Erdalkalimetalle

Station 1: Führt den in der Abbildung gezeigten Versuch durch. Formuliert schriftlich ein ausführliches Versuchsprotokoll mit Durchführung, Beobachtungen und Ergebnissen.       1 2 Ein mit Wasser gefülltes Reagenzglas wird umgekehrt in eine pneumatische Wanne gestellt. An die Öffnung des Reagenzglases hält man mit einem Sieblöffel die Calciumprobe. 1 Nach Beendigung der Reaktion führt man mit dem entstandenen Gas eine Knallgasprobe durch. Ein Teil der wässrigen Lösung wird mit einer Pipette auf Indikatorpapier getropft, um den pH-Wert zu bestimmen. 2

Beobachtung Bei Zugabe des Calciums zu Wasser tritt eine heftige Reaktion ein, es entsteht ein Gas. Führt man mit diesem Gas eine Knallgasprobe durch, so ist diese positiv. Die Calciumkörnchen verschwinden, die entstehende Lösung ist leicht trübe. Nach Ablauf der Reaktion weist die Lösung einen pH-Wert im alkalischen Bereich auf. Auswertung: Calcium reagiert mit Wasser unter Bildung von Wasserstoff und einer alkalischen Lösung. Bei dieser Lösung handelt es sich wahrscheinlich um eine Calciumhydroxid-Lösung (Calciumlauge).

Führt man den Versuch unter Normalbedingungen (molares Volumen eines Gases: 24 l/mol) in einer geschlossenen Apparatur mit 20 mg Calcium durch, so entstehen 12 ml des Gases. Die Atommasse von Calcium könnt ihr mit Hilfe des Arbeitsblattes 1 ermitteln. Ermittelt das Stoffmengenverhältnis n(Ca):n(H2) für die Reaktion. Stellt die Reaktionsgleichung für die Reaktion von Kalzium mit Wasser auf. Ca + 2 H 2 O ® Ca(OH) H

Welches der beiden Elemente Calcium und Magnesium reagiert heftiger mit Wasser? Tragt in Arbeitsblatt 1 in Form eines Pfeils ein, ob die Heftigkeit der Reaktion mit Wasser von Beryllium bis Radium zunimmt oder abnimmt Heftigkeit der Reaktion mit Wasser zunehmende Heftigkeit

Station 2: Flammenfarben der Erdalkali- und Alkalimetalle Tragt die Flammenfärbung in Arbeitsblatt 1 ein Calcium: orange-ziegelrot Strontium: karminrot Barium: grün Die zusätzlichen Proben enthalten Alkali- oder Erdalkalimetallverbindungen. Findet mit Hilfe der Flammenfarbenprobe heraus, welche(s) Element(e) jeweils enthalten ist und haltet die Antwort schriftlich fest. Kaliumverbindungen enthalten häufig Verunreinigungen anderer Alkali- oder Erdalkalimetalle. Sie lassen sich anhand eines Blickes durch Kobaltglas identifizieren. Pottasche: besteht aus Kaliumcarbonat (K2CO3) Natron: besteht aus Natriumhydrogencarbonat (NaHCO3) Spezialsalz: besteht im Wesentlichen aus NaCl Kieselerdekapseln: enthalten ein Calciumsalz

Tragt anschließend in das Arbeitsblatt 1 die Herkunft der Namen der Erdalkalimetalle und deren wichtigste Verwendungsform ein Magnesium ist in der Natur weit verbreitet. Verwendung: wegen seiner blendendweißen Flammenfärbung in Blitzlichtern, Feuerwerkskörpern und Leuchtkugel. Hauptsächlich in Legierungen, die für den Fahrzeug- und Flugzeugbau vorteilhaft sind. Beryllium hat seinen Namen von dem Mineral Beryll. Das Mineral wird häufig zu Schmucksteinen verarbeitet. Es wurde auch zum Schleifen von Linsen verwendet. Davon leitet sich der Name „Brille“ ab. Seine Beständigkeit gegen hohe Temperaturen führt zu seiner Verwendung für Tragflächenkanten von Überschallflugzeugen Eine Legierung aus Kupfer und 2% Beryllium führen zu sehr harten aber biegsamen Legierungen, die man für Federn verwendet. Calcium, lat. Wort calx für Kalkstein Calciumverbindungen wie Kalkstein, Kreide, Marmor, Gips können ganze Gebirgszüge bilden. Calciumverbindungen werden hauptsächlich als Baustoffe verwendet, aber auch als Düngemittel finden sie Verwendung. Barium: griech. barys = schwer Legierungen mit Nickel finden in der Elektroindustrie Verwendung wird als Schmiermittel bei Erdölbohrungen verwendet. als Kontrastmittel bei Röntgenaufnahmen durch die grüne Flammenfärbung Verwendung in Feuerwerkskörpern Strontium ist nach dem in Westschottland gelegenen Dorf Strontian benannt. Dort wurde 1787 ein Mineral entdeckt, dass Strontium enthielt. Strontiumverbindungen färben die Flamme leuchtend rot. Deshalb wird es in Feuerwerkskörpern und Signalraketen verwendet. Radium: lat. Das Strahlende Gehört zu den seltensten Elementen der Erde Da seine Gewinnung sehr mühselig und kostspielig ist, findet es keine Verwendungsform.

Station 3: Identifizierung eines unbekannten Metalls anhand seiner Dichte Vergleicht man die errechnete Dichte mit den Tabellenwerten im Buch, so stellt man fest, dass der eigene Messwert am ehesten mit dem Literaturwert für Magnesium (1,74 g/cm3) übereinstimmt. Man kann also davon ausgehen, dass der Anspitzer hauptsächlich aus Magnesium besteht. Findet anhand des Buches heraus, nach welchem Kriterium man Metalle in Schwermetalle und Leichtmetalle unterteilt. Ist das Anspitzermetall ein Leicht- oder ein Schwermetall? Metalle, deren Dichte geringer ist als 5 g/cm3 bezeichnet man als Leichtmetalle, alle übrigen als Schwermetalle. Magnesium ist demnach ein Leichtmetall, seine Dichte liegt deutlich unter 5 g/cm3.

Station 4: Kalziumverbindungen in der Natur Information: Calciumverbindungen wie der Kalkstein (Calciumcarbonat CaCO3) sind in der Natur weit verbreitet. Bei Zugabe von Säuren löst sich Calciumcarbonat unter Gasentwicklung auf. Beobachtet man bei Zugabe einer Säure zu einer Probe eine Gasentwicklung, ist dies ein Hinweis auf einen Kalkgehalt der Probe. Vervollständigt die Reaktionsgleichung für die Reaktion von Kalziumcarbonat mit Salzsäure, indem ihr die restlichen Verhältnisformeln ergänzt und dann die Gleichung einrichtet

Stellt mit pH-Indikatorpapier den pH-Wert der Entkalkerlösung fest, gib Kalkstein hinzu und warte, bis die Reaktion abgelaufen ist. Ermittle erneut den pH-Wert. Notiert eure Werte und haltet die Beobachtungen fest. Der pH-Wert der Entkalkerlösung liegt zunächst deutlich im sauren Bereich. Nachdem die Reaktion mit einem Stückchen Kalkstein abgelaufen ist, kann man plötzlich einen weniger sauren pH-Wert messen. Bei der Reaktion mit Kalkstein gehen die sauren Eigenschaften des Entkalkers verloren.

Lest die Inhaltsangaben auf den handelsüblichen Entkalkern Lest die Inhaltsangaben auf den handelsüblichen Entkalkern. Welche Säuren sind hier enthalten? Haltet die Antwort schriftlich fest. Handelsübliche Entkalker enthalten in der Regel Zitronensäure und Amidosulfonsäure. Es gibt jedoch auch Entkalker, die Milchsäure oder Essigsäure enthalten.

Station 5: Reaktionen von Magnesium Gebt das angeschmirgelte Magnesiumband in ein Reagenzglas, das zu 1/3 mit dest. Wasser gefüllt ist. Beobachtet das Magnesiumband genau und notiert eure Beobachtungen. Am Magnesiumband ist eine leichte Gasentwicklung zu beobachten Nach einigen Minuten wird die entstandene Lösung mit Indikatorpapier überprüft. Was kann man aus dem Befund schließen? Das pH-Papier zeigt nach einiger Zeit eine leicht Grünfärbung. Das sagt uns: Die entstehende Lösung reagiert leicht alkalisch. Daraus kann man schließen, dass durch Reaktion von Magnesium mit Wasser ein Hydroxid (in diesem Fall Magnesiumhydroxid) entsteht. Das Stoffmengenverhältnis Mg:O:H in der Verbindung Magnesiumhydroxid beträgt 1:2:2. Formuliert die Reaktionsgleichung für die Reaktion von Magnesium mit Wasser.

Verbrennt etwas Magnesiumband Verbrennt etwas Magnesiumband. Dabei entsteht die Verbindung Magnesiumoxid, auch Magnesia genannt. Gebt etwas von dem Magnesiumoxid in Wasser und überprüft die Lösung mit Indikatorpapier. Formuliert die Reaktionsgleichung für die Reaktion! Wenn man Magnesiumoxid in Wasser gibt, reagiert die entstehende Lösung alkalisch. Man kann daraus schließen, dass bei Zugabe von Magnesiumoxid zu Wasser ein Hydroxid (Magnesiumhydroxid) gebildet wird.

Erhitzt man nassen Sand, und lässt den Wasserdampf über erhitztes Magnesium streichen, so wird ein brennbares Gas frei. Formuliert die Reaktionsgleichung für die in dem Reagenzglas ablaufende Reaktion. brennbares Gas

Übertragt folgendes Schema in deine Aufzeichnungen und ergänzt es. brennbares Gas

Station 6: Erdalkalimetalle und ihre Bedeutung für den menschlichen Körper Information 1: Die Erdalkalimetalle Magnesium und Calcium stellen für den Menschen essentielle (lebensnotwendige) Mineralstoffe dar. Der menschliche Körper enthält im Durchschnitt 25 mol (1 kg) Calcium und 0,82 mol (20 g) Magnesium. Über Urin und Stuhlgang geht täglich ein Teil des Körperdepots an Kalzium und Magnesium verloren. Die WHO (Welternährungsorganisation) empfiehlt daher eine tägliche Aufnahme von 1000 mg Calcium und 300 mg Magnesium über die Nahrung. Durch eine ausgeglichene Ernährung nimmt man in der Regel genug Calcium und Magnesium auf, so dass nur spezielle Personengruppen zusätzlich Mineralpräparate zu sich nehmen sollten. Eine Überdosierung der beiden Mineralstoffe kann zu Symptomen wie Nierenfunktionsstörungen führen. Berechnet für jedes Lebensmittel, welche Menge ihr jeweils davon aufnehmen müsstest, um euren Tagesbedarf an den beiden Erdalkalimetallen zu decken. Trag eure Ergebnisse in eine Tabelle ein:  

Nehmt das rohe Ei und bestreicht es auf einer Hälfte dünn mit Zahncreme. Legt es dann in ein Becherglas mit Essig. Beobachtet zwischendurch. Haltet eure Beobachtungen zu dem Versuch mit dem Ei fest. Nehmt das Ei aus dem Essig und spült es ab. Was könnt ihr feststellen? Beobachtungen: Legt man das Ei in Essig, so kann man sofort eine Gasentwicklung an der unbehandelten Seite erkennen. An der mit Zahncreme behandelten Seite kann man wenige oder gar keine Gasbläschen sehen. Nimmt man das Ei nach einiger Zeit aus dem Essig und spült es ab, dann stellt man fest, dass bei der unbehandelten Seite die Schale deutlich angegriffen und aufgeraut wirkt.

Die Schale von Eiern besteht aus Kalk, aus einem ähnlichem Stoff, dem Kalziumapatit sind die Zahnschmelz und Zahnbein aufgebaut. Auf welche Funktion der Zahncreme kannst du durch aus dem Versuch mit dem Ei schließen? Ähnlich wie die Eierschale werden auch Zahnschmelz und Zahnbein unserer Zähne von Säuren angegriffen. Nach dem Essen werden von den Bakterien in unserem Mund saure Stoffwechselprodukte gebildet. Um zu verhindern, dass die Zähne (ähnlich wie die Eierschale) angegriffen werden, kann man sich mit einer Zahncreme die Zähne putzen. Die Zahncremes sorgen zum einen dafür, dass die Zähne geschützt und gestärkt werden (Fluoride), zum anderen neutralisieren sie den sauren pH-Wert im Mund.

Im Chemiebuch Seite 137 ist der technische Kreislauf abgebildet. Station 7: Der technische Kalkkreislauf 1 - Kalkbrennen Information: Kalk (Calciumcarbonat CaCO3) ist in der Natur in Form von Kalkstein weit verbreitet. Um aus diesem Naturstoff einen Ausgangsstoff für Baustoff wie Zement oder Mörtel herzustellen, wird der Kalk stark erhitzt (Kalkbrennen). Das Produkt der dabei eintretenden Reaktion nennt man dann gebrannten Kalk oder Branntkalk. CaCO3  CaO + CO2 Im Chemiebuch Seite 137 ist der technische Kreislauf abgebildet.

Station 8: Der technische Kalkkreislauf 2 Kalklöschen und Abbinden von Mörtel Kalklöschen: Ermittelt die Temperatur des euch zur Verfügung stehenden dest. Wassers und notiert sie in euren Aufzeichnungen. Gebt einige Spatel Branntkalk (CaO) in ein kleines Becherglas. Tropft nach und nach etwas Wasser zu dem Branntkalk und messt währenddessen die Temperatur. Notiert diese. Prüft das Reaktionsprodukt mit etwas Indikatorpapier, haltet das Ergebnis schriftlich fest. Findet beim Löschen von Branntkalk eine chemische Reaktion statt? Begründet ausführlich! Zu 1-5: Gibt man etwas Wasser zu Branntkalk (CaO), so ist eine Temperaturerhöhung festzustellen. Das Reaktionsgemisch kann so heiß werden, dass Wasser stellenweise beginnt zu sieden. Das Reaktionsprodukt reagiert alkalisch, was vermuten lässt, dass Calciumhydroxid entstanden ist. Es liegt somit eine exotherme chemische Reaktion vor, bei der ein alkalisch reagierendes Reaktionsprodukt gebildet wird.

Abbinden von Kalkmörtel: a) Vermischt in einer Porzellanschale 1 Löffel des unter 3 hergestellten Löschkalks mit 3 Löffeln Sand und gebt so viel Wasser hinzu, dass ein dicker Brei entsteht. Verbindet 2 Tonscherben mit diesem Brei und legt sie beiseite. Überprüft in der nächsten Unterrichtsstunde die mit dem Mörtel behandelten Tonscherben. Die Tonscherben werden von dem selbst hergestellten Mörtel verbunden, der Mörtel ist hart und haftet gut an den Scherben. b) Verteilt den restlichen Mörtelbrei in zwei Aluschälchen. Stellt eine der Schalen in eine Plastiktüte und verschließt diese luftdicht. Stellt die andere Schale unverpackt bis zur nächsten Stunde beiseite. Haltet eure Beobachtungen in der nächsten Stunde schriftlich fest! Der in der Raumluft aufbewahrte Mörtel ist komplett ausgehärtet. Die Mörtelprobe, die in der Plastiktüte luftdicht verpackt wurde, ist hingegen noch nicht hart geworden. Damit der Mörtel in einem frisch gemauerten Zimmer schnell abbindet, stellen die Maurer häufig einen Kohleofen in das Zimmer. Beim Heizen mit einem Elektroofen hingegen bindet der Kalk nicht schneller ab. Warum? Beantwortet schriftlich Antwort ergibt sich aus dem technischen Kreislauf, s. Buch S. 137

Zusatzstation 10: Wasserhärte und Waschmittel Information: Wasser, in dem viele Calcium- und Magnesiumsalze gelöst sind, nennt man hartes Wasser. Chemisch reines Wasser und Regenwasser enthält keine bzw. wenig gelöste Salze, dieses Wasser nennt man weiches Wasser. Je nach geologischem Untergrund in verschiedenen Gebieten ist das Grundwasser mehr oder weniger hart. Hartes Wasser bringt in vielen Einsatzbereichen Probleme mit sich. Beim Erhitzen, z. B. in Boilern, Heizungen und Haushaltsgeräten, scheidet sich Kalk ab, der zum einen die Leitungen verengt und zum andererseits als Überzug auf Heizelementen zu einem höheren Energieverbrauch führt. Beim Waschen mit Seife führt hartes Wasser zur Bildung schwerlöslicher Kalkseife und somit zu einem Mehrverbrauch. Ferner ist auch hier die Abscheidung von Kalkkristallen im Textilgewebe unerwünscht (kratzige Handtücher).

Zusatzstation 11: Erdalkalimetallverbindungen in Land- und Forstwirtschaft Information: Da Kohle, Erdöl und Erdölprodukte (Benzin, Heizöl..) u. a. Schwefelverbindungen enthalten, entsteht bei deren Verbrennung auch Schwefeldioxid. Dieses Gas gilt als einer der Hauptgründe für die Entstehung von saurem Regen. Verbrennungslöffel mit brennendem Schwefel Wasser mit Universal-indikator Mit Stopfen verschließen und schwenken, damit sich Gas und Flüssigkeit ver-mischen können Gebt in einen Verbrennungslöffel 2 Spatelspitzen Schwefel. Entzündet den Schwefel an einer Bunsenbrennerflamme und halte ihn brennend in den Standzylinder. Entfernt den Verbrennungslöffel und schließt den Standzylinder mit dem Stopfen. Schwenkt den Zylinder dann kräftig, damit sich das Reaktionsprodukt mit dem Wasser mischt. Haltet eure Beobachtungen fest!

Der pH-Wert steigt an, von etwa pH 2 auf pH 7 1 Verbrennungslöffel mit brennendem Schwefel Wasser mit Universal-indikator Mit Stopfen verschließen und schwenken, damit sich Gas und Flüssigkeit ver-mischen können 2 1. Bei der Verbrennung von Schwefel entsteht Schwefeldioxid, ein stechend riechendes Gas. 2. Reagiert dieses Gas mit dem Universalindikator, so zeigt dieser eine saure Reaktion an. Gebt nun eine Spatelspitze Calziumcarbonat zu der Lösung im Standzylinder. Haltet eure Beobachtungen fest. Der pH-Wert steigt an, von etwa pH 2 auf pH 7

Als Sofortmaßnahme zum Schutz von Wäldern gegen „sauren Regen“ wird der Waldboden gekalkt (mit Calciumcarbonat bestreut). Welche längerfristigen Schutzmaßnahmen könntet ihr euch vorstellen? Durch die Kalkung mit Calciumcarbonat wird die Versauerung des Bodens zunächst gestoppt, siehe Versuch mit der Zugabe von Calciumcarbonat zur sauren Lösung. Da aber durch den sauren Regen der pH-Wert wieder absinken wird (Eintrag), wäre eine erneute Kalkung notwendig. Diese kostet viel Geld. Um den Eintrag von Säure zu vermindern, müssten Maßnahmen bei der Verursachung getroffen werden, also bei der Verbrennung von Erdölprodukten. Da diese Schwefel enthalten, müsste diese entschwefelt werden oder Entschwefelungsanlagen in die Kraftwerke eingebaut werde

Lest die Inhaltsangaben der Dünger Lest die Inhaltsangaben der Dünger. Welche Alkali- und Erdalkalimetalle sind für das Pflanzenwachstum unentbehrlich? Pflanzendünger, wie zum Beispiel Branntkalt enthält MgO und CaO. Also sind es die Elemente Magnesium und Calcium. Magnesium benötigt die Pflanze für den Aufbau des Blattgrüns, dem Chlorophyll. Calcium sorgt für die Stabilität der Pflanze.