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Bei dieser Datei handelt es sich um ein Protokoll, das einen Vortrag im Rahmen 

des Chemielehramtsstudiums an der Uni Marburg referiert. Zur besseren 

Durchsuchbarkeit wurde zudem eine Texterkennung durchgeführt und hinter das 

eingescannte Bild gelegt, so dass Copy & Paste möglich ist – aber Vorsicht, die 

Texterkennung wurde nicht korrigiert und ist gerade bei schlecht leserlichen 

Dateien mit Fehlern behaftet. 

Alle mehr als 700 Protokolle (Anfang 2007) können auf der Seite 

http://www.chids.de/veranstaltungen/uebungen_experimentalvortrag.html 

eingesehen und heruntergeladen werden. 

Zudem stehen auf der Seite www.chids.de weitere Versuche, Lernzirkel und 

Staatsexamensarbeiten bereit. 

Dr. Ph. Reiß, im Juli 2007

Skript zum Thema 

Alei um 

.--... 

vorgelegt von: 

Markus Will 

Georg-Voigt-Str. 21 

35039 Marburg , 

Veranstaltung.;. 

Übungen im Experimentalvortrag SS 97 

Leitung: 

Dr. J. Butenuth 

Dr. E. Gerstner 

Prof. H. Perst 

Chemie in der Schule: www.chids.de

1 

e, 

Inhaltsverzeichnis 

1 Einleitung " 2 

1.1 Warum ein Vortrag über Calcium? 2 

1.2 Der Calcium·Kreislauf 2 

2 Calcium als Element 3 

2.1 Vorkommen 3 

2.2 Geschichte 4 

2.3 Physik & Chemie 4 

2.4 Versuch 1: Darstellung von Calciumhydrid aus den Elementen ............•........... 5 

3 Calcium in Gesteinen 8 

r>. 

3.1 Versuch 2: Veränderung der elektrischen Leitfähigkeit von Kalkwasser bei 

Einleitung von Kohlendioxid 8 

3.2 Bedeutung des Carbonat-Hydrogencarbonat-Gleichgewicht 11 

4 Calcium in Industrie und Technik 11 

4.1 Calciumverbindungen als Baustoffe ./ 11 

4.2 Bindemittel 12 

4.3 Zement 12 

4.4 Kalkmörtel 13 

4.5 Versuch 3.1: Erhärten von Zement und Kalkmörtel. 13 

4.6 Versuch 3.2: Erhärten von Kalkmörtel durch Aufnahme von Kohlendioxid 15 

5 Calcium in Pflanzen 16 

5.1 Funktionen von Ca 2 +-Ionen in der Pflanze 16 

5.2 Indirekter Einfluss von Calciumverbindungen 17 

5.3 Versuch 4: Pufferung des Bodens durch Calciumcarbonat 17 

6 Calcium in Mensch und Tier 21 

6.1 Wasserhärte 21 

6.2 Ionenaustauscher 22 

6.3 Versuch 5: Wasserenthärtund durch Torfmoose 24 

6.4 Bedeutung von Calcium für den Menschen 26 

6.5 Versuch 6: Quantitative Bestimmung von Calcium im Harn 26 

7 Der Kreislauf wird geschlossen: Mineralisation 29 

8 Literatur: 0 

••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••••• 30 


2 

1 Einleitung 

1.1 Warum ein Vortrag über Calcium? 

Um einen Vortrag über ein einzelnes Element zu halten, muss es schon gute Gründe 

geben. Calcium gehört sicher nicht zu den Elementen, mit denen man irgendwelche 

besonders (schönen' Versuche verbindet. Fast alle seine Verbindungen sind weiß 

bzw. farblos. Auf den ersten Blick scheint es keine Gründe zu geben, dieses Element 

in einem Vortrag oder später im Unterricht zu behandeln. 

Bei genauerem Hinsehen bietet das Element Calcium, besser gesagt seine Verbindungen, 

aber erstens eine solche Fülle von Möglichkeiten, interessante Versuche 

durchzuführen, zweitens eine Chemie die sich spielend tn die Curricula einbauen 

lässt und drittens Versuche, die auch den Blick für Zusammenhänge öffnet, die über 

die Chemie hinausgehen (was in Mittel- und Oberstufe immer wichtiger wird, z.B. zu 

Geologie, Geografie, Physik und v.a. zu Biologie), dass sich seine Durchnahme 

wirklich lohnt. 

Hier sind noch einmal von einer anderen Warte die Gründe wiedergegeben, die cfür 

Calcium' sprechen: 

.~ 

1. Calcium ist eines der häufigsten Elemente 

2. Calcium spielt eine sehr bedeutende Rolle im Stoffwechsel von Pflanze, Tier und 

Mensch 

3. Calcium hat auch in Industrie und Technik eine große Bedeutung 

1.2 Der Calcium-Kreislauf 

Calcium ist wohl eines der wenigen Elemente, bei denen es möglich ist, einen 

Kreislauf zu beschreiben und diesen auch mit Versuchen im Unterricht nachzuvollziehen. 

Ich habe versucht, die Auswahl der Versuche so zu treffen, dass immer der 

Bezug zu diesem Kreislauf hergestellt ist. 


3 

Mine ra lisation 

Calcium 

in Tier & 

Mensch 

Ausscheidung 

Oxidation 

Calcium 

elementar 

Erosion 

Calcium 

in Industrie 

& Technik 

Aufnahme mit 

der Nahrung 

Calcium in 

Pflanzen 

Aufnahme in 

gelöster Form 

2 Calcium als Element 

2.1 Vorkommen 

Der Name Calcium leitet sich ab von lat. calx. Unter diesem Namen verstand man 

gebrannten oder gelöschten Kalk (CaO, Ca(OH)2). Es ist am Aufbau der Erdkruste 

zu 3,63 % beteiligt, und damit das fünfthäufigste Element und nach Eisen und 

Aluminium das dritthäufigste Metall. Es gibt über 700 verschiedene Mineralien mit 

Calcium-Gehalten von mehr als 1 °k, hier seien nur die allerwichtigsten genannt: 

- Carbonate: 

- Silikate: 

- Sulfate: 

- Phosphate: 

- Fluoride: 

Calcit I Aragonit CaC0 3 , Dolomit CaMg(C0 3)2 

Kalkfeldspat Ca[AI2Si20 a ] 

Gips CaS04 • 2 H20, Anhydrid CaS04 

Apatit Cas(P04)3(OH,F,CI) Phosphorit Ca3(P04)2 

Flussspat CaF 2 


4 

2.2 Geschichte 

Das elementare Calcium hat noch keine allzulange Geschichte. 1808 wurde es 

erstmals in unreiner Form auf elektrolytischem Weg über den Umweg über Calcium 

Amalgam durch H. Davy gewonnen. Die Schwierigkeit bei der Schmelzflusselektor 

Iyse von z.B. CaCI 2 

lag darin, dass das entstehende Metall leichter ist als die 

Schmelze, nach oben schwimmt und dort die Gefahr der Oxidation besteht. 

. 

Calcium in reiner Form darzustellen gelang deshalb erst dem Chemiker H. Moissan 

90 Jahre später, 1.898, durch die Reduktion.von Cal-mit Natrium. 

Die heutige Form der Darstellung ist die Schmelzflusselektrolyse von wasserfreiem 

CaCI 2 und vor allem die Aluminothermie, bei der CaO mit elementarem Aluminium im 

r> Vakuum auf 1100-1200 °C umgesetzt wird. 

2.3 Physik & Chemie 

rr-. 

Das Element Calcium ist ein silberweißes, glänzendes, weiches Metall. An feuchter 

Luft wird es schnell von einer Hydroxidschicht überzogen. Es kommt allerdings zu 

keiner Passivierung, sondern es wird mit der Zeit vollkommen durchoxidiert. 

Der Schmelzpunkt liegt bei 845°C, der Siedepunkt bei 1483°C. Mit einer Dichte von 

1,54 g/cm 3 ist es das leichteste Erdalkalimetall. Es hat ein stark negatives Normalpotential: 

EO(M/M 2 +): -2 r87 V. Schon bei Raumtemperatur kommt es zur langsamen 

Umsetzung mit Wasser, Sauerstoff und Halogenen. Bei Erhitzen tritt eine lebhafte 

Reaktion ein. In diesem Fall ist auch eine Umsetzung mit Stickstoff und Kohlenstoff 

zu Calciumnitrid Ca 3N2 bzw. -carbid CaC 2 möglich. 

Das elementare Calcium findet nur wenig Verwendung, z.B. in verschiedenen 

Legierungen (z.B. Bahnmetall im Eisenbahnbau) und zur Reduktion von anderen 

Metallen (Metallothermie). 

Um den sehr unedlen Charakter des Calciums herauszustellen und damit gleichzeitig 

zu begründen, warum es nicht elementar in der Natur vorkommt, habe ich die 

Darstellung von Calciumhydrid gewählt. Wasserstoff geht nur mit Alkali- und Erdalkalimetallen 

eine salzartige Verbindung ein, weshalb dies ein interessanter chemischer 

Aspekt ist. 

. ,. 


5 

2.4 Versuch 1: 

~ ' ~r;... ' .;;"~ -: . ~. ~.:' " _ - _' " ,~ , '" ~ ;,~ . .p........ . ~ ... ~.. .:,- .. ' 

. '. " '; Darstellung von Calclilmhydrid äusden Elementen _: ' " : >:< · . ·~ 

Geräte: H 2-Druckgasflasche, Verbrennungsrohr mit passendem U-förmigen Kupferoder 

Eisenschiffehen, 2 durchbohrte Stopfen, Gasableitungsröhrchen, 

Schläuche, 2 Gaswaschflaschen, 2 Bunsenbrenner, Stativmaterial, Reagenzgläser, 

Spatel 

Chemikalien: Calcium (Späne) 

Ca 

R 15 

S 8-24/25-43a 

Schwefelsäure (konz.) 

R35 

S 26-30-45 

Wasserstoff 

R12 

S 9-16-33 

Glaswolle 

F 

C 

F+ 

Aufbau: 

Wasserstoff 

~ 

Calcium 

.... . 

'J 

konzentrierte 

Schwefelsäure 

,. ~ , 

' 

'- 

Durchführung (nach GLÖCKNER) : 

• Die Apparatur wird wie in der Abbildung dargestellt aufgebaut. Zur Sicherheit 

sollte 'vor die Waschflasche mit Schwefelsäure eine weitere gebaut werden . Zur 

Verkürzung der Reaktionszeit empfiehlt es sich, zwei Bunsenbrenner anzubringen. 

• Zwei bis drei Spatelspitzen Calciumspäne, die keine Oxidschicht haben dürfen, 

werden in das Metallschiffehen gegeben und dieses in der Mitte des Verbrennungsrohrs 

plaziert. 


6 

,~ 

Auf keinen Fall sollte ohne Metallschiffchen gearbeitet werden, da auch Quarzglasrohre 

bei Berührung mit Calcium bei den vorliegenden Temperaturen spröde 

werden und brechen oder zumindest sich das Reaktionsprodukt sich nicht sauber 

aus dem Rohr herausnehmen lässt. 

• Das Verbrennungsrohr ist dann mit den Stopfen sorgfältig dicht zu schließen. 

• Aus der Wasserstoffflasche wird durch die Waschflasche mit konz. Schwefelsäure 

ein mäßiger Gasstrom geleitet. Man wartet nun mindestens 10min. 

• An der ausgezogenen Düse wird das Gas im Reagenzglas aufgefangen. Erst 

wenn die Knallgasprobe zweimal negativ ausfällt, kann man den Wasserstoff an 

der Düse entzünden. 

• Der Gasstrom ist so zu regulieren, dass die Flamme etwa 10 cm hoch ist. 

• Nun wird mit dem Bunsenbrenner das Glasrohr direkt unter den Calciumspänen 

zuerst mit leuchtender, dann mit rauschender Flamme erhitzt. 

• Wenn das Calcium eine Temperatur von 400 bis 500 ° erreicht hat (schwache 

Rotglut), tritt eine Reaktion unter hellem Aufglühen ein. Dann den Brenner sofort 

entfernen. 

• Die Wasserstoffzufuhr darf erst abgeschaltet werden, wenn das Rohr sich 

abgekühlt hat, da sonst Sauerstoff in die Apparatur diffundiert und sich ein Knallgasgemisch 

bildet, das sich entzündet. Auch die Flamme an der Gasdüse nicht 

löschen. 

Beobachtung: 

• Die exotherme Reaktion läuft unter hellem Aufglühen ab. 

• Während des Aufglühens wird die Flamme an der Gasdüse merklich kleiner, was 

einen Verbrauch des Wasserstoffs anzeigt. Nach der Reaktion brennt die Flamme 

wieder wie vorher. 

Reaktion: 

o 0 +2 -1 

Ca (5) + H2 (9) ~ CaH2 (5) 

LiHos =- 186 kJ/mol 

Reaktionstemperatur: 400°C 


7 

Nach .dern Born-Haber-Kreisprozess ist, um obige Reaktion ablaufen zu lassen, 

zuerst eine Energiezufuhr nötig: 

a) zum Sublimieren des Calciums: Ca (s) ~ Ca (g) 

b) für die Spaltung der H-H-Bindung: H 2 (g) ~ 2 H (g) 

c) zum Ionisieren des gasförmigen Ca: Ca (g) ~ Ca 2+(g) + 2e- 

Trotz der insgesamt positiven Reaktionsenthalpie ist deshalb diese hohe Reaktionstemperatur 

notwendig. Durch die folgenden zwei Reaktionen wird nun jedoch mehr 

Enerige frei: 

d) durch die Elektronenaffinität des H: 2 H (g) + 2 e- ~ 2 H- (g) 

e) durch die Gitterenergie des CaH Ca 2 2 

+ (g)+ 2 H- (~)~ CaH 2 (s) 

Die Elektronegativitäten (EN) der Reaktanden unterscheiden sich erheblich (Ca 1,0 I 

H 2,1). Dies ist der Grund warum es sich bei Calciumhydrid um eine salzartige 

. Verbindung handelt. Das Hydrid-Ion hat einen Ionenradium von 154 prn, Ca 2 + 99 pm. 

Durch dieses Verhältnis kristallisiert Calciumhydrid in der Fluorit-Struktur. Die 

Hydrid-Ionen sind tetraedrisch von Ca-Ionen umgeben (KOZ 4). Umgekehrt sind 

diese kubisch von Hydrid-Ionen umgeben (KOZ 8). 

Calciumhydrid ist eines der wenigen Hydride, das technische Verwendung findet. Es 

wird durch Reaktion mit Wasser zur Erzeugung von Wasserstoff an abgelegenen 

Orten (z.B. für meteorologische Ballons) benutzt. Dabei kann 1 kg CaH 2 etwa 1000 L 

Wasserstoffgas entwickeln. 

.r>. 

Reaktion: 

-1 +1 0 

CaH 2 (5) + 2 H 20 (I) ~ Ca(OHh (5) + 2 H 2 (9) t 

HO R =- 228 kJ/mol 

Es handelt sich bei dieser Reaktion für den Wasserstoff also um eine Komproportionierung. 

Diese Reaktion lässt sich in der Schule ebenfalls leicht durchführen, soll 

aber hier nicht gezeigt werden (s. GLÖCKNER 172f). Das Produkt dieser Reaktion, 

Calciumhydroxid, ist das Ausgangsmaterial unseres nächsten Versuchs, und wir 

haben somit eine direkt Überleitung vom elementarem Calcium zum Calcium, wie es 

in der unbelebtem Natur vorkommt, dem 


8 

3 Calcium in Gesteinen 

Eines der wichtigsten, und vor allem in den meisten Gebieten leicht zugänglichen, 

Minerale ist das Calciumcarbonat. Der nächste Versuch soll eines der wichtigsten 

Gleichgewichte in der Natur näherbringen. Gleichzeitig kann auf Massenwirkungsgesetz, 

Löslichkeitsprodukt und andere wichtige Aspekte der Chemie eingegangen 

werden. 

3.1 Versuch 2: ' 

Geräte : CO 2-Druckgasflasche, 200 mL Becherglas, Glasrohr mit ausgezogener 

Düse, Spannungsquelle, Amperemeter, Messstab zur Leitfähigkeitsprüfung, 

Verbindungskabel, Gaswaschflasche, evtl. Stativmaterial, Stoppuhr 

Chemikalien: Calciumhydroxid 

R41 

Kohlendioxid 

Ca(OHh 

S22~4~6~9 

Xi 

R- S9 

Aufbau: 

Kohlenstoffdioxid 

~ 

N 

n v- 

Kalkwasser 

[ßJ 


Durchführung (nach GLÖCKNER): 

• Man baut die Apparatur entsprechend der Abbildung auf. 

• In das Becherglas gibt man 25 mL einer gesättigten Calciumhydroxid-Lösung 

(Kalkwasser) und füllt mit dest. Wasser auf 100 mL auf. 

• Mit dem Messstab misst man die Leitfähigkeit dieser Lösung und wählt die 

Spannung (Wechselspannung!) am Trafo so, dass man einen möglichst großen 

Ausschlag erhält. 

• Bevor die Düse in die Lösung gehalten wird, regelt man den Gasstrom so, dass 

die einzelnen Blasen in der Waschflasche noch gut zu unterscheiden sind. Die 

Durchfluss ist auf jeden Fall so zu wählen, dass man eine gute zeitliche Auflösung 

der Reaktion erhält. 

• Nun hält man die Düse in das Kalkwasser. 

• Zur Auswertung kann man den Versuch mehrmals durchführen und ein I/t 

Diagramm der Messungen erstellen. 

Beobachtung: 

r: 

• Sofort beginnt sich die klare Lösung zu trüben. Gleichzeitig sinkt die Leitfähigkeit 

sehr schnell. 

• Schließlich ist ein Höhepunkt in der Dichte des aufgewirbelten Niederschlags 

erreicht und gleichzeitig ein Minimum bei der Leitfähigkeit. 

• Nun löst sich der Niederschlag wieder auf. Das Ansteigen der Leitfähigkeit geht in 

einem langsameren Tempo als es beim Sinken der Fall war. 

• Der erreichte Endwert in der Leitfähigkeit liegt deutlich unter dem Anfangswert. 

Reaktionen: 

Fällung des Niederschlags: 

Ca 2 +aq + 2 OH- aq + C02 (9) ~ CaC03 (5) .J, + H20 

weiß 

Ca 2 +aq + C032-aq 

pL(CaC0 3 ) =7,9 


10 

Auflösung des Niederschlags: 

CaC03 + C02 + H20 ~ Ca 2 +aq + 2 HC03-aq 

Auffällig ist, dass die Leitfähigkeit der Lösung zu Beginn und Ende nicht gleich ist. 

Die Leitfähigkeit ist abhängig von: 

• der Zahl der vorhandenen Ladungsträger 

• der Ladungsmenge, die durch die Ionen transportiert wird 

• Grenzleitfähigkeit der Ionen. 

Die zwei ersten Punkte haben sich im Laufe der Reaktion nicht verändert. Also muss 

es an der unterschiedlichen Grenzleitfähigkeit der Hydroxid- und Hydrogencarbonat 

Ionen liegen. Unter Grenzleitfähigkeit versteht man die Leitfähigkeit in einer unendlich 

verdünnten Lösung, sie ist nur extrapolatorisch zu erhalten. Als Annäherung soll 

sie hier genügen. Es ist des weiteren zu beachten das Gesetz der unabhängigen 

Ionenwanderung (Kohlrausch): 

Betrachtung der Grenzleitfähigkeiten 1\0: 

AOSal z =Ao+ + AO- 

Ao (Ca(OHh) 

= Ao (Ca 2 +) + 2Ao (OH-) 

Ao (Ca(HC0 3h) = AO (Ca 2 +) + 2AO (HC0 3 -) 

Grenzleitfähigkeiten [0- 1 cm 2 mor"] (aus LIDE): 

OH- 198,0 

HC0 3 - 44,5 

Der Grund für die erhöhte Leitfähigkeit des Hydroxid-Ions ist die Bildung von 

Koazervaten, z.B. [H 7 0 4 ]- 

e _'t ~ ~ fl. 

101 H - 0, H - Öl' H - 01 

I , \ I 

H H H H 

- lO-H JO - H 

I 1 , 

H H H 

'Ö - H 


11 

Beim HC0 3 - -Ion spielt der elektrophoretischer Effekt eine Rolle, die Behinderung 

durch entgegengesetzt gelande Ionen, in diesem Fall also durch Ca 2 +-Ionen. 

HCO~~ 

~Ca2+ 

HCO:? ~ 

~Ca2+ 

HCO:? ~ 

3.2 Bedeutung des Carbonat-Hydrogencarbonat 

Gleichgewicht 

Das Carbonat-Hydrogencarbonat-Gleichgewicht hat in der Natur eine immens große 

Bedeutung. 

Es folgt dem Prinzip von Le Chatelier und ist somit temperatur- und druckabhängig. 

Damit zusammen hängen viele Vorgänge in der unbelebten Natur: 

• 'Kalkkorrosion': Oberflächliche Verwitterung von Kalkstein durch CO 2-haltiges 

Wasser (~ Karst) 

• Bildung von Stalagmiten und Stalaktiten durch unterirdische Verdunstung in 

Tropfsteinhöhlen 

• Kalksinterbildung: Kalkausfällung durch Entgasung von an die Erdoberfläche 

kommendem CaC0 3-haltigem Wasser 

Es bieten sich hier also auch viele Bezüge zur Geografie. Bevor wir im Kreislauf 

weitergehen, machen wir einen Abstecher der von den Gesteinen ausgehen muss: 

4 Calcium in .Industrie und Technik 

4.1 Calciumverbindungen als Baustoffe 

Die wichtigste technische Anwendung von Calciumverbindungen ist im Bauwesen. 

Umgekehrt ist Calcium hier mit das wichtigste Element. Drei Hauptprodukte sind hier 

zu nennen: 


12 

• Gips 

• Kalk (-mörtel) 

• Zement 

Auf Gips soll hier trotz seiner Bedeutung nicht eingegangen werden. Es gibt aber 

auch hierzu viele interessante Versuche (vgl. BEYER). Mit Kalkmörtel und Zement 

beschäftigen sich die nächsten zwei Teilversuche, sie gehören zu den Bindemitteln. 

4.2 Bindemittel 

Definition: 

Bindemittel sind Produkte, die gleich- oder verschiedenartige Stoffe durch physikalische 

oder chemische Reaktion verbinden. 

Man teilt sie folgendermaßen ein: 

- Produkt nicht wasserfest 

mit Wasser 

- Produkt wasserfest 

Durch die zwei Versuche zu diesem Thema sollen die beiden Bindemittel Kalkmörtel 

und Zement zu einer dieser Gruppen zugeordnet werden. 

Vorweg muss noch eine kleine theoretische Einführung zum Thema Zement und 

Kalkmörtel gegeben werden. 

4.3 Zement 

Die Herstellung von Zement: 

1. Die Rohstoffe (Kalkstein und verschiedene Tonminerale) werden gemahlen 

2. Diese Mischung wird dann bei ~ 1450 "C gebrannt. Der Kalkstein wird dabei 

thermolytisch zerstört und als Produkt erhält man den sog. 'Zementklinkers'. 

Reaktion: 

CaC0 3 ~ CaO + CO 2 

3. Der Zementklinker wird fein gemahlen (Oberflächenvergrößerung) und ihm 

werden verschiedene Zusatzstoffe (z.B. Gips) beigemengt. 


13 

Zusammensetzung des Zementklinkers 

Tricalciumsilicat 3 CaO • Si0 2 

Dicalciumsilicat 2 CaO • Si0 2 

Tricalciumaluminat 

3 CaO • Ab03 

Calciumaluminatferrit 4 CaO • Ab03. Fe 203 

freie Oxide 

CaO, MgO 

4.4 Kalkmörtel 

Kalkmörtel ist eine Mischung aus Kalk - entweder Branntkalk CaO oder Löschkalk 

Ca(OHh - und Sand. 

Der Sand wird aus mehreren Gründen zugegeben: Einmal dient er der Auflockerung 

des Kalkbreis, so dass Kohlendioxid besser eindringen kann (s.u.). Zum zweiten 

bildet der Kalkbrei für sich zu leicht Risse. Schließlich bringt die Beimischung eine 

erhebliche Kostensenkung (vgl. BEYER 20). 

4.5 Versuch 3.1: 

r>. Geräte: 2 Teeeier oder 2 Baumwolltücher (30 x 30 cm), 2 x 2 L Bechergläser, 2 

Glasstäbe, Porzellanschale, Spatel 

Chemikalien: Zement 

Kalkmörtel (käuflich) oder 

Löschkalk Ca(OHh Xi 

R 41 S 22-24-26-39 

Sand 

Wasser 

Durchführung (nach GLÖCKNER): 

• In einer Porzellanschale rührt man aus 1 Teil Zement und 2 Teilen Sand mit 

Wasser einen dicken Brei. 


14 

• Diesen Zementmörtel füllt man in ein Teeei bzw. in ein sackförmig gebundenes 

~Tuch und bringt dieses an einem Glasstab befestigt in das mit Wasser gefüllte 

( 

Becherglas. 

• Mit dem Löschkalk verfährt man genauso oder nimmt käuflichen Kalkmörtel. 

• Nach etwa zwei Tagen nimmt man die Teeeier bzw. Tücher aus dem Wasser und 

prüft durch Drücken in der Faust auf Festigkeit. 

Beobachtung: 

• Der Zementmörtel ist 'steinhart' geworden. Auch mit großem Kraftaufwand ist das 

Zementstück nicht zu zerstören. Zement hat unter Wasser abgebunden. 

• Beim Kalkmörtel sieht es auf den ersten Blick ebenfalls so aus, als ob die Masse 

fest geworden wäre. Doch spätestens bei stärkerem Drücken mit der Hand brökkelt 

er auseinander. Kalkmörtel hat nicht abgebunden. (siehe auch V 3.2) 

Reaktionen: 

Die Reaktionen bei Zementerhärtung sind sehr kompliziert. Es kommt zur Bildung 

komplexer Hydrate der Ca-Silicate, -Aluminate und -Aluminatferrite, die selber in 

Wasser unlöslich sind. Als Beispiel sei hier die Reaktion von Tricalciumsilicat 

angegeben. 

Die Festigkeit wird verursacht durch das Verwachsen verschiedener Hydrate. Ein 

weiterer Vorteil ist der hohe pH-Wert durch das entstehende Calciumhydroxid, das 

für Korrosionsschutz beim Bauen mit Stahl sorgt. Das Abbinden ist an der Luft (wenn 

genug Wasser vorhanden ist) und unter Wasser möglich (hydraulischer oder 

Wassermörtel), so dass Zement z.B. beim Bau von Staudämmen zum Einsatz 

kommen kann. 

Des weiteren findet er auch noch in anderer Funktion als als Bindemittel Verwendung: 

Der bekannte Beton ist eine Mischung von Zement und groben Zuschlägen 

(Kies, Schotter). 


15 

4.6 ' Versuch 3.2: 

Geräte: CO 2-Druckgasflasche, 500 mL Rundkolben mit durchbohrtem Glasstopfen, 

-: . . ( 

U-Rohr, 300 mt, Erlenmeyeirkolben, Porzellanschale, Spatel 

Chemikalien: Kalkmörtel (käuflich) bzw, 

Löschkalk 

. Ca(OHh 

R 41 . S 22-24-26-39 

Xi 

Kohlendioxid , CO 2 

R- S9 

Methylenblau 

Wasser 

Durchführung (nach BEYER): 

,/"" 

• Wie in V 3.1 wird Kalkmörtetangerührt. In diesem Fall ist darauf zu achten, dass 

es wirklich ein zäher Brei ist. 

• Nun wird CO 2 in den Rundkolben geleitet, der Brei eingefüllt und mit dem Stopfen; ' 

durch den das U-Rohr reicht, verschlossen. 

• Der andere Sch~nkel reicht bis i~ den Erlenmeyerkolben, in dem sich ,mit Methylenblau 

gefärbtes Wasser befindet. 

Beobachtung: ' ,r 

.Schon nach kurzer Zeit wird Wasser im Schenkel der in den Erlenmeyerkolben 

reicht hoch gezogen., 

Reaktion: 

Mörtelwasser 

Baufeuchtigkeit 

Kalkmörtel ist nicht-hydraulischer Mörtel. Er bindet nur an der Luft, nicht aber unter 

Wasser ab, es handelt sich um sog. 'Luftmörtel'. Oass diese Bezeichnung nicht ganz 

Chemie in der Schule: www.chids.de 

. "

16 

richtig ist, zeigt obige Gleichung. In Wirklichkeit wird nur CO 2 verbraucht. In einer 

CO 2-Atmosphäre entsteht so ein deutlicher Unterdruck, der dazu führt das die 

Wassersäule im andern Schenkel des U-Rohrs hoch gesogen wird. 

Wenn es in V 3.1 auch unter Wasser zu einer, wenn auch geringen Verfestigung 

gekommen ist, liegt das daran, dass CO 2 in geringer Konzentration auch in Wasser 

löslich ist. Hier ist aber die Diffustion des Gases 10000 mal langsamer als in Luft. 

Kommen wir in unseren Kreislauf zurück und erinnern uns, dass es zuletzt um 

Minerale ging (CaC0 3 ) , die sich lösten, sodass eine Folge die Erosion der Gesteine 

war. Andererseits kann es auch zur Bildung von Boden könnte, der nun von Pflanzen 

besiedelt wird. Damit ist unser nächstes Kapitel schon festgelegt: 

5 Calcium in Pflanzen 

Diese Überschrift ist etwas eng gefasst. Denn es soll die Bedeutung des Elementes 

Calcium bzw. seiner Verbindungen für die Pflanze untersucht werden. Dieses hat 

aber schon einen Einfluss, wenn es noch gar nicht 'in' der Pflanze ist, sondern erst 

'drumherum' im Boden. Von daher müssen zwei Bedeutungen, eine direkte und eine 

indirekte unterschieden werden. 

5.1 Funktionen von Ca 2+-lonen' in der Pflanze 

Calcium hat mehrere wichtige Funktionen in der Pflanze: 

1. Es ist an der Stabilisierung der Zellmembranen beteiligt. 

2. Es hat Anteil am Aufbau der Zellwände (s. V 5). 

3. Es ist Co-Faktor bei vielen Enzymen. 

Trotz dieser vielen Funktionen werden Ca 2 +-Ionen nur in niedrigen Raten aufgenommen, 

dafür aber kontinuierlich. Da Ca 2 +-Ionen nur im Xylem mobil sind (also von 

der Wurzel nach oben in die Blätter), nicht aber im Phloem (umgekehrte Richtung), 

ist keine Speicherung möglich. Trotzdem sind Schäden durch Ca-Mangel sehr 

selten, da fast immer die Ca 2 +-Konzentration des Bodens für eine ausreichende 

Ernährung hoch genug ist. Um Ca-Mangel z.B. an Wasserpflanzen zu zeigen, sind 

aus oben genannten Gründen sehr langwierige Versuche (min. 5 Wochen) nötig, die 

deshalb nicht gewählt wurden. 


17 

5.2 Indirekter Einfluss von Calciumverbindungen 

Um den indirekten Einfluss zu erläutern, muss auf die verschiedenen 'Ernährungsmöglichkeiten' 

der Pflanze eingegangen werden. Der wichtigste Baustein neben 

Kohlenstoff, Sauerstoff und Wasserstoff ist Stickstoff. Diesen kann die Pflanze in 

Form von Ammonium (NH/) oder Nitrat (N0 3 - ) aufnehmen. Ist die sonstige Bilanz 

zwischen der Aufnahme von Kationen und Anionen neutral, und das ist in der Regel 

der Fall, kommt es bei einer Ammonium-Ernährung zur Ansäuerung der Wurzelumgebung 

(Rhizosphäre), da Protonen ausgeschüttet werden . Bei einer Nitrat 

Ernährung kommt es im Gegensatz dazu zu einer Erhöhung des pH-Werts (vgl. 

TROLLDENIER 120). 

Ammonium 

Nitrat 

Abfall des pH-Werts 

Anstieg des pH-Werts 


Geräte: 100-300 mL Bechergläser, 6 x 100 Erlenmeyerkolben mit Stopfen oder 

entsprechende Glasfläschchen (für Stammlösungen), 4 x 150-200 mL Erlenmeyerkolben 

(für Agar), 1 und 2 L Erlenmeyerkolben (für Agaransatz I zur 

Aufbewahrun der Nährlösungen mit Stopfen), Plastik-Petrischalen, 20 mL 

Vollpipette, 500 mL Jogurt- oder Magarinebecher mit Deckel aus Plastik 

(Anzucht A) oder Tontöpfe mit Untersetzern (B), Eisenstab, Magnetrührer, 

Rührfische, Pinzette oder Präpariernadel, Thermometer, Spatel 


18 

Chemikalien: Agar 

/ 

i 

Ammoniumnitrat 

NH 4N03 

O,Xn 

R8 

Ammoniumsulfat 

R -' 

Bromkresolpurp~r 

R- 

Calciumcarbonat 

,Calciumchlorid 

R 36 

Fetrilon 

Kaliumchlorid 

Magnesiumsulfat' 

Natronlauge (c = 0,1 mol/L) 

S 15-17 

. S 22-24/25 

S 22-24/25 

S 22-24 

R 36/38 S '26 

Natriumdihydroqenphosphat 

. " '- 

Verrtlaculit (Substrat) , ", '. 

~ 

(NH 4 )2S0 4 

C 21 H 1sBr2 0 sS 

CaCÖ 3 

CaCI 2 

' 

KCI 

MgS0 4 

NaOH 

.: 

Xi 

: ) 

'. \. ' 

,., " 

Pflanzenmaterial: Samen kräftig wachsen~~r,Pflanzen, z.B.: Gurken (Curcumis), ' 

Hafer (Avena), Weizen (Triticum) 

. , I 

Durchführung (verändert nach TROLLDENIER): 

1. Vorbereiten d~s Nährmediums 

• Das Nährmedium wird zweckmäßig aus konzentrierteren Stammlösungen der 

~ Salze herqestetlt. Zur Anzucht für einen Versuchsdurchgang werden: etwa 1-2 L' .-, 

Medium gebraucht. 

Schließlich sollten folgende Konzentrationen erreicht werden: 

NH 4N03 2,50 mrnol/l, NaH 2P04 1,00 mmol/L 

, 

CJ 

KCI 2,00 " MgS0 4 0,75 

I - 

CaCI 2 1,00 " Fetrilon (Eisenchelat) 0,10 " 

2. Anzucht der Pflanzen 

f 1 

, . 

• Die Sameh werden zur Beschleunigung der Keimung einen halben Tag oder über 

Nacht in einer Schale mit Leitunqswasser vorgequollen. 

\ 

. ,~'. 


19 

• Anzuchtmöglichkeit A: 

In Petrischalen (oder besser Schalen mit höherem Rand) werden die Samen auf 

feuchtes Filterpapier gelegt. Von sauberen 500 mL Jogurt- oder Magarinebechern 

werden die Deckel mit 6-10 Löchern versehen, deren Durchmesser 3-5 mm betragen 

sollte. 

Wenn die Wurzeln der Keimlinge 1-3 cm lang sind (nach ein bis zwei Tagen) 

werden sie in die Becher umgesetzt, die vorher bis unter den Rand mit Nährmedium 

gefüllt werden. Die Wurzeln werden dabei vorsichtig durch die Löcher geführt. 

• Anzuchtmöglichkeit B: 

In Tontöpfe wird Vermaculit-Substrat (gibt keine Nährstoffe an Pflanzen ab) 

gefüllt. Die gequollenen Samen werden auf die Oberfläche gelegt und mit einer 

dünnen Schicht Substrat bedeckt. Die Töpfe werden in Schalen gestellt und regelmäßig 

mit Nährmedium gegossen. 

• Die Pflanzen haben die für die Versuche richtige Größe erreicht, wenn die 

Wurzeln eine Länge von 8-12 cm haben. Bei Anzucht B haben sie das, je nach 

Temperatur- und Lichtbedingungen und der Pflanzenart, nach 3-5 Tagen erreicht, 

bei Anzucht A kann es etwa 2-3 Tage länger dauern. 

Auf keinen Fall sind Pflanzen mit schwächeren Wurzeln zu nehmen, da der 

Versuch dann wesentlich schlechter oder überhaupt nicht klappt. Auch größere 

Pflanzen zeigen schlechtere Ergebnisse. 

3. Einbetten in Agar 

• In die Ober- und Unterteile der Plastikpetrischalen wird mit einem Eisenstab je 

eine Vertiefung geschmolzen, im Unterteil müssen aber etwa 5 mm Rand bleiben. 

• Pro Liter Nährmedium werden 10 gAgar, 5 mmol Ammoniumsulfat und 60 mg 

Bromkresolpurpur zugegeben - eine Petrischale fasst 40-50 mL, bei dreifachem 

Ansatz werden so insgesamt 600 mL benötigt. 

• Hat sich der Agar unter Erhitzen auf dem Magnetrührer gelöst wird er aufgeteilt 

und verschiedene Mengen an CaC0 3 zugegeben: °I 0,1 I 0,5 I 1,0 g. Nun wird 

der Agar auf 40-50 °C abgekühlt, da Einbetten bei höheren Temperaturen die 

Pflanzen schädigt. Der pH-Wert bei dem Medium mit 0 9 Zusatz an CaC0 3 muss 

mit 0,1 M NaOH auf etwa 6,2 eingestellt werden. 

• Die Pflanzen werden aus dem Nährmedium bzw. dem Substrat genommen, die 

Wurzeln werden mit Leitungswasser abgewaschen (von restlichem Substrat ge- 


20 

säubert) und vorsichtig abgetrocknet. Sie werden in die Petrischalen gelegt und 

die Wurzeln darin wenn nötig mit einer Pinzette ausgebreitet. 

• Der Agar wird über die Wurzeln gegossen. Besonders direkt vor der Einbettung 

ist ein gutes Rühren des Agars notwendig, da nur dann das CaC03 gleichmäßig 

suspendiert bleibt. 

• Wenn der Agar fest geworden ist, wird der Deckel aufgelegt (Verdunstung!) und 

die Pflanzen werden an einen hellen Ort gebracht. 

r> 

Beobachtung: 

Nach 2 Tagen sind in den Schalen ohne Zugabe von CaC0 3 schon Farbumschläge 

von rot I violett nach gelb in der direkten Wurzelumgebung zu sehen. Einige Tage 

später sind die Unterschiede meist deutlicher zu sehen. 

Ohne CaC0 3 ist ein' deutlicher breiter gelber Bereich um die Wurzeln zu sehen. In 

den Schalen mit 0,1 g CaC0 3 ist diese Zone schon wesentlich schmäler. Je nach 

Wuchs der Pflanze ist in den Schalen mit 0,5 g CaC0 3 gar kein Umschlag oder nur 

in der allernähsten Umgebung der Wurzeln zu entdecken. Bei 1,0 g ist der Agar 

noch einheitlich rot. 

Hierbei ist darauf hinzuweisen, dass dies sozusagen 'Mittelwerte' sind und in 

einzelnen Schalen auch abweichende Ergebnisse vorkommen können. Man sollte 

deshalb mindestens zwei, besser mehr Pflanzen pro Calciumcarbonatstufe in Agar 

einbetten. 

Reaktionen: 

Die Pflanzen nehmen durch die Ammoniumernährung mehr Kationen als Anionen 

auf und geben dadurch Protonen in die Umgebung ab. Das führt zum Umschlag des 

Indikatorfarbstoffs Bromkresolpurpur (Umschlagsbereich pH 5,2-6,8) von purpur 

nach gelb. Durch CaC0 3 kommt es zur Pufferung des Substrats. Dasselbe ist durch 

im Boden enthaltenes Phosphat möglich. 

+ 2+ . 

+ H ~ Ca aq + HC0 3 - aq 

+ H+ ~ Ca 2+ aq + H 2PO/- aq 


21 

Die fehlende Pufferwirklung führt im Wurzelbereich zur Absenkung des pH-Werts. 

Das hat zum einen eine Veränderung der Bodenstruktur zur Folge, die Krümmeligkeit 

des Bodens geht verloren. Außerdem kommt es zur Auswaschung wichtiger 

Mineralien. Das bedeutet dann eine höhere 'Anfälligkeit' für den 'sauren Regen'. 

Ein Ausweg ist die Erhaltung der Bodenfruchtbarkeit durch Erhöhung des pH-Werts 

mittels Kalkung mit CaO oder CaC0 3 , die heute vielfach vorgenommen werden 

muss. Gleichzeitig ist die Versorgung mit Calcium für die Pflanze sichergestellt 

6 Calcium in Mensch und Tier 

Der nächste Versuch kann man an den Übergang von Kapitel 5 'Calcium in Pflanzen' 

und Kapitel 6 'Calcium in Mensch und Tier stellen. Denn einerseits spielt eine 

Pflanze, das Torfmoos, die Hauptrolle des Versuchs, andererseits spielt das Ergebnis 

des Versuchs eine Rolle für unsere Nahrungsaufnahme. Weil der nächste 

Unterpunkt eher zu dem neuen Thema passt, wollen wir es hier beginnen lassen. 

6.1 Wasserhärte 

Definition Wasserhärte (nach KLEE): 

Die Härte eines Wassers wird durch die Summe von Konzentrationen der Erdalkali 

Ionen bestimmt. In der Praxis spielen allerdings nur Calcium und Magnesium eine 

Rolle. 

Der Begriff 'Härte' kommt daher, dass die Calciumionen, die v.a. im harten Wasser 

vorhanden sind, beim Waschen mit Seife Kalkseifen bilden (s.u.), was das Gefühl 

von 'hartem Wasser' vermittelt. 

Man teilt die Wasserhärte in temporäre Härte (Carbonat-Härte) und permanente 

Härte (Sulfat-Härte) ein. Erstere lässt sich durch Kochen vertreiben, letztere nicht. 

Ca 2 +aq + 2 HC0 3 - aq ---..~ CaC0 3 ~ + CO 2 + H 20 

Kesselstein 


22 

Um ein gutes Maß für die Wasserhärte zu haben, teilt man in verschiedene Härtegrade 

ein, wofür der Gehalt an Magnesium auf Calcium umgerechnet wird. 

1 dHo =10 mg/L CaG =7,14 mg/L Ca 

sehr weich 

4 - 8 dHo 

8-12dHO 

12-18dHo 

18 - 30 dHo 

über 30 dHO 

weich 

mittelhart 

ziemlich hart 

hart 

sehr hart 

Für Trinkwasser wird weiches Wasser empfohlen. Eine Enthärtung ist also in einigen 

Gegenden sinnvoll. Diese ist ebenso für viele technische Zwecke notwendig. 

Es gibt nun mehrere Möglichkeiten der Wasserenthärtung: 

• Destillation 

• chemische Ausfällung 

• Komplexierung 

• Ionenaustauscher 

Auf die letztere Art und Weise wollen wir die Wasserenthärtung durchführen. 

6.2 Ionenaustauscher 

Definition Ionenaustauscher (GERSTNER): 

Ein Ionenaustauscher ist ein fester, Ionen enthaltender Stoff, bei dem die eine 

Ionensorte (= Festion) in einem makromolekularen Gerüst starr eingebaut ist, 

während die andere Ionensorte (= Gegenion) gegen Fremdionen ausgetauscht 

werden kann. 


23 

Objekt: Torfmoos (Sphagnum spec.), rechts 

Torfmoos-Pflanze, oben Wasserzellen 

(aus: STRASBURGER, 659) 

Das Torfmoos hat die besondere Fähigkeit das 20-40fache seines Eigengewichts an 

Wasser aufnehmen zu können. Dafür verantwortlich sind vor allem die WasserzeIlen, 

die keinen lebenden Inhalt mehr haben, 

I 

Für den Ionenaustausch wichtig, 

sind v.a. die Pektine in der Zellwänden aller 

höheren Pflanzen, hier vor allem die Polygalakturonsäure. Beim Torfmoos ist die für 

den Ionenaustausch zugängliche Oberfläche an Zellwänden besonders groß, 

weshalb es sich besonders gut eignet. 

Die Vernetzung einzelner Polygalakturonsäure-Ketten verleiht den Zellwänden ihre 

Stabilität. Hierbei spielen die Calcium-Ionen eine wichtige Rolle, die von Carboxylat 

Anionen und Hydroxylgruppen chelatisiert werden. 

(aus: Ullmann's Encyclopedia of Industrial Chemistry, Vol. A 25, 31) 


24 


Geräte: 2 x 800 mL Bechergläser, 2 x 100 mL Becherglas, 5 Demonstrationsreagenzgläser, 

Messzylinder, 

Chemikalien: Bromkresolpurpur 

Calciumchlorid CaCb Xi 

R36 S 22-24 

Salzsäure (c = 2 mol/L) HCI C 

R 34-37 S 2-26-36/37/39-45 . 

Seife 

dest. Wasser 

Pflanzenmateria/: Torfmoos (Spaghnum spec. ) 

Durchführung: 

;r---. 

• Eine Handvoll Torfmoos wird von grobem Dreck, Laub U.ä. gesäubert, gewaschen 

und in 500 mL dest. Wasser 'eingelegt'. 

• Um es als Ionenaustauscher in die protonierte Form zu bringen, wird 10 mL 

Salzsäure zugegeben und gut umgerührt. So bleibt es eine halbe Stunde stehen. 

• Nun wird abgegossen, dest. Wasser hinzugefügt und mind. 15 min stehen 

gelassen. Dieser Vorgang muss mind. 3-4 mal wiederholt werden. 

• Man schneidet Seife in kleine Schnitzel und stellt unter Erhitzen und Rühren eine 

1 %ige Seifenlösung her. Der Abguss des Mooses wird mit dieser Lösung auf 

Calcium geprüft. Erst wenn nur noch eine ganz leichte Trübung vorhanden ist und 

neutrale Reaktion vorliegt, wird ein letztes Mal frisches Wasser zu dem Moos 

gegeben. 50 mL des letzten Abgusses werden durch ein Faltenfilter in ein Demoreagenzglas 

filtriert, Bromkresolpurpur zugesetzt und aufbewahrt. 

• In zwei 800 mL Bechergläser werden nun 500 mL Wasser gefüllt. Zu einem gibt 

man das Torfmoos. 

• In beide gibt man jetzt 10 mL CaCb-Lsg. (c = 0,5 moIlL), rührt gut um und lässt 

mind. eine halbe Stunde stehen Oe länger, umso besser der Austausch). 


25 

• In zwei Demoreagenzgläser füllt man je 50 mL aus dem unbehandelten Becherglas. 

In zwei weitere filtriert man je 50 mL aus dem Becherglas mit Moos. 

• Zu den Reagenzgläsern +/- Moos gibt man nun einmal 20 mL der 1% igen 

Seifenlösung, wartet einen Moment und schüttelt dann kräftig, zu den zwei restlichen 

Bromthymolpurpur. 

Beobachtung: 

.r-- 

• - Moos: es bildet sich ein dichter, bald flockig werdender Niederschlag. Nach dem 

Schütteln zeigt sich kein Schäumen (Achtung: der flockige Niederschlag 

schwimmt oben auf!). Die verd. Calciumchlorid-Lösung zeigt die rote Farbe des 

Indikators Bromthymolpurpur (s, V 4). 

• + Moos: es bildet sich eine schwache Trübung, jedoch kommt es meist nicht zur 

Ausflockung des Niederschlags. Durch das Schütteln kommt es zur (leichten) 

Schaumbildung. Der Indikator hat die gelbe, protonierte Form angenommen - vor 

dem Versuch war hier dagegen keine saure Reaktion zu beobachten. 

Reaktionen: 

Durch die vorherige Behandlung mit Salzsäure sollte das Gleichgewicht weit auf der 

linken Seite liegen. Bei Zugabe von CaCh-Lsg. kommt es zum Austauch von 

Hydronium- gegen Calcium-Ionen: 

Festion Gegenion Fremdion 

Nachweis: Fällung des Calciums als Kalkseife 

Palmitat 

Kalkseife 

Die Möglichkeit des Ionenaustauschs hat eine große Bedeutung für das Torfmoos. 

Neben der Rückhaltung des Calciums als wichtigem Element für die Ernährung in 

einer nährstoffarmen Umgebung kommt es dadurch zu einer Ansäuerung der 

Umgebung, die pH-Werte von Hochmoorböden liegen bei 2,6-4 ,5. Das hat die 

Verdrängung möglicher Konkurrenten zur Folge. 


26 

6.4 Bedeutung von Calcium für den Menschen 

sen. 

Mengenmäßig ist das Ca 2 +-Ion das häufigste Kation im Körper des Menschen. Der 

Körper eines Erwachsenen (70 kg) enthält etwa 1200 g Calcium. Es nimmt hier 

vielfältige Aufgaben wahr: 

• Es ist am Aufbau des Skeletts, das V.a. aus Hydroxylapatit Cas(P04hOH besteht, 

beteiligt. Hier ist der Großteil des Elements festgelegt ist. 

• Es vermittelt bei der Nervenerregung für die Muskelkontraktion. 

• Es greift an mehreren Stellen als Co-Faktor bei der Blutgerinnung ein. 

• Es ist an der Steuerung der Ausschüttung verschiedener Hormone beteiligt. 

r>. • Über das Enzym Calmodulin reguliert es viele weitere Zellfunktionen. 

Daher ist die Einhaltung einer konstanten Ca 2 +-Konzentration im Körper entscheidend 

für molekulare Funktionsabläufe und wird gleich durch drei Hormone geregelt: 

Calcitonin, Parathormon und Vitamin D-Hormon. 

Die tägliche Ca-Aufnahme beträgt etwa 0,8 g, die tägliche Ca-Ausscheidung etwa 

0,3 -0,8 g. 

An dieser Stelle des Kreislaufs bietet sich an den Einfluss des Calciums auf die 

Blutgerinnung zu zeigen. Dies ist ein einfacher Versuch (vgl. EMMERICH), der nur 

einen Haken hat: Blut zu bekommen, dass noch nicht hämolysiert ist, d.h. wo durch 

zu starkes Schütteln die roten Blutkörperchen noch nicht zerstört sind. 

Nichtsdestoweniger wird das nicht benötigte Calcium über den Stuhl und den Harn 

wieder ausgeschieden. Dies wollen wir in einer quantitativen Bestimmung nachweij 


Geräte: 1 L Milchflasche, 250 mL Messzylinder, Saugflasche, Pumpe, 2 Glasfilternutschen 

(03), Pipetten, 250 mL Rundkolben mit Schliff, 500 mL Weithals 

Erlenmeyerkolben, Magnetrührer, Rührfisch, Thermometer, Bürette , 100 mL 

Messkolben 


27 

\ \ 

Chemikalien: Ammoniumoxalat (NH4)2C20 4 

R 21/22 ' S 2-24/25 

Ethansäure (c = 2 malll) 

R 10-35 S 23-26-45 

Kaliumpermanganat 

R 8-22 

Natriumethanoat 

. Oxalsäure 

82 

R 21/22 S -2-24/25 

Salzsäure (konz.) .: Hel 

CH 3COOH 

NaCH 3COO 

i 

I 

H 2C204 

\ 

R 34-37 . S 2-26-36/37/39-45 

Xn 

C 

'0, 

Xn 

Xn 

c 

~ I 

Durc'hführung (nach RONA): 

~ 1: , 

• 200 ml Harnwerden mit einigen Tropfen Ethansäur~.(_EssigSäure,.c =~ 2 mol/l) ,: 

sauer gemacht (das geschieht um möqlicherweise ausfallende Phosphate wied~r 

• " r • (".",. 

in Lösung ~u bringen), und filtriert und i,n einer Flasche. aufgefangen. ': 

, • Die klare g~lbe lösung wird' n~n mit 10 Tropfen kon~. Salzsäure versetzt. '.: 

• Nun werden 5 mL Oxalsäure-Lsq.jw =0,05) \und' 8 mL Natriumethanoat-Lösunq 

! (-acetat;w = 0,2) zugegeben. 

'. .::-". 

- • Die Flasche wird ge~chlossen'und -10 min geschüttelt. 

. f. , J .". , 

• Der ausgefallene Niederschlag von Calciumoxalat wird mit' Hilfe einer' kleinen' 

. . ' 

- Glastüterrrttte abgenutscht und mit wenig Ammoniumoxalat-Lsg. (Vj = 0,005) ge-' 

"; , 

waschen.. 

• Um kein' Calciumoxalat 'zu verlieren; wird die Fritte mit dem Niederschlaq in einen 

. . 

Erlenmeyerkolben gegeben. Dazu gibt man 2,5 mL konz. Schwefelsäure, füllt auf 

etwa 120 mL auf und erwärmt die Lösung auf 80°C. 

I 

• Nun wird mit einer Kaliumpermanganat-Lsg. (c = 0,02 mol/l), die vorher mit einer 

Oxalat-Lsq. eingestellt wurde, titriert (Hersteflung KMn04-lsg.: s. GERSTNER 

198). Der Endpunkt der Titration ist erreicht, wenn eine schwach violette Färbunq 

I 

I 

länger bestehen bleibt. Da der Ca-Gehalt im Ham sehr schwankt: Vorsicht! 

I 

• 


28 

• 

Reaktionen: 

Fällung bei pH 5-6 (Essigsäure/Acetat-Puffer) 

Ca 2+ + C 20/- ~ CaC 204 ,J, 

weiß 

. ' - 

Die Bedingungen sind so gewählt, dass hier nur das .schwerer lösliche Calcium als 

Oxalat fällt, nicht aber Magnesium. 

Auflösen des Niederschlags: 

pL(CaC 204 ) = 8,1 

pL(MgC 204 ) = 4,1 

CaC20 4 + 2 H 30+ ~ Ca 2+ + H2C~04 + 2H20 

Oxidation durch Permanganat in stark saurem Milieu: 

+7 +3 +2 ,+4 ~ . 

2 Mn04- + 5 H~C2Ö4 t 6 H 30+ ~2 Mn 2+ +:10 G02't +14 H20 . 

violett 

farblos 

Indikator: I::igenfarbe von Mn04- 

) . 

Berechnung: 

Volumen Harn : 

' Maßlösung: " 

Titer: 

. , 

Verbrauch: 

200 mL 

.. . . . 

KMn04-Lsg. (c eq(KMn04) = 0,1 mol/L) 

. . . 

1 mL KMn04-Lsg. entspricht 2,004 mg Ca 

------ rnl.' 

m (Ca) = x 2,008 mg x __ = mg 

w (Ca) = ------------- = % 

Literaturwert: 0,006-0,02 % (s. RONA, FLiNDT) 

Das Calcium wurde also mit dem Harn ausgeschieden, es gelangt in die' Flüsse und 

von ' da ins Meer. Aber wie kommen wir wieder zu unserem Ausgangspunkt, den 

Gesteinen, zurück? 


29 

7 Der Kreislauf wird geschlossen: 

Mineralisation 

Neben der 'üblichen' Bildung der Gestein, nämlich der Verfestigung der durch 

Verdampfung von Salzlösungen (Meerwasser) enstandenen Lockersedimente, ist für 

das schon mehrfach genannte CaC03 eine biogene Mineralisation von großer 

Bedeutung. Mehrere Tiergruppen, z.B. Schnecken und Muscheln, kommen dafür in 

Betracht. Mit Abstand die wichtigsten Tiergruppe, wenn man die Menge an entstehendem 

Gestein betrachtet, sind die Korallen. 

Korallen sind festsitzende, skelettbildende Hohltiere. Sie bilden Calciumcarbonat in 

Form des Aragonits. Sie kommen in allen Meeen vor. Jedoch nur die Steinkorallen, 

die in Symbiose mit einzelligen Algen (Zooxanthellen) leben haben als Erbauer der 

Korallenriffe eine Bedeutung für die Mineralistion. 

Durch die Photosynthese der Algen wird dem Medium dauern C02 entzogen, so 

dass das untenstehende Gleichgewicht auf die Seite des Calciumcarbonats verschoben 

wird. Der Korallenstock lagert so riesige Mengen an Substanz ab, stirbt 

unten ab und wächst oben weiter (siehe auch: HERMANN und GAIDAIRADTKE). 

Ca++ 

Ca++ 

Seewasser im 

Gastralraum 

r--:,,.......-+ Zooxanthelle 

Entoderm 

Ektoderm 

' " -'' ' . ''' 1/ ~c h i t i n ö s e Matrix 

'mit Primärkristallen 

Kalkskelett 

(aus: Schumacher, 132) 

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