Chemie_2026_HP

CHEMIE FÜR ALLE

4. Klasse

Elizabeth Larenz

CHEMIE FÜR ALLE

4. Klasse

Elizabeth Larenz

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CHEMALLE 4

Dieses Buch ist laut Bescheid des Bundesministeriums für Bildung, Wissenschaft und Forschung vom 7. 5. 2026 (GZ: 2025-0.331.322) gemäß § 14 Abs. 2 und 5 des Schulunterrichtsgesetzes, BGBl. Nr. 472/86, und gemäß den derzeit geltenden Lehrplänen als für den Unterrichtsgebrauch für die 4. Klasse an Mittelschulen und für die 4. Klasse an allgemein bildenden höheren Schulen – Unterstufe im Unterrichtsgegenstand Chemie (Lehrplan 2023) geeignet erklärt.

Alle Rechte vorbehalten Vervielfältigungen jeder Art gesetzlich verboten

Deine Übungs-App: Auf eSquirrel findest du zu jedem Kapitel viele Übungen.

Umschlagbilder: Istockphotos.com: cmspic, deyangeorgiev, hlehnerer, michalz86, simplytheyu, wasja Schulbuchnummer: 226.132 © Olympe Verlag GmbH, Oberwaltersdorf, 2026 Alle Rechte vorbehalten Vervielfältigung jeder Art gesetzlich verboten 1. Auflage (2026)

Lektorat: Marion Ramell, BA Umschlaggestaltung, Satz, Layout: Raoul Krischanitz, Wien, transmitterdesign.com Grafik: Raoul Krischanitz, transmitterdesign.com Druck, Bindung: Druckerei Berger, Horn Bildrechte: © Bildrecht/Wien, 2026

ISBN: 978-3-903578-14-2

INHALTSVERZEICHNIS

Buch-Rallye 5

Einführung – Was ist Chemie?

1. Von der Alchemie zur Wissenschaft! 7

2. Zweige der Chemie 8

3. Bedeutsamkeit für unser Leben 9

4. Berufsbild: Chemikerin und Chemiker 9

5. Laborführerschein – richtig experimentieren 15 Kompetenz-Check 26

Stoffe, Energie und Reaktionen

1. Stoffe und ihre Eigenschaften 27

2. Das Periodensystem 42

3. Das Elektron 56

4. Chemische Bindungen 64

5. Chemische Reaktionen 80

Unterrichtsprojekt: „Chemie der Katastrophen –Wenn Stoffe außer Kontrolle geraten“ 85 Kompetenz-Check 89

Anorganische Chemie

1. Säuren und Basen 90

2. Redox-Reaktionen 100 Kompetenz-Check 109

Organische Chemie

1. Warum ist Kohlenstoff so wichtig? 110

2. Stoffklassen 118

3. Lebensmittelchemie 132 Kompetenz-Check 151

Rohstoffe und unsere Umwelt

1. Vom Erdöl zum Kunststoff 152

Unterrichtsprojekt: „Verpackt oder verschwendet“ 159

2. Chemie der Baustoffe 164

3. Chemie und Technik 172

4. Umweltchemie und Klimawandel 175

Unterrichtsprojekt: „Umweltsünde Fast Fashion“ 182 Kompetenz-Check 188

MEINE BUCH-RALLYE

Damit du dich in deinem Buch zu Beginn gleich besser zurechtfindest, haben wir für dich 9 Aufgaben zusammengestellt. Viel Vergnügen bei der Rallye!

1. INHALTSVERZEICHNIS: Schlage das Inhaltsverzeichnis in deinem Buch auf! Welche zwei Inhalte interessieren dich am meisten? Schreibe sie auf!

2. FLIEßTEXT: Auf den Textseiten erhältst du einen ersten Einblick in die verschiedenen Themen, mit denen du dich im Unterricht beschäftigen wirst. So wird auf S. 152 das Thema „Vom Erdöl zum Kunststoff behandelt. Nenne drei Kunststoffe!

3. INFORMATION: Im Fließtext und in den Seitenspalten findest du immer wieder zusätzliche Informationen, die dein Wissen erweitern. Gib den Titel der Zusatzinformation auf S. 84 an!

4. Personen- und Sachregister: Es hilft dir schnell, wichtige Inhalte mit alphabetisch geordneten Stichwörtern im Buch zu finden! Schreibe mit Hilfe des Registers auf, auf welchen Seiten der Begriff „Proton“ in deinem Buch zu finden ist!

5. AUFGABEN: Fast jedes Unterkapitel endet mit der oder den Seite(n) „Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe“ . Hier kannst du dein Wissen und Können testen und die neu erworbenen Fähigkeiten, also deine Kompetenzen (gekennzeichnet durch die 3 Farben) – anwenden. Gehe auf S. 79 zu Aufgabe 13 und notiere, welche beiden Bindungen du vergleichen sollst!

6. SEITENSPALTEN: Sie sind wirklich interessant für dich, weil…

…du Erklärungen für die im Fließtext orange markierten Wörter findest! Suche die Erklärung für „kinetische Energie“ im 2. Hauptkapitel und schreibe sie auf!

Erstelle eine Liste der Informationen, die du auf einer Lebensmittelverpackung deiner Wahl findest, und diskutiere anschließend mit deiner Klasse, wie dir diese Informationen im Alltag helfen können!

…du Aufgaben, die mit Symbolen für die unterschiedlichen Anforderungsbereiche gekennzeichnet sind, lösen kannst! Suche im Buch in der Seitenspalte nach weiteren Beispielen und schreibe jeweils eine Aufgabe der Farbe entsprechend in die richtige Spalte!

WISSEN ANEIGNEN UND KOMMUNIZIEREN

ERKENNTNISSE GEWINNEN UND INTERPRETIEREN

STANDPUNKTE BEGRÜNDEN, ENTSCHEIDUNGEN TREFFEN UND REFLEKTIERT HANDELN

7. KOMPETENZ-CHECK! Am Ende jedes Großkapitels kannst du selbst einschätzen, welche Fähigkeiten du erworben hast. Hier findest du auch Buchtipps zum Vertiefen deiner Kenntnisse! Gehe zum Kompetenz-Check „ORGANISCHE CHEMIE und gib an, wie der Autor des Buches „Reaktionen in der organischen Chemie benennen“ heißt!

8. VERSUCHE: Achte auf folgendes Symbol! Hier sollst du einen Versuch durchführen!

9. Gib an, was das Symbol bedeutet!

VERSUCH

Führe den Versuch „Reaktion von Backpulver mit Essig von S. 96 durch!

1. VON DER ALCHEMIE ZUR WISSENSCHAFT!

Bereits in der Antike versuchten Menschen die Natur und ihre Phänomene und Gesetze zu verstehen. Dabei teilten sie die Welt in vier Grundelemente ein: Wasser, Erde, Feuer und Luft. Nach dieser Vorstellung entstanden alle Stoffe aus unterschiedlichen Mischungen dieser vier Elemente.

Aus dieser Denkweise entwickelte sich die Alchemie, eine Verbindung aus Philosophie, Mystik und Experimenten. Im Mittelalter und der Renaissance versuchten Alchemisten durch „Transmutation“ weniger wertvolle Metalle wie Quecksilber und Zinn zu Gold und Silber umzuwandeln.

Auch die Suche nach dem „Elixier des Lebens“, das Unsterblichkeit verleihen sollte, war ein zentraler Bestandteil der Alchemie. Der französische Alchemist Nicolas Flamel soll einer Legende nach den „Stein der Weisen“ gefunden haben, der Unsterblichkeit verleihen sollte. Neben diesen mystischen Zielen beschäftigten sich Alchemisten jedoch auch mit der Herstellung von Arzneimitteln, was bis heute von Bedeutung ist.

Ab dem 16. Jahrhundert löste sich die Alchemie zunehmend von magischen Vorstellungen und stützte sich stärker auf Beobachtungen und Experimente. Eine zentrale Figur dieses Wandels war Antoine Lavoisier (1742–1794), der als Vater der modernen Chemie gilt.

Lavoisier stellte fest, dass die Gesamtmasse der Stoffe bei chemischen Reaktionen konstant bleibt. Hierfür wog er die Stoffe vor und nach der Reaktion. Dieses Prinzip ist als „Gesetz der Erhaltung der Masse“ bekannt und bildet eine Grundlage der modernen Chemie und Physik.

Zudem führte Lavoisier eine systematische Benennung für chemische Stoffe ein. Begriffe wie Oxygen (Sauerstoff), Hydrogen (Wasserstoff) und Nitrogen (Stickstoff) gehen auf Lavoisier zurück und werden bis heute in der Chemie verwendet. Im 19. und 20. Jahrhundert erweiterten neue Erkenntnisse, wie die Atomtheorie und das Periodensystem, das chemische Wissen weiter.

Also, was ist Chemie? Chemie ist die Naturwissenschaft, die sich mit Stoffen und ihrer Umwandlung beschäftigt.

Chemie ist überall! Sie hilft uns zu verstehen, woraus unsere Welt besteht und wie verschiedene Stoffe miteinander reagieren. Was passiert, wenn wir ein Streichholz anzünden? Und warum sprudelt es, wenn wir Essig und Natron mischen? Diesen Fragen – und vielen weiteren – kommen wir mit der Chemie auf die Spur.

Abb. 1: Die vier Elemente Feuer, Wasser, Erde und Luft.

Phänomen, das: Ein mit den Sinnen wahrnehmbares Ereignis

Mystik, die: ist das Streben nach einer tiefen Verbindung mit dem Göttlichen oder dem innersten Sinn des Lebens.

Elixier, das: ist eine besondere Flüssigkeit, der eine heilende oder lebensspendende Wirkung zugeschrieben wird.

Abb. 3: Umwandlung von unedlen Metallen zu Gold.

Abb. 5: Periodensystem der Elemente

Abb. 6: Chemische Reaktion, bei der Gas frei wird.

Stoff, der: Material, aus dem ein Gegenstand besteht

Erkläre in eigenen Worten: Was sind die vier Grundelemente der Antike? Schreibe sie auf und beschreibe kurz, was man damals über sie dachte!

Abb. 4: Antoine Lavoisier, „Vater der modernen Chemie“.

Abb. 2: Alchemisten im Labor

Transmutation

Einführung – Was ist Chemie?

2.

ZWEIGE DER CHEMIE

Abb. 7: Batterieforschung ist Teil der anorganischen Chemie

belebte Natur, die: Lebewesen wie z. B. Tiere, Pflanzen, Bakterien und Pilze

Abb. 10: Physikalischer Chemiker bei einer Messung.

Materie, die: alles, das Masse und Raum einnimmt

Ordne

Alltagsprodukte zu! Welche Produkte oder Vorgänge gehören zu welchem Zweig?

Ordne diese Begriffe zu: Zahnpasta, Batterie, Shampoo, DNA, Sonnencreme, Ibuprofen, Photosynthese, Mikrowelle!

Erstelle ein Plakat oder eine digitale Präsentation mit deinen Zuordnungen!

Chemie ist eine vielseitige und ständig wachsende Wissenschaft. Die Forschung an Batterien hat jedoch wenig gemeinsam mit der Entwicklung von Waschmitteln oder Impfstoffen. Um dieses breite Themenfeld übersichtlich zu strukturieren, wird die Chemie in verschiedene Disziplinen unterteilt.

Anorganische Chemie

Die anorganische Chemie befasst sich mit Stoffen, die in der Regel nicht zur belebten Natur gehören. Meist handelt es sich um Stoffe und Reaktionen, die keinen Kohlenstoff enthalten. Hierfür gibt es jedoch ein paar Ausnahmen, wie z. B. Kohlenstoffdioxid (CO2). Wichtige Inhalte der anorganischen Chemie sind die Lehre der Elemente, Säuren und Basen sowie Reduktions- und Oxidationsreaktionen.

Organische Chemie

Die organische Chemie umfasst Stoffe und Reaktionen, die Kohlenstoff und Wasserstoff enthalten. Diese Stoffklasse bildet die Grundlage der belebten Natur. Beispiele für organische Verbindungen sind Fette, Proteine, Medikamente wie z. B. Ibuprofen, aber auch Kunststoffe.

Biochemie

Die Biochemie beschäftigt sich mit den chemischen Vorgängen in Lebewesen. Sie ist ein Teilgebiet der organischen Chemie, hat sich jedoch aufgrund ihres großen und komplexen Forschungsbereichs als eigene Disziplin etabliert. Die Biochemie verbindet Chemie und Biologie. Wichtige Themen sind der Aufbau von DNA und RNA, die Wirkungsweise von Enzymen sowie der Aufbau von Proteinen aus Aminosäuren

Physikalische Chemie

Abb. 8: Strukturformel aus der organischen Chemie.

Abb. 9: In der Biochemie wird DNA untersucht.

Die physikalische Chemie bildet eine Brücke zwischen Chemie und Physik und befasst sich mit dem Aufbau der Materie und wie sie z. B. mit elektromagnetischen Feldern wechselwirkt. Die physikalische Chemie ermöglicht ein Verständnis über den Ablauf und die Beeinflussung von chemischen Reaktionen.

Abb. 11: Die physikalische Chemie

3.

Einführung – Was ist Chemie?

BEDEUTSAMKEIT FÜR UNSER LEBEN

Chemie ist überall! Von den Materialien, aus denen wir unsere Häuser bauen, den Lebensmitteln, die wir essen, Putzmittel und Hygieneartikel aus der Drogerie, bis hin zu lebensrettenden Medikamenten.

Chemie ist das Fundament moderner Wissenschaft und Technik und bildet ein Bindeglied zwischen Biologie und Physik. Sie hilft uns globale Herausforderungen wie Klimawandel, Gesundheitsversorgung und nachhaltige Landwirtschaft zu bewältigen. Doch was machen Chemikerinnen und Chemiker eigentlich? Chemikerinnen und Chemiker beschäftigen sich mit der Erforschung und Anwendung von Stoffen und Reaktionen. Dabei sind die beruflichen Tätigkeiten mindestens genauso vielfältig wie die Chemie selbst.

Abb. 12: Ibuprofen ist ein Schmerzmittel.

4. BERUFSBILD: CHEMIKERIN UND CHEMIKER

Hier findest du ein paar Beispiele für die Aufgaben von Chemikerinnen und Chemikern in unserer Gesellschaft und in der Industrie.

Forschung und Entwicklung

Ob an Universitäten, wissenschaftlichen Instituten oder in der freien Wirtschaft: Überall wird geforscht. In der Grundlagenforschung gehen Chemikerinnen und Chemiker faszinierenden Fragestellungen auf den Grund, um das Wissen der Menschheit zu erweitern. Dazu gehören z. B. Themen wie die Vorhersagung von chemischen Strukturen mittels künstlicher Intelligenz und die Analyse von Asteroidenmaterialien, um die Möglichkeit außerirdischen Lebens zu untersuchen. Etwas anwendungsnäher ist die Forschung und Entwicklung von neuen Materialien wie Kunststoff auf Basis nachwachsender Rohstoffe oder die Optimierung von Batterien, um ihre Lebensdauer zu verlängern.

Abbildung 14: Forscherin und Forscher bei der Arbeit.

Pharmazie und Medizin

Auch im Gesundheitssektor sind Chemikerinnen und Chemiker gefragt. Zusammen mit Biologinnen und Biologen sowie Ärztinnen und Ärzten werden Arzneimittel und Impfstoffe entwickelt, getestet und produziert. In der Diagnose von Krankheiten spielt die Chemie eine wichtige Rolle, z. B. in der Entwicklung von Bluttests und analytischen Methoden zur Bildgebung von Gewebe im Körper.

Abbildung 15: Chemie bringt Fortschritte in der Medizin.

Abb. 16: Auswertung von Daten zur Qualitätskontrolle.

Abb. 13: Struktur eines Ibuprofen-Moleküls.

Wie hängt Chemie mit anderen Wissenschaften zusammen? Erstelle ein einfaches Schaubild oder eine Mindmap mit Chemie in der Mitte und Linien zu Biologie, Physik, Technik und Medizin! Schreibe zu jeder Verbindung ein Beispiel!

Mindmap, die: Zeichnung, die Ideen rund um ein Thema in der Mitte übersichtlich darstellt.

freie Wirtschaft, die: Unternehmen, welche gewinnorientiert handeln

Analyse, die: Untersuchung

Analytische Chemie und Qualitätskontrolle

Recherchiere: Welche Unternehmen aus der chemischen Industrie gibt es in deinem Bundesland? Was machen diese Unternehmen und wie viele Angestellte arbeiten dort? Erstelle einen Steckbrief!

Grenzwert, der: Maximal oder minimal erlaubte Menge einer Substanz

Neben der Herstellung von chemischen Stoffen ist die Analyse der Zusammensetzung und Struktur essenziell. Analytische Chemikerinnen und Chemiker können z. B. beim Zoll illegale Substanzen untersuchen oder bei der Polizei zur Aufklärung von Verbrechen beitragen.

Um sicherzustellen, dass Medikamente, Lebensmittel und Kosmetika für die Endverbraucherin oder den Endverbraucher sicher sind, werden die Produkte im Rahmen von Qualitätskontrollen regelmäßig untersucht.

Umweltschutz

Im Bereich Umweltschutz werden Chemikerinnen und Chemiker gebraucht, um z. B. Schadstoffe im Wasser, Boden und der Luft zu untersuchen, Grenzwerte festzulegen und sicherzustellen, dass diese Grenzwerte eingehalten werden.

Abb. 17: Umweltchemikerin bei der Probennahme

Recycling, das: bedeutet, Abfälle so zu verarbeiten, dass daraus neue Produkte entstehen

Abb. 19: Chemielehrerinnen und Chemielehrer helfen uns die Welt zu verstehen.

Gestaltet in Partnerarbeit ein Poster oder ein kurzes Video mit dem Titel „Chemie für eine bessere Welt“! Zeigt, wie Chemikerinnen und Chemiker helfen, unsere Welt gesünder, nachhaltiger oder sicherer zu machen – z. B. durch Recycling, Medikamentenforschung oder CO2-Vermeidung!

Abb. 18: 1 Tropfen Motoröl verschmutzt 600 L Wasser.

Die Entwicklung nachhaltiger Prozesse zur Verringerung von CO2-Emissionen ist ebenso ein wichtiger Aufgabenbereich, an dem Chemikerinnen und Chemiker mitarbeiten. Auch beim Recycling von Plastik, Glas und Metallen ist chemische Expertise unerlässlich.

Lehre und Wissenschaftskommunikation

Die Chemie ist ein komplexes und vielseitiges Themengebiet, das allgegenwärtig ist. Umso wichtiger ist es, chemische Konzepte zu verstehen. Chemielehrerinnen und -lehrer sowie Wissenschaftsjournalistinnen und -journalisten helfen uns dabei, diese Konzepte zu verstehen und machen sie im Alltag für uns zugänglich.

Wie kann ich Kalkflecken vom Wasserhahn entfernen? Warum ändert eine Dauerwelle die Struktur meiner Haare? Und wie funktioniert eigentlich Dünger in der Landwirtschaft? Mit ein paar chemischen Grundlagen lassen sich diese Fragen problemlos beantworten.

Einführung

Richtig Recherchieren – Im Internet und mit KI

In der Chemie begegnen uns oft Fragen, zum Beispiel: „Wie funktioniert eine Batterie?“ oder „Was bedeutet „biologisch abbaubar?“ Das Internet hilft uns, Antworten zu finden, aber nicht alles, was dort steht, ist korrekt. Deshalb musst du Quellen prüfen, um herauszufinden, ob du ihnen vertrauen kannst.

So gehst du bei der Internetrecherche vor Formuliere eine klare Suchanfrage und verwende mehrere Schlüsselwörter. Sei präzise!

Beispiel: 1 Schlecht: „Plastik“

1 Besser: „Herstellung von biologisch-abbaubarem Plastik“

Vergleiche mehrere Quellen. Sieh dir mindestens zwei bis drei Seiten an. Wenn sie Ähnliches sagen, ist die Info meist zuverlässig.

Woran erkenne ich eine vertrauenswürdige Quelle?

MERKMAL

Autorin/ Autor

Webadresse (Domain)

Aktualität

Quellenangaben

Sprache

VERTRAUENSWÜRDIGE QUELLE

Fachleute, Unis, Ministerien, Wissenschaftlerinnen und Wissenschaftler

.edu, .gov, .org, große Verlage

Veröffentlichungsdatum vorhanden, aktuell (max. 5 Jahre alt)

Nennen andere Fachquellen oder Studien

Sachlich, neutral

FRAGWÜRDIGE QUELLE

Keine Autorin oder kein Autor genannt/ anonyme Seite

.info, .blog, .biz, Social Media

Kein Datum oder sehr alt

Keine Belege

Übertrieben, reißerisch („unglaublich!“, „geheim!“)

Jede Quelle verfolgt ein Ziel, das beeinflusst, wie Informationen dargestellt werden.

ABSICHT DER QUELLE

Informieren

(z. B. Uni, Ministerium, Schulbuch)

Verkaufen

(z. B. Werbung, Unternehmen)

Überzeugen

(z. B. Blog, Meinungsartikel)

Unterhalten

(z. B. YouTube, Social Media)

Abb. 20: Die Recherche im Internet liefert viele Informationen.

MERKMALE

Sachlich, klar, belegt

Positive Darstellung, keine Nachteile erwähnt

Emotionale Sprache, nur eine Sichtweise

Vereinfachte Darstellung, oft ohne Belege

Welche Quellen abseits vom Internet kannst du zu Recherchezwecken nutzen? Nenne jeweils Vor- und Nachteile der Quellen!

Abb. 21: Je präziser deine Suchanfrage, desto passender sind die Ergebnisse.

Impressum –„Ausweis“ der Website †

Ein Impressum gibt an, wer für eine Website verantwortlich ist. Es muss:

• Name, Adresse und Kontaktdaten enthalten

• Bei Firmen: zusätzlich Rechtsform (z. B. GmbH) und Firmenbuchnummer

Es dient der Transparenz und rechtlichen Sicherheit und ist verpflichtend für geschäftliche, öffentliche und Vereinsseiten.

Abb. 22: Künstliche

Intelligenz bringt Vor- und Nachteile zur herkömmlichen Recherche im Internet.

KI-Tools zur Recherche – Chancen und Risiken

Künstliche Intelligenz (KI) kann im Unterricht sehr nützlich sein. Sie hilft dabei, Themen schnell zusammenzufassen oder einfach zu erklären. Besonders beim Einstieg in ein neues Thema kann KI eine gute Unterstützung sein, um einen ersten Überblick zu bekommen.

KI kann allerdings auch Fehler machen oder sogar falsche Informationen erfinden. Oft werden keine genauen Quellen angegeben, weshalb sich nicht überprüfen lässt, ob das, was die KI schreibt, wirklich stimmt. Außerdem können Informationen einseitig oder verzerrt präsentiert werden, wenn die KI aus unzuverlässigen Beispielen gelernt hat.

Tipp: Wenn du KI zur Recherche

1 Frag nach Quellen oder Belegen

Abb. 23: KI-Programme können auch aus fehlerhaften Quellen lernen. Prüfe die Informationen immer auf Richtigkeit.

Wie lassen sich KIProgramme anderweitig in deinem Alltag sinnvoll nutzen? Erstelle eine Liste mit sinnvollen Anwendungen!

Beurteile: Unter welchen Bedingungen solltest du dich nicht auf Informationen verlassen, welche mit einer KI erstellt wurden!

nutzt:

1 Überprüfe die Informationen mit echten Webseiten

1 Nutze sie nur als Ergänzung, nicht als alleinige Quelle!

So zitierst du Quellen richtig

Wenn du Informationen übernimmst, schreibe dazu:

1 Titel der Seite oder des Artikels

1 Autor (wenn bekannt)

1 Veröffentlichungsdatum oder Jahr

1 URL (z. B. www.umweltbundesamt.at/plastik )

Beispiel: Umweltbundesamt (2024): Biologisch abbaubare Kunststoffe in Österreich. www.umweltbundesamt.at/kunststoffe

Zusammenfassung – Deine Checkliste

1 Meine Frage ist klar formuliert

1 Ich habe mehrere Quellen verglichen

1 Die Quelle ist aktuell und seriös

1 Ich verstehe die Intention der Quelle (informieren, verkaufen, überzeugen …)

1 Ich habe KI nur als Hilfsmittel, nicht als einzige Quelle verwendet

1 Ich habe meine Quellen angegeben

Übung: Fakten prüfen mit der KI

1. Formuliere eine kurze Frage, z. B. „Was sind die zehn größten Unternehmen der chemischen Industrie in Österreich?“

2. Lass dir die Antwort von einem KI-Tool geben!

3. Suche anschließend zwei echte Internetquellen zu diesem Thema!

4. Vergleiche:

1 Stimmen die Informationen der KI mit den anderen Quellen überein?

1 Welche Angaben sind unterschiedlich oder fehlen?

5. Fülle die Checkliste aus und bewerte:

1 Wie hilfreich war die KI-Antwort?

Beschreibe, mit welchen Aufgaben sich Alchemisten in der Antike befassten!

Vergleiche Alchemie und moderne Chemie! Was unterscheidet die Alchemisten von den modernen Chemikerinnen und Chemikern? Schreibe mindestens drei Unterschiede in einer Tabelle auf!

Nenne fünf verschiedene Bereiche, in denen Chemikerinnen und Chemiker arbeiten und beschreibe kurz ihre Aufgaben dort!

Erkläre, weshalb eine Aussage wie „ganz ohne Chemie!“ keinen Sinn ergibt!

Oft wird die Chemie als Bindeglied zwischen der Biologie und Physik beschrieben. Erkläre diese Einordnung! Arbeite in deinem Heft!

los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Welches Teilgebiet der Chemie findest du am interessantesten? Begründe deine Wahl!

Erstelle dein eigenes Chemie-Poster! Gestalte ein Informationsposter oder eine digitale Seite mit dem Titel „Die Chemie in meinem Alltag“! Zeige, wo dir Chemie begegnet – vom Frühstück bis zum Einschlafen – und zu welchem Zweig diese Beispiele gehören!

In der Tabelle findest du eine Übersicht über die zehn größten Arbeitgeber der chemischen Industrie in Österreich.

Novartis Österreich / Sandoz Gruppe

Fresenius Kabi Austria GmbH

Octapharma Pharmazeutika Produktion GmbH

ALPLA Group

Donau Chemie AG

LAT Nitrogen Linz GmbH

Lenzing (OÖ)

Wien

Kundl / Wien

Graz / Werndorf / Linz

Wien

Treibacher Industrie AG Wien

Hard (Vbg.)

Wien / Brückl (Ktn.)

Linz (OÖ)

Althofen (Ktn.)

Pharmaindustrie, Biopharmazeutika

Chemiefasern, Zellstoff, nachhaltige Textilfasern

Pharmaforschung, Tierarzneimittel

Pharma, Antibiotika, Impfstoffe

Infusionslösungen, Pharma, Medizinprodukte

Blutplasma- und Biotechnologieprodukte

Kunststoffverpackungen, Recycling

Anorganische Chemikalien, Wasseraufbereitung

Düngemittel, Melamin, technische Stickstoffprodukte

Spezialchemie, Metallurgie, seltene Erden

a. Berechne, wie viele Beschäftigte die 10 größten Unternehmen in Österreich gemeinsam haben!

b. Welchen Anteil haben diese Firmen an den rund 50.500 Beschäftigten der gesamten österreichischen Chemiebranche?

c. Erstelle ein Balkendiagramm, das die Beschäftigtenzahlen der zehn Firmen vergleicht!

d. Sortiere die Unternehmen nach ihrer Branche: Pharmaindustrie, Anorganische Chemie oder Kunststoffe. Addiere die Mitarbeiterzahlen in jeder Kategorie und zeichne ein Kreisdiagramm, das zeigt, wie viele Menschen in den jeweiligen Bereichen arbeiten!

e. Vergleiche die chemische Industrie mit anderen Industriezweigen (z. B. Bauindustrie, Softwareentwicklung)!

und Nachteile hätte eine Ausbildung in der Chemiebranche gegenüber anderen

5. LABORFÜHRERSCHEIN – RICHTIG EXPERIMENTIEREN

Bevor wir gemeinsam in die Chemie eintauchen, müssen wir den sicheren Umgang mit Chemikalien im Labor lernen. Beachtest du ein paar grundlegende Regeln, kannst du auch mit Gefahrstoffen sicher arbeiten und Versuche durchführen. Im Labor musst du keine Angst haben, Vorsicht und Respekt vor den Substanzen und Materialien, mit denen du arbeitest, sind jedoch immer geboten.

Regeln im Labor

Persönliche Schutzausrüstung

1 Schutzbrille – schützt die Augen vor Chemikalien und Splittern. Die Brille sollte eng anliegen.

1 Labormantel und lange Hose – verhindert Hautkontakt mit gefährlichen Stoffen. Bei Kontamination sofort ausziehen und die Haut mit Wasser abwaschen!

Abb. 1: Schutzbrille

Abb. 2: Labormantel

1 Handschuhe – je nach Chemikalie, geeignete Schutzhandschuhe verwenden! Bei Kontamination wechseln und entsorgen!

1 Geschlossene Schuhe – keine Sandalen oder offenen Schuhe tragen!

1 Haare zusammenbinden – lange Haare zusammenbinden, um Feuergefahr zu verringern!

Sicherheitsausrüstung

1 Notdusche – gelangen große Mengen eines Gefahrstoffs auf die Kleidung und Haut, ziehe dich aus und wasche die Chemikalie unter der Notdusche ab!

1 Augendusche – gelangt trotz Schutzbrille eine Chemikalie in deine Augen, spüle sie mit der Augendusche gründlich aus!

Kläre, warum Labormäntel aus Naturfasern wie Baumwolle bestehen sollten!

1 Feuerlöscher und Löschdecke – kleine Brände können mit einer Löschdecke oder einem Feuerlöscher gelöscht werden. Nütze den Feueralarm, um das Gebäude zu evakuieren und alarmiere die Feuerwehr!

1 Erste-Hilfe-Kasten – immer griffbereit halten! Kann zum Verarzten kleiner Verletzungen genützt werden. Bei größeren Verletzungen umgehend den Notruf verständigen!

1 Abzüge nützen – Arbeiten mit flüchtigen, giftigen oder reaktiven Stoffen nur unter dem Abzug durchführen!

Abb. 3: Handschuhe

Abb. 4: Notdusche

Abb. 5: Augendusche

Abb. 6: Feuerlöscher

Einführung – Was ist Chemie?

Abb. 7: Essen und Trinken sind im Labor verboten!

Korrektes Verhalten im Labor

1 Essen und Trinken verboten! – verhindert Vergiftungen & Verunreinigungen. Kaugummi kauen ist ebenfalls verboten.

1 Arbeiten niemals unbeaufsichtigt lassen – besonders bei laufenden Reaktionen! Arbeitest du im Labor, sollte immer eine zweite Person vor Ort sein, um in Notfällen zu reagieren.

Abb. 8: Chemikalien niemals in den Abfluss schütten!

Abb. 9: Vorsicht beim Riechen an Chemikalien!

Abb. 10: Fluchtweg

Notrufnummern:

Notarzt: 144

Feuerwehr: 122

Vergiftungsinformation:

1 Auf Sauberkeit achten – verschüttete Chemikalien sofort aufwischen, um Verunreinigungen zu vermeiden! Keine unnötigen Materialien auf dem Tisch herumliegen lassen!

1 Risiken kennen – Sicherheitsdatenblätter und Gefahrensymbole der Chemikalien gründlich durchlesen!

1 Chemikalien niemals in den Abfluss schütten!

1 Chemikalien korrekt entsorgen – nütze die vorgesehenen Behälter! Verunreinigte Materialien nicht im Hausmüll entsorgen!

1 Nach dem Experimentieren immer Hände waschen!

Treffen die Regeln im Labor auch auf die Arbeit in der Küche zu? Welche Maßnahmen könnten auch zuhause hilfreich sein, welche treffen nur im Labor zu?

Chemikalien korrekt handhaben

1 Kennzeichnungen & Gefahrensymbole beachten – Symbole lesen und verstehen!

1 Chemikalien korrekt lagern – z. B. Säuren und Basen getrennt aufbewahren. Füllst du eine Chemikalie für einen Versuch ab, beschrifte das Gefäß!

1 Gefährliche Chemikalien nie mit bloßen Händen anfassen!

1 Atme Chemikaliendämpfe niemals direkt ein – um an einer Chemikalie zu riechen, halte sie in einem Abstand zum Gesicht und fächle vorsichtig mit deiner Hand in Richtung Nase! Atme Chemikaliendämpfe niemals direkt ein!

1 Chemikalien immer nur in kleinen Mengen und mit einem sauberen Spatel oder einer sauberen Pipette entnehmen! So werden Verunreinigungen vermieden.

Notfälle & Erste Hilfe

1 Ruhig bleiben und einen Erwachsenen informieren!

1 Im Brandfall: Die Feuerwehr rufen und den Feueralarm auslösen. Das Gebäude über den vorgesehenen Fluchtweg unverzüglich verlassen und am vorgesehenen Platz versammeln!

1 Vergiftungen: Sofort Notruf rufen und Sicherheitsdatenblatt der Chemikalie bereithalten!

GHS -Kennzeichnung

1 Auf den Etiketten von Chemikalien findest du mehrere Informationen:

1 Name des Stoffes und CAS-Nummer (eindeutige Identifikationsnummer für Chemikalien)

1 Eigenschaften wie z. B. Konzentration, Dichte, Reinheit und Chargennummer

1 Herstellerinformationen wie Firmenname und Notfall-Telefonnummer

1 H-Sätze (Hazard Statements) beschreiben die Gefahren, die von der Chemikalie ausgehen. Sie werden mit einer Zahl abgekürzt, die als Abkürzung z. B. im Laborbuch notiert und in Zukunft nachgeschlagen werden kann.

1 P-Sätze (Precautionary Statements) sind Sicherheitshinweise für den Umgang mit der Chemikalie.

1 Damit die potenziellen Gefahren, die von der Chemikalie ausgehen schneller zu erkennen sind, werden die H- und P-Sätze mit einem Signalwort wie „Achtung“ oder „Gefahr“ und Gefahrenpiktogrammen ergänzt.

Abb. 12: Beispiel einer Etikette für die Chemikalie Ethylacetat.

GHS: Global harmonisiertes System: Chemikalien müssen international mit denselben Symbolen gekennzeichnet werden, damit jede und jeder eine potenzielle Gefahrenquelle leicht identifizieren kann.

Abb. 11: GHS-Kennzeichnung auf Chemikalien

Beschreibe anhand des Etiketts von Ethylacetat wie die Chemikalie im Labor zu handhaben ist! Auf was musst du achten?

Gefahrenpiktogramme begegnen uns nicht nur im Labor. Finde mindestens drei Stoffe deines Alltags mit Gefahrenpiktogrammen! Überlege, wo sie uns helfen und ob sie zu Hause richtig gelagert sind!

Gefahrenpiktogramme

Piktogramm

Bezeichnung

Signalwort

Explosionsgefährlich

Gefahr

Entzündlich

Gefahr / Achtung

Bedeutung

Kann explodieren durch Reibung, Schlag, Hitze oder Feuer.

Brandfördernd

Gefahr

Leicht entzündlich durch offene Flammen, Funken, Hitze oder Luftkontakt.

Oxidierende Gase, Flüssigkeiten und Feststoffe. Kann Brände verschlimmern oder entflammen.

Gase unter Druck Ätzend

Achtung

Verdichtete, verflüssigte, tiefgekühlte und gelöste Gase, die bei Erwärmung explodieren können.

Gefahr / Achtung

Korrosiv gegenüber Metallen Hautätzend Schwere Augenschädigung

Akute Toxizität

Gefahr

Kann schon in kleinen Mengen tödlich oder sehr giftig sein (durch Einatmen, Verschlucken oder Hautkontakt).

Reizend

Gesundheitsgefährdend

Gefahr / Achtung

Kann Haut- oder Augenreizungen, Allergien oder Schläfrigkeit verursachen.

Kann langfristige Gesundheitsschäden verursachen, z. B. Krebs, Mutationen, Organschäden, Fruchtbarkeitsprobleme.

Umweltgefährdend

Gefahr / Achtung

Kann zu Atemwegserkrankungen führen. Schädlich für Wasserorganismen, kann langfristige Schäden für die Umwelt verursachen.

Apparaturen und Geräte

Im Chemielabor gibt es viele verschiedene Glasgeräte, Apparaturen und Messinstrumente. Um Versuchsanleitungen richtig zu verstehen, ist es wichtig, ihre Namen zu kennen. Hier siehst du eine Auswahl typischer Laborgeräte

Becherglas Erlenmeyerkolben Rundkolben Schraubdeckelglas

Reagenzglasklammer

Reibschale mit Pistill

Reagenzgläser mit Stopfen und Gestell

Messzylinder

Messkolben

Pipetten

Bunsenbrenner und Tiegelzange

Spritzflasche

Heizplatte mit Magnetrührer

Trichter

Abb. 13: Nutzung einer Laborwaage

Abb. 14: Das Volumen muss auf Augenhöhe abgelesen werden.

Abb. 15: Flüssigkeiten können mit einer Pipette zugetropft werden.

Laborgeräte richtig verwenden

Die besten Laborgeräte nützen nichts, wenn man nicht weiß, wie man sie richtig benutzt. Damit deine Versuche sicher und erfolgreich gelingen, schauen wir uns die wichtigsten Geräte und ihre richtige Handhabung an.

Abwiegen mit einer Laborwaage

Wie beim Kochen kommt es auch im Labor oft auf die richtige Menge an. Manchmal reicht eine „Spatelspitze“, oft muss jedoch genau abgewogen werden. Dafür nutzt man eine Laborwaage. So geht’s:

1. Waage einschalten und ein sauberes Gefäß (z. B. Becherglas oder Uhrglas) aufstellen. Chemikalien niemals direkt auf die Waage geben!

2. Tara drücken. Dadurch wird die Anzeige auf Null gesetzt.

3. Stoff vorsichtig in das Gefäß geben. Bei Feststoffen verwendest du einen Spatel oder Löffel, bei Flüssigkeiten eine Pipette.

4. Langsam einfüllen und die Anzeige beobachten. So vermeidest du, dass du zu viel abwiegst und etwas wegwerfen musst.

Das Volumen einer Flüssigkeit messen

Im Labor gibt es viele Geräte, um Flüssigkeiten abzumessen. Welches du nimmst, hängt von der gewünschten Genauigkeit ab:

1 Becherglas: für ungefähre Mengen

1 Messzylinder: für größere Mengen, die recht genau sein sollen.

1 Pipette: für kleine, sehr genaue Mengen.

1 Messkolben: für das genaue Herstellen von Lösungen mit einem festgelegten Volumen (z. B. 100 mL oder 500 mL).

Lies den Flüssigkeitsspiegel immer auf Augenhöhe ab! Flüssigkeiten bilden einen Meniskus (Wölbung); bei Wasser ist er konkav. Entscheidend ist der untere Rand dieser Wölbung.

Arbeiten mit Pipetten

Pipetten dienen zum genauen Dosieren von Flüssigkeiten.

1 Eine Einwegpipette aus Plastik eignet sich für kleine Tropfen.

1 Eine Messpipette ist genauer, man zieht die Flüssigkeit mit einem Pipettierball oder einer Pipettierhilfe auf (niemals mit dem Mund!).

Arbeiten mit Messkolben

Versuch: Fülle ca. 100 mL Wasser in ein Becherglas und lies das Volumen so gut es geht ab!

Bestimme das genaue Volumen mit einem Messzylinder und fülle das Wasser wieder zurück in das Becherglas!

Gib das Becherglas an die nächste Person weiter, die das Volumen erneut bestimmt!

Vergleicht eure Messwerte und diskutiert Ursachen für Abweichungen!

Messkolben werden verwendet, um Lösungen mit genau festgelegtem Volumen herzustellen.

1. Gib die abgemessene Chemikalie, aus der die Lösung hergestellt wird, in den Messkolben.

2. Fülle vorsichtig Wasser (oder ein anderes Lösungsmittel) hinzu und schwenke den Kolben, bis sich alles aufgelöst hat.

3. Fülle anschließend vorsichtig bis zur Markierung auf. Auch hier gilt: Ablesen immer am Meniskus auf Augenhöhe.

4. Zum Schluss den Kolben mit einem Stopfen verschließen und mehrmals langsam wenden, damit sich die Lösung gut mischt.

Abb. 16: Messkolben mit Stopfen

Stoffe im Labor erhitzen

Manchmal müssen Stoffe im Labor erhitzt werden, zum Beispiel um Reaktionen zu beschleunigen oder um Flüssigkeiten zum Sieden zu bringen. Dabei ist Sicherheit das Wichtigste!

Reagenzgläser erhitzen

1 Verwende eine Reagenzglasklammer, damit du dich nicht verbrennst!

1 Halte das Reagenzglas schräg und richte die Öffnung niemals auf dich oder andere, da es beim Erhitzen zu Spritzern kommen kann!

1 Bewege das Reagenzglas leicht hin und her über der Flamme, damit es gleichmäßig erwärmt wird!

Flüssigkeiten im Becherglas erhitzen

1 Stelle das Becherglas auf ein Dreibein mit Drahtnetz oder benutze eine Heizplatte!

1 Gib einen Siedestein oder einen Glasstab hinein und rühre zwischendurch um! Das verhindert Siedeverzug (schlagartiges Aufkochen).

1 Fülle ein Becherglas höchstens zur Hälfte, damit nichts überschäumt!

Allgemein gilt:

1 Erhitze langsam: so hast du Kontrolle über die Temperatur!

1 Heiße Gefäße vor dem Anfassen abkühlen lassen oder eine Zange benutzen!

1 Achtung: heißes Glas sieht aus wie kaltes Glas!

Umgang mit dem Bunsenbrenner

Der Bunsenbrenner wird zum Erhitzen mit einer offenen Gasflamme verwendet. Da er sehr heiß werden kann, ist sorgfältiges und sicheres Arbeiten besonders wichtig. So benutzt du den Bunsenbrenner richtig:

1. Vorbereiten: Brennbare Materialien (Papier, Tücher, Kleidung) entfernen, lange Haare zusammenbinden

2. Gas öffnen: Bunsenbrenner anschließen und das Gasventil am Tisch leicht öffnen.

3. Entzünden: Gas mit Zündholz oder Gasanzünder entzünden. Nie von oben in den Brenner schauen! Hände und Gesicht von der Flamme fernhalten.

4. Flamme einstellen:

1 geschlossene Luftzufuhr: gelbe, leuchtende Sicherheitsflamme. Sie ist weniger heiß, aber gut sichtbar.

1 geöffnete Luftzufuhr: blaue, rauschende Flamme. Diese ist fast unsichtbar, aber sehr heiß (bis zu 1200 °C), eignet sich zum Erhitzen.

5. Nach dem Versuch: Zuerst das Gas am Tisch zudrehen, dann den Brenner abnehmen.

Lass den Bunsenbrenner nie unbeaufsichtigt brennen!

Abb. 20: Bunsenbrenner mit geschlossener und geöffneter Luftzufuhr.

gelblich leuchtende Flamme

Abb. 17: Erhitzen von Flüssigkeiten im Reagenzglas.

Abb. 18: Heizplatten eignen sich zum Erhitzen von Flüssigkeiten.

Begründe, warum man bei der Arbeit mit dem Gasbrenner seine Haare zusammenbinden und seinen Schal ablegen muss!

Abb. 19: Nutze eine Tiegelzange, um Dinge mit sicherem Abstand in die Brennerflamme zu halten.

geschlossen

geöffnet

Einführung – Was ist Chemie?

Abb. 21: Entwickle aus einer Beobachtung eine Fragestellung und eine Hypothese!

Abb. 22: Plane einen Versuch, mit dem sich die Hypothese prüfen lässt!

Abb. 23: Werte deine Versuchsdaten aus!

Abb. 24: Ziehe aus den Ergebnissen Schlussfolgerungen!

Abb. 25: Entwickle neue Fragestellungen und Hypothesen!

Von der Beobachtung zur Erkenntnis

Naturwissenschaften arbeiten systematisch: Sie versuchen nicht nur, die Welt zu beschreiben, sondern auch Erklärungen für Beobachtungen zu finden. Aus einer Idee kann Schritt für Schritt neues Wissen entstehen.

1. Beobachtung und Fragestellung

Oft beginnt Forschung mit einer Beobachtung im Alltag oder im Labor. Beispiel: Eisen rostet im Regen, aber nicht in trockener Umgebung. Daraus entsteht eine Fragestellung, etwa: Welche Bedingungen sind notwendig, damit Eisen rostet?

2. Hypothese aufstellen

Eine Hypothese ist eine überprüfbare Vermutung. Sie muss so formuliert sein, dass man sie durch Versuche bestätigen oder widerlegen kann. Eine mögliche Hypothese lautet: „Eisen rostet nur in Gegenwart von Wasser.“

3. Versuch planen

Damit die Hypothese überprüft werden kann, muss ein Versuchsaufbau erstellt werden.

1 Dabei verändert man nur einen Faktor gezielt, zum Beispiel ob Wasser vorhanden ist.

1 Andere Bedingungen müssen gleich bleiben, etwa die Größe der Nägel oder die Temperatur. Anschließend beobachtet man, was passiert.

Beispiel: Drei Nägel werden getestet: einer bleibt trocken, einer kommt in Leitungswasser, einer in Salzwasser.

4. Versuch durchführen

Nun wird der Versuch sorgfältig durchgeführt und protokolliert. Wichtig ist, dass man genau dokumentiert, was passiert, um später die Ergebnisse nachvollziehen zu können.

5. Ergebnisse sammeln und auswerten

Nach einigen Tagen zeigt sich: Der Nagel im Leitungswasser rostet, der im Salzwasser rostet noch schneller, der trockene Nagel rostet gar nicht. Die Beobachtungen werden geordnet aufgeschrieben (z. B. in Tabellen oder Diagrammen).

6. Schlussfolgerung ziehen

Die Ergebnisse stützen die Hypothese: Wasser ist eine Bedingung für Rost. Gleichzeitig liefert der Versuch eine neue Erkenntnis: Salz beschleunigt den Rostprozess.

7. Neue Fragen entwickeln

Wissenschaft hört hier nicht auf. Man könnte nun fragen: Warum rostet der Nagel im Salzwasser schneller? Daraus entsteht eine neue Hypothese für weitere Versuche.

Dieses Vorgehen ist die Grundlage der naturwissenschaftlichen Methode. Nur wenn Hypothesen überprüfbar sind und Versuche wiederholt werden können, entsteht verlässliches Wissen.

Versuche protokollieren

Bei einem Versuch ist die Dokumentation genauso wichtig wie die praktische Arbeit. In einem Protokoll wird festgehalten, was gemacht, beobachtet und erkannt wurde. So können Ergebnisse später nachvollzogen und Versuche wiederholt werden. Falls du später eine neue Idee testen möchtest, weißt du genau, wie du vorgehen musst.

Ein Versuchsprotokoll besteht aus mehreren Abschnitten, in denen du Informationen zu deinem Versuch aufschreibst. Am besten beginnst du schon vor dem Versuch mit deinem Protokoll. So kannst du deinen Versuch planen und dich später beim Experimentieren ganz auf deine Beobachtungen konzentrieren.

Abb. 26: Protokolliere deinen Versuch in einem Laborjournal.

Titel: Gib deinem Versuch einen Namen. Halte ihn kurz und knapp!

Name: Datum und Uhrzeit

Hast du den Versuch alleine durchgeführt oder in Partnerarbeit?

Gib alle Namen an.

Material:

Erstelle eine Liste mit allen Chemikalien und Geräten. Sei Präzise. Falls du eine Lösung verwendet hast, solltest du die Konzentration angeben. Auch Mengenangaben sind sinnvoll.

Aufbau und Durchführung:

Skizziere den Versuchsaufbau. Ein Bild sagt mehr als tausend Worte. Beschriftungen sind dennoch ein Muss!

Halte fest, wie du beim Versuch vorgegangen bist. Falls du eine Versuchsdurchführung befolgt hast, ist es wichtig mögliche Abweichungen zu dokumentieren.

Beobachtungen:

Was konntest du Beobachten? Hat sich die Farbe einer Lösung geändert? Ist Gas oder ein Feststoff entstanden? Konntest du einen Geruch wahrnehmen? Jede Beobachtung könnte einen Hinweis darauf liefern, was bei deinem Versuch passiert ist.

Auswertung:

Welche Schlussfolgerungen und Erkenntnisse konntest du gewinnen? Beziehe dich auf deine Beobachtungen und deine theoretischen Kenntnisse. Passen deine Beobachtungen mit der Theorie zusammen?

Schreib-Tipp für dein Versuchsprotokoll

In einem Versuchsprotokoll wird sachlich und neutral geschrieben. Verwende daher das Passiv und keine Ich-Sätze. So stehen der Versuchsablauf und das Ergebnis im Vordergrund, nicht die Person, die den Versuch durchgeführt hat.

Beispiel: Statt „Ich habe Wasser erhitzt“: „Das Wasser wurde erhitzt.“

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Mache dich mit dem Labor vertraut! Wo befindet sich:

a. die Augendusche:

b. die Notdusche:

c. der Feueralarm:

d. der Notausgang:

e. der Feuerlöscher:

f. der Entsorgungsbehälter für Chemikalien:

Beschreibe den Fluchtweg von deinem Klassenzimmer zum Versammlungsplatz!

Ordne richtig zu, indem du mit Pfeilen verbindest!

Reizend

Korrosiv gegenüber Metallen Hautätzend Schwere Augenschädigung

Explosionsgefährlich

Ätzend

Brandfördernd

Umweltgefährdend

Entzündlich

Kann explodieren durch Reibung, Schlag, Hitze oder Feuer.

Schädlich für Wasserorganismen, kann langfristige Schäden für die Umwelt verursachen.

Leicht entzündlich durch offene Flammen, Funken, Hitze oder Luftkontakt.

Oxidierend Gase, Flüssigkeiten und Feststoffe. Kann Brände verschlimmern oder entflammen.

Kann Haut- oder Augenreizungen, Allergien oder Schläfrigkeit verursachen.

Erstelle eine Etikette für eine der folgenden Chemikalien:

a. Konzentrierte Schwefelsäure b. Ethanol c. Wasserstoffperoxid

Bilderrätsel! Trage die richtigen Bezeichnungen in das Rätsel ein!

Welche der vorgestellten Apparaturen eignen sich zum Abmessen der folgenden Flüssigkeitsvolumina? Begründe deine Wahl!

a. 1 mL:

b. ungefähr 100 mL:

c. 112 mL:

d. genau 500 mL:

Begründung:

Begründung:

Begründung:

Begründung:

Nach einem Versuch sind noch etwa 200 mL einer Lösung übriggeblieben. Du möchtest sie aufbewahren! Welches Gefäß eignet sich und was musst du bei der Lagerung beachten?

Erkläre, weshalb Chemikalien nicht in den Abfluss geschüttet werden dürfen!

Einführung – Was ist Chemie?

So schätze ich mich nach dem Hauptkapitel „Was ist Chemie?“ selbst ein: Kreuze jenen Daumen an, der für dich am ehesten zutreffend ist!

Ich kann…

…den Unterschied zwischen Chemie und Alchemie beschreiben.

…erklären, weshalb Chemie auch im Alltag wichtig ist.

…die Aufgaben und Herausforderungen der Alchemie beschreiben.

…zwischen anorganischer Chemie, organischer Chemie, Biochemie und physikalischer Chemie unterscheiden.

…die Bedeutsamkeit von Chemie in der Berufswelt einordnen.

…bei der Recherche im Internet zwischen seriösen und dubiosen Quellen unterscheiden und ihre Intention erkennen.

…die Gefahren im Labor identifizieren und mich dagegen schützen.

…die Sicherheitsausrüstung im Labor zuordnen und richtig benützen.

…im Notfall den Notruf wählen und mich in Sicherheit bringen.

…beschreiben, wie der Fluchtweg zum nächsten Versammlungsplatz verläuft.

…eine Chemikalienetikette lesen und verstehen.

…die Bedeutung der Gefahrenpiktogramme zuordnen.

…mithilfe der H- und P-Sätze richtig mit Chemikalien umgehen und mich vor Gefahren schützen.

…zwischen verschiedenen Geräten im Labor unterscheiden und so eine Versuchsdurchführung richtig ausführen.

Um deine Kompetenzen noch mehr zu steigern, hier unsere Buchtipps:

Buchtipps

Philip Pullman: Mission Erde – Der Goldene Kompass (Carlsen 2001).

Sylvia Feil: Faszinierende Chemie: Eine Entdeckungsreise vom Ursprung der Elemente bis zur modernen Chemie (Springer 2018).

Jens Soentgen: Wie man mit dem Feuer philosophiert: Chemie und Alchemie für Furchtlose (Impian 2024).

Stoffe, Energie und Reaktionen

1. STOFFE UND IHRE EIGENSCHAFTEN

Wir nehmen die Welt mit unseren Sinnen wahr : wir sehen, riechen, fühlen und hören. Auch in der Chemie beobachtet man Stoffe genau und untersucht ihre Eigenschaften systematisch. Dabei beschreibt man Stoffe qualitativ (also mit Worten und Eindrücken) und quantitativ (mit Zahlen und Messwerten).

Außerdem beschäftigen wir uns mit Reinstoffen und Mischungen, den Aggregatzuständen (fest, flüssig, gasförmig) und den Methoden, mit denen man Stoffe im Labor voneinander trennen kann.

Qualitative Beschreibung – Beobachtungen im Versuch

Bei Versuchen ist genaues Beobachten besonders wichtig. Nur wenn du genau hinsiehst, kannst du verstehen, was im Versuch passiert. Achte zum Beispiel auf Farbänderungen, Trübung oder Niederschlag, Gasentwicklung, Temperaturveränderung, Geruch und Änderung der Konsistenz

Alle Beobachtungen solltest du so genau wie möglich notieren, denn sie helfen dir, chemische Vorgänge zu erklären.

Farben

Bei vielen chemischen Reaktionen verändert sich die Farbe der Reagenzien

Beispiel: Lässt du das Brot zu lange im Toaster, wird es braun bis schwarz. Das liegt daran, dass Zucker und andere Stoffe im Brot durch die Hitze verbrennen oder sich chemisch verändern

Trübung und Niederschlagsbildung

Manche Reaktionen führen dazu, dass eine anfangs klare Lösung trüb wird. Das passiert, wenn ein unlöslicher Feststoff entsteht, ein sogenannter Niederschlag. Achte auch darauf, ob der Niederschlag fein, flockig oder körnig ist.

Beispiel: Mischt man Milch mit Essig, reagiert die Säure mit dem Eiweiß in der Milch. Das Eiweiß verklumpt und setzt sich als Feststoff ab.

Gasentwicklung

Wenn bei einer Reaktion Gas entsteht, erkennt man das oft an Blasen oder Schaumbildung.

Beispiel: Gibst du Brausepulver in Wasser, beginnt es sofort zu sprudeln. Das liegt daran, dass Kohlenstoffdioxid-Gas (CO₂) entsteht.

Temperaturveränderung

Viele chemische Reaktionen setzen Wärme frei oder nehmen sie auf. Wenn du ein Thermometer hast, kannst du die Temperatur messen, sonst prüfst du vorsichtig mit der Hand am Gefäß (ohne dich zu verbrennen!).

1 Beispiel: Beim Mischen von konzentrierter Salzsäure mit Wasser wird Wärme frei

makroskopisch: Etwas, das man mit bloßem Auge sehen kann.

mikroskopisch: Etwas, das so klein ist, dass man es nur mit einem Mikroskop sehen kann.

Abb. 1: Mikroskop, mit dem z. B. Bakterien angesehen werden können.

submikroskopisch: Etwas, das so klein ist, dass man es selbst mit einem Mikroskop nicht sehen kann.

Reagenz: Stoff, welcher bei einer chemischen Reaktion in einen anderen Stoff umgewandelt wird.

Abb. 2: Reagenzgläser mit verschiedenfarbigen Flüssigkeiten.

Abb. 3: Reagenzgläser mit trüben und klaren Flüssigkeiten.

Abb. 4: Temperaturveränderungen können mit einem Thermometer gemessen werden.

Stoffe, Energie und Reaktionen

Abb. 5: Vorsicht beim Riechen an Chemikalien!

viskos: Dickflüssig, z. B. Honig

„Stoffe lassen sich eindeutig mit den Sinnesorganen erkennen und identifizieren.“ Nimm Stellung zu dieser Aussage!

Warum lässt sich Sirup schwerer rühren als Wasser? Erkläre den Zusammenhang zwischen Teilchenbewegung und Viskosität!

Geruchsentwicklung

Einige Stoffe haben einen typischen Geruch. Beispielsweise riecht Schwefelwasserstoff (H₂S) nach faulen Eiern und Benzaldehyd riecht süßlich nach Mandeln.

Wichtig: Um an einer Chemikalie zu riechen, solltest du sie nie direkt einatmen. Nutze deine Hand, um den Geruch vorsichtig in Richtung deiner Nase zu fächern.

Konsistenzänderung

Bei chemischen Reaktionen können Stoffe entstehen, die eine andere Konsistenz als die Ausgangsstoffe haben. Die Konsistenz einer Flüssigkeit könnte sich beispielsweise von dünnflüssig zu viskos ändern.

1 Beispiel: Löst man Gelatine in Wasser und lässt die Mischung abkühlen, entsteht eine feste, wackelige Masse.

Quantitative Beschreibung

Die Eigenschaften von Stoffen lassen sich mit physikalischen Größen wie Masse, Volumen und Temperatur beschreiben. Diese Größen werden quantitativ gemessen und mit Einheiten angegeben.

Die Masse gibt man z. B. in Gramm oder Kilogramm an, Längen in Metern oder Kilometern. Die Temperatur wird in Europa meist in Grad Celsius, in den USA häufig in Grad Fahrenheit gemessen. Eine Zahl ohne Einheit beschreibt lediglich eine Stückzahl.

Einheiten-Debakel im All… Wie wichtig korrekte Einheiten sind, zeigt die NASA-Mission des Mars Climate Orbiters (1999).

Symbol Einheit Größe

m Meter Länge

s Sekunde Zeit

kg Kilogramm Masse

A Ampere Stromstärke

K Kelvin Temperatur

mol Mol Stoffmenge

Cd Candela Lichtstärke

quantitativ: kann mit Zahlen oder Mengen beschrieben werden

Begründe, weshalb die Angabe von physikalischen Einheiten so wichtig ist!

Leite die jeweilige Einheit aus den 7 SI-Einheiten her für: Dichte, Energie, Kraft und Druck!

Während die NASA mit der Einheit Newton rechnete, verwendete ein Software-Hersteller Pound Force. Dieser Einheitenfehler führte zu falschen Steuerdaten, die Sonde bremste zu wenig und verglühte in der Marsatmosphäre. Der Schaden betrug rund 125 Millionen US-Dollar.

Um solche Fehler zu vermeiden, empfiehlt es sich das SI-System zu benutzen. Das SISystem besteht aus den Basiseinheiten für Masse, Länge, Temperatur, Zeit, Stromstärke, Stoffmenge und Lichtstärke. Aus den Basiseinheiten lassen sich alle weiteren Einheiten für andere physikalische Größen zusammensetzen.

Die Geschwindigkeit lässt sich aus der Distanz bzw. Länge und Zeit berechnen: Geschwindigkeit = Länge (m) / Zeit (s) = m/s

Das Volumen eines Quaders lässt sich aus Länge, Breite und Höhe berechnen: V = l (m) x b (m) x h (m) = m3

Abb. 6: Flüssigkeiten mit unterschiedlicher Viskosität.

Niedrige Viskosität

Wasser

Sirup

Hohe Viskosität

Stoffe, Energie und Reaktionen

Die Einheit einer Größe kann mit einem zusätzlichen Präfix angepasst werden. Ein Kilometer (km) entspricht 1000 m. Der Präfix Kilo ersetzt die Zahl 1000. Ein Milliliter entspricht einem Tausendstel Liter. Das heißt: 1 mL = 0,001 L. Das m für Milli ersetzt somit die Zahl 0,001.

Präfix Symbol Faktor Wert

Dichte

Die Dichte (ρ, gesprochen „rho“) gibt an, wie viel Masse in einem bestimmten Volumen enthalten ist. Die Einheit ist meist g/cm³ oder kg/m³

Wasser hat eine Dichte von etwa 1,0 g/cm³. Das bedeutet: 1 cm³ (1 mL) Wasser wiegt 1 Gramm. Metalle wie Eisen (7,9 g/cm³) sind deutlich dichter, Luft dagegen hat mit 0,0012 g/cm³ eine äußerst geringe Dichte.

Konzentration

Die Konzentration beschreibt, wie viel von einem Stoff in einer bestimmten Menge Lösung enthalten ist. Eine Kochsalz-Lösung, die z. B. für Infusionen im Krankenhaus verwendet wird, hat eine Konzentration von 9 g Natriumchlorid pro Liter.

Löslichkeit

Die Löslichkeit gibt an, wie viel von einem Stoff sich maximal in einem Lösungsmittel (z. B. Wasser) auflösen kann. Gibt man zu viel hinzu, bildet sich ein Bodensatz.

1 Gut löslich: Kochsalz (NaCl) löst sich in Wasser bis zu ca. 360 g pro Liter.

1 Schlecht löslich: Sand löst sich praktisch gar nicht.

Elektrische

Leitfähigkeit

Die elektrische Leitfähigkeit gibt an, wie gut ein Stoff elektrischen Strom leitet. Metalle wie Kupfer oder Silber leiten Strom sehr gut, Kunststoffe oder Glas dagegen kaum.

1 Gute Leiter: Metalle (wegen frei beweglicher Elektronen).

1 Schlechte Leiter (Isolatoren): Holz, Gummi, Kunststoff.

1 Flüssigkeiten: Reines Wasser leitet kaum Strom. Gibt man aber Salze hinein (z. B. Kochsalz) steigt die Leitfähigkeit.

Präfix, das: Vorsilbe vor einer Maßeinheit, die angibt, wie groß oder klein eine Messgröße ist.

Präfixe vergleichen! Was ist der Unterschied zwischen den Präfixen „Milli“, „Mikro“ und „Nano“? Gib je ein Beispiel aus dem Alltag oder der Wissenschaft!

Abb. 8: Flüssigkeiten mit unterschiedlicher Dichte können geschichtet werden.

Beschreibe, wie du im Labor die Dichte einer Lösung bestimmen könntest. Welche Messgeräte und Formeln brauchst du dazu?

Abb. 9: Bei farbigen Stoffen kann die Konzentration anhand der Farbintensität abgeschätzt werden.

Löslichkeit und Temperatur

Viele Stoffe lösen sich besser in warmem Wasser. Bei Gasen (z. B. CO₂ in Mineralwasser) ist es genau umgekehrt. Ihre Löslichkeit nimmt bei steigender Temperatur ab.

Erstelle eine Mindmap zum Thema Stoffeigenschaften!

Abb. 10: Die Leitfähigkeit kann mit einem Multimeter bestimmt werden.

Stoffe, Energie und Reaktionen

Abb. 11: Modelle helfen uns komplexe Zusammenhänge zu verstehen.

Mit welchen Sinnen kannst du im Labor Beobachtungen auf der Stoffebene machen?

Welche anderen wissenschaftlichen Modelle hast du im Unterricht bereits kennengelernt?

Abb. 12: Herstellung einer Zucker-Lösung.

Wasserteilchen

Chemische Modelle

Wir kennen bereits einige Möglichkeiten, um Stoffe qualitativ und quantitativ zu beschreiben. Bisher haben wir unsere Beobachtungen auf der Stoffebene gemacht, bei denen sichtbare und messbare Eigenschaften im Vordergrund stehen.

Löst man Zucker in Wasser, „verschwindet“ der Zucker vor unseren Augen. Die Dichte der Lösung ändert sich jedoch.

Viele Vorgänge in der Chemie können wir nicht direkt sehen. Um sie besser zu verstehen, verwenden Chemikerinnen und Chemiker Modelle.

Ein chemisches Modell ist eine vereinfachte Beschreibung, die hilft, unsichtbare Vorgänge sichtbar zu machen und Beobachtungen zu erklären. Modelle sind Hilfsmittel des Denkens. Sie sind nicht die Wirklichkeit selbst, sondern eine vereinfachte Darstellung davon, mit der man arbeiten und Hypothesen überprüfen kann.

Ein wichtiges Modell, das uns dabei hilft, unsere Beobachtungen auf der Stoffebene zu verstehen, ist das Teilchenmodell. In diesem Modell stellt man sich vor, dass Stoffe aus winzigen Teilchen bestehen, die für das menschliche Auge nicht sichtbar sind.

Stoffebene (makroskopische Ebene)

Das ist das, was wir sehen, fühlen oder messen können. Hier beobachten wir Stoffeigenschaften oder Veränderungen direkt.

Beispiel:

1 Zucker löst sich in Wasser und es entsteht eine ZuckerwasserLösung, die eine höhere dichte hat als reines Wasser

Auf der Stoffebene machen wir qualitative Beobachtungen (z. B. „der Feststoff löst sich“) und quantitative Messungen (z. B. „die Dichte beträgt 1,2 g/cm3“).

Zuckerteilchen

Wasserteilchen

Abb. 13: Teilchenmodell von Wasser und einer Zuckerwasser-Lösung.

„Ein Modell hat mit der Wirklichkeit nichts zu tun.“ Nimm zu dieser Aussage begründet Stellung!

Teilchenebene (submikroskopische Ebene)

Hier denken wir uns, was im Inneren der Stoffe passiert, also wie sich die Teilchen verhalten. Diese Ebene können wir nicht direkt sehen, sondern nur mit Hilfe des Teilchenmodells vorstellen

Beispiel:

1 Wenn Zucker in Wasser gelöst wird, mischen sich die Zuckerteilchen gleichmäßig zwischen die Wasserteilchen.

1 Die zusätzliche Masse der Zuckerteilchen erhöht die Dichte der Lösung.

Auf der Teilchenebene erklären wir also warum eine Beobachtung auf der Stoffebene passiert.

Ein weiteres Beispiel, bei dem uns das Teilchenmodell hilft Beobachtungen auf der Stoffebene zu verstehen, ist die Veränderung von Aggregatzuständen.

Aggregatzustände – Stoffebene

Stoffe, Energie und Reaktionen

Stoffe können in drei Aggregatzuständen vorkommen: fest, flüssig und gasförmig

Fest: Die Materie besitzt eine definierte Form und ein definiertes Volumen.

Flüssig: Das Volumen einer Flüssigkeit ist konstant, allerdings passt sich die Form an ihre Umgebung an.

Gasförmig: Weder die Form noch das Volumen eines Gases sind klar definiert. Ein Gas füllt den ihm zur Verfügung stehenden Raum aus.

Der Aggregatzustand eines Stoffes hängt von Temperatur und Druck ab. Nehmen wir als Beispiel Wasser:

Bei Raumtemperatur ist Wasser flüssig. Wird es unter 0 °C abgekühlt, gefriert es zu Eis (fest). Erwärmen wir das Eis, schmilzt es wieder. Wird flüssiges Wasser auf 100 °C erhitzt, beginnt es zu sieden und wird zu Wasserdampf (gasförmig). Kühlt der Dampf wieder ab, kondensiert er zu flüssigem Wasser.

Bei normalem Luftdruck (Meereshöhe) gefriert Wasser bei 0 °C und siedet bei 100 °C. In großer Höhe, etwa auf dem Mount Everest, siedet Wasser schon bei etwa 70 °C, weil der Luftdruck dort geringer ist.

Der Übergang zwischen den Aggregatzuständen hängt also von der Temperatur und dem Umgebungsdruck ab.

Siedepunkt von Wasser

Abb. 14: Die Flamme eines Bunsenbrenners besteht aus Plasma.

Siedepunkt: Temperatur, bei der eine Flüssigkeit zu Gas wird.

3000 Meter Höhe

Siedepunkt: 90 °C gasförmig

fest

1800 Meter Höhe

Siedepunkt: 93 °C

Der

von Wasser sinkt mit dem Luftdruck.

Schmelzpunkt: Temperatur, bei der ein Feststoff flüssig wird.

Meeresspiegel (0 Meter)

Siedepunkt: 100 °C

Plasma ist der vierte Aggregatzustand, der durch starkes Erhitzen von Gasen entsteht, z. B. Flammen und Blitze. Plasma Abb. 15: Übergänge der Aggregatzustände.

Abb. 17: Auf dem Mount Everest würde das Kochen von Eiern länger dauern.

Abb. 16:

Siedepunkt

Stoffe, Energie und Reaktionen

Notiere verschiedene Eigenschaften von festen, flüssigen und gasförmigen Stoffen!

Abb. 18: Iodkristalle sublimieren zu einem lila Gas.

Stelle die Aggregatzustandsänderung von Iod mithilfe einer Skizze dar! Nutze hierfür das Teilchenmodell!

Warum Salz gegen Glatteis hilft

Wusstest du: Durch Mischen von Eis und Salz wird der Schmelzpunkt vom Eis verringert. So taut das Eis auch bei Temperaturen unter 0° C. Aus diesem Grund wird Salz gegen Glatteis gestreut.

Flüssigkeiten und Gase passen sich der Form eines Gefäßes an, Feststoffe jedoch nicht. Erläutere dieses Phänomen mithilfe des Teilchenmodells!

Aggregatzustände – Teilchenebene

Um besser zu verstehen, warum sich Stoffe beim Erwärmen oder Abkühlen verändern, hilft uns das Teilchenmodell.

Demnach besteht jeder Stoff aus winzigen Teilchen, die sich je nach Aggregatzustand unterschiedlich stark bewegen.

Feststoff

Die Teilchen liegen dicht beieinander und haben feste Plätze. Sie können sich nur leicht hin- und herbewegen (schwingen), bleiben aber geordnet. Deshalb behalten feste Stoffe ihre Form und ihr Volumen.

1 In einem Eiswürfel sitzen die Wassermoleküle regelmäßig angeordnet in einem festen Gitter.

Flüssigkeit

Beim Erwärmen bewegen sich die Teilchen stärker, die Anziehungskräfte zwischen ihnen werden gelockert. Sie können nun aneinander vorbeigleiten. Die Teilchen innerhalb der Flüssigkeit sind frei beweglich, wodurch sie sich der Form des Gefäßes anpassen.

1 In flüssigem Wasser bewegen sich die Moleküle schon deutlich freier als im Eis.

Gas

Wird durch Erhitzen weitere Energie zugeführt, bewegen sich die Teilchen so schnell, dass sie sich vollständig voneinander lösen. Sie fliegen frei im Raum umher und stoßen nur gelegentlich zusammen. Gase haben weder feste Form noch festes Volumen, sie nehmen jeden zur Verfügung stehenden Raum ein.

1 In Wasserdampf sind die Teilchen weit voneinander entfernt und bewegen sich schnell.

Beim Abkühlen geschieht das Gegenteil: Die Teilchen bewegen sich langsamer, rücken näher zusammen und ordnen sich verstärkt. So wird aus einem Gas erst eine Flüssigkeit und schließlich ein Feststoff.

Abb. 19: Aggregatzustände auf der Teilchenebene.

Mischungen und Reinstoffe

Neben dem Aggregatzustand einer Substanz, ist auch ihre Zusammensetzung interessant. Besteht eine Substanz aus nur einem Stoff, z. B. reines Gold, reines Wasser oder reines Kochsalz, spricht man von einem Reinstoff. Besteht eine Substanz aus mehreren Stoffen, spricht man von einer Mischung. Auch Mischungen können in verschiedenen Aggregatzuständen vorliegen. Ein Beispiel für ein Gasgemisch ist die Luft. Sie besteht hauptsächlich aus Stickstoff und Sauerstoff sowie kleinen Mengen anderer Gase.

Kohlenstoffdioxid.

Flüssigkeiten können auch mit Feststoffen oder Gasen gemischt werden. Löst man Kochsalz (Natriumchlorid) in Wasser, erhält man eine Natriumchlorid-Lösung. Die Mischung besteht somit aus Wasser und Natriumchlorid. Auch gasförmiger Sauerstoff (O2) aus der Luft löst sich in Wasser, wodurch er für Fische zugänglich wird. Ein Beispiel für eine Mischung aus zwei Flüssigkeiten ist Schnaps. Er besteht hauptsächlich aus Wasser und dem Alkohol Ethanol.

Auch feste Stoffe können gemischt sein. Messing besteht aus Kupfer und Zink. Solche Mischungen aus Metallen nennt man Legierungen.

Stoff 1 Stoff 2 Art der Mischung Beispiel

Flüssig Gasförmig Lösung Quellwasser Flüssig Wodka Fest Kochsalzlösung Fest Fest Legierung Messing Tonminerale Ton/Lehm

Gasförmig Gasförmig Gasgemisch Luft

Die gezeigten Beispiele sind alle homogen. Das bedeutet, dass die Bestandteile gleichmäßig ineinander verteilt sind. Egal an welcher Stelle der Mischung du eine Probe nimmst, hat sie die gleiche Zusammensetzung.

Abb. 20: Zusammensetzung von Luft

Nenne jeweils zwei Beispiele für Reinstoffe und Stoffgemische aus der Küche!

reines Metall

1 Sorte Atome

2 Sorten Atome Legierung

Abb. 24: Unterschied zwischen reinen Metallen und Legierungen.

Abb. 21: Mineralwasser enthält gelöstes

Abb. 22: Schnaps ist eine Lösung von Wasser und Ethanol (Trinkalkohol).

Abb. 23: Blasinstrumente bestehen aus Messing.

Stoffe, Energie und Reaktionen

Zucker und Wasser

Das Gegenteil eines homogenen Gemisches ist ein heterogenes Gemisch. Dabei sind die Bestandteile ungleichmäßig verteilt. Mischt man Öl und Wasser, entsteht eine heterogene Mischung. Das Öl setzt sich als Schicht auf dem Wasser ab. Auch nach Umrühren der Mischung entstehen wieder zwei Schichten. Dieses Phänomen wird als Phasentrennung bezeichnet.

Abb. 25: Beispiele für homogene und heterogene Mischungen.

Abb. 26: Granit ist ein Gemenge.

Abb. 27: Rauch ist eine heterogene Mischung.

Öl Wasser Emulsion

Abb. 28: Eine Emulsion aus Fett und Wasser ist eine heterogene Mischung.

Abb. 29: Ein Nebel besteht aus Tröpfchen in einem Gas.

Abb. 30: Beschreibe in kurzen Sätzen, was beim Destillieren passiert – vom Erhitzen bis zur Abkühlung des Dampfes! †

Phase: Teil eines Gemisches, in dem die Zusammensetzung und die physikalischen Eigenschaften einheitlich sind.

Homogene Mischungen bestehen aus einer Phase, während heterogene Mischungen aus mindestens zwei Phasen bestehen.

Stoff 1

Stoff 2

Fest Fest

Art der Mischung

Gemenge

Beispiel

Granit

Fest Flüssig Suspension Sand und Wasser

Fest Gasförmig Rauch

Ruß und Luft

Flüssig Flüssig Emulsion Milch (Fett und Wasser)

Flüssig Gasförmig Nebel, Schaum Deospray

Trennmethoden

Um ein Stoffgemisch aufzutrennen, gibt es verschiedene Methoden. In allen Fällen machen wir uns jedoch ihre physikalischen Eigenschaften zunutze. Dazu zählen Aggregatzustand, Siedepunkt und Löslichkeit.

Löslichkeit: Gibt an, wie viel eines Stoffes in einem Lösungsmittel gelöst werden kann, bevor sich ein Bodensatz bildet.

Destillation

Thermometer Kühlwasserablauf

Kühler

Destillationskolben

Eine homogene Lösung aus zwei Flüssigkeiten kann durch Destillation getrennt werden. Dabei nutzt man die unterschiedlichen Siedepunkte der beteiligten Stoffe. Wird eine Mischung aus Ethanol und Wasser erhitzt, verdampft zunächst hauptsächlich Ethanol, da es mit 78,4 °C einen niedrigeren Siedepunkt als Wasser besitzt. Wasser verdampft bei dieser Temperatur nur in geringer Menge, da sein Siedepunkt bei 100 °C liegt. Sobald der Großteil des Ethanols verdampft ist, steigt die Temperatur rasch an und auch Wasser beginnt zunehmend zu verdampfen.

Adapter Stopfen Dampf

Bunsenbrenner

Kühlwasserzulauf

Auffangkolben

Destilat

Abb. 30: Destillationsapparatur im Labor

Filtration

Stoffe, Energie und Reaktionen

Um eine Mischung von einem Feststoff und einer Flüssigkeit zu trennen, gibt es zwei Methoden. Bei der Filtration wird die Mischung mithilfe eines Filterpapiers getrennt. Die Poren des Papiers sind so klein, dass nur die Flüssigkeit hindurch gelangt und der Feststoff auf dem Papier zurückbleibt.

Alternativ kann ein Feststoff durch Sedimentation abgetrennt werden. Dabei wartet man, bis sich der Feststoff am Boden des Gefäßes absetzt. Die Flüssigkeit wird dann vorsichtig dekantiert. Diese Methode eignet sich besonders, wenn Feststoff und Flüssigkeit unterschiedliche Dichten haben.

Bei Mischungen mit sehr feinen Teilchen oder geringen Dichteunterschieden hilft eine Zentrifuge. Dabei wird die Mischung schnell gedreht, sodass sich die Feststoffe schneller absetzen. Anschließend kann die Flüssigkeit abgegossen werden.

Abb. 32: Zentrifuge

Sieben

Abb. 33: Blut nach dem Zentrifugieren

Abb. 35: Sieb zur Trennung von Sand und Kies

Zwei feste Stoffe können mit einem Sieb getrennt werden. In diesem Fall müssen die Feststoffpartikel unterschiedliche Größen haben.

Die Lochgröße des Siebs muss zwischen den Partikelgrößen der zwei Stoffe liegen. Die kleineren Partikel rieseln dann durch das Sieb durch, die größeren Partikel bleiben auf dem Sieb zurück.

Phasentrennung mit Scheidetrichter

Zwei Flüssigkeiten, die sich nicht mischen und getrennte Phasen bilden, können mit einem Scheidetrichter getrennt werden. Das gilt zum Beispiel für Öl und Wasser. Voraussetzung ist, dass die Flüssigkeiten unterschiedliche Dichten haben.

Hierzu wird die Mischung in den Trichter gefüllt und gewartet, bis sich die Phasen vollständig getrennt haben. Dann wird der Hahn geöffnet und die untere dichtere Phase in einem Becher aufgefangen. Nachdem die untere Phase nahezu vollständig abgetrennt wurde, wird der Hahn zugedreht, sodass die obere Phase zurückbleibt.

Pore, die: kleines Loch dekantieren: obere Flüssigkeit abschütten

Abb. 31: Durch Filtration werden Flüssigkeiten und Feststoffe getrennt.

Abb. 34: Beim Dekantieren wird die Flüssigkeit vorsichtig abgeschüttet und der Feststoff bleibt zurück.

37: Scheidetrichter

Abb. 36: Verunreinigungen in Mehl können mit einem Sieb abgetrennt werden.

Abb.

Stoffe, Energie und Reaktionen

Abb. 38: Gewinnung von Meersalz in Salzgärten. Vergleiche mit anderen Trennverfahren! Wie unterscheidet sich die Salzgewinnung in Salzgärten von der Destillation im Labor? Was ist ähnlich, was ist anders?

Abb. 40: Papierchromatographie zur Auftrennung von Tinte in ihre Bestandteile.

Was bedeutet Chromatographie?

Der Name

Chromatographie kommt aus dem Griechischen:

• „chroma“ bedeutet Farbe

• „graphien“ bedeutet schreiben/zeichnen Ursprünglich wurde die Chromatographie genutzt, um Farbstoffgemische zu trennen.

Aktivkohle, die: eine feinporige Form von Kohlenstoff mit sehr großer Oberfläche, die andere Stoffe an sich binden kann.

Eindampfen

Eine Lösung aus Feststoff und Flüssigkeit kann durch Eindampfen getrennt werden. Hierzu wird die Mischung mit einem Brenner oder einer Heizplatte bis zum Siedepunkt erhitzt und gewartet, bis die Flüssigkeit vollständig verdampft ist. Alternativ kann die Mischung auch unterhalb des Siedepunkts langsam verdunsten. Dieses Prinzip wird z. B. zur Gewinnung von Meersalz in Salzgärten eingesetzt.

Extraktion

Die Extraktion nutzt unterschiedliche Löslichkeiten, um Stoffe zu trennen. Dazu gibt man ein Lösungsmittel zu der Mischung, das einen Stoff löst, den anderen jedoch nicht.

Der ungelöste Stoff bleibt im Gefäß zurück. Die Lösung kann anschließend filtriert oder dekantiert werden. Danach lässt sich das Lösungsmittel durch Eindampfen oder Destillation wieder entfernen.

Chromatographie

39: Heißes Wasser extrahiert Aroma- und Farbstoffe aus Teeblättern.

Die Chromatographie ist ein Trennverfahren, welches sich zunutze macht, dass sich verschiedene Stoffe unterschiedlich stark an Oberflächen anlagern und sich unterschiedlich gut in Flüssigkeiten oder Gasen lösen. Man benötigt zwei „Phasen“:

1 Die Stationäre Phase bleibt fest an einem Ort, z. B. Papier oder ein spezielles Gel.

1 Die Mobile Phase: bewegt sich, z. B. eine Flüssigkeit oder ein Gas, das durch die stationäre Phase fließt.

Die Mischung wird mit der mobilen Phase durch die stationäre Phase hindurch transportiert. Manche Stoffe haften stärker an der stationären Phase und wandern deshalb langsamer. Andere lösen sich besser in der mobilen Phase und werden schneller mitgenommen. Da sich die Stoffe unterschiedlich schnell bewegen, werden sie voneinander getrennt.

Adsorption

Adsorption kann zur Trennung von Lösungen oder Gasen verwendet werden. Um einen Farbstoff, z. B. Tinte von Wasser zu trennen, kann Aktivkohle zugesetzt werden. Die Tintenmoleküle „kleben“ an den Aktivkohlepartikeln. Die Aktivkohle kann durch Filtration vom Wasser abgetrennt werden. Zur Trennung von Gasen können Silikate benutzt werden. Häufig werden kleine Beutel mit Silikat in Schuhkartons und Taschen gelegt, um Luftfeuchtigkeit zu adsorbieren und so die Waren trocken und frisch zu halten.

VERSUCH

Führe die Versuche „Papierchromatographie“ „Cola entfärben“, und „Kristallisation von Zucker“ von S. 37– 38 durch!

Abb. 41: Silica-Gel adsorbiert Luftfeuchtigkeit.

Abb.

Nun geht´s los – Versuche für schlaue Köpfe!

Sublimation von Iod

Fragestellung: Wie kann man zeigen, dass Iod direkt vom festen in den gasförmigen Zustand übergeht und wieder zu Kristallen wird?

Materialien: Iodkristall, Reagenzglas mit Watte stopfen, Reagenzglasklammer, heißes Wasserbad

Sicherheitsaspekt: Ioddämpfe sind reizend und gesundheitsschädlich

Arbeitsauftrag:

1. Plane mit den zur Verfügung gestellten Materialien einen einfachen Versuchsaufbau mit dem der Iodkristall erhitzt werden und das entstehende Gas anschließend abgekühlt wird.

2. Lege den Iodkristall in das Reagenzglas und verschließe es mit dem Wattestopfen.

3. Platziere das Reagenzglas mithilfe der Reagenzglasklammer im Wasserbad.

4. Beobachte: Welche Farbe hat der Dampf? Wo entstehen wieder Kristalle?

5. Erkläre: Welche Rolle spielt die Temperaturdifferenz zwischen warmem Becherglas und kaltem Uhrglas?

6. Skizziere die Sublimation und Resublimation des Iods auf Teilchenebene.

Kristallisation von Zucker – Wie entstehen Zuckerkristalle?

Fragestellung: Wie kann man Zucker aus einer Lösung wieder zurückgewinnen?

Materialien: Wasser, Zucker, Topf, großes Glas, Holzspieß, Wäscheklammer, ggf. Lebensmittelfarbe

Sicherheitsaspekt: Vorsicht beim Arbeiten mit heißem Wasser! Das Erhitzen und Umfüllen des Zuckersirups sollten nur unter Aufsicht oder durch die Lehrkraft erfolgen.

Arbeitsauftrag:

1. Überlege, wie du aus Zucker und Wasser eine Lösung herstellen kannst, aus der später wieder Kristalle entstehen.

2. Plane, wie du den Holzspieß im Glas befestigst, damit sich Kristalle daran ablagern können.

3. Beobachte in den folgenden Tagen, was mit der Lösung passiert.

4. Beschreibe, wo und wie sich Kristalle bilden.

5. Erkläre, warum sich die Kristalle erst nach und nach bilden. Welche Rolle spielen Temperatur und Konzentration dabei?

6. Stelle das Auflösen und die Kristallisation des Zuckers auf Teilchenebene mithilfe von Skizzen dar.

Hinweis zur Auswertung: Beim Abkühlen der gesättigten Zuckerlösung sinkt die Löslichkeit des Zuckers. Überschüssiger Zucker kann nicht mehr in Lösung bleiben und lagert sich als Kristalle an festen Oberflächen (z. B. am Holzspieß) ab.

Erweiterung: Zucker und Kochsalz sehen ähnlich aus, bestehen aber aus ganz unterschiedlichen Teilchen. Überlege und beschreibe: Wie kann man die beiden Stoffe voneinander unterscheiden?

Nun geht´s los – Versuche für schlaue Köpfe!

Papierchromatographie – Farben sichtbar machen

Fragestellung: Wie lässt sich zeigen, dass schwarze Filzstiftfarbe aus mehreren Farben besteht?

Materialien: Filterpapier, wasserlöslicher schwarzer Filzstift, Wasser, Pipette, Glasplatte oder Petrischale Arbeitsauftrag:

1. Überlege, wie du mit den vorhandenen Materialien untersuchen kannst, ob schwarze Filzstiftfarbe aus mehreren Bestandteilen besteht.

2. Führe dein Experiment durch und beobachte genau, was auf dem Filterpapier passiert.

3. Erstelle dein Versuchsprotokoll und beschreibe deine Beobachtungen: Welche Farben kannst du erkennen?

4. Erkläre, was beim Experiment passiert ist. Warum wandern die Farben unterschiedlich weit?

5. Diskutiere: Wie könnte man dieses Verfahren im Alltag oder in der Forschung nutzen?

Hinweis zur Auswertung: Denke daran: Die einzelnen Farbstoffe lösen sich unterschiedlich gut im Wasser und werden dadurch verschieden weit transportiert.

Cola entfärben – Wie lässt sich ein Farbstoff entfernen?

Fragestellung: Wie kann man Farbstoffe aus einer Flüssigkeit entfernen?

Materialhinweise: Cola, zwei Bechergläser, Aktivkohle (Pulver), Spatel, Trichter, Filterpapier

Arbeitsauftrag:

1. Überlege, wie du mit den Materialien prüfen kannst, ob sich die dunkle Farbe der Cola verändern lässt.

2. Plane dein Vorgehen: Wie kannst du die Aktivkohle einsetzen und anschließend wieder von der Cola trennen?

3. Führe dein Experiment durch. Beobachte dabei, was mit der Farbe der Cola geschieht.

4. Beschreibe deine Beobachtungen. Was fällt dir vor und nach dem Filtrieren auf?

5. Erkläre, warum die Aktivkohle die Farbe entfernt. Welche Eigenschaft der Aktivkohle ist dafür verantwortlich?

6. Recherchiere, in welchen Bereichen Aktivkohle zur Trennung von Mischungen eingesetzt wird, und beschreibe einige typische Anwendungen!

Hinweis zur Auswertung: Aktivkohle besitzt eine sehr große Oberfläche. Farbstoffmoleküle lagern sich daran an („Adsorption“) und werden so aus der Flüssigkeit entfernt.

In einem Behälter befindet sich eine Mischung von Salz, Sand, Kieselsteine, Eisenspänen und Wasser und Ethanol. Entwirf einen Versuch, mit dem du diese Mischung in ihre Bestandteile auftrennen könntest! Welche Trennmethoden brauchst du hierfür und in welcher Reihenfolge gehst du vor?

Nenne jene zwei Trennmethoden, auf denen die Zubereitung von Filterkaffee basiert!

Einheiten umrechnen – Rechne um!

Beschreibe, wie sich heterogene und homogene Mischungen unterscheiden! Nenne jeweils drei Beispiele sowie die Aggregatzustände der Komponenten!

Beispiel 1:

Aggregatzustände:

Beispiel 2:

Beispiel 3:

Stoffe, Energie und Reaktionen

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Naturforscher haben beobachtet, dass die Affenspezies der Rotbauchmakaken eine besondere Strategie zur Behandlung von Bauchschmerzen nach dem Verzehr giftiger Pflanzen entwickelt hat: Die Affen fressen Holzkohle. Erkläre, wie der Verzehr von Holzkohle helfen kann, eine Vergiftung zu behandeln!

homogen

Ordne zu, um welche Art von Mischung es sich bei den folgenden Beispielen handelt!

heterogen

Parfum

Orangensaft mit Fruchtfleisch

Müsli

Mayonnaise

Blut

Wandfarbe

Backpulver

Milch

Rauch

Salzlösung

Nenne vier Stoffeigenschaften, die mithilfe von Messgeräten exakt ermittelt werden können!

schlaue Köpfe!

Das SI-System besteht aus sieben Basiseinheiten. Ergänze die Tabelle!

Größe

Masse

Stoffmenge

Erstelle ein Plakat oder ein Video zum Thema „Trennmethoden in der Küche“ – z. B. bei der Kaffeezubereitung oder Salzgewinnung!

Die Einheit einer Größe kann mit einem Präfix angepasst werden. Aus 1000 Metern wird 1 Kilometer. Ergänze die folgende Tabelle!

1 mg _______ g _______ kg

200 cm _______ m _______ km

10 ns _______ s _______ ms

100 MW _______ W _______ GW

Diskutiert in Kleingruppen! Ist das SI-System für den Alltag notwendig? Diskutiert mit Argumenten für und gegen die Verwendung internationaler Einheiten!

Bei Raumtemperatur haben Sauerstoff, Wasser und Silber unterschiedliche Aggregatzustände. Beschreibe die Anordnung der Teilchen in diesen Stoffen mithilfe des Teilchenmodells!

Plane verschiedene Experimente, mit denen du Wasser und Ethanol (Trinkalkohol) unterscheiden kannst! Begründe deine Planung mit Stoffeigenschaften von Wasser und Ethanol!

Stoffe, Energie und Reaktionen

2. DAS PERIODENSYSTEM

Nenne drei Beispiele für Reinstoffe und drei Beispiele für Mischungen aus deinem Alltag!

Abb.1: Wie klein ist die kleinste Menge eines Stoffes?

Diskutiere in Partnerarbeit! Warum war die Vorstellung von Atomen in der Antike ein großer Schritt für die Wissenschaft – obwohl es damals noch keine Mikroskope gab?

Begründe, warum es trotz ihrer winzigen Größe wichtig ist, Atome zu erforschen!

Abb. 2: Ein Eimer Wasser enthält mehr Atome als die Anzahl Sandkörner auf der gesamten Erde.

Wasserstoff – das älteste Element im Universum

Wusstest du: Wasserstoffatome sind 13,5 Milliarden Jahre alt. Sie sind so alt wie das Universum.

Elemente und Atome

Wie du bereits gelernt hast, kann man Stoffe zum Beispiel in Reinstoffe und Mischungen einteilen. Reines Wasser (H2O), Kochsalz (NaCl) oder auch Eisen (Fe) fallen alle in die Kategorie der Reinstoffe.

Wasser und Kochsalz können in noch einfachere Stoffe zerlegt werden. Wasser lässt sich zu Wasserstoff und Sauerstoff aufteilen, Kochsalz in Natrium und Chlor. Eisen dagegen kann nicht weiter zerlegt werden.

Wasser und Kochsalz sind chemische Verbindungen, Eisen ist ein Element

Ein chemisches Element ist ein Reinstoff, der mit chemischen Methoden nicht weiter in andere Stoffe zerlegt werden kann.

Ein Stoff, der aus zwei oder mehr verschiedenen Elementen besteht, wird als Verbindung bezeichnet.

Im Gegensatz zu den vier alchemistischen Elementen Wasser, Erde, Luft und Feuer, gibt es heute 118 chemische Elemente. Sie bilden einen „Baukasten“, mit dem sich unzählig viele Verbindungen zusammensetzen lassen.

Doch was genau ist eigentlich ein Element? Stell dir ein Stück Eisen vor. Schneidest du es in zwei Teile, hast du zwei kleinere Stücke Eisen. Schneidest du weiter, entstehen immer kleinere Stücke, doch alle bleiben Eisen. Es stellt sich die Frage: Wie klein ist die kleinste Menge des Elements, die nicht weiter zerteilt werden kann? Die Antwort ist das Atom!

Ein Atom ist die kleinste mögliche Menge eines Elements.

Die Idee der Atome ist schon sehr alt. Der Name stammt aus dem Griechischen und bedeutet „unteilbar“. Atome sind jedoch extrem klein und konnten erst im 20. Jahrhundert nachgewiesen werden. Zum Vergleich: Die Erde ist etwa 50 Millionen Mal größer als ein Fußball, und ein Fußball ist über 2 Milliarden Mal größer als ein Atom.

Abb. 3: Größenunterschied zwischen einem Atom, einem Fußball und der Erde.

Aufbau der Atome

Um zu verstehen, was ein Eisenatom von einem Sauerstoffatom unterscheidet, müssen wir den Aufbau von Atomen verstehen. Dazu sehen wir uns drei wichtige Atommodelle an, die Schritt für Schritt zu unserem heutigen Wissen geführt haben.

Daltons Atommodell (1803)

Stoffe, Energie und Reaktionen

Der englische Naturforscher John Dalton stellte sich Atome als kleine, feste Kugeln vor, ähnlich zu Billardkugeln. Sein Modell war das erste wissenschaftliche Atommodell.

Kernaussagen:

1. Jeder Stoff besteht aus kleinen, kugelförmigen Teilchen: den Atomen.

2. Alle Atome eines Elements sind gleich groß und gleich schwer. Atome verschiedener Elemente unterscheiden sich in Größe und Masse.

3. Atome können weder erzeugt noch zerstört werden.

4. Bei chemischen Reaktionen werden die Atome neu angeordnet und bilden dadurch neue Stoffe (Verbindungen).

Welche Aussagen gelten heute noch?

Atome sind kugelförmig und haben eine bestimmte Masse und ein Volumen.

Bei chemischen Reaktionen werden Atome neu kombiniert, sie verschwinden also nicht einfach.

Was war falsch?

1 Atome sind nicht unteilbar – sie bestehen aus Protonen, Neutronen und Elektronen.

1 Atome können bei Kernreaktionen (z. B. Kernspaltung oder Kernfusion) erzeugt oder vernichtet werden.

1 Atome eines Elements können unterschiedlich schwer sein (das nennt man Isotope).

Thomson-Modell (1904)

Der englische Physiker J. J. Thomson entdeckte 1897 ein neues Teilchen: das Elektron. Er fand heraus, dass Elektronen negativ geladen sind und eine sehr kleine Masse besitzen (etwa 1000-mal leichter als ein Wasserstoffatom).

Auf Grundlage seiner Entdeckung entwickelte er ein neues Atommodell:

1 Das Atom ist eine positive Kugel, die fast die gesamte Masse enthält.

1 In dieser Kugel sind die kleinen, negativen Elektronen verteilt.

Rutherford-Modell (1911)

Abb. 6: Thomsons Atommodell wird auch als Rosinenkuchenmodell bezeichnet. Die Atome ähneln einem Kuchenteig (positive Masse), in dem kleine Rosinen (Elektronen) verteilt sind.

Der Physiker Ernest Rutherford überprüfte mit dem Streuversuch, ob Thomsons Atommodell richtig war. Dazu beschoss er eine dünne Goldfolie mit Alpha-Teilchen und beobachtete ihre Flugbahnen mit einem Leuchtschirm.

Was Rutherford erwartete:

1 Nach Thomsons Modell sollten die Alpha-Teilchen geradeaus durch die Goldfolie fliegen, ohne abgelenkt zu werden.

Vergleiche das Dalton-Modell und das Thomson-Modell! Welche Gemeinsamkeiten und Unterschiede kannst du nennen?

Alpha-Teilchen, die: Teilchen bestehend aus zwei Protonen und zwei Neutronen (einem Heliumkern), die beim Radioaktiven Zerfall freigesetzt werden.

Abb. 4: John Dalton

Abb. 5: J. J. Thomson

Abb. 7: Ernest Rutherford

Stoffe, Energie und Reaktionen

Erkläre in einem Satz, warum das RutherfordModell eine Weiterentwicklung des Thomson-Modells war!

Begründe, warum Rutherfords Versuch ein wichtiger Schritt für unser heutiges Verständnis vom Atom war!

Abb. 8: Erkläre, warum manche Alpha-Teilchen durch die Goldfolie hindurchfliegen, andere aber abgelenkt oder zurückgeworfen werden!

Abb. 9: Begründe, wie Rutherfords Versuch zu der Erkenntnis geführt hat, dass Atome einen winzigen, massereichen Kern besitzen!

Leuchtschirm

Abb. 10: Vergleich der Atommodelle von Dalton, Thomson und Rutherford.

Diskutiert in Kleingruppen! Warum ist es für die Wissenschaft wichtig, dass Modelle immer wieder hinterfragt und weiterentwickelt werden?

Nicht-gestreute Alpha-Teilchen gestreute Alpha-Teilchen Alpha-Teilchen

Was er beobachtete:

1 Die meisten Teilchen flogen geradeaus durch die Folie.

1 Einige Teilchen wurden abgelenkt.

8: Rutherfords Streuversuch

1 Ein paar wenige wurden sogar zurückgestoßen, als ob sie gegen etwas Hartes geprallt wären.

Rutherfords Schlussfolgerungen:

1. Atome bestehen größtenteils aus leerem Raum.

2. Im Zentrum gibt es einen kleinen, positiv geladenen Atomkern, der fast die gesamte Masse enthält.

3. Um den Kern herum befindet sich eine Elektronenhülle, in der sich die leichten Elektronen aufhalten.

Damit war klar: Thomsons Rosinenkuchenmodell war falsch und Rutherfords KernHülle-Modell war geboren. Rutherfords Modell gilt auch heute noch:

1 Im Zentrum des Atoms sitzt ein Atomkern.

1 Dieser Kern ist positiv geladen und enthält fast die gesamte Masse des Atoms.

1 Um den Kern herum befindet sich die Elektronenhülle mit den negativ geladenen Elektronen.

9: Rutherfords Atommodell

Abb.

Abb.

John Dalton, 1803

JJ Thomson, 1904

Ernest Rutherford, 1911

Goldfolie

Ursprünglich dachte man, der Atomkern bestehe nur aus Protonen. 1932 entdeckte der Physiker James Chadwick jedoch ein weiteres Teilchen: das Neutron Neutronen haben die gleiche Masse wie Protonen und befinden sich ebenfalls im Atomkern, sind jedoch ungeladen (neutral).

Zusammengefasst: Atome bestehen aus Protonen, Neutronen und Elektronen. Die Protonen und Neutronen befinden sich im Atomkern. Die Elektronen befinden sich in der Elektronenhülle und bewegen sich um den Kern herum.

Elektron (e –)

Neutron (n)

Proton (p)

Abb. 11: Aufbau eines Atoms

Massenzahl (A)

Anzahl Protonen + Neutronen

Ordnungszahl (Z)

Anzahl Protonen

Die Anzahl der Protonen im Atomkern eines Elements wird als Ordnungszahl bezeichnet.

Protonen und Neutronen wiegen etwa 1900 Mal so viel wie Elektronen. Die Masse eines Atoms setzt sich also im Wesentlichen aus den Protonen und Neutronen zusammen.

Addiert ergibt die Anzahl an Protonen und Neutronen die Massenzahl des Atoms.

Atome besitzen eine gleiche Anzahl von Protonen und Elektronen. Die positive Ladung der Protonen und die negative Ladung der Elektronen gleichen einander gegenseitig aus. Aus diesem Grund sind Atome elektrisch neutral.

Erkläre, warum ein Atom insgesamt elektrisch neutral ist, obwohl es geladene Teilchen enthält!

Ionen

Gibt ein Atom ein oder mehrere Elektronen ab, hat es mehr Protonen als Elektronen. Aus einem neutralen Atom wird ein positiv geladenes Ion, das man Kation nennt.

Nimmt ein Atom dagegen Elektronen auf, besitzt es nun mehr Elektronen als Protonen und ist insgesamt negativ geladen. Solche Ionen heißen Anionen.

Beispiel: Ein Fluoratom besteht aus 9 Protonen, 10 Neutronen und 9 Elektronen. Nimmt es ein Elektron auf, hat es nun 10 Elektronen. Dadurch entsteht ein Fluoridion (F ) mit der Ladung -1.

Die Ladung eines Ions wird immer hochgestellt hinter das Elementsymbol geschrieben.

Die Einheiten u und e werden für die Masse und Ladung von Elementarteilchen verwendet, um Berechnungen einfach zu machen. 1 u = 1,66054·10–27 kg 1 e = 1,602177·10–19 C u und e – Einheiten für kleinste Teilchen

Abb. 12: Vergleich von neutralen Atomen, Kationen und Anionen.

Elementsymbol, das: Buchstabe(n) mit dem ein Element identifiziert wird z. B. C für Kohlenstoff.

Helium

Stoffe, Energie und Reaktionen

Isotope

Isotop Anteil

1H ca. 99,985 %

2H (D) ca. 0,015 %

3H (T) <0,0000001 %

Schweres Wasser: D2O

Schweres Wasser ähnelt normalem Wasser (H₂O), enthält jedoch statt gewöhnlichem Wasserstoff (¹H) das schwerere Deuterium (²H).

Es ist dadurch schwerer als normales Wasser und wird z. B. in Kernreaktoren verwendet.

Zum Trinken ist es nicht geeignet, da es biologische Prozesse im Körper stören kann.

Begründe, warum verschiedene Isotope eines Elements zwar gleiche chemische, aber unterschiedliche physikalische Eigenschaften haben können!

Abb. 14: Benenne, wie viele Protonen, Neutronen und Elektronen in den Isotopen Kohlenstoff-12, Kohlenstoff-13 und Kohlenstoff-14 vorhanden sind!

Abb. 15: Kohlenstoffisotope helfen dabei, das Alter archäologischer Funde zu bestimmen.

Die Atome eines Elements haben immer gleich viele Protonen in ihrem Kern und Elektronen in ihrer Hülle. Die Zahl der Neutronen im Kern kann jedoch unterschiedlich sein. Wenn Atome zwar gleich viele Protonen, aber unterschiedlich viele Neutronen besitzen, nennt man sie Isotope

Es existieren beispielsweise drei verschiedene Arten von Wasserstoffisotopen. Die Ordnungszahl ist bei allen 1, das heißt es befindet sich ein Proton im Kern. Dazu können entweder null, ein oder zwei Neutronen im Kern vorkommen. Die Massenzahl ist also entweder 1, 2 oder 3. Diese drei verschiedenen Arten von H-Atomen (1H, 2H und 3H) werden als Isotope bezeichnet.

Isotope eines Elements besitzen die gleiche Ordnungszahl (Anzahl Protonen) aber eine unterschiedliche Massenzahl (Anzahl Protonen + Neutronen).

Protium

Abb. 13: Isotope von Wasserstoff

Die Isotope eines Elements haben die gleichen chemischen Eigenschaften, können sich jedoch in ihren physikalischen Eigenschaften unterscheiden. Die häufigsten Isotope des Kohlenstoffs beinhalten 6 oder 7 Neutronen (12C, 13C) und sind stabil. Kohlenstoff mit 8 Neutronen (14C) existiert in sehr geringen Mengen und zerfällt radioaktiv.

Abb. 14: Isotope von Kohlenstoff

Das Periodensystem der Elemente

Abb. 16: Periodensystem der Elemente

Damit man bei der Vielzahl an Elementen nicht den Überblick verliert, werden sie in einer großen Tabelle geordnet – dem Periodensystem der Elemente. Hier stehen die Elemente nach steigender Ordnungszahl (also nach der Anzahl der Protonen im Kern)

Bereits 1869 erkannten der russische Wissenschaftler Dmitri Mendelejew und der deutsche Chemiker Lothar Meyer unabhängig voneinander, dass sich bei bestimmten Elementen ähnliche Eigenschaften zeigen:

Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium und Caesium reagieren alle heftig mit Wasser Fluor, Chlor, Brom und Iod sind ebenfalls sehr reaktiv.

H=1

?Er=56 ?Yt=60 ?In=75,6 Ti=50 V=51 Cr=52 Mn=55 Fe=56 Ni=Co=59 Cu=63,4 Zn=65,2 ?=68 ?=70 As=75 Se=79,4 Br=80 Rb=85,4 Sr=87,6 Ce=92 La=94 Di=95 Th=118?

Zr=

,4 Pd=106,6

Cd=112 Ur=116 Sn=118 Sb=122 Te=128? I=127 Cs=133 Ba=137

?=180. Ta=182. W=186. Pt=197,1 Ir=198. Os=199. Hg=200. Au=197?

Bi=210?

Tl=204. Pb=207.

Abb. 18: Mendelejews Periodensystem

Helium, Neon, Argon und Xenon sind alle gasförmig und nicht reaktiv

Mendelejew ordnete die Elemente zunächst nach steigender Atommasse und stellte fest, dass sich ihre Eigenschaften in regelmäßigen Abständen (periodisch) wiederholen. Darum heißt seine Tabelle bis heute Periodensystem.

Allerdings fehlten Mendelejew noch einige Elemente. In seinem Periodensystem markierte er diese fehlenden Elemente mit einem Fragezeichen und sagte ihre Eigenschaften voraus, zum Beispiel für Gallium und Scandium. Als diese Elemente später gefunden wurden, passten ihre Eigenschaften erstaunlich genau zu Mendelejews Vorhersagen. Im Periodensystem gilt bis heute:

1 Spalten nennt man Gruppen – hier stehen Elemente mit ähnlichen Eigenschaften.

1 Zeilen heißen Perioden – in ihnen wiederholen sich die Eigenschaften der Elemente regelmäßig.

Abb. 17: Dmitri Mendelejew (links) und Lothar Meyer (rechts)

Treffsichere Vorhersage: Mendelejew und das Element Gallium

Mendelejew traf die Vorhersage, dass Element 31 ein Metall mit einer Dichte von ca. 6 g/cm3 sein müsse. Gallium ist tatsächlich ein Metall mit einer Dichte von 5,9 g/cm3!

Das seltenste Element der Erde: Astat

Das seltenste natürlich vorkommende Element auf der Erde ist Astat, mit etwa 28 g auf der gesamten Erde.

Stoffe, Energie und Reaktionen

Metalle, Halbmetalle und Nichtmetalle

Abb. 19: Aluminium eignet sich aufgrund seiner geringen Dichte als Material für Autofelgen.

Abb. 20: Bleigießen ist eine Silvestertradition, bei der geschmolzenes Metall (meist Blei oder Zinn) in Wasser gegossen wird. Durch das schnelle

Abkühlen entstehen feste Formen, die gedeutet werden. Da beim Erhitzen von Blei gesundheitsschädliche Dämpfe entstehen, wird heute aus Sicherheitsgründen davon abgeraten.

Abb. 21: Bleistiftminen enthalten kein Blei. Stattdessen bestehen sie aus Graphit (Kohlenstoff), einem Nichtmetall.

Im Periodensystem lassen sich die Elemente in Metalle, Halbmetalle und Nichtmetalle einteilen. Diese Einteilung hilft dabei, typische Eigenschaften der Stoffe zu vergleichen und ihr Verhalten im Alltag und in der Technik besser zu verstehen.

Metalle

Die meisten Elemente im Periodensystem sind Metalle. Metalle besitzen einen typischen metallischen Glanz und haben häufig eine hohe Dichte . Sie lassen sich gut verformen, ohne zu zerbrechen, und leiten elektrischen Strom sowie Wärme gut.

Metalle kommen in der Natur häufig als feste Stoffe vor, mit Ausnahme von Quecksilber, das bei Raumtemperatur flüssig ist.

Man unterscheidet Metalle auch nach ihrer Dichte:

1 Leichtmetalle haben eine Dichte unter ca. 5 g/cm³ z. B. Aluminium (2,7 g/cm³), Magnesium (1,7 g/cm³). Sie sind besonders leicht und werden deshalb häufig im Fahrzeug- und Flugzeugbau eingesetzt.

1 Schwermetalle besitzen eine Dichte über ca. 5 g/cm³ z. B. Eisen (7,9 g/cm³), Kupfer (8,9 g/cm³), Blei (11,3 g/cm³). Das dichteste bekannte Metall ist Osmium mit einer Dichte von 22,6 g/cm³.

Metallatome geben bevorzugt Elektronen ab . Dabei entstehen positiv geladene Kationen.

Nichtmetalle

Nichtmetalle bilden eine kleinere, aber sehr vielfältige Gruppe. Auf der Stoffebene unterscheiden sie sich deutlich von Metallen. Viele Nichtmetalle sind gasförmig (z. B. Sauerstoff, Stickstoff), einige sind fest (z. B. Schwefel, Kohlenstoff), und nur sehr wenige sind flüssig.

Feste Nichtmetalle sind meist spröde, also leicht zerbrechlich, und nicht glänzend. Sie leiten elektrischen Strom und Wärme schlecht und besitzen oft eine geringe Dichte. Ihre Eigenschaften können stark variieren: Kohlenstoff kann weich wie Graphit oder extrem hart wie Diamant sein.

Nichtmetallatome nehmen leicht Elektronen auf . Dadurch entstehen negativ geladene Anionen

Halbmetalle

Zwischen Metallen und Nichtmetallen stehen die Halbmetalle . Sie besitzen Eigenschaften beider Gruppen. Auf der Stoffebene sind sie meist fest, oft spröde und zeigen manchmal einen metallischen Glanz. Ihre elektrische Leitfähigkeit liegt zwischen der von Metallen und Nichtmetallen.

Typische Halbmetalle sind Silicium und Germanium. Besonders wichtig sind sie in der Technik, da ihre Eigenschaften gezielt genutzt werden können, zum Beispiel in der Elektronik.

Abb. 22: Silizium ist ein wichtiges Halbmetall, das zur Herstellung von Computerchips benötigt wird.

Die Gruppen des Periodensystems

Stoffe, Energie und Reaktionen

1. Gruppe – Wasserstoff und die Alkalimetalle

Elemente: Wasserstoff, Lithium, Natrium, Kalium, Rubidium, Caesium, Francium.

Eigenschaften

Wasserstoff:

• leichtestes chemisches Element

• farb- und geruchloses Gas

• sehr reaktionsfreudig, besonders mit Sauerstoff

• verbrennt explosionsartig zu Wasser (Knallgasreaktion)

Alkalimetalle:

• weiche, silbrig glänzende Metalle mit geringer Dichte (Leichtmetalle)

• sehr reaktiv, besonders mit Wasser

• Reaktivität nimmt innerhalb der Gruppe von oben nach unten zu

• kommen in der Natur nur in Verbindungen vor

2. Gruppe – Erdalkalimetalle

Bedeutsamkeit

Wasserstoff ist das häufigste Element im Universum und spielt eine zentrale Rolle bei der Energiegewinnung in Sternen sowie als möglicher Energieträger der Zukunft.

Lithium wird in Lithium-Ionen-Akkus verwendet, z. B. in Smartphones, Laptops und Elektroautos.

Natrium und Kalium sind lebenswichtige Elektrolyte. Sie ermöglichen die Funktion von Nerven und Muskeln im menschlichen Körper.

Caesium und Rubidium werden u. a. in der Forschung und in Atomuhren eingesetzt.

Elemente: Beryllium, Magnesium, Calcium, Strontium, Barium, Radium.

Eigenschaften

• Leichtmetalle mit silbrig-weißem Glanz

• Dichte unter 5 g/cm³

• Reaktiv: reagieren mit Wasser, Sauerstoff und Säuren. Ihre Reaktivität nimmt von oben nach unten in der Gruppe zu

Abb. 23: Handy-Akkus enthalten Lithium-Ionen.

Abb. 24: Natrium ist ein weiches, reaktives Metall.

Elektrolyt, der: Stoff, der im gelösten oder geschmolzenen Zustand einen elektrischen Strom leiten kann.

Liste je zwei Eigenschaften der Alkalimetalle und der Erdalkalimetalle auf!

Bedeutsamkeit

Calcium: wichtig für starke Knochen und Zähne. Hauptbestandteil von Kalkstein, der für die Herstellung von Zement und Beton genutzt wird.

Magnesium: Steckt in vielen Mineralwässern und ist wichtig für die Funktion von Muskeln und Nerven

Barium macht Feuerwerke grün. In der Medizin wird Bariumsulfat als Kontrastmittel für Röntgenuntersuchungen des Magen-Darm-Trakts eingesetzt, um die Organe besser sichtbar zu machen.

Radium ist radioaktiv und wurde früher als Leuchtfarbe z. B. auf Uhrzeigern eingesetzt.

Abb. 25: Calcium bildet das Gerüst der Knochen.

Abb. 27: Barium wird in Kontrastmitteln verwendet, um Organe beim Röntgen sichtbar zu machen.

Abb. 26: Früher wurde Radium als Leuchtstoff z. B. auf Uhrzeigern eingesetzt. Dies wird heute aufgrund der Radioaktivität nicht mehr gemacht.

Stoffe, Energie und Reaktionen

Abb. 28: Gold und Silber gehören zu den Übergangsmetallen.

Abb. 29: Gallium schmilzt bei 30 °C.

Erkläre! Warum zählen Bor und Aluminium zur gleichen Hauptgruppe, obwohl Bor ein Halbmetall und Aluminium ein Metall ist?

Halbleiter, der: Stoffe, die elektrischen Strom unter bestimmten Bedingungen leiten können – zum Beispiel bei Wärme oder Lichteinwirkung. Sie sind wichtige Materialien für die Herstellung von Computerchips, Solarzellen und LEDs.

LEDs, die: kleine Lampen, die mit sehr wenig Strom Licht erzeugen. Sie sind energieeffizient, werden kaum heiß und leuchten in vielen Farben. Man findet sie zum Beispiel in Bildschirmen, Taschenlampen und Ampeln.

Abb. 30: Silicium wird zur Herstellung von Computerchips verwendet.

3.–12. Gruppe – Übergangsmetalle

Eigenschaften

• Metalle (fest, glänzend, gute Leiter für Strom und Wärme)

• Meist hart und stabil

• Viele Übergangsmetalle bilden farbige Verbindungen (z. B. Kupfersalze sind blaugrün)

• Können mehrere verschiedene Ionen mit verschiedenen Ladungen bilden (z. B. Fe2+ und Fe3+), wodurch sie in der Chemie vielseitig einsetzbar sind.

Bedeutsamkeit

13. Gruppe – Borgruppe

Eisen ist das wichtigste Metall für Stahl, also für Brücken, Autos, Werkzeuge.

Kupfer wird in Kabeln gebraucht, weil es Strom sehr gut leitet.

Titan ist leicht und sehr stabil – perfekt für Flugzeuge oder Implantate im Körper.

Gold und Silber sind nicht nur Schmuck, sondern auch in Elektronik wichtig, weil sie kaum rosten und Strom gut leiten.

Zink schützt Eisen vor Rost (z. B. bei verzinkten Schrauben oder Regenrinnen).

Elemente: Bor, Aluminium, Gallium, Indium, Thallium

Eigenschaften

• Bor ist ein Halbmetall

• Übrige Elemente sind Metalle

• Aluminium ist leicht, gut formbar und korrosionsbeständig

• Bilden meist dreiwertige Ionen (+3).

Bedeutsamkeit

Bor wird u. a. in Glas, Keramik, Waschmitteln und in der Halbleitertechnik eingesetzt.

Aluminium ist ein wichtiges Alltagsmetall und wird für Verpackungen, Fahrzeuge, Flugzeuge und Baukonstruktionen verwendet.

Gallium schmilzt bereits bei etwa 30 °C und wird für LEDs und Solarzellen genutzt.

14. Gruppe – Kohlenstoffgruppe

Elemente: Kohlenstoff, Silicium, Germanium, Zinn, Blei.

Eigenschaften

• Kohlenstoff ist ein Nichtmetall, Silicium und Germanium sind Halbmetalle, Zinn und Blei sind Metalle.

• sehr unterschiedliche physikalische Eigenschaften und Reaktivität

Bedeutsamkeit

Kohlenstoff ist ein Nichtmetall und das Grundelement des Lebens. Er kommt in verschiedenen Formen vor, z. B. als Kohle, Graphit (Bleistiftmine, Stromleiter) oder Diamant, dem härtesten natürlichen Stoff.

Silicium ist ein Halbmetall und das Herzstück moderner Technik. Ohne Silicium gäbe es keine Computerchips, Smartphones oder Solarmodule.

Zinn ist ein Metall, das schon in der Bronzezeit wichtig war: Bronze (Kupfer + Zinn) war der Werkstoff für Waffen, Werkzeuge und Schmuck.

Blei ist ein schweres Metall. Früher wurde es in Rohrleitungen, Farben und sogar Benzin eingesetzt. Heute weiß man, dass es giftig ist, weshalb es kaum noch verwendet wird.

15. Gruppe – Stickstoffgruppe

Stoffe, Energie und Reaktionen

Elemente: Stickstoff, Phosphor, Arsen, Antimon, Bismut

Eigenschaften

• Stickstoff und Phosphor sind Nichtmetalle, Arsen und Antimon sind Halbmetalle, Bismut ist ein Metall

• sehr unterschiedliche physikalische Eigenschaften und Reaktivität

Bedeutsamkeit

Stickstoff macht 78 % unserer Luft aus. Obwohl es sehr reaktionsträge ist, ist Stickstoff extrem wichtig: Ohne ihn gäbe es keine DNA, Proteine oder Dünger.

Phosphor steckt in der DNA und zusammen mit Calcium in unseren Knochen und Zähnen. Roter Phosphor wird außerdem in Streichhölzern verwendet.

Arsen und Antimon sind Halbmetalle. Arsen ist berüchtigt als Gift, aber beide sind auch wichtig in der Halbleitertechnik und in speziellen Legierungen.

Bismut ist ein ungewöhnliches Metall: Es ist ungiftig, schillernd bunt und wird in Medikamenten und in Kosmetik eingesetzt.

16. Gruppe – Sauerstoffgruppe

Elemente: Sauerstoff, Schwefel, Selen, Tellur, Polonium.

Eigenschaften

• Sauerstoff, Schwefel und Selen sind Nichtmetalle, Tellur ist ein Halbmetall und Polonium ist ein Metall

• Sauerstoff ist sehr reaktionsfreudig

• Polonium ist radioaktiv

Bedeutsamkeit

Sauerstoff ist für uns überlebenswichtig. Er macht 21 % der Luft aus, wir atmen ihn zum Leben ein, und er ist Bestandteil von Wasser.

Schwefel ist ein gelber Feststoff. Der Geruch nach faulen Eiern stammt von Schwefelwasserstoff. Er steckt in Düngemitteln, Streichhölzern und Medikamenten.

Selen ist ein Halbmetall, das unser Körper in kleinen Mengen braucht. Es wird in Solarzellen und Fotokopierern eingesetzt.

Polonium ist ein seltenes und gefährliches radioaktives Element. Es entsteht beim Zerfall von Uran. Entdeckt wurde es von Marie Curie.

17. Gruppe – Halogene

Elemente: Fluor, Chlor, Brom, Iod, Astat.

Eigenschaften

• sehr reaktive Nichtmetalle

• kommen in der Natur nur in Verbindungen vor

• Reaktivität nimmt von oben nach unten ab

• Viele sind ätzend oder giftig

Bedeutsamkeit

Fluor: Sehr reaktiv; in geringer Menge wichtig für den Zahnschmelz

Chlor: Gelbgrünes, giftiges Gas; wirkt desinfizierend (z. B. in Schwimmbädern und Trinkwasseraufbereitung)

Brom: Dunkelrote, giftige und ätzende Flüssigkeit; wird für Fotochemikalien und Flammschutzmittel verwendet

Iod: Graue Kristalle, die beim Erhitzen zu violettem Dampf sublimieren; wichtiges Spurenelement für die Schilddrüse

Astat: Sehr selten und radioaktiv

Abb. 31: Flüssiger Stickstoff wird als Kühlmittel verwendet.

Abb. 32: Bismut bildet bunte Kristalle.

Beschreibe, wie Sauerstoff, Schwefel und Polonium sich in ihrem chemischen Verhalten unterscheiden!

Abb. 33: Marie Curie, Ausschnitt aus dem Nobelpreisfoto von 1911.

Flüssige Elemente bei Raumtemperatur

Brom und Quecksilber sind die einzigen natürlich vorkommenden Elemente, die bei Raumtemperatur flüssig sind.

Zähle die Halogene der 7. Hauptgruppe auf und gib zu jedem an, in welchem Aggregatzustand es bei Raumtemperatur vorliegt!

Abb. 34: Brom ist bei Raumtemperatur flüssig.

Stoffe, Energie und Reaktionen

Abb. 35: Helium bringt Ballons zum Schweben.

Abb. 36: Neon wird in Neonröhren für Werbetafeln eingesetzt.

18. Gruppe – Edelgase

Elemente: Helium, Neon, Argon, Krypton, Xenon, Radon.

Eigenschaften

• reaktionsträge (sehr stabil)

• gasförmig

• farb- und geruchlos

• Dichte und Atommasse nehmen von oben nach unten zu

Bedeutsamkeit

Helium: Sehr leichtes Gas, das Ballons aufsteigen lässt; außerdem Kühlmittel für MRTGeräte

Neon: In Leuchtreklamen – gibt rotes Licht ab

Argon: Dient als Schutzgas in der Schweißtechnik und bei empfindlichen chemischen Reaktionen

Krypton, Xenon: Sehr selten; in Speziallampen, Blitzgeräten und Lasern verwendet

Radon: Radioaktiv und gesundheitsschädlich; kann sich in Kellern und schlecht gelüfteten Räumen ansammeln

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Reaktion von Natrium mit Wasser

Durchführung: Dieser Versuch wird nur von der Lehrkraft durchgeführt!

Fragestellung: Was passiert, wenn Natrium mit Wasser reagiert?

Materialien: Natrium (ca. 0,2 g), Messer, Kristallisierschale (min. 20 cm Durchmesser), Wasser, Phenolphthalein

Versuchsdurchführung (durch die Lehrkraft):

1 Das Natrium wird vom Öl befreit und in kleine Stücke geschnitten.

1 Ein kleines Stück Natrium wird vorsichtig in das Wasser gegeben.

Arbeitsauftrag:

3 4 5 6 1 2

Was passiert mit dem Wasser, wenn es mit dem Natrium reagiert?

Welche Farbe zeigt das Phenolphthalein. Was bedeutet das?

Erkläre, weshalb Natrium in Mineralöl gelagert werden muss!

Formuliere eine Vermutung: Welche Stoffe entstehen bei der Reaktion?

Sicherheitsaspekte: Der Versuch muss im Abzug oder hinter einer Schutzscheibe durchgeführt werden. Beobachte aufmerksam aus der Ferne (mind. 2 m Abstand) und erstelle ein Versuchsprotokoll.

1 Eine Kristallisierschale wird mit Wasser und einigen Tropfen Phenolphthalein gefüllt.

Beschreibe genau, was du siehst und hörst (z. B. Geräusche, Gasentwicklung, Farbveränderung)!

Bewerte, warum die Reaktion von Natrium mit Wasser nicht von den Schülerinnen und Schülern durchgeführt werden darf!

Entsorgungshinweise: Die entstandene Lösung (Natronlauge) wird stark verdünnt und anschließend mit viel Wasser in den Ausguss gegeben. Kleine Natriumreste werden zuerst vorsichtig mit Isopropanol oder Ethanol umgesetzt. Dabei reagiert das Natrium langsamer und kontrollierter als mit Wasser. Erst wenn keine sichtbare Reaktion mehr auftritt, wird anschließend mit viel Wasser nachgespült, um die Umsetzung vollständig abzuschließen.

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

1

Definiere folgende Begriffe!

a) Element:

b) Atom:

c) Ion:

d) Isotop:

2 Sauerstoff (O2)

Ordne zu! Entscheide, ob es sich um ein Element, eine Verbindung oder ein Gemisch handelt!

Element Verbindung Gemisch

Kochsalz (NaCl)

Luft

Zuckerwasser

Kupfer (Cu)

Wasser (H2O)

Eisen (Fe)

Cola

Erstelle eine Zeichnung des Rosinenkuchenmodells mit Legende – markiere positive und negative Ladungen!

Ordne zu! Sind die Aussagen zu Dalton oder Thomson zuzuordnen?

„Atome sind unteilbare Kugeln.“

„Atome bestehen aus einer positiven Masse mit eingebetteten Elektronen.“

„Atome können sich zu Molekülen verbinden.“

„Elektronen sind negativ geladen.“

„Alle Atome eines Elements sind gleich.“

„Atome haben eine bestimmte Masse und ein bestimmtes Volumen.“

„Atome ähneln einem Rosinenkuchen mit eingelagerten Elektronen.“

„Atome bestehen aus noch kleineren Teilchen.“

Dalton Thomson

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Erstelle ein kreatives Lernprodukt (Comic, Rollenspiel oder Video), in dem Dalton und Thomson sich über ihre Atommodelle streiten. Zeige, wie sich ihre Sichtweisen unterscheiden!

Gib an, welche Beobachtungen Rutherford gemacht hat!

Stelle dar, was Rutherford durch seine Beobachtungen über den Aufbau von Atomen gelernt hat! Formuliere drei Erkenntnisse in deinen eigenen Worten!

Vergleiche das Thomson-Modell mit dem Rutherford-Modell! Was ist bei Rutherford neu, anders oder genauer?

Beurteile, warum die Entdeckung des Neutrons durch Chadwick für das Verständnis des Atomaufbaus wichtig war! Arbeite in deinem Heft!

Beschreibe den Aufbau des Periodensystems! Wie werden die Zeilen und Spalten bezeichnet?

Formuliere eine begründete Aussage, in welchem Bereich des Periodensystems die Elemente stehen!

a) die typischerweise Kationen bilden, b) die typischerweise Anionen bilden.

Begründe, weshalb Dmitri Mendelejew in der Lage war, die Eigenschaften noch unentdeckter Elemente so präzise vorherzusagen! Die Edelgase wurden später entdeckt als die meisten anderen Elemente. Woran könnte das liegen?

Bestimme, wie viele Protonen, Neutronen und Elektronen folgende Atome besitzen!

Bestimme die Anzahl an Protonen und Elektronen folgender Ionen!

Begründe, warum die Elemente im Periodensystem nach ihrer Ordnungszahl und nicht nach ihrer Massenzahl geordnet sind!

Ein Element X befindet sich in der 14. Gruppe und in der 3. Periode des Periodensystems.

a) Bestimme:

• Wie viele Valenzelektronen besitzt Element X?

• Handelt es sich um ein Metall oder Nichtmetall?

b) Vergleiche Element X mit dem Element darüber in der gleichen Gruppe. Was haben beide gemeinsam? Worin unterscheiden sie sich?

c) Überlege: Würde Element X eher weich oder hart sein? Reaktiv oder wenig reaktiv?

Begründe mithilfe seiner Stellung im Periodensystem.

3. DAS ELEKTRON

Für die Chemie sind Elektronen besonders wichtig. Sie befinden sich in der Elektronenhülle rund um den Atomkern. Elektronen bestimmen, wie Atome sich verbinden, wie Stoffe reagieren und warum Materialien unterschiedliche Eigenschaften besitzen.

Abb. 3: Gleiche Ladungen stoßen sich gegenseitig ab, entgegengesetzte Ladungen ziehen einander an.

Abb. 4: Welche Kräfte neben der Coulombkraft und der Gravitationskraft kennst du noch? Erstelle eine Liste!

Vergleiche die Anziehungskräfte im Atom und im Sonnensystem! Welche Gemeinsamkeiten und Unterschiede kannst du feststellen?

Beurteile, inwiefern der Vergleich zwischen Atommodell und Sonnensystem hilfreich oder problematisch ist! Begründe deine Einschätzung!

Quantenphysik, die: Wissenschaft, die das Verhalten von Atomen, Licht und anderen kleinsten Teilchen beschreibt und erklärt.

Wie man den Atomaufbau entdeckte

Der Physiker Ernest Rutherford zeigte mit seinem Goldfolienversuch, dass Atome nicht gleichmäßig aufgebaut sind. Stattdessen besitzen sie einen sehr kleinen, dichten Kern, in dem sich Protonen und Neutronen befinden. Die Elektronen bewegen sich um diesen Kern herum und bilden die Atomhülle. Damit stellte sich eine neue Frage: Wie genau bewegen sich die Elektronen im Atom?

Das Bohrsche Atommodell

Abb. 1: Rutherfords Atommodell

1913 entwickelte der dänische Physiker Niels Bohr ein Atommodell, mit dem der Aufbau der Elektronenhülle verständlich erklärt werden konnte. Nach dem Bohrschen Atommodell bewegen sich Elektronen auf festen, kreisförmigen Bahnen um den Atomkern – ähnlich wie Planeten um die Sonne.

Im Sonnensystem hält die Gravitationskraft (Schwerkraft) die Planeten auf ihrer Umlaufbahn. Im Atom sorgt die Coulombkraft dafür, dass die negativ geladenen Elektronen vom positiv geladenen Atomkern angezogen werden.

Abb. 4: Vergleich der Kräfte im Sonnensystem und im Atom.

An dieser Vorstellung gab es jedoch ein Problem: Bewegte elektrische Teilchen müssten eigentlich ständig Energie verlieren. Die Elektronen hätten dann in den Atomkern stürzen müssen. Da Atome aber stabil sind, musste Bohr sein Modell erweitern.

Mithilfe neuer Erkenntnisse aus der Quantenphysik stellte Bohr zwei wichtige Regeln auf:

1. Elektronen dürfen sich nur auf bestimmten Bahnen aufhalten. Diese Bahnen sind stabil und besitzen jeweils eine feste Energiemenge, die man Energieniveau nennt.

2. Elektronen können zwischen diesen Energieniveaus „springen“. Springt ein Elektron auf eine höhere Bahn, nimmt es Energie auf. Fällt es auf eine niedrigere Bahn zurück, gibt es Energie ab, meist in Form von Licht.

Abb. 2: Niels Bohr

Gravitationskraft

Coulombkraft

Energie wird absorbiert

D Elektron springt hoch

Energie wird abgegeben

D Elektron fällt runter

Abb. 5: Elektronen können sich zwischen den Bahnen bewegen. Dabei wird Energie aufgenommen oder abgegeben.

Die Größe dieser Energiesprünge ist für jedes Element unterschiedlich, da jedes Element einen eigenen Aufbau besitzt. Deshalb wird beim Zurückfallen der Elektronen unterschiedlich viel Energie abgegeben. Diese Unterschiede zeigen sich in verschiedenen Lichtfarben, die für jedes Element typisch sind.

Ein bekanntes Beispiel dafür ist die Flammenfärbung. Hält man Kochsalz (Natriumchlorid) in die Flamme eines Bunsenbrenners, nehmen die Elektronen Energie auf und springen auf eine höhere Bahn. Wenn sie wieder in ihre ursprüngliche Bahn zurückfallen, geben sie Energie als gelbes Licht ab. Bei Kupfersalzen (z. B. Kupferchlorid) erscheint die Flamme grün. Jedes Element besitzt damit eine charakteristische Lichtfarbe, die man wie einen „Licht-Fingerabdruck“ nutzen kann, um Stoffe zu erkennen.

Abb. 6: Je nach Element wird verschiedenfarbiges Licht abgegeben.

Energie

Energie und Frequenz – Zusammenhang nach Planck

ΔE = E2 – E1 = h·f E: Energie h: Planck-Konstante f: Frequenz der Strahlung Das Symbol Δ (Delta) wird in Formeln für die Differenz zwischen zwei Zuständen verwendet.

VERSUCH

Führe den Versuch „Flammenfärbung“ von S. 60 durch und beschreibe deine Beobachtungen!

Erkläre, warum bei unterschiedlichen Elementen verschiedenfarbiges Licht entsteht, wenn deren Salze in eine Flamme gehalten werden!

Begründe, warum sich das Bohrsche Atommodell gut eignet, um das Farbspektrum von Flammenfärbungen zu erklären – und wo es an seine Grenzen stößt!

Stoffe, Energie und Reaktionen

Abb. 8: Die Schalen eines Atoms ähneln den Schichten einer Zwiebel.

Schalenmodell

Das Schalenmodell ist eine Weiterentwicklung des Bohrschen Atommodells. Der Atomkern besteht aus Protonen und Neutronen, während sich die Elektronen in bestimmten Schalen um den Kern bewegen.

Man kann sich diese Schalen wie die Schichten einer Zwiebel vorstellen: die innersten Schalen liegen näher am Kern, die äußeren weiter entfernt. Je näher eine Schale am positiv geladenen Kern liegt, desto stärker werden die Elektronen angezogen.

Schale Name Elektronen n

1 K 2 · 12 = 2

2 L 2 · 22 = 8

3 M 2 · 32 = 18

4 N 2 · 42 = 32

Valenzelektronen, die: die äußersten Elektronen eines Atoms.

Beurteile! Warum reagiert Helium kaum mit anderen Stoffen, während Natrium sehr reaktionsfreudig ist? Beziehe dich auf das Schalenmodell!

Die Schalen werden mit den Buchstaben K, L, M, N bezeichnet. In der KSchale ist Platz für 2 Elektronen, in der L-Schale für 8, in der M-Schale für 18 und in der N-Schale für 32. Die maximale Anzahl der Elektronen in einer Schale lässt sich mit der Formel 2 n² berechnen, wobei n die Nummer der Schale ist.

Mit dem Schalenmodell lässt sich auch der Aufbau des Periodensystems erklären:

1 In der 1. Periode gibt es nur die K-Schale. Sie kann mit 1 Elektron (Wasserstoff) oder 2 Elektronen (Helium) besetzt werden.

1 In der 2. Periode kommt die L-Schale dazu. Ein Lithiumatom (Ordnungszahl 3) hat 3 Elektronen: 2 in der K-Schale und 1 in der L-Schale. Ein Kohlenstoffatom (Ordnungszahl 6) besitzt 6 Elektronen: 2 in der K-Schale und 4 in der L-Schale.

Für chemische Reaktionen sind vor allem die Elektronen in der äußersten Schale wichtig. Diese nennt man Valenzelektronen. Sie bestimmen, wie ein Atom mit anderen Atomen reagiert.

So hat ein Lithiumatom 1 Valenzelektron, ein Kohlenstoffatom 4 Valenzelektronen. Die Anzahl der Valenzelektronen kann man oft direkt aus der Gruppe im Periodensystem ablesen.

Abb. 9: Die ersten drei Perioden des Periodensystems. Mit Ausnahme von Helium entspricht die Anzahl der Valenzelektronen der Zahl der Gruppe.

Das Schalenmodell und die Gruppen im Periodensystem

Das Schalenmodell hilft uns nicht nur dabei, den Aufbau der Atome zu verstehen, sondern erklärt auch, warum die Elemente im Periodensystem unterschiedliche Eigenschaften besitzen. Dafür benötigen wir eine wichtige Regel der Chemie

Die Oktettregel besagt, dass die Atome eines Elements danach streben, acht Elektronen in ihrer äußeren Schale (Valenzschale) zu haben.

Das bedeutet: Atome streben nach einer vollständig besetzten äußeren Schale, wie es bei den Edelgasen der Fall ist. So erreichen sie einen stabilen Zustand. Wasserstoff (H) und Helium (He) sind Ausnahmen: sie benötigen nur zwei Elektronen, um ihre äußere Schale zu füllen.

Um dieses stabile „Ziel“ zu erreichen, geben Atome Elektronen ab oder nehmen welche auf:

1 Edelgase (z. B. Helium, Neon, Argon) haben bereits eine vollständige Valenzschale.

Deshalb reagieren sie kaum mit anderen Stoffen. Sie sind sehr stabil und nicht reaktiv

1 Alkalimetalle (z. B. Natrium, Kalium) besitzen ein einziges Valenzelektron in ihrer äußeren Schale.

Dieses Elektron geben sie leicht ab, um eine voll besetzte Schale zu erreichen. Wenn Natrium (Na) sein Valenzelektron abgibt, entsteht ein Na⁺-Kation mit stabiler Elektronenschale. Deshalb sind Alkalimetalle sehr reaktionsfreudig.

1 Erdalkalimetalle (z. B. Magnesium, Calcium) haben zwei Valenzelektronen.

Sie geben beide Valenzelektronen ab und bilden Kationen mit der Ladung +2 (z. B. Mg²⁺ , Ca²⁺). Auch sie reagieren daher leicht mit anderen Stoffen.

1 Halogene (z. B. Fluor, Chlor, Brom) haben sieben Elektronen in der äußersten Schale.

Ihnen fehlt nur ein Valenzelektron zur vollen Schale. Daher nehmen sie leicht ein Elektron auf und bilden Anionen (z. B. Cl ). Auch das macht sie besonders reaktiv

Das Schalenmodell erklärt also, warum manche Elemente leicht Elektronen abgeben und andere sie lieber aufnehmen. So können wir verstehen, wie chemische Bindungen entstehen und warum das Periodensystem so aufgebaut ist, wie es ist.

Abb. 10: Nach Abgabe eines Elektrons hat Natrium die gleiche Anzahl Elektronen wie Neon.

Okta: 8 (griechisch)

Beschreibe, was ein Atom im Idealfall mit seiner Valenzschale erreichen möchte!

Erkläre mithilfe des Schalenmodells, warum ein Natriumatom besonders leicht ein Elektron abgibt, ein Chloratom aber eines aufnimmt!

Fertige deine eigene Skizze des Schalenmodells an! Beschrifte die Schalen und gib die Anzahl der Elektronen an, die auf jeder der Schalen Platz haben!

Abb. 11: Vergleich der verschiedenen Atommodelle von Dalton, Thomson, Rutherford und Bohr.

John Dalton, 1803

Niels Bohr, 1913

J.J Thomson, 1904

Ernest Rutherford, 1911

Stoffe, Energie und Reaktionen

Flammenfärbung

Fragestellung: Wie kann man durch die Farbe einer Flamme verschiedene Metallsalze unterscheiden?

Durchführung: Schülerinnen- und Schülerversuch (unter Aufsicht der Lehrkraft)

Materialhinweise: Bunsenbrenner, Magnesiastäbchen, verdünnte Salzsäure (1 mol/L), NaCl, BaCO₃, CaSO₄, CuSO₄·5H₂O, LiCl, Tüpfelplatte

Sicherheitsaspekte: Schutzbrille tragen! Keine brennbaren Materialien in der Nähe des Bunsenbrenners. Mit der Salzsäure und heißen Materialien vorsichtig umgehen.

Arbeitsauftrag:

2 3

Überlege, warum man die Magnesiastäbchen vor der Verwendung mit Salzsäure reinigen muss!

Führe den Versuch für verschiedene Salze durch: Befeuchte das Stäbchen mit etwas Salzsäure, tauche es in ein Salz und halte es in die Flamme des Bunsenbrenners!

Beobachte genau die Farbe der Flamme und notiere sie für jedes Salz!

Vergleiche deine Beobachtungen mit denen deiner Mitschülerinnen und Mitschüler!

Beobachtungen:

Entsorgungshinweise: Salzreste in den vorgesehenen Schwermetall- bzw. Salzabfall geben (schulinterne Vorgaben beachten). Salzsäure stark verdünnen und gemäß Schulvorschrift entsorgen. Magnesiastäbchen nach dem Abkühlen reinigen und wiederverwenden.

Aufgaben:

Erkläre, warum sich die Flamme bei verschiedenen Salzen unterschiedlich färbt!

Skizziere die Bewegung der Elektronen mit dem Schalenmodell für eines der Ionen deiner Wahl!

Beurteile, ob die Flammenfärbung geeignet ist, Metallsalze eindeutig zu identifizieren, und nenne mögliche Grenzen dieser Methode!

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Beschreibe Niels Bohrs Atommodell! Weshalb wird es auch als Planetenmodell bezeichnet und wie unterscheidet es sich von Rutherfords Atommodell?

Erkläre in eigenen Worten, wie die bunten Farben eines Feuerwerks zustande kommen!

Beschreibe folgende Atome und Ionen im Schalenmodell, indem du die Tabelle ausfüllst!

Symbol Protonenzahl (Z) Elektronenzahl Elektronenverteilung Besonderheit (K / L / M)

geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Erläutere, was die Oktettregel besagt und erkläre, wie sich mit ihrer Hilfe die Reaktivität der Hauptgruppen im Periodensystem verstehen lässt!

Erkläre anhand des Schalenmodells, warum Natrium (Na) besonders leicht ein Elektron abgibt, während Chlor (Cl) leicht ein Elektron aufnimmt! Nutze dazu Begriffe wie Valenzschale, Oktettregel und Ladung!

Erkläre, warum die Edelgase kaum Verbindungen eingehen, während die Elemente der Gruppen 1 und 7 besonders reaktiv sind! Beziehe dich auf das Schalenmodell, die Anzahl der Valenzelektronen und die Oktettregel!

Erkläre ausführlich, weshalb in der Chemie hauptsächlich die Valenzelektronen von Bedeutung sind!

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Ordne folgenden Elementen (Mg, N, F, Na, O, Cl, Al, Ne) ihre typische Ionenladung (z. B. Mg²⁺, Cl etc.) zu und beschreibe, wie sich die Elektronenanzahl dadurch verändert!

Element Ion

Begründung / Veränderung der Elektronenanordnung

Zeichne nun dazu das Schalenmodell für Magnesium, Aluminium, Chlor und Natrium als neutrales Atom und Ion!

Erkläre, weshalb die Anzahl der Elemente je Periode von oben nach unten im Periodensystem zunimmt! Wie hängt die Form des Periodensystems mit den Elektronenschalen zusammen?

4. CHEMISCHE BINDUNGEN

Abb. 1: Durch Abgabe eines Elektrons hat ein Natriumion die gleiche Anzahl Elektronen wie das ein Neonatom. Das macht es stabiler.

kinetische Energie, die: die Energie, die ein Objekt aufgrund seiner Bewegung besitzt.

potenzielle Energie, die: die Energie, die ein Objekt aufgrund seiner Position besitzt.

Potenzielle Energie

Kinetische Energie

Bisher hast du gelernt, wie Atome aufgebaut sind und dass ihre chemischen Eigenschaften von den Valenzelektronen abhängen. Mit dem Periodensystem kann man viele dieser Eigenschaften vorhersagen und erkennen, ob ein Element ein Metall, Halbmetall oder Nichtmetall ist.

Besonders spannend wird Chemie aber erst dann, wenn Atome miteinander reagieren und neue Stoffe entstehen.

Eine chemische Verbindung ist ein Stoff, der aus mindestens zwei verschiedenen Elementen besteht, die in einem festen Zahlenverhältnis miteinander verbunden sind.

Warum verbinden sich Atome überhaupt? Eine Erklärung dafür ist die Oktettregel. Atome streben danach, eine voll besetzte äußere Schale zu besitzen, meist mit acht Valenzelektronen, wie bei den Edelgasen. Dieser Zustand ist besonders stabil

Ein Natriumatom besitzt nur ein Valenzelektron. Es gibt dieses Elektron leicht ab, um die gleiche Elektronenanordnung wie das Edelgas Neon zu erreichen. Dadurch wird es stabiler und seine Energie sinkt.

Abb. 2: Umwandlung von potenzieller Energie zu kinetischer Energie.

Abb. 3: Beschreibe, was mit der Energie der Kugel geschieht, wenn sie den Hang hinunterrollt!

Übertrage das Prinzip aus der Grafik auf einen realen Vorgang aus deinem Alltag (z. B. Skateboard fahren, Schaukeln, Achterbahn, Rutschen)!

Beurteile, warum das Prinzip der Energieumwandlung (potenziell ↔ kinetisch) z. B. für den Bau von Freizeitparks oder Sportanlagen wichtig ist!

Man kann sich das wie einen Ball vorstellen, der einen Hügel hinunterrollt: Er bewegt sich von einem energiereichen Zustand zu einem energieärmeren, stabileren Zustand. Dabei wird potenzielle Energie in kinetische Energie umgewandelt und abgegeben.

Ähnlich ist es bei Atomen: Um einen stabileren Zustand zu erreichen, geben sie Energie an die Umgebung ab, zum Beispiel in Form von Wärme oder Licht.

Je nach Element verhalten sich Atome dabei unterschiedlich:

1 Metallatome geben ihre Valenzelektronen leicht ab.

1 Nichtmetallatome nehmen Elektronen gerne auf.

1 Treffen zwei Nichtmetallatome aufeinander, können sie ihre Valenzelektronen miteinander teilen

Daraus entstehen verschiedene Arten chemischer Bindungen. Entscheidend ist, was mit den Valenzelektronen geschieht: Werden sie übertragen, geteilt oder stehen sie frei beweglich zur Verfügung? Je nach Art der beteiligten Elemente entstehen so:

Ionenbindung

Stoffe, Energie und Reaktionen

Eine Ionenbindung entsteht typischerweise, wenn ein Metallatom mit einem Nichtmetallatom reagiert. Metallatome geben ihre Valenzelektronen leicht ab, während Nichtmetallatome diese Elektronen gerne aufnehmen. Dadurch entstehen positiv geladene Ionen (Kationen) und negativ geladene Ionen (Anionen)

Eine Ionenbindung entsteht, durch die elektrostatische Anziehung zwischen Kationen und Anionen.

Natriumchlorid – Die Stoffebene

Natriumchlorid (NaCl) ist ein Salz, das man im Alltag auch als Kochsalz kennt. Auf der Stoffebene fällt Folgendes auf:

1 Es besteht aus den Elementen Natrium (Na) und Chlor (Cl).

1 Es bildet würfelförmige Kristalle.

1 Die Salzkristalle sind hart und spröde.

1 Es hat einen hohen Schmelzpunkt (801 °C) und Siedepunkt (1413 °C).

1 Im festen Zustand leitet es keinen Strom.

1 In Wasser gelöst oder geschmolzen kann es Strom leiten (die Lösung ist ein Elektrolyt).

Diese Eigenschaften unterscheiden sich stark von denen der beteiligten Elemente Natrium (Metall) und Chlor (gasförmiges Nichtmetall). Um dies zu verstehen, müssen wir uns die Struktur auf der Teilchenebene ansehen.

Natriumchlorid – Die Teilchenebene

Auf der Teilchenebene besteht Natriumchlorid (NaCl) aus positiv geladenen NatriumIonen (Na⁺) und negativ geladenen Chlorid-Ionen (Cl ). Diese Ionen entstehen folgendermaßen:

1 Ein Natrium-Atom muss zur Erfüllung der Oktettregel ein Elektron abgeben.

1 Ein Chlor-Atom muss zur Erfüllung der Oktettregel ein Elektron aufnehmen.

1 Trifft ein Natrium-Atom auf ein Chlor-Atom, kann das Natrium-Atom sein überschüssiges Elektron an das Chlor-Atom abgeben.

1 Das Natriumatom wird zum Na+-Kation und das Chloratom wird zu Cl–-Anion (Chloridion). Beide Ionen erreichen dadurch einen stabileren Zustand, eine echte „Win-Win-Situation“!

Na+-Kationen und Cl–-Anionen ziehen einander elektrostatisch an. Es entsteht das Salz Natriumchlorid (NaCl).

Abb. 4: Coulombkräfte zwischen geladenen Teilchen

Win-Win-Situation, die: Eine Situation, von der beide Parteien profitieren.

Beschreibe in eigenen Worten, was eine Ionenbindung ist!

Beurteile, warum man die Bildung einer ionischen Verbindung als „Win-Win-Situation“ bezeichnen kann!

Abb. 5: Je mehr Zeit ein Salz zum Kristallisieren hat, desto größer können die Kristalle werden. Der größte bekannte Kristall besteht aus Calciumsulfat (CaSO4) und ist über 11 m hoch und 2 m breit.

Abb. 6: Bildung der Ionenbindung in Natriumchlorid.

Na-Atom

Stoffe, Energie und Reaktionen

Ionengitter und Stoffeigenschaften

Im Feststoff ordnen sich die Ionen regelmäßig zu einem Kristallgitter an. Dieses Ionengitter wiederholt sich in alle Richtungen und bildet die Struktur der Kristalle, die wir auf der Stoffebene sehen.

Eigenschaften aus der Teilchenebene erklären

Die beobachteten Eigenschaften lassen sich nun durch das Verhalten der Teilchen verstehen:

Abb. 7: Gitter eines

1 Hoher Schmelz- und Siedepunkt: Die starken Anziehungskräfte zwischen den Ionen müssen überwunden werden, um das Salz zu schmelzen oder zu verdampfen.

Natriumchlorid-Kristalls

1 Härte und Sprödigkeit: Werden die Ionenschichten im Gitter verschoben, treffen gleich geladene Ionen aufeinander. Sie stoßen einander gegenseitig ab und das Gitter bricht.

1 Leitfähigkeit: Im festen Zustand sind die Ionen fest an einem Platz und können sich nicht frei bewegen → kein Stromfluss möglich. Im gelösten und geschmolzenen Zustand können sich die Ionen frei bewegen und einen Strom transportieren

Abb. 9: Übertragung von Elektronen zwischen einem Calciumatom und zwei Fluoratomen.

Abb. 8: Bei der Verformung eines Salzkristalls, z. B. durch einen Schlag, kommt es zu Rissen. Das liegt an der Abstoßung identisch geladener Ionen.

Mehrfach geladene Ionen

Nenne drei Eigenschaften von Salzen im festen Zustand!

Begründe mithilfe des Teilchenmodells, warum Salze im festen Zustand keine elektrischen Leiter sind, geschmolzen und in Lösung aber schon!

Auch Zucker bildet Kristalle. Plant im Team ein Experiment, um herauszufinden, ob Zucker zu den Salzen gehört!

Beim Elektronentransfer zwischen Atomen können auch mehr als ein Elektron übertragen werden.

1 Ein Calcium-Atom muss zwei Elektronen abgeben, um die gleiche Anzahl Elektronen wie ein Edelgas zu erreichen.

1 Ein Fluor-Atom möchte nur eines der Elektronen aufnehmen.

1 Deshalb gibt ein Calcium-Atom seine beiden Elektronen an zwei Fluor-Atome ab. So entstehen ein Ca²⁺-Ion und zwei F -Ionen.

Wichtig ist: Die Verbindung muss insgesamt elektrisch neutral sein. Zwei negative Ladungen gleichen daher eine zweifach positive Ladung aus.

Die Zusammensetzung einer Verbindung wird mit einer Summenformel angegeben.

Die Summenformel einer chemischen Verbindung gibt die Anzahl der Atome verschiedener Elemente an.

Die Summenformel von Calciumfluorid ist CaF2. Die tiefgestellte Zahl gibt an, dass für jedes Calciumion, zwei Fluoridionen vorhanden sind.

Ca-Atom

F-Atom

Stoffe, Energie und Reaktionen

Ein besonders wichtiges Anion ist das Oxidion (O2–). Ein Sauerstoffatom besitzt sechs Valenzelektronen und muss zur Erfüllung der Oktettregel zwei Elektronen aufnehmen.

Abb. 10: Ein Oxidion entsteht wenn ein Sauerstoffatom zwei Elektronen aufnimmt.

Oxidionen kommen in vielen wichtigen Salzen vor, zum Beispiel:

1 Aluminiumoxid (Al₂O₃): Zwei Aluminiumionen (Al³⁺) und drei Oxidionen (O² ). Aluminiumoxid ist ein wichtiger Bestandteil von Sand und Gesteinen und wird zur Herstellung von metallischem Aluminium gebraucht.

1 Calciumoxid (CaO): Ein Calciumion (Ca2+) und ein Oxidion (O² ). Calciumoxid wird auch als Branntkalk bezeichnet und wird bei der Herstellung von Zement und Beton benötigt.

1 Eisenoxid (Fe₂O₃): Zwei Eisenionen (Fe³⁺) und drei Oxidionen (O² ). Eisenoxid wird umgangssprachlich auch als Rost bezeichnet.

Weitere wichtige Salze sind Kaliumchlorid, Calciumchlorid, Natriumfluorid und Kaliumiodid:

1 Kaliumchlorid (KCl): wird als Dünger und Streusalz verwendet.

1 Calciumchlorid (CaCl₂): wird als Streusalz und Trocknungsmittel verwendet.

1 Natriumfluorid (NaF): wird in Zahnpflegeprodukten verwendet, um den Zahnschmelz zu stärken.

1 Kaliumiodid (KI): wichtig für die Schilddrüse (jodiertes Salz).

Diese Beispiele zeigen: In einer Ionenverbindung muss die Summe aller positiven und negativen Ladungen null ergeben.

Metallbindung

Eine Metallbindung entsteht zwischen Metallatomen. Metallatome besitzen nur wenige Valenzelektronen, die sie leicht abgeben. Im Metall bleiben diese Elektronen jedoch nicht bei einem einzelnen Atom, sondern stehen allen Metallteilchen gemeinsam zur Verfügung.

Metalle – Die Stoffebene

Metalle wie Kupfer, Eisen oder Aluminium begegnen uns überall im Alltag. Auf der Stoffebene zeigen sie typische Eigenschaften:

1 Sie leiten elektrischen Strom und Wärme sehr gut.

1 Sie haben einen metallischen Glanz

1 Sie sind verformbar (duktil): man kann sie zu Drähten ziehen oder Bleche walzen, ohne dass sie brechen.

1 Sie haben oft hohe Schmelz- und Siedepunkte.

Ionenladungen im Periodensystem

Viele Elemente bilden bei chemischen Reaktionen typische Ionenladungen Diese lassen sich aus ihrer Stellung im Periodensystem ableiten.

Alkalimetalle (1. Gruppe)

→ bilden +1-Ionen z. B. Na⁺, K⁺

Erdalkalimetalle (2. Gruppe) → bilden +2-Ionen z. B. Mg²⁺, Ca²⁺

Borgruppe (13. Gruppe)

→ bilden häufig +3-Ionen z. B. Al³⁺

Stickstoffgruppe (15. Gruppe)

→ bilden häufig −3-Ionen z. B. N³

Sauerstoffgruppe (16. Gruppe)

→ bilden häufig −2-Ionen z. B. O² (Oxidion)

Halogene (17. Gruppe)

→ bilden −1-Ionen z. B. Cl , F

Abb. 11: Gold ist so duktil, dass es zu einer Schicht mit der Dicke 0,00018 mm gewalzt werden kann.

Beschreibe, wie sich die Valenzelektronen in Metallen verhalten!

Erkläre, wie die Beweglichkeit der Elektronen zur elektrischen Leitfähigkeit beiträgt!

Stoffe, Energie und Reaktionen

† Entwerft in Kleingruppen ein kurzes Rollenspiel oder einen Erklärfilm, in dem die Elektronen als „freie Teilchen“ in einem Metall dargestellt werden! Zeigt, wie sie sich bewegen und was passiert, wenn Strom oder Wärme durch das Metall fließt!

Nenne Eigenschaften, anhand derer man Metalle, Salze und molekular aufgebaute Stoffe voneinander abgrenzen kann!

Was bewegt sich bei der Stromleitung? Vergleiche die Teilchen von Metallen und Salzen!

Schmelzpunkte von Metallen –zwei Extreme

Quecksilber besitzt mit −39 °C den niedrigsten Schmelzpunkt und ist deshalb bei

Raumtemperatur flüssig.

Wolfram hat mit 3420 °C den höchsten Schmelzpunkt aller Metalle und wird z. B. dort eingesetzt, wo extreme Hitze herrscht.

Auch Legierungen aus verschiedenen Metallen wie Bronze (Kupfer + Zinn) oder Messing (Kupfer + Zink) zeigen ähnliche Eigenschaften. Doch wodurch kommen diese Eigenschaften zustande? Dafür müssen wir Metalle auf der Teilchenebene betrachten.

Metalle – Die Teilchenebene

Auf der Teilchenebene besteht ein Metall aus vielen dicht gepackten Metallteilchen, die regelmäßig angeordnet sind. Die Besonderheit:

1 Die Valenzelektronen der Metallteilchen sind nur locker gebunden und können sich frei bewegen.

1 Übrig bleiben positiv geladene Metall-Kationen (Atomkern + innere Elektronenschalen).

1 Die frei beweglichen Elektronen bilden eine gemeinsame „Wolke“ oder ein Elektronengas, das die Metall-Kationen umgibt.

Man kann sich das wie folgt vorstellen: Die positiven Metall-Kationen liegen regelmäßig nebeneinander, und die negativen Elektronen bewegen sich frei dazwischen, wie Kugeln in einem Meer aus Elektronen.

Die elektrostatische Anziehung zwischen den Metall-Kationen und den negativ geladenen Elektronen hält das Metall zusammen. Diese Art der Bindung nennt man

Metallbindung

Metall-Kationen

Valenzelektron (Elektronengas)

Abb. 12: Das Elektronengasmodell

Das Elektronengasmodell hilft uns zu verstehen, warum Metalle so besondere Eigenschaften haben:

1 Elektrische Leitfähigkeit: Die Elektronen können sich im Elektronengas frei bewegen. Legt man eine Spannung an, fließen sie in eine Richtung – es entsteht elektrischer Strom.

1 Wärmeleitfähigkeit: Elektronen in heißen Bereichen bewegen sich schneller und stoßen mit anderen Elektronen und Atomrümpfen zusammen. Dabei geben sie Energie weiter, wodurch sich Wärme schnell im Metall ausbreitet.

1 Verformbarkeit (Duktilität): Da die Metallatome nicht durch starre Bindungen aneinander fixiert sind, können sie sich bei Druck oder Zug leicht verschieben. Das Elektronengas hält sie trotzdem zusammen Das Metall bricht nicht, sondern verformt sich.

1 Glanz: Die frei beweglichen Elektronen reflektieren Licht besonders gut. Daher glänzen Metalle.

Duktilität, die: Verformbarkeit bei Raumtemperatur

Abb. 13: Metalle sind verformbar (duktil).

Ein Gespräch mit Tobias Haller, Metallurge in einer Metallscheiderei

Frage: Hallo Herr Haller! Was machen Sie beruflich?

Tobias Haller: Ich bin Metallurge und arbeite in einer Metallscheiderei, wo wir Edelmetalle wie Gold, Silber oder Platin aus Abfällen zurückgewinnen, zum Beispiel aus altem Schmuck oder Elektronik. Wir trennen die Metalle mit chemischen Verfahren, damit sie wiederverwendet werden können.

Frage: Wie sind Sie zu diesem Beruf gekommen?

Tobias Haller: Ich habe eine Lehre zum Metalltechniker gemacht. Chemie hat mich schon in der Schule interessiert, aber ich wollte etwas Praktisches lernen. Als ich sah, wie aus grauem Staub echtes Gold wurde, war ich begeistert. Die Verbindung von Chemie und Technik hat mich sofort gepackt.

Frage: Wie sieht Ihr Alltag aus?

Tobias Haller: Mein Tag ist ziemlich abwechslungsreich. Ich nehme Proben von angeliefertem Material und untersuche, welche Metalle enthalten sind. Danach entscheiden wir, mit welchen chemischen Verfahren wir sie trennen, zum Beispiel mit Säuren, Elektrolyse oder Reduktionsreaktionen. Im Labor arbeite ich eng mit Chemiker*innen zusammen, während ich im Produktionsbereich mit großen Schmelzanlagen zu tun habe. Unser Ziel ist es, die Metalle so rein wie möglich zurückzugewinnen, damit sie wiederverwendet werden können, etwa für Schmuck, Elektronik oder technische Bauteile.

Frage: Warum ist Ihre Arbeit wichtig?

Tobias Haller: Weil wir Rohstoffe wiederverwerten. Gold, Platin oder Palladium sind selten und teuer. Durch Recycling sparen wir natürliche Ressourcen und schonen die Umwelt. Außerdem sind viele Metalle für Handys, Autos oder medizinische Geräte unverzichtbar. Unsere Arbeit sorgt also dafür, dass wertvolle Materialien im Kreislauf bleiben.

Frage: Gibt es auch schwierige Seiten an Ihrem Beruf?

Tobias Haller: Ja, man muss sehr präzise und sicher arbeiten, weil manche Chemikalien gefährlich sind. Wir tragen immer Schutzkleidung und arbeiten mit Belüftungssystemen. Außerdem braucht man Geduld. Trennprozesse dauern manchmal Stunden oder Tage, bis man das reine Metall erhält.

Frage: Wem würden Sie diesen Beruf empfehlen?

Tobias Haller: Wer sich für Chemie, Metalle und Technik interessiert, sorgfältig arbeitet und neugierig ist, ist hier richtig. Es ist ein Beruf für alle, die gern praktisch arbeiten und verstehen wollen, wie man aus Abfall wieder Gold machen kann

1 2 3 4

Recherchiere: Welche Metalle sind in elektronischen Geräten wie Handys enthalten?

Begründe: Warum ist das Recycling von Metallen ein wichtiger Schritt, um Ressourcen zu schonen?

Beurteile die Aussage „Tobias Haller ist ein moderner Alchemist!“ Was spricht dafür, was dagegen?

Wäre die Arbeit in einer Metallscheiderei für dich ein interessanter Beruf? Begründe!

Stoffe, Energie und Reaktionen

Atombindung

Abb. 14: In einem Wassermolekül sind zwei H-Atome an ein O-Atom gebunden. Die Summenformel lautet H2O. Die tiefgestellte Zahl gibt an, wie viele Atome eines Elements im Molekül vorkommen. Steht keine Zahl, bedeutet das, dass nur ein Atom vorhanden ist.

Leitfähigkeit molekularer Stoffe

Molekulare Stoffe bestehen aus neutralen Molekülen und besitzen keine frei beweglichen Ionen oder Elektronen. Daher leiten sie keinen elektrischen Strom und wirken meist als Isolatoren (z. B. Zucker, Wasser, Sauerstoff).

Doppelbindung

O-Atom O-Atom

O2-Molekül

Abb. 16: Doppelbindung in einem Sauerstoffmolekül

Dreifachbindung

N-Atom N-Atom

N2-Molekül

Abb. 17: Dreifachbindung in einem Stickstoffmolekül

Eine Atombindung entsteht, wenn sich Nichtmetallatome verbinden und ihre Valenzelektronen miteinander teilen, um voll besetzte Valenzschalen zu erreichen.

Bei einer Atombindung teilen Nichtmetallatome Valenzelektronen miteinander, sodass alle beteiligten Atome einen stabileren Zustand erreichen.

Durch Bildung von Atombindungen entstehen Moleküle.

Ein Molekül besteht aus zwei oder mehr Atomen, welche durch eine Atombindung miteinander verbunden sind.

Teilchenebene

Um zu verstehen, wie eine Atombindung entsteht, schauen wir uns zunächst als Beispiel ein Fluormolekül (F2) an:

Abb. 15: Atombindung in einem Fluormolekül

1 Jedes Fluoratom hat 7 Valenzelektronen und braucht ein Elektron, um die Oktettregel zu erfüllen.

1 Treffen zwei Fluoratome aufeinander, teilen sie jeweils ein Elektron miteinander, wodurch ein Elektronenpaar entsteht.

1 Jedes Atom hat nun Zugriff auf acht Valenzelektronen. Die Oktettregel ist erfüllt.

1 Das geteilte Elektronenpaar bildet eine Einfachbindung. Manchmal reicht das Teilen von nur einem Elektronenpaar nicht aus:

1 Ein Sauerstoffatom hat 6 Valenzelektronen und braucht zwei weitere Elektronen zur Erfüllung der Oktettregel.

1 Treffen zwei Sauerstoffatome aufeinander, teilen sie jeweils zwei Valenzelektronen miteinander.

1 Jedes Atom hat nun acht Valenzelektronen

Das Ergebnis ist eine Doppelbindung, bestehend aus zwei geteilten Elektronenpaaren.

Ähnlich zu Doppelbindungen können auch Dreifachbindungen gebildet werden. Ein Beispiel hierfür ist das Stickstoffmolekül (N2).

1 Um von 5 Valenzelektronen zu 8 Valenzelektronen zu kommen, muss jedes der Stickstoffatome jeweils drei Elektronen mit seinem Partner teilen.

1 Die insgesamt sechs geteilten Valenzelektronen (drei Elektronenpaare) bilden eine Dreifachbindung.

Atome, denen mehr als ein Valenzelektron fehlt, können mehrere Atombindungen eingehen.

Ein Beispiel dafür ist das Kohlenstoffdioxid-Molekül (CO2). Es besteht aus einem Kohlenstoffatom und zwei Sauerstoffatomen

1 Ein Kohlenstoffatom besitzt vier Valenzelektronen und benötigt vier weitere, um eine volle Außenschale zu erreichen.

1 Ein Sauerstoffatom hat sechs Valenzelektronen und braucht zwei zusätzliche, um die Oktettregel zu erfüllen.

Wenn sich Kohlenstoff und Sauerstoff verbinden, teilen sie ihre Elektronen so, dass jedem Atom acht Valenzelektronen zur Verfügung stehen:

1 Jedes Sauerstoffatom teilt zwei Elektronenpaare mit dem Kohlenstoffatom.

1 Dadurch entstehen zwei Doppelbindungen zwischen dem Kohlenstoff und den beiden Sauerstoffatomen.

So erreicht jedes Atom eine vollständig besetzte Valenzschale, und das Molekül ist energetisch stabil

Kohlenstoffdioxid-Molekül

Sauerstoff-Atom

Kohlenstoff-Atom

Sauerstoff-Atom

Doppelbindung

Abb. 18: Atombindungen in Kohlenstoffdioxid

Doppelbindung

Abb. 18: Zähle auf, wie viele Valenzelektronen jedes Sauerstoffatom und das Kohlenstoffatom allein und im Molekül besitzen.

Strukturformeln – die „Baupläne“ von Molekülen

Die Summenformel zeigt, welche Atome und wie viele davon in einer Verbindung enthalten sind. Die Strukturformel zeigt zusätzlich, wie die Atome miteinander verbunden sind. Sie ist also ein Bauplan des Moleküls.

Eine Möglichkeit, Moleküle darzustellen, ist die Lewis-Formel. Dabei schreibt man die Elementsymbole der Atome und zeichnet ihre Valenzelektronen als Punkte darum. Zwei Punkte zwischen zwei Atomen bilden ein Elektronenpaar, also eine Bindung.

Oft nutzt man aber eine vereinfachte Schreibweise: die Valenzstrichformel . Hier werden die Elektronenpaare durch Striche dargestellt. So erkennt man leicht, welche Elektronenpaare Bindungen bilden und welche Elektronenpaare frei bleiben

Zeichne selbst ein Beispiel für eine Atombindung! Verwende z. B. ein Wasserstoffatom (H) und ein Chloratom (Cl)! Zeige mit Pfeilen, welche Elektronen sich die Atome teilen!

In einem HCl-Molekül hat keines der beiden Atome eine volle Elektronenschale. Erkläre, wie durch gemeinsame Elektronenpaare Stabilität entsteht!

Erörtere, welche Auswirkungen es hätte, wenn CO2 keine Doppelbindungen bilden würde!

Analysiere, warum Strukturformeln (z. B. Lewisund Valenzstrichformeln) für das Verständnis chemischer Bindungen wichtig sind!

Begründe, warum Sauerstoff mit Wasserstoff zwei Bindungen eingeht, während Stickstoff mit Wasserstoff drei Bindungen eingeht! Gehe dabei auf die Anzahl der Valenzelektronen und die Oktettregel ein!

Abb. 19: Strukturformeln eines Cl2-Moleküls: oben: Lewisformel unten: Valenzstrichformel

Name und Summenformel Struktur

Abb. 20: Zucker ist ein kristalliner Feststoff, der durch zwischenmolekulare Wechselwirkungen zusammengehalten wird.

Zwischenmolekulare Wechselwirkungen

Die Stoffebene – Warum unterscheiden sich Stoffe so stark?

Viele Stoffe bestehen aus Molekülen, zum Beispiel Wasser (H2O), Kohlenstoffdioxid (CO2) oder Sauerstoff (O2). In jedem Molekül werden die Atome durch Atombindungen zusammengehalten. Auf der Stoffebene erkennt man jedoch Unterschiede:

1 Manche molekularen Stoffe sind gasförmig, z. B. Sauerstoff (O2), 1 andere flüssig, z. B. Wasser (H2O), 1 und wieder andere fest, z. B. Zucker (C6H12O6).

Der Grund dafür liegt nicht in den Bindungen im Molekül, sondern in den Kräften zwischen den Molekülen. Diese nennt man zwischenmolekulare Wechselwirkungen

Zwischenmolekulare Wechselwirkungen sind elektrostatische Anziehungskräfte, die zwischen Molekülen wirken. Sie bestimmen, wie stark Moleküle aneinander haften und damit, ob ein Stoff bei Raumtemperatur fest, flüssig oder gasförmig ist. Man unterscheidet drei Hauptarten solcher Kräfte: Dipol-Dipol-Wechselwirkungen, Van-derWaals-Kräfte und Wasserstoffbrückenbindungen.

1. Dipol-Dipol-Wechselwirkungen

Ein Dipol ist ein Molekül, in dem die Elektronen ungleichmäßig verteilt sind. Das führt dazu, dass ein Ende des Moleküls leicht negativ (Minuspol) und das andere leicht positiv (Pluspol) ist.

Beispiel: Chlorwasserstoff (HCl)

1 Das Chloratom zieht die Elektronen stärker an als das Wasserstoffatom.

1 Dadurch werden die Elektronen zum Chloratom hin verschoben

→ Das Chloratom ist leicht negativ (δ-), das Wasserstoffatom ist leicht positiv (δ+) geladen.

1 Ein HCl-Molekül zieht mit seinem Pluspol den Minuspol eines anderen Moleküls an.

Atombindung

Abb. 22: Dipol-Dipol-Wechselwirkungen in HCl

Dipol-Dipol-Wechselwirkung

Diese Anziehung zwischen den Polen zweier Moleküle nennt man Dipol-DipolWechselwirkung. Je stärker diese Kräfte, desto höher der Siedepunkt, da mehr Energie nötig ist, um die Moleküle voneinander zu trennen.

2. Van-der-Waals-Kräfte

Auch unpolare Moleküle, bei denen die Elektronen eigentlich symmetrisch verteilt sind (z. B. Stickstoff N2 oder Sauerstoff O2), ziehen einander leicht an. Wie ist das möglich?

1 Elektronen sind ständig in Bewegung

1 Dadurch kann sich die Ladung kurzzeitig ungleichmäßig verteilen.

1 Es entsteht ein temporärer Dipol. Dieser kann in einem Nachbarmolekül ebenfalls eine Ladungsverschiebung auslösen, wodurch das zweite Molekül ebenfalls kurzzeitig zum Dipol wird.

Diese kurzzeitigen Dipol-Dipol-Anziehungen nennt man Van-der-Waals-Kräfte . Sie sind die schwächsten aller zwischenmolekularen Kräfte, kommen aber bei allen Molekülen vor und erklären z. B., warum Gase wie Stickstoff oder Sauerstoff bei sehr tiefen Temperaturen verflüssigt werden können.

Je größer ein Molekül ist, desto mehr Elektronen enthält es. Dadurch gibt es mehr Möglichkeiten für kurzzeitige Ladungsverschiebungen. So entstehen stärkere Van-derWaals-Kräfte zwischen den Molekülen.

Deshalb haben größere Moleküle meist einen höheren Siedepunkt: Es wird mehr Energie benötigt, um die Moleküle voneinander zu trennen.

Abb. 21: Atome „ziehen“ an den Elektronen in einer Bindung. Ziehen beide Atome gleich stark, sind die Elektronen gleichmäßig verteilt und das Molekül ist unpolar. Zieht ein Atom stärker, sind die Elektronen ungleichmäßig verteilt und die Bindung ist polar.

Vergleiche die DipolDipol-Wechselwirkung mit Van-der-WaalsKräften! Was ist unterschiedlich? Was ist gleich?

temporär: kurzzeitig, nicht permanent.

Abb. 23: Die Elektronen in einem Stickstoffmolekül sind symmetrisch verteilt. Das macht es zu einem unpolaren Molekül.

Abb. 24: Van-der-WaalsKräfte helfen Geckos dabei an glatten Oberflächen zu haften.

Stoffe, Energie und Reaktionen

3. Wasserstoffbrückenbindungen

Atombindung

Eine besondere Art der Dipol-Dipol-Wechselwirkung sind die Wasserstoffbrückenbindungen. Sie treten auf, wenn ein Wasserstoffatom (H) an ein Fluor- (F), Sauerstoff- (O) oder Stickstoffatom (N) gebunden ist. Diese Atome ziehen Elektronen aus Bindungen besonders stark an, wodurch der entstehende Dipol besonders ausgeprägt ist.

Abb. 26: Die Baupläne für unsere Körper befinden sich unserer DNA. DNA besteht aus zwei Strängen, die durch Wasserstoffbrückenbindungen verbunden werden und eine Helix (Spirale) bilden.

Erkläre, warum Wasser (H2O) bei Raumtemperatur flüssig ist, während das schwerere Schwefelwasserstoff (H2S) ein Gas ist! Berücksichtige dabei die zwischenmolekularen Kräfte und besondere Eigenschaften des Wassers!

Dichteanomalie des Wassers

Wasser hat seine größte

Dichte bei 4 °C. Oberhalb und Unterhalb von 4 °C nimmt die Dichte ab. Deshalb schwimmt Eis auf Wasser!

Wasserstoffbrückenbindung

Wasserstoffbrückenbindungen sind die stärksten zwischenmolekularen Wechselwirkungen. Sie treten zum Beispiel in Wasser auf.

1 Das Sauerstoffatom zieht die Elektronen stärker an als das Wasserstoffatom → das O-Ende ist leicht negativ (δ–) und das H-Ende leicht positiv (δ+) geladen. Das Wassermolekül ist deshalb polar.

1 Das positiv geladene Wasserstoff-Ende (Pluspol) eines Moleküls zieht das negativ geladene Sauerstoff-Ende (Minuspol) eines anderen Moleküls an.

1 Zwischen den Molekülen entsteht eine Wasserstoffbrücke.

1 Eine Wasserstoffbrückenbindung ist keine Atombindung, da sie zwischen den Molekülen auftritt und nicht innerhalb eines Moleküls.

Wasser

Wasser zeigt durch die Wasserstoffbrückenbindungen viele ungewöhnliche Eigenschaften:

1 Es hat einen hohen Siedepunkt (100 °C), obwohl es aus sehr kleinen Molekülen besteht.

1 Es besitzt eine hohe Oberflächenspannung, wodurch z. B. kleine Insekten auf Wasser laufen können.

1 Eis ist es weniger dicht als flüssiges Wasser und schwimmt deshalb.

Diese Besonderheiten lassen sich nur verstehen, wenn man betrachtet, was auf der Teilchenebene passiert

Auf der Teilchenebene bilden die Wassermoleküle ein Netzwerk aus vielen Wasserstoffbrückenbindungen. Jedes Molekül kann bis zu vier Wasserstoffbrückenbindungen eingehen: zwei über seine Wasserstoffatome und zwei über die freien Elektronenpaare des Sauerstoffs.

1 Hoher Siedepunkt: Um Wasser zu verdampfen, müssen die vielen Wasserstoffbrückenbindungen zwischen den Molekülen aufgebrochen werden. Dafür ist viel Energie nötig → der Siedepunkt liegt ungewöhnlich hoch.

1 Hohe Oberflächenspannung: An der Oberfläche wirken die Wasserstoffbrücken nur nach innen, sodass die Moleküle stark zusammengehalten werden → die Oberfläche „zieht sich zusammen“.

1 Dichteanomalie: Beim Gefrieren von Wasser ordnen sich die Wassermoleküle in einem regelmäßigen, sechseckigen Gitter an. Diese Struktur enthält viele Hohlräume, wodurch Eis eine geringere Dichte hat als flüssiges Wasser. Deshalb schwimmt Eis auf Wasser.

Abb. 25: Wasserstoffbrückenbindungen in Wasser

Abb. 30: Vergleich der Struktur von flüssigem und festem Wasser (Eis).

Löslichkeit

Wasser als Lösungsmittel – Stoffebene

Wasser ist ein sehr gutes Lösungsmittel für viele polare Stoffe, z. B. Salze. Löst man Kochsalz in Wasser, verschwinden die festen Kristalle und es entsteht eine homogene Lösung. Öl hingegen löst sich nicht in Wasser: Beim Mischen entstehen zwei Phasen, das Öl schwimmt auf dem Wasser.

Man merke sich das Prinzip: „Ähnliches löst sich in Ähnlichem“.

1 Polare Stoffe lösen sich in polaren Lösungsmitteln.

1 Unpolare Stoffe lösen sich in unpolaren Lösungsmitteln (z. B. Fettfleck in Waschbenzin).

Wasser als Lösungsmittel – Teilchenebene

Die unterschiedlichen Löslichkeiten lassen sich durch die Wechselwirkungen zwischen den Molekülen erklären:

Salz in Wasser: Die Wassermoleküle sind polar, das heißt, das Sauerstoffende ist leicht negativ geladen, die Wasserstoffenden sind leicht positiv geladen.

1 Die positiven H-Enden der Wassermoleküle ziehen die negativen Anionen im Salz an.

1 Die negativen O-Enden ziehen die positiven Kationen an.

Dadurch werden die Ionen aus dem Kristallgitter herausgelöst und von einer Schicht von Wassermolekülen umgeben, der sogenannten Hydrathülle.

Öl in Wasser: Öl-Moleküle sind unpolar, sie besitzen keinen Dipol.

1 Zwischen den Öl-Molekülen wirken nur schwache Van-derWaals-Kräfte.

1 Die Wassermoleküle bleiben untereinander durch Wasserstoffbrückenbindungen stark zusammen.

1 Zudem besitzen Öl und Wasser unterschiedliche Dichten. Daher trennen sich Öl und Wasser in zwei Phasen.

Nenne drei Arten von zwischenmolekularen Wechselwirkungen!

Abb. 27: Schneeflocken sind aufgrund von Wasserstoffbrückenbindung en immer sechseckig.

Waschbenzin, das: unpolares Lösungsmittel aus verschiedenen Kohlenwasserstoffen mit einem niedrigen Siedepunkt.

Abb. 28: Ein Fettfleck auf Kleidung lässt sich nicht einfach mit Wasser entfernen. Die Fettmoleküle lösen sich jedoch in anderen unpolaren Stoffen wie Waschbenzin.

Abb. 29: Auflösung von Salzen in Wasser

Erkläre, warum ein Fettfleck mit Wasser schwer zu entfernen ist, aber mit Waschbenzin gut!

Entwickle ein eigenes kleines Experiment, um zu testen, ob sich verschiedene Stoffe (z. B. Zucker, Salz, Öl, Sand) in Wasser lösen! Protokolliere deine Ergebnisse!

Abb. 30: Öl ist unpolar, Wasser ist polar. Deshalb bilden sie kein homogenes Gemisch (Gemenge).

Stoffe, Energie und Reaktionen

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Elektrolyse von Wasser

Durchführung: Demonstrationsversuch durch die Lehrkraft

Materialhinweise: Hofmannscher Zersetzungsapparat, verdünnte Schwefelsäure (H₂SO₄, ca. 1 mol/L), 2 Reagenzgläser, Reagenzglasklammer, Kerze, Holzspan

Sicherheitsaspekte:

1 Nur die Lehrkraft führt den Versuch durch!

1 Wasserstoff ist entzündlich, Knallgefahr!

1 Schwefelsäure ist ätzend → Schutzbrille, Labormantel, Handschuhe tragen.

1 Nach dem Versuch: Strom ausschalten, Geräte sorgfältig reinigen.

Versuchsdurchführung:

Der Zersetzungsapparat wird mit angesäuertem Wasser gefüllt. Nach dem Anlegen einer Spannung (ca. 10 V) bilden sich an den Elektroden Gase, die getrennt aufgefangen werden:

1 Minuspol (Kathode): Gas wird mit der Knallgasprobe getestet.

1 Pluspol (Anode): Gas wird mit dem glimmenden Holzspan geprüft.

Arbeitsauftrag:

Beobachte den Versuch genau: Wo entsteht mehr Gas, wo weniger?

Notiere, was passiert, wenn die Gase entzündet bzw. geprüft werden!

Überlege, welche Stoffe entstanden sind!

Beobachtungen:

Fragestellung: Aus welchen Stoffen besteht Wasser und wie können diese Stoffe sichtbar nachgewiesen werden?

Gasentwicklung an beiden Elektroden

Versuch mit Kerze

Versuch mit glimmendem Holzspan Versuchsteil

Entsorgungshinweise: Nach dem Versuch Strom abschalten. Die verdünnte Schwefelsäure stark verdünnen und gemäß Schulvorschrift entsorgen. Geräte mit Wasser spülen und trocknen.

Aufgaben:

In welchem Verhältnis entstehen die Gase bei der Elektrolyse von Wasser? Stelle einen Zusammenhang zur Molekülformel von Wasser (H2O) her!

Was zeigt der Knall beim ersten Gasnachweis an?

Warum flammt der glimmende Holzspan beim zweiten Gasnachweis wieder auf?

Beurteile, warum die Elektrolyse von Wasser trotz des Energieaufwands eine wichtige technische Bedeutung hat (z. B. Wasserstoff als Energieträger)!

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

1. 2.

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Nenne zwei Gründe, warum Atome Bindungen eingehen!

Vergleiche die Elektronenhüllen von Neon und einem Natriumatom nach Abgabe eines Elektrons! Warum ist Neon stabil – und das Natriumion auch?

Kombiniere und baue aus den gegebenen Atomen die Moleküle! Stelle sie in Summenformel und Lewisschreibweise dar und gib die Art und Anzahl der Bindungen an! Kennst du den Namen des Moleküls? Deine Lehrkraft oder das Internet können helfen!

Hinweis: x steht für 1, 2, 3 oder 4 der jeweiligen Atome.

Atome LewisSchreibweise der Atome LewisSchreibweise des Moleküls

1 H und x H

Bindungen (Einfach-, Zweifach- oder Dreifachbindung)

Summenformel Name

Einfachbindung Wasserstoff H 2

1 N und x H

1 C und x H

1 O und x H

1 O und x O

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Bastle ein Modell der Verbindung H₂O aus Papier oder Knetmasse! Stelle die Atome als Kugeln dar und zeige die Anzahl und Anordnung der beteiligten Elektronen!

Begründe, warum Edelgase nur in den seltensten Fällen chemische Bindungen eingehen!

Erkläre anhand des Periodensystems, warum Natrium und Chlor besonders leicht eine Ionenbindung eingehen!

Bestimme das Verhältnis der Ionen in den Salzen, die entstehen, wenn die folgenden Elemente miteinander reagieren! Gib jeweils die Ionen, das Verhältnis und die Summenformel des Salzes an!

Beispiel: Na und Cl: Na+ und Cl–; Zusammensetzung: 1:1 → NaCl

Reaktionspartner Ionenbildung Verhältnis der Ionen Summenformel des Salzes

a. Mg und O

b. Cs und Cl

c. K und Br

d. Na und O

e. Al und Cl

Ergänze:

• Ionenbindung →Elektronen werden

• Atombindung → Elektronen werden

• Metallbindung → Elektronen sind

Erkläre mithilfe von Skizzen, weshalb Metalle verformbar sind, während Salze spröde sind und brechen!

Untersuche ein Salz im Wasser! Löse einen Teelöffel Kochsalz in Wasser und teste, ob die Lösung Strom leitet. Dokumentiere deine Beobachtung in einer Tabelle in deinem Heft! Was kannst du daraus ableiten?

Stoffe, Energie und Reaktionen

Berechne die Ladungen der Metallionen in den folgenden Verbindungen! Nutze dein Wissen über die typischen Ladungen von Hauptgruppen-Ionen, um die unbekannten Ladungen der Übergangsmetallionen zu bestimmen! Achte darauf, dass die Gesamtladung der Verbindung neutral sein muss!

Beispiel: FeCl₃ – Chlor gehört zur 7. Hauptgruppe und bildet Cl -Ionen. Drei Cl -Ionen ergeben eine Gesamtladung von –3. Damit die Verbindung insgesamt neutral ist, muss das Eisenion eine +3-Ladung haben → Fe³⁺ .

Warum eignen sich Metalle gut für Stromleitungen, Salze aber nicht? Vergleiche, welche Teilchen sich jeweils bewegen können und warum!

Vergleiche Ionenbindungen und Atombindungen! Erkläre, worauf der Zusammenhalt von Salzen und Molekülen jeweils basiert! Beschreibe, welche Kräfte bei den unterschiedlichen Bindungstypen wirken!

Gestalte ein Lernplakat, auf dem du für deine Mitschülerinnen und Mitschüler den Unterschied zwischen Einfach-, Doppel- und Dreifachbindung erklärst – inklusive Beispielen, Zeichnungen und Regelhinweisen!

Zum Weiterdenken: Wasser (H2O) und Kohlenstoffdioxid (CO2) bestehen jeweils aus zwei Sorten von Atomen. H2O-Moleküle werden gewinkelt dargestellt, während CO2-Moleküle gerade sind. Überlege, weshalb das so ist. Welche Konsequenzen könnte das für die Eigenschaften der Moleküle haben?

Cr2O3

CuCl2

CuCl

KMnO4

5. CHEMISCHE REAKTIONEN

Die Stoffebene

m(Edukte) m(Produkte)

Bei einer chemischen Reaktion werden Stoffe in andere Stoffe umgewandelt. Dabei entstehen neue Produkte mit anderen Eigenschaften als die Ausgangsstoffe (Edukte).

Beispiel: Wasserstoff (H2) reagiert mit Sauerstoff (O2) zu Wasser (H2O).

Abb. 2: Das Gesetz zur Erhaltung der Masse besagt, dass die Massen vor und nach einer chemischen Reaktion gleich groß sind.

Vergleiche! Was passiert mit der Masse, wenn sich bei einer Reaktion ein Gas bildet und entweicht (z. B. beim Erhitzen von Backpulver)? Beziehe dich auf das Gesetz zur Massenerhaltung!

Achtung: Verwechslungsgefahr!

In Summenformeln ist Groß- und Kleinschreibung sehr wichtig.

CO = Kohlenstoffmonoxid (giftiges Gas)

Co = Cobalt (chemisches Element, Metall)

NO = Stickstoffmonoxid (Gas)

No = Nobelium (künstlich hergestelltes Element)

Schon ein falscher Buchstabe kann einen völlig anderen Stoff bedeuten.

Abb. 3: Ob beim Backen oder im Labor: folge dem Rezept bzw. der Durchführung und achte auf die Mengenangaben!

1 Vor der Reaktion: Wasserstoff und Sauerstoff sind farblose Gase.

1 Nach der Reaktion: Wasser ist bei Raumtemperatur und Standarddruck eine farblose Flüssigkeit.

Veränderungen bei chemischen Reaktionen kann man beobachten oder messen, etwa durch Farbänderung, Gasentwicklung, Niederschlagsbildung, Geruchsveränderung oder Energieabgabe in Form von Wärme und Licht.

Chemische Reaktionen werden mit Reaktionsgleichungen dargestellt.

1 Auf der linken Seite stehen die Edukte (Ausgangsstoffe).

1 Auf der rechten Seite die Produkte (Endstoffe).

1 Der Reaktionspfeil zeigt die Richtung der bevorzugten Umwandlung.

Edukte (Ausgangsstoffe)

Produkt (Endstoff)

Reaktionspfeil stöchiometrischer Faktor

Abb. 1: Beispiel einer Reaktionsgleichung.

Damit die Reaktionsgleichung korrekt ist, muss sie ausgeglichen (balanciert) werden. Das bedeutet: Auf der linken und rechten Seite der Reaktionsgleichung müssen gleich viele Atome jedes Elements vorkommen. Es dürfen keine Atome „verschwinden“ oder neu entstehen. Bei einer chemischen Reaktion werden Atome nur neu angeordnet, sie werden aber nicht zerstört und auch nicht neu gebildet. Deshalb bleibt die Masse erhalten.

Massenbilanz: Bei einer chemischen Reaktion wird die Masse erhalten. Die Gesamtmasse der Edukte entspricht der Gesamtmasse der Produkte (1. Chem. Grundgesetz).

Zum Ausgleichen verwendet man stöchiometrische Faktoren. Das sind Zahlen vor den Summenformeln, die angeben, wie viele Teilchen eines Stoffes an der Reaktion beteiligt sind. Man kann sich das wie ein Rezept vorstellen: Für einen Kuchen braucht man z. B. zwei Eier und drei Löffel Mehl. Die Zahlen zeigen, in welchem Verhältnis die Stoffe reagieren.

Wichtig: In Summenformeln bestimmen tiefgestellte Zahlen, welcher Stoff vorliegt (z. B. H₂O = Wasser, H₂O₂ = Wasserstoffperoxid). Schon eine andere Zahl bedeutet einen anderen Stoff mit anderen Eigenschaften. Beim Ausgleichen von Reaktionsgleichungen werden deshalb nur die Faktoren vor den Summenformeln verändert, nicht die Summenformeln selbst.

Die Teilchenebene

Eine chemische Reaktion bedeutet, dass sich die Bindungen zwischen Atomen verändern:

1 Alte Bindungen werden aufgebrochen.

1 Neue Bindungen werden gebildet

Die Atomkerne bleiben dabei unverändert, nur die Valenzelektronen in der Hülle werden neu angeordnet. So entstehen neue Teilchen (Moleküle oder Ionen) mit neuer Struktur.

Beispiel: Bei der Bildung von Wasser brechen die H–H-Bindungen und die O=OBindung auf. Danach verbinden sich die Atome neu zu H–O-Bindungen im Wassermolekül.

Abb. 5: Reaktion von Wasserstoff und Sauerstoff auf der Teilchenebene.

Stelle die Reaktion in Valenzstrichformeln dar.

Vor und nach der Reaktion sind gleich viele Atome vorhanden (4 H-Atome und zwei O-Atome). Die Massenbilanz bei Reaktionen wird deshalb auch als Atombilanz bezeichnet. Beim Ausgleichen einer Reaktionsgleichung müssen stets gleich viele Atome der jeweiligen Elemente auf beiden Seiten vorkommen.

Unausgeglichen: H2 + O2 → H2O Ausgeglichen: 2 H2 + 1 O2 → 2 H2O

Energieänderung bei Reaktionen

Stoffebene

Bei vielen chemischen Reaktionen wird Energie frei: die Umgebung wird warm oder es entsteht sogar eine Flamme. Solche Reaktionen nennt man exotherm (exo = hinaus, therme = Wärme).

Beispiel: Bei der Verbrennung von Methan wird Wärme freigesetzt.

CH4 + 2 O2 → CO2 + 2 H2O

Andere Reaktionen nehmen Energie auf: die Umgebung kühlt sich ab. Diese Reaktionen bezeichnet man als endotherm (endo = hinein).

Beispiel: Beim Lösen von Ammoniumnitrat in Wasser sinkt die Temperatur.

NH4NO3 → NH4+ + NO3–

Abb. 4: Zur Bildung von Wassermolekülen werden doppelt so viele Wasserstoffmoleküle wie Sauerstoffmoleküle benötigt.

Reaktionsgleichungen mit gebrochenen Koeffizienten

Beim Ausgleichen von Reaktionsgleichungen werden typischerweise die kleinsten ganzzahligen Zahlen für die Koeffizienten gewählt. Brüche sind jedoch auch erlaubt. Die Reaktionsgleichung für die Erzeugung von Wasser aus Wasserstoff und Sauerstoff kann auch so geschrieben werden:

H2 + ½ O2 → H2O

Nenne verschiedene chemische Reaktionen aus dem Alltag und beschreibe die Anzeichen der chemischen Reaktion!

Abb. 6: SofortKältekompressen enthalten Wasser und Ammoniumnitrat (NH4NO3). Beim Knicken des Beutels mischen sich Wasser und Ammoniumnitrat und es entsteht eine Lösung. Das Auflösen von Ammoniumnitrat in Wasser ist ein endothermer Prozess, der der Umgebung (z. B. deiner Haut) Wärme entzieht.

Stoffe, Energie und Reaktionen

Abb. 7: Handwärmer enthalten eine Lösung von Natriumacetat. Beim Drücken des Metallplättchens beginnt das Natriumacetat zu kristallisieren. Dieser Prozess ist exotherm und setzt deshalb Wärme frei.

VERSUCH

Führe den Versuch „Reaktion von Schwefelsäure mit Zucker“ von Seite 86 durch!

Teilchenebene

Bei einer chemischen Reaktion werden alte Bindungen aufgebrochen (das kostet Energie) und neue Bindungen gebildet (dabei wird Energie frei). Ob insgesamt Energie frei wird oder aufgenommen wird, hängt davon ab, ob die neu gebildeten Bindungen stabiler (energetisch günstiger) sind als die alten Bindungen.

1 Wird bei einer chemischen Reaktion kontinuierlich Energie frei, so spricht man von einer exothermen Reaktion

1 Muss bei einer chemischen Reaktion kontinuierlich Energie zugeführt werden, so spricht man von einer endothermen Reaktion

Energiediagramme

Die Änderung der Energie bei einer Reaktion kann mit einem Diagramm grafisch dargestellt werden. In einem Energiediagramm wird:

1 auf der y-Achse die Energie der Teilchen

1 auf der x-Achse der Reaktionsfortschritt aufgetragen.

Zu Beginn der Reaktion sind nur Edukt-Teilchen vorhanden und die Energie entspricht der Energie der Edukte.

Endotherm Exotherm

Aktivierungsenergie

Edukte

Produkte

Absorbierte Energie

Reaktionsfortschritt

Edukte Aktivierungsenergie

Freigesetzte Energie

Produkte

Reaktionsfortschritt

Abb. 8: Energiediagramme für eine endotherme und eine exotherme Reaktion.

Damit die chemische Reaktion starten kann, muss einmalig zu Beginn der Reaktion Aktivierungsenergie zugeführt werden. Diese Energie wird benötigt, um bestehende Bindungen aufzubrechen. Erst danach können neue Bindungen entstehen.

Am Ende der Reaktion liegt die Energie der Produktteilchen vor.

Abb. 9: Damit ein Streichholz brennt, braucht es zuerst Aktivierungsenergie. Beim Reiben an der Schachtel entsteht Wärme, die die Reaktion im Zündkopf startet. Danach wird Energie in Form von Wärme und Licht frei, sodass das Holz weiterbrennt. †

1 Liegt die Energie der Produkte höher als die der Edukte, handelt es sich um eine endotherme Reaktion. Dabei wird Energie aus der Umgebung aufgenommen.

1 Liegt die Energie der Produkte niedriger als die der Edukte, handelt es sich um eine exotherme Reaktion. Die Energiedifferenz wird an die Umgebung abgegeben.

Nahrungsmittel liefern unserem Körper Energie. Begründe: Ist die Verwertung von Nahrung durch den Körper eine endotherme oder exotherme Reaktion?

Katalyse

Stoffe, Energie und Reaktionen

Bei vielen chemischen Reaktionen dauert es eine gewisse Zeit, bis eine Veränderung sichtbar wird, zum Beispiel eine Gasentwicklung oder Farbänderung.

Oft kann man solche Reaktionen beschleunigen, indem man einen Katalysator hinzufügt.

Ein Katalysator ist ein Stoff, der die Aktivierungsenergie senkt. Dadurch läuft die Reaktion schneller ab, ohne dass der Katalysator selbst verbraucht wird. Die entstehenden Produkte bleiben dabei gleich.

Ein bekanntes Beispiel ist die Gärung von Zucker zu Alkohol: Hier helfen Enzyme, also natürliche Katalysatoren, dabei, Zucker in Alkohol und Kohlenstoffdioxid umzuwandeln.

Auch in der Technik werden Katalysatoren verwendet, z. B. im Auto-Katalysator , der schädliche Abgase in weniger schädliche Stoffe umwandelt.

Auf der Teilchenebene hilft ein Katalysator den Teilchen, schneller miteinander zu reagieren. Normalerweise müssen Teilchen erst zusammenstoßen und genug Energie haben, um ihre alten Bindungen zu brechen und neue Bindungen zu bilden. Diese Energie nennt man Aktivierungsenergie

Ein Katalysator bietet den Teilchen einen „leichteren Weg“ zur Reaktion:

1 Er bildet oft Zwischenverbindungen, in denen alte Bindungen schon teilweise gelockert sind.

1 Dadurch brauchen die Teilchen weniger Energie, um zu reagieren.

1 Am Ende gibt der Katalysator die entstandenen Produkte wieder frei und liegt selbst unverändert vor.

Ohne Katalysator

Energie

Abb. 10: Bei der Gärung wandeln Enzyme Zucker in Alkohol und Kohlenstoffdioxid um.

Abb. 11: Enzyme im Körper helfen bei der Produktion von DNA und RNA.

Abb. 12: Ein Katalysator im Auto beschleunigt die Umwandlung von Abgasen.

Erläutere mithilfe einer Reaktionsgleichung, weshalb ein Katalysator bei einer Reaktion nicht verbraucht wird!

Mit Katalysator

Edukte

Produkte

Reaktionsfortschritt

Abb. 13: Ein Katalysator verringert die Aktivierungsenergie einer Reaktion, wodurch sie beschleunigt wird.

Abb. 14: Beschleunigung einer Reaktion mit einem Enzym.

Stoffe, Energie und Reaktionen

„Vom Dünger zum Giftgas –die doppelte Rolle des Ammoniaks“

Reversible Reaktionen und das Haber-Bosch-Verfahren

Nur wenige chemische Reaktionen laufen nur in eine Richtung ab. Viele Reaktionen können auch umgekehrt werden. Man bezeichnet sie als reversible Reaktionen.

Das bedeutet: Aus den Produkten einer Reaktion können unter bestimmten Bedingungen auch wieder die Edukte entstehen.

Ein Beispiel ist die Bildung und Zersetzung von Ammoniak (NH3) aus Stickstoff (N2) und Wasserstoff (H2):

N2 + 3 H2 ⇌ 2 NH3

Reversible Reaktionen werden mit einem Doppelpfeil in der Reaktionsgleichung gekennzeichnet.

Vor dem Ersten Weltkrieg war Deutschland stark abhängig von Importen von StickstoffVerbindungen für Dünger und Sprengstoff. Als der Krieg ausbrach, kam es zu Engpässen. Glücklicherweise für Deutschland hatte Fritz Haber jedoch ein Verfahren zur Produktion von Ammoniak entwickelt. Mit der Hilfe von Carl Bosch wurde daraus ein industrielles Großverfahren, das die Herstellung von Dünger und Sprengstoff sicherstellte. Fritz Haber erhielt 1918 den ChemieNobelpreis für die Erfindung des Haber-Bosch-Verfahrens. Da Haber jedoch auch durch seine Forschung an chemischen Waffen als „Erfinder des Gaskriegs“ galt, empfanden viele die Ehrung von Haber als Skandal. Carl Bosch erhielt erst 1931 den Nobelpreis.

1 Wenn Stickstoff und Wasserstoff miteinander reagieren, entsteht Ammoniak.

1 Wird der Ammoniak stark erhitzt, kann er aber wieder in Stickstoff und Wasserstoff zerfallen.

1 Ob die Reaktion in die eine oder andere Richtung läuft, hängt von den Bedingungen wie Temperatur und Druck ab.

Das Haber-Bosch-Verfahren ist ein industrielles Verfahren, mit dem Ammoniak hergestellt wird. Ammoniak ist ein sehr wichtiger Stoff, der vor allem zur Herstellung von Düngemitteln für die Landwirtschaft verwendet wird. Aus diesem Grund wird die Reaktion als „Brot aus Luft“ bezeichnet. Ohne das Haber-Bosch-Verfahren könnte nur ein Bruchteil der Weltbevölkerung ernährt werden.

Für das Haber-Bosch-Verfahren werden Stickstoff (aus der Luft) und Wasserstoff (meist aus Erdgas) zur Reaktion gebracht. Damit die Reaktion gut funktioniert, braucht man:

1 hohen Druck (etwa 200 bar),

1 hohe Temperaturen (etwa 450 °C),

1 und einen Katalysator (z. B. Eisen), der die Reaktion beschleunigt.

Der Katalysator hilft, dass Stickstoff und Wasserstoff leichter reagieren, da Stickstoff normalerweise sehr reaktionsträge ist.

Die Bildung von Ammoniak aus Stickstoff und Wasserstoff ist eine exotherme Reaktion.

Abb. 16: Beim Haber-Bosch-Prozess wird Stickstoff aus der Luft zu Ammoniak umgewandelt. Der Ammoniak wird für Dünger verwendet, wodurch mehr Getreide angebaut werden kann und daraus Brot gebacken wird: „Brot aus Luft“.

Abb. 15: Fritz Haber und Carl Bosch

Unterrichtsprojekt:

Stoffe, Energie und Reaktionen

„Chemie der

Katastrophen

–Wenn Stoffe außer Kontrolle geraten“

Chemie hat unsere Welt verändert – zum Guten, aber manchmal auch mit katastrophalen Folgen. Explosionen, Giftgasaustritte oder Brände zeigen, was passieren kann, wenn Stoffe außer Kontrolle geraten.

Untersucht eine echte Chemiekatastrophe: Was ist passiert, welche chemischen Reaktionen waren beteiligt, warum kam es zum Unfall, und was können wir daraus lernen, um solche Ereignisse zu verhindern?

Mögliche Themen:

1 Bhopal (Indien, 1984): Giftgasaustritt (Methylisocyanat)

1 Beirut (Libanon, 2020): Explosion von Ammoniumnitrat

1 Seveso (Italien, 1976): Dioxinaustritt

1 Toulouse (Frankreich, 2001): Explosion in Düngemittelfabrik

1 Sandoz-Brand (Basel, 1986): Chemikalien im Rhein

1 Texas City (USA, 1947): Explosion von Ammoniumnitrat

Leitfragen zur Untersuchung:

1. Chemische Grundlagen: Welche Stoffe waren beteiligt? Welche Reaktionen oder Bedingungen (z. B. Temperatur, Druck, Feuchtigkeit) haben den Unfall ausgelöst? Welche chemischen Prozesse liefen ab (Explosion, Verbrennung, Zersetzung, Gasbildung)?

2. Folgen: Was war die unmittelbare Auswirkung (z. B. Explosion) und welche gesundheitlichen und ökologischen Folgen hatte das Ereignis? Wie lange dauerte es, bis sich die Natur oder die Stadt erholt hat?

3. Verantwortung & Prävention: Was hätte man vorher tun können, um den Unfall zu verhindern? Wer war verantwortlich (Unternehmen, Regierung, Sicherheitsbehörden), und welche Maßnahmen wurden danach eingeführt?

Mögliche Präsentationsformen:

1 Poster oder Steckbrief (mit Zeitleiste, Stoffen, Ursachen, Folgen)

1 Kurzes Video oder digitale Präsentation

Diskussion:

1 Welche Verantwortung tragen Chemikerinnen und Chemiker sowie Ingenieurinnen und Ingenieure?

1 Sollten gefährliche Stoffe verboten oder besser kontrolliert werden?

1 Was können wir als Gesellschaft tun, um Unfälle zu verhindern?

1 Wie viel Risiko ist akzeptabel, wenn Chemie uns gleichzeitig Vorteile bringt (z. B. Düngemittel, Medikamente, Energie)?

„Chemie selbst ist nicht gefährlich – gefährlich wird sie erst, wenn der Mensch unvorsichtig oder verantwortungslos damit umgeht.“

Was können wir aus den Katastrophen der Vergangenheit für die Chemie der Zukunft lernen?

Abb. 17: Achtung!

18:

Abb. 19: Warnungen vor giftigen Substanzen nach dem Dioxinaustritt in Seveso, Italien (1976).

Abb. 20: Ingenieurinnen und Ingenieure, Chemikerinnen und Chemiker tragen große Verantwortung.

Abb.

Trümmer nach der Explosion in Beirut.

86 Stoffe, Energie und Reaktionen

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Reaktion von Schwefelsäure mit Zucker

Durchführung: Dieser Versuch wird nur von der Lehrkraft durchgeführt! Beobachte aus sicherer Entfernung.

Sicherheitsinformation: Konz. Schwefelsäure wirkt stark ätzend und reagiert heftig mit organischen Stoffen Schutzbrille, Labormantel und Handschuhe sind Pflicht!

Fragestellung: Was passiert, wenn konzentrierte Schwefelsäure mit Zucker reagiert?

Meine Hypothese:

Materialien: konzentrierte Schwefelsäure (H₂SO₄), Zucker, Reagenzglas, Pipette

Versuchsdurchführung (durch die Lehrkraft):

1 Etwa 2 cm Zucker werden in ein Reagenzglas gegeben.

1 Mit einer Pipette werden einige Tropfen konzentrierter Schwefelsäure hinzugefügt.

Beobachtungsauftrag:

Beschreibe Farbe, Geruch, Temperatur, Volumenänderung und Gasentwicklung!

Wie verändert sich der Zucker im Verlauf der Reaktion?

Welche Hinweise gibt es auf eine chemische Reaktion (z. B. Energieumwandlung, Stoffneubildung)?

Beobachtungsprotokoll:

Zeitpunkt

Direkt nach Zugabe

Nach einigen Sekunden

Nach Abschluss der Reaktion

Beobachtung

Vermutung / Erklärung

Entsorgungshinweise: Der entstandene schwarze Kohlenstoffrest wird im Reagenzglas belassen und als Restmüll entsorgt. Eventuelle Reste konzentrierter Schwefelsäure werden vorsichtig stark verdünnt und entsorgt. Pipette gründlich mit viel Wasser spülen.

Aufgaben:

1 2 3 1 2

Erkläre, warum der Zucker schwarz wird und an Volumen zunimmt!

Warum entsteht Wärme? Handelt es sich um eine exotherme oder endotherme Reaktion?

Diskutiere, warum konzentrierte Schwefelsäure in der Chemie sowohl nützlich als auch besonders gefährlich ist!

los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Beschreibe, wie Energie bei chemischen Reaktionen umgewandelt wird! Welche Parallelen erkennst du zwischen dem Bild vom rollenden Ball und einer exothermen Reaktion?

1 3 4 2 5

Definiere den Begriff Aktivierungsenergie mit eigenen Worten!

Nenne und beschreibe zwei Methoden, mit denen man eine chemische Reaktion beschleunigen kann! Erkläre dabei jeweils, wie die Methode auf die Reaktionsgeschwindigkeit wirkt!

Beim Verbrennen einer Kerze treten verschiedene Energieformen auf!

a) Welche Energieformen treten auf?

b) Was passiert chemisch bei der Verbrennung von Wachs?

c) Erkläre, warum die Flamme nur brennt, wenn der Docht heiß genug ist.

Beschrifte die Energiediagramme! Wie könntest du überprüfen, ob eine Reaktion endotherm oder exotherm verläuft?

Stoffe, Energie und Reaktionen

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Gleiche die folgenden Reaktionsgleichungen aus! Achte darauf, dass auf beiden Seiten gleich viele Atome jeder Sorte vorhanden sind! Notiere auch deine Zwischenschritte, um deinen Lösungsweg nachzuvollziehen!

Reaktion (unausgeglichen)

Zwischenschritte / Notizen Reaktion (ausgeglichen)

Fe + S → FeS

CH₄ + O₂ → CO₂ + H₂O

Na + Cl₂ → NaCl

Fe + Cl₂ → FeCl₃

NH₃ + O₂ → NO + H₂O

KClO₃ → KCl + O₂

Ca + H₂O → Ca(OH)₂ + H₂

C₄H₁₀ + O₂ → CO₂ + H₂O

Bei der Reaktion von Magnesium (Mg) mit Sauerstoff (O₂) entsteht Magnesiumoxid (MgO). Was würde passieren, wenn man zu wenig Sauerstoff verwendet?

a) Die Reaktion läuft trotzdem vollständig ab

b) Die Reaktion findet nicht statt da die Edukte immer in einem festen Verhältnis stehen müssen

c) Die Reaktion verläuft, bis der Sauerstoff verbraucht ist. Das übrige Magnesium reagiert nicht.

Stellt man eine brennende Kerze auf eine Digitalwaage, kann man eine Abnahme der Masse beobachten. Bei der Verbrennung von Eisenwolle auf einer feuerfesten Unterlage auf einer Digitalwaage kann man eine Massenzunahme beobachten. Erkläre beide Beobachtungen!

Entscheide und begründe jeweils, ob es sich um chemische Reaktionen handelt:

a) Gären von Traubensaft zu Wein

b) Lösen von Kochsalz in Wasser

c) Sauerwerden von Milch

d) Schmelzen von Butter

e) Karamellisieren von Zucker

f) Aufbrühen von Tee

Recherchiere mithilfe vertrauenswürdiger Internetquellen, wie ein Autokatalysator funktioniert und welche chemischen Reaktionen er beschleunigt! Untersuche dabei insbesondere, welche Schadstoffe umgewandelt werden und welche Produkte dabei entstehen! Erstelle eine kurze digitale Präsentation (z. B. PowerPoint, Google Slides oder Canva), in der du deine Ergebnisse übersichtlich darstellst! Stelle deine Präsentation der Klasse vor!

So schätze ich mich nach dem Hauptkapitel „Stoffe, Energie und Reaktionen“ selbst ein: Kreuze jenen Daumen an, der für dich am ehesten zutreffend ist!

Ich kann…

…zwischen den drei Aggregatzuständen unterscheiden und beschreiben, wie sie ineinander umgewandelt werden.

…zwischen Reinstoffen und Mischungen unterscheiden.

…Beispiele von Trennmethoden im Labor und Alltag nennen und beschreiben, auf welchen physikalischen Eigenschaften sie basieren.

…Einheiten ineinander umrechnen.

…den Aufbau von Atomen beschreiben.

…beschreiben, was die Massenzahl und Ordnungszahl eines Elements aussagen.

…die Gruppen und Perioden im Periodensystem der Elemente zuordnen.

…Niels Bohrs Atommodell beschreiben und erklären, wie Elektronen Energie aufnehmen und abgeben können.

…mithilfe der Oktettregel erklären, weshalb manche Elemente Elektronen abgeben und andere Elektronen aufnehmen möchten.

…erklären, wie Ionenbindungen, Metallbindungen und Atombindungen zustande kommen und zwischen welchen Elementen (Metalle, Nichtmetalle) sie auftreten.

…erkennen, welche Wechselwirkungen zwischen Molekülen bei verschiedenen Verbindungen vorkommen.

…erklären, wie die besonderen Eigenschaften von Wasser zustande kommen.

…die Reaktionsgleichung für eine Reaktion aufstellen.

…den Unterschied zwischen endothermen und exothermen Reaktionen erklären und sie mit einem Energiediagramm darstellen.

…erklären, wie ein Katalysator eine Reaktion beschleunigt.

Um deine Kompetenzen noch mehr zu steigern, hier unsere Buchtipps:

Buchtipps

Dr. Mai Thi Nguyen-Kim: Komisch, alles chemisch!: Handys, Kaffee, Emotionen – wie man mit Chemie wirklich alles erklären kann (Droemer HC 2019).

Alles ist Chemie!: Die chemischen Elemente und wie wir sie nutzen (Dorling Kindersley Verlag 2017).

1. SÄUREN UND BASEN

Abb. 1: Laugengebäck wie Brezen wird vor dem Backen mit heißer Natronlauge (NaOH) bepinselt. Die Natronlauge ist eine Base.

Abb. 2: Starke Säuren sind ätzend und korrosiv.

Nenne jene Maßnahmen, die du im Labor ergreifen kannst, um dich selbst und andere zu schützen!

Vom Wasserstoffatom zum Proton

Gibt ein H-Atom sein Elektron ab, bleibt nur der Atomkern übrig. Ein H+-Ion wird deshalb auch als Proton bezeichnet.

Säuren und Basen begegnen uns ständig im Alltag. Ein Spritzer Zitronensaft im Wasser, Essig im Salat oder Kohlensäure im Getränk: All das sind Beispiele für saure Stoffe . Aber auch basische Stoffe sind überall zu finden: Ammoniak in Reinigungsmitteln sorgt für streifenfreie Fenster, und stark basische Abflussreiniger lösen Fett und Schmutz.

Doch was bedeutet eigentlich „sauer“ oder „basisch“? Säuren erkennt man im Alltag oft am sauren Geschmack, zum Beispiel Zitronensäure oder Essigsäure. Basische Stoffe schmecken meist bitter oder seifig. Eine Ausnahme ist Laugengebäck: Der Teig wird vor dem Backen mit einer basischen Lösung bepinselt, wodurch Geschmack und Farbe entstehen.

Geschmack ist jedoch kein sicheres Erkennungsmerkmal. Viele Stoffe sind gefährlich und dürfen keinesfalls probiert werden. Deshalb braucht die Chemie eine genauere Erklärung dafür, was Säuren und Basen eigentlich sind.

Brønsted und Lowry

Um Säuren und Basen eindeutig zu beschreiben, betrachteten die Chemiker Johannes Brønsted und Thomas Lowry die Vorgänge auf der Teilchenebene. Im Jahr 1923 entwickelten sie unabhängig voneinander eine bis heute wichtige Definition:

Stoffe, deren Teilchen Protonen (H+) abgeben können, bezeichnet man als Säuren (Protonendonatoren).

Abb. 3: Protolyse von Salzsäure

Stoffe, deren Teilchen Protonen (H+) aufnehmen können, bezeichnet man als Basen (Protonenakzeptoren).

Abb. 4: Protonenaufnahme von Ammoniak

Säuren

Säuren gehören zu den wichtigsten Stoffgruppen der Chemie. Viele davon kennst du bereits aus dem Alltag, besonders aus Lebensmitteln:

Die gezeigten Beispiele kommen in der Natur vor und gehören zu den organischen Säuren.

Daneben gibt es auch anorganische Säuren, die vor allem in Technik, Industrie und Umwelt eine große Rolle spielen. Durch Verbrennung von Nichtmetallen wie Kohlenstoff (C), Schwefel (S) und Phosphor (P) entstehen Nichtmetalloxide wie Kohlenstoffdioxid (CO2), Schwefeldioxid (SO2) und Phosphorpentoxid (P4O10). Löst man diese Nichtmetalloxide in Wasser, entstehen Säuren.

CO2 (Kohlenstoffdioxid)

H2CO3 (Kohlensäure)

SO2 (Schwefeldioxid)

H2SO3 (Schweflige Säure)

2 SO3 (Schwefeltrioxid)

H2SO4 (Schwefelsäure)

P4O10 (Phosphorpentoxid)

4 H3PO4 (Phosphorsäure)

Ein wichtiges Umweltbeispiel ist der saure Regen. Dabei reagieren Schwefeldioxid und Stickoxide in der Luft mit Wasser zu einer sauren Lösung, die mit dem Regen auf die Erde gelangt und Pflanzen, Böden und Gebäude schädigen kann. Mehr zum Thema saurer Regen erfährst du im Kapitel Umweltchemie.

Säuren auf Teilchenebene

Gibt man eine Säure in Wasser, passiert auf Teilchenebene etwas Entscheidendes: Die Säureteilchen geben Protonen (H⁺-Ionen) ab (Deprotonierung). Zurück bleibt ein negativ geladenes Teilchen, der sogenannte Säurerest. Die Anzahl der negativen Ladungen entspricht der Anzahl der abgegebenen Protonen.

Säure Deprotonierung

Salzsäure HCl → H+ + Cl– Chlorid-Ion

Flusssäure HF → H+ + F– Fluorid-Ion

Kohlensäure H2CO3 → 2 H+ + CO32– Carbonat-Ion

Schweflige Säure H2SO3 → 2 H+ + SO32– Sulfit-Ion

Schwefelsäure H2SO4 → 2 H+ + SO42– Sulfat-Ion

Salpetersäure HNO3 → H+ + NO3– Nitrat-Ion

Phosphorsäure H3PO4 → 3 H+ + PO43– Phosphat-Ion

Wichtige Säuren und ihre Verwendung

Schwefelsäure (H₂SO₄) ist eine der wichtigsten Industriechemikalien und wird z. B. für die Herstellung von Düngemitteln, Kunststoffen und Autobatterien genutzt. Sie ist stark ätzend und sehr gefährlich.

Salzsäure (HCl) ist im reinen Zustand ein Gas, das als Chlorwasserstoff bezeichnet wird. Löst man Chlorwasserstoff in Wasser, entsteht Salzsäure. Unser Magen stellt sie in kleinen Mengen her, um Nahrung zu verdauen und Keime abzutöten. In der Industrie wird sie z. B. zum Reinigen von Metallen oder zum Lösen von Kalk verwendet.

Phosphorsäure (H₃PO₄) wird in der Lebensmittelindustrie als Zusatzstoff eingesetzt, zum Beispiel in Cola. Außerdem spielt sie bei der Herstellung von Düngemitteln eine große Rolle.

Abb. 7: Sprudelwasser wird hergestellt, indem Kohlenstoffdioxid unter hohem Druck im Wasser gelöst wird. Dabei entsteht Kohlensäure.

Zeige mit einer Reaktionsgleichung, wie diese Kohlensäure entsteht!

Erkläre, warum das Wasser nach einiger Zeit wieder „still“ wird, wenn man es stehen lässt! Recherchiere mithilfe des Internets, weshalb saure Lebensmittel langfristig deine Zähne schädigen können! Was kannst du dagegen machen?

Abb. 12: Cola-Getränke enthalten Phosphorsäure, welche den Zahnschmelz angreifen kann.

Anorganische Chemie

Viele Reinigungsprodukte werben mit „natürlichen Säuren“ (z. B. Zitronensäure).

Diskutiere: Sind natürliche Säuren ungefährlicher als chemisch hergestellte? Was entscheidet wirklich über ihre Gefährlichkeit?

Abb. 7: Abflussreiniger ist eine starke Base, die Haare im Abfluss auflöst.

Abb. 8: Festes Natriumhydroxid (NaOH)

Überlege dir einen Versuch, mit dem du überprüfen könntest, wie viel Wasser eine gewisse Menge Natriumhydroxid an der Luft aufnimmt!

Salpetersäure (HNO₃) wird zur Herstellung von Düngemitteln und Sprengstoffen gebraucht. Im Alltag begegnet man ihr kaum direkt, aber sie ist sehr wichtig für die Landwirtschaft.

Kohlensäure (H₂CO₃) entsteht, wenn sich Kohlenstoffdioxid in Wasser löst, etwa in Sprudel oder Cola. Sie macht Getränke prickelnd und spielt eine Rolle im natürlichen Kohlenstoffkreislauf, den wir im Kapitel Kohlenstoff genauer betrachten.

Basen

Basen begegnen uns im Alltag beispielsweise in Seifen, Waschpulver oder Spülmitteln. Mischt man diese Stoffe mit Wasser, fühlt sich die Lösung oft glitschig an. Das liegt daran, dass basische Lösungen Fette angreifen, auch die Fette auf unserer Haut.

Was sind Basen?

Wir haben bereits gelernt: Basen sind Stoffe, deren Teilchen Protonen (H⁺) aufnehmen können. Man nennt sie deshalb Protonenakzeptoren

Eine wichtige Gruppe von Basen sind die Hydroxide . Dazu gehören zum Beispiel: Natriumhydroxid (NaOH), Kaliumhydroxid (KOH), Calciumhydroxid (Ca(OH)2) und Magnesiumhydroxid (Mg(OH)2). Sie bestehen aus positiv geladenen Metallkationen und negativ geladenen Hydroxidionen (OH ). Löst man eine Base in Wasser, entsteht eine Lauge. Die basische Wirkung einer Lauge entsteht durch die Hydroxidionen, die Protonen aufnehmen können. Dabei entsteht Wasser:

OH– + H+ ⇌ H2O

Wichtige Basen und ihre Verwendung

Natriumhydroxid ist ein weißer, hygroskopischer Feststoff. Das bedeutet, dass es Wasser aus der Luft aufnimmt. Deshalb muss es luftdicht gelagert werden. Eine wässrige Lösung von Natriumhydroxid nennt man Natronlauge. Sie wird z. B. in Abflussreinigern verwendet, da sie Haare und Fett zersetzt.

Calciumhydroxid wird auch als Löschkalk bezeichnet. Es entsteht bei der Reaktion von Calciumoxid (gebrannter Kalk) mit Wasser:

CaO + H2O → Ca(OH)2

Bei der Reaktion werden große Mengen Wärme abgegeben. Die Reaktion ist exotherm Calciumhydroxid wird in der Bauindustrie eingesetzt, zum Beispiel für Kalkmörtel. Eine verdünnte Lösung in Wasser nennt man Kalkwasser

Nicht alle Basen enthalten Hydroxidionen. Ammoniak (NH3) ist ein stechend riechendes Gas. Löst man es in Wasser, entstehen dennoch Hydroxidionen:

NH3 + H2O ⇌ NH4+ + OH–

Auch Natriumcarbonat (Na2CO3) ist eine Base. Sie besteht aus Natriumionen (Na+) und Carbonationen (CO32-). Die Carbonationen reagieren mit Wassermolekülen und nehmen Protonen auf. Dadurch entstehen Hydrogencarbonationen und Hydroxidionen:

CO32– + H2O ⇌ HCO3– + OH–

Natriumcarbonat ist ein Bestandteil von Waschpulver, da es Fette und Schmutz löst.

Auch Natriumhydrogencarbonat (NaHCO3) findet man im Haushalt z. B. in Backpulver. Beim Erhitzen reagiert es zu Natriumcarbonat, Kohlenstoffdioxid und Wasser:

2 NaHCO3 → Na2CO3 + H2O + CO2

Das Kohlenstoffdioxid-Gas macht Teige locker und fluffig.

Wenn Säuren auf Basen treffen

Wenn eine Säure mit einer Base reagiert, geben die Säureteilchen Protonen (H⁺) ab und die Basenteilchen nehmen diese Protonen auf. Solche Reaktionen nennt man Protonenübertragungen. Dabei gilt: Gibt ein Teilchen ein Proton ab, muss ein anderes Teilchen das Proton aufnehmen. Ein Beispiel ist die Reaktion eines HCl-Moleküls mit einem Ammoniak-Molekül:

1 Das HCl-Molekül gibt ein Proton ab.

1 Das NH3-Molekül nimmt dieses Proton auf.

1 Es entstehen ein Chloridion (Cl ) und ein Ammoniumion (NH₄⁺).

In vielen Reaktionen ist Wasser beteiligt. Dabei kann Wasser unterschiedlich reagieren. Löst man eine Säure in Wasser, nehmen die Wassermoleküle Protonen auf. Sie wirken also als Base. Dabei entstehen Oxonium-Ionen (H₃O⁺), die für die saure Wirkung verantwortlich sind.

Löst man dagegen eine Base in Wasser, können die Wassermoleküle Protonen abgeben. In diesem Fall wirkt Wasser als Säure.

Wasser kann also je nach Reaktionspartner als Säure oder als Base reagieren. Stoffe, die beides können, nennt man Ampholyte.

Der pH-Wert

Ob eine Lösung sauer, neutral oder basisch ist, hängt davon ab, wie viele OxoniumIonen (H₃O⁺) und Hydroxid-Ionen (OH ) sich in ihr befinden. Um diesen Unterschied messbar zu machen, verwendet man den pH-Wert

Der pH-Wert ist eine Zahl, die angibt, wie sauer oder wie basisch eine wässrige Lösung ist. Er beschreibt also, ob in einer Lösung eher viele Oxoniumionen oder viele Hydroxidionen vorhanden sind.

1 Gibt es viele Oxoniumionen, ist die Lösung sauer.

1 Gibt es viele Hydroxidionen, ist die Lösung basisch.

1 Sind beide etwa gleich häufig, ist die Lösung neutral.

Abb. 9: Backpulver enthält Natriumhydrogencarbonat. Beim Backvorgang entsteht Kohlenstoffdioxid, das den Teig aufgehen lässt.

Abb. 10: NatriumhydrogenCarbonat eignet sich zum Putzen. Es löst Schmutz und ist umweltschonend.

Abb. 11: Struktur von Ammoniak

Schreibe die Reaktionsgleichungen der folgenden Säuren und Basen und beschrifte die konjugierten Säuren und Basen:

• HCl mit NaOH

• NH3 mit HNO3

• H2SO4 mit Ca(OH)2

Führe den Versuch „Reaktion von Backpulver mit Essig von S. 96 durch! †

VERSUCH

Abb. 12: Quellwasser hat einen leicht sauren pHWert.

Diskutiere mit deiner Klasse, warum Quellwasser leicht sauer ist!

Abb. 13: Heidelbeeren benötigen einen Boden mit saurem pH-Wert von etwa 4,5.

Abb. 14: Lavendel benötigt einen Boden mit einem alkalischen pH-Wert von ca. 8,0.

pH < 7: sauer

pH = 7: neutral

pH > 7: basisch

Der pH-Wert kann Werte von 0 bis 14 annehmen:

1 Reines Wasser ist neutral und hat einen pH-Wert von 7.

1 Saure Lösungen haben einen pH-Wert kleiner als 7. Je kleiner der pH-Wert ist, desto saurer ist die Lösung.

1 Basische Lösungen haben einen pH-Wert größer als 7. Je größer der pH-Wert ist, desto stärker basisch ist die Lösung.

Abb. 23: pH-Skala

Der pH-Wert spielt in vielen Bereichen unseres Lebens eine große Rolle:

1 In der Natur: Fische können nur in einem bestimmten pH-Bereich überleben. Saurer Regen verändert den pH-Wert von Böden und Gewässern und schadet Pflanzen und Tieren.

1 Im Körper: Unser Blut hat normalerweise einen pH-Wert von etwa 7,4. Schon kleine Abweichungen können gefährlich werden.

1 Im Alltag: Ob eine Pflanze gut wächst, hängt vom pH-Wert des Bodens ab. Auch Lebensmittelherstellung, Hautpflege und Reinigung hängen eng mit dem pHWert zusammen.

pH-Werte messen

Um den pH-Wert einer Lösung zu bestimmen, verwendet man Indikatoren. Indikatoren sind meist farbige organische Stoffe, die ihre Farbe abhängig vom pHWert verändern. Anhand dieser Farbänderung kann man erkennen, ob eine Lösung sauer, neutral oder basisch ist.

Abb. 17: Indikatorpapier mit Universalindikator

Verschiedene Indikatoren reagieren in unterschiedlichen pH-Bereichen. Der Indikator Methylorange ist in stark sauren Lösungen rot und wird bei höheren pH-Werten orange Phenolphthalein ist in sauren und neutralen Lösungen farblos, färbt sich aber in basischen Lösungen rosa

Um den pH-Wert über einen größeren Bereich bestimmen zu können, werden Universalindikatoren verwendet. Sie bestehen aus einer Mischung verschiedener Indikatoren und zeigen für jeden pHWert eine andere Farbe. Häufig werden sie als Indikatorlösung oder Indikatorpapier eingesetzt.

Abb. 16: Farbe von Indikatoren bei verschiedenen pH-Werten.

Auch in der Natur gibt es Stoffe, die als Indikatoren wirken. Ein bekanntes Beispiel ist Rotkrautsaft: In sauren Lösungen wird er rot, in basischen Lösungen grünlich bis blau. Ein weiteres Beispiel ist Schwarztee: Durch die enthaltenen Gerbstoffe wird er in saurer Umgebung heller und in basischer Umgebung dunkler.

Neutralisation

Wenn eine Säure und eine Base miteinander reagieren, spricht man von einer Neutralisation. Dabei heben sich die sauren und basischen Eigenschaften gegenseitig auf.

Auf der Teilchenebene reagieren dabei die Oxoniumionen (H₃O⁺) der sauren Lösung mit den Hydroxidionen (OH ) der basischen Lösung. Sie verbinden sich zu Wassermolekülen:

Abb. 18: Schwarztee verändert durch Zugabe von Zitronensaft seine Farbe.

VERSUCH

Durch diese Reaktion verschwinden die für sauer bzw. basisch verantwortlichen Teilchen. Die Lösung wird dadurch neutraler.

Neben Wasser entsteht bei einer Neutralisation immer auch ein Salz. Dieses Salz setzt sich aus dem Säurerest der Säure und dem Metallion der Base zusammen.

Säure + Base ⇌ Wasser + Salz

Ein Beispiel ist die Reaktion von Salzsäure mit Natronlauge:

Führe die Versuche „Rotkrautsaft als Indikator“, „Tee mit Zitrone“ und „Ei ohne Schale“ von S. 96 – 97 durch!

Abb. 19: Bei der Neutralisation von Salzsäure (HCl) mit Natronlauge (NaOH) entsteht Natriumchlorid (NaCl).

Säuren und ihre Salze

Je nachdem, welche Säure an einer Neutralisation beteiligt ist, entstehen unterschiedliche Salzarten. Diese Salze werden nach ihrem Säurerest benannt, zum Beispiel Chloride, Sulfate oder Carbonate. Viele dieser Salze spielen im Alltag, in der Natur und in der Industrie wichtige Rollen.

Säure

Salzsäure (HCl)

Schwefelsäure (H₂SO₄)

Kohlensäure (H₂CO₃)

Phosphorsäure (H₃PO₄)

Salpetersäure (HNO₃)

Säurerest

Chlorid (Cl–)

Sulfat (SO₄2–)

Carbonat (CO₃2–)

Phosphat (PO₄3–)

Nitrat (NO₃–)

Beispiele und Anwendung

• Natriumchlorid (Kochsalz) (NaCl): Würzen und Konservieren von Lebensmitteln

• Kaliumchlorid (KCl): Dünger, Streusalz, medizinische Infusionslösungen

• Calciumsulfat (Gips) (CaSO₄): Bauwesen, Verbände

• Natriumsulfat (Na₂SO₄): Waschmittel, Papierherstellung

• Calciumcarbonat (CaCO₃): Kalkstein, Marmor, Kreide

• Natriumcarbonat (Soda) (Na₂CO₃): Glasherstellung, Reinigungsmittel

• Natriumhydrogencarbonat (NaHCO₃): Backpulver

• Calciumphosphate: Bestandteil von Knochen und Zähnen

• Calcium-, Ammonium-, Natrium- und Kalium-Phosphate in Düngern für Pflanzenwachstum

• Natriumnitrat (NaNO₃) und Kaliumnitrat (KNO₃): Düngemittel in der Landwirtschaft

Abb. 20: Kaliumchlorid wird als Streusalz verwendet.

Abb. 21: Gips besteht aus Calciumsulfat.

Abb. 22: Dünger enthält verschiedene Nitrate und Phosphate.

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Backpulver oder Speisenatron – was reagiert wann?

Fragestellung: Unter welchen Bedingungen entsteht bei Backpulver und Speisenatron ein Gas?

Durchführung: Schülerinnen- und Schülerversuch

Materialien: Backpulver (ca. ½ Päckchen), Speisenatron (NaHCO3), Wasser (ca. 10 mL), Haushaltsessig (einige Tropfen), Bechergläser.

Arbeitsauftrag:

Plane einen Versuch, mit dem du überprüfen kannst, wie Backpulver und Speisenatron jeweils mit Wasser bzw. Essig reagieren!

Führe deinen Versuch durch und protokolliere deine Ergebnisse in einer Tabelle!

Entsorgungshinweise: Die Reaktionsmischungen aus Backpulver, Speisenatron, Wasser und Essig können mit viel Wasser in den Ausguss gegeben werden. Bechergläser anschließend mit Wasser ausspülen.

Aufgaben:

Identifiziere die Chemikalien in Backpulver, Speisenatron und Essig, die miteinander reagieren, und beschreibe ihre Rolle bei der Reaktion!

Vergleiche das Verhalten von Backpulver und Speisenatron und formuliere eine Vermutung, mit der sich die Unterschiede erklären lassen!

Überlege, wie du deine Erkenntnisse beim Backen anwenden kannst!

Ei ohne Schale

Fragestellung: Wie wirkt Essig (eine Säure) auf die Schale eines Hühnereis?

Durchführung: Schülerinnen- und Schülerversuch

Materialien: rohes Hühnerei, Becherglas (oder Glasgefäß), Essig (Haushaltsessig), Löffel

Arbeitsauftrag:

Überlege, was passieren könnte, wenn man ein rohes Ei für mehrere Tage in Essig legt!

Gib das Ei vorsichtig in das Becherglas und fülle so viel Essig dazu, dass das Ei vollständig bedeckt ist!

Beobachte das Ei über mehrere Tage hinweg!

Hebe das Ei nach einigen Tagen vorsichtig mit dem Löffel aus dem Glas und untersuche es!

Entsorgungshinweise: Der verwendete Essig kann mit Wasser in den Ausguss gegeben werden. Das Ei kann im Restmüll entsorgt werden. Das Glasgefäß anschließend mit Wasser reinigen.

Aufgaben:

Erkläre, warum Bläschen an der Schale entstehen!

Begründe, warum die Schale nach einigen Tagen verschwindet!

Recherchiere, woraus die Eierschale besteht, und beschreibe die chemische Reaktion, die stattfindet!

Überlege, warum das Ei ohne Schale trotzdem nicht zerfließt!

Rotkrautsaft als Indikator

Fragestellung: Wie kann man mit Rotkrautsaft erkennen, ob eine Lösung sauer oder basisch ist?

Durchführung: Schülerinnen- und Schülerversuch

Materialien: Frisches Rotkraut, Messer, heißes Wasser, Sieb oder Filter, Reagenzgläser, Apfelsaft, Essig, Zitronensaft, Backpulver, Natron, Waschpulver

Arbeitsauftrag:

Herstellung des Indikators: Überlege, wie du mit den vorhandenen Materialien Rotkrautsaft herstellen kannst!

Fülle den Rotkrautsaft in mehrere Reagenzgläser und gib jeweils einen der Haushaltsstoffe hinzu!

Beobachte, wie sich die Farbe verändert und ordne die Stoffe nach ihrer Wirkung: sauer, neutral oder basisch! Fülle die Tabelle aus, während du arbeitest:

Entsorgungshinweise: Die Lösungen aus Rotkrautsaft und Haushaltsstoffen können stark verdünnt in den Ausguss gegeben werden. Feste Rotkrautreste im Bioabfall entsorgen.

Aufgaben:

Stoff Beobachtete Farbe Einordnung (sauer, neutral, basisch)

Essig

Zitronensaft

Apfelsaft

Backpulver

Natron

Waschpulver

Seife

Milch

Duschgel

Überlege, warum der Rotkrautsaft als „Indikator“ bezeichnet wird!

Erstelle mithilfe deiner Tabelle eine Farbskala, mit der du die Farbigkeit in Abhängigkeit vom pH-Wert zeigst!

Bewerte, in welchen Situationen Rotkrautsaft als Indikator sinnvoll ist und wo seine Grenzen liegen (z. B. im Vergleich zu Universalindikator)!

Tee mit Zitrone

Fragestellung: Was passiert, wenn man Zitronensaft in schwarzen Tee gibt? Warum verändert sich die Farbe?

Durchführung: Schülerinnen- und Schülerversuch

Materialien: 2 Tassen mit schwarzem Tee, 1 Zitrone, Löffel

Durchführung:

Überlege dir, wie du mithilfe der Materialien den Einfluss des pH-Werts auf die Farbe von schwarzem Tee testen kannst!

Vergleiche beide Tassen genau: Farbe, Geruch, Geschmack!

Halte deine Beobachtungen schriftlich fest!

Entsorgungshinweise: Der schwarze Tee mit Zitronensaft kann in den Ausguss gegeben werden.

Aufgaben:

Versuche, das Ergebnis mit deinem Wissen zu erklären!

Was hast du gelernt? Welche chemischen Begriffe kannst du hier anwenden?

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Erkläre, wie ein Indikator funktioniert und beschreibe, in welchen Situationen du einen Indikator in der Chemie einsetzen würdest! Verwende dabei konkrete Beispiele (z. B. Universalindikator, Lackmuspapier)!

Während deiner Arbeit im Labor bemerkst du, dass der Behälter mit Natriumsulfat leer ist. Plane und beschreibe, wie du im Labor Natriumsulfat aus einer geeigneten Säure und einer geeigneten Base herstellen könntest! Überlege dir, welche Edukte du benötigst, welche Reaktionsgleichung zugrunde liegt und wie du die Reaktion praktisch durchführen würdest! Achte dabei auf Sicherheitsaspekte!

Destilliertes Wasser hat einen pH-Wert von 7. Lässt man es jedoch einige Zeit an der Luft stehen, verringert sich der pH-Wert auf ca. 6. Was könnte hierfür ursächlich sein? Nütze zur Erklärung eine Reaktionsgleichung!

Cola hat einen pH-Wert von etwa 2,5. Der Zahnschmelz besteht aus Calciumphosphat (Ca₅(PO₄)₃OH). Erkläre mit deinem Wissen, warum Cola auf Dauer Zähne angreifen kann! (Tipp: Denke an die Reaktion zwischen Säuren und Calciumverbindungen.)

Sodbrennen wird durch zu viel Magensäure (HCl) im Magen ausgelöst. Mit welchem Hausmittel kann man Sodbrennen stoppen? Gib eine Reaktionsgleichung an!

Ein Landwirt streut Kalk (CaCO₃) auf den Ackerboden, der durch sauren Regen belastet ist. Erkläre chemisch, warum Kalk den Boden wieder neutralisiert! Welche Reaktion findet statt?

Erkläre mithilfe deines Wissens über Säuren und Basen, warum Seife fettige Rückstände entfernt und weshalb Zitronensaft Kalk lösen kann!

Recherchiere und erläutere, welche Säuren oder Basen in fünf verschiedenen Produkten aus deinem Haushalt (z. B. Putzmittel, Pflegeprodukte, Nahrungsmittel) enthalten sind! Beschreibe zusätzlich, welche Funktion die jeweilige Säure oder Base in dem Produkt übernimmt (z. B. Reinigung, Konservierung, Geschmacksgebung)! Fertige dazu eine übersichtliche Tabelle an!

Viele Hautpflegeprodukte werben mit „pH-neutral“ oder „hautfreundlich“. Die Haut hat einen natürlichen pHWert von etwa 5,5. Recherchiere, warum Haut einen leicht sauren pH-Wert besitzt und erkläre, warum ein pH-Wert von 7 (neutral) nicht automatisch hautfreundlich ist!

2. REDOX-REAKTIONEN

Abb. 1: Eisen rostet, wenn es mit Wasser und Sauerstoff in Kontakt kommt. Es wird oxidiert, wodurch Eisenoxid (Fe2O3) entsteht.

Abb. 3: Strukturformel von Wasserstoffperoxid

Abb. 4: Wasserstoffperoxid ist ein Oxidationsmittel.

Beim Blondieren von Haaren oxidiert H2O2 die braunen und schwarzen Pigmente im Haar und wandelt sie zu farblosen Verbindungen um.

VERSUCH

Was passiert eigentlich, wenn Eisen rostet? Warum kann man Haare mit Wasserstoffperoxid blondieren? Und was geschieht mit dem Sauerstoff, den wir einatmen?

All diese Fragen haben etwas gemeinsam: Die Antworten hängen mit Reduktion und Oxidation zusammen, kurz Redox-Reaktionen

Abgabe von Elektronen (Oxidation)

Zufuhr von Elektronen (Reduktion)

Abb. 2: Allgemeine Darstellung einer Redox-Reaktion

Im letzten Kapitel hast du gelernt, dass bei Säure-Base-Reaktionen Protonen übertragen werden. Bei Redox-Reaktionen ist es ganz ähnlich, nur dass hier Elektronen übertragen werden.

Bei der Oxidation werden Elektronen abgegeben. Ein Stoff, der oxidiert wurde, hat nach der Reaktion weniger Elektronen als vorher.

Bei der Reduktion werden Elektronen aufgenommen. Ein Stoff, der reduziert wurde, hat nach der Reaktion mehr Elektronen als vorher.

Wichtig: Oxidation und Reduktion passieren immer gleichzeitig. Ein Stoff kann nur Elektronen abgeben, wenn ein anderer sie aufnimmt.

Man kann eine Redox-Reaktion in zwei Teilreaktionen zerlegen:

1 Die Oxidation (Elektronenabgabe): A→ A++ e–

1 Die Reduktion (Elektronenaufnahme): B + e–→ B–

Führe den Versuch „Rostender Nagel“ von S. 106 durch!

Elektronentransfer

Addiert man beide Teilgleichungen, erhält man die Redox-Reaktion:

Redox: A + B → A+ + B–

Die Elektronen, die auf beiden Seiten stehen, kürzen sich heraus. Ein Beispiel für eine Redoxreaktion ist die Reaktion von Natrium (Na) mit Chlorgas (Cl 2), bei der Natriumchlorid (Kochsalz, NaCl) entsteht.

Oxidation: Na → Na+ + e–

Reduktion: Cl2 + 2 e– → 2 Cl–

Natriumchlorid (NaCI)

Damit wir beide Teilreaktionen zusammenfassen können, müssen wir die Oxidation verdoppeln, damit die Anzahl der Elektronen übereinstimmt:

Oxidation: 2 Na → 2 Na+ + 2 e–

Reduktion: Cl2 + 2 e– → 2 Cl–

Redox: 2 Na + Cl2 → 2 NaCl

Ein weiteres Beispiel für eine Redox-Reaktion ist die Thermitreaktion. Bei dieser Reaktion wird Aluminium als Reduktionsmittel eingesetzt, um ein anderes Metall, meist Eisen, zu reduzieren.

Reduktionsmittel: Ein Stoff, welcher die Reduktion eines anderen Stoffes bewirkt. Das Reduktionsmittel wird dabei selbst oxidiert.

Oxidationsmittel: Ein Stoff, welcher die Oxidation eines anderen Stoffes bewirkt. Das Oxidationsmittel wird dabei selbst reduziert.

Die Thermitreaktion kann zum Schweißen von Eisenbahnschienen genutzt werden. Eine Mischung von Aluminium und Eisenoxid wird auf den Schienen aufgetragen und mithilfe von Pyrotechnik entzündet. Sobald die Reaktion startet, wird sehr viel Energie in Form von Wärme frei. Es handelt sich um eine stark exotherme Reaktion

Temperaturen von über 2000 °C werden problemlos erreicht! Durch diese Hitze entsteht flüssiges Eisen, das die Schienenstücke fest miteinander verbindet.

Oxidation: Al → Al3+ + 3e –

Reduktion: Fe3+ + 3e – → Fe

Redox: Al + Fe3+ → Al3+ + Fe

Verbrennung

Auch beim Verbrennen laufen Redox-Reaktionen ab. Damit etwas brennt, braucht es drei Voraussetzungen: Brennstoff, Sauerstoff und Zündenergie (z. B. Hitze oder Funken).

Ein einfaches Beispiel ist die Bildung von Kohlenstoffdioxid beim Grillen mit Holzkohle:

C+ O2 → CO2

Auch in Motoren von Autos findet Verbrennung statt. Kraftstoffe wie Benzin oder Diesel bestehen aus Kohlenwasserstoffen.

Beispiel: die Verbrennung von Nonan (C9H20):

C9H20 + 14 O2 → 9 CO2 + 10 H2O

Dabei entstehen Kohlenstoffdioxid und Wasser. Um die benötigte Menge

Sauerstoff zu bestimmen, zählt man zunächst die entstehenden CO₂- und H₂O-Moleküle und leitet daraus die Zahl der O₂-Moleküle ab.

Was tun, wenn‘s brennt?

Damit ein Brand entsteht, gibt es drei Voraussetzungen:

1. Brennstoff, z. B. Papier, Holz oder Gas

2. Sauerstoff aus der Luft

3. Zündenergie, z. B. Funken, heiße Oberflächen oder offene Flammen

Sind alle drei dieser Voraussetzungen erfüllt, kann der Brennstoff in einer exothermen Reaktion mit Sauerstoff reagieren und es wird Energie in Form von Wärme und Licht frei – es brennt!

Abb. 6: Schweißen von Eisenbahnschienen mit der Thermitreaktion.

Brandbomben und ihre zerstörerische Wirkung

Neben dem Schweißen von Eisenbahnschienen wurde die Thermitreaktion auch in Brandbomben im Zweiten Weltkrieg eingesetzt. Anstelle einer Explosion zielten die Brandbomben darauf ab, unkontrollierbare Feuer zu entfachen. Dies war besonders verheerend in Städten mit vielen Holzbauten.

Abb. 7: Beim Grillen mit Holzkohle wird Kohlenstoff verbrannt und es entsteht Kohlenstoffdioxid. Mit der freigesetzten Energie wird dein Essen erhitzt.

Abb. 8: Diesel und Benzin werden im Motor verbrannt.

Anorganische Chemie

Abb. 9: Fettbrände niemals mit Wasser löschen!

Abb. 10: Ziele beim Löschen auf die Quelle, nicht die Flamme.

Um ein Feuer zu löschen, muss mindestens eine der Voraussetzungen entfernt werden. Das geht folgendermaßen:

1. Entzug des Brennstoffs

Das brennbare Material muss entfernt werden. Bei einem Gasherd genügt es, die Gaszufuhr abzudrehen. Die Flamme erlischt.

2. Entzug des Sauerstoffs

Das Feuer wird „erstickt“ z. B. mit einer Löschdecke oder Sand. So wird die Sauerstoffzufuhr zur Flamme abgeschnitten. Brennt ein Topf in der Küche, reicht es in den meisten Fällen einen Deckel auf den Topf zu legen. CO2-Feuerlöscher entziehen dem Feuer ebenfalls Sauerstoff, indem sie ihn verdrängen.

3. Entzug der Zündenergie

Bei festen Stoffen wie Holz kann Wasser zum Kühlen verwendet werden. Achtung! Wird die Glut nicht ausreichend abgekühlt, kann es zur erneuten Entzündung kommen.

Feuerlöscher

Es gibt verschiedene Arten von Feuerlöschern:

1 Wasserlöscher (Brandklasse A)

1 Schaumlöscher (Brandklassen A und B)

Den Notruf richtig wählen:

1. Wo ist es passiert?

Gib die Adresse und ggf. Stockwerk oder andere Orientierungspunkte an z. B. „am Sportplatz neben der Schule“.

2. Was ist passiert?

Kurze Beschreibung des Notfalls z. B. „Brand in der Küche“

3. Wie viele Verletzte?

Anzahl der betroffenen Personen nennen

4. Welche Art von Verletzungen? Ist jemand bewusstlos oder atmet nicht? Hat jemand Verbrennungen erlitten?

5. Warten auf Rückfragen! Nicht sofort auflegen. Möglicherweise hat die Leitstelle noch wichtige Fragen oder Anweisungen zur ersten Hilfe.

1 Pulverlöscher (Brandklassen A, B und C)

1 CO2-Löscher (Brandklassen B und C)

1 Fettbrandlöscher (Brandklasse F)

Brandklasse Beispiele Löschmittel

A (Feste Stoffe) Holz, Papier, Textilien Wasser, Schaum, Pulver

B (Flüssigkeiten) Benzin, Alkohol Schaum, CO2, Pulver

C (Gase) Propan, Butan CO2, Pulver

D (Metalle) Magnesium, Speziallöschmittel, Aluminium, Natrium trockener Sand

F (Fette/Öle) Speiseöl Spezielfettlöscher Niemals Wasser!

Richtiges Verhalten

1 Ruhe bewahren!

1 Personen in Sicherheit bringen

1 Notruf 122 wählen

1 Nur löschen, wenn es ungefährlich ist.

1 Fluchtweg freihalten

1 Rauch vermeiden (Gefahr durch giftige Gase)

Abb.

Redox-Reaktionen in der Biochemie

Kohlenstoffdioxid (CO₂) entsteht bei der Oxidation von Kohlenstoff, zum Beispiel bei Verbrennungen. Ein ähnlicher Prozess läuft auch in unserem Körper ab: Menschen und Tiere nehmen über die Lunge Sauerstoff auf. Über das Blut gelangt dieser Sauerstoff in die Zellen. Dort werden Nährstoffe wie Kohlenhydrate oder Fette mit Sauerstoff oxidiert. Dabei entsteht CO₂, das über das Blut zurück zu den Lungen transportiert und ausgeatmet wird.

Luftröhre

Lunge

Sauerstoff O2

Kohlenstoffdioxid CO2

Die freiwerdende Energie der exothermen Reaktion nutzt unser Körper, um z. B. die Körpertemperatur zu halten oder mit den Muskeln Bewegungen auszuführen.

Ein wichtiger Energielieferant ist dabei

Traubenzucker (Glucose). Bei der Umsetzung von 1 g Glucose werden etwa 3,7 kcal Energie frei.

Abb.12: Rote Blutkörperchen transportieren Sauerstoff und Kohlenstoffdioxid durch den Körper.

Abb. 15: Atmung und Photosynthese bilden einen Kreislauf.

Bei Pflanzen läuft ein entgegengesetzter Prozess ab: die Photosynthese. Pflanzen nehmen CO₂ aus der Luft und Wasser aus dem Boden auf und stellen daraus Glucose her. Diese Reaktion benötigt Energie, die aus dem Sonnenlicht stammt. Als Nebenprodukt entsteht Sauerstoff, den Menschen und Tiere zum Atmen brauchen. So entsteht ein natürlicher Kreislauf zwischen Pflanzen und Lebewesen.

Was macht Kohlenstoffmonoxid so giftig?

Kohlenstoffmonoxid (CO) ist ein farb-, geruch- und geschmackloses Gas, das bei der unvollständigen Verbrennung von kohlenstoffhaltigen Stoffen entsteht. In Österreich sterben jedes Jahr rund 200 Menschen an einer CO-Vergiftung.

Das Gefährliche: CO verhält sich im Körper ähnlich wie Sauerstoff und bindet an das Eisen im Hämoglobin (dem roten Blutfarbstoff). Es blockiert dadurch nach und nach die Hämoglobinmoleküle.

Die Folge: Der Körper kann keinen Sauerstoff mehr zu den Zellen transportieren. Es entsteht Sauerstoffmangel, der schließlich zur inneren Erstickung führt, obwohl man ganz normal atmet.

Achtung: Das Grillen in geschlossenen Räumen (z. B. Garagen) ist lebensgefährlich, da dabei CO entstehen kann!

Abb.13: Rote Blutkörperchen enthalten Hämoglobin, worin Eisen (Fe) enthalten ist. Das Eisen transportiert Sauerstoff.

Abb. 14: Bei körperlichen Aktivitäten wird Energie aus Nahrung benötigt. Die Energie wird durch Verbrennung der Nährstoffe mit Sauerstoff freigesetzt.

Berechne, wie viel Gramm Glucose (C6H12O6) ein 70 kg schwerer Mensch für einen Marathonlauf (42,195 km) benötigt, wenn der Kalorienverbrauch ca. 1 kcal pro km pro Kilogramm Körpergewicht beträgt! Hinweis: 1 g Glucose liefert ca. 4 kcal Energie.

Abb. 16: CO-Detektoren retten Leben.

Rote Blutkörperchen

Anorganische Chemie

Ein Gespräch mit Mehmet Demir, Friseurmeister

Frage: Hallo Herr Demir! Können Sie uns erzählen, was Sie in Ihrem Beruf machen?

Mehmet: Ich bin Friseurmeister. Ich schneide, färbe und style Haare – aber hinter allem steckt Chemie. Beim Färben, Blondieren oder bei Dauerwellen laufen chemische Reaktionen ab, die das Haar verändern.

Frage: In der Schule mochten Sie Chemie nicht besonders, stimmt das?

Mehmet: (lacht) Ja, das stimmt! In der Schule fand ich Chemie langweilig. Aber während meiner Lehre habe ich gemerkt, dass sie im Friseurberuf überall vorkommt. Plötzlich war klar: Wenn ich verstehe, was chemisch passiert, kann ich Haare besser behandeln und schützen.

Frage: Können Sie erklären, was beim Haarefärben chemisch passiert?

Mehmet: Gerne! Beim Färben öffnen bestimmte Stoffe, meist Ammoniak, die äußere Schuppenschicht des Haars. So kann die Farbe ins Haarinnere eindringen. Bei Dauerfarben werden Farbmoleküle durch Oxidation gebildet. Das passiert mit Wasserstoffperoxid. Beim Blondieren ist es umgekehrt: Das Peroxid zerstört die natürlichen Pigmente, also den Farbstoff im Haar.

Frage: Und wie funktioniert eine Dauerwelle?

Mehmet: Auch das ist pure Chemie! Haare bestehen hauptsächlich aus Keratinen, also Eiweißketten, die durch sogenannte Schwefelbrücken stabilisiert werden. Bei der Dauerwelle werden diese Schwefelbrücken mit einer speziellen Reduktionslösung geöffnet, das Haar wird in Form gebracht, und anschließend wird mit einer Oxidationslösung wieder „fixiert“. So behält das Haar seine neue Form, bis es rauswächst.

Frage: Warum ist es für Friseur*innen wichtig, Chemie zu verstehen?

Mehmet: Wer die chemischen Prozesse versteht, kann besser beraten, Schäden vermeiden und Produkte richtig einsetzen. Ohne dieses Wissen kann man schnell Fehler machen, zum Beispiel bei Färbungen oder Dauerwellen.

Frage: Wem würden Sie diesen Beruf empfehlen?

Mehmet: Wer kreativ ist, gern mit Menschen arbeitet und offen für Neues ist, wird den Beruf der Friseur*in lieben. Und: Habt keine Angst vor Chemie! Wenn man sieht, wie sie im echten Leben wirkt, wird sie plötzlich spannend und praktisch.

Recherchiere mithilfe des Internets zu Schwefelbrücken im Haar! Wie kann eine Dauerwelle aus einem glatten Haar ein lockiges Haar machen? Zeige die Funktionsweise der Dauerwelle mit einer Skizze!

Im Friseursalon wird zur Beschleunigung des Haarfärbens häufig Hitze verwendet. Begründe mit deinem Wissen über chemische Reaktionen, weshalb das funktioniert!

Welche anderen Berufe kennst du, bei denen Chemie im Hintergrund eine wichtige Rolle spielt?

Welche Inhaltsstoffe befinden sich in deinen Haarpflegeprodukten? Recherchiere, welchen Zweck die jeweiligen Inhaltsstoffe erfüllen (z. B. Reinigen, Feuchtigkeit spenden)! Präsentiere deine Ergebnisse in einer Tabelle!

Kupferablagerung auf einem Nagel

Fragestellung: Was passiert, wenn ein Nagel in eine Kupfer(II)-sulfatLösung gelegt wird?

Durchführung: Schülerinnen- und Schülerversuch

Materialien: 1 Zink- oder Eisennagel, 100 mL destilliertes Wasser, 1 g Kupfersulfat-Pentahydrat (CuSO₄·5H₂O), 1 Becherglas, (optional: Pinzette)

Sicherheitsaspekte: Kupfersulfat ist gesundheitsschädlich – Hautkontakt vermeiden!

Arbeitsauftrag:

Löse das Kupfersulfat in 100 mL destilliertem Wasser in einem Becherglas!

Tauche den Nagel langsam (am besten mit einer Pinzette) in die Lösung!

Beobachte in den nächsten Minuten bis Stunden, was sich am Nagel und in der Lösung verändert!

Vergleiche deine Ergebnisse mit denen deiner Mitschülerinnen und deiner Mitschüler!

Beobachtungszeitpunkt Beobachtung Vermutung/Erklärung

Vor dem Eintauchen des Nagels

Kurz nach dem Eintauchen

Nach einiger Zeit (10-15 min)

Entsorgungshinweise: Die Kupfer(II)-sulfat-Lösung darf nicht in den Ausguss gegeben werden. Lösung und feste Rückstände (Kupfer, Nagel) als Schwermetallabfall sammeln und fachgerecht entsorgen.

Aufgaben:

Beschreibe die Veränderungen an der Oberfläche des Zinknagels!

Welche Farbe hatte die Lösung zu Beginn? Welche danach?

Was passiert chemisch mit den Kupfer(II)-ionen (Cu2⁺) und dem Zink (Zn) bzw. Eisen (Fe)?

Erkläre mithilfe der Redoxreaktion, warum sich Kupfer am Nagel abscheidet!

Wasserstoffgewinnung

Fragestellung: Wie kann man Wasserstoff herstellen, und welche Eigenschaften besitzt dieses Gas?

Durchführung: Dieser Versuch wird nur von der Lehrkraft durchgeführt.

Arbeitsauftrag:

Flamme 3 1 2 1 2 3 3 4 1 2

Materialien: Erlenmeyerkolben mit Stopfen und seitlichem Glasrohr, Tropftrichter, Reagenzglas, Zinkplättchen, Verdünnte Salzsäure (HCl, ca. 1 mol/L), Kristallisierschale oder Becherglas mit Wasser

Beobachte, was beim Zutropfen der Salzsäure auf die Zinkplättchen passiert!

Achte auf Blasenbildung und Temperaturveränderung!

Beschreibe, was passiert, wenn das Gas entzündet wird!

Beobachtungen:

Reaktion von Zink mit Salzsäure

Beobachtungskriterium Beobachtung Vermutung/Erklärung

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Entsorgungshinweise: Die entstandene Zinkchlorid-Lösung kann stark verdünnt und gemäß den schulinternen Entsorgungsvorschriften entsorgt werden (häufig Ausguss mit viel Wasser). Unreagierte Zinkreste im Metallabfall sammeln.

Aufgaben:

Wie lässt sich erkennen, dass bei der Reaktion ein Gas entsteht?

Wie reagiert das Gas beim Entzünden? Was können wir daraus schließen? Formuliere die Reaktionsgleichung für die Reaktion von Zink mit Salzsäure!

Rostender Nagel

Fragestellung: Unter welchen Bedingungen rostet Eisen? Welche Rolle spielen Wasser und Sauerstoff dabei?

Durchführung: Schülerinnen- und Schülerversuch

Materialien: 3 Eisennägel, 3 Reagenzgläser mit Stopfen, Wasser, Calciumchlorid (CaCl₂, ca. 2 g), Öl (ca. 5 mL), Pipette

Sicherheitsaspekte: Calciumchlorid kann Haut und Augen reizen → Handschuhe und Schutzbrille tragen. Überlege vor dem Experiment:

• Welche Bedingungen könnten Rostbildung fördern oder verhindern?

• Wie würdest du drei unterschiedliche Versuche planen, um das zu überprüfen?

Notiere eine Hypothese für jedes Reagenzglas

Arbeitsauftrag:

Gib in jedes Reagenzglas einen Eisennagel und:

• Glas 1: halb im Wasser → Kontakt mit Luft und Wasser

• Glas 2: trocken, mit Calciumchlorid (bindet Feuchtigkeit)

• Glas 3: abgekochtes Wasser (sauerstoffarm) + Ölschicht

Stelle alle drei Gläser beiseite und beobachte über 1–2 Wochen, was passiert! Beobachtungen:

Reagenzglas Bedingungen

Beobachtung (nach 1–2 Wochen)

Vermutung/Erklärung

1 Wasser + Luft

2 Trocken (CaCl₂)

3 Abgekochtes Wasser + Ölschicht

Entsorgungshinweise: Wasser aus den Reagenzgläsern kann in den Ausguss gegeben werden. Öl nicht in den Ausguss geben: mit Papier aufnehmen und im Restmüll entsorgen. Calciumchlorid sammeln und im Restmüll entsorgen. Eisennägel abtrocknen und im Metallabfall entsorgen.

Aufgaben:

In welchem Reagenzglas hat sich Rost gebildet? Schlussfolgere: Welche Faktoren sind notwendig, damit Eisen rostet?

Welche Funktion hat das Calciumchlorid in Reagenzglas 2?

Welche Funktion hat die Ölschicht in Reagenzglas 3?

Formuliere eine Erklärung, warum Eisen rostet, unter Verwendung der Begriffe Sauerstoff, Wasser und Oxidation!

Wo beobachtest du Rost im Alltag und wie können deine Ergebnisse aus deinem Versuch dir helfen, das Rosten zu vermeiden?

Erkläre, weshalb eine Reduktion und eine Oxidation stets gleichzeitig ablaufen! Wie werden Reduktion und Oxidation definiert?

Nenne die drei Bedingungen, die erfüllt sein müssen, damit ein Brand entstehen kann!

1. Bedingung: _________________________________________________

2. Bedingung: _________________________________________________

3. Bedingung: _________________________________________________

1 3 2 4 5

Begründe folgende Brandschutzmaßnahmen:

a. Das Rauchen ist in Garagen, in Autowerkstätten und an Tankstellen verboten.

b. Benutze niemals Spiritus als Grillanzünder.

c. Lösche einen Fettbrand niemals mit Wasser.

d. Lege um ein Lagerfeuer einen Kreis aus Steinen.

Begründe, weshalb Brandschutztüren nicht aufgekeilt werden dürfen! Berücksichtige dabei deren Funktion im Brandfall und stelle einen Zusammenhang mit dem Verhalten von Gasen und thermischer Energie her!

Recherchiere, weshalb man Metallbrände niemals mit Wasser löschen sollte! Formuliere hierzu eine Reaktionsgleichung!

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Die Thermitreaktion ist eine stark exotherme Reaktion, die zum Schweißen von Eisenbahnschienen eingesetzt wird. Gib an, welcher Stoff oxidiert und welcher reduziert wird! Erkläre kurz, warum die Thermitreaktion eine Redox-Reaktion ist!

Ein Eisenzaun wird nach einiger Zeit braun und brüchig. Erkläre mithilfe deines Wissens über RedoxReaktionen, was beim Rosten chemisch passiert! (Tipp: Sauerstoff und Wasser spielen eine Rolle. Welches Element wird oxidiert, welches reduziert?)

Recherchiere mithilfe des Internets, weshalb man keine sauren Lebensmittel wie z. B. Zitronen in Alufolie einwickeln sollte! Erstelle eine digitale Präsentation (z. B. mit PowerPoint, Canva oder Prezi), in der du erklärst, warum man keine sauren Lebensmittel in Alufolie einwickeln sollte! Gehe dabei auf die chemischen Hintergründe ein (z. B. Reaktion von Aluminium mit Säuren), beschreibe mögliche Folgen (z. B. gesundheitliche Risiken, Veränderung des Geschmacks) und schlage Alternativen zur Lagerung vor! Nutze aussagekräftige Bilder oder kleine Skizzen!

Begründet in Partnerarbeit, warum es gefährlich ist, große Mengen Trockeneis in einem geschlossenen Raum zu lagern! Geht dabei auf die physikalischen Eigenschaften von CO₂, die Aggregatzustände und die möglichen gesundheitlichen Folgen ein!

Erkläre, weshalb das Grillen in geschlossenen Räumen (z. B. Garagen) lebensgefährlich sein kann! Was passiert dabei im Körper?

Erkläre mithilfe der Reaktionsgleichungen der Photosynthese und der Zellatmung, wie Sonnenenergie über Pflanzen und Nahrung zur Energie im menschlichen Körper wird!

So schätze ich mich nach dem Hauptkapitel „Anorganische Chemie“ selbst ein: Kreuze jenen Daumen an, der für dich am ehesten zutreffend ist!

Ich kann…

…beschreiben, was passiert, wenn eine Säure oder eine Base in Wasser gelöst werden

…erklären, weshalb Wasser sowohl als Säure als auch Base reagieren kann

…mithilfe der pH-Skala einordnen, wie sauer bzw. basisch gewisse Stoffe sind

…beschreiben, wie man eine Lösung neutralisieren kann

…erklären, weshalb sich die Farbe eines Indikators bei einem bestimmten pH-Wert ändert

…erklären, wie saurer Regen zustande kommt und beschreiben, welche Folgen er hat.

…erklären, weshalb eine Reduktion und eine Oxidation immer paarweise stattfinden

…erkennen, welcher Stoff bei einer Reaktion oxidiert, und welcher reduziert wurde

…verschiedene Beispiele für Redoxreaktionen aus dem Alltag nennen

…die Reaktionsgleichung für die vollständige Verbrennung eines Stoffes aufstellen

…beschreiben, wie verschiedene Methoden zum Löschen eines Feuers funktionieren

…erklären, weshalb wir Sauerstoff einatmen und Kohlenstoffdioxid ausatmen

Um deine Kompetenzen noch mehr zu steigern, hier unsere Buchtipps:

Buchtipps

Kurt Haim: Anorganische Chemie macchiato. Für Schüler und Studenten: Cartoonkurs für Schüler und Studenten (Pearson Studium 2012)

Mark Midownik: Fabelhafte

Flüssigkeiten: Kuriose Fakten über alles, was durch unser Leben sickert, tröpfelt, rinnt und fließt. (Penguin Verlag 2021)

Organische Chemie

1. WARUM IST KOHLENSTOFF SO WICHTIG?

Abb. 1: Kohlenstoff hat vier Valenzelektronen.

Abb. 3: Kohlenstoff kann verschiedene Kombinationen von Bindungen eingehen.

†

Abb. 2: Beschreibe die Gemeinsamkeiten im Aufbau der Moleküle Ibuprofen, Morphin, Koffein, Melatonin und Testosteron!

Vergleiche die Molekülstrukturen von Ibuprofen und Testosteron hinsichtlich Größe, Anzahl der Ringe und Art der Bindungen!

Kohlenstoff ist für alle Lebewesen das wohl wichtigste Element. Er bildet das Grundgerüst für fast alle Stoffe in der belebten Natur. Aber warum ist das so?

Kohlenstoff gehört zur 4. Hauptgruppe des Periodensystems und besitzt vier Valenzelektronen. Damit kann er vier Bindungen eingehen, um die stabile Edelgaskonfiguration zu erreichen. Diese Bindungen können Einfach-, Doppel- oder Dreifachbindungen sein.

Dadurch ist Kohlenstoff extrem vielseitig: Er kann mit sich selbst und mit vielen anderen Elementen Ketten, Ringe oder verzweigte Netzwerke bilden. Auf diese Weise entstehen die unterschiedlichsten Moleküle – von Zucker über Proteine bis hin zur DNA, dem Träger unserer Erbinformation.

Ein weiterer Vorteil: Viele Kohlenstoffbindungen sind sehr stabil. Das ist wichtig, damit die Moleküle unseres Körpers nicht sofort zerfallen, wenn sie mit anderen Stoffen in Kontakt kommen. Stell dir vor, deine Haut würde sich auflösen, sobald sie nass wird! Zum Glück sind die Kohlenstoffverbindungen in unserem Körper so robust, dass wir sicher und stabil gebaut sind.

Koffein

Stickstoff

Kohlenstoff

Sauerstoff Wasserstoff

Abb. 2: Verschiedene organische Moleküle

Kohlenstoff als Element

Auch im elementaren Zustand ist Kohlenstoff faszinierend, weil er ganz unterschiedliche Strukturen bilden kann. Zwei bekannte Beispiele sind Graphit und Diamant – beide bestehen ausschließlich aus Kohlenstoff.

1 Graphit ist weich und brüchig. In Bleistiftminen nutzt man diese Eigenschaft: Schon ein leichter Druck reicht, um dünne Graphitschichten auf dem Papier abzustreifen.

1 Diamant dagegen ist einer der härtesten Stoffe überhaupt. Er ist kratzfest und deshalb als Edelstein sehr begehrt. Durch seine enorme Härte wird er aber auch industriell genutzt, zum Beispiel in Bohrspitzen oder Sägeblättern.

Doch wie kann es sein, dass zwei Stoffe mit derselben Zusammensetzung so unterschiedliche Eigenschaften haben? Der Grund liegt in ihrer Struktur!

Ibuprofen

Morphin

Testosteron

Melatonin

Organische Chemie

Allotropie bedeutet, dass ein chemisches Element in verschiedenen Strukturen vorkommen kann. Diese Formen nennt man auch Modifikationen.

1 Kohlenstoff kann zum Beispiel als Diamant (sehr hart) oder als Graphit (weich) auftreten.

1 Sauerstoff kommt in der Luft meist als O₂ (Disauerstoff) vor, kann aber auch als O₃ (Ozon) existieren.

Obwohl es sich immer um dasselbe Element handelt, führen die unterschiedlichen Strukturen zu ganz verschiedenen Eigenschaften.

Erkläre mithilfe des Begriffs Modifikation, warum die gleichen Atome so unterschiedliche Stoffe bilden.

Graphit

Die Struktur von Graphit besteht aus Schichten von sechseckigen Ringen, ähnlich wie bei einer Honigwabe. Jedes Kohlenstoffatom ist mit drei Nachbaratomen verbunden. Das vierte Elektron bleibt frei beweglich und kann sich innerhalb der Schichten bewegen. Dadurch kann Graphit elektrischen Strom leiten.

Da die Schichten nur locker zusammenhalten, können sie leicht verschoben werden. Graphit ist deshalb weich und schmierfähig und wird z. B. in Bleistiftminen, als Schmiermittel oder für Elektroden in Batterien und Brennstoffzellen verwendet.

1 Eine einzelne Schicht von Graphit nennt man Graphen

1 Rollt man eine Graphenschicht zusammen, entstehen Kohlenstoffnanoröhren. Sie sind sehr leitfähig und extrem zugfest. Man nutzt sie z. B. in elektrischen Bauteilen oder zur Verstärkung von Kunststoffen.

1 Werden in der Graphitstruktur einige Sechsecke durch Fünfecke ersetzt, können hohle Kugeln entstehen. Eine Kugel aus 60 Kohlenstoffatomen sieht fast aus wie ein Fußball. Solche Strukturen heißen Fullerene oder „Bucky-Balls“.

Graphit und Diamant kann auch Kakaobutter in verschiedenen Strukturen kristallisieren.

Wird geschmolzene Schokolade auf 26–28 °C abgekühlt und anschließend auf 31–33 °C erwärmt, bildet sich eine besonders glänzende und knackige Kristallform. Wird Schokolade zu schnell abgekühlt, entstehen andere Kristalle: Die Schokolade wird weich oder brüchig und es bildet sich ein grauer Film auf der Oberfläche.

Abb. 8: Bleistiftminen enthalten Graphit.

Abb. 9: Eine aufgerollte Schicht von Graphen ergibt eine KohlenstoffNanoröhre.

Abb. 10: Buckminster Fulleren aus 60 C-Atomen. Die Struktur ähnelt der eines Fußballs.

Abb. 4: Beispiele für Allotropie bei Kohlenstoff und Sauerstoff

Abb. 6: Struktur von Graphit

Abb. 7: Graphit bildet Schichten.

Organische Chemie

Vergleiche: Wie unterscheidet sich Kohlenstoff von Metallen wie Eisen oder Aluminium?

Beziehe dich auf Stoffeigenschaften und Bindungen auf der Teilchenebene!

Abb. 13: Diamant wird in Bohrern und als Schleifmittel verwendet.

Abb. 14: Diamantenmine tetraedrisch: pyramidal mit dreieckiger Basis

Abb. 15: Die zehn Mineralien der Mohs-Skala.

Diamant

Die Struktur von Diamant ist tetraedrisch: Jedes Kohlenstoffatom ist mit vier weiteren Kohlenstoffatomen über Atombindungen verbunden, sodass ein stabiles, dreidimensionales Gitter entsteht.

Durch diese hohe Stabilität ist Diamant extrem hart

Alle Valenzelektronen sind in Bindungen gebunden, deshalb sind sie unbeweglich und Diamant leitet keinen Strom.

11: Tetraedrische Struktur

Natürliche Diamanten entstehen, wenn kohlenstoffhaltiges Material wie Kalkstein tief in der Erdkruste unter hohem Druck und hohen Temperaturen zusammengepresst wird. Vulkaneruptionen transportieren sie an die Erdoberfläche, wo sie in Minen abgebaut werden.

Leider findet der Diamantenabbau oft unter menschenunwürdigen Bedingungen statt. In den 1990er und 2000er Jahren wurden sogenannte Blutdiamanten von Rebellen zur Finanzierung von Konflikten genutzt. Käufer sollten daher auf zertifizierte, ethische Quellen achten.

Synthetische Diamanten Alternativ können Diamanten im Labor hergestellt werden. Kohlenstoffverbindungen werden dabei in speziellen Kammern unter hohem Druck und hoher Temperatur behandelt. Diese Diamanten sind chemisch identisch mit natürlichen Diamanten, aber deutlich günstiger.

Abb. 12: Struktur von Diamant

Mohs-Härte

Die Härte von Mineralien lässt sich mithilfe der Mohs-Skala vergleichen. Der Mineraloge Friedrich Mohs entwickelte diese Methode, indem er Mineralien aneinander ritzte. Dabei hinterlässt immer das härtere Mineral einen Ritz auf dem weicheren Mineral.

Ein Beispiel: Talk ist so weich, dass er sich schon mit einem Fingernagel ritzen lässt. Gips ist härter als Talk und kann ihn daher ritzen. Umgekehrt kann Talk Gips nicht ritzen, weil es weicher ist.

Am härtesten ist Diamant. Nur ein anderer Diamant kann einen Diamanten ritzen Kein anderes Mineral ist so hart.

Abb.

Der Kohlenstoffkreislauf

Organische Chemie

Der Kohlenstoffkreislauf beschreibt, wie Kohlenstoff in unserer Natur zirkuliert. Meist liegt Kohlenstoff in Form von CO₂ vor und wird zwischen den verschiedenen Bereichen der Erde ausgetauscht:

1 Atmosphäre (Luft),

1 Biosphäre (Lebewesen)

1 Hydrosphäre (Wasser)

1 Lithosphäre (Gesteine)

1 Pedosphäre (Boden)

Kohlenstoff ist das zentralste Element des Lebens, doch um von Lebewesen genutzt zu werden, muss er zuerst aus der Atmosphäre verfügbar gemacht werden.

SCHRITT 1: Aufnahme durch Pflanzen

Pflanzen nehmen CO₂ aus der Luft auf. Durch Photosynthese wandeln sie CO₂ und Wasser in Glucose (Traubenzucker) und Sauerstoff (O₂) um:

CO2 + 6 H2O + Licht → C6H12O6 + 6 O2

Für die Reaktion wird Sonnenlicht als Energiequelle benötigt.

SCHRITT 2: Nutzung durch Menschen und Tiere

Menschen und Tiere atmen Sauerstoff (O₂) ein und setzen damit Nahrung wie z. B. Glucose aus Pflanzen zu Energie um. Dabei entsteht CO₂, das sie ausatmen.

+ 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O + Energie

Auch Mikroorganismen und Pilze setzen beim Abbau von toten Pflanzen, Fäkalien oder Tierkadavern CO₂ frei. Gleichzeitig entsteht neuer Boden, aus dem Pflanzen Nährstoffe aufnehmen.

Abb. 16: Permafrostböden in der Arktis enthalten doppelt so viel CO2 wie die gesamte Atmosphäre.

Abb. 17: Jeder zweite Atemzug Sauerstoff, den wir nehmen, kommt aus dem Ozean. Phytoplankton (Meeresalgen) sind für über 50 % der weltweiten Photosynthese verantwortlich.

Verkehrs- und Fabrikemissionen

Photosynthese

Wurzelatmung Atmung von Tieren

Fossilien und fossile Rohstoffe Organischer Kohlenstoff

Tote Lebewesen und Abfälle

Abb. 18: Obst- und Gemüseabfälle sowie Grünschnitt können kompostiert werden. Dabei entsteht frische Erde für den Garten.

Abb. 19: Kohle, Torf, Erdöl und Erdgas sind fossile Rohstoffe, die durch Verbrennung CO2 freisetzen.

6

C6H12O6

Abb. 20: Der Kohlenstoffkreislauf

Organische Chemie

Abb. 21: Fossilien in Kalkstein

Abb. 22: Vulkane stoßen CO2 aus.

Isotop Häufigkeit

12C 98,89 %

13C 1,11 %

14C 1,25 10 10 %

Halbwertszeit, die: die Zeit, die vergeht, bis die Hälfte der Isotope radioaktiv zerfallen ist.

Abb. 24: Archäologische Ausgrabung

Abb. 25: Chemische Analytik zur Bestimmung der Isotopenanteile von Kohlenstoff.

SCHRITT 3: Kohlenstoff im Wasser

Abgestorbenes Material kann auch ins Wasser gelangen. Dort wird es ebenfalls zu CO₂ umgesetzt, das sich im Wasser löst. Wasserpflanzen, wie Algen, nutzen dieses CO₂ für die Photosynthese. Wie an Land ernähren sich Meereslebewesen von diesen Pflanzen und atmen Sauerstoff ein. Dabei wird erneut CO₂ freigesetzt – der Kreislauf geht weiter.

SCHRITT 4: CO₂ im Wasser und Kalkbildung

Wenn sich CO₂ im Wasser löst, entsteht Kohlensäure. Die Kohlensäure wird zu CarbonatIonen (CO32–) deprotoniert:

CO₂ + H₂O ⇌ H₂CO3 ⇌ CO32– + 2 H+

Die Carbonat-Ionen bilden zusammen mit Calciumionen (Ca2+) Kalk (CaCO3), der sich am Meeresboden absetzt. Auch kalkhaltige Schalen von Muscheln und Krebsen setzen sich ab. Diese Ablagerungen nennt man Sedimente. So tragen die Meere und Ozeane zur Speicherung von CO₂ bei.

SCHRITT 5: Fossile Brennstoffe und CO₂-Rückführung

Über Millionen von Jahren werden Sedimente durch geologische Prozesse und Organismen zu Erdöl, Erdgas oder Kohle. Auch die Verwitterung von Gesteinen und Vulkanausbrüche setzen CO₂ wieder frei. Wenn wir fossile Brennstoffe wie Kohle, Erdöl und Erdgas verbrennen, gelangt das gespeicherte CO₂ ebenfalls in die Atmosphäre. Wie sich die steigende CO₂-Konzentration auf das Klima auswirkt, lernst du im Kapitel Umweltchemie und das Klima.

Kohlenstoff-14-Datierung

Von Kohlenstoff sind insgesamt 15 Isotope bekannt. Davon sind jedoch nur die Isotope 12C und 13C stabil. 14C ist ein radioaktives Isotop, das mit einer Halbwertszeit von 5.730 Jahren zu 14N zerfällt.

Kohlenstoff-13

Kohlenstoff-14

Abb. 23: Drei verschiedene Isotope des Kohlenstoffs Wie andere Kohlenstoffisotope wird ¹⁴C als CO₂ über die Photosynthese in die Biosphäre aufgenommen. Menschen und Tiere nehmen ¹⁴C über Nahrung auf und geben es wieder als CO2 ab. Solange ein Lebewesen lebt, bleibt der ¹⁴C-Anteil konstant, weil ständig Kohlenstoff ausgetauscht wird.

Nach dem Tod wird kein neuer Kohlenstoff aufgenommen. Das vorhandene ¹⁴C zerfällt nach und nach: Nach 5.730 Jahren ist die Hälfte des ursprünglichen ¹⁴C übrig, nach 11.460 Jahren ein Viertel usw.

Archäologinnen und Archäologen nutzen dies, um das Alter von Funden wie Knochen, Holz oder Pergament zu bestimmen. Diese Methode funktioniert für Objekte bis etwa 50.000 Jahre, danach ist ¹⁴C zu wenig vorhanden, um sie genau zu messen.

Kohlenstoff-12

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

1

Ordne die Aussagen den richtigen Begriffen zu, indem du ein Kreuz in das passende Feld setzt! (Mehrfachzuordnungen sind möglich!)

Aussage

Bestehen ausschließlich aus Kohlenstoff.

Kohlenstoff bildet vier kovalente Bindungen.

Weicher Feststoff, der leicht abreibbar ist (z. B. Bleistiftminen).

Extrem harte Struktur, Verwendung als Bohrspitze oder Edelstein.

Können Ringe, Ketten und verzweigte Netzwerke bilden.

Werden durch stabile Bindungen zusammengehalten.

Kristallstruktur bewirkt unterschiedliche Eigenschaften trotz gleicher Zusammensetzung.

Kohlenstoffverbindungen Graphit Diamant

2

Erkläre, weshalb die organische Chemie auf Kohlenstoff beruht! Beschreibe hierbei die verschiedenen Bindungen, die Kohlenstoff eingehen kann!

3

Vergleiche die Struktur von Graphit und Diamant! Erkläre, wie es sein kann, dass zwei Stoffe, die beide aus Kohlenstoff bestehen, vollkommen unterschiedliche Eigenschaften aufweisen!

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Beurteile, warum Kohlenstoff als Schlüsselbaustein für das Leben gilt! Beziehe dich dabei auf seine chemischen Eigenschaften!

Setze die fehlenden Begriffe in die Abbildung ein!

Nun

los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Erkläre, weshalb synthetische Diamanten so viel günstiger sind als natürliche Diamanten! Ist der Preisunterschied deiner Meinung nach gerechtfertigt?

7 8 9 10

Erkläre mithilfe von Reaktionsgleichungen, wie die Meere und Wälder unserer Erde zur Speicherung von CO₂ beitragen! Nutze geeignete Beispiele wie die Photosynthese in Pflanzen und die Aufnahme von CO₂ im Wasser! Veranschauliche dabei auch die chemischen Umsetzungen!

Formuliert in Kleingruppen mithilfe von kurzen Texten und passenden Reaktionsgleichungen, durch welche Prozesse Kohlenstoffdioxid (CO₂) in die Atmosphäre abgegeben wird! Gebt dabei die chemischen Reaktionsgleichungen vollständig an!

Entwirf ein einfaches Lernposter oder eine digitale Präsentation, in der du die wichtigsten Eigenschaften von Kohlenstoff für Mitschülerinnen und Mitschüler zusammenfasst (z. B. Bindungen, Stabilität, Vielseitigkeit, Beispiele aus Natur und Technik)!

Ein archäologischer Fund hat einen 14C-Gehalt von 7,81· 10 −12 %. Wie alt ist der Fund? Berechne das Alter mithilfe der Halbwertszeit und dem ursprünglichen 14C-Gehalt (1,25· 10−10 %)!

Organische Chemie

2. STOFFKLASSEN

Erkläre, weshalb der Siedepunkt von Alkanen mit zunehmender Kettenlänge steigt! Nutze dein Wissen über intermolekulare Kräfte, um deine Erklärung zu begründen! Tipp: Schau dir den Abschnitt zu intermolekularen

Wechselwirkungen in Kapitel 6 an!

Abb. 1: Kühe und Rinder setzen bei der Verdauung Methan frei.

Abb. 2: Propan und Butan nutzen wir zum Kochen und Heizen.

Abb. 3: Pentan und Hexan werden als Lösungsmittel verwendet.

Abb. 4: Heptan und Oktan sind Bestandteile von Benzin.

Damit Chemikerinnen und Chemiker Ideen und Erkenntnisse austauschen können, teilen sie die vielen verschiedenen Stoffe in Stoffklassen ein und geben ihnen systematische Namen. Diese Regeln nennt man Nomenklatur. Sie werden von der International Union of Pure and Applied Chemistry (IUPAC) festgelegt.

In diesem Kapitel lernst du wichtige Stoffklassen kennen und wie man Moleküle benennt.

Kohlenwasserstoffe

Kohlenwasserstoffe bestehen nur aus den Elementen Kohlenstoff (C) und Wasserstoff (H). Sie sind die Grundlage vieler organischer Stoffe, zum Beispiel in Treibstoffen, Kunststoffen oder Naturstoffen.

Je nach Art der Bindungen zwischen den Kohlenstoffatomen unterscheidet man:

1 Alkane (nur Einfachbindungen)

1 Alkene (mindestens eine Doppelbindung)

1 Alkine (mindestens eine Dreifachbindung)

1 Aromaten (Ringstrukturen mit besonderen Bindungen, z. B. Benzen)

Alkane bestehen aus Kohlenstoff- und Wasserstoffatomen, welche ausschließlich mit Einfachbindungen verbunden sind. Das macht sie zu gesättigten Verbindungen.

Organische Chemie

Die bisherigen Beispiele zeigen geradkettige (lineare) Moleküle. Alkane können aber auch verzweigt sein. Ein Beispiel ist C₅H₁₂ (Pentan). Die fünf Kohlenstoffatome können unterschiedlich angeordnet sein:

1 Alle fünf C-Atome können eine gerade Kette bilden → n-Pentan.

1 Vier C-Atome können eine Kette bilden und das fünfte C-Atom hängt als Seitenkette daran → iso-Pentan.

1 Drei C-Atome können eine Kette bilden, und die beiden übrigen hängen als zwei Seitenketten am mittleren C-Atom → neo-Pentan.

So entstehen aus derselben Summenformel verschiedene Moleküle.

Abb. 5: Verschiedene Isomere von Pentan

Die drei Moleküle haben die gleiche Summenformel, aber eine unterschiedliche Struktur. Sie werden als Isomere bezeichnet.

Alkene und Alkine

Kohlenwasserstoffe können nicht nur Einfachbindungen, sondern auch Doppel- oder Dreifachbindungen enthalten. Solche Verbindungen nennt man ungesättigte Kohlenwasserstoffe, weil sie im Vergleich zu Alkanen weniger Wasserstoffatome enthalten.

1 Enthält ein Molekül mindestens eine Doppelbindung, spricht man von einem Alken.

1 Enthält es mindestens eine Dreifachbindung, handelt es sich um ein Alkin

Die Benennung funktioniert ähnlich wie bei den Alkanen: Der Namensstamm bleibt gleich, nur die Endung ändert sich.

1 -an → Alkane (nur Einfachbindungen), z. B. Ethan (C₂H₆)

1 -en → Alkene (Doppelbindung), z. B. Ethen (C₂H₄)

1 -in → Alkine (Dreifachbindung), z. B. Ethin (C₂H₂)

Wusstest du, dass die Zucker Fructose und Glucose die gleiche Summenformel aber unterschiedliche Strukturen haben? Sie sind Isomere! Isomere

Abb. 6: Glucose und Fructose haben die gleiche Summenformel: C6H12O6.

Vergleiche die Strukturen von Glucose (Traubenzucker) und Fructose (Fruchtzucker)!

Abb. 8: Zwei Isomere von Buten

Abb. 7: Vergleich der Strukturformeln von Ethan, Ethen und Ethin.

Organische Chemie

Abb. 9: Bananen setzen bei der Reifung Ethen frei. Das Ethen beschleunigt die Reifung der Bananen und auch anderer Früchte in der Umgebung.

Abb. 10: Die Dreifachbindung im Ethin enthält große Mengen chemische Energie. Beim Schweißen kann diese Energie zu Hitze und Licht umgewandelt werden.

Abb. 12: Vorsicht beim Umgang mit mutagenen Substanzen wie z. B. Benzen!

Die Doppel- und Dreifachbindungen machen Alkene und Alkine besonders reaktionsfreudig. So können sie leicht mit anderen Stoffen reagieren und neue Verbindungen bilden. Deshalb sind sie in Chemie und Industrie sehr wichtig.

Ein Beispiel aus dem Alltag ist Ethen (Ethylen). Dieses Gas wirkt als Pflanzenhormon und steuert die Reifung von Früchten. Bananen werden deshalb oft noch grün geerntet und später mit Ethen behandelt, damit sie im Supermarkt genau richtig gelb sind.

Doch Ethen kann noch mehr: Es ist ein wichtiger Ausgangsstoff für Kunststoffe. Aus vielen Ethen-Molekülen entsteht Polyethen (PE) (früher Polyethylen genannt), der weltweit am häufigsten verwendete Kunststoff. Daraus bestehen zum Beispiel Plastiktüten, Verpackungsfolien oder Kabelisolierungen.

Auch Ethin (Acetylen) ist sehr bedeutend. Es brennt mit einer extrem heißen Flamme von über 3000 °C und wird deshalb zum Schweißen von Metallen eingesetzt.

Aromaten

Eine besondere Stoffklasse sind die Aromaten. Sie bestehen aus Ringstrukturen, meist mit sechs Kohlenstoffatomen. Die C-Atome werden durch abwechselnde Einfach- und Doppelbindungen verbunden.

Typisch für Aromaten ist, dass sich im Ring delokalisierte Elektronen befinden. Das bedeutet, dass diese Elektronen nicht fest zwischen zwei Atomen sitzen, sondern sich im ganzen Ring bewegen können. Dabei steuert jedes Kohlenstoffatom ein Elektron zu diesem gemeinsamen Elektronensystem bei. Dadurch sind Aromaten besonders stabil und haben oft besondere Eigenschaften. Viele Aromaten sind zum Beispiel farbig oder haben einen charakteristischen Geruch.

Ein bekanntes Beispiel ist Benzen (C6H6). Es besteht aus einem Ring aus sechs Kohlenstoffatomen. Alle C–C-Bindungen sind gleich lang, da die Elektronen im gesamten Ring gleichmäßig verteilt sind. Deshalb wird Benzen oft mit einem Kreis in der Mitte dargestellt: Der Kreis steht für die frei beweglichen, delokalisierten Elektronen im Ring und zeigt, dass es keine festen Einfach- und Doppelbindungen gibt.

Abb. 11: Zwei verschiedene Schreibweisen der Struktur von Benzen

Beim Umgang mit Aromaten ist Vorsicht wichtig: Viele Aromaten sind fettlöslich. Das heißt, sie können leicht durch Zellmembranen in unseren Körper gelangen und sich im Fettgewebe anreichern. In den Zellen werden sie von Enzymen abgebaut. Dabei können Produkte entstehen, die mit der DNA reagieren und Mutationen verursachen. Manche Aromaten, wie Benzen, können deshalb Krebs auslösen.

Darstellung organischer Moleküle

Organische Chemie

In der organischen Chemie werden Moleküle oft mit Skelettformeln dargestellt. In einer Valenzstrichformel werden alle Atome und Bindungen gezeichnet. Bei großen Molekülen wird das schnell unübersichtlich. Die Skelettformel ist eine vereinfachte Schreibweise:

1 Kohlenstoffatome werden nicht extra gezeichnet. Sie sitzen an den Ecken oder am Ende von Linien.

1 Wasserstoffatome, die an Kohlenstoff gebunden sind, werden weggelassen.

1 Nur die Bindungen zwischen den Kohlenstoffatomen werden als Linien dargestellt.

3D-Modell

Valenzstrichformel Skelettformel

Abb. 13: Vergleich verschiedener Strukturformeln

Atome wie Sauerstoff (O), Stickstoff (N), Schwefel (S) oder Phosphor (P) nennt man Heteroatome. In der Skelettformel werden sie immer eingezeichnet

Das hat einen großen Vorteil: Die Skelettformel macht es einfacher, funktionelle Gruppen (z. B. Hydroxylgruppe –OH oder Aminogruppe –NH₂) in großen und komplizierten Molekülen zu finden. Außerdem spart sie Zeit, wenn man Strukturen schnell zeichnen möchte.

Vergleiche die Schreibweise der Valenzstrichformel mit der Skelettformel! Welche Schreibweise findest du übersichtlicher?

Erkläre, weshalb man die Anzahl der Wasserstoffatome in der Skelettformel erkennen kann, ohne dass sie gezeigt werden!

Heteroatome, die: Atome im Molekül, die weder Kohlenstoff noch Wasserstoff sind.

Valenzstrichformel

Skelettformel

Abb. 14: Penicillin in der Valenzstrichformel und Skelettformel. Penicillin ist ein Antibiotikum, das zur Behandlung von bakteriellen Infektionen verwendet wird.

Penicillin

Organische Chemie

Abb. 15: Wonach riecht Eisen?

Ein Geruch wird durch Wechselwirkung von Molekülen mit Rezeptoren in der Nase ausgelöst. Je flüchtiger der Stoff, desto mehr Moleküle gelangen in die Nase und können als Geruch wahrgenommen werden. Metalle wie Eisen sind jedoch nicht flüchtig. Warum können wir sie dennoch riechen? Beim Hautkontakt mit Eisen kommt Hautfett in Kontakt mit den Eisenatomen. Das Eisen katalysiert den Zerfall der Hautfette zu Ketonen und Aldehyden. Diese Verbindungen sind für den typischen „metallischen“ Geruch verantwortlich.

Abb. 16: Diethylether und Chloroform verursachen Schläfrigkeit und Benommenheit. Früher wurden sie als Narkosemittel bei Operationen eingesetzt. Aufgrund von Nebenwirkungen wie Erbrechen und Unruhe werden sie heutzutage nur noch als Lösungsmittel eingesetzt.

Vergleiche Aldehyde und Ketone! Welche Gemeinsamkeiten und Unterschiede fallen dir auf?

Funktionelle Gruppen

Kohlenwasserstoffe bestehen nur aus Kohlenstoff (C) und Wasserstoff (H). Oft kommen aber noch andere Atome dazu, zum Beispiel Sauerstoff (O) oder Stickstoff (N).

Diese zusätzlichen Atome verändern die Eigenschaften des Moleküls stark: Ein Stoff kann dadurch z. B. wasserlöslich werden, sauer reagieren oder ganz neue Aufgaben im Körper übernehmen.

Solche besonderen Atomgruppen nennt man funktionelle Gruppen, weil sie die Funktion des Moleküls bestimmen.

Funktionelle Gruppe

Halogen-Alkan/ Alken/ Alkin

Beispiele

Funktionelle Gruppe

Beispiele

Essigsäurebutylester

Aminobenzen

N-Ethylpropanamid

Alkohole

Alkohole sind organische Moleküle, die eine Hydroxylgruppe (–OH) enthalten. Diese Gruppe bestimmt ihre wichtigsten Eigenschaften. Charakteristisch für Alkohole ist die Endsilbe -ol, z. B. Ethanol (C2H5OH). Obwohl Ethan und Ethanol sich nur durch ein einziges Sauerstoffatom unterscheiden, haben sie sehr verschiedene Eigenschaften:

1 Ethan ist bei Raumtemperatur ein Gas.

1 Ethanol ist dagegen eine Flüssigkeit und lässt sich gut in Wasser lösen.

Warum ist das so? Der Unterschied liegt in den Kräften zwischen den Molekülen:

1 Alkane sind unpolar und haben nur schwache Van-der-Waals-Kräfte

1 Die OH-Gruppe in Alkoholen ermöglicht zusätzlich Wasserstoffbrückenbindungen.

Wasserstoffbrückenbindungen sind besonders stark und sorgen dafür, dass Alkohole einen höheren Siedepunkt haben und sich mit Wasser gut mischen können.

Ethanol (C2H5OH) ist der bekannte Alkohol in Wein, Bier und Schnaps. Er entsteht durch Gärung, wenn Glucose (Traubenzucker) mithilfe von Hefepilzen in Ethanol und Kohlenstoffdioxid (CO2) umgewandelt wird:

Organische Chemie

Propansäureethylester

Triethylamin

N-Ethylacetamid

Abb. 20: Alkoholische Gärung

Abb. 17: Der Geruch vieler Früchte ist auf Ester zurückzuführen. Methylbutansäureethylester gibt Äpfeln, Orangen und Erdbeeren einen angenehmen Duft.

Abb. 18: Amine kommen in vielen wichtigen Stoffen wie Medikamenten zum Einsatz. Sie sind jedoch auch für den Geruch bei Fäulungsvorgängen verantwortlich. Der Geruch von verdorbenem Fisch stammt von Trimethylamin.

Abb. 19: Die Amidbindung ist besonders stabil. Sie bildet die Grundlage für Proteine und Nylon, einem Kunststoff, der besonders starke Fasern für die Textilindustrie ermöglicht.

VERSUCH

Führe den Versuch „Herstellung von Ethanol aus Zucker“ von S. 127 durch!

Erstelle eine Mindmap mit Stoffklassen und funktionellen Gruppen der organischen Chemie! Gib jeweils ein Beispiel an! Vergleiche die Schreibweise der Valenzstrichformel mit der Skelettformel. Welche findest du übersichtlicher?

Erkläre, weshalb man die Anzahl der Wasserstoffatome in der Skelettformel erkennen kann, obwohl sie nicht eingezeichnet sind!

Erkläre mit eigenen Worten, warum die Medikamentenforschung wichtig für unsere Gesellschaft ist!

Organische Chemie

Abb. 21: Destillation von Alkohol

Je mehr Zucker ein Saft enthält, desto mehr Alkohol kann bei der Gärung entstehen. Deshalb eignen sich Trauben besonders gut, um Wein herzustellen. Ab einem Alkoholgehalt von ca. 16 Vol.-% sterben die Hefezellen und die Gärung stoppt.

Um Getränke mit höherem Alkoholgehalt wie etwa Schnaps herzustellen, nutzt man die Destillation. Ethanol siedet bei 78 °C, Wasser erst bei 100 °C. Beim Erhitzen der alkoholischen Mischung verdampft zunächst Ethanol, zusammen mit Aromastoffen. Dieser Dampf wird abgekühlt, verflüssigt und als Destillat aufgefangen. Da das Destillat meist einen sehr hohen Alkoholgehalt hat, wird es anschließend oft mit Wasser verdünnt, um den gewünschten Alkoholgehalt einzustellen.

Abbau im Körper

Ethanol wird im Körper von der Leber abgebaut. Dabei wird das Ethanol zum Aldehyd Ethanal oxidiert. Ethanal ist die Substanz, die nach einem Alkoholrausch zu Kopfschmerzen und Übelkeit führt. Ethanal wird weiter zu Essigsäure oxidiert, welche im letzten Schritt zu CO2 oxidiert wird.

Abb. 23: Alkoholkonsum verlangsamt die Reaktionszeit, wodurch das Risiko für Unfälle steigt. Deshalb gilt: Kein Alkohol am Steuer!

Wie viel haben Sie getrunken?

Die Wirkung von Alkohol hängt davon ab, wie viel Ethanol sich im Blut befindet. Die Menge wird in Promille (‰) angegeben und kann mit einem Bluttest bestimmt werden. In Österreich ist ein maximaler Wert von 0,5 ‰ beim Lenken eines Fahrzeugs zulässig. Doch auch unterhalb dieser Grenze ist die Reaktionsfähigkeit schon eingeschränkt.

Abb. 22: Umwandlung von Ethanol im Körper

Alkohol ist ein Rauschmittel, das kurzfristig eine angenehme Wirkung entfalten kann, aber den Körper und das Gehirn stark belastet. Für Jugendliche ist das Risiko besonders hoch, da der Körper noch in der Entwicklung steckt, und schon kleine Mengen können Schaden anrichten.

Alkohol beeinflusst unseren Körper und das Gehirn auf viele Arten:

Kurzfristige Wirkung

1 Alkohol wirkt beruhigend und kann das Reaktionsvermögen verlangsamen.

1 Die Aufmerksamkeit und Urteilsfähigkeit werden beeinträchtigt.

1 Das Gleichgewicht kann gestört werden, wodurch Menschen torkeln oder Koordinationsprobleme haben.

Langfristige Auswirkungen

1 Häufiges Trinken kann die Leber schädigen, z. B. durch Fettleber oder Leberzirrhose.

1 Das Gehirn kann beeinträchtigt werden, z. B. Gedächtnisprobleme oder Schwierigkeiten beim Lernen.

1 Herz, Magen und andere Organe werden ebenfalls belastet.

Suchtverhalten

1 Alkohol kann abhängig machen. Wer regelmäßig viel trinkt, gewöhnt sich daran.

1 Das Gehirn signalisiert ein Verlangen, auch wenn der Konsum gesundheitsschädlich ist.

1 Alkoholabhängigkeit kann soziale Probleme, psychische Erkrankungen und gesundheitliche Schäden verursachen.

Carbonsäuren

Organische Chemie

Carbonsäuren sind organische Moleküle mit einer Carboxylgruppe (COOH) als funktionelle Gruppe. Wie Alkohole können Carbonsäuren Wasserstoffbrücken bilden, wodurch sie bestimmte Eigenschaften wie hohe Siedepunkte und gute Löslichkeit in Wasser erhalten.

Die Namen werden vom Kohlenwasserstoff abgeleitet und enden auf „-säure“: So ergeben sich beispielsweise die Methansäure und Ethansäure. Oft werden anstelle der systematischen Namen Trivialnamen verwendet.

Methansäure wird häufig als Ameisensäure bezeichnet. Ameisen nutzen diese reizende Säure zur Verteidigung.

Ethansäure ist auch als Essigsäure bekannt. Essigsäure ist eine farblose, stechend riechende Flüssigkeit. Der Schmelzpunkt von Essigsäure liegt bei 16,5 °C, weshalb sie als Eisessig bezeichnet wird.

Butansäure, auch Buttersäure genannt, ist eine übel riechende Verbindung, die entsteht, wenn Butter ranzig wird. Buttersäure entsteht auch, wenn Bakterien Fett und Schweiß auf der Haut zersetzen.

Ester

Ester sind organische Stoffe, die im Gegensatz zu Carbonsäuren oft angenehm riechen. Sie entstehen, wenn eine Carbonsäure mit einem Alkohol reagiert. Dieser Vorgang heißt Veresterung. Bei der Reaktion von Essigsäure mit Ethanol entsteht Essigsäureethylester.

Abb. 25: Beispiel einer Veresterung

Essigsäureethylester wird z. B. als Lösungsmittel in Klebstoffen und Nagellackentfernern eingesetzt.

Ein weiterer bekannter Ester ist die Acetylsalicylsäure, besser bekannt als Aspirin. Sie entsteht durch Veresterung von Salicylsäure und Essigsäure.

Abb. 27: Herstellung von Aspirin

Aspirin wird medizinisch genutzt: als Schmerzmittel, Fiebermittel oder Blutverdünner. Die schmerzlindernde Wirkung von Salicylsäure war schon vor tausenden Jahren bekannt: Menschen stellten aus der Rinde von Weidenbäumen einen Tee her, der Schmerzen linderte.

Abb. 24: Ameisensäure wurde 1671 zum ersten Mal vom englischen Wissenschaftler John Ray isoliert. Hierzu destillierte er eine große Anzahl Ameisen.

Trivialname, der: Ein einfacher, gebräuchlicher Name für eine chemische Substanz.

Abb. 26: Essigsäureethylester wird als Lösungsmittel in Klebstoffen und Nagellackentferner verwendet.

Abb. 28: Aspirin hat viele Anwendungsmöglichkeiten. Es wirkt als Schmerzmittel, Blutverdünner und entzündungshemmend.

Abb. 29: Weidenrinde enthält Salicylsäure.

126 Organische Chemie

Ein Gespräch mit Dr. Lara Neumann, Pharmazeutin und Forscherin

Frage: Hallo Frau Neumann! Können Sie uns erzählen, was Sie in Ihrem Beruf machen?

Lara Neumann: Klar, gern! Ich bin Pharmazeutin und arbeite in der Medikamentenforschung. Wir entwickeln neue Wirkstoffe, mit denen man Krankheiten heilen oder Beschwerden lindern kann. Zurzeit arbeite ich im Labor eines großen Pharmaunternehmens.

Frage: Wie sind Sie dazu gekommen, diesen Beruf zu wählen?

Lara Neumann: Schon in der Schule fand ich Chemie und Biologie spannend. Ich wollte wissen, wie Medikamente wirken, z. B. warum eine Tablette hilft oder ein Impfstoff schützt. Darum habe ich Pharmazie studiert, ein Fach, das Chemie, Medizin und Biologie verbindet.

Frage: Was machen Sie in Ihrem Alltag als Forscherin?

Lara Neumann: Ich untersuche neue chemische Verbindungen, aus denen Medikamente entstehen könnten. Wir testen, ob sie sicher sind und wie sie im Körper wirken. Außerdem bespreche ich Ergebnisse im Team und halte Vorträge über unsere Forschung. Kein Tag ist wie der andere!

Frage: Das klingt spannend! Wie hilft Ihre Arbeit der Gesellschaft?

Lara Neumann: Medikamente retten jeden Tag Leben. Ob Antibiotika, Schmerzmittel oder Medikamente gegen Krebs – hinter jedem dieser Mittel steckt jahrelange Forschung. Wenn wir ein neues, besseres Medikament entwickeln, dann können wir vielen Menschen helfen, länger und gesünder zu leben. Das gibt mir das Gefühl, etwas wirklich Sinnvolles zu tun.

Frage: Gibt es auch schwierige Seiten an Ihrem Beruf?

Lara Neumann: Ja, Forschung braucht Geduld. Oft klappt etwas lange nicht, und es dauert Jahre, bis ein Medikament zugelassen wird. Das kann frustrierend sein, aber die Erfolge machen alles wett.

Frage: Welche Art von Person sollte diesen Beruf wählen?

Lara Neumann: Wer neugierig ist, gern tüftelt und Naturwissenschaften mag, ist hier richtig. Man arbeitet im Team und trägt mit seiner Arbeit wirklich etwas zum Wohl der Menschen bei.

Frage: Haben Sie einen Tipp für Schüler*innen, die sich dafür interessieren?

Lara Neumann: Probiert aus, ob euch Laborarbeit Spaß macht, zum Beispiel in einem Schülerlabor oder bei einem „Tag der offenen Tür“. Und fragt nach! Forscherinnen und Forscher erzählen immer gern von ihrer Arbeit.

Erkläre mit eigenen Worten, warum die Medikamentenforschung wichtig für unsere Gesellschaft ist!

Recherchiere: Welche anderen Berufe gibt es im Bereich Pharmazie? Wie tragen diese Berufe dazu bei, dass Menschen mit Medikamenten versorgt werden?

Die Pharmaindustrie entwickelt lebenswichtige Medikamente, wird aber gleichzeitig oft dafür kritisiert, dass sie hohe Gewinne auf Kosten kranker Menschen macht. Diskutiert:

• Inwiefern ist diese Kritik berechtigt?

• Wie kann man zwischen wirtschaftlichen Interessen und dem Wohl der Patienten eine Balance finden?

• Stell dir vor, du wärst Gesundheitsminister*in: Welche Regeln oder Änderungen würdest du einführen, um Forschung, Fairness und Gesundheit besser zu verbinden?

Herstellung von Ethanol durch Gärung

Fragestellung: Wie kann aus Fruchtsaft durch Gärung und Destillation Alkohol (Ethanol) hergestellt werden?

Materialien: Fruchtsaft (z. B. Traubensaft), Hefe, Rundkolben, Destillationsapparatur

Sicherheitsaspekte: Ethanol ist leicht entzündlich – Achtung bei der Destillation und Brennprobe!

Arbeitsauftrag:

Teil A – Gärung (Schülerinnen und Schüler):

1 2 3 1 2 3 4 5

Fülle etwas Fruchtsaft in einen Rundkolben!

Gib etwas Hefe dazu und rühre vorsichtig um!

Bedecke den Kolben locker (z. B. mit Alufolie oder Stopfen mit Loch)!

Stelle die Mischung einige Tage an einen warmen Ort (ca. 25–30 °C)!

Beobachte, ob sich Gasblasen bilden und wie sich der Geruch verändert!

Teil B – Destillation (Lehrkraft):

Nach Ende der Gärung wird das Gemisch in die Destillationsapparatur gefüllt und vorsichtig erwärmt, bis Dampf entsteht!

Das Destillat wird im Kühler kondensiert und in einem Becherglas aufgefangen!

Prüfe das Produkt auf brennbare Eigenschaften (mit Lehrkraft gemeinsam)!

Beobachtungsauftrag:

Gärung (Fruchtsaft + Hefe)

Destillation

Destillationskolben

Adapter Stopfen Dampf

Bunsenbrenner

Thermometer Kühlwasserablauf

Kühler

Durchführung: Die Gärung des Fruchtsafts wird durch die Schülerinnen und Schüler selbstständig durchgeführt. Die Destillation wird als Demonstrationsversuch durch die Lehrkraft durchgeführt.

Auffangkolben Kühlwasserzulauf

Destilat

Versuchsteil Beobachtung Vermutung/Erklärung

Entsorgungshinweise: Die vergorene Fruchtsaft-Hefe-Mischung und das Destillat können nach Abschluss des Versuchs in den Ausguss gegeben werden (keine großen Mengen auf einmal).

Aufgaben:

Verhalten des Destillats bei Brennprobe 1 2 3 4 5

Beschreibe, was während der Gärung geschieht! Welche Rolle spielt dabei die Hefe?

Welche Stoffe enthält die Flüssigkeit vor und nach der Gärung? Stelle eine Reaktionsgleichung auf!

Wozu dient die Destillation im zweiten Teil des Versuchs?

Überlege: Weshalb muss die Fruchtsaft-Hefe-Mischung an einen warmen Ort gestellt werden?

Beurteile, ob durch eine einfache Destillation reiner Ethanol (100 %) gewonnen werden kann! Recherchiere dazu den Begriff Azeotrop!

128 Organische Chemie

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Reaktion von Ethanol mit Buttersäure

Fragestellung: Was passiert, wenn eine Säure (Buttersäure) mit einem Alkohol (Ethanol) reagiert? Wie entsteht dabei ein typischer Geruchsstoff?

Durchführung: Dieser Versuch wird als Demonstrationsversuch durch die Lehrkraft durchgeführt.

Materialien: Buttersäure (3 mL), Ethanol (3 mL), konzentrierte Schwefelsäure (H₂SO₄, 1 Tropfen), Natriumcarbonat (Na₂CO₃, 5 g), 2 Bechergläser, Reagenzglas, Heizplatte.

Sicherheitsaspekte:

• Konzentrierte Schwefelsäure ist stark ätzend.

• Ethanol ist leicht entzündlich – keine offenen Flammen!

Versuchsdurchführung (durch Lehrkraft):

• Buttersäure hat einen intensiven, stechenden Geruch – Versuch nur im Abzug durchführen.

Das Reagenzglas wird mit Buttersäure (3 mL) und Ethanol (3 mL) befüllt! Anschließend wird ein Tropfen

Schwefelsäure hinzugegeben!

Das Reagenzglas wird in einem Wasserbad fünf bis zehn Minuten lang erhitzt!

In einem Becherglas wird Natriumcarbonat (5 g) vorgelegt und die Lösung aus dem Reagenzglas hineingegossen!

Der Geruch der Lösung wird mittels vorsichtigen Zufächelns untersucht!

Arbeitsauftrag:

Beobachte, was während des Erhitzens im Reagenzglas geschieht (Farbe, Geruch, Dampfentwicklung)!

Achte auf Veränderungen nach dem Eingießen in die Natriumcarbonat-Lösung!

Vergleiche den Geruch der Ausgangsstoffe (Buttersäure, Ethanol) mit dem des Produkts (kurz und vorsichtig!)!

Notiere deine Beobachtungen und überlege, welche chemische Reaktion stattgefunden hat!

Beobachtungsauftrag:

Beobachtungskriterium Beobachtung Vermutung/Erklärung

Geruch der Buttersäure

Nach dem Erhitzen mit Ethanol

Nach Zugabe zu Na2CO3

Entsorgungshinweise: Reaktionsgemisch vollständig mit Natriumcarbonat neutralisieren (CO₂-Entwicklung beachten). Anschließend stark verdünnt im Behälter für organische Abfälle entsorgen.

Aufgaben:

Wie unterscheidet sich der Geruch des Produkts von dem der Ausgangsstoffe?

Erkläre die Rolle der Schwefelsäure in dieser Reaktion!

Benenne den Reaktionstyp und das entstehende Produkt!

Formuliere die Reaktionsgleichung!

In der Parfüm- und Lebensmittelindustrie werden Ester gezielt hergestellt, um fruchtige Aromen zu erzeugen.

Beurteile, welche Vor- und Nachteile es hat, Aromastoffe künstlich im Labor herzustellen, statt sie aus natürlichen Quellen zu gewinnen!

Nun

geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe! 2 3 1 ASPIRIN

Zeichne die Strukturen von Aspirin, Paracetamol und Ibuprofen in der Skelettformel!

PARACETAMOL

IBUPROFEN

Diskutiere: Welche Gefahren birgt der Umgang mit Alkohol chemisch, biologisch und gesellschaftlich?

Erstelle eine Mindmap zu einer selbstgewählten Stoffklasse (Alkohole, Ester, Alkene, Carbonsäuren …)! Beziehe ein: Struktur, funktionelle Gruppe, typische Reaktionen und Alltagsbeispiele!

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Diethylether und 1-Butanol haben beide dieselbe Summenformel (C4H10O). Der Siedepunkt von Diethylether liegt bei 34,6 °C und der Siedepunkt von 1-Butanol liegt bei 117,7 °C. Erkläre, wodurch dieser große Unterschied zustande kommt! Tipp: Überlege dir welche zwischenmolekularen Kräfte bei diesen Molekülen vorkommen.

Analysiere die Strukturen der Medikamente Haloperidol, Lorazepam, Metoclopramid und Delafloxacin. Umkreise alle funktionellen Gruppen in den Molekülen und benenne sie!

Haloperidol

Lorazepam

Metoclopramid

Delafloxacin

geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Ordne die Substanzen Ethanol, Ethansäure, Ethan und Oxalsäure (Ethandisäure) aufsteigend nach ihrem Siedepunkt und beschreibe, was dir bei der Anordnung auffällt!

Zeichne das Reaktionsschema zur Oxidation von Ethanol im Körper! Benenne die entstehenden Stoffe!

Begründe, warum Benzen manchmal mit einem Kreis in der Mitte dargestellt wird!

Skizziere fünf verschiedene organische Moleküle mit unterschiedlichen funktionellen Gruppen und Kohlenstoffketten! Tausche deine Strukturen mit einer Partnerin oder einem Partner und benennt gegenseitig eure Moleküle systematisch!

3. LEBENSMITTELCHEMIE

Abb. 1: Eine ausgewogene Ernährung unterstützt die Gesundheit.

Monosaccharide

Disaccharide

Polysaccharide

Abb. 3: Kohlenhydrate werden nach Kettenlänge unterteilt.

Glucose Fructose

Saccharose Lactose

Abb. 4: Beispiele für verschiedene Zucker

Die Lebensmittelchemie befasst sich mit Nährstoffen und deren Funktionen im Körper. Sie werden allgemein in Makro- und Mikronährstoffe unterteilt.

Zu den Makronährstoffen zählen Kohlenhydrate, Proteine und Fette.

Vitamine und Mineralstoffe werden als Mikronährstoffe bezeichnet, da sie in sehr geringen Mengen vom Körper benötigt werden.

Kohlenhydrate Proteine Fette

Abb. 2: Die drei Kategorien der Makronährstoffe

Kohlenhydrate

Kohlenhydrate bestehen aus den Elementen Kohlenstoff (C), Wasserstoff (H) und Sauerstoff (O). Ihr Name verrät es schon: Sie bestehen aus „Kohlenstoff“ und „Hydrat“ (altgr. Hydor: Wasser).

Sie gehören neben Proteinen und Fetten zu den wichtigsten Nährstoffen. Unser Körper nutzt Kohlenhydrate vor allem als Energiequelle. Ohne sie könnten wir nicht denken, lernen, Sport machen oder einfach nur atmen.

Einteilung der Kohlenhydrate

Kohlenhydrate lassen sich in verschiedene Gruppen einteilen:

1. Einfachzucker (Monosaccharide):

Dazu gehören Glucose (Traubenzucker) und Fructose (Fruchtzucker). Sie sind die kleinsten Bausteine der Kohlenhydrate und können direkt vom Körper aufgenommen werden. Glucose ist besonders wichtig, weil sie unser „Hirn-Treibstoff“ ist.

2. Zweifachzucker (Disaccharide):

Zwei Einfachzucker verbinden sich zu einem Zweifachzucker. Beispiele:

1 Saccharose (Haushaltszucker) = Glucose + Fructose

1 Lactose (Milchzucker) = Glucose + Galactose

1 Maltose (Malzzucker) = Glucose + Glucose

3. Vielfachzucker (Polysaccharide)

Viele Einfachzucker sind zu langen Ketten verbunden. Beispiele:

1 Stärke: Energiespeicher in Pflanzen (z. B. in Kartoffeln, Getreide, Reis)

1 Glykogen: Energiespeicher in Tieren und Menschen (v. a. in Leber und Muskeln)

1 Cellulose: Bestandteil der Pflanzenzellwände; für Menschen unverdaulich, aber als Ballaststoff wichtig für die Verdauung

Energie aus Kohlenhydraten

Bei der Verdauung werden Kohlenhydrate zu Glucose zerlegt. Diese gelangt ins Blut und wird in die Zellen transportiert. Dort läuft die Zellatmung ab: Glucose reagiert mit Sauerstoff. Dabei entstehen Kohlenstoffdioxid, Wasser und Energie.

C6H12O6 + 6 O2 → 6 CO2 + 6 H2O + Energie

Einfach- und Zweifachzucker z. B. aus Obst und Süßigkeiten liefern schnell Energie. Sie gelangen rasch ins Blut, machen aber auch schnell wieder hungrig.

Vielfachzucker wie Stärke sind langsame Energielieferanten. Die Stärkemoleküle müssen im Körper mithilfe von Enzymen zerkleinert werden, bevor sie als Energiequelle genutzt werden können. Sie werden langsam abgebaut und sorgen für ein längeres Sättigungsgefühl. Deshalb sind Kartoffeln, Vollkornbrot oder Nudeln gute Energielieferanten.

Cellulose ist für den Menschen unverdaulich und zählt daher zu den Ballaststoffen. Zwar liefert sie keine Energie, unterstützt aber die Verdauung und senkt das Risiko für Herzkrankheiten, Typ-2-Diabetes und bestimmte Krebsarten. Gute Ballaststoffquellen sind Obst, Gemüse, Nüsse und Vollkornprodukte.

Haushaltszucker (Saccharose)

Sprechen wir von „Zucker“, ist meist Saccharose gemeint. Saccharose ist ein Zweifachzucker, der aus Glucose (Traubenzucker) und Fructose (Fruchtzucker) besteht. Sie ist ein weißer, kristalliner Feststoff und wird zum Süßen von Lebensmitteln verwendet.

Etwa 80 % des Zuckers stammen aus Zuckerrohr, etwa 20 % aus Zuckerrüben. Zuckerrüben werden auch in Mitteleuropa angebaut, z. B. in Österreich. Die Gewinnung von Zucker erfolgt in mehreren Schritten:

1. Die Zuckerrüben werden nach der Ernte gereinigt und zerkleinert

2. Die Zuckerrübenschnitzel werden mit heißem Wasser versetzt. Dabei löst sich der Zucker im Wasser und es entsteht ein Zuckersaft.

3. Durch Zugabe von Kaliumhydroxid und Natriumhydroxid werden Verunreinigungen im Zuckersaft gebunden und abgetrennt.

4. Der Zuckersaft wird vorsichtig erhitzt, um das Wasser zu verdampfen. Beim Abkühlen entstehen Kristalle, die mit einer Zentrifuge vom Sirup getrennt werden.

Zur weiteren Reinigung wird der Zucker nochmals in Wasser gelöst. Danach lässt man ihn erneut auskristallisieren, um ein besonders reines Produkt zu erhalten.

Was macht Zucker mit unserem Körper?

Zucker liefert schnell Energie: Der Blutzuckerspiegel steigt und wir fühlen uns kurzzeitig wach und leistungsfähig. Der Effekt hält jedoch oft nicht lange an, danach folgen Müdigkeit oder erneuter Hunger. Dauerhaft hoher Zuckerkonsum kann Karies, Übergewicht, Herz-Kreislauf-Erkrankungen und Typ-2-Diabetes begünstigen.

Diabetes ist eine Stoffwechselkrankheit, bei der der Körper den Blutzuckerspiegel nicht richtig regulieren kann. Normalerweise sorgt das Hormon Insulin dafür, dass Glucose aus dem Blut in die Zellen gelangt.

Abb. 5: Stärkehaltige Lebensmittel

Abb. 6: Ballaststoffreiche Lebensmittel

Abb. 7: Zuckerrohr wächst in tropischen und subtropischen Gebieten wie Brasilien und Indien.

Abb. 8: Zuckerrüben

VERSUCH

Abb. 9: Die Bauchspeicheldrüse produziert Insulin.

Führe die Versuche „Silberspiegelprobe“ von S. 145, „Nachweis von Stärke“ von S. 145 und „Honeycomb-Toffee“ von S. 146 durch!

Organische Chemie 134

Abb. 10: Moderne

Technologien wie Sensoren, die den Blutzuckerspiegel messen, helfen bei der Behandlung von Diabetes.

Vergleiche den Zuckergehalt verschiedener Getränke, z. B. Apfelsaft, Milch, Cola, Lightgetränke und Milkshakes! Stelle die Zuckermengen grafisch dar!

Abb. 11: Süßstoffe sind eine Alternative zu herkömmlichem Haushaltszucker.

Vergleiche den chemischen Aufbau von Fetten und Kohlenhydraten!

Abb.12: Gute Quellen von Fetten

Bei Diabetes Typ 1 produziert die Bauchspeicheldrüse kein Insulin, weil das körpereigene Immunsystem die insulinbildenden Zellen zerstört. Glucose sammelt sich deshalb im Blut, während den Zellen Energie fehlt. Typ 1 tritt meist schon im Kindesalter auf. Betroffene müssen Insulin spritzen, damit Glucose wieder in die Zellen aufgenommen wird.

Bei Diabetes Typ 2 ist Insulin vorhanden, aber die Zellen reagieren nicht mehr richtig darauf (Insulinresistenz). Die Bauchspeicheldrüse versucht, mehr Insulin zu produzieren, bis sie erschöpft ist. Diese Form tritt häufiger bei Erwachsenen auf, aber auch immer öfter bei Jugendlichen, vor allem bei Bewegungsmangel und zuckerreicher Ernährung. Hier können Bewegung und eine gesunde Ernährung die Insulinwirkung verbessern; zusätzlich sind manchmal Medikamente oder Insulin notwendig.

Unbehandelt kann ein dauerhaft hoher Blutzuckerspiegel Organe wie Augen, Nieren oder das Herz schädigen. Mit gesunder Ernährung, Bewegung und medizinischer Behandlung lässt sich Diabetes jedoch gut kontrollieren.

Süßstoffe

Süßstoffe schmecken sehr süß, liefern aber kaum Kalorien. Sie stecken oft in LightGetränken und zuckerfreien Produkten. Da sie viel süßer als Zucker sind, genügen kleine Mengen. Beispiele für Süßstoffe sind Aspartam, Saccharin, Sucralose, Steviolglycoside (aus der Stevia-Pflanze) und Acesulfam K.

Süßstoffe beeinflussen den Blutzuckerspiegel kaum und fördern Karies weniger als Zucker. Deshalb können sie für Menschen sinnvoll sein, die ihren Zuckerkonsum reduzieren möchten oder an Diabetes leiden.

Süßstoffe werden vor der Zulassung streng geprüft, zum Beispiel durch die European Food Safety Authority (EFSA). Für jeden Süßstoff gibt es eine empfohlene Höchstmenge. Studien zeigen: In üblichen Mengen gelten sie als sicher.

Fette

Wie Kohlenhydrate bestehen auch Fette aus Kohlenstoff (C), Wasserstoff (H) und Sauerstoff (O). Sie unterscheiden sich jedoch im Aufbau und liefern mehr als doppelt so viel Energie wie Kohlenhydrate. Deshalb sind sie wichtige Energiespeicher im Körper.

Aufbau von Fetten

Fette werden auch Triglyceride genannt. Sie bestehen aus einem Glycerinmolekül, das mit drei Fettsäuremolekülen verbunden ist. Deshalb heißen sie Triglyceride (tri = drei). Bei der Bildung entstehen zusätzlich drei Wassermoleküle.

Abb. 13: Fette sind Ester aus Glycerin und drei Fettsäuren

Die Fettsäuren können unterschiedlich lang sein und Doppelbindungen enthalten. Gesättigte Fettsäuren besitzen keine Doppelbindungen, ungesättigte dagegen eine oder mehrere.

Carboxylgruppe

Kohlenwasserstoffkette

Gesättigte Fettsäuren

Nur Einfachbindungen

Laurinsäure

Ungesättigte Fettsäuren

Min. 1 Doppelbindung

Palmitoleinsäure

Abb. 13: Struktur von Fettsäuren

Ob ein Fett flüssig oder fest ist, hängt davon ab, welche Fettsäuren es enthält:

1 Pflanzliche Öle (z. B. Sonnenblumen- oder Olivenöl) enthalten viele ungesättigte Fettsäuren. Ihre Doppelbindungen verursachen „Knicke“ in den Ketten, sodass die Moleküle nicht dicht gepackt werden können. Deshalb bleibt das Fett flüssig.

1 Tierische Fette (z. B. Butter, Schmalz) enthalten vor allem gesättigte Fettsäuren Diese sind gerade Ketten, die sich eng aneinanderlagern. Deshalb sind sie bei Raumtemperatur meist fest.

1 Margarine wird aus pflanzlichen Ölen wie Sonnenblumen- oder Rapsöl hergestellt. Damit Margarine streichfähig wird, werden die Öle gehärtet: Wasserstoff wird an die Doppelbindungen angelagert, wodurch das Fett fester wird. Bei unvollständiger Härtung können jedoch ungesunde Transfette entstehen, die Herz-KreislaufErkrankungen fördern.

Fette im Körper

Fette erfüllen im Körper viele wichtige Aufgaben. Sie speichern Energie (1 g ≈ 9 kcal, also mehr als doppelt so viel wie Kohlenhydrate), sind Bestandteile der Zellmembranen, schützen Organe, isolieren gegen Kälte und ermöglichen die Aufnahme der Vitamine A, D, E und K.

Einige Fettsäuren sind essenziell, das heißt, wir müssen sie mit der Nahrung aufnehmen. Dazu zählen Omega-3-Fettsäuren (z. B. in Fisch, Leinsamen, Walnüssen) und Omega-6-Fettsäuren (z. B. in Pflanzenölen). Sie sind wichtig für Zellmembranen, Gehirn, Nerven und die Hormonbildung.

Doch nicht alle Fette sind gleich gesund:

1 Gesunde Fette: ungesättigte Fettsäuren aus Nüssen, Avocados, Fisch, Samen und Pflanzenölen.

1 Ungesunde Fette: viele gesättigte Fettsäuren (z. B. in Fast Food, Butter, Wurst). Zu viel davon kann Ablagerungen in den Blutgefäßen verursachen (Arteriosklerose) und Herz-KreislaufErkrankungen fördern.

Beschreibe den Unterschied zwischen gesättigten und ungesättigten Fettsäuren!

Abb. 16: Übermäßiger Konsum ungesunder Fette führt zu Ablagerungen in den Blutgefäßen.

Omega-3 (Linolensäure)

Omega-6 (Linolsäure)

Omega-9 (Ölsäure)

Abb. 17: Struktur von Omega-Fettsäuren

Abb. 14: Margarine

Abb. 15: Ungesunde Fette

Organische Chemie 136

Aus Fett wird Seife

Abb. 19: Seifenmizellen lösen Schmutz.

Herstellung und Nutzung von Seife in alten Kulturen

Bereits 2800 v. Chr. Stellten die Babylonier Seife aus Tierfett und Holzasche her. Die Asche enthielt Kaliumcarbonat, eine Base. Auch die Ägypter und Römer verwendeten Seife

Erkläre die schmutzlösende Wirkung von Seife mithilfe von intermolekularer Wechselwirkung!

VERSUCH

Seife wird aus Fetten hergestellt. Durch eine chemische Reaktion mit einer starken Base (z. B. Natronlauge) werden die Fette gespalten. Dadurch entsteht Glycerin (Propan-1,2,3-triol) und die Salze der Fettsäuren. Diese Fettsäuresalze nennt man Seifen

Abb. 18: Reaktion zur Herstellung von Seife

Seifenmoleküle bestehen aus zwei Teilen:

1 eine lange Kohlenwasserstoffkette → lipophil (fettfreundlich)

1 eine Carboxylatgruppe (–COO Na⁺) → hydrophil (wasserfreundlich)

Durch diesen Aufbau können Seifenmoleküle sowohl mit Fett als auch mit Wasser wechselwirken.

Lipophiler Schwanz

Hydrophiler Kopf Fette

Seifenmolekül

Führe den Versuch „Herstellung von Seife“ von S. 147 durch!

Wasser

Hast du Fette auf der Haut, kann die Seife sich durch ihren lipophilen Schwanz mit ihnen verbinden. Mit Wasser lässt sich die Mischung aus Fett und Seife von der Haut entfernen. Die Seife wirkt wie eine Verbindung zwischen fettigem Rückstand und Wasser. Der Schmutz wird in einer Art Kugel von Seifenmolekülen umhüllt und weggewaschen. Diese Kugeln nennt man Mizellen

Abb. 20: Wirkung von Seife

Abb. 21: Nitroglycerin wird zur Herstellung von Dynamit verwendet.

Glycerin

Glycerin entsteht als Nebenprodukt bei der Verseifung. Es wirkt feuchtigkeitsspendend und wird deshalb in vielen Hautpflegeprodukten verwendet.

Glycerin kann jedoch auch zur Herstellung von Sprengstoff eingesetzt werden. Durch Reaktion mit Salpetersäure und Schwefelsäure entsteht Nitroglycerin, ein hochexplosiver Stoff.

Alfred Nobel entwickelte daraus Dynamit und machte damit ein riesiges Vermögen. Seine Erfindung führte zum Tode vieler Menschen. Nobel beschloss sein Vermögen dem Guten zu widmen und stiftete 1895 den Nobelpreis, um Menschen zu ehren, die außergewöhnliche Leistungen zum Nutzen der Menschheit vollbringen. Der Nobelpreis wird in den Kategorien Physik, Chemie, Medizin, Literatur, Frieden und Wirtschaft verliehen.

Triglycerid (Fett / Öl) Base

Glycerin Seife

Proteine

Proteine (Eiweiße) sind biologische Makromoleküle. Sie bestehen aus den Elementen Kohlenstoff, Wasserstoff, Sauerstoff, Stickstoff und manchmal auch Schwefel. Aufgebaut sind sie aus kleineren Bausteinen, den Aminosäuren. Aminosäuren besitzen immer zwei wichtige Gruppen: eine Aminogruppe (-NH₂) und eine Carboxy-Gruppe (-COOH). Treffen sich diese beiden Gruppen zweier Aminosäuren, entsteht eine Peptidbindung, die sie wie Perlen auf einer Kette verbindet. Solche Ketten können nur wenige oder mehrere tausend Aminosäuren lang sein, je nachdem, wie groß das Protein ist.

Peptidbindung

Abb. 22: Aminosäuren verbinden sich zu Peptiden.

Unser Körper nutzt 21 verschiedene Aminosäuren zum Aufbau von Proteinen Neun davon sind essenziell, das heißt: Wir können sie nicht selbst herstellen und müssen sie mit der Nahrung aufnehmen. Besonders reich an Protein sind Lebensmittel wie Fleisch, Fisch, Eier und Milchprodukte. Aber auch pflanzliche Quellen wie Bohnen, Linsen, Nüsse oder Sojaprodukte liefern viele Aminosäuren. Proteine sind nicht nur lange Ketten von Aminosäuren, sondern sie falten sich zu ganz bestimmten Formen. Diese Formen bestimmen ihre Funktion im Körper.

Primärstruktur Sekundärstruktur Tertiärstruktur Quartärstruktur

Abb. 24: Struktur von Proteinen

1 Primärstruktur: Das ist einfach die Reihenfolge der Aminosäuren in der Kette –vergleichbar mit den Buchstaben in einem Wort oder den Perlen auf einer Schnur.

1 Sekundärstruktur: Die Kette faltet sich zu regelmäßigen Mustern. Es gibt die α-Helix, die wie eine Spirale aussieht, und das β-Faltblatt, das wie ein aufgeklapptes Blatt Papier wirkt.

Abb. 23: Bausteine von Proteinen

Makromolekül,das: sehr großes Molekül, typischerweise mit einer molaren Masse größer als 10.000 g/mol.

Beschreibe die Struktur von Proteinen – von der Primärstruktur bis zum Quartärstruktur.

Abb. 25: Drei Beispiele für essenzielle Aminosäuren, welche der Körper nicht selbst herstellen kann.

Aminosäure 1

Aminosäure 2

Wasser

Peptid

Histidin Methionin

Phenylalanin

Organische Chemie 138

VERSUCH

Führe den Versuch

„Gerinnung von Eiweiß“ von S. 146 durch!

Quelle Protein /100 g

Hühnerbrust 31 g

Lachs 22 g

RinderFaschiertes 26 g

Eier 13 g

Haferflocken 12 g

Kuhmilch 3,2 g

Parmesan 36 g

Erdnüsse 26 g

Nudeln 13 g

Quinoa 5 g

Kidneybohnen 9 g

Linsen 9 g

Tofu 16 g

Abb. 27: Bei der Käseherstellung müssen die Milchproteine denaturieren. Dies geschieht durch Zugabe von Säure oder Enzymen (Lab).

Abb. 30: Einige Waschmittel enthalten Enzyme, welche dabei helfen Proteine in Flecken abzubauen und zu lösen.

1 Tertiärstruktur: Jetzt knäuelt sich die ganze Kette zu einer 3D-Form zusammen, ähnlich wie ein Wollfaden, der sich verheddert. Dabei sorgen verschiedene Wechselwirkungen (z. B. Wasserstoffbrücken- oder Ionenbindungen) für Stabilität.

1 Quartärstruktur: Manche Proteine bestehen aus mehreren Ketten, die wie Bausteine zusammengesetzt sind. Ein Beispiel ist Hämoglobin, das aus vier Untereinheiten besteht.

Die Struktur von Proteinen ist äußerst empfindlich. Wenn Hitze, Säure oder Alkohol ins Spiel kommen, verlieren sie ihre Form. Der Verlust der Struktur wird als Denaturierung bezeichnet.

Beim Braten eines Spiegeleis wird das flüssige Eiweiß fest. Die Proteine im Ei verlieren ihre Struktur und „verklumpen“.

Im Körper kann zu hohes Fieber gefährlich werden, da Proteine bei zu hohen Temperaturen ihre Funktion verlieren.

Proteine im Körper

Abb. 26: Beim Erhitzen von Proteinen denaturieren sie. Das bedeutet, dass die Proteine gerinnen und fest werden.

Proteine übernehmen im Körper viele wichtige Aufgaben:

1 Keratin: Dieses Protein macht deine Haare, Fingernägel und auch Tierfedern stabil. Ohne Keratin wären unsere Haare nicht widerstandsfähig.

1 Kollagen: Das häufigste Protein in unserem Körper. Es sorgt dafür, dass Haut, Knochen und Sehnen elastisch und stabil bleiben. Wenn Kollagen im Alter abnimmt, entstehen Falten.

1 Hämoglobin: Ein rotes Blutfarbstoff-Protein, das Sauerstoff von der Lunge in alle Körperzellen transportiert. Ohne Hämoglobin könnten unsere Zellen nicht atmen.

1 Enzyme: Spezielle Proteine, die Reaktionen beschleunigen. Beispiel: Amylase im Speichel spaltet Stärke in Zucker, weshalb ein Stück Brot nach längerem Kauen süß schmeckt.

Wie viel Protein man braucht, hängt von Alter, Gewicht und Aktivität ab. Im Durchschnitt reichen 0,8–1,0 g Protein pro Kilogramm Körpergewicht. Ein 60 kg schwerer Mensch sollte also etwa 50–60 g Protein am Tag essen. Zum Vergleich: Ein Ei enthält ca. 7 g Protein, 100 g Hühnerbrust etwa 20 g. Wer viel Sport treibt und Muskeln aufbauen will, kann auch bis zu 2 g Protein pro Kilogramm Körpergewicht brauchen.

Proteine haben noch einen Vorteil: Sie sorgen für eine langanhaltende Sättigung. Deshalb fühlt man sich nach einem proteinreichen Essen länger satt. Außerdem unterstützen sie die Reparatur von Gewebe nach Verletzungen und stärken das Immunsystem

Abb. 28: Um Muskeln aufzubauen, muss man genug Protein zu sich nehmen.

Abb. 29: Proteinquellen

Vitamine

Organische Chemie 139

Vitamine werden vom Körper nur in sehr kleinen Mengen benötigt. Im Gegensatz zu Kohlenhydraten, Fetten und Proteinen liefern sie keine Energie. Stattdessen haben sie viele wichtige Aufgaben im Körper: Sie regulieren den Stoffwechsel und helfen beim Aufbau und Erhalt von Zellen.

Chemisch betrachtet haben die unterschiedlichen Vitamine wenig gemeinsam. Sie unterscheiden sich in ihrer Struktur und übernehmen unterschiedliche Aufgaben. Allgemein werden sie jedoch in fett- und wasserlöslich unterteilt.

Vitamin

A (Retinoide)

B1 (Thiamin)

B2 (Riboflavin)

B5 (Niacin)

B5 (Pantothensäure)

B6 (Pyridoxin)

B7 (Biotin)

B9 (Folsäure)

B12 (Cobalamin)

C (Ascorbinsäure)

D (Colecalciferol)

E (Tocopherole & Tocotrienole)

K (Phyllochinon, Menachinon & Menadion)

Quellen

Leber, Karotten, Süßkartoffeln, Spinat, Eigelb

Vollkornprodukte, Hülsenfrüchte, Schweinefleisch

Milchprodukte, Eier, grünes Blattgemüse

Fleisch, Fisch, Erdnüsse, Vollkornprodukte

Avocado, Brokkoli, Eier, Fleisch

Bananen, Kartoffeln, Geflügel, Fisch

Eier, Nüsse, Haferflocken, Leber

Blattgemüse, Hülsenfrüchte, Orangen

Fleisch, Fisch, Eier, Milchprodukte

Zitrusfrüchte, Paprika, Brokkoli

Sonnenlicht, Fisch, Eier, Pilze

Nüsse, Samen, Pflanzenöle

Grünes Blattgemüse, Brokkoli, fermentierte Lebensmittel

Mangelerscheinungen

Nachtblindheit, trockene Haut, Infektanfälligkeit

Müdigkeit, Muskelschwäche, Beriberi

Rissige Mundwinkel, Hautentzündungen

Pellagra (Hautentzündungen, Durchfall, Demenz)

Müdigkeit, Kopfschmerzen, Schlafstörungen

Reizbarkeit, Depressionen, Anämie

Haarausfall, Hautausschläge, Muskelschmerzen

Anämie, Müdigkeit, Entwicklungsstörungen beim Fötus

Anämie, Nervenschäden, Gedächtnisprobleme

Skorbut (Zahnfleischbluten, Schwäche, Infektanfälligkeit)

Rachitis, Osteomalazie, Muskelschwäche

Muskelschwäche, Sehstörungen, neurologische Probleme

Blutgerinnungsstörungen, erhöhte Blutungsneigung

Abb. 31: Struktur von Vitamin B12

Abb. 32: Struktur von Vitamin C

Abb. 33: Ein Vitamin-CMangel verursacht Scorbut, was z. B. zu Zahnfleischbluten führt.

Abb. 34: Rachitis ist eine Verformung der Knochen, die durch einen Vitamin-DMangel in der Kindheit verursacht wird.

Gesunde Knochen Rachitis

Organische Chemie 140

Abb. 35: Fluorid stärkt den Zahnschmelz.

Gesunde Knochen Osteoporose

Abb. 36: Ein Calciummangel führt zu Osteoporose.

Abb. 37: Ein Iod-Mangel führt zu Problemen mit der Schilddrüse, was als Kropf bekannt ist.

Abb. 38: Ein Eisenmangel beeinträchtigt die Bildung roter Blutkörperchen. Das führt zu Anämie.

Einige Mineralstoffe wie Fluorid und Chrom sind giftig. Dennoch benötigt sie der Körper in geringen Mengen. Erkläre mithilfe dieses Beispiels, was mit der Aussage „Die Dosis macht das Gift“ gemeint ist!

Mineralstoffe

Im Gegensatz zu Vitaminen sind Mineralstoffe anorganische Substanzen. Sie werden nur in kleinen Mengen benötigt, sind aber lebenswichtig. Im Körper werden beispielsweise Calcium- und Phosphorionen für den Aufbau von Knochen benötigt. Natrium- und Kaliumionen sind als Elektrolyte im Körper für den Flüssigkeitshaushalt unverzichtbar. Eisen wird in den roten Blutkörperchen für den Transport von Sauerstoff zu den Zellen benötigt.

Mineralstoff

Calcium (Ca)

Magnesium (Mg)

Kalium (K)

Natrium (Na)

Phosphor (P)

Eisen (Fe)

Zink (Zn)

Kupfer (Cu)

Mangan (Mn)

Selen (Se)

Jod (I)

Fluorid (F)

Chrom (Cr)

Molybdän (Mo)

Quellen

Milchprodukte, grünes Blattgemüse, Mandeln

Nüsse, Samen, Vollkornprodukte, Bananen

Bananen, Kartoffeln, Spinat, Avocado

Speisesalz, verarbeitete Lebensmittel

Fleisch, Fisch, Milchprodukte, Nüsse

Fleisch, Hülsenfrüchte, Spinat, Vollkornprodukte

Fleisch, Käse, Nüsse, Hülsenfrüchte

Nüsse, Vollkornprodukte, Innereien

Nüsse, Vollkornprodukte, Tee

Paranüsse, Fisch, Eier

Jodsalz, Meeresfrüchte, Milchprodukte

Trinkwasser, Fisch, schwarzer Tee

Vollkornprodukte, Nüsse, Brokkoli

Hülsenfrüchte, Getreide, Milchprodukte

Mangelerscheinungen

Osteoporose, Muskelkrämpfe, Zahnprobleme

Muskelkrämpfe, Müdigkeit, Herzrhythmusstörungen

Muskelschwäche, Herzrhythmusstörungen, Müdigkeit

Niedriger Blutdruck, Muskelschwäche, Kopfschmerzen

Knochenschwäche, Appetitlosigkeit, Müdigkeit

Anämie, Müdigkeit, Konzentrationsprobleme

Geschwächtes Immunsystem, Haarausfall, Wachstumsstörungen

Anämie, Immunschwäche, Pigmentstörungen

Wachstumsstörungen, Hautprobleme

Immunschwäche, Muskelschwäche, Haarausfall

Kropfbildung, Müdigkeit, Gewichtszunahme

Erhöhte Kariesanfälligkeit

Beeinträchtigte Glukosetoleranz, Müdigkeit

Wachstumsstörungen

Ausgewogene Ernährung

Eine ausgewogene Ernährung bedeutet, dass der Körper alle wichtigen Nährstoffe in den richtigen Mengen erhält. Dazu gehören Kohlenhydrate als schnelle Energielieferanten, Fette für Energie, Zellmembranen und Hormone sowie Proteine für den Aufbau von Muskeln, Enzymen und Hormonen. Außerdem braucht der Körper Vitamine, Mineralstoffe und Ballaststoffe – auch wenn sie keine Energie liefern, sind sie unverzichtbar für Gesundheit, Wachstum und Wohlbefinden.

Um den Überblick zu erleichtern, wird oft die Ernährungspyramide verwendet. Sie zeigt: An der Basis stehen Lebensmittel, die man häufig essen soll, wie z. B. Getreideprodukte, Obst und Gemüse. Weiter oben folgen Fisch, Fleisch und Milchprodukte, und an der Spitze stehen Lebensmittel, die nur selten auf den Teller gehören, wie Süßigkeiten oder Chips. Diese Darstellung ist hilfreich als Orientierung, aber sie ist nicht perfekt. Sie berücksichtigt oft nicht, dass es große Unterschiede in den Fetten (ungesättigt vs. gesättigt), in den Eiweißquellen (pflanzlich vs. tierisch) und in den Ernährungsbedürfnissen je nach Alter, Aktivität und Gesundheit

Abb. 40: Beispiel einer ErnährungsPyramide

Aus diesem Grund wurden in vielen Ländern die Empfehlungen überarbeitet. In Österreich gilt seit 2024: Mehr Hülsenfrüchte wie Bohnen oder Linsen, weniger Fleisch und Milchprodukte. Inzwischen gilt eine stärker pflanzenbasierte Ernährung als erstrebenswert. Damit geht es nicht nur um die Gesundheit des Menschen, sondern auch um die Gesundheit unseres Planeten. Die Produktion von Fleisch und Milch verursacht deutlich mehr Treibhausgase, benötigt mehr Wasser und beansprucht mehr Landfläche als der Anbau pflanzlicher Lebensmittel. Wer also öfter zu pflanzlichen Eiweißquellen wie Linsen, Nüssen oder Tofu greift, tut nicht nur sich selbst, sondern auch dem Klima etwas Gutes.

Trotz klarer Empfehlungen halten sich viele Mythen hartnäckig:

1 „Fette sind immer schlecht“ – falsch, denn ungesättigte Fettsäuren (z. B. aus Nüssen oder Avocados) sind sogar lebenswichtig.

1 „Nur Milchprodukte liefern Calcium“ – stimmt nicht, auch grünes Gemüse und Mineralwasser können viel Calcium enthalten.

1 „Kohlenhydrate machen dick“ – Unsinn, besonders für Kinder und Sportler sind sie die wichtigste Energiequelle.

1 „Muskelaufbau klappt nur mit Fleisch“ – auch pflanzliche Proteine können Muskeln aufbauen.

Fazit: Eine moderne Ernährungspyramide verbindet daher Gesundheit und Nachhaltigkeit: Sie zeigt nicht nur, was für unseren Körper gut ist, sondern auch, welche Entscheidungen der Umwelt helfen. Schon kleine Veränderungen im Alltag, wie mehr Gemüse und Hülsenfrüchte und weniger Fleisch, können einen großen Unterschied machen.

Abb. 39: Lebensmittelverpackungen enthalten viele Informationen über ihren Inhalt.

Erstelle eine Liste der Informationen, die du auf einer Lebensmittelverpackung deiner Wahl findest, und diskutiere anschließend mit deiner Klasse, wie dir diese Informationen im Alltag helfen können!

Energieeinheiten

Joule und Kalorie

Die Standardeinheit der Energie ist Joule (J). Bei Lebensmitteln wird häufig die ältere Einheit Kalorie (cal) verwendet. 1 cal ist die Energiemenge, die benötigt wird, um 1 g Wasser um 1 °C zu erwärmen. Möchtest du 1 L Wasser von 0 °C auf 100 °C erwärmen, benötigst du 100 kcal.

Nährstoff Energie Fett 9 kcal/g Kohlenhydrate 4 kcal/g Proteine 4 kcal/g

Abb. 41: Hülsenfrüchte liefern Ballaststoffe und Proteine.

Welche Mythen zum Thema Ernährung kennst du noch? Diskutiert in der Klasse!

Organische Chemie

Abb. 42: Gluten ist das Protein, das in Weizen, Roggen und Gerste vorkommt. Es macht Teige elastisch und dehnbar.

Abb. 43: Menschen mit Laktoseintoleranz können aufgrund eines fehlenden Enzyms den Milchzucker in Milchprodukten nicht verdauen. Das führt zu Bauchschmerzen und Verdauungsproblemen.

Abb. 44: Bewegung gehört gleichermaßen zu einem gesunden Lebensstil wie eine ausgewogene Ernährung.

Welche anderen Diäten kennst du? Welchen Zweck haben sie?

Gestalte eine Informations-Broschüre oder Präsentation zum Thema „Gesunde Ernährung und Diäten“!

Diäten – sinnvoll oder nicht?

Immer wieder hört man von Diäten, sei es zum Abnehmen, zum Muskelaufbau oder um „gesünder“ zu leben. Aber was steckt eigentlich dahinter? Und sind Diäten wirklich immer sinnvoll?

Medizinisch notwendige Ernährungsformen

Menschen mit Zöliakie (Glutenunverträglichkeit) vertragen kein Gluten, ein Protein, das in Getreide wie Weizen, Roggen oder Gerste vorkommt. Schon kleine Mengen schädigen die Dünndarmschleimhaut. Deshalb müssen Betroffene strikt glutenfrei essen und auf Produkte wie Brot, Nudeln oder Kuchen aus normalem Mehl verzichten. Glutenfreie Alternativen sind z. B. Reis, Mais, Hirse oder spezielle glutenfreie Mehle.

Menschen mit Diabetes müssen besonders auf ihren Blutzuckerspiegel achten. Bei Typ-1-Diabetes spritzt man Insulin, bei Typ-2-Diabetes helfen oft auch Bewegung und eine angepasste Ernährung. Wichtig ist, den Zuckergehalt von Lebensmitteln zu kennen und Kohlenhydrate bewusst zu dosieren. Viele Diabetiker orientieren sich an „Broteinheiten“ (BE), um ihre Mahlzeiten zu planen.

Schonkost ist eine Ernährungsform, die man oft nach Krankheiten einhält. Dabei geht es darum, Magen und Darm zu entlasten. Typische Lebensmittel sind Zwieback, Reis, gekochte Karotten oder Bananen. Sie sind leicht verdaulich, liefern Energie, aber kaum Reizstoffe. Schonkost ist jedoch nur eine Übergangslösung. Sobald man wieder gesund ist, braucht der Körper eine abwechslungsreiche Ernährung.

Abnehm-Diäten

Übergewicht ist nicht nur ein optisches Thema, sondern kann ernsthafte Folgen für die Gesundheit haben. Wer dauerhaft zu viel Gewicht mit sich trägt, hat ein höheres Risiko für Diabetes-Typ 2, Herz-Kreislauferkrankungen oder Gelenkprobleme. Deshalb ist es wichtig, auf eine ausgewogene Ernährung und ausreichend Bewegung zu achten.

Viele Menschen greifen zu Diäten, um Gewicht zu verlieren. Manche Methoden wie „Low Carb“ (wenig Kohlenhydrate) oder „Low Fat“ (wenig Fett) können kurzfristig helfen. Extreme Crash-Diäten sind jedoch gefährlich, da sie dem Körper wichtige Nährstoffe entziehen. Außerdem tritt oft der Jo-Jo-Effekt auf: Nach der Diät nimmt man schnell wieder zu. Dauerhaft funktioniert Abnehmen nur durch gesunde Ernährung, Bewegung und Geduld.

Zusätzlich spielt die Gesellschaft eine große Rolle: Medien und soziale Netzwerke zeigen oft unrealistische Schönheitsideale. Das kann Druck erzeugen, besonders bei Jugendlichen. Wichtiger als ein „perfekter Körper“ ist es jedoch, gesund, fit und zufrieden mit sich selbst zu sein.

Bei anderen Ernährungsformen wie vegetarischer oder veganer Ernährung steht eine bewusste Lebensweise, mit einem Fokus auf Nachhaltigkeit im Vordergrund. Sie können gesund sein, wenn man auf kritische Nährstoffe wie Vitamin B12, Eisen und Omega-3-Fettsäuren achtet.

Grundsätzlich gilt: Jeder Mensch ist anders: Aktivität und Gesundheit spielen eine große Rolle und müssen bei der Ernährung berücksichtigt werden.

Projektidee: Lebensmittel gegen den Hunger

Stellt euch vor, ihr arbeitet bei einer internationalen Hilfsorganisation, die in einem Gebiet mit Hungersnot Lebensmittel verteilt. Eure Aufgabe: Mit chemischem und ernährungswissenschaftlichem Wissen einen Plan entwickeln, wie ihr möglichst viele Menschen gut ernähren könnt, trotz begrenzter Ressourcen.

Aufgabenstellung: Bildet kleine Teams (3–4 Personen). Ihr seid das „Lebensmittelchemie-Team“ eurer Organisation.

1. Recherchiert und überlegt gemeinsam:

1 Welche Nährstoffe (Kohlenhydrate, Fette, Eiweiße, Vitamine, Mineralstoffe) sind für das Überleben am wichtigsten?

1 Welche Lebensmittel liefern diese Stoffe – und sind leicht haltbar und transportierbar?

1 Welche chemischen oder technischen Verfahren helfen, Lebensmittel länger haltbar zu machen (z. B. trocknen, fermentieren, konservieren)?

1 Wie kann man vermeiden, dass Lebensmittel beim Transport oder bei Hitze verderben?

1 Wie würdet ihr Prioritäten setzen, wenn nicht genug von allem da ist?

2. Erstellt euer Konzept „Versorgungsplan“: In einer Tabelle oder Grafik stellt ihr fünf ausgewählte Lebensmittel vor:

1 Welche Nährstoffe liefern sie?

1 Warum habt ihr sie gewählt?

1 Wie kann man sie chemisch oder technisch haltbar machen?

1 Welche Zielgruppe wollt ihr besonders unterstützen (z. B. Kinder, Kranke, Erwachsene)?

3. Besprechung:

1 Welche Kompromisse musstet ihr eingehen?

1 Was ist wichtiger: Quantität (viele Menschen versorgen) oder Qualität (vollwertige Ernährung)?

1 Welche Rolle spielt Chemie dabei?

Abschlussdiskussion:

1 Welche chemischen Prozesse helfen, Nahrung länger haltbar zu machen und wo liegen die Grenzen (z. B. Verlust von Vitaminen)?

1 Wie beeinflussen pH-Wert, Wassergehalt oder Fette die Haltbarkeit von Lebensmitteln?

1 Wie kann man mit künstlicher Anreicherung (z. B. Jodsalz, Vitaminmischungen) Mangelernährung bekämpfen?

1 Welche ethischen Entscheidungen müsst ihr treffen, wenn Ressourcen knapp sind?

Abb. 45: Freiwillige bei der Arbeit

Abb. 46: Lebensmittel müssen sich zum Lagern und Transport gut eignen.

Konservieren: Lebensmittel haltbar machen, damit sie weniger schnell verderben.

Fermentieren: Umwandlung von Zucker durch Mikroorganismen (z. B. Bakterien oder Hefen), wodurch Geschmack und Haltbarkeit verändert werden.

Abb. 47: Eine Hungersnot betrifft vulnerable Gruppen wie Kinder ganz besonders.

Abb. 48: Sauberes Trinkwasser ist eine der wichtigsten Ressourcen.

Organische Chemie

Interview: „Ich helfe Menschen, ihren Körper mit Chemie besser zu verstehen“

Frage: Hallo Frau Fuchs! Was genau machen Sie in Ihrem Beruf?

Leonie Fuchs: Ich bin Ernährungsberaterin. Ich helfe Menschen, sich gesund zu ernähren und zu verstehen, was im Körper passiert, wenn wir essen. Dabei spielt Chemie eine große Rolle: Jede Verdauung, jede Energieumwandlung, jede Muskelbewegung basiert auf chemischen Reaktionen.

Frage: Wie sind Sie zu diesem Beruf gekommen?

Leonie Fuchs: Ich mochte Chemie in der Schule, wollte aber wissen, wie sie im Alltag wirkt. Beim Kochen oder Sport habe ich gemerkt, dass Ernährung und Chemie ganz eng zusammenhängen. Im Studium zur Ernährungswissenschaftlerin habe ich gelernt, wie Nährstoffe im Körper chemisch umgesetzt werden. Dieses Wissen nutze ich heute, um Menschen praktisch zu beraten.

Frage: Wie sieht Ihr Alltag aus?

Leonie Fuchs: Ich spreche mit Menschen, die gesünder essen oder Krankheiten vorbeugen wollen. Wir analysieren, was sie essen, und ich erkläre, wie z. B. Zucker in Energie umgewandelt oder Eiweiß in Muskeln eingebaut wird. Außerdem halte ich Workshops an Schulen und Firmen, um Ernährung mit spannenden Experimenten zu zeigen – etwa, wie sich Stärke in Zucker verwandelt oder wie Fette und Wasser eine Emulsion bilden.

Frage: Wo begegnet Ihnen Chemie noch?

Leonie Fuchs: Überall! Ich lese ständig Nährwerttabellen und Zusatzstofflisten – da steckt viel Chemie drin. Ich erkläre zum Beispiel, was „Ascorbinsäure“ ist (Vitamin C) oder warum „E300“ kein gefährlicher Stoff ist. Außerdem arbeite ich mit Lebensmittelanalytikern zusammen, um festzustellen, ob Produkte wirklich das enthalten, was sie versprechen.

Frage: Wem würden Sie diesen Beruf empfehlen?

Leonie Fuchs: Wer sich für Menschen, Ernährung und Chemie interessiert, ist hier genau richtig. Du solltest neugierig sein, gern erklären und verstehen wollen, wie unser Körper chemisch funktioniert

Manche Menschen glauben, „Chemie im Essen“ sei immer schlecht. Erkläre, warum das nicht unbedingt stimmt! Gib Beispiele aus dem Interview, die zeigen, dass Chemie auch etwas Natürliches und Nützliches ist!

„Ich helfe Menschen, zu verstehen, was im Körper passiert, wenn wir essen.“ Diskutiert in eurer Klasse:

• Warum ist es wichtig, dass Menschen wissen, was in ihrem Essen steckt?

• Sollte Chemieunterricht mehr mit Ernährung zu tun haben?

• Wie kann man Jugendliche motivieren, sich gesünder zu ernähren?

Könntest du dir vorstellen, später einen Beruf zu wählen, in dem Ernährung oder Chemie wichtig sind? Welche deiner Interessen oder Stärken würden dabei helfen?

Silberspiegelprobe

Fragestellung: Wie kann man nachweisen, dass ein Zucker reduzierend wirkt?

Durchführung: Schülerinnen- und Schülerversuch

Materialien: Tollens-Reagenz (ammoniakalische Lösung von Silbernitrat), Glucose, Reagenzglas, Bunsenbrenner (optional: Wasserbad oder Heizplatte für gleichmäßiges Erwärmen)

Sicherheitshinweise: Vorsicht beim Umgang mit Tollens-Reagenz! Es darf nur frisch hergestellt und nicht aufbewahrt werden.

Arbeitsauftrag:

Gib etwas Tollens-Reagenz in ein sauberes Reagenzglas und füge vorsichtig einige Tropfen Glucoselösung hinzu! Erwärme das Reagenzglas im Wasserbad (nicht direkt über der Flamme)!

Beobachte die Lösung und die Innenwand des Reagenzglases mehrere Minuten lang!

Überlege, welche chemische Veränderung mit den Silber-Ionen stattfindet!

Entsorgungshinweise: Tollens-Reagenz muss aufgrund der Bildung reaktiver Silberverbindungen direkt nach Gebrauch entsorgt werden. Reste durch Zugabe von überschüssiger Glucoselösung reduzieren und als Schwermetallabfall in den dafür vorgesehenen Sammelbehältern entsorgen.

Aufgaben:

Beschreibe den Ablauf der Reaktion und die entstehenden Veränderungen!

Welche Rolle spielt der Zucker in dieser Reaktion?

In welcher Form liegt das Silber nach der Reaktion vor?

Formuliere die Reaktionsgleichung in vereinfachter Form!

Überlege: Wie könnte man diese Reaktion z. B. zur Herstellung von Weihnachtsbaumschmuck nutzen?

Nachweis von Stärke

Fragestellung: Wie kann man nachweisen, ob ein Lebensmittel Stärke enthält?

Durchführung: Schülerinnen- und Schülerversuch

Sicherheitshinweise: Die Iod-Kaliumiodidlösung wird von der Lehrkraft hergestellt.

Achtung – Iod färbt stark! Flecken auf Haut und Kleidung vermeiden.

Arbeitsauftrag:

Stelle eine Iod-Kaliumiodid-Lösung her, indem du ca. 1 g Iod und 2 g Kaliumiodid in 100 mL Wasser löst. → Es entsteht eine hellgelbe Iodtinktur!

Materialien: Iod (ca. 1 g), Kaliumiodid (ca. 2 g), Wasser (100 mL) Pinsel oder Pipette, Verschiedene Lebensmittel (z. B. Kartoffeln, Nudeln, Brot, Äpfel, Fleisch, Reis)

Wähle verschiedene Lebensmittelproben (z. B. Apfel, Kartoffel, Nudel, Brot, Fleisch) und trage mit einem Pinsel oder einer Pipette jeweils einen Tropfen Iodtinktur auf das Lebensmittel auf!

Beobachte die Farbveränderung und vergleiche die Ergebnisse!

Entsorgungshinweise: Kleine Mengen der verdünnten Iod-Kaliumiodid-Lösung können mit viel Wasser stark verdünnt in den Ausguss gegeben werden (nur nach Anweisung der Lehrkraft). Größere Mengen oder konzentrierte Reste werden im Halogen-/Schwermetall-Abfall gesammelt. Verwendete Lebensmittelreste kommen in den Restmüll.

Aufgaben:

Welche Farbe zeigt sich bei einem positiven Stärkenachweis?

Welche Lebensmittel zeigen eine deutliche Farbveränderung?

Erkläre, was chemisch passiert, wenn Iod mit Stärke in Kontakt kommt!

Überlege: Wie könnte man Stärke auch in Flüssigkeiten (z. B. in Saucen) nachweisen?

146 Organische Chemie

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Honeycomb-Toffee

(Schwamm-Toffee) herstellen

Fragestellung: Was passiert beim Erhitzen von Zucker und beim anschließenden Einrühren von Natron? Wie entsteht die luftige Struktur des Schwamm-Toffees?

Durchführung: Schülerinnen- und Schülerversuch

Materialhinweise: Kristallzucker (200 g), Honig (90 g), Wasser (70 mL), Natron (½ EL, Natriumhydrogencarbonat NaHCO₃), Topf, Herd oder Heizplatte, Thermometer (mind. bis 160 °C), Schneebesen, Messer, Backpapier und hitzebeständige Form

Sicherheitsaspekte: Heiße Zuckermasse (>150 °C) kann schwere Hautverletzungen verursachen. Keine Verkostung, bevor das Toffee vollständig erkaltet ist.

Arbeitsauftrag:

Gib Zucker, Honig und Wasser in einen Topf und verrühre die Mischung leicht!

Erhitze langsam unter Rühren, bis die Masse zu sieden beginnt und der Zucker sich vollständig auflöst!

Miss die Temperatur: Bei 150 °C (Zuckerkaramellisierung) den Topf von der Hitze nehmen!

Gib sofort das Natron hinzu und rühre kräftig mit dem Schneebesen! Beobachte die Schaumbildung!

Fülle die Masse rasch in eine mit Backpapier ausgelegte Form und lass sie vollständig abkühlen und zerschneide das Toffee anschließend!

Beobachtungskriterium

Beobachtung Vermutung/Erklärung

Farbe und Konsistenz beim Erhitzen

Reaktion nach Zugabe des Natrons

Aussehen und Struktur nach dem Abkühlen

Entsorgungshinweise: Flüssige Zuckerreste niemals heiß in den Ausguss geben (Verstopfungsgefahr!). Erst vollständig abkühlen lassen.Töpfe und Geräte mit heißem Wasser einweichen, bis sich der Zucker löst.

Aufgaben:

Beschreibe, was passiert, wenn das Natron zur heißen Zuckermasse gegeben wird!

Warum bildet sich beim Einrühren des Natrons Schaum? Welche chemische Reaktion läuft dabei ab?

Welche Rolle spielt die Karamellisierung des Zuckers in diesem Versuch?

In der Lebensmittelindustrie müssen Produkte immer gleich aussehen und schmecken. Welche Probleme könnten bei der industriellen Herstellung von Schwamm-Toffee auftreten? Wie könnte man sie lösen?

Gerinnung von Eiweiß

Fragestellung: Warum flocken Eiweißstoffe aus, wenn sie mit Säuren in Kontakt kommen?

Durchführung: Schülerinnen- und Schülerversuch

Materialien: Mehrere Bechergläser, Wasser, Milch, Apfelsaft, Sojamilch, Ei (Eigelb und Eiklar getrennt), Zitronensaft, Glasstab

Arbeitsauftrag:

Gib Milch, Apfelsaft, Sojamilch und Wasser jeweils in ein eigenes Becherglas! Trenne ein Ei in Eigelb und Eiklar und gib beide ebenfalls in separate Bechergläser!

Gib zu jedem Becherglas 1–2 mL Zitronensaft und rühre vorsichtig mit einem Glasstab um!

Lass die Mischungen einige Minuten stehen und beobachte, ob sich Farb- oder Strukturveränderungen zeigen!

Vergleiche die Ergebnisse der verschiedenen Flüssigkeiten!

Nun

los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Beobachtungsauftrag:

Entsorgungshinweise:

Milch-, Sojamilch- und Ei-Mischungen können (wenn nur mit Zitronensaft versetzt) mit viel Wasser in den Ausguss gegeben werden. Größere feste Eiweißreste vorher im Restmüll entsorgen.

Aufgaben:

Probe

Milch + Zitronensaft

Sojamilch + Zitronensaft

Eiklar + Zitronensaft

Eigelb + Zitronensaft

Apfelsaft + Zitronensaft

Wasser + Zitronensaft (Kontrolle)

Beobachtung Vermutung/Erklärung

Warum reagiert Wasser nicht, während Milch und Ei eine Veränderung zeigen?

Welche Stoffgruppe in Milch und Ei ist für die Gerinnung verantwortlich?

Wie beeinflusst Säure die Struktur von Eiweiß?

Erkläre deine Beobachtungen mit Hilfe des Begriffs Denaturierung!

Überlege: Wie könnte man testen, ob auch andere Stoffe (z. B. Salz oder Alkohol) Eiweiß denaturieren? Entwickle einen Versuchsplan!

Herstellung von Seife

Fragestellung: Wie entsteht Seife aus Öl und Natriumhydroxid, und was passiert chemisch dabei?

Durchführung: Demonstrationsversuch durch Lehrkraft

Materialien: Speiseöl (z. B. Olivenöl; 200 mL), Natriumhydroxid (NaOH, 15 g), Destilliertes Wasser (100 mL), Glasgefäß oder kleiner Topf, Rührstab oder Löffel, Streichholzschachtel oder kleine Form zum Ausgießen

Sicherheitsaspekte: Achtung: Lauge und Hitze! Die Lösung kann beim Erhitzen spritzen.

Arbeitsauftrag:

Beobachte, was passiert, wenn Öl, Natriumhydroxid und Wasser gemeinsam erhitzt werden!

Achte auf Farb- und Konsistenzänderungen während des Kochens!

Beobachte, wie sich die Flüssigkeit beim Abkühlen verändert!

Beschreibe, wie die fertige Seife aussieht und riecht!

Beobachtungskriterium

Beobachtung Vermutung/Erklärung

Mischung beim Erhitzen

Veränderung der Farbe oder Trübung

Zustand nach dem Abkühlen

Entsorgungshinweise: Frisch hergestellte Seife enthält noch Laugenreste und darf nicht direkt in den Ausguss gegeben werden. Seifenreste können nach vollständigem Aushärten im Restmüll entsorgt werden. Flüssige Laugenreste werden vor der Entsorgung vorsichtig mit verdünnter Säure neutralisiert (durch die Lehrkraft).

Aufgaben:

1 3 4 5 2 2 3 4

1 1 2 3 4

Welche Veränderung konntest du beim Erhitzen der Mischung beobachten?

Warum wird die Lösung nach einiger Zeit trüb?

Wie lässt sich das entstandene Produkt von den Ausgangsstoffen unterscheiden?

Erkläre chemisch, was bei der „Verseifung“ passiert!

Warum fühlt sich Seife im Wasser „rutschig“ an?

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Analysiere, warum bei manchen Lebensmitteln eine Schutzatmosphäre (mit CO₂ oder N₂) eingesetzt wird, und erkläre, wie diese Gase die Frische der Produkte beeinflussen!

Was ist dein Lieblingsgericht? Recherchiere die Zutaten deines Lieblingsgerichts und finde heraus, welche Nährstoffe sie enthalten. Erstelle dazu eine übersichtliche Tabelle!

Gestalte ein Mittagsmenü, das Lebensmittel enthält, die möglichst viele verschiedene Mikro- und Makronährstoffe liefern und gleichzeitig gut schmecken!

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Analysiere den chemischen Aufbau von Proteinen, Kohlenhydraten, Fetten und erläutere, welche funktionellen Gruppen jeweils vorkommen!

A) PROTEINE

Chemischer Aufbau:

Funktionelle Gruppen:

B) KOHLENHYDRATE

Chemischer Aufbau:

Funktionelle Gruppen:

C) FETTE (LIPIDE)

Chemischer Aufbau:

Funktionelle Gruppen:

Vergleiche gesättigte und ungesättigte Fettsäuren hinsichtlich ihres Aufbaus und erläutere, wie sich dieser Unterschied auf ihren Nährwert auswirkt!

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Formuliere die Reaktionsgleichung zur Herstellung von Seife. Erläutere, welche Funktion Natriumhydroxid bei der Reaktion übernimmt, und erkläre, wie man überprüfen kann, ob die Verseifungsreaktion vollständig verlaufen ist! (Tipp: Schau dir das Kapitel zu Säuren und Basen nochmals genau an.).

Beschreibe in einfachen Worten den Aufbau eines Seifenmoleküls und erkläre, warum Seife Fett und Schmutz mit Wasser entfernen kann!

Skizziere die Struktur einer Seifenmizelle. Beschrifte dabei die hydrophilen und lipophilen Bereiche sowie die Wechselwirkungen zwischen den Molekülen!

Erstelle eine Liste mit Nahrungsmitteln, die in der Regel vor dem Essen erhitzt werden müssen! Begründe für jedes Beispiel, weshalb das Erhitzen wichtig ist!

So schätze ich mich nach dem Hauptkapitel „Organische Chemie“ selbst ein: Kreuze jenen Daumen an, der für dich am ehesten zutreffend ist!

Ich kann…

…erklären, weshalb Kohlenstoff für die organische Chemie so wichtig ist.

…die Strukturen von Graphit und Diamant beschreiben und erklären, wie ihre Strukturen ihre Eigenschaften beeinflussen.

…beschreiben, wie Kohlenstoff zwischen Atmosphäre, Hydrosphäre, Biosphäre und Lithosphäre zirkuliert.

…erklären, wie mithilfe der Häufigkeit von Kohlenstoffisotopen das Alter archäologischer Funde bestimmt wird.

…Moleküle der organischen Chemie systematisch benennen und zwischen Alkanen, Alkenen und Alkinen unterscheiden.

…erklären, was Isomerie ist.

…die Struktur aromatischer Verbindungen beschreiben und erklären, warum sie besonders stabil sind.

…funktionelle Gruppen in Molekülen identifizieren und Moleküle als Skelettformel darstellen.

…beschreiben, wie Alkohol hergestellt und im Körper abgebaut wird.

…die Reaktionsgleichung zwischen einer Carbonsäure und einem Alkohol formulieren.

…den Aufbau und die Funktion von Kohlenhydraten, Fetten und Proteinen beschreiben.

…Beispiele für Nahrungsquellen von Kohlenhydraten, Proteinen und Fetten nennen.

…beschreiben, wie Seife Fett und Schmutz löst, und eine Reaktionsgleichung für die Seifenherstellung aufstellen.

…Beispiele für Vitamine und Mineralstoffe nennen und ihre Mangelerscheinungen beschreiben.

Um deine Kompetenzen noch mehr zu steigern, hier unsere Buchtipps:

Buchtipps

Anu Chaudhary: Reaktionen in der organischen Chemie benennen: Grundkonzept der Chemie (Verlag Unser Wissen 2020).

Visuelles Wissen Chemie: Der anschauliche Einstieg in alle Themenbereiche. (Dorling Kindersley Verlag 2021).

1. VOM ERDÖL ZUM KUNSTSTOFF

Abb. 1: Billardkugeln bestehen heutzutage aus Kunststoff.

Abb. 2: Telefon aus Bakelit

Erkläre, weshalb die Entwicklung von Kunststoffen ein wichtiger Schritt für die Gesellschaft und Chemie war!

Zellulose, die: natürliches Polysaccharid, Hauptbestandteil pflanzlicher Zellwände

Abb. 3: Formaldehyd

Abb. 4: Phenol

Kunststoff, Plastik, Polymer!

Kunststoffe (umgangssprachlich Plastik) sind Materialien, die durch chemische Verfahren hergestellt werden. Als Ausgangsstoffe dienen meist organische Stoffe, zum Beispiel aus Erdöl. Kunststoffe sind leicht, vielseitig formbar und aus unserem Alltag nicht mehr wegzudenken.

Geschichtliche Entwicklung

1856 entwickelte Alexander Parkes einen frühen Kunststoff aus Zellulose. Dieser wurde als günstiger Ersatz für Elfenbein genutzt, um beispielsweise Billardkugeln herzustellen.

1907 stellte Leo Hendrik Baekeland den ersten vollständig synthetischen Kunststoff her. Er wurde aus Phenol und Formaldehyd produziert und unter dem Namen Bakelit vermarktet. Als hitzebeständiges und elektrisch isolierendes Material eignete sich Bakelit für die Herstellung von Telefongehäusen und Radios.

In den 1920er Jahren erkannte der Chemiker Hermann Staudinger, dass Kunststoffe aus langen Molekülketten bestehen. Damit begründete er die Polymerchemie. Für seine Erkenntnisse erhielt er 1953 den Nobelpreis für Chemie.

Die industrielle Herstellung von Kunststoffen wie Nylon, Polyvinylchlorid (PVC) und Polyethen (PE) ermöglichte die Produktion preiswerter und vielseitiger Materialien. Diese leichten und kostengünstigen Stoffe verdrängten klassische Materialien wie Holz, Metall und Glas nach und nach. Gleichzeitig förderten sie technologische Innovationen und machten massengefertigte Produkte für eine breite Bevölkerungsschicht zugänglich.

Von Monomer zu Polymer

Der Begriff „Polymer“ hat seinen Ursprung im Altgriechischen: polý „viel“, méros „Teil“. Ein Polymer besteht aus vielen kleinen Bausteinen, den Monomeren, die zu langen Ketten verbunden sind. Diese großen Moleküle nennt man Makromoleküle.

Abb. 5: Aus Monomeren werden Polymere.

Ein Beispiel ist Polyvinylchlorid (PVC). Vinylchlorid ist der Trivialname für Chlorethen, dem Monomer. Reagieren Vinylchlorid-Monomere miteinander, entsteht eine Kette aus Kohlenstoffatomen

Rohstoffe und unsere Umwelt

Dabei „öffnet“ sich die Doppelbindung im Monomer. So können sich die einzelnen Moleküle miteinander verbinden, und es wächst Schritt für Schritt eine lange Kette.

Abb. 7: Reaktion zur Herstellung von Polyvinylchlorid.

In dieser Kette wiederholt sich immer derselbe Baustein: –CH₂–CHCl–. An jedem zweiten Kohlenstoffatom sitzt ein Chloratom, das dem Kunststoff seine typischen Eigenschaften verleiht. Da solche Molekülketten sehr lang sind, schreibt man sie nicht vollständig aus. Stattdessen verwendet man eine verkürzte Darstellung: Die Wiederholungseinheit wird in Klammern geschrieben und mit einem „n“ versehen. Dieses „n“ steht für eine große Anzahl an Wiederholungen.

Duromere,

Elastomere, Thermoplasten

Kunststoffe lassen sich nach ihren physikalischen Eigenschaften in drei Kategorien einteilen: Duromere, Elastomere und Thermoplasten.

Abb. 6: Bodenbelag aus Polyvinylchlorid

Bestimme, wie viele H-, Cund Cl-Atome sich jeweils auf der Edukt- und Produktseite der Reaktionsgleichung in Abbildung 7 befinden!

Wiederholungseinheit, die: Teil eines Polymers, das sich mehrfach wiederholt.

Abb. 9: Vernetzung der Polymere in Duromere – Elastomere – Thermoplasten.

Duromere sind harte, formstabile Kunststoffe. Ihre Molekülketten sind stark miteinander vernetzt, weshalb sie sich nach dem Aushärten nicht mehr verformen lassen. Sie sind hitzebeständig, aber auch spröde und brechen bei starker Belastung eher, als dass sie sich verbiegen. Deshalb werden sie z. B. für Elektrogehäuse oder Topfgriffe verwendet.

Elastomere sind weich und dehnbar und kehren nach dem Biegen oder Strecken wieder in ihre ursprüngliche Form zurück. Auch hier sind die Molekülketten vernetzt, jedoch deutlich lockerer als bei Duromeren, sodass sie beweglich bleiben.

Ein bekanntes Elastomer ist Kautschuk, der aus dem Milchsaft von Kautschukbäumen gewonnen und zu Latex verarbeitet wird. Der chemische Name von Naturkautschuk ist Polyisopren. Durch die Vulkanisation, bei der Kautschuk mit Schwefel erhitzt wird, entstehen Verbindungen zwischen den Ketten, die das Material elastisch machen. Etwa 70 % des Naturkautschuks werden für Autoreifen verwendet, weitere Anwendungen sind Handschuhe, Kaugummi und Radiergummis.

Abb. 10: Ernte von Kautschuk an einem Gummibaum.

Abb. 8: Akrylnägel aus dem Nagelstudio sind Duromere. Die Polymerketten werden als Gel auf den Fingernägeln aufgetragen. Das UV-Licht liefert Energie für die Vernetzung der einzelnen Ketten zu einem Duromer.

Abb. 11: Beim Vulkanisieren werden Schwefelbrücken zwischen den Polymerketten gebildet.

Rohstoffe und unsere Umwelt

POLYMER

Polyethen (PE) (veraltet: Polyethylen)

Polyvinylchlorid (PVC)

Polypropen (PP) (veraltet: Polypropylen)

Polytetrafluorethen (PTFE) (Teflon)

Polyethylenterephthalat (PET)

Thermoplasten sind Kunststoffe, die sich beim Erwärmen verformen oder schmelzen lassen. Dadurch können sie auch nach ihrer Herstellung immer wieder neu geformt werden.

Das liegt daran, dass ihre Molekülketten nicht miteinander vernetzt sind. Beim Erwärmen werden sie beweglich, gleiten aneinander vorbei und das Material wird weich oder schmilzt. Beim Abkühlen härtet der Kunststoff wieder aus.

Polystyren (PS)

(veraltet: Polystyrol)

Abb. 12: Thermoplasten können im 3D-Drucker verarbeitet werden.

Nylon (Polyamid)

CHEMISCHE STRUKTUR

ANWENDUNG

• Plastiktüten und Müllsäcke

• Verpackungsfolien (z. B. Frischhaltefolie)

• Flaschen für Reinigungsmittel oder Shampoo

• Abfluss- und Wasserrohre

• Fensterrahmen

• Kabelummantelungen

• Bodenbeläge (PVC-Böden)

• Joghurtbecher und Lebensmittelverpackungen

• Schraubverschlüsse von Flaschen

• Brotdosen und Aufbewahrungsboxen

• Antihaftbeschichtungen von Pfannen

• Dichtungen und Dichtbänder

• Getränkeflaschen

• Lebensmittelverpackungen

• Textilfasern (z. B. Fleece aus Recycling-PET)

• Verpackungsmaterial (z. B. Styropor)

• Joghurtbecher

• Einwegbecher und -besteck

• Dämmmaterial im Bauwesen

• Kleidung und Sporttextilien

• Strümpfe und Seile

• Zahnbürstenborsten

Erdöl als Monomerquelle

Der Großteil der Monomere, die für die Produktion von Kunststoffen benötigt werden, stammt aus fossilen Quellen wie Erdöl und Erdgas. Erdöl ist ein Gemisch aus Kohlenwasserstoffen, das über Millionen von Jahren aus abgestorbenen Meereslebewesen und Algen tief in der Erdkruste entstanden ist.

Öl- und Gasförderung

Abb. 15: Entstehung von Erdöl und Erdgas

Zur Gewinnung wird Erdöl durch Bohrungen gefördert und in einer Raffinerie weiterverarbeitet. Dort wird es durch fraktionierte Destillation in seine Bestandteile getrennt. Dabei wird Erdöl auf etwa 350–400 °C erhitzt. Stoffe mit niedrigem Siedepunkt verdampfen zuerst und steigen in der Rektifikationskolonne nach oben. In höheren, kühleren Bereichen der Kolonne kondensieren sie wieder. Kleine Moleküle sammeln sich weiter oben, größere weiter unten.

Sehr große Moleküle, etwa Bitumen, besitzen so hohe Siedepunkte, dass sie bei diesen Temperaturen nicht verdampfen. Deshalb nutzt man zusätzlich die Vakuumdestillation. Durch das Absenken des Drucks können auch schwere Bestandteile schonend getrennt werden, ohne sie zu zersetzen.

14: Förderung von Erdöl

Diskutiere mit deiner Klasse über die Vor- und Nachteile der Verwendung fossiler Rohstoffe wie Erdöl als Rohstoff- und Energiequelle!

Raffinerie, die: Anlage, in der Rohstoffe wie Erdöl oder Zucker gereinigt, aufgetrennt und weiterverarbeitet werden.

Abb. 16: Erdöl wird auch im Meer gefördert. Hierzu werden Offshore Plattformen gebaut.

Abb. 17: Tritt Erdöl ins Meer aus, hat das verheerende Folgen. Gesamte Ökosysteme können dadurch zerstört werden.

Abb. 13: Erdölraffinerie

Abb.

Abb. 18: Destillation von Erdöl

Rohstoffe und unsere Umwelt

Abb. 23: Schweröl (C20+)

Abb. 25: Erdöl verursacht Umweltverschmutzungen.

Nach der Destillation können die verschiedenen Fraktionen direkt genutzt oder in chemischen Prozessen weiterverarbeitet werden.

Die Benzinfraktion, auch Naphtha genannt, kann zusammen mit Wasserdampf bei 800 bis 900 °C erhitzt werden. Dabei werden die langen Ketten in kleinere Moleküle aufgespalten. Dieser Prozess wird als „Cracken“ bezeichnet (engl. Aufbrechen). Zu den Produkten gehören Ethen, Propen, Buten sowie aromatische Stoffe wie Benzen und Toluen.

Aus etwa 300 Basischemikalien lassen sich die meisten chemischen Produkte herstellen, darunter Kunststoffe, Medikamente , Reinigungsmittel und Lacke. Rund 90 % dieser Stoffe stammen aus Erdöl oder Erdgas. Dieses Teilgebiet der Chemie nennt man Petrochemie.

Entschwefelung und Umweltprobleme

Erdöl enthält neben Kohlenwasserstoffen auch unerwünschte Bestandteile wie Schwefelverbindungen. Diese würden bei der Verbrennung Schwefeldioxid (SO 2) freisetzen. In der Atmosphäre reagiert SO₂ mit Wasser zu Schwefelsäure. Das führt zu saurem Regen, der Wälder und Böden schädigt, Gebäude angreift und Gewässer belastet. Deshalb werden Schwefelverbindungen in Raffinerien durch chemische Verfahren entfernt. Dieser Prozess wird als Entschwefelung bezeichnet.

FRAKTION

Gase (C1 - C4)

Benzin (C5 - C10)

Kerosin (C10 - C16)

Dieselöl (C14 - C20)

Schweröle (C20+)

Rückstände (Bitumen)

SIEDEPUNKT

ANWENDUNG

Flüssiggas (LPG), Treibstoffe, Heizgas

Kraftstoff für Autos, Lösungsmittel

Flugzeugtreibstoff, Heizöl

Dieselkraftstoff, Heizöl

Schmierstoffe, Marineöle

Straßenbeläge, Dachabdichtungen

Abb. 19: Flüssiggas (C1-C4)

Abb. 20: Benzin (C5-C10)

Abb. 21: Kerosin (C10-C16)

Abb. 22: Heizöl (C14-C20)

Abb. 24: Bitumen

Ethen Propen Benzen Toluen

Recycling von Kunststoffen

Das Recycling von Kunststoffen ist ein wichtiger Beitrag, um Plastikmüll zu verringern, Rohstoffe zu schonen und die Umwelt zu entlasten. Für uns Verbraucher bedeutet Recycling meist nur, den Müll zu trennen. Danach folgen jedoch viele komplexe Schritte, die stark von der Art des Kunststoffs abhängen. Grundsätzlich unterscheidet man zwischen mechanischem und chemischem Recycling.

Mechanisches Recycling

Beim mechanischen Recycling werden Kunststoffabfälle sortiert, zerkleinert, gewaschen und getrocknet. Anschließend wird das Material zu Granulat eingeschmolzen, das wiederverwendet werden kann. Aus alten PET-Flaschen entstehen zum Beispiel Textilfasern, neue Flaschen oder Verpackungen.

Abb. 27: Kunststoffgranulat aus recycelten Materialien

Ein Problem dabei: Kunststoffe verlieren bei jedem Recycling-Durchgang etwas an Qualität. Das Material wird brüchiger oder verfärbt sich. Deshalb spricht man oft von „Downcycling“, da aus hochwertigen Produkten minderwertigere entstehen. Außerdem erschweren Essensreste oder Mischkunststoffe (z. B. Getränkekartons mit Papier, Plastik und Aluminium) den Prozess. Solche Materialien werden häufig nur noch thermisch verwertet. Das bedeutet, dass sie zur Erzeugung von Strom und Fernwärme verbrannt werden.

Upcycling

Im Gegensatz zum „Downcycling“ gibt es das Upcycling: Hierbei entstehen aus alten Kunststoffen Produkte, die mindestens gleichwertig oder sogar hochwertiger sind. Beispiele sind Taschen oder Schmuck aus Plastiktüten, Möbel aus alten Plastikverpackungen oder Sportkleidung aus recycelten PET-Flaschen. Upcycling verbindet Nachhaltigkeit mit Kreativität und zeigt, dass Recycling auch Spaß machen kann.

Chemisches Recycling

Beim chemischen Recycling werden Kunststoffe wieder in ihre chemischen Bausteine zerlegt. Ein Verfahren ist die Pyrolyse, bei der Kunststoffe ohne Sauerstoff stark erhitzt werden. Dabei entstehen Gase und Öle, die als Rohstoffe für neue Produkte genutzt werden können. Eine andere Möglichkeit ist die Depolymerisation, bei der Polymere wie PET in ihre Monomere zerlegt werden. Dadurch können hochwertige Kunststoffe zurückgewonnen werden, die wie neu sind.

Recycling-Symbole

Damit Kunststoffe besser sortiert werden können, tragen viele Produkte ein Recycling-Symbol mit einer Zahl (1-7). Diese Zahl zeigt, um welchen Kunststoff es sich handelt (z. B. 1 = PET, 2 = HDPE, 6 = PS).

Abb. 26: Recycling von Kunststoffen

Erstelle mit deiner Klasse ein Plakat zum Thema Recycling in Österreich! Welche Schritte kann jeder einzelne von uns tätigen, um die Umwelt zu schonen?

Abb. 29: Aus alten Plastikflaschen können Fasern für die Textilindustrie hergestellt werden.

Abb. 31: Die Modeindustrie ist für etwa 90 Millionen Tonnen Abfall und ca. 10 % des gesamten globalen CO2-Ausstoßes verantwortlich.

Abb. 28: Müllverbrennungsanlage in Wien

Abb. 30: Verschiedene Arten von Kunststoffen

Rohstoffe und unsere Umwelt

Abb. 32: In Österreich gibt es seit 2025 das EinwegPfandsystem.

Fertige innerhalb der nächsten Woche ein Mülltagebuch an! Überlege dir mithilfe deines Mülltagebuchs Maßnahmen, die du ergreifen kannst, um deinen Plastikmüll zu reduzieren!

Diskutiert in der Klasse: Welche Alternativen zu Kunststoffverpackungen gibt es? Nennt Vor- und Nachteile der Materialien!

Ein Unternehmen wirbt mit „100 % biologisch abbaubarem Kunststoff“. Welche Fragen würdest du stellen, um diese Aussage kritisch zu prüfen?

Recherchiere zum Thema Mikroplastik und diskutiere mit deiner Klasse, wie man mit diesem Problem umgehen sollte!

Abb. 33: Mikroplastik am Strand

Abb. 34: Netze aus der Fischerei bestehen aus Kunststoffen, welche langsam zu Mikroplastik zerfallen. Etwa 10–30% des Plastikmülls im Meer ist Fischereiausrüstung.

Kreislaufwirtschaft und Nachhaltigkeit

Ein wichtiges Ziel für die Zukunft ist die Kreislaufwirtschaft. Dabei sollen Kunststoffe so hergestellt werden, dass sie mehrfach wiederverwertbar sind, ohne an Qualität zu verlieren. Das spart Rohstoffe wie Erdöl und verringert den Müll. Schon jetzt wird erforscht, wie man Verpackungen so gestaltet, dass sie leichter recycelbar sind. Auch Pfandsysteme tragen dazu bei, dass Kunststoffe im Kreislauf bleiben, anstatt in der Umwelt zu landen.

Abb. 39: Reaktion zur Herstellung von Polylactid aus Milchsäure

Mikroplastik

Mikroplastik sind mikroskopisch kleine Plastikteilchen, meist kleiner als 5 mm. Mikroplastik kann auf zwei Wegen entstehen:

1 Primäres Mikroplastik wird bewusst hergestellt z. B. Kosmetika und Kleidungsfasern, die beim Waschen ins Abwasser gelangen

1 Sekundäres Mikroplastik entsteht durch Abrieb oder Zerfall von größerem Plastikmüll z. B. Plastiktüten im Ozean

Mikroplastik ist mittlerweile fast überall in der Umwelt zu finden. Selbst abgelegene Regionen der Alpen sind durch Mikroplastik aus der Luft betroffen. Lebensmittel, die wir zu uns nehmen, können ebenfalls Mikroplastik enthalten. Dies ist besonders besorgniserregend, da die Langzeitauswirkungen auf den Menschen noch nicht geklärt sind.

Biokunststoffe

Da Erdöl und Erdgas begrenzte Ressourcen sind und die Erdölgewinnung mit erheblichen Gefährdungen der Natur einhergeht, wird daran geforscht, nachhaltigere Quellen für Monomere zu nutzen.

Ein Ansatz sind pflanzenbasierte Rohstoffe wie Mais aus denen Zucker gewonnen wird. Zucker kann z. B. zu Milchsäure verarbeitet werden, woraus Biokunststoffe wie Polylactid (PLA) produziert werden. Durch Fermentation von Zucker kann Ethanol gewonnen werden, das zu Polyethen weiterverarbeitet wird. Auch Mikroorganismen können mithilfe von Biotechnologie gezielt eingesetzt werden, um Biomasse in wichtige Chemikalien wie Aceton und Butanol umzuwandeln.

Abb. 35: Becher aus PLA

Zukunftstrends

Forscherinnen und Forscher arbeiten an neuen Technologien wie Enzym-Recycling, bei dem spezielle Enzyme Kunststoffe zersetzen können, oder an Kunststoffen, die sich von selbst abbauen. Gleichzeitig versuchen Designer, Verpackungen so zu gestalten, dass weniger Plastik nötig ist, zum Beispiel durch essbare Folien oder Mehrwegverpackungen.

Rohstoffe und unsere Umwelt

Unterrichtsprojekt: „Verpackt oder verschwendet“

Überall ist Plastik: in Flaschen, Joghurtbechern, Folien. Kunststoffe sind praktisch und leicht, aber auch ein großes Umweltproblem. Ihr sollt herausfinden, wie Verpackungen chemisch aufgebaut sind, warum Recycling so schwierig ist und wie Chemie helfen kann, nachhaltigere Materialien zu entwickeln.

Abb. 36: Beispiele verschiedener Verpackungsmaterialien

Unterrichtsprojekt: „Verpackt oder verschwendet“

Aufgabenstellung: Bildet Gruppen zu je 3–4 Personen. Jede Gruppe übernimmt einen bestimmten Verpackungstyp oder Aspekt:

• Gruppe 1: Plastikflaschen

• Gruppe 2: Joghurtbecher & Folien

• Gruppe 3: Getränkekartons (Verbundstoffe)

• Gruppe 4: Papier, Glas und Metall im Vergleich

• Gruppe 5: Neue Alternativen (z. B. Bioplastik, kompostierbare Folien)

Eure Leitfragen:

1. Chemie und Aufbau

• Aus welchen Kunststoffen besteht eure Verpackung (z. B. PET, PE, PP, PS)?

• Wie werden diese Kunststoffe chemisch hergestellt (Polymerisation, Kondensation etc.)?

• Welche chemischen Eigenschaften machen sie so praktisch (z. B. elastisch, stabil, wasserabweisend)?

2. Recycling und Zersetzung

• Warum ist Recycling so aufwendig? (Stichworte: Sortenreinheit, Farbstoffe, Zusatzstoffe, Energieverbrauch)

• Was passiert beim chemischen Recycling?

• Wie lange dauert es, bis sich eure Verpackung zersetzt und was passiert dabei chemisch?

3. Nachhaltigkeit

• Gibt es biologisch abbaubare Alternativen?

• Wie funktionieren Biokunststoffe chemisch (z. B. PLA)?

• Welche Vor- und Nachteile haben sie gegenüber herkömmlichem Plastik?

Ihr könnt das in verschiedenen Formen präsentieren:

• Plakat oder Broschüre

• Kurzvortrag (3–5 Minuten) mit Schaubildern

• Digitales Poster oder Video

Abschlussdiskussion:

• Was kannst du persönlich tun, um weniger Plastikmüll zu verursachen? Was sollte die Regierung tun, um Nachhaltigkeit zu fördern?

• Liegt die Verantwortung zur Verringerung von Plastikmüll beim Endverbraucher, Produzenten oder der Politik?

Abb. 37: Getränkekartons bestehen aus mehreren Materialien. Das erschwert das Recycling.

Abb. 38: Unnötige Plastikverpackungen im Supermarkt.

39: Plastikmüll

Abb.

160 Rohstoffe und unsere Umwelt

Interview mit einer Doktorandin an der Universität

Frage: Hallo Emilia! Du arbeitest gerade an deiner Doktorarbeit. Kannst du uns erklären, worum es dabei geht?

Emilia: Hallo! Ja, ich promoviere, also ich mache meinen Doktortitel, in Chemie und forsche an abbaubaren Kunststoffen. Das heißt: Ich versuche, Plastik so herzustellen, dass es sich nach einiger Zeit in der Natur zersetzt, ohne schädliche Rückstände zu hinterlassen. Wir wollen damit die Plastikverschmutzung in der Umwelt verringern.

Frage: Warum hast du dich für dieses Thema entschieden?

Emilia: Mich hat schon früh gestört, wie viel Plastikmüll es überall gibt. Im Chemiestudium habe ich gelernt, wie man Moleküle gezielt verändert. So kann man Kunststoffe entwickeln, die stabil genug sind, aber sich später biologisch abbauen. Diese Idee hat mich sofort fasziniert!

Frage: Wie sieht dein Alltag als Forscherin aus?

Emilia: Ich bin viel im Labor. Dort mische ich verschiedene chemische Verbindungen und beobachte, wie sie reagieren. Ziel ist es, einen Stoff zu finden, der stabil genug ist, um z. B. für Verpackungen verwendet zu werden, aber sich nach einiger Zeit in der Natur von selbst abbaut. Ich arbeite auch am Computer, um Daten zu analysieren oder die Molekülstrukturen zu simulieren. Außerdem schreibe ich wissenschaftliche Berichte und halte Vorträge auf Konferenzen. Forschung bedeutet also: experimentieren, nachdenken, ausprobieren.

Frage: Was ist das Spannendste an deiner Arbeit?

Emilia: Ich finde es toll, mit meiner Arbeit etwas für die Umwelt zu tun. Wenn abbaubares Plastik wirklich funktioniert, können wir die Belastung für Natur und Meer deutlich reduzieren. Und ich lerne jeden Tag etwas Neues. Kein Experiment ist wie das andere.

Frage: Gibt es auch schwierige Seiten?

Emilia: Auf jeden Fall. Viele Experimente klappen nicht, oder sie liefern unerwartete Ergebnisse. Forschung braucht Geduld, aber wenn etwas gelingt, ist das ein großartiges Gefühl.

Frage: Wem würdest du diesen Beruf oder Weg empfehlen?

Emilia: Wer neugierig ist, Probleme lösen will und an Wissenschaft glaubt, ist hier richtig. Chemie kann wirklich helfen, unsere Welt besser zu machen.

Frage: Hast du einen Rat für Schülerinnen und Schüler, die sich für Forschung interessieren?

Emilia: Ja, bleibt neugierig! Besucht Uni-Veranstaltungen, Schülerlabore oder Praktika in naturwissenschaftlichen Bereichen. Fragt euch, was euch wirklich interessiert: Umwelt, Gesundheit, Technik, und überlegt, wie Chemie dort eine Rolle spielt. Forschung beginnt mit einer einfachen Frage: „Warum ist das so?“

Erkläre in eigenen Worten, was „abbaubare Kunststoffe“ sind!

Beschreibe, welche chemischen Kenntnisse Emilia für ihre Arbeit braucht!

Überlege: Wie könnte man im Labor testen, ob ein Kunststoff wirklich abbaubar ist?

Könntest du dir vorstellen, selbst Forscherin oder Forscher zu werden? Begründe deine Antwort!

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Herstellung eines Nylonfadens

Fragestellung: Wie kann aus zwei verschiedenen Flüssigkeiten ein fester Kunststoff hergestellt werden?

Durchführung: Demonstrationsversuch durch die Lehrkraft

• Adipinsäurechlorid: stark reizend, reagiert heftig mit Wasser → Schutzbrille, Handschuhe, Abzug!

• Petrolether: leicht entzündlich, Dämpfe nicht einatmen.

• Phenolphthalein-Lösung: enthält Alkohol, ebenfalls entzündlich.

Versuchsdurchführung (durch Lehrkraft):

Materialien: Adipinsäurechlorid (C₆H₈O₂Cl₂; 2 g), Hexamethylendiamin (C₆H₁₂N₂; 3 g), Natriumcarbonat (Na₂CO₃; 0,5 g), Petrolether (50 mL), destilliertes Wasser (50 mL), Phenolphthalein-Lösung (Indikator), 2 Bechergläser, Glasstab, Pinzette Sicherheitsaspekte:

• Hexamethylendiamin: gesundheitsschädlich beim Einatmen oder Verschlucken.

1. Organische Phase: 2,0 g Adipinsäurechlorid werden in 50 mL Petrolether gelöst.

2. Wässrige Phase: 3,0 g Hexamethylendiamin und 0,5 g Natriumcarbonat werden in 50 mL dest. Wasser gelöst und 3-5 Tropfen Phenolphthalein werden zugegeben (rosa Färbung in basischer Lösung).

3. Die organische Lösung wird langsam an der Glaswand entlang auf die Wasserphase laufen gelassen, sodass zwei Schichten entstehen.

4. Nach wenigen Sekunden bildet sich ein dünner Film direkt an der Phasengrenze. Mit der Pinzette wird der Film an einer Stelle vorsichtig nach oben gezogen und der entstehende Faden kontinuierlich auf einem Glasstab aufgewickelt.

Arbeitsauftrag:

Beobachte, wie sich an der Grenzfläche der beiden Lösungen ein dünner Film bildet und beschreibe, was passiert, wenn der Film mit der Pinzette herausgezogen wird!

Achte auf Farbe, Form und Konsistenz des entstehenden Fadens!

Überlege, welche Stoffe miteinander reagieren und was daraus entsteht!

Beobachtungskriterium

Verhalten der Grenzfläche

Bildung des Films

Beobachtung

Vermutung/Erklärung

Entsorgungshinweise: Organische Reste (Petrolether + Adipinsäurechlorid) gehören in den organischen Lösungsmittelabfall. Wässrige Reste mit Diamin werden getrennt im Sonderabfall für basische Lösungen gesammelt. Nylonfäden können nach dem Trocknen im Restmüll entsorgt werden.

Aufgaben:

Eigenschaften des Fadens (Farbe, Festigkeit) 1 2 3 4 5

Beschreibe auf Stoff- und Teilchenebene, wie der Nylonfaden entsteht!

Was passiert an der Grenzfläche der beiden Lösungen?

Erkläre, warum sich die beiden Flüssigkeiten nicht mischen!

Formuliere die chemische Reaktion, die zur Bildung des Nylons führt!

Welche chemische Verbindung entsteht und wofür wird sie im Alltag verwendet?

Beurteile: Nylon ist stabil, reißfest und vielseitig einsetzbar. Gleichzeitig entstehen bei seiner Herstellung und Entsorgung Umweltprobleme.

• Welche Vorteile bietet Nylon im Alltag?

• Welche ökologischen Nachteile hat es?

• Sollten wir weniger synthetische Kunststoffe verwenden? Begründe deine Meinung.

Recherchiere mithilfe des Internets, wie beim Friseur die Struktur der Haare ähnlich wie bei der Vulkanisation von Autoreifen verändert wird, und erkläre den Vorgang in eigenen Worten!

Nenne jeweils drei Argumente für und gegen die Verwendung von Plastik!

Diskutiert in Partnerarbeit, wie wir die negativen Einflüsse von Plastik auf die Umwelt verringern können, und entwickelt Ideen für Alternativen zu Plastik in eurem Alltag! Stellt eure Ergebnisse in der Klasse vor!

Polyethen (PE) ist einer der häufigsten Kunststoffe. Erkläre, was das Präfix „Poly-“ bedeutet und wie aus vielen kleinen Ethenmolekülen ein großer Kunststoff entsteht!

los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Beschreibe die drei Kategorien von Polymeren anhand ihrer physikalischen Eigenschaften und erkläre, wie die jeweilige Struktur auf Teilchenebene mit den Eigenschaften zusammenhängt!

Polymer Struktur

Eigenschaften Beispiele

Nenne jeweils eine Anwendung von Polystyrol, Polyethylenterephthalat (PET) und Polycarbonat! Recherchiere außerdem, welche weiteren Kunststoffe du bei dir zuhause finden kannst!

Bestimme, welche funktionelle Gruppe bei der Herstellung von Nylon entsteht, und erkläre, wo diese funktionelle Gruppe außerdem vorkommt! (Tipp: Schau im Kapitel „Lebensmittelchemie“ nach.)

Beim Recycling müssen Kunststoffe sortenrein getrennt werden. Erkläre, warum das chemisch notwendig ist! Was passiert, wenn verschiedene Kunststoffarten zusammengeschmolzen werden?

Kunststoffe sind chemisch sehr stabil. Erkläre, warum sie sich in der Natur nur sehr langsam zersetzen! Was passiert chemisch, wenn Licht, Salz und Wellen auf sie einwirken?

Du sollst einen Kunststoff für eine Trinkflasche entwickeln. Welche Eigenschaften muss er haben? Welche Gefahren sollten vermieden werden? Erstelle eine Liste mit Kriterien!

Rohstoffe und unsere Umwelt

2. CHEMIE DER BAUSTOFFE

Vergleiche die Strukturformen von Siliciumdioxid (Quarz, Cristobalit, Opal) und erkläre, wie physikalische Bedingungen wie Druck und Temperatur die Entstehung beeinflussen!

Gestein

Granit

Marmor

Schiefer

In der Baustoffchemie nutzt man chemisches Wissen, um Materialien herzustellen, die stabil, sicher und langlebig sind. Dabei spielen auch Umwelt- und Nachhaltigkeitsaspekte eine immer größere Rolle.

In diesem Kapitel geht es um mineralische Baustoffe wie Naturstein, Lehm und Beton, um Metalle wie Eisen und Stahl sowie um Glas als vielseitigen Werkstoff.

Mineralische Baustoffe

Naturstein ist der älteste Baustoff der Menschheit. In der Steinzeit begannen Menschen einfache Behausungen und Werkzeuge aus Gestein zu fertigen. Schon in der Antike wurden Gebäude aus Kalkstein, Granit oder Marmor errichtet. Natursteine sind sehr druckfest, wetterbeständig und langlebig, weshalb viele historische Bauwerke bis heute erhalten sind.

Natursteine bestehen aus verschiedenen Mineralien wie Siliciumdioxid (SiO2), Calciumcarbonat (CaCO3) und Silikaten. Neben der chemischen Zusammensetzung ist auch die innere Struktur der Mineralien wichtig.

Ein Stoff kann in unterschiedlichen Strukturformen (Modifikationen) vorkommen. So tritt Siliciumdioxid als Quarz, Cristobalit oder Opal auf, Calciumcarbonat als Calcit oder Aragonit. Welche Modifikation entsteht, hängt von Temperatur und Druck bei der Entstehung ab und beeinflusst die Eigenschaften des Natursteins.

Die Bearbeitung von Naturstein ist aufwendig, da er gesägt, gebrochen oder geschliffen werden muss. Deshalb nutzt man oft auch formbare Baustoffe wie Lehm oder Ton.

Aussehen

Sandstein

Kalkstein

Zusammensetzung

Feldspat (KAlSi₃O₈)

Quarz (SiO2) Glimmer

Calcit (CaCO3) Dolomit (CaMg(CO3)2)

Eigenschaften

Hart

Wetterfest

Polierbar

Säureempfindlich Helle Farbe

Kaolinit (Al2Si2O5(OH)4)

Quarz (SiO2)

Quarz (SiO2) Ton Kalk (CaCO3)

Calcit Aragonit (CaCO3)

Blättert leicht ab Wasserdicht

Porös Erosionsanfällig

Weich Säureempfindlich

Anwendung

Pflastersteine, Fassaden, Treppen, Arbeitsplatten, Grabsteine, Schotter

Skulpturen Fliesen Fassaden

Dachdeckung und Fassadenverkleidung Fußböden

Fassaden Denkmäler

Rohstoff für Beton

Abb. 1: Quarz

Abb. 2: Cristobalit

Abb. 3: Opal

Rohstoffe

Lehm und Ton Lehm ist ein natürlicher Baustoff aus einer Mischung aus Tonmineralen, Sand, Schluff und Wasser. Er wird seit Tausenden Jahren zum Hausbau genutzt. Ein besonderer Vorteil von Lehm ist, dass er Wasser aufnehmen und wieder abgeben kann. Dadurch hilft er, die Luftfeuchtigkeit in Innenräumen zu regulieren und sorgt für ein angenehmes Raumklima.

Ein Nachteil ist jedoch, dass Lehm nicht wasserfest ist. Bei dauerhafter Nässe kann er sich verformen oder auflösen. Deshalb muss er vor Regen geschützt werden oder wird vor allem in trockenen Regionen eingesetzt.

Ton enthält noch feinere Teilchen als Lehm und ist besonders gut formbar. Daraus lassen sich Ziegel, Dachziegel oder Gefäße herstellen. Wird Ton gebrannt, verändern sich seine Eigenschaften dauerhaft:

1 Bis etwa 100 °C verdampft das enthaltene Wasser.

1 Ab etwa 600 °C verändert sich die chemische Struktur der Tonminerale.

1 Bei Temperaturen über 1000 °C entsteht eine harte, wasserfeste Keramik.

Durch das Brennen wird Ton wetterbeständig, stabil und langlebig. Deshalb werden gebrannte Tonprodukte seit der Antike für Ziegel, Fliesen und viele Bauteile im Hausbau verwendet.

Schluff, der: Bodentyp mit einer Korngröße zwischen der von Sand und Lehm, typischerweise ca. 0,005 mm große Körner.

Abb. 4: Haus mit Lehmwänden

Abb. 5: Ton wird geformt und im Abschluss gebrannt. Dadurch entsteht eine wasserfeste Keramik.

Zement, Mörtel und Beton

Schon vor etwa 5.000 Jahren nutzten die Menschen chemische Reaktionen, um Baustoffe herzustellen. Die alten Ägypter brannten Kalk und mischten ihn mit Wasser. So entstand ein Bindemittel, mit dem Steine zu Bauten „verklebt“ werden konnten. Auch im antiken Rom wurde Kalk mit vulkanischer Asche gemischt, um besonders widerstandsfähige Bauwerke zu errichten.

Diese Mischungen gelten als Vorläufer des modernen Zements. Heute ist Zement aus der Bauindustrie nicht mehr wegzudenken. Zement wird durch Mahlen und Brennen von Mergel, einer Mischung von Kalkstein und Ton, bei etwa 1450 °C in riesigen Drehrohröfen hergestellt. Dabei entsteht Zementklinker, der anschließend abgekühlt und fein gemahlen wird.

In einem Drehrohrofen können bis zu 10.000 Tonnen Zementklinker pro Tag hergestellt werden. In Österreich werden jährlich rund 3 Millionen Tonnen Zementklinker hergestellt.

Abb. 6: Pyramiden in Ägypten

Bindemittel, das: ist ein Stoff, der andere Stoffe miteinander verklebt oder zusammenhält, sodass daraus ein festes Material entsteht. Beispiele sind Zement in Beton oder Leim beim Basteln.

Rohstoffe und unsere Umwelt

Hydratation, die: bedeutet, dass ein Stoff Wasser aufnimmt und dabei eine Verbindung mit Wasser entsteht.

Abb. 8: Eine Mischung von Zement und Sand bezeichnet man als Mörtel. Mörtel ist eine klebrige, formbare Masse, die zum Mauern und Verputzen von Wänden eingesetzt wird.

Abb. 9: Stahlbeton bietet hohe Stabilität: Er ist druck- und zugfest.

Abb. 10: Die Stahlindustrie ist ein wichtiger Wirtschaftszweig in Europa.

Abb. 11: Stahlträger sind ein wichtiges Material in der Bauindustrie. Sie geben Hochhäusern und Brücken Stabilität.

Abb. 7: Drehrohrofen zur Herstellung von Zement

Im Drehrohrofen wird Kalk (CaCO3) zu CaO kalziniert. Dabei wird CO2 freigesetzt.

CaCO3 → CaO + CO2

Wird Zement mit Wasser vermischt, läuft eine chemische Reaktion ab. Dabei reagiert das Wasser mit den Mineralien im Zement. Dieser Prozess wird als Hydratation bezeichnet. Dabei entstehen feine, nadelförmige Kristalle aus Calciumsilikathydrat, die sich miteinander verzahnen und zu einer hohen Festigkeit führen. Zudem entsteht Calciumhydroxid (Ca(OH)2), das dem Endprodukt einen hohen pH-Wert verleiht.

2 (3CaO⋅SiO2) + 6 H2O ⟶ (3CaO ⋅2SiO2 ⋅3H2O) + 3 Ca(OH)2

Da die Aushärtung von Zement durch Reaktion mit Wasser erfolgt, können zementhaltige Baustoffe auch unter Wasser eingesetzt werden.

Mischt man Zement, Sand, Kies und Wasser, erhält man Beton. Beton ist sehr druckfest, wetterbeständig und vielseitig einsetzbar. Er kann jedoch Zugkräfte nur schlecht aufnehmen. Deshalb wird Beton oft mit Stahl kombiniert. Stahl ist zugfest und flexibel, Beton ist druckfest. Zusammen bilden sie den besonders stabilen Stahlbeton, der beim Bau von Brücken, Straßen und Hochhäusern verwendet wird.

Ein weiterer Vorteil: Beton ist stark alkalisch. Dadurch wird der Stahl im Inneren vor Rost geschützt, was die Lebensdauer von Bauwerken deutlich verlängert.

Eisen und Stahl

Reines Eisen ist weich, gut formbar und rostet schnell. Deshalb wird es kaum direkt als Baustoff genutzt. Viel wichtiger ist Stahl. Stahl ist eine Legierung aus Eisen und einem kleinen Anteil Kohlenstoff (0,1–2 %). Schon dieser geringe Zusatz macht Stahl deutlich härter, stabiler und vielseitiger als reines Eisen.

Die Eigenschaften von Stahl lassen sich gezielt verändern:

1 Mehr Kohlenstoff macht Stahl härter, aber weniger biegsam.

1 Zusätze wie Chrom oder Nickel machen ihn rostfrei (Edelstahl).

1 Andere Zusätze können Stahl besonders zäh oder hitzebeständig machen.

Stahl wird in vielen Bereichen eingesetzt: im Hausbau, bei Brücken, Fahrzeugen, Maschinen und im Alltag, zum Beispiel bei Werkzeugen oder Küchengeräten.

Zur Gewinnung von Eisen für die Stahlproduktion müssen Eisenerze, meist Hämatit (Fe2O3), Magnetit (Fe3O4) und Siderit (FeCO3), im Tagebau abgebaut werden. In Österreich stammt ein großer Teil des Eisenerzes aus dem Erzberg in der Steiermark. Abgebaut wird hier vor allem Siderit (FeCO3).

Der Erzberg ist der größte Tagebau Mitteleuropas und schon von Weitem an seiner Stufenform zu erkennen. Jedes Jahr werden dort mehrere Millionen Tonnen Erz gewonnen. Das Erz wird anschließend in großen Industrieanlagen weiterverarbeitet.

Zunächst wird das Erz gebrochen, gemahlen und gesiebt und anschließend gesintert oder zu Pellets (Kugeln) gepresst, um sie für die Verarbeitung im Hochofen vorzubereiten. Ein Hochofen ist ein großer, industrieller Ofen, in dem Temperaturen von ca. 2000 °C erreicht werden können.

Über ein Förderband gelangen Eisenerz, Koks (Kohlenstoff) und Zuschlagstoffe wie Kalkstein zur Beschickung des Hochofens und werden von oben eingefüllt.

Im oberen Bereich des Hochofens befindet sich die Trocken- und Vorwärmzone. Während das Material langsam nach unten sinkt, wird es durch die aufsteigenden heißen Gase getrocknet und vorgewärmt. Dabei entsteht das sogenannte Gichtgas, ein Gasgemisch aus Kohlenstoffmonoxid, Kohlenstoffdioxid und Stickstoff, das den Hochofen nach oben verlässt und später energetisch weiter genutzt wird.

Darunter liegt die Reduktionszone Hier reagiert das Eisenoxid im Erz mit Kohlenstoffmonoxid. Dabei wird dem Eisenoxid der Sauerstoff entzogen: Fe₂O₃ + 3 CO → 2 Fe + 3 CO₂

Es entsteht zunächst festes Eisen.

In der darunterliegenden Kohlungszone nimmt das Eisen Kohlenstoff aus dem Koks auf. Dadurch entsteht kohlenstoffreiches Roheisen. Gleichzeitig laufen weiterhin Reduktionsreaktionen ab.

Im untersten und heißesten Bereich, der Schmelzzone, herrschen Temperaturen von bis zu 2000 °C. Hier verbrennt der Kohlenstoff aus dem Koks mit Sauerstoff:

Trocken- und Vorwärmzone

2. Beschickung

Abb. 12: Erzberg in der Steiermark

Abb. 13: Eisenbahnschienen aus Stahl. Kannst du dich daran erinnern, wie sie geschweißt werden?

Gichtgas

C + O2 → CO2

Abb. 14: Hochofen zur Herstellung von Eisen

Förderband

Rohstoffe und unsere Umwelt

Abb.15: Die Bauindustrie stößt jährlich rund 11 Milliarden Tonnen CO2 aus. Das entspricht über 30 % des gesamten CO2Ausstoßes pro Jahr.

Schlacke, die: Rückstand aus thermischen Prozessen

Erstelle eine Liste von Dingen, mit denen du täglich zu tun hast und die Eisen oder Stahl enthalten! Beschreibe jeweils kurz, wofür diese Gegenstände verwendet werden!

Abb. 17: Glas ist aufgrund seiner Transparenz ein beliebtes Baumaterial für Fassaden.

amorph: bedeutet, dass ein Stoff keine regelmäßige Kristallstruktur hat. Die Teilchen sind ungeordnet angeordnet.

Abb. 18: Siliziumdioxid besteht aus Siliziumionen, welche jeweils von vier Oxidionen umgeben sind.

Diese exotherme Verbrennungsreaktion liefert die notwendige Wärme. Das gebildete Kohlenstoffdioxid reagiert weiter mit Kohlenstoff:

CO₂ + C ⇌ 2 CO

Das entstehende Kohlenstoffmonoxid dient erneut als Reduktionsmittel.

Schließlich schmilzt das Eisen und sammelt sich am Boden des Hochofens als flüssiges Roheisen.

Begleitstoffe im Erz wie Siliciumdioxid oder Aluminiumoxid reagieren mit Calciumoxid zu Schlacke. Die Schlacke ist leichter als das flüssige Eisen und schwimmt darauf. Beide Stoffe werden getrennt abgelassen: unten das flüssige Eisen, darüber die Schlacke. Schlacke wird später zum Beispiel in der Zementherstellung weiterverwendet.

Der Hochofenprozess hat einen großen Nachteil: Es wird sehr viel CO₂ freigesetzt, ein Gas, das erheblich zum Klimawandel beiträgt. Deshalb wird an neuen Verfahren geforscht. Statt Kohlenstoff soll in Zukunft Wasserstoff (H₂) als Reduktionsmittel eingesetzt werden.

Fe2O3 + 3 H2 → 2 Fe + 3 H2O

Bei der Reduktion mit Wasserstoff entsteht Wasserdampf (H₂O). In Schweden läuft bereits eine Pilotanlage mit diesem Verfahren.

Glas

Glas ist ein hartes und wetterbeständiges Material, das gleichzeitig transparent und lichtdurchlässig ist. Schon vor über 5000 Jahren wurde Glas im alten Mesopotamien und in Ägypten hergestellt. Später entwickelten die Römer die Glasbläserei, und im Mittelalter wurde farbiges Glas für Kirchenfenster genutzt.

Glas bezeichnet Feststoffe, die beim Abkühlen aus einer Schmelze fest werden, ohne eine regelmäßige Kristallstruktur zu bilden. Man sagt, Glas ist amorph. Im Alltag meint man mit Glas meist einen Stoff aus Siliziumdioxid (SiO₂), hergestellt aus Quarzsand.

Abb.16: Vergleich von kristallinen und amorphen Strukturen

Natürliches Glas entsteht zum Beispiel, wenn ein Blitz in Sand einschlägt. Ein Blitz kann Temperaturen von über 30.000 °C erreichen, heißer als die Oberfläche der Sonne! Dadurch schmilzt der Sand (der hauptsächlich aus Siliziumdioxid besteht) schlagartig. Beim schnellen Abkühlen entstehen röhrenförmige Glasstrukturen im Boden, sogenannte Fulgurite

Rohstoffe und unsere Umwelt

Abb. 19: Fulgurite sind Glasröhren, die durch den Einschlag von Blitzen am Strand entstehen.

Industriell wird Glas aus Quarzsand, Soda (Na₂CO₃) und Kalk (CaCO₃) hergestellt. Die Mischung wird auf etwa 1500 °C erhitzt, bis sie schmilzt. Das flüssige Glas wird durch Gießen, Blasen oder Pressen in Form gebracht und anschließend langsam abgekühlt, damit es stabil bleibt. Ein Glas aus Quarzsand, Soda und Kalk wird zum Beispiel als Fensterglas verwendet. Je nach Verwendungszweck kann man die Zusammensetzung verändern und so besondere Eigenschaften erzielen.

Wird Fensterglas stark erhitzt, etwa durch kochendes Wasser, kann es springen oder zerbrechen. Grund dafür ist, dass sich Glas beim Erwärmen leicht ausdehnt. Wird das Glas ungleichmäßig erwärmt, entstehen Spannungen, die zum Bruch führen. Durch die Zugabe von Bortrioxid (B₂O₃) entsteht Borosilikatglas, das sich weniger ausdehnt und daher hitzebeständig ist. Es wird im Labor und in der Küche verwendet.

Abb. 22: Glasfaserkabel

Abb. 23: Beim Berühren eines Touchscreens beeinflusst deine Haut die elektrische Spannung im Bildschirm. So weiß dein Handy, was es tun soll.

Abb. 21: Borosilikatglas ist hitzefest und findet Anwendungen in der Küche und im Labor.

Quarzglas besteht fast ausschließlich aus reinem Siliziumdioxid (SiO₂). Es ist besonders temperaturbeständig und lässt Licht sehr gut hindurch. Deshalb wird es in Glasfaserkabeln eingesetzt, die Daten in Form von Lichtsignalen übertragen.

Für Touchscreens werden besonders widerstandsfähige Gläser verwendet. Ihre hohe Stabilität entsteht durch einen Ionenaustausch: Kleine Natriumionen werden in der Oberfläche des Glases durch größere Kaliumionen ersetzt. Diese erzeugen eine Druckspannung, die das Glas bruch- und kratzfester macht.

Es gibt sogar sogenanntes „intelligentes Glas“ Dieses kann seine Transparenz verändern. Legt man eine elektrische Spannung an, bewegen sich geladene Teilchen in dünnen Schichten des Glases. Je nach Stellung dieser Teilchen wird das Glas durchsichtig oder milchig. Solche Gläser werden zum Beispiel in modernen Gebäuden oder Autos eingesetzt.

Erstelle eine Mindmap zum Thema Glas und seine Anwendungen!

Abb. 20: Glasbläser formen geschmolzenes Glas von Hand, was großes Geschick erfordert.

Abb. 24: Kirchenfenster bekommen ihre Farbe durch verschiedene Metalloxide im Glas.

Wie entsteht buntes Glas?

Reines Glas ist farblos. Farben entstehen, wenn kleine Mengen bestimmter Metalloxide zugesetzt werden. So färbt z. B. Cobaltoxid Glas blau, Eisenoxid grün und Gold rubinrot. Schon winzige Mengen reichen aus, um das Glas deutlich zu färben.

Eisenoxid Grün

Kupferoxid Blau / Rot

Chromoxid Grün

Nickeloxid Violett

Gold Rubinrot

Selenoxid Rosa

Indiumoxid Gelb

Cobaltoxid Intensiv Blau

Abb. 25: Intelligentes Glas kann zwischen transparent und milchig wechseln.

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Nenne drei verschiedene Kategorien von Baustoffen und jeweils zwei typische Beispiele!

Baustoff:

Beispiele:

Baustoff:

Beispiele:

Baustoff:

Beispiele:

Vergleiche die Baustoffe Naturstein und Beton und bewerte, welche Vor- und Nachteile sie jeweils haben!

Vorteile

Nachteile

Begründe, warum Kalkstein für den Einsatz an Fassaden eher weniger geeignet ist, und formuliere eine passende Reaktionsgleichung dazu!

Analysiert gemeinsam, in welchen zwei Prozessen die Bauindustrie besonders viel CO₂ freisetzt!

Bewertet anschließend, welche Möglichkeiten es gibt, diese Emissionen zu reduzieren!

Erkläre, warum Lehm Gebäude gut klimatisieren kann, aber für feuchte Umgebungen ungeeignet ist!

Beschreibe den Prozess, mit dem aus Eisenerzen elementares Eisen gewonnen wird, und stelle dabei mindestens drei Reaktionsgleichungen dar!

Entwirf ein Baukonzept für ein umweltfreundliches kleines Gebäude (z. B. Pavillon oder Gartenhaus) und wähle geeignete Baustoffe aus! Begründe deine Auswahl im Hinblick auf Nachhaltigkeit, Stabilität und Energieverbrauch!

3. CHEMIE UND TECHNIK

Abb. 1: Gold bildet zuverlässige Kontakte.

Abb. 2: Zinn wird zum Löten verwendet.

Aus unserem Alltag lassen sich Smartphones, Fernseher und Laptops kaum noch wegdenken. Wir telefonieren, hören Musik, machen Fotos und nutzen das Internet. Doch nur wenige wissen, dass in elektronischen Geräten ganz schön viel Chemie steckt!

Im Inneren eines Smartphones befinden sich Metalle, Kunststoffe, Glas und viele weitere chemische Verbindungen. Ohne sie könnten Akku, Bildschirm und Elektronik nicht funktionieren. Chemie spielt dabei sowohl bei der Herstellung als auch beim Recycling eine wichtige Rolle.

1 Kupfer (Cu) und Silber (Ag) werden für Leiterbahnen und Kabel genutzt. Sie transportieren den Strom durch das Gerät.

1 Gold (Au) wird für Kontakte und Steckverbindungen eingesetzt. Es reagiert kaum mit Luft oder Feuchtigkeit und bleibt deshalb dauerhaft leitfähig.

1 Zinn (Sn) wird beim Löten verwendet. Es verbindet die einzelnen Bauteile fest miteinander.

1 Silizium (Si) ist ein Halbmetall, das Strom nur unter bestimmten Bedingungen leitet. Es ist der wichtigste Bestandteil von Mikrochips und ermöglicht die Steuerung und Verarbeitung von Signalen und Daten im Smartphone.

Lithium-Ionen-Akkus

Fast jedes Smartphone enthält einen Lithium-Ionen-Akku. Diese Akkus sind leicht, leistungsfähig und können viele Male wieder aufgeladen werden.

Poröse

Trennschicht

Lithium-Ion

LithiumMetalloxid

Graphit Kathode +

Aufladen

Abb. 3: Aufbau eines Li-Ionen-Akkus †

Fasse in eigenen Worten zusammen, wie ein Li-Ionen-Akku funktioniert.

Anode –

Elektrolyt Entladen

Ein Lithium-Ionen-Akku besteht aus zwei Elektroden: einer negativen Elektrode aus Graphit und einer positiven Elektrode aus einem Lithium-Metalloxid. Dazwischen befindet sich ein Elektrolyt, durch den sich Lithium-Ionen bewegen können. Eine Trennschicht verhindert den direkten Kontakt der Elektroden.

Beim Aufladen werden Elektronen durch das Ladegerät von der positiven zur negativen Elektrode transportiert. Gleichzeitig wandern Lithium-Ionen durch den Elektrolyten und lagern sich im Graphit ein. Dabei wird elektrische Energie als chemische Energie gespeichert.

Beim Entladen, also während der Nutzung des Smartphones, laufen diese Prozesse umgekehrt ab: Die Lithium-Ionen bewegen sich zurück zur positiven Elektrode, und die Elektronen fließen durch den äußeren Stromkreis. So wird das Gerät mit elektrischer Energie versorgt.

Wie gut ein Akku funktioniert, hängt unter anderem von der Temperatur und vom Alter des Akkus ab:

1 Bei Kälte laufen die chemischen Prozesse langsamer – der Akku wirkt schneller leer.

1 Bei großer Hitze altern die Materialien schneller, und der Akku verliert an Leistung.

Am besten funktionieren Lithium-Ionen-Akkus bei mäßigen Temperaturen, etwa zwischen 15 °C und 25 °C.

Bildschirme

Auch im Bildshirm spielt Chemie eine wichtige Rolle. Moderne Smartphones nutzen vor allem LCD- oder OLED-Displays, die sich in ihrer Funktionsweise deutlich unterscheiden.

Ein LCD-Bildschirm (Liquid Crystal Display) enthält Flüssigkristalle zwischen zwei dünnen Glasschichten. Durch elektrische Spannung können sich ihre Moleküle ausrichten und dadurch steuern, wie viel Licht hindurchgelassen wird. Das Licht stammt von einer Hintergrundbeleuchtung. Jeder Pixel besteht aus den Farben Rot, Grün und Blau. Je nachdem, wie viel Licht durchgelassen wird, entstehen unterschiedliche Farben und Helligkeiten.

Neuere Smartphones verwenden OLED-Displays (Organic Light Emitting Diode). Bei OLED-Displays erzeugen organische Moleküle das Licht selbst. Sie beginnen zu leuchten, wenn elektrischer Strom fließt. Je nach Stoff entsteht rotes, grünes oder blaues Licht. Da keine Hintergrundbeleuchtung nötig ist, sind OLED-Displays dünner, energieeffizienter und können besonders tiefe Schwarztöne darstellen. Durch ihren dünnen und flexiblen Aufbau eignen sie sich auch für faltbare Smartphones. Dabei werden ultradünnes Glas oder spezielle Kunststofffolien verwendet, die biegsam und widerstandsfähig sind.

Rohstoffgewinnung und Recycling

Für die Herstellung eines Smartphones werden viele verschiedene chemische Elemente wie Kupfer, Gold und Lithium benötigt. Diese Rohstoffe werden in Bergwerken abgebaut. Der Abbau ist aufwendig und verbraucht große Mengen an Energie und Wasser. Dabei entstehen Abfälle und Schadstoffe, die Umwelt und Klima belasten.

Viele Rohstoffe für Smartphones stammen aus unterschiedlichen Regionen der Welt. Besonders problematisch ist der Abbau mancher Metalle in Konfliktgebieten, zum Beispiel von Tantal. In solchen Regionen finanzieren Rohstoffe teilweise bewaffnete Konflikte, und Menschen arbeiten unter gefährlichen Bedingungen. Immer mehr Unternehmen achten auf transparente Lieferketten und fair gehandelte Rohstoffe.

Da Rohstoffe begrenzt sind, ist Recycling besonders wichtig. Alte Smartphones enthalten wertvolle Metalle, die wiederverwendet werden können. In Recyclinganlagen werden die Geräte zerlegt, sortiert und mit chemischen Verfahren aufbereitet. So können zum Beispiel Kupfer, Gold oder Nickel zurückgewonnen werden. Recycling spart Rohstoffe, verringert Abfälle und reduziert den Bedarf an neuem Bergbau.

In Zukunft soll die sogenannte Kreislaufwirtschaft eine größere Rolle spielen. Das bedeutet, dass Geräte so entwickelt werden, dass sie länger halten und leichter recycelt werden können.

Abb. 4: Bildschirme bestehen aus verschiedenen Farbpixeln.

Nenne Vorteile von OLED-Bildschirmen gegenüber LCDBildschirmen!

Abb. 5: Faltbare Smartphones nutzen OLEDDisplays, da sie besonders dünn und flexibel sind.

Abb. 6: Der Abbau von Rohstoffen findet häufig unter menschenunwürdigen Bedingungen statt.

Konfliktgebiet, das: Ort, an dem es zu andauernden Auseinandersetzungen zwischen Staaten, Bevölkerungsgruppen oder bewaffneten Organisationen kommt, die zu Unsicherheit und Gewalt und führen.

Überlege: Wie kannst du dazu beitragen, dass Ressourcen wie Lithium geschont werden? Welche Maßnahmen kannst du ergreifen?

Finde heraus: wie kannst du ein kaputtes Handy entsorgen? Was kann man mit einem Handy machen, das noch funktioniert?

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Nenne fünf verschiedene Elemente, die in Handys vorkommen und beschreibe ihre Funktion!

Skizziere den Aufbau eines Lithiumionenakkus und beschrifte die einzelnen Komponenten und Vorgänge beim Laden und Entladen! Arbeite in deinem Heft!

Vergleiche die Funktionsweise von LED- und OLED-Bildschirmen! Was ist ähnlich, was ist unterschiedlich?

Beschreibe die Faktoren, von denen die Effizienz eines Handyakkus abhängt! Wie kannst du die Funktionstüchtigkeit deines Handyakkus beeinflussen?

Beurteile, warum das Recycling von Smartphones so wichtig ist!

Diskutiert in Partnerarbeit: Wie viel Verantwortung tragen Hersteller, Endverbraucher und die Wissenschaft zur Bewältigung von ökologischen und sozialen Problemen bei der Herstellung von Smartphones?

4. UMWELTCHEMIE UND KLIMAWANDEL

Die Umweltchemie hat in den letzten Jahrzehnten stark an Bedeutung gewonnen. Sie untersucht, wie chemische Stoffe in der Umwelt entstehen, sich verbreiten und verändern und welche Auswirkungen sie auf Natur, Tiere und Menschen haben.

Solche Stoffe können natürlichen Ursprungs sein, zum Beispiel Erdgas oder Stoffe aus Vulkanausbrüchen. Andere entstehen durch den Menschen, etwa durch Abgase, Düngemittel oder Industrieprozesse. Zur besseren Übersicht teilt man die Umweltchemie in drei Bereiche ein: Atmosphärenchemie, Wasserchemie und Bodenchemie.

Atmosphärenchemie

Die Atmosphärenchemie untersucht die Zusammensetzung der Luft und die chemischen Reaktionen, die darin ablaufen. Die Atmosphäre besteht hauptsächlich aus Stickstoff und Sauerstoff. Daneben enthält sie kleinere Mengen an Argon, Kohlenstoffdioxid und – je nach Wetter – 0 bis 4 % Wasserdampf:

Abb. 3: Zusammensetzung der Erdatmosphäre

Außerdem enthält die Luft sogenannte Spurengase, zum Beispiel Ozon (O₃), Stickstoffoxide und Schwefeloxide. Obwohl sie nur in kleinen Mengen vorkommen, können sie Umwelt und Klima deutlich beeinflussen.

Treibhauseffekt

Der Treibhauseffekt ist ein natürlicher Vorgang, der Leben auf der Erde überhaupt erst möglich macht. Sonnenstrahlen gelangen durch die Atmosphäre bis zur Erdoberfläche und erwärmen sie. Ein Teil dieser Wärme wird als Infrarotstrahlung wieder abgegeben. Treibhausgase wie Wasserdampf, Kohlenstoffdioxid (CO₂), Methan (CH₄) und Lachgas (N₂O) nehmen einen Teil dieser Wärme auf und geben sie wieder in alle Richtungen ab, auch zurück zur Erde. So bleibt die Erde warm, ähnlich wie in einem Gewächshaus.

Ohne diesen Effekt läge die Durchschnittstemperatur der Erde bei etwa –18 °C, anstatt bei angenehmen +15 °C. Erst durch den natürlichen Treibhauseffekt ist unser Planet also bewohnbar.

Seit der Industrialisierung setzt der Mensch immer mehr Treibhausgase frei, vor allem durch die Verbrennung von Kohle, Öl und Erdgas. Auch Massentierhaltung, Reisanbau und der Einsatz von Düngemitteln tragen dazu bei. Zusätzlich wird durch Abholzung von Regenwäldern weniger CO₂ gespeichert. All das führt dazu, dass die Konzentration der Treibhausgase immer weiter ansteigt.

Abb. 1: Chemikerinnen und Chemiker können zum Schutz der Umwelt beitragen.

Abb. 2: Die Konzentration von CO2 in der Atmosphäre steigt durch Verbrennung fossiler Rohstoffe.

Beschreibe mögliche Auswirkungen des Sauerstoffgehalts in der Luft auf Lebewesen und erkläre die Zusammenhänge!

Abb. 4: Treibhäuser speichern Wärme und beschleunigen das Wachstum von Pflanzen.

Abb.5: Der Klimawandel führt auch hierzulande zu einer Häufung extremer Wetterlagen.

Rohstoffe und unsere Umwelt

Abb. 7: Der Amazonas wird als grüne Lunge bezeichnet. Er stellt etwa 20 % des Sauerstoffs unserer Erde her.

Abb. 8: Die Abholzung von Regenwäldern führt dazu, dass weniger CO2 durch Photosynthese in Sauerstoff umgewandelt werden kann.

Erläutere persönliche und gesellschaftliche Möglichkeiten zur Verminderung des Treibhauseffekts!

Recherchiere, was der Begriff „CO2-neutral“ bedeutet!

Finde Beispiele für Produkte oder Firmen, die mit CO2-Neutralität werben!

Bewerte: Ist das wirklich möglich oder nur Marketing?

VERSUCH

2. Ein Teil der Strahlung wird von der Erdoberfläche reflektiert

1. Sonnenstrahlung dringt durch die Atmosphäre

5. Die Treibhausgase geben die Strahlung in alle Richtungen ab, auch zurück zur Erde. Dadurch steigt die Temperatur.

4. Treibhausgase absorbieren die Wärmestrahlung

und Fabriken stoßen CO2 aus Kühe stoßen Methan aus und Düngemittel setzen N2O frei

Abb. 6: Der Treibhauseffekt

3. Ein Teil der Strahlung wird als Wärmestrahlung (Infrarot) von der Erdoberfläche abgegeben

Abholzung verringert die Menge CO2, die gespeichert werden kann

Die Folge: Der natürliche Treibhauseffekt wird verstärkt und die Erde heizt sich auf. Man spricht vom Klimawandel.

Globale Folgen der Erwärmung:

1 Steigende Temperaturen: Die letzten Jahre zählen zu den heißesten seit Beginn der Wetteraufzeichnungen.

1 Schmelzende Gletscher und Polkappen: Das lässt den Meeresspiegel steigen –ganze Küstenregionen sind bedroht.

1 Veränderte Wetterlagen: Dürren, Hitzewellen, Starkregen und Überschwemmungen nehmen weltweit zu.

1 Gefahr für Ökosysteme: Korallenriffe sterben ab, Tierarten verlieren ihren Lebensraum.

Folgen für Österreich und Mitteleuropa

1 Die Alpen erwärmen sich etwa doppelt so stark wie der weltweite Durchschnitt. Das bedeutet schmelzende Gletscher und weniger Wasser im Frühjahr.

1 Häufigere Hitzeperioden im Sommer belasten besonders ältere Menschen und Stadtbewohner.

1 Mehr Starkregen und Überschwemmungen sorgen für Schäden an Infrastruktur und Landwirtschaft.

1 Durch veränderte Temperaturen und Niederschläge können sich auch neue Krankheiten oder Insektenarten ausbreiten.

Führe den Versuch „Nachweis von CO2“ von S. 184 durch!

Um den Klimawandel zu bremsen, muss der Ausstoß von Treibhausgasen sinken. Wichtige Maßnahmen sind:

1 Energie aus Sonne, Wind und Wasser statt aus Kohle, Öl und Gas.

1 Wälder schützen und aufforsten, damit sie CO₂ speichern können.

1 Bewusster Konsum: weniger Fleisch essen, regionale Produkte bevorzugen, Plastikmüll vermeiden.

1 Energie sparen – ob durch gute Dämmung, öffentliche Verkehrsmittel oder kürzere Autofahrten.

Fahrzeuge

Saurer Regen

Saurer Regen hat einen pH-Wert von etwa 4,2–4,8. Auch normaler Regen ist mit pH 5,5–5,7 leicht sauer, weil sich Kohlenstoffdioxid (CO₂) im Wasser löst und Kohlensäure bildet. Saurer Regen entsteht durch Abgase aus der Verbrennung fossiler Rohstoffe wie Kohle und Heizöl. Dabei entsteht unter anderem Schwefeldioxid (SO₂), das mit Sauerstoff zu Schwefeltrioxid (SO3) reagiert.

+ O2 → SO2 und SO2 + ½ O2 → SO3

Die Gase lösen sich im Regenwasser und bilden Säuren:

SO2 + H2O → H2SO3 und SO3 + H2O → H2SO4

Stickoxide wie NO2, die bei der Verbrennung in Motoren und Kraftwerken entstehen, können zu Salpetersäure reagieren:

NO2 + 2 H2O + O2 → 4 HNO3

Rohstoffe

Diese Säuren sind stärker als Kohlensäure und senken den pH-Wert deutlich. Trifft saurer Regen auf Wälder, führt er zu einer Übersäuerung des Waldbodens. Dies schädigt die Wurzeln, wodurch die Bäume sterben. Auch in Städten ist der Einfluss des sauren Regens zu sehen. Auch Gebäude aus Kalkstein leiden darunter. Kalkstein enthält Calciumcarbonat, das mit Säuren reagiert:

CaCO3 + 2 H+ → Ca2+ + H2CO3

Das Ozonloch

Die Ozonschicht befindet sich in etwa 30 km Höhe in der Stratosphäre. Dort ist die Konzentration von Ozon (O₃) am höchsten. Ozon entsteht, wenn Sauerstoff (O₂) durch UV-C-Strahlung gespalten wird und sich die entstandenen Sauerstoffatome mit weiteren O₂Molekülen verbinden.

Diese Schicht ist extrem wichtig: Sie wirkt wie eine Sonnenbrille für die Erde und schützt uns vor gefährlicher UV-Strahlung. Ohne sie hätten Pflanzen, Tiere und Menschen große Probleme. Sonnenbrand wäre nur der Anfang, langfristig gäbe es ein höheres Risiko für Hautkrebs und Augenschäden.

1985 entdeckten Wissenschaftler, dass die Ozonschicht über der Antarktis stark ausgedünnt war. Es entstand das Ozonloch. Dort wird weniger Strahlung abgefangen, wodurch mehr UV-Licht die Erde erreicht.

Abb. 12: Ozonloch

Abb. 10: Saurer Regen führt zur Übersäuerung des Waldbodens, wodurch Bäume sterben.

Abb. 11: Saurer Regen löst Kalkstein.

Bereich mit intakter Ozonschicht

1. UV-Strahlung trifft auf Ozonmoleküle

2. Die Ozonmoleküle absorbieren die UVStrahlung

3. Die UV-Strahlung wird wieder abgegeben. Nur ein geringer Anteil gelangt zur Erdoberfläche

Stratosphäre

Sonne

Bereich des Ozonlochs Weniger Ozonmoleküle können UV-Strahlung absorbieren. Mehr UVStrahlen gelangen durch und erreichen die Erdoberfläche.

S

4

Abb. 9: Entstehung von saurem Regen durch Abgase

Rohstoffe und unsere Umwelt

13: Das Ozonloch über der Antarktis

Abb. 14: Beispiel eines FCKWs

Abb. 15: Früher wurden FCKWs als Treibmittel in Sprühdosen eingesetzt.

Ozeane

Die Ursache des Ozonlochs waren Fluorchlorkohlenwasserstoffe (FCKWs). Diese Stoffe wurden früher als Treibgase und Kühlmittel verwendet. Sie sind sehr stabil und gelangen bis in die Stratosphäre. Dort spaltet UV-Licht sie auf, sodass Chlor-Radikale entstehen.

Radikale besitzen ein „freies“ Elektron und sind extrem reaktiv. Trifft ein Chlor-Radikal auf Ozon, wird es zerstört:

O3 + Cl• → ClO• + O2

Das ClO•-Radikal kann weiterreagieren und immer wieder neues Ozon zerstören. Ein einziges Chlor-Radikal kann so tausende Ozonmoleküle zerstören. Dadurch wurde die Ozonschicht dünner und die Erde schlechter vor UV-Strahlung geschützt.

Heute sind FCKWs verboten. Stattdessen nutzt man weniger schädliche Stoffe wie Propan, Butan, Ammoniak, Kohlenstoffdioxid oder Fluorkohlenwasserstoffe (HFKW). Das Verbot zeigt Wirkung, die Ozonschicht erholt sich langsam.

Bodennahes und bodenfernes Ozon

1 Bodenfernes Ozon („gute“ Ozon) befindet sich in der Stratosphäre und schützt vor schädlicher UV-Strahlung.

1 Bodennahes Ozon („schlechtes“ Ozon) entsteht, wenn Abgase aus Autos und Fabriken (Stickoxide und Kohlenwasserstoffe) durch Sonnenlicht chemisch reagieren. An heißen Sommertagen bildet sich dadurch Sommersmog.

Zu viel Ozon in Bodennähe reizt die Atemwege, verursacht Kopfschmerzen und ist für Asthmatiker gefährlich. Auch Pflanzen nehmen Schaden: Blätter werden geschädigt und das Wachstum gehemmt.

Wasserchemie

Gletscher und Eiskappen

Grundwasser Süßwasser

Bodenfeuchtigkeit

Leicht zugängliches Süßwasser

Wasserdampf

Die Oberfläche der Erde ist zu 71 % von Wasser bedeckt. Das gesamte Volumen beträgt 1,4 Milliarden Kubikkilometer. Allerdings sind 97,5 % davon Salzwasser in Ozeanen und Meeren. Nur 2,5 % sind Süßwasser. Der größte Teil dieses Süßwassers ist in Form von Eis in Gletschern in der Arktis und Antarktis gespeichert.

Ungefähr ein Drittel des Süßwassers ist Grundwasser in unseren Böden und weniger als 0,3 % des Süßwassers befindet sich in Seen und Flüssen.

Obwohl es viel Wasser gibt, ist nur ein kleiner Teil als Trinkwasser und für die Landwirtschaft nutzbar. Deshalb ist Wasser eine der wichtigsten Ressourcen der Erde. Umso wichtiger ist der verantwortungsvolle Umgang mit Wasser.

Abb. 16: Zusammensetzung des Wassers auf der Erde

Abb.

Lebewesen

Flüsse

Der Wasserkreislauf

Rohstoffe und unsere Umwelt

Der Wasserkreislauf beschreibt, wie Wasser auf der Erde gespeichert, transportiert und zwischen Atmosphäre, Hydrosphäre, Lithosphäre und Biosphäre ausgetauscht wird. Er beruht auf den drei Aggregatzuständen des Wassers.

Durch Sonneneinstrahlung verdunstet das Wasser der Hydrosphäre, die hauptsächlich aus den Ozeanen besteht. Der Wasserdampf steigt hinauf in die Atmosphäre. Durch Druckunterschiede in der Atmosphäre entsteht Wind und der Wasserdampf bewegt sich. Kühlt eine Luftmasse mit hoher Luftfeuchtigkeit ab, beginnt das Wasser zu kondensieren und es bilden sich viele kleine Wassertropfen, die wir als Wolken im Himmel sehen. Je mehr Wasser kondensiert, desto größer werden die Tröpfchen, bis sie als Regen, Schnee oder Hagel hinunterfallen.

Abb. 17: Der Nil ist der längste Fluss der Erde. Entlang seines Ufers gedeihen Pflanzen, sodass man ihn selbst aus dem Weltall erkennen kann

Grundwasser Flüsse

Niederschlag

Wasserdampf Wolken

Fällt der Niederschlag in Gewässer, fließt das Wasser zurück ins Meer. Auf Land versickert es im Boden, gelangt ins Grundwasser und wird von Lebewesen in der Biosphäre genutzt. Über Verdunstung und unterirdische Strömungen gelangt es schließlich wieder in die Meere und der Kreislauf beginnt von vorn.

Wasserschutz

Beim Wasserschutz geht es vor allem darum, Schadstoffe gar nicht erst ins Wasser gelangen zu lassen. Schon kleinste Mengen können großen Schaden anrichten: Ein Tropfen Motoröl kann bis zu 600 Liter Grundwasser verunreinigen. Das entspricht etwa drei Badewannen!

Darum ist es extrem wichtig, Chemikalien richtig zu entsorgen. Alte Medikamente gehören niemals in die Toilette oder ins Waschbecken, sondern in die Apotheke. Auch Einwegplastik ist ein Problem: Wenn es zerfällt, gelangt Mikroplastik ins Wasser und schadet Pflanzen, Tieren und letztlich auch uns Menschen.

Wasserqualität in Österreich

Österreich zählt zu den Ländern mit der besten Wasserqualität weltweit. Sowohl das Leitungswasser als auch Badegewässer sind äußerst sauber.

Abb. 19: In Österreich stammt über 40 % des Trinkwassers aus Quellen in Bergregionen wie den Alpen.

Weiches oder hartes Wasser?

Regenwasser ist leicht sauer. Trifft es auf kalkhaltige Böden, löst es die Mineralien und der Gehalt an Ca2+- und Mg2+-Ionen im Wasser steigt. Je höher die Konzentration der Ionen im Wasser, desto härter ist es.

Auch im Alltag können wir einiges tun:

1 Aggressive Putzmittel belasten das Wasser. Stattdessen helfen oft einfache Dinge wie Essig, Zitronensäure oder Natron.

1 Beim Schwimmen in Seen und Flüssen sollten wir Sonnencreme rechtzeitig einziehen lassen, da sonst Teile davon im Wasser landen.

1 Shampoo oder Seife haben in natürlichen Gewässern nichts verloren.

VERSUCH

Führe den Versuch „Weiches oder hartes Wasser?“ von Seite 184 durch!

Abb. 18: Wasserkreislauf

Rohstoffe und unsere Umwelt

Badewanne: 3 %

Pool: 5 %

Garten: 9 %

Waschmaschine: 10 %

Geschirrspüler: 2 %

Dusche: 19 %

Abb. 20: Wasserverbrauch im Haushalt

Abb. 21: Belebungsbecken im Klärwerk nutzen Bakterien zur Abtrennung organischer Materialien.

Abb. 22: Aktivkohle hat eine besonders große Oberfläche. Dadurch ist sie dazu in der Lage, andere Moleküle zu adsorbieren.

Wasserhahn in Bad, WC und Küche: 27 %

WC: 25 %

Kläranlagen

Auch in der Landwirtschaft ist Vorsicht nötig. Dünger enthält oft Nitrat, das ins Grundwasser gelangen kann. Für Erwachsene ist das meist unproblematisch, für Säuglinge jedoch gefährlich.

Im Körper wird Nitrat zu Nitrit umgewandelt. Dieses kann den Sauerstofftransport im Blut stören. Es kann zu Sauerstoffmangel kommen. In schweren Fällen zeigt sich das durch eine bläuliche Hautfärbung („Blausucht“).

Wasserverbrauch

In Österreich verbraucht eine Person im Durchschnitt etwa 130 Liter Trinkwasser pro Tag. Hochgerechnet sind das bei einer vierköpfigen Familie rund 200.000 Liter Wasser im Jahr. Dabei macht der Wasserverbrauch im Bad und WC den größten Anteil aus.

Im Alltag wird Trinkwasser z. B. durch Toilettennutzung, Duschen oder Händewaschen mit Seife verschmutzt. Damit es wieder in Flüsse eingeleitet werden kann, wird es in Kläranlagen in mehreren Schritten gereinigt.

Bei der mechanischen Reinigung werden zunächst grobe Verunreinigungen mit einem Rechen entfernt. Das Rechen funktioniert wie ein Sieb. Im nächsten Schritt setzen sich feinere Verunreinigungen wie Sand im Sandfang ab. Darauf folgt ein Ölabscheider, bei dem schwimmende Fette und Öle von der Wasseroberfläche entfernt werden.

Bei der biologischen Reinigung wird das Abwasser im Belebungsbecken mit Sauerstoff versorgt. Bakterien bauen dort organische Stoffe – etwa aus Essensresten oder Ausscheidungen – ab und wandeln sie in harmlose Stoffe um. Im Nachklärbecken setzen sich die Bakterien zusammen mit restlichen Schmutzteilchen als Klärschlamm am Boden ab und werden entfernt.

Bei der chemischen Reinigung werden gelöste Stoffe wie Phosphate aus Waschmitteln entfernt. Dazu gibt man Eisen- oder Aluminiumsalze zu, die mit dem Phosphat reagieren und ausflocken. In modernen Anlagen werden zusätzlich Spurenstoffe wie Medikamentenreste durch Aktivkohle oder Ozon beseitigt. Industrielle Kläranlagen können auch giftige Schwermetalle herausfiltern.

Die Reinigung von Abwasser ist aufwendig und benötigt viel Energie. Deshalb ist es wichtig, Wasser zu sparen und Schadstoffe gar nicht erst in den Abfluss gelangen zu lassen

Erarbeitet gemeinsam in der Klasse eine Liste von Dingen, die man tun und lassen sollte, um Wasser zu schützen!

Entwickle eine Liste von Maßnahmen, die du ergreifen kannst, um Wasser zu sparen, und bewerte, welche dieser Maßnahmen besonders wirksam und leicht im Alltag umsetzbar sind!

Abb. 23: Kläranlage

Bodenchemie

Rohstoffe und unsere Umwelt

Boden ist viel mehr als nur „Dreck“. Er besteht aus Mineralien (z. B. Sand, Ton, Kalk), vielen chemischen Elementen (z. B. Sauerstoff, Eisen, Silicium, Aluminium, Stickstoff, Phosphor, Kalium, Calcium und Magnesium) und organischem Material wie Humus. Außerdem enthält er feine Poren, durch die Wasser und Luft transportiert werden. Dadurch entsteht ein lebendiges System, in dem Pflanzen, Pilze, Bakterien und Tiere zusammenwirken.

Damit Pflanzen wachsen können, brauchen sie bestimmte Nährstoffe. Besonders wichtig sind Stickstoff (N), Phosphor (P) und Kalium (K). Aber auch Spurenelemente wie Magnesium oder Eisen spielen eine Rolle. Fehlt eines dieser Elemente, kann die Pflanze nicht richtig gedeihen, egal, wie viel von den anderen da ist.

Um diesen Zusammenhang anschaulich zu erklären, nutzte der Chemiker Justus von Liebig ein Bild: ein Holzfass mit unterschiedlich langen Dauben. Jede Daube steht für einen Nährstoff. Ist eine Daube kürzer, läuft das Wasser dort zuerst heraus. Das bedeutet: Das Wachstum einer Pflanze wird immer durch den Nährstoff begrenzt, der am wenigsten vorhanden ist. Genau deshalb setzen Landwirte Dünger ein – um die „kurze Daube“ auszugleichen und das Pflanzenwachstum zu fördern.

Der Stickstoffkreislauf

Ein besonders wichtiger Nährstoff ist Stickstoff, denn er ist ein Grundbaustein von Proteinen und DNA. Obwohl Stickstoffgas (N₂) etwa 78 % der Luft ausmacht, können Pflanzen ihn nicht direkt nutzen. Im Boden läuft deshalb ein Kreislauf ab: Bakterien wandeln Stickstoffgas in Ammonium (NH₄⁺) um. Auch beim Abbau von Pflanzenresten und Ausscheidungen entsteht Ammonium. Dieses wird von anderen Bakterien weiter zu Nitrat (NO₃ ) umgewandelt.

Pflanzen nehmen Nitrat und Ammonium über ihre Wurzeln auf und bauen daraus Aminosäuren, Proteine und viele andere lebenswichtige Moleküle. In Böden mit wenig Sauerstoff wandeln Bakterien Nitrat wieder in gasförmigen Stickstoff um, der in die Atmosphäre entweicht. So zirkuliert Stickstoff ständig zwischen Boden, Pflanzen, Tieren und Luft.

Damit Felder ertragreicher sind, bringen Landwirte Dünger auf. Dadurch erhält der Boden zusätzliches Nitrat und die Pflanzen wachsen schneller und besser. Wird jedoch zu viel gedüngt, entstehen Probleme: Nitrat wäscht sich ins Grundwasser aus und verschlechtert die Trinkwasserqualität. In Gewässern führt überschüssiger Stickstoff zu starkem Algenwachstum. Die Algen entziehen dem Wasser Sauerstoff, wodurch Fische und andere Lebewesen sterben können.

Auch andere Stoffe spielen eine Rolle: Pestizide schädigen nützliche Organismen im Boden, und der pH-Wert entscheidet, welche Pflanzen gedeihen. Saure Böden entstehen z. B. oft durch sauren Regen, können aber durch Kalkzugabe wieder verbessert werden.

Abb. 24: Die Gesundheit unserer Böden ist essentiell für den Anbau von Nahrungsmitteln.

Abb. 25: Liebig’sches Minimumfass

Abb. 27: Zur Herstellung nitrathaltiger Dünger wird ein chemisches Verfahren benötigt.

Erinnere dich daran und nenne das chemische Verfahren, das zur Herstellung von nitrathaltigen Düngern verwendet wird!

Abb. 26: Der Stickstoffkreislauf

Rohstoffe und unsere Umwelt

Unterrichtsprojekt: „Umweltsünde Fast Fashion“

Abb. 29: Die Modeindustrie verursacht jährlich über 90 Millionen Tonnen Abfall.

Abb. 30: Leder wird in Gerbereien gefärbt.

Abb. 31: Jeans wird mit dem Farbstoff Indigo eingefärbt.

Abb. 32: Viele Menschen, die in der Textilindustrie arbeiten, werden nicht ausreichend geschützt.

Stellt euch vor, ihr arbeitet für eine internationale Umweltorganisation, die sich mit den Folgen von „Fast Fashion“ beschäftigt. Eure Aufgabe ist es, herauszufinden, welche Auswirkungen billige, schnell produzierte Kleidung auf Mensch, Umwelt und Ressourcen hat, und was man dagegen tun kann. Ihr sollt die chemischen, ökologischen und sozialen Aspekte miteinander verknüpfen.

Aufgabenstellung:

1. Bildet Gruppen und recherchiert gemeinsam:

• Welche chemischen Prozesse stecken hinter der Kleidung, die wir tragen (z. B. Färben, Kunstfasern herstellen)?

• Welche Stoffe gelangen dabei in die Umwelt?

• Welche Rohstoffe werden verbraucht?

• Welche sozialen Probleme hängen mit Fast Fashion zusammen?

• Wie beeinflussen Produktion und Transport das Klima?

• Wie könnte man Kleidung nachhaltiger herstellen und konsumieren?

2. Erstellt einen Lösungsvorschlag oder Aktionsplan:

• Welche Veränderungen wären am wichtigsten, um Umwelt und Menschen zu schützen?

• Was könnten Unternehmen, Regierungen und Verbraucher*innen tun?

• Welche Rolle spielt Chemie bei der Lösung, z. B. Entwicklung umweltfreundlicher Farbstoffe, biologisch abbaubarer Fasern oder Recyclingverfahren?

3. Präsentiert eure Ergebnisse als

• Kurzvortrag,

• Poster oder

• fiktive Kampagne („Make Fashion Fair!“).

Abschlussdiskussion:

1. Was wäre, wenn jedes T-Shirt ein Umwelt-Etikett hätte, mit Angaben zu CO₂-Ausstoß, Wasserverbrauch und Schadstoffen? Diskutiert und beurteilt: hätte ein Umwelt-Etikett einen Einfluss auf euer Kaufverhalten?

2. Wie viele Kleidungsstücke braucht eine Person wirklich? Diskutiert gemeinsam und stellt eine Liste von Kleidungsartikeln zusammen!

Abb. 33: Bei einem Fabrikeinsturz in Bangladesch im Jahr 2013 starben 1135 Angestellte.

Ein Gespräch mit Lukas Berger, Referent im Landwirtschaftsministerium

Frage: Hallo Herr Berger! Was machen Sie in Ihrem Beruf?

Lukas Berger: Ich arbeite im Landwirtschaftsministerium und entwickle Richtlinien für eine nachhaltige Landwirtschaft Wir prüfen wissenschaftliche Daten, schreiben an Verordnungen mit und arbeiten mit der EU zusammen, um Regeln zu Themen wie Düngemittel, Pflanzenschutz und Bodenqualität festzulegen.

Frage: Wie sind Sie zu diesem Beruf gekommen?

Lukas Berger: Ich habe Agrarwissenschaften studiert, weil ich verstehen wollte, wie Pflanzen wachsen und Böden funktionieren. Dabei habe ich gemerkt, wie wichtig Chemie ist: Sie erklärt, wie Nährstoffe wirken, wie Pestizide abgebaut werden oder wie Dünger das Grundwasser beeinflusst. Dieses Wissen setze ich heute in politische Entscheidungen um.

Frage: Welche Rolle spielt Chemie in Ihrer Arbeit?

Lukas Berger: Eine sehr große! Wenn wir neue Grenzwerte für Düngemittel oder Pestizide festlegen, müssen wir genau verstehen, welche chemischen Stoffe im Boden, in Pflanzen oder im Wasser landen. Wir bewerten z. B., wie Nitrat aus Düngern entsteht und warum es das Grundwasser belasten kann. Oder wir prüfen, welche Rückstände Pflanzenschutzmittel hinterlassen. Ohne chemisches Wissen könnten wir gar nicht beurteilen, wie sicher und umweltverträglich diese Stoffe sind.

Frage: Wie sieht Ihr Arbeitsalltag aus?

Lukas Berger: Ich arbeite viel mit Berichten und Daten, bespreche Ergebnisse mit Wissenschaftler*innen und Landwirt*innen und entwerfe neue Regelungen. Dabei muss ich komplexe chemische und biologische Zusammenhänge so erklären, dass sie in Gesetzen verständlich und umsetzbar sind.

Frage: Wem würden Sie diesen Beruf empfehlen?

Lukas Berger: Wer sich für Naturwissenschaften, Umwelt und Politik interessiert, ist hier genau richtig. Du solltest gern analytisch denken, vernetzt arbeiten und dich nicht vor komplexen Themen scheuen. Chemie hilft dir zu verstehen, wie alles zusammenhängt – vom Boden bis zur EU-Verordnung.

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Erkläre, welche Rolle Chemie bei Lukas Bergers Arbeit spielt!

Beurteile, weshalb Gesetze über Düngemittel und Pflanzenschutz auf chemischen Daten beruhen sollten!

Diskutiere: Sollte man Düngemittel stärker einschränken, auch wenn Erträge dadurch sinken könnten?

Die REACH-Verordnung (Registrierung, Bewertung, Zulassung und Beschränkung von Chemikalien) der EU soll Gesundheit und Umwelt vor gefährlichen Chemikalien schützen. Recherchiere und erkläre, was die REACHVerordnung bezweckt und diskutiere, ob strenge Chemikalienkontrollen wichtig für Umwelt und Gesundheit sind! Welche Vor- und Nachteile siehst du für Konsumentinnen und Konsumenten, Industrie und Umwelt?

Könntest du dir vorstellen, in einem Beruf zu arbeiten, der Naturwissenschaft und Politik verbindet? Begründe deine Meinung!

184 Rohstoffe und unsere Umwelt

Nun geht’s los – Aufgaben für schlaue Köpfe!

Nachweis von Kohlenstoffdioxid

Fragestellung: Wie kann man Kohlenstoffdioxid (CO₂) in der Luft nachweisen?

Durchführung: Schülerinnen- und Schülerversuch

Materialien: Kalkwasser (gesättigte Calciumhydroxid-Lösung), dünnes Glasrohr oder Strohhalm, kleine Erlenmeyerkolben oder Bechergläser.

Arbeitsauftrag:

Fülle einen Erlenmeyerkolben oder Becherglas mit ca. 10 mL Kalkwasser! Stecke das Glasrohr oder den Strohhalm in das Kalkwasser und blase vorsichtig etwa 1 Minute lang durch das Rohr in die Flüssigkeit!

Beobachte die Farb- und Trübungsänderung!

Beobachtungsschritt

Zu Beginn (klares Kalkwasser)

Nach kurzem Einblasen

Nach längerem Einblasen (optional)

Beobachtung Vermutung/Erklärung

Entsorgungshinweise: Die verwendete Kalkwasser-Lösung nach dem Versuch stark verdünnt in den Ausguss geben (mit Wasser nachspülen).

Aufgaben:

Warum trübt sich die Flüssigkeit beim Einblasen von Atemluft? Welche chemische Verbindung entsteht dabei? Wozu kann dieser Nachweis in der Umwelt oder Technik verwendet werden?

Entwirf eine Erweiterung des Experiments, um zu testen, wie unterschiedlich hohe CO₂-Gehalte (z. B. aus frischer Luft vs. ausgeatmeter Luft) nachgewiesen werden können! Dokumentiere deinen Vorschlag!

Weiches oder hartes Wasser?

Fragestellung: Warum schäumt Seife in manchen Wässern besser als in anderen?

Durchführung: Schülerinnen- und Schülerversuch

Materialhinweise: 2 Gläser mit Deckel, Leitungswasser (150 mL), Destilliertes Wasser (150 mL), Seifenflocken (gleiche Menge für beide Gläser)

Arbeitsauftrag:

Fülle ein Glas mit Leitungswasser, das andere mit destilliertem Wasser!

Gib in beide Gläser die gleiche Menge Seifenflocken!

Verschließe die Gläser und schüttle sie kräftig!

Vergleiche die Schaumbildung und die Klarheit der Flüssigkeit in beiden Gläsern!

Notiere deine Beobachtungen und ziehe daraus Schlüsse zur Wasserhärte!

Entsorgungshinweise: Die Seifenlösungen können mit viel Wasser in den Ausguss gegeben werden.

Aufgaben:

Wasserprobe Beobachtung Vermutung/Erklärung

Destilliertes Wasser

In welchem Glas bildet sich mehr Schaum?

Wie unterscheidet sich die Flüssigkeit nach dem Schütteln?

Was bedeutet „hartes Wasser“ und wodurch wird es verursacht?

Recherchiere: warum schäumt Seife in hartem Wasser schlechter?

Welche Vorteile hat weiches Wasser im Alltag (z. B. Waschen, Geräte)?

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Erkläre, warum der Treibhauseffekt ein natürliches Phänomen ist, und begründe, weshalb der Klimawandel trotzdem menschlichen Ursprungs ist!

Analysiere, wie Ozon die Menschen vor Hautkrebs schützt!

Bewerte, welche Folgen es hätte, wenn die Ozonschicht weiter abgebaut wird!

Beschreibe, wie saurer Regen entsteht, und stelle die wichtigsten chemischen Reaktionsgleichungen dar, die dabei ablaufen!

Beschreibe die Rolle der verschiedenen Aggregatzustände im Wasserkreislauf!

Erläutere, warum die Verwendung von zu viel nitrathaltigem Dünger gefährlich ist, und beurteile, welche Folgen dies für Umwelt und Gesundheit haben kann!

Erarbeite eine Liste mit zehn Stichpunkten, wie du zuhause und unterwegs aktiv zum Wasserschutz beitragen kannst!

Analysiere die Prozesse der Wasserreinigung in einer Kläranlage!

Bewerte, warum Kläranlagen wichtig für den Umweltschutz und die Gesundheit von Menschen und Tieren sind!

Bewerte, warum die Stickstofffixierung durch Bakterien eine entscheidende Rolle für das Leben auf der Erde spielt!

Eine Jeans verbraucht in ihrer Herstellung mehr als 10 000 Liter Wasser – vom Baumwollanbau bis zum Färben des Stoffes. Beurteile: Was hat einen größeren Einfluss auf den Wasserverbrauch: kürzer zu duschen oder bewusster einzukaufen und weniger zu konsumieren?

Bewerte die Aussage: „Die Verbrennung fossiler Rohstoffe verstärkt den Treibhauseffekt, die Verbrennung nachwachsender Brennstoffe jedoch nicht.“ Stimmt das? Beziehe dich auf den Kohlenstoffkreislauf aus Kapitel 10!

Diskutiert in Partnerarbeit: Ist Recycling die beste Lösung für Umweltprobleme oder wäre „weniger konsumieren“ effektiver? Begründet eure Standpunkte chemisch und ökologisch!

Entwickle drei konkrete Maßnahmen, mit denen deine Schule ihren ökologischen Fußabdruck reduzieren könnte! Erkläre jeweils den chemischen Zusammenhang dahinter!

So schätze ich mich nach dem Hauptkapitel „Rohstoffe und unsere Umwelt“ selbst ein: Kreuze jenen Daumen an, der für dich am ehesten zutreffend ist!

Ich kann…

…den Aufbau von Polymeren beschreiben, die Wiederholungseinheit identifizieren und Beispiele für Polymere und ihre Anwendung nennen.

…die Struktur von Duromeren, Elastomeren und Thermoplasten beschreiben und erklären, wie ihre Eigenschaften mit der Struktur zusammenhängen.

…die Zusammensetzung von Erdöl erklären, die Nutzung der Fraktionen beschreiben und die Bedeutung von Erdöl als Rohstoffquelle einordnen.

…erklären, wie Kunststoffe recycelt werden.

…Vor- und Nachteile verschiedener mineralischer Baustoffe nennen und deren Herstellung (Ton, Zement, Beton) beschreiben.

…beschreiben, wie Zement aushärtet und warum der pH-Wert des Endprodukts stark alkalisch ist.

…erklären, weshalb Stahlbeton so stabil ist und wie Eisen aus Eisenerzen gewonnen wird, inklusive relevanter Reaktionsgleichungen.

…den Unterschied zwischen kristallinen und amorphen Strukturen beschreiben.

…beschreiben, wie buntes Glas hergestellt wird, und erklären, weshalb normales Glas bei starker Erhitzung bricht.

…die chemischen Elemente im Smartphone benennen und ihre Funktionen beschreiben.

…beschreiben, wie ein Handy recycelt wird und erklären, weshalb es wichtig ist, Rohstoffe und Ressourcen zu schonen.

…den Treibhauseffekt erklären und beschreiben, wie das Verbrennen fossiler Rohstoffe zur Erderwärmung beiträgt.

…beschreiben, weshalb das Ozonloch das Hautkrebsrisiko erhöht und wie ein Verbot bestimmter Chemikalien zu seiner Verkleinerung beigetragen hat.

…den Wasserkreislauf und den Stickstoffkreislauf beschreiben, ihre Bedeutung erklären und Maßnahmen zum Wasserschutz sowie Gefahren durch übermäßigen Nitrateinsatz darstellen.

Um deine Kompetenzen noch mehr zu steigern, hier unsere Buchtipps:

Buchtipps

Christoph Buchal: KLIMA – Die Erde und ihre Atmosphäre im Wandel der Zeiten (MIC Agentur & Verlag 2016)

Anja Reumschüssel: Klima- und Umweltschutz (Carlsen Klartext 2020)

PERSONEN- UND SACHREGISTER

Register-Anleitung

Im Register findest du alphabetisch geordnet alle wichtigen Begriffe, die im Buch vorkommen. Die Zahl(en) neben den Begriffen geben dir an, wo im Buch das Wort zu finden ist. Wenn du z. B. auf die S. 70 gehst, findest du das Wort Elektronenpaar: Viel Erfolg beim Einsatz!

Abgase: 83, 181, 182

Abwasser: 182, 183, 186, 187, 188

Acetylsalicylsäure: 125

Adsorption: 40, 41

Aggregatzustand: 28, 29, 30, 31

Aktivierungsenergie: 82, 83

Alchemie: 7, 11, 13, 26

Alkalimetalle: 46, 47, 67

Alkane: 118, 119, 120, 123

Alkene: 119, 120, 129

Alkine: 119, 120

alkoholische Gärung: 123, 131

Alpha-Teilchen: 58, 59, 60

Aluminium: 67, 166, 167, 168

Amide: 123, 137, 161, 162, 163

Amine: 123

Aminosäuren: 123, 137, 138

Ammoniak:101, 102, 103, 104

amorph: 169

Anion: 66, 67

Anomalie: 181

Anziehungskraft: 30, 31, 64, 65, 66, 67, 68, 69

Aromaten: 120

Aspirin: 125, 129

Atmosphäre: 177, 178, 179, 180

Atombilanz: 80, 81, 82

Atomhülle: 56, 57, 58, 59

Atomkern: 56, 57, 58, 59, 60

Atommodell: 56, 57, 58, 59, 60, 61, 62, 63

Atomrumpf: 57, 58

ätzend: 17, 18, 90, 91, 92

Ausgangsstoff: 80, 120, 126

Autoreifen: 157, 158

Ballaststoffe: 132, 133, 141 basisch: 90, 92, 93, 94, 95, 97, 109, 156, 161

Batterie: 8, 9, 11, 91, 111

Beton: 49, 67, 164, 165, 166, 170, 190

Biochemie: 8, 26, 103

Bitumen: 155, 156

Boden: 5, 10, 29, 34, 35, 94, 99, 103, 113, 114, 153, 154, 165, 168, 169, 177, 179, 180, 181, 182, 183, 185

Bodenchemie: 177, 183

Bodensatz: 29, 34

Bohr, Niels: 56, 57, 58, 59, 61, 89, 110, 112, 115, 155

Butan: 102, 118, 122, 123, 125, 130, 158, 180

Calcium: 41, 48, 50, 52, 91, 92, 93, 94, 96, 97, 99, 101, 102, 135, 139, 140, 141, 166, 167, 169

Carbonat: 49, 92, 94, 96, 97, 101, 102, 166, 167, 169

Carbonsäure: 127, 128, 129, 130, 131, 151

Carboxylgruppe: 128, 129

Chromatographie: 32, 33, 89

Dalton, John: 43, 44, 53, 54, 59

dekantieren: 35

delokalisiert: 120

Destillation: 34, 36, 124, 127, 155, 156

Diamant: 48, 50, 110, 111, 112, 115, 117, 151

Dichte: 17, 18, 28, 29, 30, 35, 47, 48, 49, 52, 56, 74, 75

Diesel: 101, 130, 155, 156

Dipol: 72, 73, 74, 75

Dipol-Dipol-

Wechselwirkung: 72, 73, 74

Doppelbindung: 70, 71, 118, 119, 120, 135, 153

Dreifachbindung: 70, 77, 79, 110, 118, 119, 120

Duktilität: 67, 68

Düngemittel: 14, 51, 84, 85, 91, 92, 95, 177, 185

Duromere: 153, 190

Edelgase: 47, 52, 53, 59, 60, 62, 78

Einfachbindung: 70, 71, 77, 118, 119

Eisen: 22, 30, 31, 46, 49, 67, 68, 100, 101, 102, 164, 165

Eisenerz: 101, 102, 164

Eiweiß: 132, 133, 134, 136, 137, 138, 139, 140

Elastomere: 153, 160, 161

Elektrolyse: 103, 104, 105

Elektron: 56, 57, 58, 59, 60, 61, 62, 63, 64, 65, 66, 67, 68, 69, 70, 71, 72, 73, 74, 75, 76, 77, 78

Elektronengasmodell: 68, 69

Elektronenpaar: 70, 71, 72

Element: 42, 43, 44, 45, 46, 47, 48, 49, 50, 51, 52, 53, 54

Elementsymbol: 43, 44, 45

Emulsion: 34, 35, 133, 145

Endotherm: 81, 82, 83

Enzym: 8, 136, 137, 138, 139, 140

Erdalkalimetalle: 48, 49, 59

Erdgas: 118, 119, 152, 154, 155, 156, 177

Erdöl: 152, 153, 154, 155, 156, 157, 158, 159, 160

Erze: 100, 101, 102, 164

Essigsäure: 90, 91, 92, 125, 126, 127

Ester: 125, 126, 127

Ethan: 118, 119, 120

Ethanol: 33, 91, 104, 118, 123, 124, 126, 127

Ether: 127

exotherm: 81, 82, 83 explosiv: 18, 81, 154

Feststoff: 28, 29, 31, 32, 33, 34, 35, 36, 80, 81

Fettsäure: 135, 141, 142, 143

Feuerlöscher: 15, 16

Fossilien: 110, 111, 152, 154

Fraktion: 155, 156

funktionelle Gruppe: 121, 123, 125, 127

Gemisch: 33, 34, 35, 36, 37

gesättigt: 31, 35, 141, 142

gesättigte Fettsäure: 141, 142, 143

Glasbläser: 172

Glucose: 132, 133, 134, 136

Glycerin: 141, 142, 143

Goldfolie: 54

Graphit: 110, 111, 112, 115, 117

Gruppen: 48, 49, 50, 51, 59, 60

Gummi: 160, 161, 172

Haber-Bosch Verfahren: 95, 96

Halbmetalle: 47, 48

Halbwertszeit: 107, 108

Halogene: 49, 50, 59, 60 hartes Wasser: 93, 94, 95

Hautkrebs: 180, 181

Hefe: 123, 124, 131

Heptan: 119, 155

heterogen: 34, 35, 36

Hexan: 119, 155

Hochofen: 101, 102, 165

Hofmannscher

Zersetzungsapparat: 104

homogen: 33, 34, 35

Hydroxidion: 91, 92, 96

Hydroxylgruppe: 123, 124

Indikator: 90, 91, 92, 93

Ionengitter: 65, 66, 67

ionisch: 65, 66

Isomer: 120, 121, 122

Isotop: 46, 47, 107

IUPAC: 121, 123, 125

Kalkstein: 94, 164, 165, 166

Katalysator: 83, 84, 96, 137, 173

Kation: 59, 60, 65, 66, 68

Kautschuk: 160, 161

Kläranlage: 177, 178

Klebstoff: 125, 126, 160

Klimawandel: 9, 177, 178, 179, 180, 181, 182, 183, 184, 185

Kochsalz: 20, 33, 35, 52, 65, 66, 78, 91

Kohlenhydrate: 132, 133, 134, 135, 136

Kohlensäure: 91, 93, 94

Kohlenstoff-14-Datierung: 107, 108

Kohlenstoffdioxid: 8, 33, 49, 82, 93, 94, 123, 124, 177, 178, 179, 180, 182

Kohlenstoffkreislauf: 179

Kohlenstoffmonoxid: 101, 102, 156

Kohlenwasserstoff: 118, 119, 120, 121, 125, 152, 155

Koks: 101, 102, 164

Korrosion: 102, 103, 165

Kristallgitter: 66, 67

kristallin: 31, 66, 164

Kunststoff: 8, 9, 152, 153, 157, 158, 159, 160, 161, 162, 163

Kupfer: 35, 49, 68, 100, 101, 103, 164

Latex: 160, 161

Lauge: 90, 91, 92, 96, 97, 98

Lebensmittel: 9, 10, 132, 133, 144, 145, 146, 147, 148, 149, 150

Legierung: 33, 68, 100, 164

Leichtmetalle: 100, 103

Löschmittel: 15, 84

Löslichkeit: 29, 30, 35, 74, 75, 93, 123, 125

Lösung: 20, 29, 30, 33, 34, 35, 91, 92, 93, 124

Lösungsmittel: 34, 35, 123, 126, 127

Makromolekül: 138, 153, 158, 160

Massenbilanz: 80, 81

Massenzahl: 46, 47, 107

Mendelejew, Dmitri: 42, 43

Metallbindung: 67, 68, 69, 78

Methan: 118, 119, 120, 154, 178

Methanol: 123, 124

Mikroplastik: 159, 162, 177, 178

Mineralien: 132, 144, 145, 164

Mineralstoffe: 132, 144, 145, 146

Minuspol: 57, 104, 105

Mizelle: 146, 147

Molekül: 69, 70, 71, 72, 73, 74, 75, 76, 77, 110, 118, 121

Monomer: 158, 159, 160

Natriumchlorid: 33, 35, 52, 65, 66, 78

Naturstein: 164, 165, 166

neutral: 90, 91, 92, 93, 97

Neutralisation: 96, 97, 98

Neutron: 45, 46, 47, 107

Niederschlag: 98, 99

Nitrate: 95, 96, 177

Nomenklatur: 121, 123, 125

Nylon: 160, 161

Oktan: 119, 120, 155, 156

Oktettregel: 59, 60, 61, 62, 76

Ordnungszahl: 43, 44, 45, 46, 47

Oxidation: 100, 101, 102, 103, 104, 105, 106

Ozon: 49, 73, 180, 181

Pentan: 119, 120, 155

Periodensystem der

Elemente: 42, 43, 44, 48, 49, 50, 51, 59

Phase: 28, 29, 34, 35, 81

Phenolphthalein: 52, 92, 93

Phosphorsäure: 90, 91, 95

physikalische Chemie: 8

Pluspol: 57, 104, 105

Polylactid: 158, 159

Polymer: 153, 158, 159, 160

Polystyrol: 158, 159

Probe: 33, 36, 37, 98

Propan: 118, 119, 155

Proteine: 8, 132, 136, 137, 138, 139, 140

Proton: 45, 46, 47, 57, 90, 91

Pyrolyse: 162, 163

Quarz: 164, 166, 167

Raffinerie: 155, 156

Recycling: 10, 14, 159, 162, 163, 177

Redox-Reaktion: 100, 101, 102, 103, 104, 105, 106

Reduktion: 100, 101, 102, 103, 104, 105, 106

Rektifikation: 156

Rutherford, Ernest: 54, 55, 59

Salpetersäure: 90, 95, 96

Salze: 52, 65, 66, 67, 78, 90, 91, 98

Salzsäure: 90, 91, 96, 97

Schwefelbrücken: 138, 139

Schwefelsäure: 90, 91, 100

Schwermetalle: 100, 177, 178

Seife: 146, 147

Sieben: 35, 36

SI-Einheiten: 28, 29

Stärke: 132, 133, 134, 135

Stickstoffkreislauf: 95, 185

Summenformel: 44, 70, 77, 118, 119, 120, 121, 123, 125

Thermoplaste: 153, 158, 159, 160

Thomson, J.J.: 54, 55, 59

Treibhauseffekt: 178, 179, 180

Trennmethoden: 34, 35, 36

Trinkwasser: 93, 94, 177, 178

Trivialname: 125

Ungesättigte Fettsäure: 141, 142, 143

Verbrennung: 80, 81, 82, 83, 101, 154, 179

Veresterung: 125, 126, 127

Viskosität: 30, 155

Vitamine: 132, 144, 145, 149

Vulkanisieren: 161

Wasserstoff: 7, 17, 43, 49, 57, 90, 104, 105, 110, 118

Zellulose: 134, 135, 157

Zement: 164, 165, 166

Zentrifugieren: 35, 36

Zucker: 132, 133, 134, 135, 144

192 Bild- und Textquellen

Bildverzeichnis:

Carlsen 2001: 26/1

Carlsen Klartext 2020: 190/2

Dorling Kindersley Verlag 2017: 89/2

Dorling Kindersley Verlag 2021: 151/2

Droemer HC 2019: 89/1

Impian 2024: 26/3

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