Wenn mich Kommilitonen oder Bekannte gefragt haben, welches Schwerpunktfach ich habe und ich ihnen gesagt habe, es sei Chemie, schauten mich die meisten erst einmal erstaunt an. „Chemie“ im Zusammenhang mit „Grundschule“, das konnte sich keiner vorstellen. Die meisten Leute erzählten, sie hätten selber nie chemische Aspekte in der Grundschule behandelt und könnten sich auch nicht vorstellen, dass man so etwas überhaupt machen könnte. Da ich mich sehr für Chemie interessiere und man es ja auch als Anteilsfach des Lernbereichs Naturwissenschaft/Technik studieren kann, dachte ich mir, das könnte ein interessantes Thema für meine Examensarbeit sein. Zu diesem Zweck habe ich einen kurzen Fragebogen entwickelt, den ich an einigen Schulen an die Lehrer verteilt habe um herauszufinden, ob Chemie in der Grundschule eine Rolle spielt. Im ersten Teil dieser Arbeit habe ich die Ergebnisse ausgewertet und versucht, daraus Schlussfolgerungen zu ziehen.
Der Hauptteil der Arbeit besteht aber aus einer von mir entwickelten Unterrichtsreihe, in der chemische Aspekte im Vordergrund stehen, die jedoch trotzdem auch interdisziplinäre Ansätze beinhaltet. Die Unterrichtsreihe wurde natürlich von mir auch in einem vierten Schuljahr gehalten und die Erfahrungen, die ich dort machte, sind ebenfalls Teil dieser Arbeit.
Ich möchte mit dieser Arbeit einen Leitfaden schaffen, um auch Lehrern oder Lehramtsanwärtern, deren Kenntnisse in Chemie eher begrenzt sind, sich aber demgegenüber nicht verschließen, eine Orientierung zu geben, denn auch die Chemie spielt meiner Meinung nach in der Alltagswelt der Kinder eine nicht unbedeutende Rolle. Aus diesem Grunde werde ich auch die Sachanalyse der Unterrichtsreihe so gestalten, dass sie fachlich richtig ist, aber dennoch nicht zu wissenschaftlich, damit auch naturwissenschaftliche Laien einen ersten Einblick in die Hintergründe der Versuche bekommen können.
Inhaltsverzeichnis:
1. Einleitung
2. Empirische Daten zur Chemie in der Grundschule
2.1. Beschreibung des Fragebogens
2.2. Quantitative Auswertung des Fragebogens
2.3. Interpretation der ausgewerteten Daten
3. Sachanalyse der in der Unterrichtsreihe vorgesehenen Sachverhalte
3.1. Aggregatzustände
3.1.1. Fest, flüssig und gasförmig
3.1.2. Die Übergänge zwischen den Aggregatzuständen
3.2. Mischen und Trennen
3.2.1. Stoffgemische
3.2.1.1. Heterogene Stoffgemische
3.2.1.2. Homogene Stoffgemische
3.2.2. Trennung von Stoffgemischen
3.2.2.1. Trennung von Suspensionen
3.2.2.2. Trennung von Emulsionen
3.2.2.3. Trennung von Feststoffgemischen
3.2.2.4. Wiedergewinnung gelöster Stoffe durch Destillation
3.2.2.5. Das Trennverfahren der Chromatographie
3.3. Löslichkeit
3.4. Säure-Base-Theorie
3.4.1. Historischer Überblick
3.4.2. Die pH-Skala
3.4.3. Die Theorie nach Brönsted
3.4.3.1. Säuren als Protonendonatoren
3.4.3.2. Basen als Protonenakzeptoren
3.4.3.3. Die Protolyse
3.4.3.4. Neutralisationsreaktionen
3.4.4. Die Amphoterie des Wassers
3.4.5. Indikatoren
3.4.6. Die Säuren und Basen der Unterrichtseinheit
4. Planung, Durchführung und Reflexion der Unterrichtsreihe
4.1. Grundsätze der Unterrichtsplanung und –vorbereitung
4.1.1. Der Grundsatz der Kontinuität
4.1.2. Der Grundsatz der Reversibilität
4.1.3. Der Grundsatz der Eindeutigkeit
4.1.4. Der Grundsatz der Widerspruchsfreiheit
4.1.5. Der Grundsatz der Angemessenheit
4.2. Lernzielformulierung
4.2.1. Grobziel
4.2.2. Feinziele
4.3. Bedingungsfeldanalyse
4.3.1. Die Schule
4.3.2. Zur Klassensituation
4.4. Didaktische Transformation und methodische Kommentare
4.4.1. Regeln zum Experimentieren
4.4.2. Die „Mindmap“
4.4.3. Aggregatzustände
4.4.4. Der Gasbegriff
4.4.5. Mischen und Trennen
4.4.6. Die Löslichkeit in Wasser
4.4.7. Der Säure-Base-Begriff
4.4.8. Neutralisationsreaktionen
4.4.9. Lernzielkontrolle
4.5. Verlaufspläne (nach Bennack; von Martial 1997)
4.5.1. Unterrichtseinheit 1: Einführung, Aggregatzustände
4.5.2. Unterrichtseinheit 2: Der Gasbegriff
4.5.3. Unterrichtseinheit 3: Mischen und Trennen
4.5.4. Unterrichtseinheit 4: Löslichkeit in Wasser, Säure-Base-Begriff
4.5.5. Unterrichtseinheit 5: Neutralisationsreaktion, Abschluss
4.6. Die eingesetzten Stoffe bzgl. der Gefahrstoffverordnung
4.7. Protokolle der Unterrichtseinheiten
4.7.1. Unterrichtseinheit 1: Einführung, Aggregatzustände
4.7.2. Unterrichtseinheit 2: Der Gasbegriff
4.7.3. Unterrichtseinheit 3: Mischen und Trennen
4.7.4. Unterrichtseinheit 4: Löslichkeit, Säure-Base-Begriff
4.7.5. Unterrichtseinheit 5: Neutralisationsreaktion, Abschluss
4.8. Allgemeine Nachbesinnung und kritische Reflexion
5. Weitere Versuche zum Thema „Chemie in der Grundschule“
5.1. Der Feuerlöscher
5.2. Was ist der beste Wärmeleiter?
5.3. Nachweis von CO2 in der Atemluft
5.4. Fettproben von Nahrungsmitteln
5.5. Kann man rohe Eier schälen?
5.6. Selbstgemachte Limonade
5.7. Zementierung eines Metallbleches
5.8. Bunte Flammen
5.9. Selbstgemachtes Indikatorpapier
6. Die selbstgebaute „Herdplatte“
7. Schlussbetrachtung
8. Literaturverzeichnis
9. Softwareverzeichnis
10. Anhangsverzeichnis
Erklärung.
1. Einleitung
Wenn mich Kommilitonen oder Bekannte gefragt haben, welches Schwerpunktfach ich habe und ich ihnen gesagt habe, es sei Chemie, schauten mich die meisten erst einmal erstaunt an. „Chemie“ im Zusammenhang mit „Grundschule“, das konnte sich keiner vorstellen. Die meisten Leute erzählten, sie hätten selber nie chemische Aspekte in der Grundschule behandelt und könnten sich auch nicht vorstellen, dass man so etwas überhaupt machen könnte. Da ich mich sehr für Chemie interessiere und man es ja auch als Anteilsfach des Lernbereichs Naturwissenschaft/Technik studieren kann, dachte ich mir, das könnte ein interessantes Thema für meine Examensarbeit sein. Zu diesem Zweck habe ich einen kurzen Fragebogen entwickelt, den ich an einigen Schulen an die Lehrer verteilt habe um herauszufinden, ob Chemie in der Grundschule eine Rolle spielt. Im ersten Teil dieser Arbeit habe ich die Ergebnisse ausgewertet und versucht, daraus Schlussfolgerungen zu ziehen.
Der Hauptteil der Arbeit besteht aber aus einer von mir entwickelten Unterrichtsreihe, in der chemische Aspekte im Vordergrund stehen, die jedoch trotzdem auch interdisziplinäre Ansätze beinhaltet. Die Unterrichtsreihe wurde natürlich von mir auch in einem vierten Schuljahr gehalten und die Erfahrungen, die ich dort machte, sind ebenfalls Teil dieser Arbeit.
Ich möchte mit dieser Arbeit einen Leitfaden schaffen, um auch Lehrern oder Lehramtsanwärtern, deren Kenntnisse in Chemie eher begrenzt sind, sich aber demgegenüber nicht verschließen, eine Orientierung zu geben, denn auch die Chemie spielt meiner Meinung nach in der Alltagswelt der Kinder eine nicht unbedeutende Rolle. Aus diesem Grunde werde ich auch die Sachanalyse der Unterrichtsreihe so gestalten, dass sie fachlich richtig ist, aber dennoch nicht zu wissenschaftlich, damit auch naturwissenschaftliche Laien einen ersten Einblick in die Hintergründe der Versuche bekommen können.
2. Empirische Daten zur Chemie in der Grundschule
2.1. Beschreibung des Fragebogens
Zur Überprüfung, ob chemische Aspekte in der Grundschule angesprochen werden, wurde ein Fragebogen entwickelt (siehe Anhang), der an verschiedene Grundschulen in Mönchengladbach, Düsseldorf, Rommerskirchen und Wesseling verteilt wurde. Alles in allem wurden 50 Fragebögen ausgegeben und ausgewertet. Natürlich ist diese Zahl für eine wirkliche empirische Fundierung zu wenig, doch das war auch nicht die Intention des Bogens und würde auch den Rahmen dieser Arbeit sprengen, vor allem weil ja das Kernstück die Unterrichtsreihe sein soll. Ziel war vielmehr, durch eine Stichprobe eine mögliche Tendenz aufzudecken. Ob man die Ergebnisse generalisieren kann, soll jeder selbst entscheiden.
Der Fragebogen beinhaltet fünf Fragen, von denen drei eher offen gestellt sind. Im Wesentlichen sollen drei Informationen aus der Beantwortung der Fragen herausgeholt werden. Zum einen die generelle Einstellung der Lehrer gegenüber der Chemie, zum anderen eine Beurteilung, ob Chemie in der Grundschule überhaupt eine Rolle spielt und welche Hinderungsgründe es vielleicht geben könnte, und drittens soll der fachbezogene Kenntnisstand der Lehrer bestimmt werden.
Die erste Frage ‚Welche chemischen Sachverhalte kann man in der Grundschule behandeln?’ bezieht sich dabei ganz klar auf die dritte Intention. Je nachdem, was die Personen hier antworten, kann man in etwa den Kenntnisstand interpretieren. Hinzu kann man auch die Antworten aus Frage vier (‚Nennen Sie bitte drei Natur- bzw. Alltagsphänomene,...’) zur Bestimmung der Kenntnisse nehmen. Erwartet wird, dass die Antworten dieser Fragen recht ähnlich ausfallen werden, daran kann man dann auch ablesen, ob die entsprechenden Personen den Fragebogen ernsthaft ausgefüllt haben. Differieren die Antworten zu sehr, so kann man davon ausgehen, dass der Fragebogen nur ‚zwischen Tür und Angel’ ausgefüllt wurde. Da die Fragen auf ähnliche Antworten abzielen, kann man ablesen, ob die entsprechende Person sich wirklich Gedanken gemacht hat. Frage zwei (‚In welchem Rahmen...) zielt darauf ab zu bestimmen, inwiefern sich die Lehrer methodisch die Behandlung chemischer Aspekte vorstellen können.
Die Fragen drei (‚Für wie wichtig halten Sie die folgenden Aspekte der Anteilsfächer...’) und fünf (‚Welche der folgenden Hinderungsgründe...’) stehen eigentlich für sich selbst. Aus der Beantwortung von Frage drei kann man die generelle Einstellung der Lehrer gegenüber der Chemie interpretieren, auch in Vergleich zu den anderen Teildisziplinen. Anzunehmen ist, dass, je wichtiger die Chemie eingeschätzt wird, desto positiver fällt die Meinung aus. Die letzte Frage spricht eigentlich für sich selbst. Hier sollen die Personen die möglichen Hinderungsgründe angeben, die einer eventuellen Behandlung chemischer Aspekte entgegenstehen. Hier kann man wahrscheinlich davon ausgehen, dass hauptsächlich apparative und inhaltliche Gründe angegeben werden, die eine Einbeziehung der Chemie in den Sachunterricht unmöglich oder schwierig machen. Es wird wahrscheinlich nur wenige geben, die davon überzeugt sind, dass es keine Hinderungsgründe gibt.
2.2. Quantitative Auswertung des Fragebogens
Bei der ersten Frage, welche chemischen Sachverhalte man in der Grundschule behandeln kann, wurden im Wesentlichen 5 Antworten genannt: Verbrennung (10), Luft und Wasser (22), Lebensmittel (16), Hygiene (10) und Umwelt/-schutz (17), doch natürlich waren das nicht die einzigen Antworten, sondern nur die am häufigsten genannten. Weitere Vorschläge waren Aggregatzustände (5), Themen der Alltagswelt (7), Stoffe und ihre Eigenschaften (6) und pH-Wert (3). Ansonsten wurden nur noch einzelne Sachverhalte genannt, z.B. Atmung, Gärung, Löslichkeit oder Blattgrün (jeweils einmal).
Die Beantwortung von Frage zwei wurde von den meisten Lehrern missverstanden. Hier wurde nach methodischen Gedanken gefragt, doch die viele schrieben nur „im Rahmen des Sachunterrichts“ (21), „Themen der Alltagswelt“ (12) oder einfach die gleichen Antworten wie bei Frage eins (auch hier waren die favorisierten Antworten Wasser, Umwelt und Lebensmittel, außerdem die Themen Süßigkeiten, Atmung, Schulgarten und Blutkreislauf). Wirkliche methodische Vorschlägen wurden nur selten geschrieben, doch wenn, dann waren das folgende: „eigenes Tun“ (9), „verbalisieren von Beobachtungen“ (1), „Bearbeitung von Arbeitsblättern“ (4) oder „Workshop- bzw. Projektunterricht“ (7).
Für die Auswertung von Frage drei bietet sich ein Diagramm an, das die Häufigkeit der verschiedenen Antworten verdeutlicht:
Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten
Abb. 1: Einschätzung der Wichtigkeit der einzelnen Anteilsfächer des SU
Die Beantwortung der vierten Frage ist ebenfalls ähnlich der von Frage eins ausgefallen, obwohl die Topantwort „Verbrennung“ (24) war. Ansonsten kamen meist die üblichen Antworten „Luft und Wasser“ (ebenfalls 24), „Umwelt“ (16), „Hygiene“ (16), „Lebensmittel“ (16). Doch es gab auch noch andere Antworten, die ebenfalls mehrmals genannt wurden: „Aggregatzustände“ (6), „Dinge aus dem Haushalt“ (8) oder „Farben“ (3). Zwei Lehrer gaben zu, keine drei Alltagsphänomene zu kennen, doch es ist anzunehmen, dass sie sich nicht wirklich Gedanken gemacht haben, da sonst auch nur die Fragen drei und fünf beantwortet waren.
Auch bei der letzten Frage eignet sich der Übersicht halber ein Diagramm:
Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten
Abb. 2: Hinderungsgründe, die Behandlung chemischer Aspekte entgegensteht
Des Weiteren wurden insgesamt noch drei andere eventuelle Hinderungsgründe selbstständig hinzugefügt: „Fehlen von Sicherheitseinrichtungen“ (1), „Zeitmangel“ (2), und drei Lehrer gaben sogar zu, dass der einzige Hinderungsgrund ihre unzureichenden Kenntnisse wären.
2.3. Interpretation der ausgewerteten Daten
Wenn man sich die Ergebnisse des Fragebogens anschaut, so kann man sagen, dass fast alle befragten Lehrer den Fragebogen zwar ernsthaft ausgefüllt haben, jedoch meist unzureichende Kenntnisse im Bereich Chemie besitzen. Dies wird besonders deutlich in der Beantwortung der Fragen eins und vier, aber auch von Frage zwei. Diese wurde zwar meist missverstanden, da die Antworten aber sehr ähnlich zu denen der ersten Frage sind, kann man sie auch noch hinzunehmen. Der niedrige Kenntnisstand wird daran festgemacht, dass hier vor allem biologische Themen vorgeschlagen werden (auch wenn man manche Dinge, wie z.B. Lebensmittel oder Wasser, ebenfalls aus chemischer Sicht sehen kann), jedoch wenig chemische, und wenn, dann nur vereinzelt und ganz allgemein gehalten (Stoffe und ihre Eigenschaften). Der einzige chemische Aspekt, der häufiger genannt wird, ist die Verbrennung. Das mag daran liegen, dass die meisten Lehramtsstudenten, die Chemie studieren, dieses für die Sekundarstufe I oder II tun, nicht aber als Kernfach für die Primarstufe. Auch an der Universität kann man dies sehen. Die meisten Studenten sind froh, wenn sie ihren chemischen Pflichtteil im Grundstudium hinter sich gebracht haben, um dann im Hauptstudium entweder Biologie oder Geographie vertieft zu studieren, wenn sie überhaupt Sachunterricht gewählt haben. Da sie so nur an der Oberfläche kratzen und den meisten Stoff schnell wieder vergessen, können sie ihn auch nicht so aufbereiten, dass er in der Grundschule eingesetzt werden kann, denn nicht vorhandenes Wissen kann auch nicht didaktisch transformiert werden.
Diejenigen, die Frage zwei tatsächlich nach Intention der Frage beantwortet haben, haben mit den Antworten „eigenes Tun“ und „Workshop-/Projekt-
unterricht“ genau den Nagel auf den Kopf getroffen, denn dies sind wirklich nach neueren didaktischen Vorstellungen wichtige Methoden im Unterricht, der weg gehen soll von dem typischen Frontalunterricht hin zu einer offeneren Form, auch wenn man die klassische Konstellation „Lehrer steht vorne und erklärt“ nie ganz abschaffen kann.
Um nun die generelle Einstellung zur Chemie zu erfahren, muss man sich das Diagramm von Frage drei genauer ansehen, obwohl die geplante Interpretation schwieriger ausfällt, als gedacht. Es fällt auf, dass bis auf ein paar wenige Leute im Anteilsfach Politik, keiner bei keinem Fach „unwichtig“ angekreuzt hat. Dies kann zwei Gründe haben. Erstens, sie halten tatsächlich alle Anteilsfächer für mehr oder weniger wichtig, oder zweitens, sie waren bei der Beantwortung nicht ganz ehrlich, was die wahrscheinlichere Möglichkeit ist. Dies könnte daraus resultieren, dass viele nicht ihre negative Einstellung gegenüber einigen Anteilsfächern enthüllen wollen, denn man könnte aus der Antwort „unwichtig“ den Schluss ziehen, dass die entsprechende Lehrperson nicht viel für dieses Anteilsfach übrig hat. Auch die bereits oben beschriebene Tendenz, dass der Großteil Biologie oder Geographie bevorzugt, wird im Diagramm überdeutlich. Nahezu alle befragten Lehrer stuften diese beiden Fächer als wichtig ein. Diese Beobachtungen bestätigen sich auch im Unterrichtsverhalten der Lehrer. Erfahrungen zeigen, dass im Sachunterricht vor allem Biologie und Geographie gelehrt wird, dazu etwas Geschichte und wenn überhaupt ein kleines bisschen Physik. Dass aber auch chemische Aspekte im Alltagsleben der Kinder eine Rolle spielen können, scheint den meisten Personen nicht klar zu sein. Aus diesem Grunde sollte in der Grundschule schon angefangen werden, die Kinder für den Umgang mit chemischen Substanzen zu sensibilisieren und eventuelle Ängste abzubauen.
Wie sieht es aber nun mit den Hinderungsgründen aus? Wie man am Diagramm zur Frage fünf ablesen kann, sind viele der Meinung, dass es apparative Hinderungsgründe sind, die eine Behandlung chemischer Sachverhalte unmöglich macht, doch auch inhaltliche und Kostengründe werden oft genannt, wogegen methodische oder keine Hinderungsgründe nur von wenigen angekreuzt wurde. Es wäre vermessen zu sagen, dass es tatsächliche keine gibt, doch man kann sie überwinden. Methodisch gibt es keine, denn es stehen in Form von Schülerversuchen oder dem Erstellen von Arbeitsblättern genug Methoden zu Verfügung. Man kann auch Teile der „Sendung mit der Maus“ oder „Löwenzahn“ im Unterricht einbinden, wo oft naturwissenschaftliche Phänomene für die Kinder adäquat präsentiert werden. Auch inhaltlich gibt es keine Schwierigkeiten, wie man in der folgenden Unterrichtsreihe noch sehen wird. Die einzigen vorgegebenen Hinderungsgründe, die wirklich ein Problem darstellen könnten, sind die apparativen und die Kosten, was beides eng miteinander verbunden ist. Meist sind Grundschulen nicht mit den entsprechenden Gerätschaften ausgestattet, doch wenn man im Kollegium weiß, dass man das Thema Chemie oder generell das Medium des Experiments im Unterricht beachten will, so lässt sich schon einiges machen. So können alte Trinkgläser, die ansonsten im Container landen würden, als improvisierte Bechergläser genutzt werden (nur beim Erhitzen sollte man sie nicht nehmen!). Auch könnte eine Elternspende hin und wieder für die Anschaffung wichtiger Geräte wie Bechergläser, Pipetten oder Reagenzgläser verwendet werden. Durch die Präsentation eines Projektes kann auch Geld gesammelt werden. Im Grunde liegt alles nur an der Kreativität der Lehrer, ob es möglich ist zu experimentieren oder nicht.
Natürlich sollte man nicht die selbst hinzugefügten Hinderungsgründe außer Acht lassen, denn vor allem der Aspekt der Sicherheit ist nicht ganz unbedeutend. Aus diesem Grunde sollten gefährlichere Versuche, vor allem mit Feuer, nur als Demonstrationsversuche durchgeführt werden. Auch ist es wichtig, dass alle Schüler eine Schutzbrille zur Verfügung haben. Hierfür gilt das Gleiche wie für die Geräte. Vielleicht gibt es im Ort, indem die Schule steht, auch Firmen, die solche Dinge sponsern würden. Natürlich ist auch die knappe Zeit nicht ganz von der Hand zu weisen, doch auch hier findet sich sicher eine Möglichkeit, eine Unterrichtsreihe zur Chemie einzufügen. Über die fehlenden Kenntnisse braucht man eigentlich nichts weiter zu schreiben, die kann man sich immer noch durch Lehrbücher aneignen. Zur Not reicht hier ein Buch aus der Sekundarstufe II, vielleicht sogar aus der Sekundarstufe I, um sich genug Wissen für den Einsatz in der Grundschule anzueignen.
3. Sachanalyse der in der Unterrichtsreihe vorgesehenen Sachverhalte
Für die Unterrichtsreihe wurde das Thema ‚Stoffe und ihre Eigenschaften’ gewählt, da wichtig ist, dass Kinder das Wissen haben, einen Stoff klassifizieren zu können, um eventuell bereits im Voraus Gefahrensituationen erkennen zu können. Bei den Eigenschaften handelt es sich sowohl um chemische (Löslichkeit, pH-Wert) als auch um physikalische (Aggregatzustände). Letztere werden deshalb ebenfalls behandelt, da sich die Chemie oft die physikalischen Eigenschaften der Stoffe zu Nutze macht.
3.1. Aggregatzustände
3.1.1. Fest, flüssig und gasförmig
Jeder Stoff kann drei Zustände annehmen: fest, flüssig oder gasförmig. Diese Zustände nennt man Aggregatzustände. Welchen Aggregatzustand ein Stoff hat, hängt von der Umgebungstemperatur und auch vom Umgebungsdruck ab.
Bei einem Gas sind die einzelnen Moleküle frei beweglich und berühren sich nicht, es sei denn, sie stoßen zusammen. In diesem Falle prallen sie allerdings sofort wieder zurück. Ein Gas hat weder eine bestimmte Form noch ein bestimmtes Volumen, es passt sich dem Behälter an, in dem es aufbewahrt wird, kann sich aber auch ausdehnen oder komprimiert werden (Dickerson, Geis 1990).
Jedes Atom oder Molekül hat eine schwache Anziehungskraft auf andere Atome oder Moleküle, die man van-der-Waals-Kraft nennt. Wenn die Bewegungsenergie und die Temperatur gering genug sind, hält die van-der-Waals-Kraft die Moleküle in einer Flüssigkeit zusammen. Sie haben Kontakt, aber auch noch genug Energie, um aneinander vorbeizugleiten und ihre Position zu ändern. Im Gegensatz zu Gasen hat eine Flüssigkeit ein ziemlich definiertes Volumen (Dickerson, Geis 1990).
Setzt man die Bewegungsfreiheit der Moleküle weiterhin herab, werden sie in einer bestimmten räumlichen Anordnung festgehalten, oft in kristallinen Strukturen. Die Energie eines Moleküls reicht nun nicht mehr aus, von selbst die Position zu wechseln. Bei einem Feststoff sind Volumen und Gestalt fest definiert, so dass Arbeit geleistet werden muss, um ihn zu deformieren oder zu zerbrechen (Dickerson, Geis 1990).
3.1.2. Die Übergänge zwischen den Aggregatzuständen
Nachdem nun geklärt ist, welche Aggregatzustände es überhaupt gibt, sollte man die Übergänge zwischen diesen betrachten. Die meisten werden denken, wenn man einen Festkörper erhitzt, dann schmilzt er, wenn man die Flüssigkeit dann weiter erhitzt, so siedet der Stoff. Das ist im Wesentlichen auch richtig, nur das es auch ebenso möglich ist, das ein fester Stoff unter Überspringung der flüssigen Phase direkt in die Gasphase übergeht, man spricht dann von sublimieren. Ebenso ist es möglich, dass ein Gas direkt zu einem Festkörper kristallisiert, diesen Vorgang nennt man resublimieren. Von welcher Phase er in welche Phase übergeht, hängt von den äußeren Bedingungen wie Temperatur und Druck ab. Die Temperatur, bei der ein fester Stoff anfängt zu schmelzen, nennt man Schmelzpunkt oder auch Festpunkt, da eine Flüssigkeit bei der gleichen Temperatur auch wieder erstarrt. Den Übergangspunkt von der flüssigen zur gasförmigen Phase nennt man Siedepunkt. Die folgende Grafik soll die Übergänge noch einmal verdeutlichen:
Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten
Abb. 3: Übergänge zwischen den Aggregatzuständen
3.2. Mischen und Trennen
3.2.1. Stoffgemische
Es gibt in der Natur viele verschiedene Stoffe, doch kaum ein Stoff liegt tatsächlich in Reinform vor. Die meisten Stoffe, die uns tagtäglich begegnen, sind Gemische aus verschiedenen Stoffen. Dabei unterscheidet man noch zwischen heterogenen und homogenen Stoffgemischen.
3.2.1.1. Heterogene Stoffgemische
Es gibt im Grunde fünf verschiedene Möglichkeiten, heterogene Stoffgemische herzustellen. Die verschiedenen Möglichkeiten ergeben sich aus den Kombinationen der Aggregatzustände der beteiligten Stoffe. Der Unterschied zu homogenen Gemischen besteht darin, dass man die einzelnen Teilchen zumindest unter dem Mikroskop, wenn nicht sogar mit bloßem Auge erkennen kann. Die einzelnen am Gemisch beteiligten Stoffe verändern ihre spezifischen Eigenschaften nicht (Eisner 1991).
1) fest-fest: Eine Möglichkeit, ein heterogenes Feststoffgemisch zu bilden, ist eine Vermischung von Sand und Kochsalz. Die einzelnen Salzkristalle sind noch gut im Sand erkennen. Ein weiteres Beispiel ist Granit. Bei genauem Hinschauen erkennt man drei verschiedene Bestandteile: rötlichen Feldspat, weißen Quarz und schwarzen Glimmer.
2) fest-flüssig: Wenn ein fester, in einer Flüssigkeit unlöslicher Stoff in dieser Flüssigkeit fein verteilt ist, spricht man von einer Suspension oder Aufschlämmung. Sie entsteht z.B. bei der Verteilung von Sand oder Kohlenstaub in Wasser. Wenn man die Suspension nun stehen lässt, setzt sich der Sand aufgrund seiner höheren Dichte am Boden des Behälters ab. Der Kohlenstaub bleibt weiterhin schwebend im Wasser.
3) flüssig-flüssig: Bei einem heterogenen Flüssigkeitsgemisch ist es ähnlich wie bei einem heterogenen Gemisch fest-flüssig. Auch hier sind kleinste Teilchen (Tröpfchen) einer Flüssigkeit in der anderen Flüssigkeit verteilt. Ein solches Stoffgemisch heißt Emulsion. Milch, zum Beispiel, ist eine Emulsion aus Fett und Wasser, eine sehr stabile sogar. Eine Öl-Wasser-Emulsion hingegen ist sehr instabil, denn sie entmischt sich sehr schnell wieder.
4) fest-gasförmig: Ein Gemisch, in dem feine Staubteilchen in einem Gas verteilt sind, nennt man Rauch.
5) flüssig-gasförmig: Wenn kleinste Tröpfchen einer Flüssigkeit fein in einem Gas verteilt sind, spricht man von Nebel.
3.2.1.2. Homogene Stoffgemische
Im Gegensatz zu heterogenen Gemischen kann man die einzelnen Bestandteile des Gemisches selbst mit stärkster Vergrößerung nicht erkennen. Das Gemisch sieht völlig einheitlich aus. Man spricht von sog. Lösungen.
Dabei werden entweder Feststoffe, Gase oder auch andere Flüssigkeiten in einem Lösungsmittel (oft Wasser oder Alkohol) „aufgelöst“ (Eisner 1991).
Dies kann entweder durch eine Dissoziation eines Salzes geschehen (d.h. es liegt nun in Form von Ionen innerhalb des Wassers vor) oder einfach durch gleichmäßige Verteilung der Moleküle innerhalb des Lösungsmittels (wie beim Zucker). Das führt dazu, dass jeder Volumenteil der Lösung gleich viele Lösungsmittelmoleküle und Moleküle des gelösten Stoffes enthält. (Schülerduden Chemie 1995).
Beispiele für Lösungen:
1) fest-flüssig: Man gibt etwas Kochsalz (NaCl) in Wasser und rührt das ganze um. Das Salz wird sich vollständig lösen, sofern der Sättigungspunkt (s.u.) des Wassers noch nicht überschritten ist. Statt mit Kochsalz kann man auch mit einem anderen Salz (z.B. Kupfersulfat) oder Zucker ein homogenes Gemisch herstellen.
2) flüssig-flüssig: Alkohol (Spiritus) wird mit Wasser vermischt. Die entstehende Lösung kann visuell nicht von den Ausgangsstoffen unterschieden werden. Auffällig ist nur, dass bei einer Mischung von Alkohol und Wasser die Menge des Gemisches nicht der Menge der beiden Flüssigkeiten addiert entspricht. Das liegt daran, dass die Moleküle des Alkohols größer und sperriger als die des Wassers sind. Die kompakten Wassermoleküle können sich also in die Zwischenräume der Alkoholmoleküle „setzen“. Das führt dann natürlich zu einer Volumenabnahme.
3) gasförmig-flüssig: Ein Beispiel für ein solches Gemisch ist Selterswasser. Hier ist das Gas Kohlendioxid in Wasser gelöst. Bei Lösungen von Gasen in Flüssigkeiten gilt: Je wärmer, umso weniger löslich ist das Gas in der Flüssigkeit.
3.2.2. Trennung von Stoffgemischen
Es gibt mehrere Trennverfahren, um oben genannte Gemische wieder in seine Bestandteile zu trennen. Man unterscheidet zwischen mechanischen Trennverfahren (zentrifugieren, filtrieren,...) und physikalischen (destillieren).
3.2.2.1. Trennung von Suspensionen
Eine Suspension kann man wieder trennen, indem man wartet, bis der aufgeschwemmte Feststoff sich am Boden abgesetzt hat und dann die überstehende Flüssigkeit vorsichtig in einen anderen Behälter abgießt. Man hat nun in diesem die flüssige Komponente, im anderen den Feststoff. Diesen Vorgang nennt man Dekantieren (= „über die Kante gießen“).
Bei manchen Suspensionen geht dies aber nicht, da die Teilchen viel zu fein in der Flüssigkeit verteilt sind, wie im Falle des Kohlenpulvers (s.o.). Hier kommt man mit der Dekantierung nicht zum Ziel. Besser gelingt hier die Trennung durch Filtration. Das Gemisch läuft durch ein poröses Papier (Filter). Dabei bleibt der feste Anteil im Filter zurück, während der flüssige Anteil in einem Behälter aufgefangen werden kann (Eisner 1991).
3.2.2.2. Trennung von Emulsionen
Eine sehr instabile Emulsion, wie etwa die aus Öl und Wasser, lässt sich unter Zuhilfenahme eines sog. Scheidetrichters (siehe Abbildung) wieder trennen. Dabei wird der kleine Hahn am Abflussrohr geöffnet, so dass die Flüssigkeit mit der höheren Dichte (also die im unteren Teil) in einen Behälter, etwa ein Becherglas, abfließen kann. Sobald diese Flüssigkeit aus dem Scheidetrichter heraus ist, wird der Hahn wieder zugedreht. Im Becherglas befindet sich nun die eine der beiden Flüssigkeiten, während die andere im Scheidetrichter verbleibt. Bei recht stabilen Emulsion kann man die Entmischung durch zentrifugieren beschleunigen , d.h. die Emulsion wird in einer speziellen Vorrichtung so lange geschleudert, bis die Fliehkraft die einzelnen Substanzen aufgrund der verschiedenen Dichten getrennt hat, um dann das Verfahren mit dem Scheidetrichter anwenden zu können (Eisner 1991).
3.2.2.3. Trennung von Feststoffgemischen
Wenn die einzelnen Teilchen groß genug sind, kann man die Stoffe mit der Hand wieder aussortieren. Eine andere Möglichkeit (bei verschiedener Größe der Teilchen) ist das Sieben, dabei bleibt der Stoff mit den größeren Teilchen im Sieb zurück, der mit den kleineren Teilchen fällt durch das Sieb. Metalle kann man mit einem Magneten wieder aus dem Gemisch entfernen, ferner kann man lösliche Stoffe mit dem entsprechenden Lösungsmittel (z.B. Wasser) aus dem Gemisch herauslösen (extrahieren), und danach die Lösung destillieren (siehe weiter unten; Eisner 1991).
3.2.2.4. Wiedergewinnung gelöster Stoffe durch Destillation
Die Trennung eines Feststoffes aus einem Lösungsmittel erreicht man dadurch, dass man das Lösungsmittel verdampft und anschließend an einer kalten Glasscheibe oder durch einen Kühler kondensiert. Das Kondensat kann in einem Becherglas aufgefangen werden. Im Destillationskolben bleibt der vorher gelöste Feststoff übrig.
Ähnlich verläuft der Vorgang bei der Lösung einer Flüssigkeit in einer anderen Flüssigkeit. Auch in diesem Fall wird das Gemisch in einem Kolben erhitzt. Die Flüssigkeit mit dem niedrigeren Siedepunkt verdampft zuerst und kann durch Kondensation aufgefangen werden. Die Flüssigkeit mit dem höheren Siedepunkt verbleibt, sofern man nach der Kondensation des ersten Stoffes nicht mehr weiter erhitzt, im Kolben zurück (Eisner 1991).
Auch Gase kann man durch Erhitzen aus der Lösung austreiben.
Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten
Abb. 5: Destillationsapparatur
3.2.2.5. Das Trennverfahren der Chromatographie
Die Chromatographie ist in Laboratorien eine gängige Methode, um Stoffe zu trennen. Man unterscheidet mehrere Arten der Chromatographie, ich werde mich allerdings hier nur auf die Säulen- bzw. Papierchromatographie beschränken, da die anderen Arten für den Einsatz im Grundschulunterricht ohnehin zu kompliziert sind. Bei jeder Chromatographie gibt es eine mobile und eine feste Phase. Die mobile Phase transportiert das Stoffgemisch durch die feste Phase, an der es auch getrennt wird. Am Beispiel der Säulenchromatographie dient ein Stück Kreide als feste Phase und ein Lösungsmittel, etwa Wasser, als mobile Phase. Durch die Kapillarkräfte saugt die Kreide das Lösungsmittel mit dem Stoffgemisch auf, welches dann nach oben wandert. Die einzelnen Stoffe des Gemisches haften verschieden gut an der Oberfläche der Kreide. Wegen dieser unterschiedlichen Adsorption fließen die Bestandteile des Gemisches unterschiedlich schnell durch die Säule. Aus diesem Grund kann man bei einem Farbstoffgemisch z.B. nach kurzer Zeit waagerechte farbige Streifen auf der Säule erkennen (Microsoft 1999).
Statt der Kreide kann man auch einen Streifen Filterpapier nehmen, denn man in das Lösungsmittel taucht.
3.3. Löslichkeit
Die Löslichkeit ist eine der wichtigsten Eigenschaften eines Stoffes. Das bekannteste Lösungsmittel ist Wasser, doch es gibt Stoffe, die nicht oder nur schwer in Wasser gelöst werden können. Fett löst sich zum Beispiel nicht in Wasser, dafür aber in Benzin (Beck, Häusler 1984).
Wasser ist ein polares Lösungsmittel, d.h. innerhalb des Wassermoleküls gibt es kleine Teilladungen, man spricht von einem Dipolmolekül, das als Ganzes dabei ladungsneutral ist. Der Dipol entsteht dadurch, dass das Sauerstoffatom im Wasser die Bindungselektronen stärker anzieht als die Wassermoleküle. Aus diesem Grund lösen sich vor allem Salze gut in Wasser, denn Salzkristalle werden durch elektrostatische Kräfte gebildet. Eben solche elektrostatischen Wechselwirkungen zwischen den Ionen der Salze und den Dipolmolekülen des Wassers sind die Ursache dafür (Asselborn, Jäckel, Risch 1999).
Man muss allerdings dazu sagen, dass nicht alle Salze gut löslich sind, es gibt durchaus sehr schwer lösliche Salze. Die elektrostatischen Anziehungskräfte der Ionen in schwer löslichen Salzen sind größer als die Kräfte, die durch den Dipol im Wassermolekül aufgebracht werden können. Löst man ein Salz in Wasser auf, so dissoziiert es, d.h. das Ionengitter wird aufgebrochen (Dickerson, Geis 1990).
Mit Löslichkeit bezeichnet man nun die maximale Menge eines Stoffes in Gramm, die sich bei einer bestimmten Temperatur in 100g des Lösungsmittels löst. „Nimmt die Lösung keinen weiteren Stoff mehr auf, so ist die Lösung ‚gesättigt’“ (Beck, Häusler 1984, S. 16). Die Löslichkeit ist aber keine statische Größe, denn bei einem Lösungsvorgang kristallisiert immer auch wieder etwas Salz aus. Ist der Sättigungspunkt noch nicht erreicht, so ist die Geschwindigkeit, mit der sich das Salz löst schneller als die Rekristallisation. Wenn die Lösung gesättigt ist, so sind die Geschwindigkeiten gleich. Es löst sich also in einer bestimmten Zeit genauso viel Salz wie es auch wieder kristallisiert. Von außen sieht es dann so aus, als wäre dies ein statischer Zustand, in Wahrheit ist es aber ein dynamisches Gleichgewicht (Dickerson, Geis 1990).
Abbildung in dieser Leseprobe nicht enthalten
Dieses Gleichgewicht lässt sich nun mit Hilfe des Massenwirkungsgesetzes erfassen:
K =
Diese Gleichung lässt sich nun umformen: c (A+) · c (B-) = K · c (AB)
Da die Konzentration eines festen Stoffes als konstant anzusehen ist, kann sie auch in die Konstante mit einfließen: KL = c (A+) · c (B-)
Dieses Produkt heißt Löslichkeitsprodukt. Es ist konstant bei einer bestimmten Temperatur, d.h. in einem wärmeren Lösungsmittel kann sich mehr Salz lösen als in einem kälteren, entsprechend ändert sich auch das Löslichkeitsprodukt (Schülerduden Chemie 1995).
Es ist aber noch zu beachten, von welchem Typ das Salz ist. Bei Salzen des Formeltyps AB (z.B. NaCl) berechnet sich das Löslichkeitsprodukt, indem man einfach die Konzentration miteinander multipliziert. Das Löslichkeitsprodukt von Salzen des Typs AB2 (z.B. MgCl2) wird berechnet, indem die Konzentration der A+-Ionen mit dem Quadrat der Konzentration der B--Ionen multipliziert werden (entsprechendes gilt für den Typ A2B). Allgemein gilt folgende Formel:
KL(AnBm) = cn (A) · cm (B)
Beispiel: KL(Ca(OH)2) = c (Ca2+) · c2 (OH-)
Die Löslichkeitsprodukte der meisten Stoffe können in Tabellenwerken nachgeschlagen werden. Meistens wird dort aber nicht der KL-Wert, sondern der pKL-Wert angegeben, der aber nichts anderes ist, als der negative dekadische Logarithmus des KL-Wertes.
Beispiel: KL (AgCl) = 2 · 10-10 mol2 · l-2 Û pKL = - lg (2 · 10-10) = 9,7
(Asselborn, Jäckel, Risch 1999).
Auch wenn von außen die Konzentration einer der beiden Ionenarten geändert wird, z.B. zu einer gesättigten Kochsalz-Lösung weitere Chlorid-Ionen hinzu gegeben werden (also die Chlorid-Konzentration und damit das Löslichkeitsprodukt erhöht wird), so wird so lange festes Kochsalz ausfallen, bis das bei dieser Temperatur spezifische Löslichkeitsprodukt erreicht ist. Entsprechendes gilt, wenn man eine Ionen Art aus der Lösung herausnimmt. Es wird sich nun wieder genau so viel Kochsalz lösen, bis sich auch hier das Löslichkeitsprodukt wieder eingestellt hat (Dickerson, Geis 1990).
Doch nicht nur Salze lösen sich in einer Flüssigkeit, sondern auch Gase. Von besonderer Bedeutung für alle Lebewesen ist die Löslichkeit von Luft in Wasser. Doch im Gegensatz zu den meisten Feststoffen, deren Löslichkeit bei steigender Temperatur des Lösungsmittels steigt, nimmt sie bei Gasen ab (Beck, Häusler 1984).
3.4. Säure-Base-Theorie
3.4.1. Historischer Überblick
Bereits im Altertum kannte man den sauren Geschmack von Stoffen wie Essig, Zitronensaft oder saurer Milch. Die erste, ‚technisch’ hergestellte Säure war die Essigsäure. Durch Oxidation von Wein an der Luft gewannen Ägypter, Griechen und Römer ihren Speiseessig. Auch Lösungen, die den sauren Geschmack abschwächen konnten, waren bereits bekannt. Sie wurden „alkalisch“ genannt, da sie meist aus Holzasche (arabisch: alqaljan = Pflanzenasche) hergestellt wurden. „Aus Holzaschenlauge erhielt man durch eindampfen Pottasche (K2CO3), aus manchen Mineralwässern Soda (Na2CO3) und durch Rösten von Muscheln gebrannten Kalk (CaO)“ (Asselborn, Jäckel, Risch 1999; S. 122). Der Apotheker Glauber verbesserte in der Mitte des 17. Jahrhunderts die Darstellung von Säuren und Salzen, denn er entdeckte, dass Salze auch bei Reaktionen von Säuren und Metallen entstehen. Zur gleichen Zeit etwa wurde für Stoffe, welche die Fähigkeit haben, Säuren zu neutralisieren, der Begriff Base eingeführt, da flüchtige Säuren in solchen Chemikalien die ‚Basis’ für die Bildung von Salzen finden. Des Weiteren entdeckte Boyle in der zweiten Hälfte dieses Jahrhunderts, dass alle Säuren die Fähigkeit haben, bestimmte Pflanzenfarbstoffe rot zu färben. Lavoisier fand um 1780 heraus, dass verschieden Oxide, die durch Verbrennung von Kohlenstoff, Schwefel oder Phosphor an der Luft mit Wasser zu Säuren reagieren. Aus diesem Grund führte er für Sauerstoff den Namen Oxygenium (griechisch: oxys = sauer) ein.
Doch um 1800 waren bereits Verbindungen bekannt, die sich in Lösung sauer verhalten, in denen jedoch kein Sauerstoff war, z.B. Chlorwasserstoff oder Schwefelwasserstoff. 1838 definierte Liebig deswegen eine Säure als Verbindung, die Wasserstoff enthält, der durch Metalle ersetzt werden kann, für Basen gab es jedoch noch keine solche Definition. Arrhenius entdeckte jedoch Ende des 19. Jahrhunderts, dass Salze, Säuren und Basen in wässriger Lösung den elektrischen Strom leiten. Daraus schloss er, dass sich aus diesen Stoffen in Wasser elektrisch geladene Teilchen bilden, die er Ionen nannte. „Danach zerfällt eine Säure in Wasserstoff-Ionen und einen negativ geladenen Säurerest, eine Base in Hydroxid-Ionen und einen positiv geladenen Basenrest“ (Asselborn, Jäckel, Risch 1999; S. 122). Gibt man nun eine Base und eine Säure zusammen, reagieren die Wasserstoff-Ionen mit den Hydroxid-Ionen zu Wasser, während die Säuren- und Basenreste unverändert in der Lösung vorliegen, sich jedoch zu einem Salz verbinden können (Asselborn, Jäckel, Risch 1999).
3.4.2. Die pH-Skala
Die von Arrhenius aufgestellte Ionentheorie veranlasste zu weiteren Untersuchungen. Schon um 1894 hatte man entdeckt, dass auch in neutralem Wasser sowohl Wasserstoff- als auch Hydroxid-Ionen in einer Konzentration von jeweils 10-7 mol · l –1 vorliegen. Wegen des Massenwirkungsgesetzes nahm man an, dass auch in Basen bzw. alkalischen Lösungen sehr kleine Konzentrationen von Wasserstoff-Ionen enthalten sind. So wurde die Konzentration eben dieser Ionen zur entscheidenden Größe. Allgemein gilt, dass in sauren Lösungen eine H+-Konzentration vorliegt, die größer ist als
10-7 mol · l –1, während in alkalischen Lösung die Konzentration kleiner ist als
10-7 mol · l –1. Anfang des 20. Jahrhunderts machte der dänische Biochemiker
Sörensen den Vorschlag, als überschaubarere Größe nicht die tatsächliche Konzentration zu nehmen, sondern auch hier den negativen dekadischen Logarithmus der Konzentration. Daraus resultierte eine Zahlenskala von 0 bis 14, bei der 7 den Neutralzustand bedeutet (- lg 10-7 = 7). Saure Lösungen haben demnach einen Wert unter 7 (- lg 10–1 = 1), alkalische einen Wert größer als 7
(- lg 10-14 = 14). Diesen Zahlenwert bezeichnete man als pH-Wert.
Nach heutigem Wissensstand ist es jedoch so, dass freie H+-Ionen in wässriger Lösung nicht existent sind, sondern sich an ein Wassermolekül anlagern und ein H3O+-Ion (Hydronium-Ion) bilden. Der pH-Wert ist also eigentlich nicht das logarithmische Maß für die Wasserstoff-Ionen-Konzentration, sondern für die Hydronium-Ionen-Konzentration (Asselborn, Jäckel, Risch 1999).
3.4.3. Die Theorie nach Brönsted
3.4.3.1. Säuren als Protonendonatoren
Wenn man Chlorwasserstoff in Toluol, also in ein unpolares Lösungsmittel, leitet, kann keine elektrische Leitfähigkeit nachgewiesen werden, leitet man dieses Gas aber in Wasser ein, steigt die Leitfähigkeit sprunghaft an. Das ist ein Zeichen dafür, dass die Chlorwasserstoff-Moleküle mit dem Wasser reagieren und Ionen bilden. Gibt man nun ein Silber-Salz dazu, kann man Chlorid-Ionen nachweisen (Silberchlorid fällt aus). Dies kann aber nur geschehen, wenn die Chlorwasserstoff-Moleküle Protonen (H+-Ionen) an das Wasser abgeben:
HCl + H2O ® Cl- + H3O+
Doch Chlorwasserstoff kann Protonen nicht nur an Wasser abgeben, sondern auch an andere Moleküle. Bei einer Reaktion mit Ammoniak bildet sich Ammoniumchlorid, das aus Ammonium-Ionen (NH4+) und Chlorid-Ionen besteht: HCl + NH3 ® NH4Cl
Brönsted hat also gesagt, dass jeder Stoff, der in Lage ist, Protonen abzugeben, eine Säure ist. Man nennt ihn dann auch Protonenspender oder Protonendonator (Asselborn, Jäckel, Risch 1999). Säuren mit zwei oder mehr Protonen geben diese so lange ab, bis alle Protonen vom Wasser aufgenommen wurden, ein Beispiel ist z.B. Schwefelsäure:
H2SO4 + 2 H2O ® H3O+ + HSO4- + H2O ® 2 H3O+ + SO42-
[...]
- Citar trabajo
- Stefan Frenzen (Autor), 2000, Chemische Experimente im Sachunterricht der Grundschule, Múnich, GRIN Verlag, https://www.grin.com/document/211594
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