft, der von außen auf das Papier wirkt, größer ist<br />
als der Druck, den das Wasser von innen ausübt.<br />
Will man wissen, bis wann das Papier dem Wasserdruck standhält, kann folgende<br />
Überlegung angestellt werden: Auf den Lahnbergen herrscht ein äußerer Luftdruck<br />
von etwa 962,15 mbar. Will man diesen überwinden, muss der Druck des Wassers<br />
größer sein, z.B. 965 mbar.<br />
Um diesen Druck <strong>im</strong> Wasser zu erreichen, müsste bei gleichbleibender Dichte und<br />
gleichbleibendem Ortsfaktor die Höhe des Glases verändert werden.<br />
p<br />
965mbar<br />
H 2 O<br />
hWasserglas= =<br />
= 9,<br />
84m<br />
g ⋅ ρ N kg<br />
H 2o<br />
9,<br />
81 ⋅1<br />
3<br />
kg<br />
m<br />
Also muss die Wassersäule 9,84 m hoch sein, um den Druck der Luft von außen<br />
überwinden zu können.<br />
11.2 <strong>Das</strong> Guericke Exper<strong>im</strong>ent und wie messe ich den Luftdruck<br />
Einer der Pioniere der Erforschung des Luftdruckes neben Blaise Pascal und<br />
Evangelista Torricelli war Otto von Guericke. Er pumpte z.B. luftdicht verschlossene<br />
und mit Wasser gefüllte Bierfässer mit einer umgebauten Feuerspritze leer. So<br />
widerlegte er den „horror vacui“ (Schrecken vor der Leere), denn es gab - <strong>im</strong><br />
Widerspruch zu der antiken Lehre – doch ein „Nichts“, d.h. einen luftleeren Raum,<br />
nämlich das Vakuum [103].<br />
Er versuchte seine Erkenntnisse der breiten Öffentlichkeit zugänglich zu machen und<br />
führte deshalb große Demonstrationsversuche in vielen großen Städten durch.<br />
92
11. Der Luftdruck und einige Gasgesetze<br />
Einer davon fand 1654 in Magdeburg statt. Dieses ist als<br />
Versuch mit den „Magdeburger Halbkugeln“ bekannt.<br />
Guericke verwendete zwei hohle, kupferne Halbkugeln mit<br />
etwa 55 cm Durchmesser. Die Ränder waren glatt geschliffen<br />
und mit Schmiermittel bestrichen, damit keinerlei Luft<br />
hindurchdringen konnte [103]. Abb. 78: Otto von Guericke<br />
Abb. 79: Kupferstich zum Exper<strong>im</strong>ent<br />
der Magdeburger Halbkugeln 1654, Magdeburg<br />
Dann saugte er mit einer von ihm neu<br />
erfundenen Luftpumpe, so gut es ging,<br />
die Luft zwischen den Kugeln heraus.<br />
Erst 16 Pferde, acht an jeder Seite,<br />
waren in der Lage, die Kugeln<br />
auseinander zu reißen [103].<br />
Statt den beiden kupfernen Halbkugeln kann man heute, um den Schülern zu zeigen,<br />
dass bei Unterdruck ein geschlossener Raum weniger Luft und somit niedrigeren<br />
Luftdruck enthält, einen durchsichtigen Exsikkator verwenden.<br />
Will man das Exper<strong>im</strong>ent mit den Magdeburger Halbkugeln in der Schule exakt<br />
nachstellen, sollte aber nicht der Exsikkator verwendet, sondern in der Physiksammlung<br />
nachgeschaut werden, ob metallene Halbkugeln vorhanden sind.<br />
In den Exsikkator kann man aber z.B. einen Schoko-Schaumkuss hinein geben (vgl.<br />
Versuch 13.2 „Mini (Dick-)mann ganz groß!“) und ein Vakuum z.B. mit einer<br />
Wasserstrahl- oder Membranpumpe anlegen [100]. Dieser geht dann auf Grund der in<br />
ihm enthaltenen Luft auf, da der Luftdruck <strong>im</strong> umgebenden Raum niedriger ist.<br />
Genauso spektakulär ist es, einen mit Luft gefüllten Joghurtbecher mit einem<br />
Gummihandschuh zu überziehen und diesen in den Exsikkator zu stellen (vgl.<br />
Versuch 13.3 „Eine Hand zum Greifen“, verändert nach [100]). Legt man ein Vakuum<br />
an, „füllt“ sich der Handschuh.<br />
93
11. Der Luftdruck und einige Gasgesetze<br />
Auch hier liegt es daran, dass <strong>im</strong> geschlossenen System Joghurtbecher-Handschuh<br />
weiterhin der äußere Luftdruck vorliegt, wohingegen <strong>im</strong> umgebenden Raum Unterdruck<br />
herrscht. Deshalb verteilen sich die Luftmoleküle und der Handschuh wird<br />
aufgeblasen. Weiterhin kann man durch Öffnen des Hahns anhand der laut einströmenden<br />
Luft den Ausgleich des Unterdrucks hörbar machen. Schließt man einen<br />
Schlauch an den Hahn eines evakuierten Exsikkators an und legt das Ende in einen<br />
E<strong>im</strong>er mit Wasser, wird dies be<strong>im</strong> Öffnen des Hahns sehr schnell hinein gesogen.<br />
Dieses Prinzip macht sich auch das sogenannte<br />
„Dosenbarometer“ zu Nutze. Es beinhaltet eine<br />
luftleere Metalldose, die einen leicht biegsamen<br />
Deckel besitzt [102].<br />
Damit er nicht zusammengedrückt wird, ist<br />
innen eine starke Feder befestigt. Steigt der Luftdruck,<br />
biegt sich die Feder stärker.<br />
Abb. 80: Dosenbarometer Dies wird auf den Zeiger übertragen [102].<br />
<strong>Das</strong> Dosenbarometer ist ein Aneoridbarometer, da es ohne Flüssigkeit funktioniert.<br />
Man kann zur Messung des Luftdruckes auch ein Flüssigkeitsbarometer wie z.B.<br />
das Wasserbarometer oder das Quecksilberbarometer verwenden [102].<br />
<strong>Das</strong> Prinzip beruht darauf, dass eine mit der jeweiligen<br />
Flüssigkeit gefüllte Säule in ein Vorratsgefäß<br />
eingetaucht ist und die äußere Luft auf die Oberfläche<br />
des Vorratsgefäßes Druck ausübt. Steigt der Luftdruck,<br />
steigt auch der Oberflächenspiegel in der Säule an. Um<br />
den Luftdruck von 1013 mbar zu erreichen, muss, wie<br />
in Versuch 13.1 „Ein starkes Blatt Papier“ gezeigt und<br />
in Kapitel 11.1 berechnet, ein Wasserbarometer höher<br />
als zehn Meter sein [102]. Abb. 81: Historisches<br />
Wasserbarometer<br />
Handlicher hingegen ist das schon früher als das Wasserbarometer verwendete<br />
Quecksilberbarometer.<br />
g<br />
Es ist auf Grund der höheren Dichte von Quecksilber ρQuecksilber = 13,6 [21] nicht<br />
3<br />
cm<br />
so hoch wie das Wasserbarometer.<br />
94
11. Der Luftdruck und einige Gasgesetze<br />
h<br />
Quecksilbersäule<br />
p<br />
=<br />
g ⋅ ρ<br />
Luft<br />
Quecksilber<br />
1013mbar<br />
=<br />
cN g<br />
0,<br />
981 ⋅13,<br />
6<br />
g cm<br />
3<br />
= 75,<br />
93cm<br />
Also ist die Quecksilbersäule in Marburg bei einem Druck von 962,15 mbar 72,11 cm<br />
und auf dem Mount Everest bei 334,17 mbar nur 25,05 cm hoch.<br />
Wissen die Schüler dies alles, kann auch die Frage nach dem ständigen „Druck auf<br />
den Ohren“, die zu Beginn des Kapitels 11 gestellt wurde, beantwortet werden. In<br />
unserem Körper herrscht innen derselbe Druck wie außen, d.h. wir sind sozusagen ein<br />
„geschlossener Exsikkator mit geöffnetem Hahn“.<br />
Bei Wasser ist es so, dass der Druck <strong>im</strong>mer größer wird, je tiefer man taucht, da die<br />
Wassersäule über uns <strong>im</strong>mer größer wird. Dies ist an der Luft auch der Fall. Aber –<br />
und das ist der entscheidende Punkt – die Dichte von Luft wird mit steigender Höhe<br />
<strong>im</strong>mer geringer. Man muss sich also von der Vorstellung der massiven Luftsäule über<br />
uns befreien.<br />
11.3 Der Druck in geschlossenen Gefäßen<br />
In der Jahrgangsstufe 9 wird <strong>im</strong> <strong>Chemieunterricht</strong> unter dem <strong>Thema</strong> „Einführung in<br />
die chemische Symbolsprache und ihre Anwendung“, 1.2 „Die Chemische Formel<br />
und Reaktionsgleichungen“ das „Verhalten von Gasen“ besprochen.<br />
Dies beinhaltet außer den schon besprochenen Themen wie die molare Masse und die<br />
Zweiatomigkeit gasförmiger Elemente (vgl. z. B. Kap. 4.2 „Physikalische Eigenschaften“<br />
des molekularen Stickstoffs) auch die Themen „Kinetisches Modell eines<br />
Gases (auch gaskinetische Deutung von Druck und Temperatur)“, „These von<br />
Avogadro“ und <strong>im</strong> fakultativen Teil das <strong>Thema</strong> „Volumenverhältnisse bei Gas<br />
reaktionen (Gesetz von Gay-Lussac)“.<br />
Zunächst zum kinetischen Modell eines Gases. Da die Schüler Aggregatzustände<br />
aus der Klassenstufe 8 kennen, wird das Modell am besten durch einen Vergleich<br />
zwischen einem Feststoff und einer Flüssigkeit eingeführt.<br />
95
11. Der Luftdruck und einige Gasgesetze<br />
Übt man z.B. auf ein Stück Holz oder einen Tisch Druck mit dem Finger aus,<br />
geschieht nichts. Auf einer offenen Wasseroberfläche wird das Wasser durch den<br />
Finger verdrängt, schließt man das Wasser aber z.B. in eine Spritze ein, kann es bei<br />
geschlossener Öffnung nicht kompr<strong>im</strong>iert werden. Verwendet man hingegen Luft in<br />
der Spritze, lässt sie sich zusammendrücken [21].<br />
Dies liegt daran, dass die Teilchen <strong>im</strong> Gasraum das<br />
Bestreben haben, sich möglichst weit voneinander zu<br />
verteilen und frei zu bewegen. Sie können aber<br />
kompr<strong>im</strong>iert werden, da zwischen ihnen viel freier<br />
Raum ist, der weder <strong>im</strong> Feststoff noch in der<br />
Flüssigkeit vorhanden ist.<br />
Dies kann man in der 8. oder 9. Klasse dadurch<br />
anschaulich demonstrieren, indem man die Schüler<br />
selbst die Teilchen „spielen“ lässt, sie sich <strong>im</strong><br />
Festkörper also nahe zusammenstellen, in der<br />
Flüssigkeit langsam und <strong>im</strong> gasförmigen Zustand<br />
schnell <strong>im</strong> Klassenraum bewegen.<br />
Abb. 82: Fest – flüssig – gasförmig<br />
Irgendwann wird <strong>im</strong> Versuch mit der mit Gas befüllten Spritze der Druck der auf den<br />
Kolben und somit das Gas ausgeübt wird so groß, dass der Finger an der Öffnung<br />
„weggedrückt“ wird. Um dieses Phänomen zu erklären, kann man das Gesetz von<br />
Boyle und Mariotte verwenden. Es besagt:<br />
„ Bei konstanter Temperatur ist das Produkt<br />
aus Volumen und Druck eine Konstante“ also<br />
p · V = const. oder p1 V1 = p2 V2 [104]<br />
Abb. 83: Graphische Darstellung<br />
des Gesetzes von Boyle-Mariotte<br />
96
11. Der Luftdruck und einige Gasgesetze<br />
Hieran sieht man, dass der Druck bei sehr geringem Volumen <strong>im</strong>mens groß wird und<br />
somit die Öffnung der Spritze nicht mehr zugehalten werden kann.<br />
Halbiert man nämlich das Volumen, verdoppelt sich der Druck. <strong>Das</strong> Verhältnis ist<br />
antiproportional.<br />
Hält man statt der Temperatur den Druck konstant, sagt das Gesetz von Gay-Lussac<br />
folgendes:<br />
„Bei konstantem Druck ist das Volumen eines<br />
Gases proportional zu seiner Temperatur.“<br />
V = k · T [104]<br />
Abb.84: Graphische Darstellung des<br />
Gesetzes von Gay-Lussac<br />
<strong>Das</strong> dritte Gesetz, das Gesetz von Amonton, hält die dritte Zustandsgröße, nämlich<br />
das Volumen konstant.<br />
„Bei konstantem Volumen ist der Druck eines<br />
Gases proportional zu seiner Temperatur.“<br />
V = k`· p [105]<br />
k und k` sind in den letzten beiden Gesetzen Proportionalitätsfaktoren.<br />
Alle diese drei genannten Gesetze gehen davon aus, dass ein geschlossenes System<br />
vorliegt und die Stoffmenge n konstant bleibt.<br />
Aus allen drei Gesetzen wird schließlich das allgemeine Gasgesetz [57] hergeleitet.<br />
p · V = n · R · T<br />
Hierbei ist R die allgemeine Gaskonstante mit einem Wert von 8,314 J/mol·K.<br />
Die drei Gesetze können, auch wenn sie <strong>im</strong> Lehrplan nicht ausdrücklich erwähnt sind,<br />
in der Jahrgangsstufe 9 durchgenommen werden, da die Schüler aus dem<br />
Mathematikunterricht sowohl Proportionalität als auch Antiproportionalität kennen.<br />
Wichtig <strong>im</strong> Zusammenhang mit den Eigenschaften von Gasen ist laut Lehrplan in der<br />
Klassenstufe 9 noch der Satz von Avogadro, den er 1811 wie folgt formulierte:<br />
97
11. Der Luftdruck und einige Gasgesetze<br />
„Gleiche Volumina aller Gase enthalten bei gleicher<br />
Temperatur und gleichem Druck gleich viele Teilchen.“ [21]<br />
Abb. 85 Amedo Carlo Avogadro<br />
Dies kann man aus dem allgemeinen Gasgesetz leicht herleiten. Für zwei Gase gilt<br />
folgendes: p1·V1 = n1·R·T1 p2·V2 = n2·R·T2<br />
Da nach der Aussage des Gesetzes von Avogadro p1 = p2, V1 = V2 und T1 = T2 gilt,<br />
folgt: n1 = n2.<br />
Geht man in einem Beispiel von Standardbedingungen von 1,013 bar, 298 K und<br />
einem Gasvolumen von 1 L aus, ergibt das eine Stoffmenge von<br />
N<br />
3<br />
10,<br />
13 ⋅1000cm<br />
pV 1,<br />
013bar<br />
⋅1L<br />
2<br />
n = =<br />
= cm<br />
= 0,<br />
04088mol<br />
= 40,<br />
88mmol<br />
RT J<br />
N ⋅100cm<br />
8,<br />
314 ⋅ 298K<br />
8,<br />
314 ⋅ 298K<br />
mol ⋅ K<br />
mol ⋅ K<br />
Mit N = NA·n, wobei NA = 6,023·10 23<br />
Teilchen<br />
die sogenannte Avogadrosche<br />
mol<br />
Konstante ist, folgt: N = 6,023·10 23 Teilchen 22<br />
·0,04088 mol = 2,46·10 Teilchen.<br />
mol<br />
Also sind 2,46·10 22 Teilchen in einem Liter Gas enthalten.<br />
Will man wissen, wie groß das Volumen von einem Mol Gas bei Standardbedingungen<br />
ist, kann es wie folgt berechnet werden.<br />
J<br />
N ⋅100cm<br />
1mol<br />
⋅8,<br />
314 ⋅ 298K<br />
1mol<br />
⋅8,<br />
314 ⋅ 298K<br />
nRT<br />
V = =<br />
mol ⋅ K<br />
=<br />
mol ⋅ K<br />
= 24,<br />
46L<br />
p<br />
1,<br />
013bar<br />
N<br />
10,<br />
13 2<br />
cm<br />
Der bekanntere Wert von 22,4 L [106] pro Mol bezieht sich auf eine Standardtemperatur<br />
von 0 °C.<br />
11.4 Reaktionen von Gasen<br />
Da die Schüler jetzt wissen, dass z.B. in einem Liter jedes Gases gleich viele Teilchen<br />
enthalten sind, können sie dies auf einfache, ihnen bekannte Reaktionsgleichungen<br />
übertragen.<br />
98
11. Der Luftdruck und einige Gasgesetze<br />
Z.B. kann in Klassenstufe 9, laut fakultativem Unterrichtsinhalt, die Molekülformel<br />
von Wasser, Ammoniak oder Methan exper<strong>im</strong>entell erarbeitet werden.<br />
Die Herleitung der Formel von Wasser könnte man z.B. elektrolytisch <strong>im</strong> Hoffmannschen<br />
Wasserzersetzungsapparat durchführen. Hierbei sehen die Schüler, dass<br />
doppelt so viel Diwasserstoff entsteht wie Disauerstoff.<br />
Da „Elektrolyse“ als <strong>Thema</strong> aber erst in Jahrgangsstufe 11 be<strong>im</strong> <strong>Thema</strong> „Redoxreaktionen“<br />
behandelt wird und die Schüler bislang noch keine Ionen kennen, ist es<br />
einfacher, als Beispiel Ammoniak zu nehmen.<br />
Man kann folgenden Versuch durchführen: 40 mL Ammoniakgas werden am Nickel-<br />
Spaltrohr zu elementarem Stickstoff und Diwasserstoff gespalten [29].<br />
Dies ist für die Schüler zwar zunächst auch eine „Black-Box“, aber da Nickel<br />
katalytisch am Versuch teiln<strong>im</strong>mt, kann es über den Reaktionspfeil geschrieben<br />
werden, ohne dass man genau erklären muss, wie ein Katalysator funktioniert.<br />
<br />
2 NH3(g) N2(g) + 3 H2(g)<br />
Hierbei sehen die Schüler direkt bei der Durchführung des Versuches, dass sich das<br />
Gasvolumen verdoppelt. Stellen sie die Reaktionsgleichung auf, sehen sie, dass aus<br />
zwei Mol Ammoniak ein Mol Distickstoff und drei Mol Diwasserstoff werden, also<br />
insgesamt vier Mol Gas entsteht.<br />
Somit kann man ein weiteres Gasgesetz von Gay-Lussac formulieren:<br />
„Gase reagieren stets in Volumenverhältnissen<br />
kleiner ganzer Zahlen miteinander“ [105]<br />
Also reagiert bei der umgekehrten Reaktion, der<br />
Synthese von Ammoniak, molekularer<br />
Wasserstoff mit molekularem Stickstoff <strong>im</strong><br />
Verhältnis 3:1 zu Ammoniak, weshalb die<br />
Molekülformel N(1)H3 lautet. Der Einfachheit<br />
halber wird die Eins nicht ausgeschrieben [105].<br />
Abb. 86: Verhältnis 3:1<br />
<strong>Das</strong>s man von der Stoffmenge, die in der Reaktionsgleichung angegeben ist, auf das<br />
Volumen schließen kann, ergibt sich aus dem Satz von Avogadro.<br />
99
12. Die Schadstoffbelastung unserer Luft<br />
12. Die Schadstoffbelastung unserer Luft<br />
„Alle Ding' sind Gift und nichts ohn' Gift – allein die<br />
Dosis macht, dass ein Ding kein Gift ist."<br />
Dies ist ein bekanntes Zitat von Paracelsus [107]: Es sagt<br />
allerdings nichts darüber aus, dass es außerdem genauso<br />
wichtig ist, wo sich das „Gift“ befindet: Eine Erbse <strong>im</strong><br />
Garten ist nicht tödlich und dennoch kann man an ihr<br />
ersticken. Abb. 87: Paracelsus<br />
In diesem Kapitel wird hauptsächlich auf die vier bisher schon behandelten natürlichen<br />
Verbindungen NO und NO2 sowie CO2 und O3 eingegangen. Sie sind in ihrer<br />
natürlichen Funktion sehr nützlich und sogar lebenswichtig. Was sie allerdings so<br />
schädlich macht, wird in Kapitel 12.2 bis 12.4 beschrieben.<br />
Die folgenden vier Kapitel können in der Schule zum <strong>Thema</strong> „Umweltchemie/Umweltanalytik“<br />
in der Jahrgangsstufe 13 <strong>im</strong> „Wahlthema Angewandte Chemie“ besprochen<br />
werden.<br />
12.1 Was ist Smog?<br />
Smog ist ein Kunstwort, das aus Smoke (engl.) = Rauch und fog (engl.) = Nebel<br />
zusammengesetzt ist [108]. Es gibt zwei Arten von Smog: den „Londoner Smog“ und<br />
den „Los Angeles Smog“. Londoner Smog, der hauptsächlich aus SO2, Ruß und CO<br />
besteht, entsteht <strong>im</strong> Winter wegen intensiver Kohleverbrennung. Er wird deshalb auch<br />
als Wintersmog bezeichnet. Los Angeles Smog, der auch Sommersmog genannt wird,<br />
entsteht auf Grund des starken Autoverkehrs <strong>im</strong> Sommer. Er besteht aus CO, NOx,<br />
Kohlenwasserstoffen und Ozon [108].<br />
In der aktuellen Diskussion taucht häufig der Begriff „Elektrosmog“ auf, auf den <strong>im</strong><br />
Rahmen dieser Arbeit nicht näher eingegangen wird, da es sich hierbei um eine<br />
Bezeichnung für Strahlen- nicht aber Chemikalienbelastung handelt.<br />
Sowohl der Los Angeles als auch der Londoner Smog entsteht bei einer best<strong>im</strong>mten<br />
Wetterlage, der Inversionswetterlage.<br />
100
12. Die Schadstoffbelastung unserer Luft<br />
Normalerweise steigt die am Boden erwärmte Luft auf Grund ihrer geringeren Dichte<br />
auf und durchmischt die vertikalen Luftschichten [108]. Bei Inversionswetterlage<br />
hingegen, ist die Temperaturschichtung umgekehrt, also invers. Hier befindet sich<br />
kühlere Luft in Bodennähe. Sie kann nicht aufsteigen, da sie eine höhere Dichte besitzt<br />
als die Luft über ihr und es findet keine Durchmischung der Luftschichten statt. Dies<br />
führt dazu, dass die Bodennahe Luft, z.B. in Ballungsräumen, eine extrem hohe<br />
Schadstoffkonzentration enthält (vgl. Versuch 14 „Warm oder kalt – Schadstoffe <strong>im</strong><br />
Temperaturverlauf“, verändert nach [108]).<br />
Als „The Great Smog“ ging die Katastrophe von 1952 in London in die Geschichte<br />
ein. Sie begann am 5. Dezember und endete erst vier Tage später. Augenzeugen<br />
berichteten, dass, wenn sie ihre Hände ausstreckten, diese nicht mehr zu sehen waren.<br />
Wer sich nur kurz <strong>im</strong> Freien aufhielt, war schnell mit Ruß bedeckt und bekam<br />
Hustenanfälle. Nach Schätzungen starben bei diesem Vorfall und den Spätfolgen<br />
zwischen 4000 und 12 000 Menschen [109].<br />
Abb. 88: Statue von Ramses II am 28.6.2006 in Kairo würde [110].<br />
Aktuell ist Smog auch heute noch.<br />
Z.B. wurde am 28.06.2006 in Kairo<br />
eine mehr als 3200 Jahre alte Statue<br />
von Pharao Ramses II aus der Stadt<br />
zu ihrem neuen Standort in der Eben<br />
von Gizeh zu den großen Pyramiden<br />
gebracht, da sie sonst wegen des<br />
Smogs in der Stadt völlig zerstört<br />
Um den Schülern zu demonstrieren, wie eine<br />
Smog-Wetterlage aussieht, kann Demonstration 3:<br />
„Die Smog-Wetterlage“, verändert nach [108], vorgeführt<br />
werden. Hierbei sieht man, dass bei den<br />
verwendeten Räuchermännchen, die auf Grund<br />
ihrer Form besonders geeignet sind, da sie Fabrikschloten<br />
gleichen, die rechte Seite einer geteilten Abb. 89: Demonstration der<br />
Chromatographiekammer vollständig verrauchen. Smog-Wetterlage<br />
<strong>Das</strong> Gesicht, das auf der Rückseite befestigt ist, ist fast nicht mehr zu erkennen.<br />
101
12. Die Schadstoffbelastung unserer Luft<br />
<strong>Das</strong>s das Wort Smog aus dem Gebrauch verschwindet, liegt daran, dass andere Schlag-<br />
wörter wie Ozon-Alarm oder Feinstaubbelastung dafür verwendet werden.<br />
Die Diskussion <strong>im</strong> Sommer 2006 während der heißen Tage <strong>im</strong> Juli drehte sich um die<br />
Ozon-Belastung.<br />
12.2 Oben hui, unten pfui – bodennahes Ozon und das Ozonloch<br />
Die Bildung und den Abbau des stratosphärischen Ozons wurde in Kapitel 8.4 „Was<br />
passiert in der Stratosphäre?“ erläutert. Es bildet die Ozon-Schicht, welche die<br />
gefährlichen UV-Strahlen abhält und deshalb lebenswichtig ist, also: oben ,hui`.<br />
Entsteht der in Kapitel 12.1 erwähnte Sommersmog, wird Ozon in bodennahen Luftschichten<br />
gebildet (s.u.). Die Bildung von Ozon in Bodennähe ist für die Umwelt und<br />
den Menschen deshalb sehr schädlich, da es physiologisch auf die Schle<strong>im</strong>häute des<br />
Menschen wirkt. Besonders gefährdet sind die Atemwege und die Augen. Es wirkt<br />
zunächst stark reizend und kann bei hohen Konzentrationen zu irreversiblen Schäden<br />
führen. Hierbei können Kopfschmerzen, Atemnot und eine Betäubung des Geruchssinns<br />
auftreten. Durch Verursachung von Lungenödemen kann sogar der Tod eintreten.<br />
Weiterhin steht Ozon <strong>im</strong> begründeten Verdacht, krebserzeugendes Potential zu haben<br />
[111]. Also: unten ,pfui´.<br />
Die aggressive Wirkung, die Ozon auf Organismen hat, kann man den Schülern in<br />
einem Versuch (vgl. Versuch 10.2.2 „Eine Farbtonleiter“) zeigen. In Chlorophyllextrakt,<br />
das mit Ethanol aus Kleeblättern gewonnen wurde, werden unterschiedliche<br />
Volumina Ozon eingeleitet. Man kann erkennen, dass, je mehr Ozon hinzuströmt, der<br />
Farbton von grün über hellgelb nach farblos wechselt. Der Farbstoff wird <strong>im</strong>mer mehr<br />
oxidativ zerstört.<br />
Da UV-Licht der Wellenlänge unter 242 nm nicht mehr in die Troposphäre vordringt,<br />
wird dort Ozon dort nicht nach dem Chapman Mechanismus (vgl. Kap. 8.4 „Was<br />
passiert in der Stratosphäre?“) gebildet [66]. Da in Bodennähe aber Ozon vorhanden ist,<br />
muss es auf anderem Weg entstehen. Dies geschieht z.B. folgendermaßen:<br />
Zunächst entsteht Stickstoffmonoxid, vor allem durch den früh morgendlichen Verkehr<br />
und die Verbrennung fossiler Brennstoffe. Sein erstes Konzentrationsmax<strong>im</strong>um in der<br />
Tagesstatistik – an einem sonnigen Sommertag – in Abb. 90 liegt bei 22 mm 3 /m 3 , also<br />
22 mm 3 NO pro Kubikmeter Luft, und wird etwa um 8 Uhr morgens erreicht.<br />
102
12. Die Schadstoffbelastung unserer Luft<br />
Aus Stickstoffmonoxid wird, wie in Kapitel 4.4.1 „Fixierung des molekularen Stick-<br />
stoffs“, a) „Atmosphärische Fixierung“ beschrieben, Stickstoffdioxid gebildet.<br />
Dessen Konzentrationsmax<strong>im</strong>um in den Morgenstunden liegt bei etwa 27 mm 3 /m 3 und<br />
wird, da NO zur Bildung von NO2 vorhanden sein muss, später, also erst gegen 9 Uhr<br />
erreicht. Daraus entstehen durch Sonnenlicht Disauerstoff- und Stickstoffmonoxidradikale.<br />
Ersteres reagiert mit molekularem Sauerstoff zu Ozon, letzteres kann mit Disauerstoff<br />
erneut zu Stickstoffdioxid reagieren und der Prozess beginnt von vorne [66].<br />
NO2(g) NO · (g) + O · · (g) λ < 420 nm<br />
O · · (g) + O2(g) + M O3(g) + M<br />
O2(g) + NO2(g) O3(g) + NO · (g)<br />
Hierbei ist M ein beliebiger Stoßpartner, der die überschüssige Energie abführt, da das<br />
Ozonmolekül auf Grund seiner exothermen Bildungsenthalpie sofort wieder zerfallen<br />
würde [67].<br />
Dadurch, dass der obige Mechanismus katalytisch abläuft, da aus NO durch Sonnenlicht<br />
wieder NO2 gebildet wird, steigt die Ozon-Konzentration sprunghaft an und erreicht ihr<br />
Max<strong>im</strong>um etwa um 14 Uhr. Es liegt in Abb. 90 bei 65 mm 3 /m 3 . Abgebaut wird das<br />
entstandene Ozon nach der obigen Brutto-Reaktion, deren Gleichgewicht nachts auf der<br />
linken Seite liegt, da kein Sonnenlicht zur Bildung der Radikale vorhanden ist.<br />
Abb. 90: Die Luftschadstoffe NO, NO2 und O3 <strong>im</strong> Tagesverlauf<br />
103
12. Die Schadstoffbelastung unserer Luft<br />
Somit entsteht mehr Ozon in Bodennähe, je mehr Sonnenlicht vorhanden ist. Deshalb<br />
findet <strong>im</strong> Winter keine verstärkte Ozonbildung statt.<br />
Aktuelle Ozon-Werte können unter [112] abgerufen werden. Sie werden stündlich<br />
aktualisiert. Zum Schutz der menschlichen Gesundheit liegt die Informationsschwelle<br />
bei 180 μg/m 3 <strong>im</strong> 1-Std. Mittelwert, die Alarmschwelle bei 240 μg/m 3 bei drei<br />
aufeinander folgenden 1-Std. Mittelwerten.<br />
Um die Belastung der Umwelt und Menschen zu verringern, sollen die in Tabelle 8<br />
angegebenen Zielwerte bis 2010 erreicht werden.<br />
Mittelungszeitraum Zielwerte (bis 01.01.2010)<br />
1 Stunden Mittelwert 180 μg/m 3<br />
8-Stunden Mittelwert<br />
120 μg/m 3 , darf, gemittelt über drei Jahre, an<br />
höchstens 25 Tagen pro Kalenderjahr überschritten<br />
werden<br />
Tabelle 8: Zielwerte (2010) für den Schadstoff Ozon zum Schutz der menschlichen Gesundheit<br />
[112]<br />
<strong>Das</strong>s dies schwierig zu erreichen ist, sieht man daran, dass der 8-Stunden Mittelwert bis<br />
zum 30.08.2006 in Marburg schon 29-mal überschritten wurde [112]. Ein langfristiges<br />
Ziel ist es, dass dieser Wert <strong>im</strong> Kalenderjahr nicht überschritten wird.<br />
Die Ambivalenz von Stickstoffmonoxid sorgt für ein<br />
weiteres, anthropogen verursachtes Ozon-Problem:<br />
Unterhalb von 20 km Höhe wirkt NO Ozon-bildend (s.o.),<br />
oberhalb davon Ozon-abbauend (vgl. Kap. 8.4 „Was<br />
passiert in der Stratosphäre?“). Die Katalyse erreicht ihr<br />
Max<strong>im</strong>um in ca. 25 km Höhe [66]. Dorthin gelangt das am<br />
Boden, z.B. bei der Verbrennung von Kohle und Erdöl, Abb. 91: dreid<strong>im</strong>ensionale<br />
gebildete NO durch Luftzirkulation. Graphik des „Ozonlochs“<br />
U. a. dadurch entsteht das „Ozonloch“, welches – genauer betrachtet – kein richtiges<br />
Loch ist, sondern eine Konzentrationsverringerung von Ozon in der Ozonschicht.<br />
An der Form von Abb. 91 erkennt man, warum es dennoch als solches bezeichnet<br />
werden kann.<br />
104
12. Die Schadstoffbelastung unserer Luft<br />
Zwar ist der katalytische Abbau durch NO gegeben, aber viel extremer ist der Abbau<br />
von Ozon durch Chlor-Fluor-Kohlenwasserstoffe („CFKWs“), die z.B. in Spraydosen<br />
oder Feuerlöschern als Treibmittel verwendet wurden. Die Bildung von Chlorradikalen<br />
aus den CFKs und CFKWs findet in der Tropo- und Stratosphäre statt [66].<br />
CFK(g) + hν u. a. Cl · (g) (Stratosphäre)<br />
CFK(g) + O · · (g) u. a. Cl · (g) (Stratosphäre)<br />
CFKW(g) + HO · (g) u. a. Cl · (g) (Troposphäre, Stratosphäre)<br />
Be<strong>im</strong> katalytischen Abbau von Ozon geschieht folgendes:<br />
Cl · (g) + O3(g) O2(g) + ClO · g)<br />
ClO · (g) + O · · (g) ClO · (g) + ClO · (g)<br />
O3(g) + O · · (g) 2 O2(g)<br />
Der Abbau entspricht Abbaumechanismus durch NO-Radikale. Durch ihre lange<br />
Verweildauer in der Atmosphäre von vermutlich mehr 100 Jahren stellen sie, trotz eines<br />
weltweiten Emissionsstops, das größere Umweltproblem dar. Dies kann man in der<br />
Schule anhand des Versuches 10.2.4 Abbau von Ozon durch CFKWs zeigen.<br />
Hierbei wird zu ozonhaltigem Anodengas aus der Elektrolyse von Schwefelsäure (vgl.<br />
Versuch 10.1 „Elektrolyse – Gase aus einer Flüssigkeit“) Chloroform gegeben. Der<br />
anschließende Versuch, das Chlorophyllextrakt aus Versuch 10.2.2 „Eine Farbtonleiter“<br />
oxidativ zu zerstören, scheitert daran, dass das Ozon durch Chloroform abgebaut wurde<br />
[113].<br />
Dadurch, dass ca. 70 % der katalytischen<br />
Abbaumechanismen Licht-induziert sind [66],<br />
„reißt“ das Ozonloch bevorzugt an den Polen<br />
am weitesten auf, wenn aus Polarnacht Polartag<br />
wird, also um den 21.03. in der Arktis und um<br />
den 21.09. in der Antarktis, jeden Jahres.<br />
Die Ozonkonzentration wird in Dopson Units<br />
(DU) gemessen.<br />
Abb. 92: Ozonloch über der Antarktis<br />
105
12. Die Schadstoffbelastung unserer Luft<br />
Würde man alle Ozonmoleküle, die sich über einem beliebigen Punkt auf der Erde in<br />
der Luft befinden, einzeln auf die Erdoberfläche projezieren und auf 1 bar verdichten,<br />
erhält man eine Schicht, die je nach Jahreszeit und Erdregion zwischen 1,5 mm, also<br />
150 DU, und 5 mm, also 500 DU, dick sein kann [66]. Also entspricht 1 DU 0,01 mm.<br />
12.3 Regnet es wirklich Säure?<br />
Die Stickstoffoxide sind nicht nur für die Bildung von Ozon in Bodennähe und den<br />
Abbau in der unteren und mittleren Stratosphäre verantwortlich, sondern sie sind<br />
Mitverursacher des sauren Regens.<br />
Im Kreislauf, den der molekulare Stickstoff durchläuft (vgl. Kap. 4.4 „Ein Gas `geht´<br />
um die Welt – Der Distickstoffkreislauf“), entsteht auf natürliche Art und Weise Salpetersäure,<br />
die als Nitrate in den Boden gewaschen wird. Die Zunahme von Stickstoffoxiden<br />
in der Luft, vor allem durch Autoabgase und Verbrennung fossiler Brennstoffe,<br />
sorgt dafür, dass mehr Säure gebildet wird.<br />
Weiterer Verursacher von saurem Regen sind Schwefeldioxide und Kohlenstoffdioxid,<br />
die in Form von Säuren herabregnen [66]. Auf die letzten zwei wird in diesem<br />
Zusammenhang aber nicht näher eingegangen.<br />
Be<strong>im</strong> Herabregnen z.B. von Salpetersäure können Denkmäler wie der Kölner Dom, die<br />
aus Kalkstein bestehen, nach und nach aufgelöst werden.<br />
CaCO3(s) + 2 H3O + (aq) Ca 2+ (aq) + CO2(g) ↑ + 3 H2O<br />
Durch den niedrigen pH-Wert <strong>im</strong> Boden kann der Wasserhaushalt der Organismen<br />
gestört werden. Die Blattorgane der Blätter an Bäumen und Sträuchern werden<br />
angegriffen. Dies führt z.B. zu erhöhter Transpiration der Bäume und deshalb zu<br />
Wassermangel und weiteren Mangelerscheinungen [108].<br />
Um den Ausstoß von Stickstoffoxiden zu verringern und damit drei Umweltproblemen,<br />
dem sauren Regen, der Bildung von bodennahem Ozon sowie dem Ozonabbau in der<br />
unteren und mittleren Stratosphäre entgegenzuwirken, sollen die in Tabelle 9<br />
aufgeführten Zielwerte (bei Standardbedingungen) bis zum 01. Januar 2010 erreicht<br />
werden.<br />
106
12. Die Schadstoffbelastung unserer Luft<br />
Mittelungszeitraum Zielwert (bis 01.01.2010)<br />
1 Stunden Mittelwert<br />
Kalenderjahr 40 μg/m 3<br />
200 μg/m 3 dürfen nicht öfter als 18-mal <strong>im</strong><br />
Kalenderjahr überschritten werden.<br />
Tabelle 9: Zielwerte (2010) für Stickstoffoxide zum Schutz der menschlichen Gesundheit [112]<br />
Die Alarmschwelle für die Stickstoffoxide liegt bei 400 μg/m 3 [112].<br />
Sowohl die in Tabelle 8 in Kapitel 12.2 „Oben hui, unten pfui – bodennahes Ozon und<br />
das Ozonloch“ als auch in Tabelle 9 aufgeführten Zielwerte sollen durch verschiedene<br />
Schutzmaßnahmen erreicht werden. So kann z.B. durch einsetzen eines geregelten<br />
Dreiwegekatalysators die Entstehung von NO in Benzinmotoren um bis zu 90 %<br />
verringert werden [108]. Der Einbau eines Dreiwegekatalysators in den PKW ist seit<br />
1987 in Deutschland Pflicht [114]. Weiterhin werden sogenannte Stickstoffoxidminderungsanlagen<br />
in Kraftwerken, die fossile Brennstoffe verbrennen, verwendet<br />
[108]. Beide Maßnahmen, sowie ein Verzicht auf den PKW an Sommertagen, bilden die<br />
Basis dafür, dass weniger bodennahes Ozon entsteht, da dies aus dem NO gebildet wird<br />
(s.o.).<br />
Auf die genaue Funktionsweise der <strong>im</strong> oberen Abschnitt beschriebenen, sowie weitere<br />
Umweltschutzmaßnahmen, wie z.B. die Rauchgasentschwefelung, wird <strong>im</strong> Rahmen<br />
dieser Arbeit nicht näher eingegangen.<br />
Ein weiteres Umweltproblem neben den bisher genannten ist der anthropogene<br />
Treibhauseffekt.<br />
12.4 Der anthropogene Treibhauseffekt<br />
Wie bereits in Kapitel 7.3 erwähnt, sind Wasser und Kohlenstoffdioxid die Hauptverursacher<br />
des natürlichen Treibhauseffekts.<br />
Seit Beginn der Industrialisierung (um 1750) steigt die vom Menschen verursachte CO2<br />
Produktion, z.B. durch Verbrennung von Kohle, Erdöl und Erdgas und aus CO (vgl.<br />
Kap. 9 „Spuren von Gasen“), das durch unvollständige Verbrennung fossiler<br />
Brennstoffe entsteht, stetig an [79].<br />
107
12. Die Schadstoffbelastung unserer Luft<br />
Ein weiteres Problem ist, dass z.B. durch übermäßiges Abholzen der Wälder weniger<br />
Kohlenstoffdioxid aus der Luft gebunden wird (vgl. Kap. 5.4 „Atmung und Photo-<br />
synthese – Ein Disauerstoffkreislauf“). Somit ist das Ass<strong>im</strong>ilations-/Diss<strong>im</strong>ilations-<br />
gleichgewicht nicht mehr ausgeglichen.<br />
Durch die „Globale Erwärmung“ wird das Wasser in den Ozeanen erwärmt und kann<br />
somit weniger CO2 binden (vgl. Kap. 7.4 „Ferien am Lake Nyos – besser nicht!“). Die<br />
Erwärmung sorgt auch dafür, dass mehr Wasser in der Luft enthalten ist (vgl. Kap. 10.3<br />
„Warum trocknet unsere Wäsche – das Verdampfen“).<br />
Diese aufgeführten Faktoren zeigen, dass die Konzentration der beiden Haupt-<br />
Treibhausgase in der Atmosphäre ansteigt und somit weniger der an der Erdoberfläche<br />
reflektierten Infrarotstrahlung ins Weltall entweichen kann. Dies führt zur weiteren<br />
Aufwärmung der Erdoberfläche und zur Verstärkung des natürlichen Treibhauseffektes.<br />
Weitere, rein anthropogen entstandene Treibhausgase sind die in Kapitel 12.2 „Oben<br />
hui, unten pfui – Bodennahes Ozon und das Ozonloch“ erwähnten CFKWs. Auch <strong>im</strong><br />
Zusammenhang mit dem anthropogenen Treibhauseffekt stellen sie auf Grund ihrer<br />
Langlebigkeit (bis zu 100 Jahre) ein Umweltproblem dar. Sie verstärken den Treibhauseffekt<br />
deshalb stark, da sie IR-Licht in einem Wellenlängenbereich um 10 000 nm<br />
absorbieren, indem die übrige Atmosphäre transparent ist [79].<br />
108
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Auf den nachfolgenden Seiten befinden sich die Versuchsprotokolle, inkl. der<br />
Beobachtungen, sowie eine Kurz-Erklärung der durchgeführten Versuche.<br />
Weiterhin sind die zum Inhalt der Arbeit entwickelten Arbeitsblätter aufgelistet. Sie<br />
können als Kopiervorlage dienen, da ihre Lösungen in die Kapitel eingebunden sind,<br />
aber auf dem Arbeitsblatt selbst nicht erwähnt werden.<br />
Die Reihenfolge entspricht der, wie sie <strong>im</strong> laufenden Text der zugehörigen Kapitel<br />
vorkommen.<br />
Am Ende der Versuchsprotokolle befindet sich eine Bemerkung, die beinhaltet, was an<br />
dem Versuch, <strong>im</strong> Gegensatz zur Versuchsvorschrift, verändert und weshalb er ausgewählt<br />
wurde.<br />
Die in den Versuchsvorschriften verwendeten Bilder sind alle selbst photographiert, die<br />
Zeichnungen selbst angefertigt oder der Literatur zum Versuch entnommen. <strong>Das</strong> Ikon<br />
zeigen an, welcher Versuche zu welchem <strong>Thema</strong> gehören. Es ist dem jeweiligen Kapitel<br />
entnommen, so dass die Literaturangabe hierzu entfällt.<br />
Ebenfalls in diesem Kapitel enthalten sind die Richtlinien und Sicherheitssätze der<br />
verwendeten und entstandenen Chemikalien. Diese Liste befindet hinter den Versuchen<br />
und Arbeitsblättern.<br />
Zuletzt beinhaltet das Kapitel ein Domino-Spiel, dass <strong>im</strong> Rahmen der Arbeit entwickelt<br />
wurde. Es kann als Kopiervorlage dienen. Die enthaltenen Bilder sind, bis auf Start und<br />
Ziel [95], der Arbeit entnommen.<br />
109
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Arbeitsblatt 1: Die Entstehung der heutigen Atmosphäre<br />
(übernommen von [9])<br />
Aufgabe: Lese den nachfolgenden Text sorgfältig durch und beantworte die Fragen<br />
dazu schriftlich.<br />
„ … wurde vor einigen Jahren die gänzlich unerwartete Tatsache entdeckt, dass die<br />
heutige Atmosphäre unserer Erde gar nicht die ursprüngliche ist.“ [5]<br />
„Die Uratmosphäre war nach heutiger Kenntnis <strong>im</strong> Wesentlichen aus Wasserdampf,<br />
Kohlenstoffdioxid und Stickstoff zusammengesetzt. Daneben spielten auch<br />
Schwefelverbindungen, Methan und Ammoniak eine Rolle. Sauerstoff fehlte dagegen<br />
fast ganz. Selbst wenn sich Sauerstoff durch die starke UV-Strahlung aus<br />
Wasserdampf bildete, wurde er sofort wieder chemisch gebunden.<br />
Eine erste Veränderung der Uratmosphäre<br />
wurde durch Entgasungsprozesse<br />
hervorgerufen: Diwasserstoff<br />
diffundierte ins Weltall,<br />
Vulkane gaben Gase in die<br />
Atmosphäre ab. Auch Lösungs- und<br />
Fällungsvorgänge, sowie<br />
Reaktionen der Gase mit dem<br />
Wasser oder in den Gesteinen<br />
enthaltenen Verbindungen veränderten<br />
die Zusammensetzung der<br />
Luft nachhaltig.<br />
Der eigentlich revolutionäre Prozess war aber das Auftreten der ersten Lebewesen.<br />
Die ursprünglichen Verhältnisse wurden durch sie schließlich auf den Kopf gestellt.<br />
Zunächst handelte es sich hierbei um niedere anaerobe Lebensformen, die in der Lage<br />
waren, den vorhandenen sauerstofffreien Lebensraum zu nutzen. Die noch heute<br />
existierenden anaerob lebenden Bakterien und Blaualgen geben einen guten Eindruck<br />
von dieser Entwicklungsstufe des Lebens.<br />
110
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Photosynthetisch aktive Organismen sorgten nach und nach dafür, dass schließlich<br />
der Sauerstoff in die Atmosphäre kam. Sie waren in der Lage, mit Hilfe des<br />
Sonnenlichtes Wasser zu spalten und Sauerstoff freizusetzen.<br />
Man vermutet, dass dieser erste Sauerstoff anfangs die noch reichlich vorhandenen<br />
Eisen(II)-Verbindungen zu Eisen(III)-Verbindungen oxidierte und dadurch chemisch<br />
gebunden wurde. Erst als keine Fe 2+ -Ionen mehr zur Verfügung standen, gelangte<br />
freier Sauerstoff in die Atmosphäre.<br />
Nun erst konnten sich aerobe Lebewesen entwickeln, die Sauerstoff atmen. In der<br />
Stratosphäre bildete sich dann jene Ozonschicht, von der heute oft die Rede ist. Diese<br />
Schicht entsteht unter dem Einfluss von UV-Strahlung, die dabei absorbiert wird.“<br />
Aufgabe 2:<br />
• Woraus bestand die Uratmosphäre?<br />
• Erklärt die in Abschnitt 2 fett gedruckten Begriffe chemisch! Verwendet dazu auch<br />
Abb. 1. Um den Kreislauf welchen Elementes handelt es sich?<br />
• Warum gelangte der Sauerstoff, der durch die Cyanobakterien entstand, nicht direkt<br />
in die Atmosphäre? Stellt die zugehörige Redoxgleichung auf!<br />
• Was bedeutet aerob bzw. anaerob? Nennt jeweils mehrere aerobe und mindestens<br />
eine anaerobe Lebensform.<br />
• Beschreibt den Prozess der Photosynthese bzw. Atmung.<br />
111
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Versuch 1: Die Hauptbestandteile der Luft<br />
1.1 Eine Kerze erStick(stoff)t!<br />
Geräte: Pneumatische Wanne, Erlenmeyerkolben, Feuerzeug<br />
Chemikalien: Teelicht, Leitungswasser<br />
Durchführung: Die pneumatische Wanne wird zu ¾ mit Leitungswasser gefüllt.<br />
Dann stellt man das Teelicht vorsichtig auf die Wasseroberfläche und zündet es an.<br />
Anschließend wird ein Erlenmeyerkolben darüber gestülpt, am besten einer, in dessen<br />
Öffnung die Kerze gerade so hinein passt. Es ist darauf zu achten, dass der<br />
Erlenmeyerkolben mit dem Rand etwa 2-3 cm unter Wasser ist.<br />
Beobachtung: Die Kerze erlischt nach einiger Zeit. Ein wenig Wasser wird in den<br />
Erlenmeyerkolben gesaugt.<br />
Kurz-Erklärung: Der Distickstoff unterhält die Verbrennung nicht. Ist der<br />
Sauerstoffanteil der Luft (etwa 1 /5) verbraucht, erlischt die Flamme.<br />
1.2 Wie viel „Luft“ bleibt übrig?<br />
Geräte: Pneumatische Wanne, 350 mL Erlenmeyerkolben, der vollständig graduiert<br />
ein Volumen von 410 mL besitzt, Feuerzeug<br />
Chemikalien: Teelicht, Leitungswasser<br />
Durchführung: Der Versuch 1.1 wird erneut durchgeführt, allerdings mit dem<br />
vollständig graduierten Erlenmeyerkolben. Wenn die Kerze erloschen ist und sich der<br />
Stand des Wasserspiegels <strong>im</strong> Erlenmeyerkolben nicht mehr ändert, wird dieser<br />
markiert. Dabei ist darauf zu achten, dass der Erlenmeyerkolben nur gerade so unter<br />
Wasser getaucht ist, damit die max<strong>im</strong>ale Wasserhöhe abgelesen werden kann.<br />
Beobachtung: Der Wasserspiegel <strong>im</strong> Erlenmeyerkolben steigt an. Es werden etwa<br />
80 mL Wasser in den Kolben gesogen.<br />
112
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Kurz-Erklärung: Der Erlenmeyerkolben besitzt ein Volumen von rund 410 mL.<br />
80 mL entsprechen somit etwa 1 /5 des Gesamtvolumens. Dies ist der Anteil, den der<br />
molekulare Sauerstoff in der Luft besitzt und der be<strong>im</strong> Verbrennen von der Kerze<br />
verbraucht wird.<br />
Eigentlich entsteht bei der Verbrennung von Paraffin mit Disauerstoff gleich viel<br />
Kohlenstoffdioxid. Hierbei wird – <strong>im</strong> Sinne einer didaktischen Reduktion – vernachlässigt,<br />
dass be<strong>im</strong> Verbrennen von Paraffin, welches aus ungesättigten Kohlenwasserstoffen<br />
[33] der Formel CnH2n+1 besteht, CO2 entsteht.<br />
CnH2n+1(l) + ( 3 /2n+ 1 2 n + 1<br />
/4) O2(g) n CO2(aq) + ( ) H2O<br />
2<br />
Dieses wird allerdings <strong>im</strong> Wasser gelöst und erhöht somit das Volumen nicht. Ein<br />
weiterer Effekt, der die Durchführung des Versuches möglich macht, ist, dass sich<br />
Gase be<strong>im</strong> Abkühlen zusammenziehen und deshalb das Wasser in den<br />
Erlenmeyerkolben gesogen wird.<br />
Bemerkung: Beide Versuche sind in Anlehnung an den Versuch, der in der Einleitung<br />
beschrieben wurde, und bei der Entwicklung des CO2-Entwicklers entstanden.<br />
Ein ähnlicher Versuch, die Verbrennung von Phosphor in einem abgeschlossenen<br />
Luftraum, wird in [18] beschrieben.<br />
Die Intention des Versuches war, den Verbrauch von 1 /5 Luft bei der Verbrennung mit<br />
einfacheren Mittel anschaulich schon in der Jahrgansstufe 8 zu zeigen. Die bekannten<br />
Apparaturen zur Best<strong>im</strong>mung des Sauerstoffgehaltes der Luft, welche aus zwei<br />
Kolbenprobern, die über ein Glührohr verbunden sind, bestehen, sind sehr aufwändig<br />
<strong>im</strong> Aufbau und folglich nicht als Schülerversuch <strong>im</strong> Anfangsunterricht durchzuführen.<br />
113
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Arbeitsblatt 2: Hausaufgabenversuche zur Zusammensetzung der<br />
Luft<br />
Aufgabe 1: Lest die Vorschrift genau durch und führt dann den Versuch durch.<br />
Geräte: 250 mL Messbecher, durchsichtige Salatschüssel, Feuerzeug<br />
Chemikalien: Teelicht, Leitungswasser<br />
Durchführung: Die Salatschüssel wird zu ¾ mit Leitungswasser gefüllt. Man stellt<br />
das Teelicht vorsichtig auf das Wasser und zündet es an. Anschließend wird der<br />
Messbecher darüber gestülpt und zwar so, dass er mit dem Rand etwa 2-3 cm unter<br />
Wasser ist. Jetzt wartet man, bis die Kerze erloschen ist und beobachtet den<br />
Wasserspiegel.<br />
Notiert die Beobachtung:<br />
Aufgabe 2:<br />
Führt den Versuch erneut durch. Markiert nach dem Erlöschen der Kerze den Stand<br />
des Wasserspiegels auf dem Messbecher mit einem ABWASCHBAREN Stift. Achtet<br />
dabei darauf, dass der Messbecher nur gerade so unter Wasser getaucht ist.<br />
Wie viel mL Wasser werden in den Messbecher gesogen?<br />
Aufgabe 3:<br />
Findet heraus, wer Carl Scheele war! Wann hat er gelebt und was hat er zum<br />
Stickstoff gesagt? Welche Eigenschaften hat Stickstoff? Fertigt einen Steckbrief mit<br />
den wichtigsten an!<br />
114
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Versuch 2: Dichte und molare Masse von Gasen – schnell und<br />
unkompliziert<br />
Geräte: Gasmolwaage GW 61 Plexi , Gummischlauch, Quetschhahn nach Mohr<br />
Chemikalien: N2, 3 O2 - Druckgasflaschen<br />
Durchführung: Damit die Gasmolwaage vollständig und ausschließlich mit Luft<br />
gefüllt ist, pumpt man mit Hilfe des Peleusballs 2-3-mal Luft hindurch. An den<br />
oberen Ausgang befestigt man ein kurzes Stück Schlauch mit noch geöffnetem<br />
Quetschhahn. Dann kann man die Gasmolwaage über eine möglichst kurze<br />
Schlauchzuleitung mit dem jeweilig zu best<strong>im</strong>menden Gas aus der Druckgasflasche<br />
befüllen. Dazu lässt man dieses etwa 1 Minute durchströmen, schließt dann zunächst<br />
die Druckgasflasche und direkt danach den Quetschhahn, damit das Gas nach dem<br />
Befüllen nicht entweichen kann.<br />
Beobachtung: Man kann folgende Werte ablesen:<br />
Gasart molare Masse M [mol/g] Dichte δ [L/g]<br />
Luft 28,8 1,293<br />
N2 28 1,25<br />
O2 32 1,429<br />
Kurz-Erläuterung des Prinzips der Gasmolwaage:<br />
Die Messung der molaren Masse und der Dichte<br />
beruht auf „Messung des Auftriebes<br />
(ARCHIMEDES), den eine geschlossene Kugel in<br />
einem Gas erfährt, mittels einer Federwaage, die mit<br />
einer empfindlichen kleinen Balkenwaage gekoppelt<br />
ist.“ [20]<br />
Bemerkung: Die Genauigkeit der Werte liegt daran, dass sie direkt auf die Skala der<br />
Gasmolwaage aufgedruckt sind. Der Versuch wurde ausgewählt, da er sehr unkompliziert<br />
und gut mit Schülern durchführbar ist. Nachteilig ist, dass das Befüllen<br />
der Gasmolwaage nur mit Hilfe des Lehrers möglich ist.<br />
115
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Arbeitsblatt 3: Ein Modell für ein Modell<br />
Chemikalien: Streichholzschachtel mit bunten Büroklammern (6 verschiedene<br />
Farben)<br />
Aufgabe: Erfindet, anhand der Abbildung der folgenden gegebenen Atom- bzw.<br />
Molekülorbitale, ein passendes Modell aus bunten Büroklammern, das die Bindungen<br />
<strong>im</strong> N2 darstellt. Wie kann man die Büroklammern sinnvoll miteinander verbinden?<br />
Beantwortet dabei folgende Fragen:<br />
•Wofür steht eine Büroklammer?<br />
•Wie kann man <strong>im</strong> Modell die Vorzeichen der Orbitallappen erkennen?<br />
•Welche Büroklammern ergeben, wenn man sie miteinander verbindet, eine Bindung?<br />
•Was entsteht, wenn verschiedene Farben miteinander verbunden werden?<br />
•Wie sieht das gesamte Modell<br />
für das py-Orbital aus? Zeichnet dazu zunächst ein<br />
beschriftetes Achsenkreuz!<br />
116
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Versuch 3: Aus der Luft in den Boden – Blitze fixieren N2<br />
Geräte: Scheidtsche Kugel mit Kupferelektroden, Hochspannungstransformator<br />
(Leistung VA 325/ Hz 50-60, Pr<strong>im</strong>.Volt 220, Pr<strong>im</strong>.Amp. 1,6, Sec. Volt 8800, Sec.<br />
Amp. 0,04) mit Voltron Leistungssteller, Acilit® pH-Teststäbchen (Firma Merck)<br />
Chemikalien: Leitungswasser, Luft<br />
Versuchsaufbau: Die beiden Kupferelektroden werden gegenüber in der Scheidtschen<br />
Kugel befestigt, so dass ihre Spitzen max<strong>im</strong>al 1 cm weit auseinander sind. Am<br />
oberen Ausgang befestigt man das Handgebläse, unten einen Dreiwegehahn, der eine<br />
Weiterleitung zu einer mit Wasser befüllten Gaswaschflasche besitzt. Die Kupferelektroden<br />
werden mit dem Hochspannungstransformator über zwei Kabel<br />
verbunden.<br />
Durchführung: Es wird so lange bei Stufe 8 bis 10 des Leistungsstellers Spannung<br />
angelegt, bis die Kugel vollständig mit einem braunen Gas befüllt ist.<br />
Beobachtung: Nach 2-3 Minuten wird das Innere der<br />
Kugel braun. Nachdem das entstandene Gas mit Hilfe<br />
der Handpumpe in das Wasser gepumpt wurde, misst<br />
man eine pH-Wert von 4,5.<br />
Kurz-Erklärung: Durch die Hochspannung entsteht zunächst Stickstoffmonoxid [R<br />
8-26-34, S 1-9-17-26-36/37/39-41, T+, C, O], das mit dem vorhandenen Sauerstoff zu<br />
Stickstoffdioxid [R 26-34, S 9-26-28-36/37/39-45, T+,C] reagiert.<br />
N2(g) + O2(g) 2 NO(g)<br />
2 NO(g) + O2(g) 2 NO2(g)<br />
Wegen der Hochspannung und der Giftigkeit der entstandenen Gase ist dieser<br />
Versuch ausschließlich als Lehrerversuch durchzuführen. Stickstoffdioxid ist ein<br />
braunes Gas. Leitet man es in Wasser, entsteht Salpetersäure[R 34, S 23-26-36/37/39-<br />
45, C]. Dies erklärt den gemessenen pH-Wert von 4,5.<br />
3 NO2(g) + H2O HNO3(aq) + NO(g)<br />
117
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Versuch 4: Disauerstoff aus Kupfer(II)-oxid<br />
4.1 Darstellung von molekularem Sauerstoff<br />
Geräte: Bunsenbrenner, Reagenzglas, Stopfen mit Einleitungsrohr, pneumatische<br />
Wanne, Standzylinder, Stativmaterial<br />
Chemikalien: Kupfer(II)-oxid [R 22, S 22, X], Leitungswasser<br />
Versuchsaufbau: In ein schräg eingespanntes Reagenzglas wird etwa 1-2 cm hoch<br />
Kupfer(II)-oxid eingefüllt. Nun füllt man einen Standzylinder mit Wasser, befestigt ihn<br />
über der pneumatischen Wanne. Der Stopfen mit Einleitungsrohr wird auf das Reagenzglas<br />
gesetzt, so dass das Einleitungsrohr bis in den Standzylinder reicht.<br />
Durchführung: <strong>Das</strong> Kupfer(II)-oxid wird mit dem Bunsenbrenner so lange erhitzt, bis<br />
dass der Standzylinder vollständig mit Gas gefüllt ist.<br />
Beobachtung: Es steigen Gasblasen auf, die das Wasser verdrängen.<br />
Kurz-Erklärung: <strong>Das</strong> Kupfer(II)-oxid zersetzt sich bei 900 °C zu Kupfer(I)-oxid [R 20-<br />
50/53, S 20-60-61, Xn, N] und Disauerstoff [R 8, S 17, O].<br />
4.2 Die Gl<strong>im</strong>mspanprobe<br />
Geräte: wie in 5.1, Glasdeckel, Holzspan<br />
4 CuO(s) 2 Cu2O(s) + O2(g)<br />
Chemikalien: mit Disauerstoff befüllter Standzylinder<br />
Durchführung: Der mit Disauerstoff befüllte Standzylinder wird von unten mit einem<br />
Glasdeckel verschlossen, aus der pneumatischen Wanne entnommen und herumgedreht.<br />
Man hält einen gl<strong>im</strong>menden Holzspan hinein.<br />
Beobachtung: Der Span entzündet sich und brennt wieder mit heller Flamme.<br />
118
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Kurz-Erklärung: Reiner Disauerstoff ist ein starkes Oxidationsmittel und unterhält die<br />
Verbrennung.<br />
Bemerkung: Der Versuch wurde ausgewählt, da mit ihm ein historisch orientierter<br />
Unterrichtseinstieg möglich ist. Carl Scheele erhitzte Quecksilber(II)-oxid und erhielt<br />
elementares Quecksilber und Disauerstoff, den er als „dephlogistierte Luft“ bezeichnete<br />
[31]. Die Durchführung des historischen Versuchs ist aber, auf Grund der Gefährlichkeit<br />
von elementarem Quecksilber, in der Schule nicht möglich, die Zersetzung von<br />
Kupfer(II)-oxid ein guter Ersatz.<br />
Dadurch, dass in Wirklichkeit kein elementares Kupfer, sondern Kupfer(I)-oxid [34] entsteht,<br />
ist allerdings eine didaktische Reduktion nötig.<br />
Beide Versuche sind sehr anschaulich und haben einen starken Wiedererkennungswert.<br />
119
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Versuch 5: Eine sehr kalte, hellblaue Flüssigkeit<br />
5.1 Darstellung von flüssigem, molekularem 3 O2<br />
Geräte: Dewar, Kühlfalle mit abnehmbarem Einsatz, Gaswaschflasche mit Fritte,<br />
Gummischläuche, Schlauchschellen, Stativmaterial<br />
Chemikalien: Molekularer Sauerstoff [R 8, S 17, O] aus der Druckgasflasche mit<br />
Druckminderer, flüssiger molekularer Stickstoff [S 9-23-36]<br />
Versuchsaufbau:<br />
O2-Zustrom<br />
Durchführung: Gasförmiger Disauerstoff wird aus der Druckgasflasche durch<br />
die Kühlfalle geleitet und somit die Apparatur 1-2 Minuten gespült. Nun taucht<br />
man die Kühlfalle vorsichtig in den etwa zur Hälfte mit flüssigem Distickstoff<br />
befüllten Dewar. Es wird weitere 5 Minuten 3 O2 eingeleitet. Der Versuch ist<br />
beendet, wenn die Kühlfalle etwa 1,5 cm hoch mit Flüssigkeit gefüllt ist.<br />
Beobachtung: Es entsteht flüssiger, hellblauer Disauerstoff. [R 8, S 9-17-21-<br />
36/37/39-51, O]<br />
Achtung: Es dürfen sich weder organisches Material noch Zündquellen in der<br />
Nähe des Abzuges befinden, da flüssiger Disauerstoff heftig damit reagiert!<br />
Bemerkung: Die Herstellung von flüssigem Disauerstoff zeigt, das flüssiger Distickstoff<br />
eine niedrigere Siedetemperatur besitzt, also in der Lage ist, Disauerstoff<br />
zu verflüssigen [16, 31]. Dieser ist wichtig für die nachfolgenden<br />
Versuche, die die Eigenschaften von Disauerstoff demonstrieren. Bemerkenswert<br />
bei diesem Versuch ist weiterhin die stechend hellblaue Farbe.<br />
120
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
5.2 Sinkende blaue Blasen<br />
Geräte: 500 mL Standzylinder, ersatzweise ein 500 mL Becherglas<br />
Chemikalien: 100 mL Wasser, ca. 10 mL flüssiger, molekularer Sauerstoff<br />
(entspricht 1,5 cm in der Kühlfalle) aus Versuch 5.1<br />
Durchführung: Man entn<strong>im</strong>mt die Kühlfalle der Apparatur aus Versuch 5.1 und<br />
gießt den flüssigen, blauen Disauerstoff in einen 500 mL Standzylinder, den man<br />
vorher mit 100 mL Wasser befüllt hat.<br />
Beobachtung: Der flüssige molekulare Sauerstoff verdampft unter starker<br />
Nebelbildung. Die blauen Blasen sinken <strong>im</strong> Wasser <strong>im</strong>mer wieder nach unten und<br />
um sie herum bildet sich eine weiße „Dampfhaut“.<br />
Nebel<br />
Phasenübergänge von<br />
Wasser/fl. 3 O2/Luft<br />
hellblaue, flüssige 3 O2- Blase<br />
Kurz-Erklärung: Molekularer Sauerstoff hat <strong>im</strong> flüssigen Zustand eine Dichte<br />
von 1,14 g/cm 3 . Da sie somit größer ist als die Dichte von Wasser, die 1 g/cm 3<br />
beträgt, sinken die hellblauen Blasen <strong>im</strong>mer wieder herab. <strong>Das</strong>s der flüssige<br />
Disauerstoff nicht auf den Boden sinken kann, liegt daran, dass sich eine<br />
„Dampfhaut“ ausbildet, die für Auftrieb sorgt und somit den eigentlich dichteren<br />
molekularen Sauerstoff wieder an die Oberfläche transportiert.<br />
Bemerkung: Durch die Verflüssigung von molekularem Sauerstoff kann man<br />
den Schülern zeigen, dass er mit 1,14 g/cm 3 eine über 1300 - fach größere Dichte<br />
besitzt als gasförmiger Disauerstoff mit 1,492 g/L.<br />
121
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
5.3 Achtung: Explosiv!<br />
Geräte: Gl<strong>im</strong>mspan, Feuerzeug<br />
Chemikalien: Wattebausch, ca. 10 mL flüssiger, molekularer Sauerstoff<br />
(entspricht 1,5 cm Höhe in der Kühlfalle) aus Versuch 5.1<br />
Durchführung: Man gibt den flüssigen Disauerstoff auf die Watte und entzündet<br />
sie mit einem nur gl<strong>im</strong>menden Holzspan.<br />
Beobachtung: Die Watte entzündet sich explosionsartig.<br />
Kurz-Erklärung: Flüssiger Disauerstoff wirkt, auf Grund seiner konzentrierten<br />
Form, noch stärker oxidierend als reiner molekularer gasförmiger Sauerstoff.<br />
Bemerkung: In der Versuchsbeschreibung soll zusätzlich feines Kohlepulver auf<br />
der Watte verteilt werden. Da die Reaktion stark genug ist, kann das Kohlepulver<br />
weggelassen werden.<br />
5.4 Zum Paramagnetismus des 3 O2<br />
Geräte: NMR-Röhrchen, Dewar, Pipette, Aufhängevorrichtung, Trafo (25 V),<br />
Magnet der Firma Leybold mit n = 500 Windungen pro Spule<br />
Chemikalien: 2 - 3 Pipetten flüssiger Disauerstoff aus Versuch 5.1<br />
122
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Versuchsaufbau:<br />
Durchführung: Der Versuch kann nur<br />
zu zweit durchgeführt werden. Sowohl<br />
die Pipette als auch das NMR-<br />
Röhrchen müssen <strong>im</strong> Dewar mit<br />
flüssigem Distickstoff gekühlt werden.<br />
In denselben Dewar stellt man auch die<br />
Kühlfalle, die den flüssigen,<br />
molekularen Sauerstoff enthält. Diesen<br />
füllt man <strong>im</strong> Dewar in das NMR-<br />
Röhrchen.<br />
Hierbei ist darauf zu achten, dass der flüssige Distickstoff, in dem die Pipette<br />
steht, nicht auch in das NMR-Röhrchen gelangt.<br />
Ist das Röhrchen etwa ¼ gefüllt, gibt man es in die Hängevorrichtung, so dass<br />
sich die Spitze direkt zwischen den Magnetspulen befindet. Die zweite Person<br />
stellt den Trafo auf 15V Gleichspannung an.<br />
Beobachtung: <strong>Das</strong> NMR-Röhrchen wird in den Magneten hineingezogen.<br />
Hierbei kann es passieren, da der flüssige Disauerstoff schnell und oft ruckartig<br />
verdampft, dass das NMR-Röhrchen schlagartig nach vorne gezogen wird.<br />
Kurz-Erklärung: Disauerstoff ist paramagnetisch und wird somit in den<br />
Magneten gezogen.<br />
Bemerkung:. Es ist besonders schwierig, den flüssigen Disauerstoff in das NMR-<br />
Röhrchen einzufüllen, weshalb dise einige Zeit vorher geübt werden sollte, damit<br />
es bei der Durchführung funktioniert.<br />
Der Versuch insgesamt ist, auf Grund der hohen Reaktivität des flüssigen<br />
Disauerstoffs, nur als Lehrerversuch durchzuführen.<br />
Die Abänderung von der Versuchsvorschrift [37] stammt von Herrn Tuleweit und<br />
Herrn Donath.<br />
123
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Versuch 6: Vergleich von Helium und molekularem Wasserstoff<br />
6.1 Aufstieg in schwindelerregende Höhen<br />
Geräte: 2 verschiedenfarbige Luftballons, Edding<br />
Chemikalien: Helium [S 9-23] und Diwasserstoff [R12, S 9, F+] aus einer<br />
Druckgasflasche, jeweils mit eigenem Druckminderer<br />
Durchführung: Ein Luftballon wird mit Heliumgas,<br />
einer mit Diwasserstoff befüllt. Anschließend sollte<br />
man sie beschriften, damit man sie in Versuch 7.2<br />
auseinander halten kann. Alternativ kann man<br />
verschiedenfarbige Luftballons verwenden. Sie sollten<br />
möglichst gleich groß sein und werden gleichzeitig<br />
losgelassen.<br />
Beobachtung: Die beiden Ballons steigen gleich schnell an die Raumdecke.<br />
Kurz-Erklärung: Beide Gase haben eine geringere Dichte als Luft und steigen somit<br />
nach oben.<br />
6.2 Backdraft!<br />
Geräte: Teelicht, Tesafilm, lange Stativstange oder Tafelstock<br />
Chemikalien: die beiden an der Decke befindlichen Luftballons aus Versuch 7.1<br />
Durchführung: Man bindet das Teelicht mit Hilfe des<br />
Tesafilms an der Spitze der Stativstange fest und zündet<br />
es an. Dann wird dies zunächst unter den mit Helium<br />
gefüllten Luftballon gehalten. Anschließend entzündet<br />
man das Teelicht erneut und hält es unter den mit<br />
Diwasserstoff gefüllten Luftballon.<br />
124
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Beobachtung: Der mit Helium befüllte Luftballon knallt laut, wie wenn man ihn mit<br />
einer Nadel zerplatzt hätte. Der Inhalt des mit molekularem Wasserstoff befüllten<br />
Luftballons hingegen brennt in fahlblau bis dunkel oranger Flamme – ähnlich einem<br />
Backdraft – ab.<br />
Kurz-Erklärung: Wasserstoff ist leicht entzündlich (F+), Helium dagegen nicht.<br />
Bemerkung: Beide Versuche sind aus den Eigenschaften der beiden Gase heraus entstanden<br />
und wurden in meinem ersten Schulpraktikum vorgeführt. Wichtig war hierbei<br />
auszuprobieren, wie heftig die Reaktion ist, damit sie später in der Schule durchführbar<br />
ist. Weiterhin muss be<strong>im</strong> Versuch 6.2 darauf geachtet werden, dass der Stab zum<br />
Entzünden lang genug ist und die Kerze sicher daran befestigt wurde.<br />
Der Versuch wurde ausgewählt, da er sehr spektakulärer ist. Solche Versuche durchzuführen,<br />
ist gerade <strong>im</strong> Anfangsunterricht wichtig, damit die Schüler Spaß an der<br />
Chemie bekommen.<br />
125
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Demonstration 1: Der fliegende Teebeutel<br />
Geräte: Feuerzeug, Schere<br />
Chemikalien: Teebeutel<br />
Durchführung: Ein Teebeutel wird zunächst aufgeschnitten, entleert und auseinander<br />
gefaltet. Man stellt ihn aufgefaltet auf den Boden und entzündet ihn am oberen Ende.<br />
Beobachtung: Der Teebeutel brennt von oben her ab und steigt nach einiger Zeit<br />
brennend nach oben.<br />
Kurz-Erklärung: Be<strong>im</strong> Verbrennen des Teebeutels entsteht heiße Luft. Diese hat eine<br />
geringere Dichte als kalte Luft und steigt somit nach oben. Irgendwann ist der Auftrieb<br />
groß genug, um die Gewichtskraft des Teebeutels zu überwinden und somit wird der<br />
übrige Rest mit nach oben getragen, bis er schließlich ganz verbrannt ist.<br />
Bemerkung: Diese einfache Demonstration kann von den Schülern auch zu Hause<br />
durchgeführt werden. Hieran kann spielerisch Auftrieb und Gewichtskraft wiederholt<br />
werden.<br />
Weiterhin zeigt der Versuch, dass Luft bei wärmeren Temperaturen eine geringere<br />
Dichte besitzt, weshalb z.B. Heißluftballons aufsteigen [48].<br />
126
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Versuch 7: Gute Luft - Schlechte Luft?<br />
7.1 Qualitativer CO2-Nachweis<br />
Geräte: zwei unbenutzte 100 mL Bechergläser, schmale Form oder unbenutzte<br />
Demonstrationsreagenzgläser, langer Strohhalm<br />
Chemikalien: frischer Blaukrautsaft<br />
Durchführung: In das Becherglas werden etwa 50 mL Blaukrautsaft gefüllt.<br />
Anschließend pustet man mit dem Strohhalm so lange hinein, bis sich die Farbe von<br />
blau nach violett ändert.<br />
Beobachtung: Nach einiger Zeit wird der blaue Farbstoff violett. Man kann mit dem<br />
Indikatorpapier den pH-Wert nachprüfen, der etwa pH = 5 beträgt.<br />
Kurz-Erklärung: Der Farbstoff <strong>im</strong> Blaukrautsaft ist ein natürlicher Indikator. Er ist<br />
<strong>im</strong> Neutralen blau und wird <strong>im</strong> Sauren hell-violett, wie Rotkohlsaft, der <strong>im</strong> Glas meist<br />
mit Essig versetzt ist. Der saure pH-Wert kommt daher, dass das CO2 aus der<br />
Ausatemluft mit Wasser reagiert.<br />
CO2(g) + 2 H2O „H2CO3“ + H2O HCO3 - (aq) + H3O + (aq)<br />
Bemerkung: Diesen Versuch können die Schüler ebenfalls zu Hause durchführen.<br />
Schwierig ist allerdings, dass in den meisten Haushalten in Mitteldeutschland nur<br />
Rotkohlsaft, also schon mit Essig versetzter Blaukrautsaft, vorhanden ist, so dass der<br />
Farbumschlag nicht mehr erkennbar wird.<br />
Aus diesem Versuch lässt sich auch leicht ein Chemie-Spiel konstruieren, in dem<br />
man jedem Schüler einen Strohhalm gibt und am Pult je nach Anzahl der eingeteilten<br />
Gruppen mehrere Reagenzgläser möglichst fest montiert. Danach müssen die Schüler<br />
nach und nach nach vorne kommen und in das Reagenzglas pusten. <strong>Das</strong> Spiel kann<br />
man auch auf Zeit spielen. Hierbei muss allerdings vorher festgelegt sein, welcher<br />
Farbton genau erreicht werden soll.<br />
127
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
7.2 Quantitativer CO2-Nachweis<br />
Geräte: vier 50 mL Bechergläser, vier Rührfische, Magnetrührer, Bürette,<br />
Bürettenhalterung, Stativmaterial, 4 L Rundkolben mit Stopfen, Filterpapier, Trichter,<br />
Erlenmeyerkolben, 10 mL Pipetten<br />
Chemikalien: Phenolphthalein in Ethanol [R 11, S 7-16], Oxalsäurelösung (c = 0,01<br />
mol/L, also 0,9 g auf 1 L lösen) [R 21/22, S 24/25], Calciumhydroxidlösung (c = 0,02<br />
mol/L, also 1,48 g auf 1 L lösen) [R 41,S 22-24-26-39, X]<br />
Durchführung: Die angesetzte Calciumhydroxidlösung wird zunächst filtriert, damit<br />
man eine klare Lösung erhält. Davon n<strong>im</strong>mt man 10 mL mit der Vollpipette ab, gibt<br />
diese in eines der 50 mL Bechergläser und titriert mit Oxalsäurelösung unter<br />
Verwendung von Phenolphthalein bis zum Umschlagspunkt von violett nach farblos.<br />
Diesen Vorgang wiederholt man noch einmal.<br />
Anschließend gibt man 100 mL der filtrierten Calciumhydroxidlösung in den 4 L<br />
Rundkolben (realer Inhalt: 4,4 L), schüttelt gut durch und lässt ihn über Nacht<br />
verschlossen stehen.<br />
Man titriert dann am nächsten Tag erneut 10 mL mit derselben Oxalsäurelösung.<br />
Hierbei ist darauf zu achten, dass möglichst nur die Flüssigkeit <strong>im</strong> Rundkolben in die<br />
Pipette aufgesaugt wird, nicht der Niederschlag.<br />
Beobachtung: Bei der Titration von 10 mL Calciumhydroxid mit Oxalsäure unter<br />
Verwendung von Phenolphthalein als Indikator wurden einmal 20,4 mL, dann<br />
20,6 mL verbraucht.<br />
Nach der Reaktion mit dem Kohlendioxid der Luft sieht man am nächsten Tag eine<br />
deutliche Trübung der Flüssigkeit. Titriert man anschließend erneut, so liegt der<br />
Verbrauch bei 19,7 mL und 19,8 mL.<br />
Kurz-Erklärung: Vorher wurden durchschnittlich 20,5 mL, nach der Reaktion<br />
19,75 mL verbraucht. Dies ergibt somit ein ΔV = 0,75 mL.<br />
Berechnet man nun die Stoffmenge und anschließend mit Hilfe des allgemeinen<br />
Gasgesetzes, unter Annahme, dass sich CO2 hier ideal verhält, so ergibt sich:<br />
mmol<br />
n( CO2<br />
) = ΔV<br />
⋅ c(<br />
H 2C2O4)<br />
⋅VF<br />
= 0,<br />
75ml<br />
⋅ 0,<br />
01 ⋅10<br />
= 0,<br />
075mmol<br />
mL<br />
128
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
−5<br />
−1<br />
−1<br />
nRT 7,<br />
5⋅10<br />
mol ⋅83,<br />
14ml<br />
⋅bar<br />
⋅ K ⋅ mol ⋅ 299K<br />
V ( CO2<br />
) = =<br />
= 1,<br />
86mL<br />
p<br />
1,<br />
0019bar<br />
Berechnet man nun den Volumenanteil an der eingesetzten Luft, so erhält man:<br />
V ( CO2)<br />
1,<br />
86mL<br />
ϕ ( CO2<br />
) = = = 0,<br />
00042 , also sind 0,042 % CO2 in der Luft<br />
V ( Luft)<br />
4400mL<br />
enthalten. Die Abweichung beträgt 29,6 %. Diese ist so hoch, da z.B. CO2 kein<br />
ideales Gas ist, wir aber mit dem allgemeinen Gasgesetz gerechnet haben. Außerdem<br />
wurde von Oxalsäure kein Titer best<strong>im</strong>mt.<br />
Bemerkung: Der Versuch wurde ausgewählt, da diese recht einfache Titration ist und<br />
für die Schüler alltagsrelevant. Hierbei haben die Schüler nach der Durchführung<br />
selbst herausgefunden, wie viel CO2 in der Luft ist.<br />
129
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Versuch 8: Modellversuch zum Unglück am Lake Nyos<br />
Geräte: 1 L Schüssel (Höhe: etwa 10 cm), Kuchenbackform (Kastenform, Höhe etwa<br />
8 cm), Teelichter, 5 cm hohe Kerze<br />
Chemikalien: heißes Wasser (ca. 60 °C), Cola-Light, Essig, Brausetabletten, Backpulver,<br />
Mentos<br />
Durchführung: Als Flüssigkeit, die den Nyos See darstellen soll, kann entweder<br />
heißes Wasser, Cola-Light oder Essig verwendet werden. Diese gibt man, bis ein<br />
Flüssigkeitsspiegel von 1,5 cm erreicht ist, in die Schüssel hinein. In die Flüssigkeit<br />
stellt man ein entzündetes Teelicht und eine 5 cm hohe Kerze. <strong>Das</strong> Wasser darf nicht<br />
zu warm sein, da sonst der aufsteigende Wasserdampf die Kerzen löscht.<br />
Beobachtung:<br />
a) großes Gefäß: Kuchenbackform<br />
Flüssigkeit Beobachtung<br />
heißes Wasser 2-3 Brausetabletten Teelicht erlischt, 5 cm Kerze brennt weiter<br />
heißes Wasser 1 P. Backpulver Teelicht erlischt, 5 cm Kerze brennt weiter<br />
Essig 1 P. Backpulver beide Kerzen gehen aus<br />
Cola-Light 1 P. Backpulver Teelicht erlischt, 5 cm Kerze brennt weiter<br />
Cola-Light 6 Menthos beide Kerzen brennen weiter<br />
b) kleines Gefäß: 1 L Schüssel (hohe Form)<br />
Flüssigkeit Beobachtung<br />
heißes Wasser 2-3 Brausetabletten Teelicht erlischt, 5 cm Kerze brennt weiter<br />
heißes Wasser 1 P. Backpulver Beide Kerzen<br />
Essig 1 P. Backpulver beide Kerzen gehen aus<br />
Cola-Light 1 P. Backpulver beide Kerzen gehen aus<br />
Cola-Light 6 Menthos beide Kerzen brennen weiter<br />
130
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Kurz-Erklärung: Sowohl <strong>im</strong> Backpulver als auch in den Brausetabletten ist<br />
Natriumhydrogencarbonat enthalten. Dieses setzt, kommt es mit Säure, z.B. mit<br />
Essigsäure (Essig) oder Phosphorsäure (Cola-Light), in Berührung, Kohlenstoffdioxid<br />
frei.<br />
NaHCO3(s) + CH3COOH(l) CO2(g) ↑ + CH3COONa(aq) + H2O<br />
<strong>Das</strong>selbe geschieht bei Zugabe von heißem Wasser.<br />
NaHCO3(s) + H2O CO2(g) ↑ + NaOH(aq) + H2O<br />
Dadurch, dass Kohlenstoffdioxid schwerer ist als Luft, bleibt es <strong>im</strong> Plastikbehälter. Es<br />
verdrängt den molekularen Sauerstoff, den die Kerze zum Brennen benötigt, weshalb<br />
sie erlischt<br />
Gibt man in die Cola-Light einige Mentos, geschieht fast nichts.<br />
Verwendet man allerdings eine 2 L Cola-Light Flasche, die als Druckgasbehälter<br />
dient, und eine ganze Rolle Mentos, sollte die Durchführung dieses Versuches <strong>im</strong><br />
Freien stattfinden. Hierzu gibt man die Mentos lose in ein Reagenzglas, verschließt<br />
dies mit einem Bierdeckel und hält es über die geöffnete Öffnung der Cola-Light<br />
Flasche. Gibt man gleichzeitig alle Mentos in die Flasche, entsteht eine Cola-<br />
Fontaine.<br />
Noch ist nicht in Gänze geklärt, was bei diesem Versuch passiert. Es gilt aber als<br />
relativ sicher, dass das in der Cola-Light gelöste Kohlenstoffdioxid an der Oberfläche<br />
des Mentos-Bonbons schlagartig desolvatisiert wird und sich CO2-Gasblasen bilden.<br />
Oberfläche Mentos-Bonbon<br />
CO2(aq) CO2(g)<br />
Weiterhin sind grenzflächenaktive Substanzen <strong>im</strong> Mentos enthalten, die die<br />
Oberflächenspannung des Wassers in der Cola-Light herabsetzen. Hierdurch ist die<br />
Bildung der Kohlenstoffdioxid-Gasblasen begünstigt.<br />
Außerdem erkennt man, dass ein kleineres Gefäß das Erlischen der Kerze begünstigt,<br />
da zu wenig Kohlenstoffdioxid entsteht, um das große Gefäß zu füllen. Durch Luftzirkulationen<br />
kann aus dem großen Gefäß auf Grund der größeren Öffnung auch mehr<br />
CO2 vertrieben werden.<br />
131
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Bemerkung: Eigentlich sollte der Versuch das Unglück am Lake Nyos genau<br />
nachstellen, d.h. die Entgasung von gebundenem Kohlenstoffdioxid, in der Cola-<br />
Light, durch äußere Einflüsse, also die Zugabe von Mentos. Hierbei entsteht aber<br />
nicht genügend Kohlenstoffdioxid um die Kerzen zu ersticken. Deshalb wird das<br />
Prinzip, die Verdrängung von lebensnotwendigem Disauerstoff durch das schwerere<br />
Kohlenstoffdioxid, anhand seiner Genese aus Hydrogencarbonat und Säure<br />
demonstriert.<br />
132
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Arbeitsblatt 4: Zusammenhang zwischen der Temperatur eines<br />
Planeten und der Zusammensetzung seiner Atmosphäre<br />
Aufgabe 1: Schaut die Tabelle genau an. Welches Gas scheint für die hohen<br />
Temperaturen auf den Planeten verantwortlich zu sein?<br />
Planet Zusammensetzung der Atmosphäre Durchschnitts-<br />
temperaturen<br />
Merkur --- Nacht: -217 °C<br />
Venus 96,5 % Kohlenstoffdioxid, 3,5 % Distickstoff,<br />
Wasserdampf, Schwefeldioxid<br />
Mars 95 % Kohlenstoffdioxid, 2,7 % Distickstoff,<br />
1,6 % Argon, 0,13 % Disauerstoff<br />
Jupiter 89,8 % Wasserstoffgas, 10,2 % Helium,<br />
0,3 % Methan<br />
Tag: +426 °C<br />
+428 °C bis +470 °C<br />
Nacht: -120 °C<br />
Tag: +24 °C<br />
-128 °C<br />
Saturn 96,3 % Wasserstoffgas, 3,25 % Helium -170 °C<br />
Uranus 89,8 % Wasserstoffgas, 10,2 % Helium,<br />
0,3 % Methan<br />
Neptun 80 % Wasserstoffgas, 19 % Helium,<br />
1,5 % Methan<br />
-156 °C bis -212 °C<br />
-220 °C<br />
Aufgabe 2:<br />
Welcher Planet wäre für uns Menschen, von den Temperaturen her gesehen, am<br />
geeignetsten, um dort zu leben? Warum ist es dennoch nicht möglich?<br />
133
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Demonstration 2: Der Treibhauseffekt<br />
Geräte: Hebebühne, zwei 100mL Bechergläser, zwei Digitalthermometer, Lampe mit<br />
100 W Glühbirne, Stativmaterial, Petrischale, Schmirgelpapier, passende Urgläser als<br />
Deckel für die Bechergläser, CO2-Entwickler: 200 mL Erlenmeyerkolben mit Schliff,<br />
Absaugstück NS 29, rote Keckklemme, 10 cm Schlauchmaterial<br />
Chemikalien: zwei rund gestanzte Kupferbleche, 2 g Kaliumperoxodisulfat [R 8-22-<br />
36/37/38-42/43, S 22-24-26-37, X, F], Natronlauge (w = 0,1) [R 35, S 26-36/37/39-<br />
45, C], 1 Päckchen Backpulver, max. 40 mL Essig<br />
Versuchsaufbau:<br />
CO2-Entwickler:<br />
Durchführung: Mindestens zwei Stunden vor Beginn des Versuches werden die<br />
Kupferbleche zunächst abgeschmirgelt und anschließend in eine Petrischale, die mit<br />
einer Lösung von 2 g Kaliumperoxodisulfat in 100 mL Natronlauge befüllt ist, gelegt.<br />
Dies sollte vom Lehrer vorbereitet werden! Da den geschwärzten Blechen nichts<br />
passiert, können sie, einmal angefertigt, wieder verwendet werden.<br />
Sind die Kupferbleche oxidativ gleichmäßig geschwärzt, tupft man sie trocken und<br />
legt sie auf den Boden der Bechergläser.<br />
Diese stellt man auf die Hebebühne und deckt sie mit passenden Urgläsern ab. Der<br />
Fühler des Thermoelementes wird zwischen den Ausguss des Becherglases und das<br />
Urglas fest eingespannt.<br />
134
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Beide Bechergläser müssen so stehen, dass sie von der über ihnen befestigten<br />
Schreibtischlampe gleichmäßig bestrahlt werden können.<br />
Man bestrahlt sie etwa 2 Minuten. Die anschließende Temperaturdifferenz sollte nicht<br />
mehr als 2 K betragen. Die Lampe wird ausgeschaltet und man füllt mit Hilfe des<br />
CO2-Entwicklers, in dem sich 1 Päckchen Backpulver und max<strong>im</strong>al 40 mL,<br />
ausreichend sind 30 mL, Essig befinden, etwa 30 s Kohlendioxid in eines der<br />
Bechergläser ein. Bei einer Temperaturdifferenz verwendet man das kühlere. Wichtig<br />
ist, dass das andere Becherglas mit dem Urglas abgedeckt bleibt. Auch das<br />
Becherglas, in das CO2 eingefüllt wurde, wird erneut mit dem Urglas abgedeckt.<br />
Anschließend bestrahlt man erneut beide Bechergläser.<br />
Beobachtung: Nach der ersten zwe<strong>im</strong>inütigen Bestrahlung zeigt der Thermofühler<br />
26,1 °C bzw. 26,8 °C an. In das Becherglas mit 26,1 °C wird CO2 eingeleitet.<br />
Zeit [1/Min] Temperatur <strong>im</strong> Becherglas<br />
ohne CO2 [1/ °C]<br />
3 Minuten 27,1 26,7<br />
5 Minuten 27,5 28,2<br />
8 Minuten 28,2 30,8<br />
Temperatur <strong>im</strong> Becherglas<br />
mit CO2 [1/ °C]<br />
Kurz-Erklärung: <strong>Das</strong> CO2-Molekül besitzt drei bekannte Schwingungsarten: die<br />
Deformationsschwingung, die symmetrische und die asymmetrische Streckschwingung.<br />
Erstere und Letztere sind IR-aktiv. Gehen sie wieder in den Grundzustand<br />
über, so wird Wärmestrahlung frei, wodurch die Erhöhung der Temperatur<br />
erklärt wird.<br />
Bemerkung: Im Rahmen des Versuches wurde, damit keine CO2-Druckgasflasche<br />
verwendet werden muss und die Schüler den Versuch ohne Hilfe des Lehrers<br />
durchführen können, ein CO2-Entwickler entwickelt. Dieser kann mit einem<br />
Päckchen Backpulver und 30 bis 40 mL Essig die genau benötigte Menge CO2<br />
produziert. Der ursprüngliche Versuch wurde mit Messingblechen durchgeführt. Da<br />
keine vorhanden waren, wurden normale Kupferbleche verwendet.<br />
Der Versuch, einfache schwarze Pappe oder schwarzen Kunststoff statt der<br />
Kupferbleche zu verwenden, ist an deren geringer Wärmeleitfähigkeit gescheitert.<br />
135
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Versuch 9: Entzündung von Ethanol durch Ozon<br />
Geräte: Glasstab, Wattebausch, pneumatische Wanne, Porzellanschale, Becherglas<br />
Chemikalien: 0,5 g feinpulvriges Kaliumpermanganat [R 8-22, S 2 O, Xn], 5 mL<br />
Ethanol [R 11, S 7-16], 3 mL konz. Schwefelsäure [R 35, S 26-30-45, C]<br />
Durchführung: Zunächst tränkt man einen Wattebausch mit Ethanol, befestigt ihn an<br />
der Spitze eines Glasstabes und spannt diesen schräg in eine Stativklemme ein. Nun<br />
stellt man in die Mitte einer pneumatischen Wanne eine Porzellanschale und gibt dort<br />
nacheinander zunächst die konz. Schwefelsäure, dann erst fein verteilt das Kaliumpermanganat<br />
hinein. Genau in die Mitte über dieses Reaktionsgemisch bringt man nun<br />
den Wattebausch mit Ethanol und schließt den Abzug.<br />
Beobachtung: Nach einiger Zeit, meist etwa 40 s, entzündet sich der Wattebausch in<br />
einer heftigen Flamme. Da es z. T. bis zu einer Minute dauert, bis die Reaktion einsetzt,<br />
darf man auf gar keinen Fall ungeduldig werden.<br />
Kurz-Erklärung: Bei Vorlage von gleichen Mengen beider Reaktionspartner und einer<br />
hochkonzentrierten Säure, passiert folgendes:<br />
+ 7<br />
−2<br />
4 ( aq)<br />
3<br />
+ −2<br />
−<br />
2 Mn O + 2 H O ( aq)<br />
+ 3<br />
+<br />
7 2<br />
Mn 2 O<br />
−<br />
H<br />
7 ( aq)<br />
Dieses Anhydrid der Permangansäure ist metastabil und zersetzt sich ab -10 °C<br />
langsam, ab +95 °C explosionsartig zu Disauerstoff oder Ozon.<br />
7 2<br />
2 Mn 2 O7 4 + 3 O ↑ )<br />
− +<br />
4 2<br />
MnO2 ( aq)<br />
− +<br />
0<br />
2 ( g<br />
( aq)<br />
7 2<br />
Mn 2 O7<br />
( aq)<br />
− +<br />
4 2<br />
2 MnO + 2 O ↑<br />
− +<br />
0<br />
2 ( aq)<br />
Die Entzündung des Ethanols beruht nun darauf, dass es zu Acetaldehyd oxidiert wird,<br />
der bei weiterer Energiezufuhr aus der Reaktion heraus schließlich entflammt.<br />
Bemerkung: Der Versuch wurde ausgewählt, da er sehr spektakulär ist und solche<br />
Versuche wichtig sind, damit die Schüler Spaß am <strong>Chemieunterricht</strong> haben.<br />
3 ( g )<br />
2<br />
O<br />
136
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Bei der ersten Durchführung nach [70] war die Reaktion sehr heftig, weshalb der<br />
Glasstab mit dem Wattebausch fest montiert wurde und der Abzug geschlossen werden<br />
kann. Weiterhin dauert es, auch <strong>im</strong> Ggs. zur Versuchsbeschreibung [70], länger als<br />
10 - 15 s, bis die Reaktion einsetzt.<br />
137
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Versuch 10: Ozon – Lebenswichtiges Schutzschild<br />
10.1 Elektrolyse – Gase aus einer Flüssigkeit<br />
Geräte: Hofmannscher Zersetzungsapparat mit Platinelektroden, Siliconschläuche,<br />
Kolbenprober mit Dreiwegehahn, Pipette, Transformator mit Strippen, Stativmaterial<br />
Chemikalien: Schwefelsäure ( c = 5 mol/L) [R 35, S 26-30-45, C]<br />
Versuchsaufbau:<br />
Durchführung: Man füllt die Schwefelsäure in den Hofmannschen Zersetzungsapparat<br />
und elektrolysiert mit 10 V. <strong>Das</strong> an der Kathode entstehende Gas<br />
muss häufiger abgelassen werden. Der ozonhaltige Sauerstoff, der an der Anode<br />
entsteht, wird in den Kolbenprober eingesaugt. So kann die Elektrolyse weiterlaufen,<br />
während man die ersten 50 - 100 mL des Gases schon für die weitergehenden<br />
Versuche verwenden kann.<br />
Beobachtung: An der Kathode entsteht doppelt so viel Gas wie an der Anode. Dies<br />
kann man auf Grund der Knallgasprobe als Wasserstoff identifizieren. Mit dem Gas,<br />
das an der Anode entsteht, werden weitere Versuche durchgeführt.<br />
Kurz-Erklärung: Bei der Elektrolyse von Schwefelsäure entsteht Ozon.<br />
138
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
An der Kathode entsteht bei der Reduktion molekularer Wasserstoff, den man mit<br />
Hilfe der Knallgasreaktion nachweisen kann.<br />
+ 1<br />
2 + 2 e - +<br />
H 3 O ( aq)<br />
H 2(<br />
g ) ↑ + 2 H<br />
0<br />
An der Anode entsteht oxidativ aus dem Sulfat-Anion ein Peroxodisulfat-Anion:<br />
+ 6<br />
2 + 2 e -<br />
2−<br />
2−<br />
S O ( aq)<br />
S 2 O ( aq)<br />
4<br />
+ 7<br />
8<br />
<strong>Das</strong> ozonhaltige Anodengas, ein Gemisch aus Sauerstoff und Ozon, entsteht nun<br />
folgendermaßen aus dem entstandenen Wasser:<br />
· · 3 (ads.) + 2 + 2 e -<br />
−2<br />
0<br />
+ 1<br />
+<br />
H 2 O<br />
O H 3 O ( aq)<br />
−2<br />
6 2(ads.) + 4 + 4 e -<br />
+<br />
H O<br />
H 3 O ( aq<br />
2<br />
0<br />
+ 1<br />
O )<br />
Der entstandene molekulare Sauerstoff reagiert dann mit dem atomaren Sauerstoff zu<br />
Ozon.<br />
Bemerkung: Dieser Versuch wurde ausgewählt, da er als Schülerversuch durchgeführt<br />
werden kann. Alle anderen durchgeführten Versuche zur Ozongenese sind,<br />
z.B. auf Grund von Hochspannung [72], reine Lehrerversuche.<br />
10.2 Reaktionen mit Ozon<br />
10.2.1 Geschwärzte Kartoffeln<br />
Geräte: Spatel<br />
Chemikalien: 10 mL ozonhaltiges Anodengas aus Versuch 10.1, Kalium-Iodidpulver,<br />
Kartoffel oder Kalium-Iodid-Stärke Papier<br />
Durchführung: Etwa 10 mL des ozonhaltigen Anodengases werden auf eine mit<br />
Hilfe eines Spatels mit wenigen Körnchen Kalium-Iodid-Pulver bestrichene Kartoffel<br />
geleitet. Alternativ kann man es auf das Kalium-Iodid-Stärke Papier leiten.<br />
2<br />
−2<br />
O<br />
139
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Beobachtung:<br />
Schon nach etwa 5 - 6 mL färbt sich die Kartoffel<br />
bläulich/bräunlich bis schwarz. <strong>Das</strong>selbe geschieht<br />
mit dem Kalium-Iodid-Stärke Papier.<br />
Kurz-Erklärung: <strong>Das</strong> Iodid wird vom starken Oxidationsmittel Ozon zu Iod<br />
oxidiert, welches mit Stärke eine blau/braune Einschlussverbindung bildet.<br />
0<br />
−<br />
O + 2 Ι ( aq)<br />
+ O<br />
O + Ι 2(<br />
) + 2 O H −<br />
3 ( aq)<br />
−1<br />
−2<br />
0<br />
H 2<br />
2 ( g )<br />
0<br />
−2<br />
aq ( aq)<br />
Herstellung des Kalium-Iodid-Stärke Papiers:<br />
0,5 g Stärke werden in 100 mL heißem Wasser gelöst und aufgekocht. Nach dem<br />
Erkalten werden 0,5 g Kalium-Iodid hinzugefügt und eingerührt. Die Flüssigkeit wird<br />
abfiltriert und ein in Streifen geschnittenes Filterpapier damit getränkt. Dies wird <strong>im</strong><br />
Exsikkator trocknen gelassen und kann dann verwendet werden [75].<br />
Bemerkung: Kalium-Iodid kann ohne Bedenken in Eppendorf-Cups abgefüllt und<br />
den Schülern mit nach Hause gegeben werden. Be<strong>im</strong> Verwenden von Kalium-Iodid-<br />
Stärke Papier muss darauf geachtet werden, dass es luftdicht verpackt ist, z.B. kann<br />
man es in Aluminiumfolie aufbewahren.<br />
10.2.2 Eine Farbtonleiter<br />
Geräte: Mörser mit Pistill, Reagenz- oder Zentrifugengläser<br />
Chemikalien: 150 mL ozonhaltiges Anodengas aus Versuch 10.1, Ethanol [R 11, S<br />
7-16 ] Kleeblätter (oder sonstige grüne Pflanzen)<br />
Durchführung: Die Kleeblätter werden entstielt und unter Zugabe von Ethanol<br />
zermörsert. Man filtriert ab und verteilt die Lösung gleichmäßig auf 4 Reagenz- oder<br />
Zentrifugengläser. Nun werden in das erste 25 mL, das zweite 50 mL und<br />
anschließend in das dritte 75 mL ozonhaltiges Anodengas über eine Pipette<br />
eingeleitet.<br />
140
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Beobachtung: Die durch das Chlorophyll grüne<br />
Ethanollösung wird schrittweise entfärbt und man<br />
erhält eine Farbreihe von grün über gelb und hellgelb<br />
nach farblos.<br />
Kurz-Erklärung: Je mehr ozonhaltiges Anodengas in<br />
das Reagenzglas mit Chlorophyllextrakt eingeleitet<br />
wird, desto mehr wird der Farbstoff oxidativ zerstört.<br />
Bemerkung: Der Versuch ist aus zwei bekannten Versuchen abgeleitet. Zunächst<br />
sollte Ozon die Epidermis eine Kleepflanze so beeinflussen [115], dass sie sich<br />
abschält. Dies konnte nicht beobachtet werden. Weiterhin zerstört Ozon oxidativ<br />
Indigo [73] und die Farbstoffe in einem Universalindikator. Diese beiden Versuche<br />
wurden zum oben erwähnten kombiniert.<br />
10.2.3 Raus mit dem Eisen!<br />
Geräte: zwei 50 mL Rundkolben mit Stopfen, 1 mL Spritze<br />
Chemikalien: Mineralwasser (Gerolsteiner®), 0,1 % ige Eisen(III)-chlorid Lösung<br />
[R 22-38-41, S 26-39, Xn]<br />
Durchführung: Zu 100 mL Mineralwasser gibt man 1 mL der 0,1%igen Eisen(III)chloridlösung.<br />
Diese Lösung verteilt man gleichmäßig auf zwei Rundkolben. In einen<br />
der beiden leitet man nun 100 mL Ozon ein, verschließt ihn und schüttelt gut um.<br />
Beobachtung: Es flockt recht schnell ein gelb/brauner NS aus, der sich <strong>im</strong><br />
Rundkolben unten absetzt. Bei der Referenzprobe geschieht nichts.<br />
141
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Kurz-Erklärung: Durch Einleiten von Ozon wird das leicht lösliche Eisen(III)-<br />
chlorid in dunkelbraunes Eisen(III)-hydoxid umgewandelt, welches ausflockt.<br />
4 FeCl3(aq) + 2 O3(g) + 12 H2O 4 Fe(OH)3(s) ↓ + 12 HCl + 3 O2(aq)<br />
Bemerkung: Der Versuch zeigt die frühere technische Verwendung von Ozon, die<br />
heute zu teuer und nicht weitreichend genug ist.<br />
10.2.4 Abbau von Ozon durch CFKWs<br />
Geräte: 2 Reagenzgläser<br />
Chemikalien: 50 mL ozonhaltiges Anodengas aus Versuch 10.1, Chlorophyllextrakt<br />
aus Versuch 10.2.2, 1 - 2 mL Chloroform [R 22-38-40-48/20/22, S 36/37, Xn ]<br />
Durchführung: In den mit 50 mL ozonhaltigem Anodengas gefüllten Kolbenprober<br />
werden aus einem Reagenzglas 1 - 2 mL Chloroform eingesaugt. Dies geschieht am<br />
besten über eine Pipette, die mit einem Schlauch am Kolbenprober befestigt wird.<br />
<strong>Das</strong> Chloroform wird mit Hilfe der Körperwärme verdampft. Anschließend gibt man<br />
es, analog zu Versuch 10.2.2, in ein mit Chlorophyllextrakt gefülltes Reagenzglas.<br />
Beobachtung: Die Entfärbung, die bei Zugabe von 50 mL ozonhaltigem Anodengas<br />
in Versuch 10.2.2 aufgetreten ist, findet nicht statt.<br />
Kurz-Erklärung: Ozon wurde durch Chloroform (CHCl3) abgebaut, weshalb es<br />
nicht mehr in der Lage ist, das Chlorophyllextrakt oxidativ zu zerstören.<br />
Bemerkung: Der Versuch wurde ausgewählt, da dieser katalytische Abbau von Ozon<br />
ein globales Umweltproblem darstellt und Mitverursacher des Ozonlochs über den<br />
Polregionen ist. Da dies für die Schüler alltagsrelevant ist und auf Grund der langen<br />
Lebensdauer der Chlor-Fluor-Kohlenwasserstoffe in der Atmosphäre auch bleiben<br />
wird [66].<br />
142
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Arbeitsblatt 5: Woher kommt der spezielle Geruch auf der<br />
Sonnenbank und am Kopierer?<br />
Aufgabe 1: Lest die Vorschriften genau durch und führt dann die Versuche durch.<br />
Versuch 1: Sonnenbank<br />
Geräte: Messer<br />
Chemikalien: Kartoffel, Kalium-Iodid-Pulver oder Kalium-Iodid-Stärke Papier<br />
Durchführung: Die Kartoffel wird aufgeschnitten und mit einer Messerspitze<br />
Kalium-Iodid-Pulver bestrichen. Nun kann man die Sonnenbank einschalten, lässt sie<br />
etwa 10 Minuten laufen und legt dann die Kartoffel kurz darauf. Alternativ wird das<br />
befeuchtete Kalium-Iodid-Stärke Papier befeuchtet und auf die Sonnenbank gelegt.<br />
Notiert die Beobachtung (Photo?)<br />
Versuch 2: Kopierer<br />
Geräte: Messer<br />
Chemikalien: Kartoffel, Kaliumiodidpulver oder Kalium-Iodid-Stärke Papier<br />
Durchführung: Die Kartoffel wird aufgeschnitten und mit einer Messerspitze<br />
Kalium-Iodid-Pulver bestrichen. Es werden Kopien angefertigt und die Kartoffel<br />
bzw. das befeuchtete Kalium-Iodid-Stärke Papier nah neben den Kopierer gelegt.<br />
Notiert die Beobachtung (Photo?)<br />
Aufgabe 2:<br />
Schaut <strong>im</strong> Internet nach, was eine Iod-Stärke-Einschlussverbindung ist und was bei<br />
der Oxidation von Iodid passiert.<br />
143
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Versuch 11: Qualitativer Wassernachweis: Es ist feucht in unserer<br />
Luft!<br />
Geräte: Spatel, Wägeglas, zwei 100 mL Bechergläser<br />
Chemikalien: wasserfreies Kupfer(II)-sulfat [R 22,36/38, 50/53, S22, 60, 61, Xn, N]<br />
Durchführung: Sowohl in das Wägeglas als auch in eines der beiden 100 mL<br />
Bechergläser gibt man je eine Spatelspitze wasserfreies Kupfer(II)-sulfat. <strong>Das</strong> Wägeglas<br />
wird luftdicht verschlossen, das Becherglas lässt man bis zur nächsten Stunde offen<br />
auf dem Fensterbrett stehen. Vergleicht man beide in der nächsten Stunde, kann man in<br />
ein drittes Becherglas zu wasserfreiem Kupfer(II)-sulfat einige Tropfen Wasser geben.<br />
Beobachtung: <strong>Das</strong> zunächst weiße Kupfer(II)-sulfat bleibt <strong>im</strong> Wägeglas weiterhin weiß<br />
und verfärbt sich <strong>im</strong> Becherglas nach und nach bläulich. Gibt man Wasser hinzu, so ist<br />
eine tiefblaue Farbe zu erkennen.<br />
Kurz-Auswertung:<br />
a) Klassenstufe 8: <strong>Das</strong> weiße Pulver wirkt wie ein Schwamm, der die Wassermoleküle<br />
aus der Luft aufsaugt und dann die Farbe verändert.<br />
b) Oberstufe (<strong>im</strong> Wahlthema 13.2 „Komplexchemie“): Kupfer(II)-sulfat bildet mit<br />
Wasser einen blauen Komplex, wobei die richtige Formel [Cu(H2O)6]SO4*H2O<br />
lautet. Also sind vier Wasserteilchen quadratisch planar um das Zentralteilchen<br />
Kupfer angeordnet und das fünfte bindet über Wasserstoffbrückenbindungen am<br />
Sulfatanion.<br />
Bemerkung: Die Verfärbung von wasserfreiem Kupfer(II)-sulfat ist ein sehr<br />
anschaulicher und empfindlicher Wassernachweis, den man, wenn die Schüler wissen,<br />
wie er funktioniert, auch verwenden kann, um den Schülern zu zeigen, worin, z.B. in<br />
Lebensmitteln etc., überall Wasser enthalten ist.<br />
144
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Versuch 12: Luftfeuchtigkeit<br />
12.1 Wie viel Wasserdampf ist in der Luft?<br />
Geräte: 500 mL Dreihalsrundkolben, Stopfen, Septum, 2 mL Spritze mit Kanüle,<br />
Absaugstück, 2 gelbe Keckklemmen, Kolbenprober mit Dreiwegehahn, Schlauchstücke,<br />
Manometerrohr, Stativmaterial<br />
Chemikalien: 2 mL Schwefelsäure (konz.) [R 35, S 26-30-45, C], Methylrot in<br />
Methanol [R 11, S 7,16] als Manometerflüssigkeit<br />
Versuchsaufbau:<br />
Durchführung: Die rechte Öffnung des Dreihalsrundkolbens ist über ein<br />
Absaugstück mit einem Kolbenprober mit Dreiwegehahn verbunden. In eine 2 mL<br />
Spritze füllt man nun konz. Schwefelsäure und steckt diese mit der Kanüle durch das<br />
Septum, das man auf die mittlere Öffnung des Dreihalsrundkolbens setzt. Als letztes<br />
schließt man mit dem Stopfen die linke Öffnung dicht ab. Hierbei ist darauf zu<br />
achten, dass die Manometerflüssigkeit genau in der Waage steht. Um dies genauer<br />
einstellen zu können, könnte man alternativ noch einen weiteren Dreiwegehahn<br />
zwischen den des Kolbenprobers und das Absaugstück einbauen. Daraufhin werden<br />
die 2 mL konz. Schwefelsäure in den Dreihalsrundkolben eingespritzt. Mit Hilfe des<br />
Kolbenprobers kann man die nun eintretende Volumenveränderung <strong>im</strong>mer wieder<br />
ausgleichen. Nach 30 Minuten liest man das Endvolumen ab.<br />
Beobachtung: Die Flüssigkeit <strong>im</strong> Manometerrohr wird nach innen gezogen. Dies<br />
kann man durch Zurückschieben des Kolbens ausgleichen. <strong>Das</strong> Endvolumen beträgt<br />
46 mL.<br />
145
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Kurz-Erklärung: Die Volumendifferenz beträgt<br />
ΔV= 60 mL – (46 mL + 2 mL) = 12 mL.<br />
Berechnet man nun den Volumenanteil φ des Wassers am Gesamtvolumen, erhält<br />
12mL<br />
man: ϕ = = 0,<br />
0166 , also 1,66 %.<br />
720mL<br />
12.2 Wie viel Wasserdampf kann Luft aufnehmen?<br />
Geräte: Aufbau von 9.1, Handpumpe, 2 Gaswaschflaschen, Stativmaterial,<br />
gewinkeltes Einleitungsrohr<br />
Chemikalien: 30 mL konz. Schwefelsäure [R 35, S 26-30-45, C], 0,1 mL dest.<br />
Wasser<br />
Versuchsaufbau:<br />
(zur Herstellung<br />
trockener Luft)<br />
Durchführung: Zunächst wird trockene Luft hergestellt. Dies geschieht dadurch,<br />
dass man mit Hilfe einer Handpumpe 1 - 2 Minuten lang Luft durch zwei mit<br />
Schwefelsäure gefüllte Gaswaschflaschen in den Dreihalsrundkolben leitet. Da ein<br />
geschlossenes System vorliegt, kann der Versuch trotz der Verwendung von konz.<br />
Schwefelsäure auch von Schülern durchgeführt werden.<br />
Beendet man die Einleitung, werden möglichst schnell das Septum und der Stopfen<br />
analog zu Versuch 12.1 auf dem Dreihalsrundkolben befestigt. Der Kolbenprober<br />
steht hierbei auf 0, es sind also 660 mL trockene Luft enthalten.<br />
Nun kann man die 0,1 mL Wasser, die sich nun statt der Schwefelsäure in einer<br />
Spritze befinden, in den Kolbenprober einspritzen und erwärmt sie ca. 120 s mit der<br />
Hand. Auch hier muss man mit Hilfe des Kolbenprobers die nun erfolgende<br />
Volumenzunahme ausgleichen. Man wartet erneut etwa 30 Minuten und liest das<br />
Endvolumen am Kolbenprober ab.<br />
146
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Beobachtung: Nach dem Einspritzen des Wassers beginnt sofort eine<br />
Volumenzunahme, die durch das Erwärmen noch verstärkt wird. Nach 30 Minuten<br />
liest man ein Endvolumen von 22 mL ab.<br />
Kurz-Erklärung: Die unter den herrschenden Bedingungen von gemessenen 26 °C<br />
und 1001,9 mbar (751,5 mmHg) max<strong>im</strong>ale Luftfeuchtigkeit beträgt somit:<br />
21,<br />
9mL<br />
ϕ max = = 0,<br />
03212 , also 3,212 % Luftfeuchtigkeit.<br />
681,<br />
9mL<br />
Die uns geläufigere relative Luftfeuchtigkeit, also diejenige, die die Meteorologen<br />
<strong>im</strong>mer voraussagen, kann man daraus berechnen, in dem man die gemessene<br />
Luftfeuchtigkeit, also 1,66 % (aus Versuch 12.1), durch die max<strong>im</strong>ale Luftfeuchtigkeit<br />
teilt:<br />
ϕ rel =<br />
12mL<br />
720mL<br />
21,<br />
9mL<br />
681,<br />
9mL<br />
0,<br />
016<br />
= = 0,<br />
5188 .<br />
0,<br />
03212<br />
Also betrug die relative Luftfeuchtigkeit 51,88 %<br />
Weiterhin kann man noch den Dampfdruck von Wasser berechnen.<br />
V ( H 2O)<br />
21,<br />
9mL<br />
p( H 2 O)<br />
= p(<br />
Luft)<br />
⋅<br />
= 1001,<br />
9mbar<br />
⋅ = 32,<br />
17mbar<br />
V ( Luft)<br />
+ V ( H O)<br />
681,<br />
9mL<br />
2<br />
Der Literaturwert bei 25 °C beträgt 31,7 mbar. Trägt man die Werte für 20 °C,<br />
25 °C und 30 °C auf Mill<strong>im</strong>eterpapier auf, so kann man für 26 °C etwa 33 mbar<br />
ablesen. Dies ergibt dann eine Abweichung von 2,6 %.<br />
Bemerkung: Bei beiden Versuchen wurde die Apparatur <strong>im</strong> Gegensatz zur<br />
Versuchsbeschreibung [80] vereinfacht. Statt der Kolbenpipette wurde ein Septum<br />
verwendet. Weiterhin wurde auf den zweiten Dreiwegehahn zwischen dem<br />
Rundkolben und dem Kolbenprober verzichtet. Zum Trocknen der Luft wurden zwei<br />
Gaswaschflaschen konz. Schwefelsäure verwendet, ohne eine Gaswaschflasche<br />
wasserfreies Calciumchlorid nachzuschalten. Die errechneten Werte sind dennoch<br />
recht genau.<br />
147
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Arbeitsblatt 6: Der Wasserkreislauf – Mit Hazweioh auf Reisen!<br />
Aufgabe 1: Lest den Text zunächst sorgfältig durch.<br />
Der kleine Wassertropfen Hazweioh und alle<br />
seine Freunde schw<strong>im</strong>men zusammen auf dem<br />
großen weiten Meer. Die Sonne scheint und es ist<br />
sehr friedlich. Auf einmal kommt ein Sonnenstrahl<br />
vorbei. Er ruft: „Hey du, spring auf, ich<br />
nehme dich mit auf meine Reise!“<br />
<strong>Das</strong> lässt sich der abenteuerlustige Hazweioh nicht zwe<strong>im</strong>al sagen: Er springt auf<br />
und sie fliegen zusammen hoch hinaus in den H<strong>im</strong>mel. Immer weiter und weiter,<br />
bis sie Land erblicken. <strong>Das</strong> hat Hazweioh noch nicht gesehen: Flüsse, Berge und<br />
Täler, so weit das Auge reicht! Aber was ist das: ein Dorf, ganz viele Häuser und<br />
Kinder spielen <strong>im</strong> Garten. Die beiden schauen ihnen stundenlang zu und darüber<br />
wird es langsam Abend.<br />
Der Sonnenstrahl muss nun schnell weiter und er gibt Hazweioh bei seinem guten<br />
alten Freund Wolke ab. Hier ist was los: so viele Wassertropfen, die zusammensitzen<br />
und feiern, hat Hazweioh schon lange nicht mehr gesehen!<br />
Er feiert noch eine Weile mit, aber nach diesem langen und aufregenden Tag wird<br />
er schnell müde, und in seinem Wolkenbett schläft er glücklich und schnell ein.<br />
Am nächsten Morgen wird Hazweioh wach. Es ist über Nacht kühl geworden.<br />
Wolke schwebt gerade über einen Berg. Es wird ihm plötzlich so kalt, dass er sich<br />
heftig schütteln muss! Außerdem windet es sehr. Hazweioh und die anderen<br />
Wassertropfen bekommen Besuch aus den unteren Wolkenschichten: andere<br />
Wassertopfen kommen angeflogen und rufen: „Springt auf, wir wollen in der Luft<br />
tanzen!“ Sie reichen sich die Hand und schweben langsam durch die Lüfte. <strong>Das</strong><br />
macht Spaß!<br />
„Auf Wiedersehn, gute Reise und besucht mich bald einmal wieder!“, ruft Wolke<br />
ihnen nach. „Es schneit“, jubeln die Kinder, die noch gestern in ihrem Garten<br />
gespielt haben und laufen zusammen.<br />
148
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Hazweioh schwebt langsam herab und kommt weit oben auf einem Berg auf dem<br />
Boden an. Was eine Aussicht!<br />
Auf einmal ist Sonnenstrahl wieder da: „Na, wie hat es dir bei Wolke gefallen?“,<br />
fragt er Hazweioh. „Gut!“, antwortet dieser. „Aber so langsam würde ich gerne<br />
wieder zurück zu meinen Freunden ins Meer“, fügt er leise hinzu.<br />
„Nichts leichter als das!“, sagt Sonnenstrahl und gibt ihm einen dicken Kuss. Da<br />
schmilzt Hazweioh dahin und wird langsam mit den anderen Wassertropfen über<br />
einen Bach in einen Fluss getragen.<br />
Hier <strong>im</strong> Fluss fühlt er sich schon fast wieder wie<br />
zu Hause. Neben ihm taucht ein ganz bunter Fisch<br />
auf. „Was ist denn los, Kleiner?“ Hazweioh klagt<br />
ihm sein Leid: Es ist keiner da, denn alle seine<br />
Freunde sind doch <strong>im</strong> Meer und er weiß jetzt<br />
nicht, wie er dahinkommen soll. „Na, dann halt<br />
dich mal an mir fest, ich bringe dich zu ihnen!“,<br />
verspricht der Fisch. Eine aufregende Reise, die<br />
der gestrigen nichts nachsteht, beginnt: vorbei an Felsen, Riffen, ganz vielen<br />
anderen Fischen und Flussbewohnern.<br />
Nach einiger Zeit sagt der Fisch: „So, ich muss aber jetzt hier bleiben, da draußen<br />
ist es mir viel zu salzig! Aber bis nach Hause ist es nicht mehr weit.“ Nun muss<br />
Hazweioh selbst schw<strong>im</strong>men. Oh, wie mühsam!<br />
Aber schließlich erreicht er sein Zuhause. Alle seine Freunde sind noch da! Sie<br />
freuen sich, dass er munter und wohlbehalten wieder angekommen ist. „Es war<br />
ein schönes Abenteuer, aber ich bin auch froh, wieder hier bei euch zu sein!“, sagt<br />
Hazweioh und schläft zufrieden ein.<br />
Aufgabe 2:<br />
Versucht aus dem, was Hazweioh erlebt hat, einen Kreislauf des Wassers zu<br />
zeichnen. Beschriftet die Vorgänge mit chemischen Fachbegriffen. Dazu kann<br />
auch das Buch zur Hilfe genommen werden.<br />
Was könnte Hazweioh noch alles erleben, wenn man sich den erstellten Kreislauf<br />
des Wassers betrachtet?<br />
149
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Versuch 13: Der Druck der Luft<br />
13.1 Ein starkes Blatt Papier<br />
Geräte: Glas mit glattem Rand, Blatt Papier<br />
Chemikalien: Leitungswasser<br />
Durchführung: <strong>Das</strong> Glas wird bis zum Rand mit Wasser gefüllt. Dann legt man<br />
das Papier auf die Wasseroberfläche und dreht das Glas um.<br />
Beobachtung: <strong>Das</strong> Wasser bleibt <strong>im</strong> Glas.<br />
Kurz-Erklärung: Der Druck der Luft, der von außen auf das Blatt Papier wirkt,<br />
ist größer als der Druck, den das Wasser von innen ausübt.<br />
Bemerkung: Der Versuch ist für die Schüler spannend, wenn man in diesem<br />
Zusammenhang berechnet, wie hoch ein Glas Wasser bzw. die Wassersäule sein<br />
müsste, um den äußeren Luftdruck zu überwinden und somit das Blatt Papier<br />
wegzudrücken. Dadurch bekommen sie eine Vorstellung davon, wie stark der<br />
Luftdruck überhaupt ist.<br />
13.2 Mini (Dick-)mann ganz groß!<br />
Geräte: Exsikkator mit Hahn, Wasserstrahl- oder Membranpumpe<br />
Chemikalien: zwei Mini-Dickmanns<br />
Durchführung: Zwei Mini-Dickmanns werden in einen Exsikkator gegeben.<br />
Dieser wird mit Hilfe einer Pumpe evakuiert.<br />
Beobachtung: Die Mini-Dickmanns wachsen auf doppelte Größe an, die<br />
Schokolade reißt auf. Lässt man wieder Luft in den evakuierten Exsikkator<br />
strömen, schrumpfen sie wieder zusammen.<br />
150
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
13.3 Eine Hand zum Greifen<br />
Geräte: Joghurt-Becher, Einweghandschuh, Exsikkator mit Hahn, Wasserstrahl-<br />
oder Membranpumpe<br />
Chemikalien: --<br />
Durchführung: Der Einweghandschuh wird möglichst so über den Joghurtbecher<br />
gezogen, dass er keine Luft enthält. Dann stellt man ihn in einen Exsikkator und<br />
evakuiert diesen mit Hilfe der Pumpe.<br />
Beobachtung: Der Handschuh „füllt“ sich.<br />
Kurz-Erklärung :<br />
In beiden Versuchen herrscht, sowohl <strong>im</strong> Mini-Dickmann<br />
als auch <strong>im</strong> System Handschuh-Joghurtbecher, der äußere<br />
Luftdruck. Legt man um sie herum einen Unterdruck an, haben die Moleküle <strong>im</strong><br />
Inneren der Systeme die Möglichkeit, sich auszubreiten.<br />
Bemerkung: Beide Versuche zeigen den Schülern anschaulich den Unterschied<br />
Unterdruck/Normaldruck. An ihnen kann man das System eines Dosenbarometers<br />
erläutern. Im Gegensatz zu [100] wurden Alltagsgegenstände verwendet, da z.B. ein<br />
Handschuh <strong>im</strong> Labor vorhanden ist.<br />
N<strong>im</strong>mt man einen Exsikkator mit Hahn, kann man nach der Evakuierung daran<br />
einen Schlauch befestigen und in das offene Ende in einen mit Wasser gefüllten<br />
E<strong>im</strong>er legen. Öffnet man jetzt den Hahn, wird Wasser in den Exsikkator gezogen.<br />
Dies demonstriert den Schülern den enorm erzeugten Unterdruck, da das Wasser in<br />
den Exsikkator spritzt.<br />
151
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Demonstration 3: Die Smog-Wetterlage<br />
Geräte: Chromatographiekammer mit Deckel, Folie, Tesafilm<br />
Chemikalien: 3 - 4 Räucherkerzen<br />
Durchführung: Zuerst wird die Chromatographiekammer mit Hilfe der Folie und des<br />
Tesafilms in zwei Bereiche geteilt. Alternativ könnte man 2 Kammern verwenden.<br />
Von außen kann man auf der Rückseite der Kammer noch ein Bild befestigen.<br />
Die Räucherkerzen werden entzündet und in die rechte Kammer gestellt. Sie ähneln<br />
der Form nach Farbikschloten und sind somit besonders gut geeignet.<br />
Beobachtung: Nach wenigen Minuten ist die Kammer mit den Räucherkerzen<br />
verraucht und man kann das Bild nur noch links deutlich erkennen.<br />
Kurz-Erklärung: Bei der Verbrennung der Räucherkerzen entsteht Ruß in der<br />
rechten Hälfte der Chromatographiekammer, ähnlich wie be<strong>im</strong> „Londoner Smog“,<br />
der bei der intensiven Verbrennung von Kohle <strong>im</strong> Winter entsteht.<br />
Bemerkung: Nach der Versuchsvorschrift in [108] wird Salzsäure und verdünnter<br />
Ammoniak verwendet, um die Smog-Wetterlage zu demonstrieren. Hierbei wird<br />
Ammoniumchlorid gebildet.<br />
Durch die schöne Form der Räuchermännchen, die, wie schon erwähnt, an<br />
Fabrikschlote erinnert, und die größere Alltagsnähe, da sowohl der Sommer- als auch<br />
der Wintersmog bei der Verbrennung von fossilen Brennstoffen entsteht, ist die Wahl<br />
der Räuchermännchen sinnvoller.<br />
152
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Versuch 14: Warm oder kalt – Schadstoffe <strong>im</strong> Temperaturverlauf<br />
Geräte: zwei 2 L Bechergläser (hohe Form), Magnetrührer, pneumatische Wanne<br />
mit Eis<br />
Chemikalien: 2 Zigaretten<br />
Durchführung: Ein Becherglas wird auf dem Magnetrührer erhitzt, eines <strong>im</strong> Eisbad<br />
gekühlt. In beide gibt man eine brennende Zigarette und beobachtet ihren<br />
Rauch.<br />
Beobachtung: Der Rauch der Zigarette <strong>im</strong> Becherglas auf dem Magnetrührer steigt<br />
schnell nach oben, der <strong>im</strong> Eisbad bleibt am Boden zurück.<br />
Kurz-Erklärung: Durch das Erhitzen des Magnetrührers wird die Luft <strong>im</strong><br />
Becherglas unten erwärmt. Sie steigt nach oben und transportiert den Rauch mit<br />
sich. Ist die Luft <strong>im</strong> unteren Teil des Becherglases kälter, kann sie auf Grund ihrer<br />
höheren Dichte nicht nach oben steigen. Deshalb bleibt der Qualm am Boden des<br />
Becherglases.<br />
Bemerkung: Der Versuch demonstriert die normale Wetterlage (warmes<br />
Becherglas) bzw. die Inversionswetterlage (kaltes Becherglas).<br />
153
Domino-Spiel<br />
Antwort Frage Antwort Frage<br />
Start<br />
78% bzw. 21%<br />
C6H12O6(s) + O2(g) →<br />
CO2(g) + H2O<br />
0,9% bzw. 0,03%<br />
In der Stratosphäre<br />
(ca. 20 km über der<br />
Erdobefläche)<br />
Stickstoffmonoxid NO(g),<br />
Stickstoffdioxid NO2(g)<br />
Distickstoffmonoxid<br />
N2O(g)<br />
Wie entsteht saurer<br />
Regen?<br />
Wie entsteht Ozon?<br />
Was heißt antropogen?<br />
Wie wird Ammoniak<br />
hergestellt?<br />
Was sind CFKWs?<br />
Wie lautet das<br />
allgemeine Gasgesetz?<br />
N2(g)+O2(g)→ NO(g)<br />
NO(g)+O2(g)→ NO2(g)<br />
3 NO2(g)+H2O→<br />
2 HNO3(l) + NO(g)<br />
h·ν<br />
O2(g) → 2 O(g)<br />
O2(g) + O(g) → O3(g)<br />
„vom Menschen<br />
verursacht“<br />
gr. antropos: Mensch<br />
genese: erzeugen<br />
Nach dem<br />
Haber-Bosch Verfahren:<br />
N2(g) + H2(g) → NH3(g)<br />
Chlor-Flour-Kohlen-<br />
Wasserstoffe<br />
pV = nRT<br />
Wieviel Distickstoff bzw.<br />
Disauerstoff ist in der<br />
Luft?<br />
Was passiert bei der<br />
Veratmung von<br />
Glucose?<br />
Wie viel Argon bzw.<br />
Kohlendioxid ist in der<br />
Luft?<br />
Wo liegt der<br />
Ozongürtel?<br />
Nenne drei dir bekannte<br />
Stickstoffoxide!<br />
Wie wird Stickstoff und<br />
Sauerstoff technisch aus<br />
der Luft gewonnen?<br />
154
Domino-Spiel<br />
durch das<br />
Linde-<br />
V erfahren,<br />
danach<br />
fraktioniert destillieren<br />
Kunstwort<br />
aus Smoke und Fog<br />
Welche zwei wichtigsten<br />
Produkte aus Stickstoff<br />
kennst du?<br />
Was ist der Joule-<br />
Thompson Effekt? Wo<br />
nutzt man ihn?<br />
Welche allotrophen<br />
Sauertoffmodifikationen<br />
kennst du?<br />
Salpetersäure (HNO3)<br />
und Ammoniak (NH3)<br />
Gase kühlen sich be<strong>im</strong><br />
Ausdehnen ab; be<strong>im</strong><br />
Linde Verfahren<br />
O2 und O3<br />
Wie sieht Ozon als<br />
Molekül aus?<br />
Woher kommt das Wort<br />
Smog?<br />
155
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Verwendete und entstandene Chemikalien mit Richtlinien- und Sicherheitssätzen:<br />
Substanz Formel R-Sätze S-Sätze Gefahren-<br />
Distickstoff N2(l) --- 9-23-36 ---<br />
Disauerstoff O2(g) 8 17 O<br />
Disauestoff O2(l) 8 9-17-21-<br />
36/37/39-51<br />
Stickstoffdioxid NO2(g) 26-34 9-26-28-<br />
36/37/39-45<br />
Stickstoffmonoxid NO 8-26-34 1-9-17-26-<br />
36/37/39-41<br />
Salpetersäure HNO3 34 23-26-<br />
36/37/39-45<br />
Kupferpulver Cu --- --- ---<br />
Kupfer(II)-oxid CuO 22 22 Xn<br />
symbol<br />
O<br />
T+, C<br />
T+, C, O<br />
Kupfer(I)-oxid Cu2O 20-50/53 20-60-61 Xn,N<br />
Kohlenstoffdioxid CO2(g) --- 9-23 ---<br />
Natriumhydrogencarbonat<br />
Essigsäure CH3COOH<br />
(c = 2 mol/L)<br />
NaHCO3 --- --- ---<br />
34 23-26-<br />
36/37/39-45<br />
Calciumhydroxid Ca(OH)2 41 22-24-26-39 Xi<br />
Calciumcarbonat CaCO3 22 24/25 Xn<br />
Oxalsäure H2C2O4 21/22 24/25 ---<br />
Phenolphthalein C20H14O4 40 36/37 Xn<br />
Kaliumperoxo- K2S2O8 8-22- 22-24-26-37 Xn, O<br />
disulfat<br />
36/37/38-<br />
42/43<br />
Natronlauge NaOH<br />
(w = 0,1)<br />
35 26-36/37/39-45 C<br />
Schwefelsäure H2SO4 konz. 35 26-30-45 C<br />
Ethanol C2H5OH 11 7-16 ---<br />
Kaliumiodid KI --- --- ---<br />
C<br />
C<br />
156
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
Kaliumpermanganat KMnO4 8-22 2 O, Xn<br />
Natriumthiosulfat Na2S2O3<br />
mol<br />
(c = 0,01 )<br />
L<br />
--- --- ---<br />
Iod I2(aq) --- --- ---<br />
Stärke (C6H10O5)n --- --- ---<br />
Eisen(III)-chlorid FeCl3 22-38-41 26-39 Xn<br />
Chloroform CHCl3 22-38-40-<br />
48/20/22<br />
36/37 Xn<br />
Ozon O3(g) 8-26-34 17-26-38-50 T, O<br />
Methylrot in Ethanol C15H15N3O2<br />
C2H5OH<br />
---<br />
11<br />
Kupfer(II)-sulfat CuSO4 22-36/38-<br />
50/53<br />
---<br />
7-16<br />
---<br />
---<br />
22-60-61 Xn, N<br />
Diwasserstoff H2(g) 12 9 F+<br />
Helium He 9-23<br />
Richtlinien-Sätze:<br />
R8 Feuergefahr bei Berührung mit brennbaren Stoffen<br />
R11 Leichtentzündlich<br />
R12 Hochentzündlich<br />
R20 Gesundheitsschädlich be<strong>im</strong> Einatmen<br />
R21/22 Gesundheitsschädlich be<strong>im</strong> Berühren mit der Haut und be<strong>im</strong> Verschlucken<br />
R22 Gesundheitsschädlich be<strong>im</strong> Verschlucken<br />
R26 Sehr giftig be<strong>im</strong> Einatmen<br />
R34 Verursacht Verätzungen<br />
R35 Verursacht schwere Verätzungen<br />
R36/38 Reizt die Augen und die Haut<br />
R36/37/38 Reizt die Augen, Atmungsorgane und die Haut<br />
R38 Reizt die Haut<br />
R40 Verdacht auf krebserzeugende Wirkung<br />
R41 Gefahr ernster Augenschäden<br />
R42/43 Sensibilisierung durch Einatmen und Hautkontakt möglich<br />
157
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
R48/20/22 Gesundheitsschädlich: Gefahr ernster Gesundheitsschäden bei längerer<br />
Exposition durch Berührung mit der Haut<br />
R50/53 Sehr giftig für Wasserorganismen, kann in Gewässern längerfristig schädliche<br />
Wirkungen haben<br />
Sicherheits-Sätze:<br />
S1 Unter Verschluss aufbewahren<br />
S2 Darf nicht in die Hände von Kindern gelangen<br />
S7 Behälter dicht geschlossen halten<br />
S9 Behälter an einem gut gelüfteten Ort aufbewahren<br />
S16 Von Zündquellen fernhalten – nicht rauchen!<br />
S17 Von brennbaren Stoffen fernhalten<br />
S 20 Bei der Arbeit nicht essen und trinken<br />
S21 Bei der Arbeit nicht rauchen<br />
S22 Staub nicht einatmen<br />
S23 Rauch nicht einatmen<br />
S24 Berührung mit der Haut vermeiden<br />
S24/25 Berührung mit den Augen und der Haut vermeiden<br />
S26 Bei Berührung mit den Augen sofort gründlich mit Wasser abspülen und Arzt<br />
konsultieren<br />
S28 Bei der Berührung sofort abwaschen mit viel Wasser<br />
S30 Niemals Wasser hinzugeben<br />
S36 Bei der Arbeit geeignete Schutzkleidung tragen<br />
S36/37 Bei der Arbeit geeignete Schutzhandschuhe und Schutzkleidung tragen<br />
S36/37/39 Bei der Arbeit geeignete Schutzkleidung, Schutzhandschuhe und<br />
Schutzbrille/Gesichtsschutz tragen<br />
S37 Geeignete Schutzhandschuhe tragen<br />
S38 Bei unzureichender Belüftung Atemschutzgerät anlegen<br />
S39 Schutzbrille/Gesichtsschutz tragen<br />
S41 Explosions- und Brandgase nicht einatmen<br />
S45 Bei Unfall oder Unwohlsein sofort Arzt hinzuziehen (wenn möglich Etikett<br />
vorzeigen)<br />
S50 Nicht mischen mit organischen Materialien<br />
S51 Nur in gut gelüfteten Bereichen verwenden<br />
158
Kapitel 13: Versuchsprotokolle und Arbeitsblätter<br />
S60 Dieser Stoff und sein Behälter sind als gefährlicher Abfall zu entsorgen<br />
S61 Freisetzung in die Umwelt vermeiden. Besondere Anweisungen<br />
einholen/Sicherheitsdatenblatt zu Rate ziehen<br />
Gefahrensymbole:<br />
O: Brandfördernd<br />
C: Ätzend<br />
T: Giftig<br />
T+: Sehr giftig<br />
N: Umweltgefährlich<br />
F+: Hochentzündlich<br />
Xn: Gesundheitsschädlich<br />
Xi: Reizend<br />
159
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis<br />
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis<br />
14.1 Literaturangaben<br />
[1] Berg, H.C. Studienblatt Ein Lehrstoff zur Unterrichtseinheit gestalten. Kleine<br />
didaktisch-methodische Kompositionslehre I. nicht publiziert<br />
[2] http://lernarchiv.bildung.hessen.de/archiv/lehrplaene/gymnasium/chemie<br />
<br />
[3] http://lernarchiv.bildung.hessen.de/archiv/lehrplaene/gymnasium/physik/108<br />
6643308 <br />
[4] Sambursky, Shamuel. Der Weg der Physik S. 337<br />
[5] Dithfurth, Ho<strong>im</strong>ar v. Am Anfang war der Wasserstoff S. 68-103<br />
[6] http://www.planetwissen.de/pw/Artikel,,,,,,,AA7405A137BC6A26E0340<br />
003BA087C6D,,,,,,,,,,,,,,,.html <br />
[7] http://de.wikipedia.org/wiki/Chemische_Evolution <br />
[8] Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen<br />
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 518/519<br />
[9] Unterrichtmaterial des Chemiekurses von Fr. Burkard-Engels, Jahrgangsstufe<br />
11, Max-von-Laue Gymnasium Koblenz, Schuljahr 2005/2006<br />
[10] Weltraum, Erde, Leben und Geschichte, Auszug aus „Schlag nach! 100.000<br />
Tatsachen aus allen Wissensgebieten“. Bibliographisches Institut & F.A. Brockhaus<br />
AG. Mannhe<strong>im</strong>, 1996, 5-7, 30-32<br />
[11] Folienserie und Textheft des Fonds der chemischen Industrie, Nr. 22:<br />
„Umweltbereich Luft“. Frankfurt am Main, 1995<br />
[12] Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen<br />
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 13-16<br />
[13] Brockhaus Enzyklopädie in vierundzwanzig Bänden, 19., völlig neu<br />
bearbeitete Auflage, Dreizehnter Band, Lah – Maf , Mannhe<strong>im</strong>: F. A. Brockhaus,<br />
1990, Luftverflüssigung, 596<br />
[14] Riedel, E. Anorganische Chemie. Berlin: de Gruyter, 1999 (4. Aufl.), 412-415<br />
[15] Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen<br />
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 417-422<br />
[16] Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen<br />
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 637-641, 688-693<br />
160
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis<br />
[17] Königshoff, M. und Brandenburger, T. Kurzlehrbuch Biochemie. Stuttgart:<br />
Thieme, 2004, 85 und 373<br />
[18] Freytag, E. und Glaum, H. Grundzüge der Chemie. Frankfurt am Main, Aarau:<br />
Diesterweg Sauerländer, 1985, 22/23<br />
[19] Chemie Heute – Sekundarbereich I. Hannover: Schroedel Schulbuchverlag<br />
GmbH, 1996 (4. Aufl.), 48-51<br />
[20] Kinttof, Dr. Walter. Zum Bau und Gebrauch der Gasmolwaage GW 61 Plexi.<br />
Bad Godesberg.<br />
[21] Dorn, Prof. F. und Bader, Prof. Dr. F. Physik – Mittelstufe. Hannover:<br />
Schroedel Schulbuchverlag GmbH, 1998 (5. Aufl.), 81 – 104<br />
[22] Riedel, E. Anorganische Chemie. Berlin: de Gruyter, 1999 (4. Aufl.), 449<br />
[23] Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen<br />
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 84<br />
[24] Riedel, E. Anorganische Chemie. Berlin: de Gruyter, 1999 (4. Aufl.), 141-146<br />
[25] Fachverband der Stickstoffindustrie. Der Stickstoff. Düsseldorf: Oldenburg<br />
Verlag,1961, 71-78<br />
[26] http://www.uni-bayreuth.de/departments/ddchemie/umat/stickstoffkreislauf<br />
/stickstoffkreislauf.htm <br />
[27] http://www.mythen-der-buchkultur.de/Bilder/02_KreislaufStickstoff.jpg<br />
<br />
[28] Unterrichtmaterial des Chemiekurses von Fr. Fontaine, Jahrgangsstufe 11.<br />
Bischöfliches-Cusanus-Gymnasium Koblenz, Schuljahr 1998/99.<br />
[29] Gerstner, E. Skriptum zum Anorganisch-Chemischen Praktikum für<br />
Lehramtskandidaten (Teil I und II). Marburg: 2003 (unveränderter Nachdruck der<br />
3. Aufl. (1993)), 17-20, 75-77, 83-87<br />
[30] http://www.weather-consult.com/Wettererscheinungen/Gewitter/<br />
<br />
[31] Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen<br />
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 502-506<br />
[32] Böbel, M., Hündorf, H.-P., Lipp, R. und Veith, J. LPN-San: Lehrbuch für<br />
Rettungssanitäter, Betriebssanitäter und Rettungshelfer. Wien: Verlagsgesellschaft<br />
Stumpf & Kossendey, 2002, 257-260<br />
[33] http://de.wikipedia.org/wiki/Paraffin <br />
161
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis<br />
[34] Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen<br />
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 1332-1335<br />
[35] Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen<br />
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 1842<br />
[36] Elemente Chemie II – Unterrichtswerk für die Sekundarstufe II. Stuttgart,<br />
München, Düsseldorf, Leipzig: Klett, 2000 (3. Aufl.), 59<br />
[37] Kotter, L. „Exper<strong>im</strong>ente mit flüssiger Luft.“ PdN-Chemie 22, 1973, S. 62-65<br />
[38] Händel, J. „Zum Paramagnetismus des Sauerstoffs.“ PdN-Chemie 1/42, 1993,<br />
S. 15-17<br />
[39] Neumüller, Prof. Dr. B. Vorlesung zum Anorganisch Chemischen Praktikum<br />
für Lehramtskandidaten. Marburg: SS 2002<br />
[40] Appenzeller, T. „Die Suche nach dem verschwundenen Kohlenstoff.“<br />
National Geographic 2/2004, S. 34-69<br />
[41] Oelrich, C. „Ganz in Weiß <strong>im</strong> Weltraum.“<br />
http://www.netzeitung.de/servlets/page?section=784item=428544 < 03.08.2006 ><br />
[42] Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen<br />
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 1531<br />
[43] http://www.zdf.de/ZDFde/inhalt/20/0,1872,3977236,00.html < 28.09.2006 ><br />
[44] Brockhaus Enzyklopädie in vierundzwanzig Bänden, 19., völlig neu<br />
bearbeitete Auflage, Fünfter Band, Cot – Dr , Mannhe<strong>im</strong>: F. A. Brockhaus, 1988,<br />
Druckluftkrankheit, 695<br />
[45] Brockhaus Enzyklopädie in vierundzwanzig Bänden, 19., völlig neu<br />
bearbeitete Auflage, Einundzwanzigster Band, Sr – Teo, Mannhe<strong>im</strong>: F. A. Brockhaus,<br />
1993, Tauchen, 653/654<br />
[46] http://www.wissenschaft-online.de/artikel/615612 ] <br />
[47] http://www.tk-logo.de/mach-mit/exper<strong>im</strong>ente-05/exper<strong>im</strong>ent-teebeutel.html<br />
< 28.09.2006 ><br />
[48] http://bsfo.freiballon.info/fragen.htm#Fahren ] <br />
[49] Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen<br />
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 1737<br />
[50] http://www.fzk.de/fzk/idcplg?IdcService=FZK&node=0795 <br />
[51] Dorn, Prof. F. und Bader, Prof. Dr. F. Physik – Mittelstufe. Hannover:<br />
Schroedel Schulbuchverlag GmbH, 1998 (5. Aufl.), 334<br />
162
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis<br />
[52] Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen<br />
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 169<br />
[53] Finger, H. Übungen <strong>im</strong> Exper<strong>im</strong>entalvortrag. Marburg, WS 1999/2000,<br />
„Kohlenstoffdioxid“, Nr. 643<br />
[54] Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen<br />
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 859-863<br />
[55] Chemie Heute – Sekundarbereich I. Hannover: Schroedel Schulbuchverlag<br />
GmbH, 1996 (4. Aufl.), 66<br />
[56] Freytag, E. und Glaum, H. Grundzüge der Chemie. Frankfurt am Main, Aarau:<br />
Diesterweg Sauerländer, 1985, 121<br />
[57] Riedel, E. Anorganische Chemie. Berlin: de Gruyter, 1999 (4. Aufl.), 243-252<br />
[58] Periodensystem der Elemente nach FLUCK und HEUMANN. Weinhe<strong>im</strong>:<br />
Wiley VCH, 2002 (3. Aufl.)<br />
[59] Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen<br />
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 141<br />
[60] http://www.science-explorer.de/astronomie/planeten.htm < 26.09.2006 ><br />
[61] Höhn, Prof. Dr. E.-G. und Adelhelm, Prof. Dr. M. „Behandlung des Treibhauseffektes<br />
<strong>im</strong> <strong>Chemieunterricht</strong>.“ MNU 44/7, 1991 S. 417-421<br />
[62] Weidlein, J., Müller, U., und Dehnicke, K. Schwingungsspektroskopie.<br />
Stuttgart, New York; Thieme, 1988<br />
[63] He<strong>im</strong>at und Welt Oberstufe. Braunschweig: Westermann Schulbuchverlag<br />
GmbH, 2001 (1. Aufl.), 48-51<br />
[64] http://de.wikipedia.org/wiki/Nyos-See <br />
[65] http://www.spiegel.de/netzwelt/netzkultur/0,1518,druck-421135,00.html<br />
<br />
[66] Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen<br />
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 514-518, 519-523<br />
[67] Parchmann, A., Kaminski, B., Mester, U. und Paschmann, A. „Behandlung<br />
des <strong>Thema</strong>s Ozon <strong>im</strong> <strong>Chemieunterricht</strong> mit Hilfe anschaulicher Exper<strong>im</strong>ente.“ Plus<br />
Lucis 1/97, 27-31<br />
[68] Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen<br />
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 364<br />
[69] Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen<br />
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 100<br />
163
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis<br />
[70] Barthel, Prof. Dr. H., Duvinage, B. und Hanusch, M. „Spektakuläre Exper<strong>im</strong>ente<br />
– Teil 5: Entzündung von Ethanol durch Ozon.“ PdN-Chemie 3/45, 1996, S. 35<br />
[71] http://dc2.uni-bielefeld.de/dc2/haus/v14.htm <br />
[72] Wirth, C. „Ozon aus dem Handgelenk.“ MNU 47/6, 1994 S 367<br />
[73] Blume, R., Wiechoczek, D., Hildebrand, A. und Hilgers, U. „Ozon aus der<br />
Elektrolyse von Schwefelsäure.“ PdN-Chemie 2/45, 1996, S 35-39<br />
[74] Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen<br />
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 576<br />
[75] Jander, G. und Blasius, E. Lehrbuch der analytischen und präparativen<br />
anorganischen Chemie, Stuttgard, Leipzig: Hirzel, 2002 (15. Aufl.), 282<br />
[76] http://www.sf.tv/sfmeteo/wwn.php?id=200605191748 <br />
[77] www.unwetter.de/pages/gefahren_gewitter.php - 59k <br />
[78] Baltes, W. Lebensmittelchemie. Berlin, Heidelberg, New York: Springer,<br />
2000 (5. Aufl.), 426-429<br />
[79] Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen<br />
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 524-527<br />
[80] Rösch, K. „Exper<strong>im</strong>ente zur Luftfeuchtigkeit.“ MNU 3/38, 1985, S.164-166<br />
[81] Bödecker, U. „Dampfdruckmessung mit einfachen Mittel und Anwendung des<br />
Gesetzes von Raoult.“ MNU 3/34, 1981, S. 170-172<br />
[82] Zitt, J. „Quantitative Systeme von Wasserdampf bei Z<strong>im</strong>mertemperatur.“<br />
MNU 4/34, 1981, 223-228<br />
[83] www.wissenschaft –technik-ethik.de/wasser_dampfdruck.htm<br />
<br />
[84] Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen<br />
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 527-531<br />
[85] Cousteau, J.-M. „Die Wunderwelt der Meere.“ National Geographic 9/2006,<br />
S. 36-58<br />
[86] Mort<strong>im</strong>er, C.E. Übersetzt und bearbeitet von Ulrich Müller. Chemie. <strong>Das</strong><br />
Basiswissen der Chemie. Stuttgart, New York: Thieme Verlag, 2001 (7. korrigierte<br />
Auflage), 172-175<br />
[87] Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen<br />
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 36-39<br />
[88] Baltes, W. Lebensmittelchemie. Berlin, Heidelberg, New York: Springer,<br />
2000 (5. Aufl.), 126<br />
164
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis<br />
[89] Dorn, Prof. F. und Bader, Prof. Dr. F. Physik – Mittelstufe. Hannover:<br />
Schroedel Schulbuchverlag GmbH, 1998 (5. Aufl.), 131, 147<br />
[90] Brockhaus Enzyklopädie in vierundzwanzig Bänden, 19., völlig neu<br />
bearbeitete Auflage, Dreizehnter Band, Lah – Maf , Mannhe<strong>im</strong>: F. A. Brockhaus,<br />
1990, Luftfeuchtigkeit, 586<br />
[91] http://portal.umwelt.hessen.de/orte/534021000/orte_index.html<br />
< 27.06.2006 ><br />
[92] Brockhaus Enzyklopädie in vierundzwanzig Bänden, 19., völlig neu<br />
bearbeitete Auflage, Fünfzehnter Band, Moe – Nor, Mannhe<strong>im</strong>: F. A. Brockhaus,<br />
1991, Niederschlag, 592<br />
[93] http://www.quarks.de/dyn/9670.phtml <br />
[94] http://de.wikipedia.org/wiki/Regen <br />
[95] http://de.wikipedia.org/wiki/Schnee <br />
[96] Brockhaus Enzyklopädie in vierundzwanzig Bänden, 19., völlig neu<br />
bearbeitete Auflage, Neunter Band, Got – Herp, Mannhe<strong>im</strong>: F. A. Brockhaus, 1989,<br />
Hagel, 353/363<br />
[97] http://de.wikipedia.org/wiki/Hagel <br />
[98] Dorn, Prof. F. und Bader, Prof. Dr. F. Physik – Mittelstufe. Hannover:<br />
Schroedel Schulbuchverlag GmbH, 1998 (5. Aufl.), 25<br />
[99] Zahn, Dr. U. DIERCKE Weltatlas. Braunschweig: Westermann<br />
Schulbuchverlag GmbH, 1996 (4. aktualisierte Aufl.), 156/157<br />
[100] Aeschl<strong>im</strong>ann, U. Mit Wagenschein zur Lehrkunst. Marburg/Lahn, 1999, 32<br />
[101] http://www.wissens-quiz.de/wissen/bildung/wikipedia/m/ma/marburg.html<br />
<br />
[102] Keen, M. L. und Cunniff, C.C. Was ist was? Bd.48 Luft und Wasser.<br />
Nürnberg: Tessloff, 1981, 29<br />
[103] Brockhaus Enzyklopädie in vierundzwanzig Bänden, 19., völlig neu<br />
bearbeitete Auflage, Neunter Band, Got – Herp, Mannhe<strong>im</strong>: F. A. Brockhaus, 1989,<br />
Otto von Guericke, 264<br />
[104] Mort<strong>im</strong>er, C.E. Übersetzt und bearbeitet von Ulrich Müller. Chemie. <strong>Das</strong><br />
Basiswissen der Chemie. Stuttgart, New York: Thieme Verlag, 2001 (7. korrigierte<br />
Auflage), 146-148<br />
[105] Kuballa, M. Pocket Teacher Chemie. Berlin: Cornelsen, 1997, 52/53<br />
165
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis<br />
[106] Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen<br />
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 34<br />
[107] http://de.wikipedia.org/wiki/Paracelsus <br />
[108] Elemente Chemie II – Unterrichtswerk für die Sekundarstufe II. Stuttgart,<br />
München, Düsseldorf, Leipzig: Klett, 2000 (3. Aufl.), 291-300<br />
[109] http://de.wikipedia.org/wiki/Smog-Katastrophe_London_1952 <br />
[110] http://www.dieneueepoche. com/articles/2006/08/25/47041.html<br />
<br />
[111] gasekatalog.airliquide.de/sdb/ozon.pdf <br />
[112] http://www.env-it.de/luftdaten/pollutants.fwd <br />
[113] Horlacher, B. und Urban, A. „Ozonentstehung und Ozonabbau in einem<br />
einfachen Demonstrationsversuch.“ PdN-Chemie 3/41, 1992, 18-20<br />
[114] http://www.ADAC.de/ <br />
[115] http://dc2.uni-bielefeld.de/dc2/ozon/v19.htm <br />
166
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis<br />
14.2 Abbildungs- und Tabellenverzeichnis<br />
Abb. 1: Titelbild, http://www.caf.dlr.de/dlr/News/pi_041105_scout03_hg.html<br />
<br />
Abb. 2: Ho<strong>im</strong>ar von Ditfurth, http://visipix.dynalias.com/sitesen/buch_denken/referenten_por.htm<br />
<br />
Abb. 3: Kreislauf des entstehenden Lebens, entwickelt nach Dithfurth, Ho<strong>im</strong>ar v.<br />
Am Anfang war der Wasserstoff S. 68-103<br />
Tabelle 1: Zusammensetzung der Luft an der Erdoberfläche, verändert nach<br />
Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen Chemie.<br />
Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 518/519<br />
Abb. 4: Legosteine demonstrieren die Zusammensetzung der Luft<br />
Abb. 5: Der Aufbau der Atmosphäre, http://www.kowoma.de/gps/zusatz<br />
erklaerungen/atmosphaere.htm <br />
Abb.6: Carl von Linde, http://www.linde-process-engineering.com/process_plants<br />
/air_seperation_plants/air_separation_history.php <br />
Abb.7: Schematischer Aufbau der Apparatur zum Linde-Verfahren,<br />
http://de.wikipedia.org/wiki/Carl_von_Linde <br />
Abb. 8: Siedediagramm des Gemisches aus flüssigem molekularem Sauerstoff<br />
und Stickstoff, aus Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der<br />
Anorganischen Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 15<br />
Abb. 9: Carl Scheele, http://pages.britishlibrary.net/nick.lane/Image%20Gallery.htm<br />
<br />
Tabelle 2: Steckbrief des (molekularen) Stickstoffs, verändert nach Chemie Heute<br />
– Sekundarbereich I. Hannover: Schroedel Schulbuchverlag GmbH, 1996 (4. Aufl.),<br />
48-51<br />
Abb. 10: Gasmolwaage GW 61 Plexi<br />
Abb. 11: Lewis-Schreibweise des molekularen Stickstoffs<br />
Abb. 12: Energieniveauschema des molekularen Stickstoffs, verändert nach<br />
Riedel, E. Anorganische Chemie. Berlin: de Gruyter, 1999 (4. Aufl.), 146<br />
Abb. 13: Achsenkreuz, nach Riedel, E. Anorganische Chemie. Berlin: de Gruyter,<br />
1999 (4. Aufl.), 146<br />
Abb. 14: Bildung von bindenden und antibindenden Molekülorbitalen aus den<br />
Atomorbitalen px und pz, aus Riedel, E. Anorganische Chemie. Berlin: de Gruyter,<br />
1999 (4. Aufl.), 143<br />
167
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis<br />
Abb. 15: Büroklammermodell eines px-Orbitals<br />
Abb. 16: Büroklammermodell zweier px-Orbitale<br />
Abb. 17: Büroklammermodell des bindenden Molekülorbitals σx<br />
Abb. 18 (1) und (2): Büroklammermodell zweier py- bzw. zweier pz-Orbitale des<br />
Distickstoffs<br />
Abb. 19 (1) und (2): Büroklammermodell der πy-Bindung und πz-Bindung <strong>im</strong><br />
Distickstoff<br />
Abb. 20: Vereinfachtes Molekülorbitalmodell des N2 zur Demonstration der<br />
Dreifachbindung, nach Riedel, E. Anorganische Chemie. Berlin: de Gruyter, 1999<br />
(4. Aufl.), 146<br />
Abb. 21: Gewitterblitz, http://www.atmosphere.mpg.de/enid/3__Ozon/-<br />
_Stickoxide_20w.html <br />
Abb. 22: Knöllchenbakterien, http://www.uni-bayreuth.de/departments/didaktik<br />
chemie/umat/stickstoffkreislauf/stickstoffkreislauf.htm <br />
Abb. 23: Nitrosomonas, http://www.uni-bayreuth.de/departments/didaktik<br />
chemie/umat/stickstoffkreislauf/stickstoffkreislauf.htm <br />
Abb. 24: Nitrobacter, http://www.uni-bayreuth.de/departments/didaktik<br />
chemie/umat/stickstoffkreislauf/stickstoffkreislauf.htm <br />
Abb. 25: Fritz Haber, http://.web.gc.cuny.edu/sciat/0405/zyclon.htm <br />
Abb. 26: Carl Bosch, http://www.nobelpreis.org/chemie/bosch.htm <br />
Abb. 27: Der Stickstoffkreislauf – Selbstangefertigtes Arbeitsblatt<br />
Abb. 28: Antoine de Lavoisier, http://www.homeoint.org/morrell/articles/pm_<br />
origin.htm <br />
Tabelle 3: Steckbrief des (molekularen) Sauerstoffs, verändert nach Chemie Heute<br />
– Sekundarbereich I. Hannover: Schroedel Schulbuchverlag GmbH, 1996 (4. Aufl.),<br />
48-51 und Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen<br />
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 502-506<br />
Abb. 29-31: Bildung von molekularem Sauerstoff: Annäherung der Atome,<br />
Überlappung der Orbitale, gebildetes D<strong>im</strong>er, http://www.uni-koeln.de/ewfak/Chemie/uvm_projekt/modul_2/bildung_o2.htm<br />
<br />
Abb. 32: „Lewis-Formel“ des Sauerstoffmoleküls<br />
Abb. 33: Lewis-Schreibweise des Sauerstoffmoleküls als Diradikal<br />
Abb. 34: Molekülorbitalmodell des Sauerstoffmoleküls, nach Riedel, E.<br />
Anorganische Chemie. Berlin: de Gruyter, 1999 (4. Aufl.), 145<br />
168
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis<br />
Abb. 35: diamagnetischer Stoff <strong>im</strong> inhomogenen Magnetfeld, aus Neumüller,<br />
Prof. Dr. B. Vorlesung zum Anorganisch Chemischen Praktikum für<br />
Lehramtskandidaten. Marburg: SS 2002<br />
Abb. 36: paramagnetischer Soff <strong>im</strong> inhomogenen Magnetfeld, aus Neumüller,<br />
Prof. Dr. B. Vorlesung zum Anorganisch Chemischen Praktikum für<br />
Lehramtskandidaten. Marburg: SS 2002<br />
Abb. 37: Maus und Pflanze unter einer Glasglocke, aus Appenzeller, T. „Die<br />
Suche nach dem verschwundenen Kohlenstoff.“ National Geographic 2/2004, 34-69<br />
Abb. 38: Darstellung und Verbrauch von Disauerstoff: Atmung und<br />
Photosynthese<br />
Abb. 39: Chlorophyll a und b, http://www.uni-duesseldorf.de/WWW/MathNat/<br />
Biologie/Didaktik/Fotosynthese/dateien/chloroph.html <br />
Abb. 40: Die menschliche Lunge, http://www.knill.com/Sprache/Lunge.html<br />
<br />
Abb. 41 (1)-(3): Häm, Teil des Desoxyhämoglobins und des Oxyhämoglobins, aus<br />
Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen Chemie.<br />
Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 1531<br />
Abb. 42: Kosmonaut über der Erde,<br />
http://www.arikah.net/enzyklopadie/Kosmonaut <br />
Tabelle 4: Volumenanteil der Edelgase in der Luft/<strong>im</strong> Klassenz<strong>im</strong>mer,<br />
Hauptquellen, verändert nach Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch<br />
der Anorganischen Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 418<br />
Abb. 43 (1)-(3): Leuchtstoffröhren mit dem jeweiligen Edelgas gefüllt,<br />
http://www.wikipedia.org/wiki/Edelgase <br />
Abb. 44: Luftbrief, der die Katastrophe der Hindenburg fast unbeschadet<br />
überlebte, http://www.metroairpost.com/covers/crash.html <br />
Abb. 45: Heißluftballon, http://www.fiehr.de/startseite.htm <br />
Abb. 46: Explosion einer Wasserstoffbombe, http://www.chemiemaster.de/pse/pse.php?modul=D<br />
<br />
Abb. 47: Verschmelzen eines Tritium- und Deuteriumkerns, http://www.iter.org/<br />
<br />
Abb. 48: Leuchtstoffröhre, http://www.cosh.ag/shop.php?dir=320 <br />
Abb. 49: CO2-Gasblasen aus dem Laacher See, http://www.geomontanus.com<br />
/seiten_exkursionen/laacher_see.htm <br />
169
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis<br />
Abb. 50: Zustandsdiagramm von CO2, aus Riedel, E. Anorganische Chemie.<br />
Berlin: de Gruyter, 1999 (4. Aufl.), 251<br />
Abb. 51: Lewis-Schreibweise des Kohlenstoffdioxidmoleküls, aus Hollemann,<br />
A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Berlin: de<br />
Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 141<br />
Abb. 52: Grenzstrukturen des Kohlenstoffdioxidmoleküls, aus Hollemann, A.F.,<br />
E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Berlin: de Gruyter,<br />
1995 (101. Aufl.), 141<br />
Tabelle 5: Temperatur und Zusammensetzung der Atmosphären der Planeten<br />
unseres Sonnensystems, nach Weltraum, Erde, Leben und Geschichte, Auszug aus<br />
„Schlag nach! 100.000 Tatsachen aus allen Wissensgebieten“. Bibliographisches<br />
Institut & F.A. Brockhaus AG. Mannhe<strong>im</strong>, 1996, 5-7, 30-32 und http://www.scienceexplorer.de/astronomie/planeten.htm<br />
<br />
Abb. 53: Holzperlenmodell eines Kohlenstoffdioxidmoleküls<br />
Abb. 54 (1)-(7): Zeichnungen der Modelle zur symmetrischen Valenzschwingung,<br />
asymmetrischen Valenzschwingung und Deformationsschwingung<br />
Abb. 55: Strahlungshaushalt des Systems Erde/Atmosphäre, aus Folienserie und<br />
Textheft des Fonds der chemischen Industrie, Nr. 22: „Umweltbereich Luft“.<br />
Frankfurt am Main, 1995<br />
Abb. 56: Lake Nyos, http://de.wikipedia.org/wiki/Nyos-See <br />
Abb. 57: Löslichkeit von CO2 in Wasser in Abhängigkeit von der Temperatur,<br />
http://de.wikipedia.org/wiki/Nyos-See <br />
Abb. 58: Modell für das Tal des Sees Lake Nyos<br />
Abb. 59 (1)-(4): Mesomeriestrukturen des Ozonmoleküls, aus Hollemann, A.F., E.<br />
Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Berlin: de Gruyter,<br />
1995 (101. Aufl.), 364 und http://www.wedecobv.com/html/producten/index.htm<br />
<br />
Abb. 60: Christian Friedrich Schönbein, http://www.atmosphere.<br />
mpg.de/enid/208.html <br />
Abb. 61: σ-Bindungssystem des Ozonmoleküls, aus Hollemann, A.F., E. Wiberg<br />
und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101.<br />
Aufl.), 364<br />
170
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis<br />
Abb. 62: π – Bindungssystem des Ozonmoleküls, aus Hollemann, A.F., E. Wiberg<br />
und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101.<br />
Aufl.), 364<br />
Abb. 63: Lokales Molekülorbitalmodell des Ozonmoleküls, verändert nach Riedel,<br />
E. Anorganische Chemie. Berlin: de Gruyter, 1999 (4. Aufl.), 418<br />
Abb. 64: UV-Lampe http://www.radixgmbh.de/d_10050_UV_Lampe_zur_<br />
Belichtung_ von_Leiterplatten___Osram_Ultravitalux_300W436.htm <br />
Abb. 65: Iod-Stärke-Einschlussverbindung, http://forum.chemie.de/Hyper<br />
News/get /forums/chemstarter-2005/7159/1.html <br />
Abb. 66: Blitze über einer Stadt, http://info.eltex.de/d/handbuch/11.htm<br />
<br />
Tabelle 6: Natürliche Spurengase, aus Hollemann, A.F., E. Wiberg und N. Wiberg.<br />
Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Berlin: de Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 518<br />
Abb. 67: Wassertropfen, http://www.computerhilfen.de/hilfen-19-108035-0.html<br />
<br />
Tabelle 7: Ausgewählte Eigenschaften von Wasser, nach Riedel, E. Anorganische<br />
Chemie. Berlin: de Gruyter, 1999 (4. Aufl.), 243-252 und Hollemann, A.F., E.<br />
Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Berlin: de Gruyter,<br />
1995 (101. Aufl.), 527-531<br />
Abb. 68: Jean-Michel Cousteau , aus Cousteau, J.-M. „Die Wunderwelt der Meere.“<br />
National Geographic 9/2006, S. 57<br />
Abb. 69: Wasserkreislauf, http://www.wasser.rlp.de/servlet/is/487/ <br />
Abb. 70: Hose auf einer Wäscheleine, http://www.br-online.de/umweltgesundheit/artikel/0605/10-nachhaltiges-waschen/index.xml<br />
<br />
Abb. 71: Gleichgewicht der Gasteilchen in einem Wasserglas<br />
Abb.72: Dampfdruckkurve von Wasser, selbst angefertigt, Werte aus Hollemann,<br />
A.F., E. Wiberg und N. Wiberg. Lehrbuch der Anorganischen Chemie. Berlin: de<br />
Gruyter, 1995 (101. Aufl.), 37<br />
Abb. 73: Phasendiagramm von Wasser, Riedel, E. Anorganische Chemie. Berlin:<br />
de Gruyter, 1999 (4. Aufl.), 249<br />
Abb. 74: Gourmet-Wachtel-Ei, http://www.wachtelei.ch/ <br />
Abb. 75: Regenwolke, http://www.moselwetter.de/supercell.htm <br />
171
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis<br />
Abb. 76: Schneekristall, aus Mort<strong>im</strong>er, C.E. Übersetzt und bearbeitet von Ulrich<br />
Müller. Chemie. <strong>Das</strong> Basiswissen der Chemie. Stuttgart, New York: Thieme Verlag,<br />
2001 (7. korrigierte Auflage), 179<br />
Abb. 77: Wasserglas, http://www.fab.at/goa/9_297_DEU_HTML.htm <br />
Abb. 78: Otto von Guerike, http://portrait.kaar.at/Naturgeschichte/<strong>im</strong>age25.html<br />
<br />
Abb. 79: Kupferstich zum Exper<strong>im</strong>ent der Magdeburger Halbkugeln 1654,<br />
Magdeburg, http://www.magdeburg.ihk24.de/MDIHK24/MDIHK24/service<br />
marken/ueber_uns/Tradition/Tradition_Magdeburger_Wirtschaftsgeschichte.jsp<br />
<br />
Abb. 80: Dosenbarometer, http://www-med-physik.vu-wien.ac.at/physik<br />
/ws95/w95d0dir/w95d1000.htm <br />
Abb. 81: Historisches Wasserbarometer, http://www.physik.uni-muenchen.de<br />
/leifiphysik/web_ph08/zusatzaufgaben/14_luftdruck/luftdr1/wasserbaro.htm<br />
<br />
Abb. 82: Fest – flüssig – gasförmig, aus Dorn, Prof. F. und Bader, Prof. Dr. F.<br />
Physik – Mittelstufe. Hannover: Schroedel Schulbuchverlag GmbH, 1998 (5. Aufl.),<br />
15<br />
Abb. 83: Graphische Darstellung des Gesetzes von Boyle-Mariotte, aus Mort<strong>im</strong>er,<br />
C.E. Übersetzt und bearbeitet von Ulrich Müller. Chemie. <strong>Das</strong> Basiswissen der<br />
Chemie. Stuttgart, New York: Thieme Verlag, 2001 (7. korrigierte Auflage), 147<br />
Abb. 84: Graphische Darstellung des Gesetzes von Gay-Lussac, aus Mort<strong>im</strong>er,<br />
C.E. Übersetzt und bearbeitet von Ulrich Müller. Chemie. <strong>Das</strong> Basiswissen der<br />
Chemie. Stuttgart, New York: Thieme Verlag, 2001 (7. korrigierte Auflage), 148<br />
Abb. 85: Amedo Carlo Avogadro, http://perso.wanadoo.fr/ours.courageux<br />
/roman.htm <br />
Abb. 86: Verhältnis 3:1, aus Kuballa, M. Pocket Teacher Chemie. Berlin:<br />
Cornelsen, 1997, 52/53<br />
Abb. 87: Paracelsus, http://de.wikipedia.org/wiki/Paracelsus <br />
Abb. 88: Statue von Ramses II am 26.8. 2006 in Kairo, http://www.dieneueepoche.<br />
com/articles/2006/08/25/47041.html <br />
Abb. 89: Demonstration der Smog-Wetterlage<br />
172
Kapitel 14: Literaturangaben, Abbildungs- und Tabellenverzeichnis<br />
Abb. 90: Die Luftschadstoffe NO · , NO2 und O3 <strong>im</strong> Tagesverlauf, aus Elemente<br />
Chemie II – Unterrichtswerk für die Sekundarstufe II. Stuttgart, München,<br />
Düsseldorf, Leipzig: Klett, 2000 (3. Aufl.), 299<br />
Abb. 91: dreid<strong>im</strong>ensionale Graphik des Ozonlochs, http://www.deepwave.org<br />
/html/ozean/index_ozean_hoch.html <br />
Abb. 92: Ozonloch über der Antarktis, http://www.esa.int/esaKIDSde<br />
/SEME2C7X9DE_Earth_1.html <br />
Tabelle 8: Zielwerte (2010) für den Schadstoff Ozon zum Schutz der<br />
menschlichen<br />
<br />
Gesundheit, aus http://www.env-it.de/luftdaten/pollutants.fwd<br />
Tabelle 9: Zielwerte (2010) für Stickstoffoxide zum Schutz der menschlichen<br />
Gesundheit, aus http://www.env-it.de/luftdaten/pollutants.fwd <br />
Abb. 93: Nemo, http://www.disegnigratis.biz/Clipart_Disney/nemo.html<br />
< 05.09.2206><br />
Abb. 94: Start des Domino-Spiels, http://www.apolloprojekt.de/geschichte/<br />
gemini.html <br />
Abb. 95: Ziel des Domino-Spiels, http://www.deltadirekt.de/ <br />
173
Ich versichere hiermit, dass ich die vorliegende Arbeit selbstständig<br />
verfasst, keine anderen als die angegebenen Hilfsmittel verwandt und die<br />
Stellen die anderen Werken <strong>im</strong> Wortlaut oder dem Sinne nach entnommen<br />
sind, sowie bildliche Darstellungen, mit Quellenangaben kenntlich gemacht<br />
habe.<br />
________________________________<br />
(Datum, Unterschrift)
Lösung zum Arbeitsblatt 5: CO2-Schwingungen<br />
I) Festhalten der mittleren Kugel:<br />
a) beide äußeren Kugeln von der Mitte weg ziehen<br />
⇒ Modell 1<br />
b) α) eine äußere Kugel nach oben bzw. unten und umgekehrt bewegen<br />
β) beide äußeren Kugeln nach oben bzw. unten bewegen<br />
⇒ Ur-Zustand<br />
⇒ Modell 2<br />
Analog erhält man die Ergebnisse aus b), wenn man die äußeren Kugeln statt<br />
nach oben bzw. unten <strong>im</strong> Raum bewegt!<br />
c) eine äußere Kugel bewegt sich auf die Mitte zu, eine von der Mitte weg<br />
II) Festhalten der äußeren Kugeln<br />
⇒ Modell 3<br />
a) mittlere Kugel aus der Linearität bewegen liefert Modell 2<br />
b) mittlere Kugel schwingt nach rechts bzw. links liefert Modell 3
σx – Bindung:<br />
πz – Bindung:<br />
πz – Bindung:<br />
Lösungen zum Arbeitsblatt 3 : Ein Modell für ein Modell
Denitrifikation<br />
N2(g) + O2(g) 2 NO(g)<br />
2 NO(g) + O2(g)<br />
O<br />
2 NO2(g)<br />
Atmosphärische Fixierung<br />
3 NO2(g)+ 2 H 2<br />
HNO3(aq) + NO(g)<br />
2 NO3 - (aq) + 12 H3O + (aq) + 10 e -<br />
N2(g) + 18 H2O anaerob<br />
NO3 - (aq)<br />
Nitratbakterien<br />
z.B. Nitrobacter<br />
2 NO2 - (aq) + O2 2 NO3 - (aq)<br />
aerob<br />
Produzenten<br />
„Saurer Regen“<br />
Knöllchenbakterien an<br />
Leguminosen, z.B. Erbsen<br />
Biologische Fixierung<br />
Nitrifikation<br />
molekularer Stickstoff<br />
Technische Fixierung<br />
~ 78 % in der Luft Haber-Bosch Verfahren<br />
„Ozon-Abbau“<br />
Konsumenten<br />
N2+ 6 e - + 6 H + NH3(g/aq)<br />
Nitritbakterien<br />
z.B. Nitrosomonas<br />
Harnstoff<br />
[(NH2)2CO],<br />
Verwesung<br />
NOx, Abgase, NH3<br />
Destruenten<br />
z.B. Pilze, Bakterien, usw.<br />
(NH2)2CO + H2O 2 NH3(g/aq) + CO2(g)<br />
NH4 + (aq)<br />
2 NH4 + (aq) + 3 O2 + 2 H2O 2 NO2 - (aq) + H3O + (aq)<br />
aerob<br />
N-haltige Sed<strong>im</strong>ente<br />
z.B. Erdöl, Erdgas, Kohle<br />
(tier.) (pflanzl.)<br />
N2(g) + 3 H2(g) 2 NH3(g)<br />
Düngemittel<br />
Biologische Fixierung<br />
z.B. durch Blaualgen