Angela Herrmann

Ockershäuser Allee 5

35037 Marburg

Hinweis: Dieses Protokoll stammt von der Seite www.chids.de (Chemie in der Schule). Dort können unterschiedliche Materialien für den Schulunterricht heruntergeladen werden, unter anderem hunderte von Experimentalvorträgen so wie der vorliegende: http://www.chids.de/veranstaltungen/uebungen_experimentalvortrag.html

Experimentalvortrag

Anorganik

WS 2007/08

Metalloxide

1

Inhaltsverzeichnis:

1. Einführung ……………………………………………………..Seite 03

2. Darstellung

2.1. Darstellung aus Carbonaten (am Beispiel von Calcium) .Seite 06

2.2. Darstellung aus den Metallen mit Oxidationsmitteln ……...Seite 08

2.3. Darstellung aus den Metallsalzen .………………………….Seite 11

2.4. Feuerwerke ………………………………………………Seite 12

2.5. Darstellung durch Entwässern der Metallhydroxide ...……Seite 13

2.6. Darstellung durch Reinigung von natürlich vorkommenden

Metalloxiden (Bsp. TiO2) ..………………………………..Seite 13

3. Verwendung

3.1. Titandioxid ………………………………………………Seite 15

3.2. Aluminothermie ………………………………………..Seite 17

3.3. Stromquellen ……………………………………………….Seite 21

3.4. Glasindustrie ……………………………………………….Seite 25

4. Schulrelevanz und didaktische Analyse ..………………………....Seite 28

5. Anhang

5.1. Literaturangaben ..………………………………………Seite 31

5.2. R- und S-Sätze der verwendeten Chemikalien ………..........Seite 31

2

1. Einführung

Wenn man zunächst einen kurzen Blick auf das Periodensystem wirft, zeigt sich, dass das

Thema Metalloxide sehr weitläufig ist.

Da sind die Alkali- und Erdalkalielemente, die Elemente der Nebengruppen und Aluminium,

Gallium, Indium, Thallium, Zinn, Blei und Bismut.

Die Eigenschaften der entsprechenden Metalloxide sind sehr unterschiedlich, deswegen werde

ich vor allem auf die Bildung und Verwendung der Metalloxide eingehen, dies wird mir auf

Grund der Vielfalt nur exemplarisch möglich sein. Vor allem die Verwendung der

Metalloxide ist sehr weitreichend: Von A wie Anstrichfarbe bis Z wie Zahnpasta.

In der Natur kommen viele verschiedene Metalloxide vor, hier seien nur ein paar genannt:

Tonerde: Aluminiumtrioxid (Al2O3), bei „Verunreinigungen“ mit Cr3+ bzw. Fe2+, Fe3+, Ti4+

entstehen die Edelsteine Rubin bzw. Saphir.

3Saphir

Zinnstein: Zinndioxid (SnO2)

Massicotit: Blei(II)oxid (PbO)

Rutil: Titandioxid (TiO2)

Cuprit: Kupfer(I)oxid (Cu2O)

Vor allem die Elemente der Nebengruppen bilden Oxide mit unterschiedlichen

Oxidationszahlen, hier zwei Beispiele:

Eisen: kommt als Magnetit (Fe3O4), Roteisenstein (Fe2O3) und Brauneisenstein (Fe2O3∙nH2O)

vor.

Mangan: kommt als Pyrolusit (MnO2) und als Hausmannit (Mn3O4) vor.

Zu den verschiedenen Oxidationsstufen der Metalle kann man einen schönen Versuch

durchführen. In diesem Fall untersucht man die verschiedenen Bleioxide:

Versuch 1: Deutschlandfahne – chemisch

Chemikalie:

Bleidioxid

Geräte:

Schwerschmelzbares Reagenzglas, Reagenzglasklammer, Bunsenbrenner, Feuerzeug, Spatel

Durchführung:

Man befüllt das Reagenzglas etwa 3 cm hoch mit Bleidioxid und erhitzt dann in der

Bunsenbrennerflamme. Dabei muss das Reagenzglas senkrecht in die Flamme gehalten

werden. Wenn das Bleidioxid aus dem Reagenzglas zu treiben droht, klopft man es vorsichtig

mit dem Spatel wieder nach unten. Es wird so lange erhitzt, bis das untere Drittel des

Bleidioxids glüht. Dann wird das Reagenzglas aus der Flamme genommen und abkühlen

gelassen.

4

Cuprit

Roteisenstein

Pyrolusit

Reagenzglas nach dem Abkühlen

Beobachtung:

Nach dem Abkühlen erhält man eine „Deutschlandfahne“. Die

oberste Schicht ist schwarz, die mittlere rot bis orangerot und die

unterste Schicht ist gelb.

Entsorgung:

Die entstandenen Feststoffe werden in den Feststoffmüll entsorgt (inklusive Reagenzglas).

Auswertung:

Durch das Erhitzen wird Blei(IV) zu Blei(II) reduziert, gleichzeitig wird das Oxidion zu

elementarem Disauerstoff oxidiert, der das Bleidioxid aus dem Reagenzglas heraus treibt. Bei

sehr hohen Temperaturen (also in der Schmelze) ist die Reduktion vollständig, es entsteht

Bleiglätte (gelb). Bei niedrigeren Temperaturen findet die Reduktion nur teilweise statt und es

entsteht Mennige (rot). Bei der schwarzen Schicht liegt immer noch Bleidioxid vor, hier hat

die Temperatur für die Reduktion nicht ausgereicht.

+4 -2 +2/+4 0

Stufe I: 3 PbO2 (s) Pb3O4 (s) + O2 (g) ↑ schwarz rot

+2/+4 +2

Stufe II: 2 Pb3O4 (s) 6 PbO (s) + O2 (g) ↑ gelb

Mennige und Bleiglätte wurden früher als Farben verwendet, heute verzichtet man aber

wegen ihrer Giftigkeit auf sie. Mennige hatte zudem die nützliche Eigenschaft eines

Rostschutzmittels, und wurde deshalb oft für das Streichen von Schiffsrümpfen und Brücken

verwendet (zum Beispiel erhielt die Golden Gate Bridge in San Francisco dadurch ihre

typische Farbe). Dabei ist zu sagen, dass nicht Mennige selbst das Rostschutzmittel ist,

sondern Bleiseife, die durch das Anrühren von Leinöl mit Mennige entsteht. Bleiglätte wird

zudem auch für Bleigläser verwendet.

Da Bleidioxid ein gutes Oxidationsmittel ist, fand es früher Verwendung in

Feuerwerkskörpern und in Streichhölzern, die man an jeder Oberfläche zünden kann.

Heute wird Bleidioxid vor allem für Bleiakkumulatoren benutzt, die als Autobatterie dienen.

Darauf wird später noch einmal genauer eingegangen.

2. Darstellung

5

Man kann grundsätzlich fünf verschiedene Darstellungsarten für Metalloxide unterscheiden:

1. Thermische Zersetzung der Carbonate

2. Reduktion der Metalle mit Hilfe von Oxidationsmitteln

3. Aus Metallsalzen

4. Durch Entwässern der Metallhydroxide

5. Durch Reinigung natürlich vorkommender Metalloxide

2.1. Darstellung aus Carbonaten (am Beispiel von Calcium)

Metalloxide erhält man durch Erhitzen der entsprechenden Metallcarbonate, dabei wird

Kohlendioxid freigesetzt.

Im Fall von Calcium wird Kalk (Ca(CO3)) erhitzt und man erhält CaO (gebrannten Kalk):

Ca(CO3) (s) CaO (s) + CO2 (s)

Calciumoxid findet in der Mörtelindustrie Verwendung, dafür wird der gebrannte Kalk

zunächst mit Wasser versetzt. Dabei entsteht Ca(OH)2 (gelöschter Kalk):

CaO (s) + H2O Ca(OH)2 (s)

Der gelöschte Kalk wird dann abfiltriert und getrocknet. Mischt man ihn mit Sand und Wasser

zu einer zähen Masse an, erhält man den so genannten Luftmörtel. Hier reagiert

Calciumhydroxid mit dem Kohlendioxid der Luft zu Calciumcarbonat:

Ca(OH)2 (aq) + CO2 (g) Ca(CO3) (s) + H2O

Dies habe ich in einem Demonstrationsversuch durchgeführt:

Demo 1: Luftmörtel

6

Chemikalien:

Calciumhydroxid

Wasser

Sand

Geräte:

Kunststoffbecher, Alufolie, Spatel, Waage, Trockenschrank

Durchführung:

Man mischt 20 g Sand mit 5 g Calciumhydroxid. Dazu gibt man portionsweise Wasser bis

eine zähflüssige Masse entsteht. Diese Masse gibt man nun auf die Alufolie und lässt das

Ganze bei 100 °C im Trockenschrank etwa 10 min vortrocknen und lässt es dann über Nacht

stehen.

Beobachtung:

Die Masse härtet über Nacht aus und es entsteht ein poröser Klumpen.

Entsorgung:

Der entstandene Luftmörtel wird in die Feststofftonne entsorgt.

Auswertung:

Calciumhydroxid reagiert mit Kohlendioxid aus der Luft zu festem Calciumcarbonat.

Ca(OH)2 (aq) + CO2 (g) CaCO3 (s) + H2O

Neben dem Luftmörtel gibt es noch Wassermörtel, als Wassermörtel bezeichnet man sowohl

Gips als auch Zement. Gips entsteht durch Brennen von Calciumsulfathydrat, je nach

Wassergehalt unterscheidet man dann gebrannten Gips, Stuckgips und Estrichgips (dieser

enthält auch CaO). Zement wird durch Brennen von Gemischen aus Kalkstein und Ton bei

1450 °C 1) hergestellt, dabei entstehen Calciumsilicate, Calciumaluminate und Calciumferrite.

Die genaue Zusammensetzung ist oft recht kompliziert.

2.2. Darstellung aus den Metallen mit Oxidationsmitteln

1) E. Riedel, Anorganische Chemie

7

Quelle: http://www.na-komm.de/Poraver/images/Moertel_72.jpg

Metalloxide werden oft durch Oxidation der Metalle mit Oxidationsmitteln hergestellt. Dabei

dient oft auch der Luftsauerstoff als Oxidationsmittel.

Zinkoxid wird zum Beispiel großtechnisch durch Oxidation von Zinkdampf an der Luft

produziert. Zink kann aber auch im kleineren Maßstab mit Hilfe von Ammoniumnitrat zu

Zinkoxid oxidiert werden, Ammoniumnitrat (genauer: das Nitrat) dient hier als

Oxidationsmittel. Die heftige Reaktion und die starke Rauchentwicklung, die hierbei

stattfinden, werden zum Beispiel für Feuerwerke ausgenutzt.

Versuch 2: Berger Mischung

Chemikalien:

Zinkpulver

Ammoniumnitrat

Ammoniumchlorid

Eiswürfel

Geräte:

Waage, Spatel, Pulverflasche

Durchführung:

Man mischt 4 g Zinkpulver, 4 g Ammoniumnitrat und 1 g Ammoniumchlorid vorsichtig in

der Pulverflasche. Das Gemisch gibt man auf eine feuerfeste Unterlage im Abzug.

Anschließend gibt man einen Eiswürfel auf das Gemisch und wartet.

Beobachtung:

Es findet eine heftige Reaktion statt. Das Gemisch entzündet sich und es entwickelt sich

starker Rauch, der den Abzug füllt.

Entsorgung:

Die Produkte werden in die Feststofftonne entsorgt.

Auswertung:

Zunächst reagiert Ammoniumchlorid mit Wasser in einer Säure-Base-Reaktion:

8

NH4Cl (s) + H2O NH3 (g) + H3O+(aq) + Cl-

(aq)

Zink reagiert dann in einer stark exothermen Reaktion mit den entstandenen Hydroniumionen.

0 +1 +2 +1 0

Zn (s) + 2 H3O+ (aq) Zn2+

(aq) + 2 H2O + H2 (g) ↑ ∆H << 0

Bei der Hauptreaktion wird Zink zu Zinkoxid oxidiert, dabei dient Nitrat als Oxidationsmittel:

0 +2

Oxidation 1: Zn (s) Zn2+(aq) + 2 e-

-3 0

Oxidation 2: 2 NH4+

(aq) N2 (g) + 8 H+(aq) + 6 e-

+5 0

Reduktion: 2 NO3-(aq) + 10 e- N2 (g) + 6 O2

-

Gesamt: Zn (s) + NH4(NO3) (aq) ZnO (s) + N2 (g) + 4 H2O

Die Bildung des Zinkoxids ist im Endeffekt für die starke Rauchentwicklung verantwortlich.

Auch für Wunderkerzen nutzt man den Effekt aus, dass Metalle in exothermen Reaktionen

mit Oxidationsmitteln zu den Metalloxiden reagieren.

Demo 2: Wunderkerzen

Chemikalien:

Eisenpulver

Aluminiumpulver

Magnesiumpulver

Bariumnitrat

Stärke

9

Quelle: 217.160.136.35/osshop/catalog/images/03wuke01.jpg

Wasser

Geräte:

Porzellanschale, Heizplatte, Becherglas, Spatel, Fön, Fahrradspeichen, Waage

Durchführung:

Man mischt 10 g Bariumnitrat, 1 g Aluminiumpulver, 1 g Magnesiumpulver, 5 g Eisenpulver

und 3 g Stärke in einer Porzellanschale. Dann gibt man wenig siedendes Wasser hinzu, bis

eine zähe Masse entsteht. Diese Masse trägt man dann auf eine Fahrradspeiche (entfettet!)

auf, dabei hilft es zwischendurch zu fönen. Die Wunderkerzen werden dann mindestens einen

Tag getrocknet. Dann können sie mit einem Feuerzeug entzündet werden.

Beobachtung:

Beim Entzünden der Wunderkerzen entstehen kleine helle Funken. Bei

genauem Beobachten sind auch unterschiedliche Helligkeiten der

Funken zu unterscheiden.

Entsorgung:

Die abgebrannten Wunderkerzen werden in den Feststoffmüll

gegeben.

Auswertung:

Das Bariumnitrat dient bei dieser Reaktion als Oxidationsmittel. Das Nitrat reagiert dabei zu

Stickstoff und Sauerstoff:

2 Ba(NO3)2 (s) 2 BaO (s) + 2 N2 (g) + 5 O2 (g)

Die Metalle reagieren mit dem Sauerstoff zu den entsprechenden Metalloxiden:

4 Al (s) + 3 O2 (g) 2 Al2O3 (s)

4 Fe (s) + 3 O2 (g) 2 Fe2O3 (s)

2 Mg (s) + O2 (g) 2 MgO (s)

2.3. Darstellung aus den Metallsalzen

Diese Darstellungsart soll am Beispiel von Ammoniumdichromat erläutert werden:

10

Quelle: http://www.seilnacht.com/Chemie/tnvulk2.JPG

Versuch 3: Chemischer Vulkan

Chemikalien:

Ammoniumdichromat

Aceton

Geräte:

Feuerfeste Unterlage, Glimmspan, Tropfpipette, Feuerzeug

Durchführung:

Man gibt ein Häufchen Ammoniumdichromat auf eine feuerfeste Unterlage, tropft etwas

Aceton darauf und entzündet anschließend mit einem brennenden Glimmspan.

Beobachtung:

Die Reaktion braucht ein bisschen bis sie in Gang kommt.

Nach anfänglichem leichtem Glühen, wird die Reaktion

immer heftiger und Funken (orangerot) sprühen. Es entsteht

ein grüner Feststoff, dessen Volumen viel größer als des

Ausgangsprodukts ist.

Entsorgung:

Das Produkt wird in die Feststofftonne gegeben.

Auswertung:

Das Ammoniumdichromat reagiert in einer Redoxreaktion zu Chromat, Stickstoff und

Wasser:

-3 0

Oxidation: 2 NH4+ N2 + 8 H+ + 6 e-

+6 +3

11

Reduktion: Cr2O72- + 6 e- Cr2O3 + 4 O2-

Gesamt: (NH4)2Cr2O7 (s) Cr2O3 (s) + N2 (g) + 4 H2O

2.4. Feuerwerke

Die bis hierhin kennengelernten Darstellungsarten sind alle sehr exotherm und spektakulär,

weshalb sie auch in Feuerwerken verwendet werden. Bei Feuerwerkskörpern werden aber

nicht nur Metalloxide gebildet, sondern sie werden auch als Oxidationsmittel verwendet.

Früher war Bleidioxid ein sehr beliebtes Oxidationsmittel, heutzutage greift man lieber auf

weniger giftige zurück, wie zum Beispiel Kupfer(II)oxid (CuO).

Geschichtliches:

Die Geschichte des Feuerwerks beginnt mit der Entdeckung von Schwarzpulver während der

Hau-Dynastie (25 – 250 n. Chr.) in China. Das Schwarzpulver ist aus Schwefel, Holzkohle

und Salpeter (KNO3) zusammengesetzt. In der Hung-Zeit (960 – 1279 n. Chr.)) gab es dann

die ersten primitiven Raketen, die man aus Bambusrohren7) bastelte. Schon bald wurde das

Schwarzpulver auch zu kriegerischen Zwecken eingesetzt.

Gegen Ende des 13. Jahrhunderts wurde das Schwarzpulver wahrscheinlich von holländischen

und portugiesischen Seefahrern nach Europa gebracht. Hier experimentierten vor allem der

englische Mönch Robert Bacon und der Freiburger Mönch Constantin Anklitzen (bekannt als

Berthold der Schwarze (daher kam dann schließlich auch der Name des Schwarzpulvers) mit

dem Schwarzpulver.

Zunächst wurde das Schwarzpulver in Europa zu kriegerischen Zwecken verwendet und nicht

selten hing der Ausgang einer Schlacht vom Geschick der Feuerwerker ab, die extra für

7) http://www.bodenseefeuerwerk.de/index.php?option=com_content&task=view&id=21&Itemid=53

12

diesen Zweck ausgebildet wurden. Im Jahr 1379 fand dann die erste friedliche Anwendung

statt: Mit einer funkensprühenden Taube wurde das Pfingstfest gefeiert.

Die Blütezeit des Feuerwerks war während der Barockzeit (1575 – 1770 n. Chr.). Adlige

Familien ließen zu unterschiedlichsten feierlichen Anlässen Feuerwerke zünden. Das wohl

Größte veranstaltete Louis der XV. im Jahre 1770 in Versailles als er seine Schwiegertochter

Marie Antoinette willkommen hieß. Er ließ 20.000 Raketen, 6.000 Vulkane und Feuertöpfe

und 80 Sonnen (die einen Durchmesser von bis zu 30 m besaßen) abbrennen.

In Deutschland wurde erst lange Zeit nach dem Bekanntwerden von Feuerwerken die erste

Feuerwerksfirma im Jahre 1838 von Georg Berckholz gegründet.

2.5. Darstellung durch Entwässern der Metallhydroxide

Formal können Metalloxide als die Anhydride der entsprechenden Metallhydroxide aufgefasst

werden. Dies nutzt man auch für die Darstellung der Metalloxide aus, indem man die

entsprechenden Metallhydroxide entwässert. Dies passiert oft durch Erhitzen der

Metallhydroxide. Im Fall von Aluminiumoxid (Al2O3) wird Hydrargillit (γ-Al(OH)3) oder

Böhmit (γ-AlO(OH)) bei 400 °C entwässert.

2.6. Darstellung durch Reinigung von natürlich vorkommenden Metalloxiden (Bsp.

TiO2)

Metalloxide kommen in der Natur meist verunreinigt vor und müssen daher vor der

Verwendung gereinigt werden. Für die Reinigung von Titandioxid gibt es zwei Verfahren:

Das Sulfat- und das Chloridverfahren.

Sulfatverfahren:

Beim Sulfatverfahren dienen Ilmenit (FeTiO3) oder Titanschlacke (verunreinigtes TiO2) als

Ausgangsstoffe. Diese Stoffe werden zunächst mit konzentrierter Schwefelsäure

aufgeschlossen. Durch Zusatz von Eisenschrott wird Fe3+ zu Fe2+ reduziert. Beim

anschließenden Abkühlen kristallisiert Eisen(II)sulfat (FeSO4∙7 H2O) aus und kann aus der

13

Lösung entfernt werden. In der restlichen Lösung befindet sich nun eisenfreies Titanylsulfat

(TiOSO4), das durch thermische Hydrolyse zu Titandioxid-Hydrat umgesetzt wird, und

schließlich ausfällt. Dabei entsteht noch verdünnte Schwefelsäure, die wieder zu höher

konzentrierter „recycelt“ wird.

Das Titandioxid-Hydrat wird zum Schluss erhitzt, so dass Titandioxid entsteht

(Entwässerung). Da Titandioxid hauptsächlich in zwei Modifikationen auftritt, ist die

Temperatur und der Zusatz von Kristallisationskeimen von entscheidender Bedeutung. Bei

800 bis 1000 °C entsteht im Drehofen feinkörniges Anatas. Bei Temperaturen über 1000 °C

wird grobkörniges Rutil gebildet. Um feinkörniges Rutil zu erhalten, müssen Rutilkeime

hinzugefügt werden, hier erfolgt die Bildung dann auch schon bei 800 bis 1000 °C.

Chloridverfahren:

Beim Chloridverfahren dient Titanschlacke (verunreinigtes Rutil) als Ausgangsstoff. Es wird

zunächst mit Koks und Chlor zu Titantetrachlorid (TiCl4) umgesetzt:

TiO2 (s) + 2 C (s) + Cl2 (g) TiCl4 (l) + 2 CO (g)

Das Titantetrachlorid wird dann durch Destillation gereinigt:

TiCl4 (l) TiCl4 (g)

Anschließend reagiert es mit Wasserdampf oder Sauerstoff zu reinem Rutil:

TiCl4 (g) + H2O (g) TiO2 (s) + 4 HCl (g)

TiCl4 (g) + O2 (g) TiO2 (s) + 2 Cl2 (g)

14

3. Verwendung

Wir wollen zunächst beim Titandioxid bleiben:

3.1. Verwendung von Titandioxid

Titandioxid ist ein hervorragendes Weißpigment und findet dadurch sehr viele

Anwendungsbereiche. Der wichtigste ist wohl die Verwendung in Wandfarben zur

Verbesserung der Deckkraft. Neben Papier, Kunststoff und Keramik wird auch die

Salamischale mit Titandioxid geweißt, damit sie nach Edelsalami ausschaut. Dies ist möglich,

da Titandioxid völlig unbedenklich ist und somit auch für die Lebensmittelindustrie geeignet

ist. Man findet es zum Beispiel auch in manchen Zahnpasten, wo es beim Zähneputzen zur

Aufhellung des Zahnschmelzes auf Grund seiner pigmentoptischen Eigenschaften (z.B. hoher

Brechungsindex) beiträgt.

Nachweisen kann man Titandioxid mit Hilfe von Wasserstoffperoxid (der Nachweis ist

selbstverständlich auch umgekehrt möglich). Im Folgenden wurde so die Verwendung von

Titandioxid in Wandfarbe nachgewiesen:

Versuch 4: Nachweis von Titandioxid

Chemikalien:

Wandfarbe

Kaliumdisulfat

Schwefelsäure (konz.)

Destilliertes Wasser

Wasserstoffperoxid (w = 0,30)

Geräte:

Porzellantiegel, Dreifuß, Tondreieck, Waage, Spatel, Bunsenbrenner, Becherglas, Trichter,

Filterpapier, Reagenzglas, Tropfpipette

15

Quelle: http://de.wikipedia.org/wiki/Bild:Titanperoxid.jpg

Durchführung:

Man vermengt etwa 1 g Wandfarbe mit 5 g Kaliumdisulfat und schließt anschließend im

Porzellantiegel über der Bunsenbrennerflamme auf. Die Schmelze lässt man abkühlen und

löst sie dann in Schwefelsäure (konz. H2SO4 : Wasser = 1:3). Die Lösung wird abfiltriert.

Einige Milliliter des Filtrats werden in ein Reagenzglas gegeben, hierzu tropft man dann

Wasserstoffperoxid.

Beobachtung:

Beim Aufschließen entsteht eine graue Schmelze, die sich zum Großteil in der

Schwefelsäure löst. Bei Zugabe von Wasserstoffperoxid färbt sich das Filtrat

gelborange.

Entsorgung:

Das Filterpapier wird trocken in den Feststoffmüll gegeben. Das Filtrat kommt neutral in den

anorganischen Abfall.

Auswertung:

Das in der Wandfarbe enthaltene Titandioxid wird zunächst mit dem Kaliumdisulfat zum

Titanylsulfat umgesetzt:

TiO2 (s) + K2S2O7 (s) TiOSO4 (s) + K2SO4 (s)

In wässriger Lösung bildet sich dann ein Titan(IV)tetraaquadihydroxokomplex:

TiOSO4 (s) + 5 H2O [Ti(OH)2(H2O)4]2+(aq) + SO4

2-(aq)

Durch Zugabe von Wasserstoffperoxid bildet sich dann ein orangegelber

Titanperoxokomplex:

[Ti(OH)2(H2O)4]2+(aq) + H2O2 (aq) [Ti(O2)(OH)(H2O)3]+

(aq) + 2 H2O + H+ (aq)

Der Komplex ist oktaedrisch und hat folgende Struktur:

16

Quelle: http://www.goldschmidt-thermit.com/pictures/geschichte_document3_co_th.jpg

Quelle: http://thomasmusolf.de/fuer_schueler_und_eltern/Chemie/Klasse%209/pictures/typisc1.jpg

3.2. Aluminothermie

Die Aluminothermie stellt ein Beispiel dar, wie Metalloxide für die Darstellung der

elementaren Metalle verwendet werden können.

Der Erfinder der Aluminothermie war Hans Goldschmidt (1861 – 1923),

bis dahin war es nicht gelungen, Aluminium zur Reduktion der

Metalloxide zu verwenden. Hans Goldschmidt entwickelte das

entscheidende Zündgemisch aus Bariumperoxid und Magnesium, welches

für die nötige Reaktionstemperatur sorgte. Das Gemisch aus Eisen(III)-

oxid und Aluminiumgrieß wird auch Thermit genannt. Hans Goldschmidt

entwickelte die Aluminothermie zum so genannten Thermit-

schweißverfahren weiter, mit dem Schienenstränge geschweißt werden

können. Hierfür meldete er schließlich im Jahre 1895 ein Patent an. Ein

wenig kämpfen musste er aber um dieses Patent, da der Patentbeamte die

Besonderheit des Verfahrens nicht gleich verstand:

„Sehen Sie, Herr Doktor, Sie zünden das Gemisch an und es brennt weiter, das ist doch keine

Erfindung; wenn Sie eine Zigarre anzünden, brennt sie auch weiter.“

Daraufhin antwortete Goldschmidt: „Nur kann man mit einer brennenden Zigarre keine

Schienen schweißen.“ 8)

8) http://www.luise-berlin.de/Bms/b,stext/9808porc.htm

TiOH2H2O

H2O

HO

O

O

+

17

Versuch 5: Aluminothermie

Chemikalien:

Aluminiumgrieß

Eisen(III)oxid

Bariumperoxid

Magnesiumpulver

Magnesiumband

Wunderkerze

Geräte:

Mit Sand gefüllter Topf, Dreifuß, Blumentopf aus Ton (ø 8-10 cm), Filterpapier,

Porzellanschale, Spatel, Waage, PET-Pulverflasche, Feuerzeug, Trockenschrank

Durchführung:

Man verdeckt das Loch des Blumentopfs mit einem Stück Filterpapier. Dann gibt man ein

Gemisch von 48 g trockenem Eisen(III)oxid (bei 180 °C 2 Std. im Trockenschrank

getrocknet) und 20 g Aluminiumgrieß in den Tontopf und formt anschließend eine

kraterförmige Vertiefung in das Gemisch. In diese Vertiefung gibt man dann das

Zündgemisch, das aus 5 g Bariumperoxid und 7 g Magnesiumpulver besteht und in der

Pulverflasche vermischt wurde. Nun deckt man das ganze mit einem weiteren Filterpapier ab.

In das Zündgemisch wird zum Schluss noch eine mit blankem Magnesiumband umwickelte

Wunderkerze gesteckt. Das Gemisch wird dann im Freien gezündet, dabei sollte man nicht

direkt hinschauen, da sehr helles Licht entsteht und man sollte genügend Abstand halten.

Aufbau:

Filterpapier

Fe2O3 & Al-Grieß

BaO2 & Mg-Pulver

Wunderkerze umwickelt mit Mg-Band

18

Quelle: http://www.experimentalchemie.de/bilder01/versuch-019/thermit3.jpg

Beobachtung:

Es entsteht eine sehr helle Flamme und aus dem Blumentopf fließt

flüssiges Eisen (mit dem Magneten nach dem Abkühlen überprüfbar).

Entsorgung:

Die Produkte und nicht reagierte Ausgangsstoffe können in den

Feststoffmüll gegeben werden (ebenfalls der Blumentopf).

Auswertung:

Die Mischung aus Bariumperoxid und Magnesium dient als Zündung, da hier eine stark

exotherme Reaktion abläuft und somit für die nötige Reaktionstemperatur sorgt:

-1 0 -2 +2 -2

BaO2 (s) + Mg (s) BaO (s) + MgO (s) ∆H << 0

Bei der Hauptrektion wird Aluminium zu Aluminiumoxid oxidiert und dabei Eisen(III)oxid

zu elementarem Eisen reduziert:

0 +3

Oxidation: Al (s) Al3+ + 3 e-

+3 0

Reduktion: Fe3+ + 3 e- Fe (s)

Gesamt: Al (s) + Fe2O3 (s) Fe (s) + Al2O3 (s)

Das Aluminothermie-Verfahren findet auch heute noch Anwendung, vor allem bei Metallen,

die mit Kohlenstoff Carbide bilden. Eisen wird heute allerdings großtechnisch über den

Hochofenprozess hergestellt. Dabei wird Eisen(III)oxid stufenweise mit Kohlenmonoxid zu

Eisen reduziert. Kohlenmonoxid wird aus der Reaktion von Kohlenstoff mit Luftsauerstoff

bei 1600 – 2300 °C gewonnen.

19

Der schematische Aufbau eines Hochofens sieht folgendermaßen aus:

Quelle: http://home.arcor.de/colossus1187/HP%202/AnhangHAB-Dateien/image002.jpg

Luft wird in einem Winderhitzer erhitzt und unten in den Hochofen eingeleitet. Ein Gemisch

aus Koks und Eisenerz wird oben in den Hochofen gefüllt. Am unteren Ende des Hochofens

befinden sich die Auslässe für die Schlacke und das flüssige Eisen. Die Reduktion des

Eisen(III)oxids verläuft in folgenden Stufen:

+3 +2 +2/+3 +4

400 °C: 3 Fe2O3 (s) + CO (g) 2 Fe3O4 (s) + CO2 (g)

+2/+3 +2 +2 +4

700 °C: Fe3O4 (s) + CO (g) FeO (s) + CO2 (g)

0 +4 +2

1200 °C: C (s) + CO2 (g) 2 CO (g)

+2 +2 0 +4

FeO (s) + CO (g) Fe (l) + CO2 (g)

0 0 +2 -2

1600-2300 °C: 2 C (s) + O2 (g) 2 CO (g)

3.3. Stromquellen

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Quelle: http://www.buch-der-synergie.de/c_neu_html/c_fotos_ok/energiespeichern/01_bagdad_batterie_bunt.jpg

Man unterscheidet drei Arten von chemischen Stromquellen: Primärelemente, Sekundär-

elemente und Brennstoffzellen. Bei allen wird der Strom durch Redoxreaktionen erzeugt,

beim Primär- und Sekundärelement sind die Reaktionspartner im Element dauerhaft

vorhanden. Bei der Brennstoffzelle muss der Brennstoff den Elektroden kontinuierlich

zugeführt werden. Der Unterschied zwischen Primär- und Sekundärelementen besteht in der

Wiederaufladbarkeit des Elements, Sekundärelemente kann man durch Zuführen von Strom

erneut laden, Primärelemente nicht.

Geschichtliches:

Die Geschichte der Batterie nahm vermutlich nicht wie

lange gedacht erst Ende des 18. Jahrhunderts ihren

Lauf. 1936 machte der Österreicher Dr. Wilhelm König

eine erstaunliche Entdeckung in der Nähe von Bagdad.

Bei Ausgrabungen in einer alten Parther Siedlung (Zeit

der Parther: 250 v. Chr. – 225 n. Chr.11)) fand er ein

Tongefäß, in dem sich ein Zylinder aus Kupferblech

und ein Eisennagel befanden. Bei Experimenten, bei

denen man dieses „Element“ mit verschiedenen

möglichen Elektrolyten befüllte, erhielt man zum Beispiel beim Befüllen mit Traubensaft

tatsächlich eine Spannung von 0,5 Volt, und mit besseren Elektrolyten waren durchaus höhere

Spannungen zu erzielen. Es kann natürlich nicht eindeutig nachgewiesen werden, dass die

Parther dies auch tatsächlich als Batterie verwendeten, aber möglich war es allemal.

Wenden wir uns nun also der neueren Geschichte zu, als die Europäer die Batterie entdeckten.

Schon um 1600 begann der Engländer Gilbert mit den ersten elektrochemischen

Untersuchungen. Im Jahr 1789 entdeckte Luigi Galvani den Zusammenhang zwischen der

Muskelkontraktion und der Elektrizität, indem er den Schenkel eines Frosches mit zwei

verschiedenen Metallen verband, und sobald die beiden Metallbleche sich berührten, zuckte

das Bein des Frosches.

Im Jahr 1800 baute dann Alessandro Volta die erste Batterie, die so genannte Voltasche

Säule. Dafür schichtete er Scheiben aus Kupfer und Zink abwechselnd aufeinander, getrennt

11) http://www.earlyworld.de/hightech2.htm

21

Quelle: http://www.hwynen.de/images/voltasaule.jpg

durch Filzscheiben, die in einer Salzlösung getränkt waren. Die Scheiben

verband er dann über einen Draht.

Zwei Jahre später entwickelte der Deutsche Johann Wilhelm Ritter, die erste

wiederaufladbare Batterie: die Rittersche Säule. Im Gegensatz zur

Voltaschen Säule bestand sie nur aus Kupferscheiben.

1836 entwickelte der Engländer John Daniell das nach ihm benannte Element, das aus einer

Zink-Anode in einer Zinksulfatlösung und einer Kupfer-Kathode in einer Kupfersulfatlösung

besteht. Die beiden Kammern wurden durch eine poröse Tonwand getrennt. Bei diesem

Element wird Zink zu Zn2+ oxidiert, während sich an der Kupfer-Kathode elementares Kupfer

abscheidet.

Georges Leclanché baute im Jahr 1860 die Zink-Braunstein-Zelle, die später durch die

Deutschen Carl Gassner und Paul Schmidt zum auch heute noch verwendeten

Trockenelement weiter entwickelt wurde, indem der Elektrolyt durch Stärke gebunden wurde.

Dieses Trockenelement ist recht einfach nachzubauen:

Versuch 6: Leclanché-Element

Chemikalien:

Zinkblech bzw. Aluminium-Becher

Mehl bzw. Stärke

Ammoniumchlorid

Braunstein

Dest. Wasser

Aktivkohle

Geräte:

Spannungsmessgerät, Kabel, Krokodilklemmen, Graphitelektrode, Stopfen, Extraktionshülse

bzw. Filterpapier, Spatel, Waage, Becherglas (100 mL hohe Form), Glasstab

Durchführung:

22

Kohlestift

MangandioxidZink

Elektrolyt NH4Cl

Quelle: http://www.chemgapedia.de/vsengine/media/vsc/de/ch/11/aac/vorlesung/kap_11/kap11_4/kap11_4a/grafik/leclanche_zelle.gif

1. Leclanché-Element aus einem Teelichtbecher:

Man mischt 8 g Ammoniumchlorid, 4 g Braunstein, eine Spatelspitze Stärke und eine

Spatelspitze Aktivkohle miteinander und rührt das Ganze mit etwas Wasser zu einer zähen

Masse an. In das Aluminiumbecherchen legt man ein Stück Filterpapier. Darauf gibt man

dann das Gemisch, steckt die Graphitelektrode hinein und klemmt an den Aluminiumbecher

die zweite Krokodilklemme. Nun liest man die Spannung am Messgerät ab.

2. Klassisches Leclanché-Element:

Man schmirgelt das Zinkblech zunächst blank und biegt es dann zu einem Zylinder, der in das

100 mL Becherglas passt. Des Weiteren wird eine Ammoniumchlorid-Lösung (w = 0,2)

angesetzt. Nun mischt man 30 g Mehl mit 35 mL dieser Lösung, gibt die Masse in das

Becherglas und verteilt sie mit Hilfe des Zinkbleches ein wenig. Zusätzlich vermischt man 7 g

Aktivkohle mit 40 g Braunstein und 40 mL der Ammoniumchlorid-Lösung. Diese Masse gibt

man wiederum in die Extraktionshülse, die man dann in das Zinkblech hineinstellt. In die

Extraktionshülse wird eine Graphitelektrode gesteckt. Wie oben misst man nun die Spannung.

Beobachtung:

Beide Elemente weisen eine Spannung von etwa 1,3 bis 1,4

Volt auf.

Entsorgung:

Die restliche Ammoniumchlorid-Lösung kann in den Abguss

gegeben werden. Die Pasten der Elemente werden trocken in

den Feststoffmüll gegeben.

Auswertung:

Bei dem Leclanché-Element wird Braunstein zu Manganit reduziert und Zink zu Zinkoxid

oxidiert:

Kathode (Graphitelektrode): +4 +3

2 MnO2 (s) + 2 H2O + 2 e- 2 MnO(OH) (s) + 2 OH-(aq)

23

Abdichtung

Quelle: http://www.chemieunterricht.de/dc2/haus/images/bild34.jpg

Anode (Zinkblech): 0 +2

Zn (s) Zn2+(aq) + 2 e-

Elektrolyt (NH4Cl):

2 NH4Cl (aq) + 2 OH-(aq) + Zn2+

(aq) Zn(NH3)2Cl2 (s) + 2 H2O

Gesamt:

2 MnO2 (s) + Zn (s) + 2 NH4Cl (aq) 2 MnO(OH) (s) + Zn(NH3)2Cl2 (s)

Bleiakkumulator

Ungefähr zur selben Zeit (1859) wie Leclanché entwickelte

Gaston Planté den Bleiakkumulator, im Gegensatz zum

Trockenelement ist er ein Sekundärelement, kann also wieder

aufgeladen werden. Er wird auch heute noch für

Autobatterien verwendet. Der Bleiakkumulator besteht aus

Blei- und Bleidioxidelektroden, die sich abwechseln und

durch isolierende Zwischenschichten getrennt sind. Als

Elektrolyt wird 20%-ige Schwefelsäure verwendet, die beim

Entladen weiter verdünnt wird. Dadurch lässt sich anhand der

Dichte der Ladungszustand der Batterie ermitteln.

Am Bleiakkumulator laufen folgende Reaktionen ab:

Negative Elektrode: 0 +2

Pb (s) + SO4-(aq) PbSO4 (s) + 2 e-

Positive Elektrode: +4 +2

PbO2 (s) + SO4-(aq) 4 H3O+

(aq) + 2 e- PbSO4 (s) + 2 H2O

24

Gesamt:

Pb (s) + PbO2 (s) + 2 H2SO4 (aq) 2 PbSO4 (s) + 2 H2O

3.4. Glasindustrie

In der Glasindustrie spielen Metalloxide eine sehr bedeutende Rolle. Sie sind neben

Siliciumdioxid der wichtigste Bestandteil von Glas und sorgen für die Eigenschaften des

Glases oder die Färbung. Glas wird aus einem Gemisch von Sand, Borsäure und

Metallcarbonaten hergestellt, das dann stark erhitzt wird bis es schmilzt. Dabei entstehen dann

die entsprechenden Oxide. Vor allem der Zusatz von Metalloxiden der Nebengruppen sorgt

für die Färbung von Glas. Dazu habe ich folgenden Demonstrationsversuch durchgeführt:

Demo 3: Farbiges Glas:

Chemikalien:

Orthoborsäure

Calciumcarbonat

Natriumcarbonat

Quarzsand

Lithiumcarbonat

Kobaltcarbonat

Eisen(II)oxid

Mangandioxid

Geräte:

AST-Element (Blumentopf mit Zement und Aktivkohle gefüllt; Skizze siehe unten),

Mikrowelle, Porzellantiegel, Tiegelzange, Mörser mit Pistill, Waage, Spatel

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Durchführung:

Man vermischt 2,5 g Quarzsand, 26,5 g Orthoborsäure, 5,0 g Natriumcarbonat, 10,5

Lithiumcarbonat und 4,3 g Calciumcarbonat in dem Mörser. Für farbiges Glas gibt man dann

noch kleine Spatelspitzen an Kobaltcarbonat, Eisen(II)oxid oder Mangandioxid hinzu. Mit

dem Gemisch befüllt man dann den Porzellantiegel zu zwei Drittel. Den Porzellantiegel stellt

man in das AST-Element, und dieses dann in die Mikrowelle. Das Gemisch wird nun bei

voller Leistung 5-10 Minuten erhitzt, bis die Masse glüht. Ist dies der Fall, gießt man die

Schmelze auf eine feuerfeste Unterlage und lässt anschließend abkühlen.

Beobachtung:

Nach dem Abkühlen erhält man durchsichtige Glaskugeln. Die Zugabe von Kobaltcarbonat

verursacht eine blaue Färbung, die Zugabe von Eisen(II)oxid eine Grünfärbung und die

Zugabe von Mangandioxid eine Violettfärbung.

Entsorgung:

Das produzierte Glas wird in den Feststoffmüll entsorgt.

Auswertung:

Durch die hohen Temperaturen in der Mikrowelle entsteht eine Schmelze, in der sich Silikat-

Netzwerke ausbilden, die die Grundlage aller Gläser bilden. Auch die Borsäure bildet

Netzwerke in Form von Bortrioxid (B2O3) aus. Die Zugabe von Lithium-, Natrium-, und

Calciumcarbonat dient der Trennstellenbildung. Ich werde das am Beispiel von Calciumoxid

demonstrieren:

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PorzellantiegelFüllung

AktivkohleMörtel

Blumentopf

Quelle: http://www.chemiedidaktik-frankfurt.de/NaT/PKS11/ast.htm

Die Beisetzung der Metalloxide der Nebengruppen verursacht schließlich die Färbung der

Gläser.

Gewöhnliches Gebrauchsglas für Fensterscheiben, Glasflaschen und ähnliches enthält neben

Siliciumdioxid noch Natrium- und Calciumoxid. Durch Zusatz von Kaliumoxid wird die

Schmelztemperatur hoch gesetzt. Bor- und Aluminiumoxid sorgen für eine bessere chemische

Resistenz und Festigkeit, Aluminiumoxid verringert weiterhin den Ausdehnungskoeffizienten

und das Glas wird somit bei Temperaturschwankungen nicht so leicht brüchig. Einige

bekannte Glassorten sind Thüringer Glas (Na2O∙K2O∙CaO∙6 SiO2), Jenaer Glas (Al2O3∙B2O3∙

Na2O∙BaO∙CaO∙MgO∙SiO2) und Bleiglas (K2O∙PbO∙8 SiO2).

Neben der Oxidfärbung, wie sie im obigen Versuch durchgeführt wurde, gibt es noch die

Anlauffärbung, bei der kolloidale Metalle in die Glasstruktur eingeschlossen werden und für

die Färbung sorgen. Rubinglas entsteht zum Beispiel durch kolloidales Gold.

Zinnoxid wird zum Trüben von Gläsern verwendet, dabei werden die Teilchen eingelagert

und sorgen so für den Milchglaseffekt. Dieser Effekt kann aber auch durch Anätzen des

Glases erfolgen.

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4. Schulrelevanz und didaktische Analyse

Metalloxide spielen in der Schule eine bedeutende Rolle. Nach dem Hessischen G8 Lehrplan

wird in der Klasse 7 wird die chemische Reaktion anhand der Verbrennung von Metallen mit

Luftsauerstoff eingeführt. In diesem Zusammenhang kann man schön den Versuch mit der

Wunderkerze einbauen, da diese den Schülern aus ihrem Alltag bekannt ist und die

Motivation selbst welche zu basteln groß ist. In diesem Stadium müsste man das Ganze aber

soweit didaktisch Reduzieren, dass man den Luftsauerstoff als Oxidationsmittel betrachtet

und nicht das Bariumnitrat. In diesem Zusammenhang ist natürlich auch die Berger Mischung

ein spektakulärer Versuch, der vom Lehrer durchgeführt werden könnte. Auch hier könnte

man natürlich auf die genauen Hintergründe der Reaktion nicht eingehen, sondern müsste das

Phänomen wieder anhand des Luftsauerstoffes erklären. In der Klasse 10, wenn der Begriff

der Redoxreaktion richtig eingeführt wird, können diese Versuch selbstverständlich auch

durchgeführt werden und hier kann man dann den Schülern auch den Zweck des

Oxidationsmittels erläutern.

In diesem Zusammenhang könnte natürlich auch der Versuch mit Ammoniumdichromat

seinen Einsatz finden. Da Ammoniumdichromat aber äußerst giftig ist, darf dieser Versuch

nicht an jeder Schule durchgeführt werden, darüber müsste sich die Lehrperson in jedem Fall

vorher informieren! An manchen Schulen darf der Versuch in kleinen Mengen und unter dem

Abzug als Lehrerversuch durchgeführt werden.

Ebenfalls in der 7. Klasse werden die Umkehrung der Oxidbildung und die damit verbundene

Metallgewinnung besprochen. Dies lässt sich bei der Aluminothermie besonders deutlich

demonstrieren. Schließlich findet hier einerseits die den Schülern schon bekannte Reaktion

eines Metalls zum Oxid statt (Aluminium). Gleichzeitig wird ein anderes Metall (Eisen) aus

seinem Oxid gewonnen. Besonders schön finde ich bei diesem Versuch, dass man das Produkt

so gut nachweisen kann, indem man es auf Magnetismus prüft. Den Schülern kann bei diesem

Versuch der wichtige Zusammenhang zwischen Reduktion und Oxidation erklärt werden.

Gleichzeitig kann man hier auch über die Anwendung dieser Reaktion beim Schienen

Schweißen sprechen, und somit den Alltagsbezug für die Schüler herstellen. Ausgehend von

der Aluminothermie kann man schließlich mit den Schülern den Hochofenprozess

besprechen, der ebenfalls auf dem Prinzip der Redoxreaktion beruht. Anbieten würde sich

28

hier natürlich der Besuch eines Hochofens, falls dies nicht möglich ist, gibt es auch gute

Lehrfilme zu diesem Thema.

In der 10. Klasse werden dann erneut Redoxreaktionen behandelt, dabei werden diese nun

anhand von in der 8. Klasse erlernten Oxidationszahlen eingeführt. Die Oxidation ist nun

nicht mehr nur die Aufnahme von Sauerstoff, sondern die Abgabe von Elektronen und die

Reduktion ist die Aufnahme von Elektronen. Trotzdem wird auch hier noch einmal auf die in

der 7. Klasse besprochenen Redoxreaktionen eingegangen, um den Zusammenhang zu

verdeutlichen und um zu zeigen, dass sich die beiden Definitionen nicht widersprechen,

sondern die neu gelernte nur wesentlich allgemeiner ist.

Ein weiteres Thema der 10. Klasse sind Energiequellen, und dort an oberster Stelle Batterien.

Der Versuch zum Bau eines Leclanché-Elements ist sehr einfach und schnell durchgeführt,

vor allem die Variante mit dem Teelichtbecherchen. Abweichend von meiner

Versuchsdurchführung würde ich zusätzlich zum Spannungsmessgerät einen kleinen Motor an

die selbst gebaute Batterie schließen. Den Aufbau einer Trockenbatterie kann man zudem

auch durch das Aufschneiden einer solchen mit den Schülern erarbeiten.

Bespricht man dann Sekundärelement, würde ich dies am Beispiel der Autobatterie

durchführen, da fast jeder Schüler schon einmal eine gesehen hat, oder zu mindest später

damit in Kontakt kommen wird.

Das Schöne am Thema Energiequellen ist der Alltagsbezug, den das Thema von vornherein

mit sich bringt. Dazu gehören selbstverständlich auch Brennstoffzellen und regenerative

Energien, welche dann auch den Bezug zu anderen Fächern herstellen können, wie zum

Beispiel Physik oder Politik. Tatsächlich bietet sich das Thema gut für fächerübergreifenden

Unterricht an, wie in etwa für eine Projektwoche. Dies bezüglich müsste man dann auch auf

die Entsorgung von Batterien eingehen: Was passiert mit ihnen nachdem man sie im

Supermarkt abgegeben hat?

Da man in der Schule immer einen Alltagsbezug herstellen sollte, ist auch der Titandioxid-

Nachweis in Wandfarbe (oder auch in Zahnpasta), die Herstellung von Glas und Mörtel gut in

den Unterricht einzubauen. Ich glaube nicht, das den meisten Schülern klar ist, wie einfach

Mörtel herzustellen ist, und auf welchen einfachen chemischen Grundlagen er aufbaut. Ich

29

kann mir vorstellen, dass sich die Schüler für einen solchen Versuch begeistern können, da

das Prinzip auch ganz einfach ist, schließlich entsteht nichts anderes als Kalk.

Auch die Herstellung von Glas in der Mikrowelle wird gut bei Schülern ankommen. Glas ist

ein Gegenstand mit dem man jeden Tag in Berührung kommt. Und das Schöne an diesem

Versuch ist, dass die Schüler das Produkt tatsächlich mit nach Hause nehmen können.

Außerdem funktioniert der Versuch mit so einfachen Chemikalien, wie Sand und

Metallcarbonaten, und ich denke für die Schüler ist es auch erstaunlich, dass eine einfache

Mikrowelle genügend Hitze erzeugen kann, um das Glas herzustellen. Natürlich muss man als

Lehrer bei der Durchführung vorsichtig sein und die Schüler vorher warnen, dass die

Schmelze des Glases sehr heiß ist.

Der Nachweis des Titandioxids ist auch recht einfach durchzuführen und hat einen schönen

farbigen Effekt zum Schluss. Der Nachteil dieses Versuches ist, dass man den Schülern die

Reaktionen, die hinter diesem Nachweis stehen, nur schwer erklären kann. Die Reaktionen

sind nicht selbst erklärend und auch die Farbigkeit ist nur über die Komplexbildung zu

erklären, und dieses Konzept ist den Schülern nicht bekannt. Man müsste ihnen also vorher

mitteilen, dass Titandioxid mit Hilfe von Wasserstoffperoxid nachgewiesen werden kann und

der Nachweis positiv ist, wenn man eine Orangefärbung beobachtet. Trotzdem finde ich den

Versuch sehr schön, um ihn im Unterricht durchzuführen, da man die Schüler in der

vorangehenden Stunde beauftragen kann, ihre Eltern zu fragen, ob sie noch etwas Wandfarbe

haben, so dass sie diese dann zum Unterricht mitbringen können und jeder schauen kann, ob

sich in seiner Wandfarbe Titandioxid befindet. Als Lehrer sollte man dann darauf achten, dass

man selbst eine Probe Wandfarbe hat, die Titandioxid enthält und eine die, keines enthält.

30

5. Anhang

5.1. Literaturangaben:

1. E. Riedel, Anorganische Chemie, 6. Auflage, Walter de Gruyter, Berlin 2004

2. A. Hollemann, E. und N. Wiberg, Lehrbuch der Anorganischen Chemie, 102. Auflage,

Walter de Gruyter, Berlin 2007

3. http://www.chemieunterricht.de/dc2/tip/05_99.htm (9. März 2008)

4. http://www.fky.org/restaurierung/anstriche15.htm%20 (9.März 2008)

5. http://www.chemieunterricht.de/dc2/haus/v033.htm (9.März 2008)

6. http://www.pyroweb.de/WissenGeschichte.php (10.März 2008)

7. http://www.bodenseefeuerwerk.de/index.php?

option=com_content&task=view&id=21&Itemid=53 (10.März 2008)

8. http://www.luise-berlin.de/Bms/bmstext/9808porc.htm (10.März 2008)

9. http://www.grs-batterien.de/ger/informationen/download/welt_bat.pdf (11.März 2008)

10. http://home.arcor.de/familie.kaden/aufgaben/Chemie/Die%20Batterie%20von

%20Bagdad.pdf (11.März 2008)

11. http://www.earlyworld.de/hightech2.htm (11.März 2008)

12. http://www.chemieunterricht.de/dc2/haus/v144.htm (14.März 2008)

13. http://www.chemie.uni-ulm.de/experiment/edm0198.html (14.März 2008)

14. http://www.joachim-kranz.net/index.php/piko/ue-geochemie/glasherstellung-in-der-

mikrowelle

15. Gerstner, Versuchsvorschriften zum Haupraktikum (Anorganische Chemie)

16. http://bellem.net/chemie/berger.pdf

17. Hessischer Lehrplan G8

5.1. R- und S-Sätze der verwendeten Chemikalien (in alphabetischer Reihenfolge)

Aceton:

R11: Leichtentzündlich.R 36: Reizt die Augen.R 66: Wiederholter Kontakt kann zu spröder oder rissiger Haut führen.R 67: Dämpfe können Schläfrigkeit und Benommenheit verursachen.S 9: Behälter an einem gut gelüfteten Ort aufbewahrenS 16: Von Zündquellen fernhalten – Nicht Rauchen.S 26: Bei Berührung mit den Augen sofort gründlich mit Wasser abspülen und Arzt konsultieren.F (Leichtentzündlich), Xi (Reizend)

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Aktivkohle:

Keine

Aluminium:

R 10: Entzündlich.R 15: Reagiert mit Wasser unter Bildung hochentzündlicher Gase.S 7/8: Behälter trocken und dicht geschlossen halten.S 43: Zum Löschen Sand verwenden – kein Wasser verwenden.F (Leichtentzündlich)

Ammoniumchlorid:

R 22: Gesundheitsschädlich beim Verschlucken.R 36: Reizt die Augen.S 22: Staub nicht einatmen.Xn (Gesundheitsschädlich)

Ammoniumnitrat:

R 8: Feuergefahr bei Berührung mit brennbaren Stoffen.R 9: Explosionsgefahr bei Mischung mit brennbaren Stoffen.S 15: Vor Hitze schützen.S 16: Von Zündquellen fernhalten – Nicht Rauchen.S 41: Explosions- und Brandgase nicht einatmen.O (Brandfördernd)

Ammoniumdichromat:

R 2: Durch Schlag, Reibung, Feuer oder andere Zündquellen explosions-gefährlich.R 8: Feuergefahr bei Berührung mit brennbaren Stoffen.R 21: Gesundheitsschädlich bei Berührung mit der Haut.R 25: Giftig beim Verschlucken.R 26: Sehr giftig beim Einatmen.R 34: Verursacht Verätzungen.R 45: Kann Krebs erzeugen.R 46: Kann vererbbare Schäden verursachen.R 60: Kann die Fortpflanzungsfähigkeit beeinträchtigen.R 61: Kann das Kind im Mutterleib schädigen.R 42/43: Sensibilisierung durch Einatmen und Hautkontakt möglich.R 48/23: Giftig: Gefahr ernster Gesundheitsschäden bei längerer Exposition durch Einatmen.R 50/53: Giftig für Wasserorganismen, kann in Gewässern längerfristig schädliche Wirkungen haben.S 45: Bei Unfall oder Unwohlsein sofort Arzt zuziehen (wenn möglich Etikett vorzeigen)S 53: Exposition vermeiden – vor Gebrauch besondere Anweisungen einholen.S 60: Dieses Produkt und seinen Behälter sind als gefährlicher Abfall zu entsorgen.S 61: Freisetzung in die Umwelt vermeiden. Besondere Anweisungen einholen/ Sicherheitsdatenblatt zu Rate ziehen.E (Explosionsgefährlich), T+ (sehr giftig), N (Umweltgefährdend)

Bariumnitrat:

R 20/22: Gesundheitsschädlich beim Einatmen und Verschlucken.S 28: Bei der Berührung mit der Haut sofort abwaschen mit viel Wasser.Xn (Gesundheitsschädlich)

Bariumperoxid:

R 8: Feuergefahr bei Berührung mit brennbaren Stoffen.R 20/22: Gesundheitsschädlich beim Einatmen und Verschlucken.S 13: Von Nahrungsmitteln, Getränken und Futtermitteln fernhalten.S 27: Beschmutzte, getränkte Kleidung sofort ausziehen.Xn (Gesundheitsschädlich), O (Brandfördernd)

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Bleioxid:

R 20/22: Gesundheitsschädlich beim Einatmen und Verschlucken.R 33: Gefahr kumulativer Wirkungen.R 50/53: Sehr giftig für Wasserorganismen, kann in Gewässern längerfristig schädliche Wirkungen haben.R 60: Kann die Fortpflanzungsfähigkeit beeinträchtigen.R 61: Kann das Kind im Mutterleib schädigen.S 45: Bei Unfall oder Unwohlsein sofort Arzt zuziehen (wenn möglich Etikett vorzeigen.S 53: Exposition vermeiden – vor Gebrauch besondere Anweisungen einholen.S 60: Dieses Produkt und sein Behälter sind als gefährlicher Abfall zu entsorgen.S 61: Freisetzung in die Umwelt vermeiden. Besondere Anweisungen einholen / Sicherheitsdatenblatt zu Rate ziehen.T (giftig), N (umweltgefährdend)

Borsäure:

keine

Calciumcarbonat:

keine

Calciumhydroxid:

R 41: Gefahr ernster Augenschäden.S 22: Staub nicht einatmen.S 24: Berührung mit der Haut vermeiden.S 26: Bei Berührung mit den Augen sofort gründlich mit Wasser abspülen und Arzt konsultieren.S 39: Schutzbrille/Gesichtsschutz tragen.Xi (reizend)

Cobaltcarbonat:

R 22: Gesundheitsschädlich beim Verschlucken.R 43: Sensibilisierung durch Hautkontakt möglich.R 49: Kann Krebs erzeugen beim Einatmen.R 50/53: Sehr giftig für Wasserorganismen, kann in Gewässern längerfristig schädliche Wirkungen haben.R 60: Kann die Fortpflanzungsfähigkeit beeinträchtigen.S 53: Exposition vermeiden – vor Gebrauch besondere Anweisungen einholen.S 61: Freisetzung in die Umwelt vermeiden. Besondere Anweisungen einholen / Sicherheitsdatenblatt zu Rate ziehen.T (giftig), N (umweltgefährdend)

Eisen:

R 11: Leichtentzündlich.S 16: Von Zündquellen fernhalten – Nicht Rauchen.F (leichtentzündlich)

Eisen(II)oxid:

keine

Eisen(III)oxid:

keine

Kaliumdisulfat:

keine

Lithiumcarbonat:

R 22: Gesundheitsschädlich beim Verschlucken.

33

R 36: Reizt die Augen.S 24: Berührung mit der Haut vermeiden.Xn (gesundheitsschädlich)

Magnesium:

R 11: Leichtentzündlich.R 15: Reagiert mit Wasser unter Bildung hochentzündlicher Gase.S 7/8: Behälter trocken und dicht geschlossen halten.S 43: Zum Löschen Sand verwenden – kein Wasser verwenden.F (leichtentzündlich)

Mangandioxid:

R 20/22: Gesundheitsschädlich beim Einatmen und Verschlucken.S 25: Berührung mit den Augen vermeiden.Xn (gesundheitsschädlich)

Mehl:

keine

Natriumcarbonat:

R 36: Reizt die Augen.S 22: Staub nicht einatmen.S 26: Bei Berührung mit den Augen sofort gründlich mit Wasser abspülen und Arzt konsultieren.Xi (reizend)

Sand:

keine

Schwefelsäure:

R 35: Verursacht schwere Verätzungen.S 26: Bei Berührung mit den Augen sofort gründlich mit Wasser abspülen und Arzt konsultieren.S 30: Niemals Wasser hinzugießen.S 45: Bei Unfall oder Unwohlsein sofort Arzt zuziehen (wenn möglich Etikett vorzeigen)C (ätzend)

Stärke:

keine

destilliertes Wasser:

keine

Wasserstoffperoxid:

R 22: Gesundheitsschädlich beim Verschlucken.R 41: Gefahr ernster Augenschäden.S 17: Von brennbaren Stoffen fernhalten.S 26: Bei Berührung mit den Augen sofort gründlich mit Wasser abspülen und Arzt konsultieren.S 39: Schutzbrille/Gesichtsschutz tragen.Xn (gesundheitsschädlich)

Zink:

R50/53: Sehr giftig für Wasserorganismen, kann in Gewässern längerfristig schädliche Wirkungen haben.S 60: Dieses Produkt und seinen Behälter sind als gefährlicher Abfall zu entsorgen.S 61: Freisetzung in die Umwelt vermeiden. Besondere Anweisungen einholen / Sicherheitsdatenblatt zu Rate ziehen.N (umweltgefährdend)

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