Glasreiniger - Streifenfrei auch ohne Ammoniak

Die spannenden Antworten, die ich einer Leserin zur Wirkweise von WC-Reinigern gab, haben eine weitere Verfolgerin dazu bewegt, auch gleich nach der Funktion eines anderen Putzmittels zu fragen: Wie funktioniert ein Glasreiniger?

Wenn wir sauber machen, benutzen wird fast überall Seifen – denn die Superwaschkraft der Tenside darin ist einfach unschlagbar. Beinahe jedenfalls. Doch wer schon einmal Fenster geputzt hat, kennt ein leidiges Phänomen: Streifen an den Scheiben. Die entstehen entweder aus nicht gänzlich entferntem Schmutz – oder sind ein Souvenir, das die oberflächenliebenden Tenside uns hinterlassen.

Deshalb scheinen Glasreiniger anders zu funktionieren als gewöhnliche Seife, die man nach der Verwendung gründlich abwaschen muss: Einmal rasch aufgesprüht lösen sie den Schmutz ratzfatz, und nach dem Abwischen verschwinden die verbleibenden Streifen innerhalb von Sekunden. Was aber macht Glasreiniger so besonders?

Was im Glasreiniger drin ist

Wer Glas streifenfrei reinigen möchte, braucht eine Substanz, die sowohl ein Talent zum Schmutzlösen hat, als auch leicht und rückstandslos entfernbar ist. Deshalb enthalten Glasreiniger in der Regel

  • Organische Lösungsmittel: Ethanol oder/und andere Alkohole mit ähnlichen Eigenschaften. Organische Lösungsmittel können, was ihr Name verspricht: In ihnen lösen sich viele Stoffe leicht auf, die sich in Wasser weniger leicht lösen. Alkohole aus kleinen Molekülen lassen sich trotzdem leicht mit Wasser mischen, sodass man gemeinsam mit Wasser verwenden kann. Dabei setzen Alkohole die Oberflächenspannung von Wasser herab, sodass nicht nur sie selbst, sondern auch das Wasser schnell verdunsten kann: Flüssigkeitsreste verschwinden schnell vom Glas.
  • Wenig oder gar keine Seife: Die würde ja Streifen hinterlassen. Deshalb wird in Glasreinigern weitgehend darauf verzichtet.
  • Duftstoffe
  • Konservierungsmittel
  • Farbstoffe
  • Manche Glasreiniger enthalten zudem Ammoniak, dem eine zusätzliche Reinigungskraft zugeschrieben wird.

Alkohole sind umweltfreundlicher als Seifen

Organische Lösungsmittel haben vielerorts ein anrüchiges Image – aber keine Panik: Diese Stoffe sind nicht immer so schlimm, wie ihnen nachgesagt wird. Das gilt ganz besonders für Ethanol – den uns wohlbekannten Trink-Alkohol – und seine Verwandten. Die sind nämlich viel umweltverträglicher als viele Tenside in Seifen!

Als natürlicher Bestandteil vieler lebender Systeme (viele Kleinlebewesen stellen im Zuge der alkoholischen Gärung Ethanol selbst her und noch mehr – uns Menschen eingeschlossen – können ihn verstoffwechseln) ist Ethanol, anders als viele Tenside, leicht biologisch abbaubar.

In hoher Konzentration verursacht Ethanol allerdings nicht nur uns einen Kater oder schlimmeres, sondern ist auch für viele Kleinstlebewesen tödlich – was ihn zu einem beliebten Desinfektionsmittel macht. So sollten Glasreiniger auf Ethanol-Basis ohne weitere Konservierungsmittel auskommen können.

Denn die Duftstoffe und Konservierungsmittel in vielen Glasreinigern sind die gleichen zweischneidigen Schwerter wie in anderen Reinigungsmitteln, sodass mit solchen Zusätzen auch ein Glasreiniger nicht pauschal als “vollkommen harmlos” angesehen werden kann.

Warum Duftstoffe bedenklich sind

Duftstoffe leisten keinen direkten Beitrag zur Funktion des Reinigungsmittels: Sie reinigen nicht. Stattdessen sollen sie dem Produkt einen angenehmen Duft verleihen, welcher dem Konsumenten vermitteln soll, dass die Anwendung ungefährlich, angenehm, mit Sauberkeit und “Frische” und damit mit Gesundheit verbunden ist. Im “schlimmsten” Fall werden dabei sogar unangenehme Gerüche überdeckt, die andernfalls dem Körper als (lebens-)wichtige Warnung dienen: Ich stinke, also bin ich ungesund.

In Reinigungs- und anderen Produkten ist eine Vielzahl verschiedener Duftstoffe im Einsatz, die – praktisch alle körperfremd – auch gleich eine Vielzahl möglicher Allergieauslöser darstellen. Und das gilt für “naturnahe” bzw. natürliche ätherische Öle ebenso wie für Molekül-Kreationen aus dem Labor, wie ich hier näher erläutert habe.

Ebenso besonderes Augenmerk verdienen Konservierungsmittel: Die können nicht nur ebenso Allergien auslösen wie Duftstoffe. Sie sind überdies dem Leben nicht zuträglich – zwangsweise, denn sie sollen ja verschiedenste Kleinstlebewesen daran hindern, in unseren angebrochenen Putzmittel-Flaschen zu hausen und zu gedeihen. Das Problem dabei ist, dass viele solcher “Biozide” – lebensvernichtende Stoffe – auch für menschliche Zellen giftig sind.

Wenn wir Reinigungsmittel in normalem Umfang dafür benutzen, wozu sie gedacht sind, werden wir kaum eine gefährliche Dosis solcher Konservierungsmittel abbekommen. Die Dämpfe solcher Produkte einzuatmen empfiehlt sich trotzdem nicht. Denn was für die Vernichtung unliebsamer Kleinstlebewesen geschaffen ist, wird auch vor den unverzichtbaren Bewohnern unserer Haut und Schleimhäute nicht Halt machen. Wer viel putzen muss, ist deshalb nicht nur möglicher Allergien wegen mit Handschuhen gut bedient.

Ammoniak – Warum dieser Inhaltsstoff die Geister scheidet

Manche Glasreiniger enthalten neben Alkoholen oder anderen Reinigungskünstlern Ammoniak (der gern auch als “Salmiak” umschrieben wird). Ammoniak, , ist ein Gas, das sich sehr gut in Wasser löst. Die wässrige Lösung, heute Ammoniak-Wasser genannt, war vor allem früher als Salmiakgeist bekannt.

Ammoniak ist eine Base: Beim Lösen in Wasser kann ein Ammoniak-Molekül ein -Ion von einem Wassermolekül aufnehmen (“aq” im Index deutet an, dass das betreffende Teilchen in Wasser gelöst ist):

Unter den alten Sammelbegriff “Salmiak” fallen deshalb auch die Salze des Ammonium-Ions , wie sie zum Beispiel in Salmiakpastillen vorkommen! Anders als Ammoniak sind Ammoniumsalze, wenn man sie in Wasser löst, jedoch sehr schwache Säuren (das Ammonium-Ion muss schliesslich ein -Ion abgeben, damit daraus Ammoniak entstehen kann) – haben also ganz andere Eigenschaften!

In einer Ammoniak-Lösung liegen stets Ammoniak-Moleküle und Ammonium-Ionen zugleich vor: Ammoniak ist eine relativ schwache Base. Das bedeutet aber auch, dass sich stets gelöste Ammoniak-Moleküle im Gleichgewicht mit gasförmigem Ammoniak befinden.

Diese Moleküle können wir riechen, sodass eine Ammoniak-Lösung durch ihren mehr oder weniger stechenden Geruch auffällt.

Eine Base als Reinigungsmittel

Die Basizität ist wohl auch der Grund für die “reinigungsverstärkende” Wirkung des Ammoniaks. Denn die Gegenwart von Basen, genauer gesagt -Ionen, führt dazu, dass verschiedene grössere Biomoleküle leicht in kleinere, einfach abwaschbare Bruchstücke zerfallen. Fette beispielsweise sind mittelgrosse, wasserunlösliche Moleküle, die zu den Estern gehören und deshalb in Gegenwart von Basen gespalten werden. Die Bruchstücke – Glycerin und Fettsäuren – lassen sich leicht mit Wasser oder Ethanol aufnehmen. Auch Eiweisse, d.h. Proteine, werden in Gegenwart von Basen leicht hydrolysiert, also in Bruchstücke bis hin zu ihren Aminosäuren zerlegt.

Das Problem: Ammoniak ist giftig

  • Wie alle stärkeren Säuren und Basen wirkt Ammoniak ätzend – auch auf unsere Schleimhäute – und kann, wenn es eingeatmet wird, im schlimmsten Fall ein Lungenödem verursachen.
  • Ammoniak ist ausserdem ein Nervengift, das je nach Konzentration zu neurologischen Ausfällen, Koma und Tod führen kann.
  • Da es sich um ein Gas handelt, das aus der wässrigen Lösung leicht flüchtig ist und sich im Wasser auf unseren Schleimhäuten erneut lösen kann, ist Ammoniak schwer unter Kontrolle zu halten.
  • Ammoniak ist sehr giftig für Wasserorganismen: In natürlichen Gewässern sind praktisch immer Ammoniumionen zugegen (denn die Lebewesen darin scheiden sie als Stoffwechselabfall aus). Wenn eine Base wie Ammoniak-Lösung da hinein gerät, wird der pH-Wert angehoben (d.h. es gibt vermehrt -Ionen und damit wenig -Ionen im Wasser). Gemäss Le Chateliers Prinzip des kleinsten Zwangs wird dadurch das Gleichgewicht zwischen Ammonium-Ionen und Ammoniak, das natürlicherweise weit auf der Seite von  liegt, auf die Seite von  – Ammoniak – geschoben:
    Und Ammoniak ist auch für viele Wasserlebewesen bis hin zu Fischen giftig – ganz davon abgesehen, dass sich die meisten Lebewesen bei einem erhöhten pH-Wert ohnehin nicht wohlfühlen werden.

Es gibt also genug Gründe, um auf Ammoniak in Reinigungsmitteln zu verzichten.

Wie du dem Ammoniak aus dem Weg gehen kannst

Das ist eigentlich ganz leicht: Ammoniak hat einen extrem unangenehmen, stechenden Geruch – wenn du einem solchen begegnest, hör auf das Fluchtsignal deines Körpers und gehe auf Abstand.

Ich habe mal vielleicht 100-200 Milliliter konzentrierte Ammoniak-Lösung in einem Labor-Abzug (einem per Schiebetür verschliessbaren Kleinraum mit eingebauter “Dunstabzugshaube”) verschüttet. Ich musste mich selbst bewusst am Weglaufen hindern und stattdessen den Abzug schliessen, um das Gas an der Ausbreitung zu hindern, bevor ich das Zeug ordnungsgemäss entsorgen konnte!)

Das heisst: Wenn du zur Zeit einen Glasreiniger mit Ammoniak verwendest:

  • Atme den Sprühnebel bzw. die Dämpfe möglichst nicht ein (auch möglicher Duft- und Konservierungsstoffe wegen)-
  • Brauche den Glasreiniger auf. Das ist meiner Meinung nach sinnvoller als Wegwerfen – es sei denn, das Mittel bereitet dir schon gesundheitliche Probleme wie beispielsweise eine Allergie. Dann bringe die Reste zur Sondermüll-Entsorgung: Ammoniak darf nicht ins Abwasser gelangen!

Wenn du einen neuen Glasreiniger kaufen möchtest:

  • Achte darauf, dass der neue keinen Ammoniak (Ammoniak-Wasser, Salmiak, Salmiakgeist,…) enthält.
  • Achte ebenso darauf, dass Stoffe, die dir bereits Allergien auslösen, nicht enthalten sind.
  • Am empfehlenswertesten ist ein Glasreiniger auf Alkohol-Basis (Spiritus-Reiniger).

 

Glas reinigen mit Hausmitteln

Statt einem Glasreiniger aus dem Supermarkt kannst du auch einfach Brennsprit (Spiritus) in eine Zerstäuberflasche füllen und zum Reinigen verwenden. Statt – wie oft genannt – Zeitungspapier solltest du dabei aber ein Mikrofasertuch zum Wischen verwenden. Das fusselt ebenso wenig und enthält keine Druckerschwärze, die abfärben könnte.

Beim Umgang mit Brennsprit bzw. Spiritus und anderen organischen Lösungsmitteln gilt ausserdem: Kein offenes Feuer in ihre Nähe bringen! Diese Substanzen gehen sehr leicht in Flammen auf: Rauchen oder brennende Kerzen sind beim Fensterputz daher tabu!

Ausserdem gilt auch hier: Dämpfe nicht einatmen – die können benommen oder zumindest Kopfschmerzen machen!

Überdies sind dem Brennsprit aus dem Supermarkt Spuren sehr unangenehm riechender und schmeckender Substanzen wie Denatonium (dem bittersten bekannten Stoff der Welt) oder Butanon (Methylethylketon, MEK) beigemengt. Mit anderen Worten: Der Ethanol ist vergällt. Das lässt vermutlich die meisten Menschen nicht nur Abstand davon nehmen, den Sprit zu trinken um die Alkoholsteuer zu umgehen, sondern auch davon, daran zu schnüffeln. Ich zumindest empfinde den Geruch meines Brennsprits als viel unangenehmer als jenen des wirklich reinen Labor-Ethanols. Somit ergibt sich das “nicht einatmen” mehr oder weniger von selbst.

 

Wie ich meine Scheiben praktisch streifenfrei sauber bekomme

Ich verwende, der vermutlich vorwiegend aus Alkoholen besteht und keinen Ammoniak enthält (Ausser den Duft- und Konservierungsstoffen sind die Inhaltsstoffe nicht auf der Flasche angegeben. Der pH-Wert ist allerdings laut pH-Streifen neutral (und nicht basisch wie in Gegenwart von Ammoniak) und die Farbstoffe aus dem pH-Streifen lösen sich schnell in der Flüssigkeit (viele wasserunlösliche Farbstoffe lösen sich leicht in organischen Lösungsmitteln). Da der Reiniger beim Aufsprühen leicht schäumt, könnte überdies ein kleiner Anteil Seife enthalten sein).

  • Stark verschmutzte Aussenscheiben besprühe ich mit etwas Glasreiniger und rubble sie gründlich mit einem triefnassen Schwamm ab.
  • Das Alkohol-Wasser-Gemisch ziehe ich dann gründlich mit einem Gummi-Abzieher ab. Ein betagtes, einfaches Markenprodukt leistet mir dabei bessere Dienste als sein No-Name-Gegenstück aus Studentenzeiten.
  • Ganz wichtig: Den Abzieher wische ich nach jedem Zug über die Scheibe kurz an einem Tuch ab, sodass kein Wasser/Reiniger mehr daran klebt, das/der tropfen könnte!
  • Falls doch noch Streifen bleiben, poliere ich mit einem trockenen Mikrofasertuch kurz nach.

Und wie putzt ihr eure Fenster? Welche Glasreiniger verwendet ihr? Und wie wichtig ist euch die Zusatz-Reinigungskraft von Ammoniak?

gefrorenes Wasser : Das Glas wird voller

Warum ist es eigentlich keine gute Idee, eine geschlossene Glasflasche mit Wasser ins Tiefkühlfach zu legen? Dieses Experiment zeigt euch eine ungewöhnliche, verblüffende Eigenschaft des Wassers – seine Dichteanomalie!

Der Januar war hier in den niedrigen Regionen der Schweiz viel zu warm, aber der Februar grüsst heute Morgen mit einer feinen Puderzucker-Schneeschicht. So könnt ihr in diesem Winter vielleicht doch noch Beobachtungen machen, die spannende Fragen aufwerfen: Warum friert bei einem Teich zuerst die Oberfläche zu, während das Wasser darunter flüssig bleibt? Und warum sieht ein Wasserkübel voller aus, wenn das Wasser darin zu Eis erstarrt?

Dass der Kübel tatsächlich voller ist, könnt ihr mit diesem einfachen Experiment nachweisen!

Ihr braucht dazu

  • Ein – möglichst schmales – Trinkglas, das in euer Tiefkühlfach passt
  • Ein Tiefkühlfach (wenn es draussen friert, genügt auch Platz auf Balkon oder Terrasse)
  • Kaltes Leitungswassser
  • Einen wasserfesten Filzstift
  • Ein Lineal
  • Optional: Gefäss mit Skala und eine Küchen- oder Laborwaage
Material für das Experiment

Das ist alles was ihr braucht, um Wasser wachsen zu lassen!

Wie ihr das Experiment durchführt

  1. Füllt das Glas etwa zwei Drittel hoch mit Leitungswasser und stellt es auf eine waagerechte Fläche.
  2. Markiert die Höhe des Wasserspiegels mit einem Filzstift-Strich. Mit dem Lineal könnt ihr die Füllhöhe zudem auch in Zentimetern messen.
  3. Stellt das Glas mit dem Wasser in euer Tiefkühlfach oder bei Frost nach draussen und wartet einige Stunden.
  4. Wenn das Wasser vollständig gefroren ist, nehmt das Glas wieder aus dem Tiefkühlfach bzw. nach drinnen und wartet wenige Minuten, bis die Luftfeuchtigkeit nicht mehr sofort einen weissen Schleier auf der Glasoberfläche bildet. Wischt eventuelle Reste dieses Schleiers ab (gebt dabei acht, dass der Filzstift-Strich erhalten bleibt!).
  5. Vergleicht die Höhe der Eissäule im Glas mit eurer Markierung. Mit dem Lineal könnt ihr den Höhenunterschied in Millimetern messen!

Wenn ihr eine Waage und ein Gefäss mit unterteilter Skala, zum Beispiel einen Messzylinder, habt, könnt ihr auch die Veränderung der Dichte des Wassers messen:

  1. Wiegt das Glasgefäss vor und nach dem Einfüllen des Wassers. Der Gewichtsunterschied entspricht der Masse des eingefüllten Wassers. Lest dann das Volumen des eingefüllten Wassers (in Millilitern oder Kubikzentimetern cm3) von der Skala des Gefässes ab. Notiert beide Werte.
  2. Um die Dichte des Wassers zu erhalten, teilt die Masse des Wassers durch sein Volumen (die Zahlen werden sich sehr ähneln, sodass das Ergebnis in der Nähe von 1 g/cm3 liegen wird).
  3. Nachdem das Wasser gefroren ist, lest das Volumen noch einmal ab (wenn die Oberfläche der Eissäule sich gewölbt hat, versucht den Wert zu schätzen!) und rechnet die Dichte des Eises wie in 2. aus (ein zweites Mal wiegen müsst ihr dazu nicht – die Masse des Wassers ändert sich nicht!).

Was ihr beobachten könnt

Nach dem Gefrieren reicht die Oberfläche der Eissäule deutlich über den ursprünglichen Wasserspiegel hinaus: Eis nimmt mehr Platz ein als das flüssige Wasser, aus dem es entsteht – das Wasser ist beim Einfrieren gewachsen! In meinem Glas ist die Eissäule ganze 8 Millimeter (wenn ich zudem die Wölbung berücksichtige, mindestens 1 Zentimeter) höher als das Wasser, das ich eingefüllt hatte!

Dichteanomalie sichtbar gemacht: Das Wasser ist gewachsen!

Wenn ihr die Dichte von Wasser und Eis bestimmt, werdet ihr feststellen, dass der Wert für das Eis etwas kleiner ist als der für das Wasser (die Masse bleibt dabei unverändert: Vor und nach dem Gefrieren ist (annähernd) gleich viel Wasser im Glas).

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Wie kann Wasser wachsen, wenn es friert?

Nur ganz wenige Stoffe können das. Normalerweise werden Stoffe grösser, je wärmer sie werden. Das rührt daher, dass die Teilchen in warmen Stoffen sich heftiger bewegen als die gleichen Teilchen in kalten Stoffen. Und was ständig herumzappelt oder gar -wuselt, braucht einfach mehr Platz. Das heisst auch, dass diese Stoffe kleiner werden, wenn man sie abkühlt – also auch, wenn sie gefrieren.

Wasser und einige wenige Stoffe, wie die Elemente Bismut, Gallium, Germanium, Plutonium, Silicium und Tellur , fallen da allerdings aus dem Rahmen: Sie werden mitunter grösser, wenn sie abkühlen.

Wasser verhält sich nicht “ganz normal”

Flüssiges Wasser verhält sich genaugenommen ganz normal, so lange seine Temperatur über rund 4°C liegt. Dann gilt auch hier: Je wärmer das Wasser ist, desto wuseliger sind die Teilchen, aus denen es besteht, und desto mehr Platz nimmt es ein. Oder umgekehrt: Je kälter das Wasser ist, desto weniger wuseln die Teilchen und desto weniger Platz nehmen sie ein.

Bei rund 4°C passiert dann etwas neues: Wenn das Wasser noch kälter wird, bereiten die Wasserteilchen sich darauf vor, Eiskristalle zu bilden: Sie rotten sich zusammen und bewegen sich nurmehr in der Nähe der Plätze, die sie in einem Eiskristall-Gitter einnehmen würden. So wie Kinder, die “die Reise nach Jerusalem” spielen und – wenn sie erwarten, dass die Musik abbricht – darauf aus sind, in der Nähe der freien Stühle zu sein.

Und das Eiskristall-Gitter hat es in sich: Das Muster , in dem die Wasserteilchen darin angeordnet werden, ist nämlich ziemlich grobmaschig. Die anziehenden Wechselwirkungen, “Wasserstoffbrücken” genannt, welche die Wasserteilchen im Gitter zusammenhalten, halten sie nämlich gleichzeitig ziemlich auf Abstand voneinander.

Ein Modell des Eiskristall-Gitters : Jeder schwarze Knoten ist ein Wasserteilchen. Die Wasserstoffbrücken – dargestellt als grüne Streben – halten die Teilchen auf Abstand!

So kommt es, dass die Wasserteilchen schon beim Zusammenrotten vor dem Gefrieren auf Abstand gehen – so wie es die spielenden Kinder wohl täten, wenn man die freien Stühle voneinander entfernt aufstellen würde. Deshalb braucht flüssiges Wasser zunehmend mehr Platz, wenn es kälter als 4°C wird.

Unmittelbar vor dem Gefrieren sind die Wasserteilchen am weitesten – also entsprechend der Maschen im Eiskristallgitter – verteilt und nehmen schliesslich ihre festen Plätze im Gitter ein: Wenn Wasser einmal erstarrt ist, wächst das Eis nicht mehr weiter!

Weil das “Wachsen” eines abkühlenden Stoffes im Vergleich zu den meisten anderen Stoffen nicht ganz normal ist, nennen Chemiker und Physiker diese ungewöhnliche Eigenschaft eine Dichteanomalie.

Dichte – und warum Teiche stets von oben zufrieren

Der eingefrorene Wasserkübel sieht also nicht nur voller aus – er ist tatsächlich voller! Man kann das Ganze jedoch auch aus einem anderen Blickwinkel betrachten:

Würde die Wasserteilchen in einem Milliliter kaltem Wasser zählen und ihn dann einfrieren, dann wäre der entstehende Eisklumpen grösser. Um einen ordentlichen Vergleich anzustellen, könnte man aus diesem Eisklumpen einen Eiswürfel herausschneiden, der einen Milliliter fasst (das Volumen des Eiswürfels beträgt einen Milliliter). Würde man die Teilchen in diesem Eiswürfel zählen, wäre das Ergebnis eine kleinere Zahl als für einen Milliliter flüssiges Wasser – denn die Wasserteilchen, die nach dem Wachsen keinen Platz mehr im Würfel fanden, hat man schliesslich vorher weggeschnitten.

Da man mit dem Zählen von Stoffteilchen aber eine schiere Ewigkeit beschäftigt wäre, ist es wesentlich praktischer, die Teilchen alle zusammen zu wiegen. Denn jedes Teilchen hat seine Masse, die es zur Gesamtmasse eines Milliliters beisteuert. Da in einem Milliliter Eis weniger Teilchen sind, als in einem Milliliter flüssigen Wassers, wiegt ein Milliliter Eis entsprechend weniger.

Um diese veränderliche Eigenschaft von Stoffen zu beschreiben, verwenden Physiker die “Dichte”: Sie geben die Masse für ein bestimmtes Volumen des jeweiligen Stoffes an: rho = m/V . Damit lassen sich verschiedene Gesetzmässigkeit einfach ausdrücken: Aus “die meisten (flüssigen) Stoffe werden um so kleiner, je kälter sie werden” wird so “die Dichte der meisten (flüssigen) Stoffe nimmt zu (d.h. mehr Teilchen drängen sich in einem festgelegten Volumen zusammen – das Volumen wird schwerer), wenn sie kälter werden”.

Warum Eis schwimmt

Die wenigen Stoffe, für die das nicht uneingeschränkt gilt, weisen damit eine Dichteanomalie auf. Dieser Anomalie wegen hat Eis eine geringere Dichte als Wasser.

Und damit kommen wir zu einer weiteren Gesetzmässigkeit über die Dichte von Stoffen: Füllt man zwei Stoffe (davon ist mindestens einer flüssig und keiner ein Gas) mit unterschiedlicher Dichte, die sich nicht vollständig mischen, in ein Gefäss, dann schwimmt der Stoff mit der geringeren Dichte oben.*

*Tatsächlich gilt dies nur unter Vernachlässigung einiger äusserer Umstände, zu denen ihr bald hier mehr erfahren könnt.

Das gilt natürlich auch für Eis und Wasser – deshalb schwimmen die Eiswürfel im gekühlten Drink stets obenauf!

Warum Teiche von oben einfrieren

Darüber hinaus gilt das Gesetz auch innerhalb ein und desselben flüssigen Stoffs, wenn dieser in verschiedenen Bereichen eine unterschiedliche Dichte hat (weil diese Bereiche unterschiedlich warm sind). Wenn ein anfangs warmer Teich abkühlt, ordnet sich das kalte Wasser (das die höhere Dichte hat) unterhalb des wärmeren Wassers (mit niedrigerer Dichte) an. Da Wasser bei rund 4°C die höchste Dichte hat, landet das 4°C kalte Wasser somit ganz unten – darüber sind die Schichten wärmer.

Wenn es nun im Winter richtig kalt wird, kühlen die oberen Wasserschichten unter 4°C ab. Der Dichteanomalie wegen nimmt ihre Dichte dabei jedoch ab – und die kalten Schichten bleiben oben. Mehr noch: Die kälteste Sicht – mit der geringsten Dichte – ordnet sich ganz oben an, und erstarrt dort schliesslich als erstes zu Eis.

Wasser im Teich nach Dichte sortiert

Dichteverteilung im Teich: Links wenn es warm ist: unten – bei 4° ist das Wasser am dichtesten. Rechts wenn es kalt ist: Das dichteste Wasser ist unten – kälteres Wasser ist weniger dicht! By Klaus-Dieter Keller, details from KnowItSome, Tango! Desktop Project, Julo, Spax89 [CC BY-SA 3.0], via Wikimedia Commons

So freuen wir uns, wenn wir auf der Teichoberfläche Schlittschuh laufen können, während die Fische darunter sicher sein können, flüssiges Wasser zum Schwimmen und Atmen zu finden, wenn sie nur nach ganz unten tauchen (so lange der Teich nicht komplett durchfriert).

Dank der Dichteanomalie des Wassers können nicht nur Fische den Winter überleben – womöglich hat auch das Leben auf der Erde dank dieser ungewöhnlichen Eigenschaft mehrere Eiszeiten überdauern können – sodass wir die Anomalie heute in einem Glas im Tiefkühlfach beobachten können. Spannend, nicht?

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Und nun zum Abschluss eine Quizfrage: Welche “äusseren Umstände” führen dazu, dass das Gesetz “der Stoff mit der geringeren Dichte schwimmt oben” in Wirklichkeit mehr eine Faustregel ist, die oftmals nicht streng zu gelten scheint?

Die Auflösung samt einem spannenden Experiment gibt es nächste Woche hier in Keinsteins Kiste!

Ein Herz aus Eis

Bald ist Valentinstag, und wieder einmal sind viele darauf aus, die Herzen ihrer liebsten schmelzen zu lassen. Ich habe zu diesem Zweck bei einer englischsprachigen Kollegin ein wunderbar farbenfrohes Experiment aufgestöbert. Damit könnt ihr nicht nur jedes Herz aus Eis zum Schmelzen bringen, sondern gleich erforschen, wie das Schmelzen eigentlich abläuft!

Du brauchst dazu

  • Eine wasserdichte Herzform (zum Beispiel eine Silikon-Kuchenform oder eine gut schliessende Springform
  • Wenn du eine Springform verwendest: etwas Frischhaltefolie
  • Lebensmittel- oder/und wasserlösliche Acrylfarbe
  • Ein grosses Tablett mit Rand, eine flache Wanne oder ein Backblech
  • Platz im Tiefkühlfach für die Herzform
  • Ein Gefäss zum Ausgiessen
  • Leitungswasser
  • Speise- oder Streusalz
  • Etwas zum Umrühren (z.B. einen Rührstab oder Löffel)

Wie du das Herz zum Schmelzen bringst

Dazu muss das Herz erst einmal richtig eiskalt werden! Das schaffst du wie folgt:

  1. Fülle deine Herzform maximal zu drei Vierteln hoch mit Wasser (Mache sie nicht ganz voll! Wasser dehnt sich aus, wenn es gefriert und braucht daher mehr Platz als wenn es flüssig ist!). Wenn du ein rosarotes oder andersfarbiges Herz haben möchtest, rühre etwas Lebensmittelfarbe in das Wasser. Falls du eine Springform verwendest: Probiere vorher mit etwas ungefärbtem Wasser aus, ob sie dicht hält. Falls nicht: Lege die Springform vor dem Einfüllen des gefärbten Wasser mit einem (!) Stück Frischhaltefolie aus.
  2. Stelle die Form mit dem gefärbten Wasser vorsichtig ins Tiefkühlfach und warte etwa einen halben Tag.

Wenn das Herz vollständig gefroren ist, geht es weiter:

  1. Nimm das Herz aus dem Tiefkühlfach, löse das Eis aus der Form (falls es festgefroren ist: spüle die Form kurz mit warmem Wasser ab und drücke das Eis sofort heraus). Falls du Frischhaltefolie zum Abdichten verwendet hast, löse sie so vollständig wie möglich vom Eis.
  2. Lege das Herz auf das Tablett mit Rand. Ich habe weisse Küchentücher untergelegt, damit auf meinem schwarzen Backblech die Farben besser sichtbar bleiben.
  3. Streue Salz auf das Eis-Herz (sei dabei nicht sparsam). Das Eis wird um das Salz herum besonders schnell zu schmelzen beginnen.Streue Salz auf das Herz
  4. Verdünne die Acrylfarbe mit etwas Wasser bzw. rühre Lebensmittelfarbe in Wasser ein.
  5. Giesse die farbige Flüssigkeit vorsichtig über das Herz und beobachte.Giese Farbe über das gesalzene Herz

 

Was du beobachten kannst

  • Wenn du das gefrorene Herz aus dem Tiefkühlfach nimmst, wird es bei Raumtemperatur sehr langsam zu schmelzen beginnen.
  • Dort, wo du Salz darauf streust, wird das Eis sehr viel schneller tauen. Mit der Zeit fressen sich regelrecht Ritzen und Spalten in das Eis.
  • Wenn du farbige Flüssigkeit über das schmelzende Eis-Herz giesst, wird sie in und durch die Spalten laufen und die feinen Verästelungen deutlich sichtbar machen.

    im schmelzenden Eis - Herz bilden sich Furchen

    Hier ist schon einiges weggeschmolzen. Der Boden der Springform hatte eine karierte Struktur, die zu einer sehr regelmässigen Verteilung der Spalten beigetragen hat.

  • Nimm dir Zeit und beobachte das faszinierende Farbenspiel und die filigranen Strukturen, die das schmelzende Eis bildet! Wenn du eine Kamera hast, kannst du auch herrlich surreale Bilder davon machen!

    Acrylfarbe auf schmelzendem Eis

    Die stark verdünnte Farbe verläuft sich schnell. Mit reiner Acrylfarbe werden die Aushöhlungen und Schluchten noch besser sichtbar!

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Wie geht das Schmelzen vor sich?

Alle Stoffe bestehen aus winzigkleinen Teilchen. Die Art und Weise, wie wir die Stoffe wahrnehmen, hängt vom Verhalten dieser Teilchen – und vor allem von den Wechselwirkungen zwischen ihnen – ab.

Feststoff oder Flüssigkeit: Eine Frage der Bewegung

(Wasser-)Eis und Wasser sind ein und derselbe Stoff. Je nach herrschender Temperatur erscheint uns dieser Stoff fest oder flüssig (oder – bei ausreichend hoher Temperatur – sogar gasförmig: als Wasserdampf). Diese Erscheinungsformen – welche Chemiker und Physiker “Aggregatzustände” nennen – sind das Ergebnis unterschiedlicher Beweglichkeit der winzigen Stoffteilchen.

Im Feststoff sitzt längst nicht alles fest

In einem Eisblock, das heisst bei Temperaturen unter 0°C, sind die Wasserteilchen auf festgelegten Positionen angeordnet. Die Teilchen wechselwirken dabei mit ihren Nachbarn: Anziehung zwischen den Teilchen sorgt dafür, dass sie auf ihrem Platz bleiben, und die Ausrichtung dieser anziehenden Wechselwirkungen (im Fall von Wasserteilchen sind das vornehmlich sogenannte “Wasserstoffbrücken”) bestimmt das Muster der Anordnung. Die Teilchen sind also zu einem sich immer wiederholenden “Gitter” angeordnet, das wir – wenn es gross genug ist – als Festkörper wahrnehmen: Zum Beispiel als gefrorenes Herz.

Die Stoffteilchen sind allerdings ziemlich unruhige Gesellen. Ständig zittern und zappeln sie auf ihren Plätzen im Gitter herum – je höher die Temperatur des Ganzen ist, desto heftiger. Erst wenn man die Temperatur des Festkörpers auf den absoluten Nullpunkt (also 0 Kelvin oder -273,15°C) senken würde, wären die Teilchen im Gitter vollkommen ruhig.

Flüssigkeiten: Ein lebhaftes Gedränge

In einer Flüssigkeit gibt es keine festen Plätze mehr. Die Wasserteilchen in flüssigem Wasser bewegen sich weitestgehend frei gegeneinander, werden aber durch die anziehenden Wechselwirkungen nah beieinander gehalten. So geht es in der Flüssigkeit zu und her wie in einer bewegten Menschenmenge: Es strömt und fliesst und drängt hierhin und dorthin, und ununterbrochen ist man mit anderen auf Tuchfühlung. Wer schon einmal auf einer Grossveranstaltung wie der Street Parade in Zürich war, weiss, wovon ich schreibe.

Wie eine grosse Menschenmenge werden auch die Teilchen einer Flüssigkeit jeden Behälter, in welchen man sie gibt, bis zur letzten Ecke ausfüllen und sich dabei der Schwerkraft folgend von unten nach oben aufschichten.

Drei Aggregatzustände im Modell

Stoffteilchen in drei Aggregatzuständen, wie du sie im Alltag beobachten kannst: Fest, flüssig, gasförmig

Aus fest wird flüssig: Der Schmelzvorgang

Unser gefrorenes Herz wird im Tiefkühlfach höchstens bis auf schlappe -18°C abgekühlt. Und bei Raumtemperatur wird es dann allenfalls noch wärmer. “Wärme” ist dabei nichts anderes als die Bewegung der Stoffteilchen: Je wärmer ein Stoff ist, desto grösser ist das Gezappel. Dabei können die herumzappelnden oder -flitzenden Teilchen eines Stoffes ihre Nachbarn anrempeln und ebenfalls in Bewegung versetzen.

Das tun zum Beispiel die Luft-Teilchen, die – wie in einem Gas üblich – völlig ungebunden im Raum herumsausen. Wenn sie auf ihrem Weg gegen die Oberfläche des Eisherzens rempeln, versetzen sie die Wasserteilchen im Gitter in Schwingung: Die Eis-Oberfläche wird wärmer.

Und wenn die Temperatur des Eises dabei 0°C erreicht, kann die Wärme-Energie auf noch andere Weise verwendet werden: Um die Wasser-Teilchen an der Eis-Oberfläche aus dem Gitter zu lösen. Die dafür aufgewendete Energie wird Schmelzwärme genannt – ich habe sie kürzlich hier näher erklärt.

Die aus dem Gitter gelösten Teilchen bleiben zunächst dicht beieinander, bewegen sich dabei aber weitgehend frei: Sie bilden eine Flüssigkeit – flüssiges Wasser.

Ein Festkörper schmilzt also von aussen nach innen, denn von aussen kommt die Wärme und nach aussen können die Flüssigkeits-Teilchen davonfliessen. Dabei ist ein Teilchen im Gitter umso mehr Rempeleien ausgesetzt, je mehr “Seiten” es hat, die nach aussen weisen. Vorspringende Ecken und Kanten schmelzen also schneller als ein massiver Block, der eine kleine Oberfläche hat, die mit warmer Luft in Berührung kommen kann!

Was das Salz dazu tut

Kochsalz-Teilchen mischen sich sehr gut mit flüssigem Wasser. Das führt dazu, dass die Wasserteilchen aus dem Eis nicht erst bei 0°C, sondern schon bei niedrigeren Temperaturen (bis -17°C !) aus dem Gitter gelöst werden. Wie das vor sich geht, habe ich hier erklärt.

Wenn wir Salz auf unser Herz streuen, lösen sich die Wasserteilchen in der direkten Umgebung der Salzkörner demnach schneller aus dem Gitter. So entstehen zunächst Mulden, dann regelrechte Ritzen und Spalten in der Eis-Oberfläche, an deren Wänden nun viel mehr Wasserteilchen den Rempeleien der wärmeren Luft bzw. des flüssigen Wassers ausgesetzt sind. So wachsen die Ritzen und Spalten schnell weiter.

Wenn wir nun farbige Teilchen (zum Beispiel Acryl- oder Lebensmittelfarbe) mit den Wasserteilchen mischen, werden die Ritzen, durch die das farbige Wasser-Farbstoffgemisch fliesst, sehr gut sichtbar.

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Entsorgung

Wasser mit Lebensmittelfarben und Resten von wasserlöslichen Acrylfarben zum Basteln kann in den Ausguss entsorgt werden! Grössere Mengen Acrylfarbe solltest du eintrocknen lassen (oder besser zum Malen verwenden!) und in den Hausmüll geben.

Ideen zum Weiterexperimentieren

  • Du kannst das Experiment natürlich auch zu jedem anderen Anlass bringen: Anstelle der Herzform funktionieren weihnachtliche, Oster- und andere Formen ebenso gut.
  • Du kannst zudem mit verschiedenen Farbtönen experimentieren und (leider recht vergängliche) Eiskunst kreieren und fotografieren.
  • Was ich noch nicht ausprobiert habe: Was geschieht, wenn man das Herz mitsamt Ritzen und Spalten wieder einfriert und später eine andere Farbe zum Giessen verwendet?

Ich wünsche dir viel Spass beim Herzen schmelzen – sowohl derer aus dem Tiefkühlfach als auch derer deines/r Liebsten!

Vor fünf Jahren machte erstmals die “ice and salt challenge” um eine erstaunliche Kältemischung auf Youtube die Runde: Youtuber streuen sich Kochsalz auf die nackte Haut und fügen dann Eiswürfel hinzu. Das Ganze wird augenscheinlich sehr kalt – und die Challenge besteht darin, die Kälte lange genug zu ertragen.

Vor einem Jahr schlug diese Schnapsidee einmal mehr Wellen in den Medien:

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Denn diese Challenge ist gefährlich!

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Das Körpergewebe wird nämlich durch Kälte genauso verletzt wie durch Hitze: Eis und Salz werden gemeinsam so kalt, dass sogenannte Kaltverbrennungen bis zweiten oder dritten Grades die Folge sein können!

So fragt eine Leserin berechtigterweise: Warum tun Eis und Salz gemeinsam auf der Haut so weh?

Die Antwort lautet: Weil das Gemisch sehr kalt wird! Mischt man Eis und Kochsalz zu gleichen Teilen, kann die Temperatur des Gemischs auch in wärmerer Umgebung vom Schmelzpunkt reinen Wassers bei 0°C auf bis zu -17°C absinken!

Warum Eis mit Salz besonders kalt wird

Eigentlich gibt es in der Physik die Eigenschaft “Kälte” nicht. Was wir als Kälte empfinden, ist das Resultat nicht vorhandener Wärme – also geringer Energie. Wenn etwas kalt wird, wird ihm also Energie entzogen. Und diese Energie darf nach den Gesetzen der Thermodynamik nicht einfach verschwinden.

Tut sie auch nicht: In einem Gemisch aus Eis und Kochsalz spielen mehrere Phänomene, die Wärme für ihre Zwecke vereinnahmen, zusammen:

Schmelzwärme: Das Schmelzen erfordert Energie!

Der Versuch, den ich letzten Freitag hier verbloggt habe, hat gezeigt: Schon der Vorgang des Schmelzens als solcher erfordert Energie, in diesem Zusammenhang “Schmelzwärme” genannt, die dem schmelzenden Stoff und seiner Umgebung in Form von Wärme entzogen wird: Die Temperatur an der Oberfläche schmelzenden Eises stellt sich auf 0°C ein und steigt auch in wärmerer Umgebung nicht an.

Ebenso wenig nimmt sie weiter ab: Während am Schmelzpunkt, der auch Gefrierpunkt genannt wird, Wasserteilchen aus dem festen Eis-Gitter beweglich, also flüssig werden, ordnen sich andere, bewegliche Wasserteilchen wieder ins Gitter ein, werden also fest. Und dabei wird entsprechend Schmelzwärme freigesetzt.
Eis und Wasser befinden sich in einem Gleichgewicht, wie Le Châtelier es am Flughafen beschreibt!

Sobald sich dieses Gleichgewicht eingestellt hat, wird ebenso viel Schmelzwärme freigesetzt wie aufgenommen: Die Temperatur der beteiligten Stoffe ändert sich nicht.

Gelangt nun aus der Umgebung Wärme in dieses System, so verschiebt sich das Gleichgewicht weg von der Seite mit Wärme und damit hin zum flüssigen Wasser: Das Eis schmilzt.

Gefrierpunktserniedrigung: Wassermoleküle sind nicht multitaskingfähig!

Der Gefrierpunkt einer Kochsalzlösung in Wasser ist niedriger als der Gefrierpunkt von reinem Wasser. Dabei gilt: Je höher die Konzentration der Lösung (d.h. je mehr Salz mit dem Wasser vermischt) ist, desto niedriger ist ihr Gefrierpunkt. Chemiker und Physiker nennen diesen Effekt “Gefrierpunktserniedrigung”.

Das Auflösen von Kochsalz, also Natriumchlorid, in Wasser bedeutet, dass sich die Natrium- und Chlorid-Ionen einzeln mit den Wassermolekülen mischen. Dabei wird jedes Ion von einer bestimmten Anzahl Wassermoleküle eingehüllt (Chemiker sagen “hydratisiert”). Diese Wassermoleküle, die mit dem Einhüllen von Ionen “beschäftigt” sind, stehen damit nicht mehr für das Gefrieren – also der Umwandlung von flüssigem Wasser zu Eis, in der Gleichung oben von rechts nach links – zur Verfügung.

Gemäss dem Gesetz von Le Châtelier verschiebt sich das Gleichgewicht zum flüssigen Wasser, um den “Verlust” an flüssigem Wasser auszugleichen: Es schmilzt nun mehr Eis, als es erstarrt. Damit wird mehr Schmelzwärme aufgewendet, als frei wird: Die Temperatur nimmt ab – und zwar so lange, bis sich ein neues Gleichgewicht eingestellt hat.

Das geschieht, wenn die Temperatur der Mischung den Gefrierpunkt von Salzwasser-Eis erreicht hat. Erst dann kann nämlich das Wasser mitsamt der eingehüllten Ionen zu einem festen Stoffgemisch erstarren – vorher bildet sich auch aus Salzwasser, wenn überhaupt, nur reines Wassereis.

Was macht die Kälte für uns gefährlich?

Die biochemischen Reaktionen, die in unseren Zellen und Geweben ablaufen, sind darauf ausgelegt, bei rund 37°C – in unserer Haut auch bei ein paar Grad darunter – abzulaufen und optimal zusammen zu spielen. Sinkt die Temperatur in einem Körpergewebe darunter, werden die Stoffwechselreaktionen zunächst langsamer. Das ist nicht weiter tragisch – so lange die komplexen, ebenfalls auf 37°C ausgelegten Molekülstrukturen, aus denen wir bestehen, durch das Abkühlen nicht in Mitleidenschaft gezogen werden.

Sobald das geschieht, gerät der Stoffwechsel der betroffenen Zellen spätestens bei der Wiederannäherung an die Betriebstemperatur (also wenn das Gewebe wieder warm wird), aus dem Tritt. Ab einem gewissen Grad des molekularen Durcheinanders veranlassen solche Zellen ihre Selbstzerstörung und begehen Selbstmord, bevor ihre Funktionsstörung ihre Nachbarn grossartig beschädigen können (Die Molekularbiologen nennen diesen programmierten Zelltod “Apoptose”).

Wenn den beschädigten Zellen jedoch nicht die Zeit bzw. die Energie bleibt, um die kontrollierte Selbstzerstörung zu durchlaufen – weil sie zum Beispiel zu schnell kalt oder heiss werden oder anderweitig drastisch beschädigt werden, kommt es zu einem zellulären GAU (“grössten anzunehmenden Unfall”): Die Zellen werden unkontrolliert zerstört und neben Alarmsignal-Stoffen (einem molekularen “Hilfeschrei”) gelangen durch die zerstörten Zellwände Stoffe aus dem Zellinneren ins “Freie”, die den Nachbarzellen gefährlich werden können. Wir nehmen das als Entzündungsreaktion, Rötung, Schwellung, Schmerzen, und – wenn sichtbar grosse Gewebeabschnitte betroffen sind – als hässliche Wunden – Zell-Schrott eben – wahr (Molekularbiologen nennen diesen unkontrollierten Zelluntergang “Nekrose”).

Da in unkontrolliert entstandenem Zell-Schrott keine geordneten biochemischen Reaktionen und keine Blut- und damit Sauerstoffversorgung mehr möglich sind, kann “nekrotisches”, d.h. in einem “GAU” untergegangenes Gewebe nicht mehr heilen. Ebenso wenig funktioniert in solchen Gewebebereichen die Immun-Abwehr, sodass nekrotisches Gewebe leicht von Bakterien oder anderen unliebsamen Gästen infiziert werden kann.

Dabei macht es praktisch keinen Unterschied, ob der zelluläre GAU von starker Hitze oder starker Kälte herrührt: Kalt-Verbrennungen und Heiss-Verbrennungen unterscheiden sich in ihren Folgen nicht wesentlich. Das Auftreten von unumkehrbar zerstörtem Gewebe durch Hitze oder Kälte entspricht damit einer Verbrennung dritten Grades. Und gemäss so mancher Bilder, die ich auf Youtube gesehen habe, scheinen Kalt-Verbrennungen zweiten bis dritten Grades mit einer Kältemischung, die zu lange auf der Haut verbleibt, problemlos machbar zu sein!

Wozu kalte Sachen weh tun

Der menschliche Körper schützt sich vor Kalt- ebenso wie vor Heiss-Verbrennungen: Die Haut ist mit Schmerz-Rezeptoren ausgerüstet, die bei Hitze- und Kältereizen schmerzhaften Grossalarm auslösen und dafür sorgen, dass wir uns reflexartig von der Hitze- oder Kältequelle entfernen, bevor es zum Schlimmsten kommt.

Normalerweise jedenfalls. Wer sich an der “ice- and salt-challenge” beteiligt, bemüht sich darum, genau diesen Schutzreflex zu unterdrücken. Je “erfolgreicher” man darin ist, desto gefährlicher werden die Verletzungen, die daraus resultieren können!

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Ich rate daher dringend vom Nachmachen ab!

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Wie ihr trotzdem mit der Gefrierpunktserniedrigung experimentieren könnt

Anstatt ein Eis-Kochsalz-Gemisch auf eure Haut zu bringen, könnt ihr Eiswürfel oder Schnee und Salz ebenso gut in einem Behälter (am besten aus Kunststoff oder Edelstahl – Glas und Keramik können bei schneller Temperatur-Änderungen schonmal zerspringen!) miteinander mischen und die Temperaturabsenkung mit einem Thermometer messen.

Dabei könnt ihr gleich eure eigene Challenge veranstalten: Wer erreicht mit seinem Eis-Kochsalz-Gemisch die niedrigste Temperatur?

Wenn ihr unbedingt selbst fühlen möchtet, wie kalt das Gemisch wird, dann nehmt die Finger gleich wieder weg, sobald es euch unangenehm wird (das ist in der Regel innerhalb von Sekunden der Fall)!

Chemiker nutzen solche “Kältemischungen” aus Eis und Kochsalz übrigens gerne im Labor, um Reaktionsgefässe ohne aufwändige Elektrogeräte (ausser der Eiswürfelmaschine bzw. dem Tiefkühlfach) wirksam zu kühlen: So können Reaktionen, bei denen sehr viel Energie frei wird, im Zaum gehalten oder gasförmige Stoffe im Gefäss verflüssigt werden.

Seid ihr auch schon mit der “ice-salt-challenge” in Berührung gekommen oder habt gar daran teilgenommen? Oder habt ihr schonmal eine Kältemischung zum Kühlen verwendet?

Eis und heiss: Erforsche die Schmelzwärme

Der Winter ist die perfekte Zeit für Experimente mit Eis und Schnee. Ein ganz einfaches habe ich heute für euch – Aber Achtung! Es besteht die Gefahr, dass es das ein oder andere Weltbild erschüttert!

Wenn man etwas in einen Topf füllt und das Ganze auf dem Herd erhitzt, wird es stetig wärmer. Klar. Wärme ist schliesslich eine Form von Energie, die von einem Objekt auf ein anderes übertragen werden kann, und dabei nicht verloren gehen darf….Wirklich? Habt ihr schon einmal versucht, Eiswasser zu erwärmen?

 

Ihr braucht dazu

  • einen Herd
  • einen kleinen Kochtopf (der Topf auf dem Artikelbild ist zu gross bzw. enthält zu wenig Eis!)
  • Eis oder Schnee von draussen oder Eiswürfel aus dem Tiefkühlfach (ihr solltet den Topf gut damit füllen können)
  • kaltes Leitungswasser
  • einen Kochlöffel zum Rühren
  • ein Thermometer mit einem Anzeigebereich mindestens von -10°C bis +50°C, besser +100°C
  • etwas zum Schreiben (z.B. Tafel oder Notizblock)
  • ggfs. eine Uhr

 

Wie ihr das Experiment durchführt

  • Füllt Eis oder Schnee in den Topf und gebt ein wenig kaltes Wasser dazu. Der Boden des Topfes sollte mindestens 1cm hoch mit Wasser bedeckt sein (das Thermometer muss eintauchen können).
  • Messt sofort die Temperatur des Eiswassers und notiert sie
  • Stellt den Topf mit dem Eiswasser auf den Herd und heizt langsam ein. Rührt dabei laufend um.
  • Behaltet das Thermometer dabei im Wasser. Beobachtet während des Rührens die Anzeige. Ihr könnt in regelmässigen Zeitabständen die Temperatur notieren.

 

Was ihr beobachten könnt

  • Die Temperatur steigt von negativen Werten bis auf 0°C, zunächst aber nicht nennenswert darüber hinaus!
  • Das Eis schmilzt langsam, sobald eine Temperatur von 0°C erreicht ist.
  • Erst nachdem alles Eis geschmolzen ist, steigt die Temperatur des Wassers merklich an.
Nach dem Schmelzen steigt die Temperatur schnell an.

Erst nachdem das Eis geschmolzen ist, steigt die Temperatur schnell an. Damit dieses Phänomen deutlich messbar wird, solltet ihr den anfangs gut mit Eis und mit wenig Wasser gefüllten Topf langsam erwärmen!

Was passiert da?

Die Energie in Form von Wärme, die von der Herdplatte ausgeht, scheint zu verschwinden, anstatt in den Topf und seinen Inhalt über zu gehen! Laut dem ersten Hauptsatz der Thermodynamik ist aber genau das – das Auftauchen oder Verschwinden von Energie aus bzw. in dem Nichts – verboten!

Aber keine Sorge – ich habe die Physik nicht aus den Angeln gehoben. Der Vorgang des Schmelzens als solcher erfordert Energie, die während des Schmelzvorgangs in dem verflüssigten Stoff “gespeichert” wird. Was Energie eigentlich ist und in welcher Weise sie umgewandelt und weitergegeben werden kann, hat sie uns in diesem Artikel übrigens selbst verraten.

Warum nun ein Schmelzvorgang Energie erfordert, und in welcher Weise sie in geschmolzenen Stoffen Eingang findet, erkläre ich anlässlich meines persönlichen AHA-Erlebnisses mit diesem Experiment hier genauer. Kurzum: Wärme ist eigentlich nichts anderes als Bewegung – und alle Stoffe bestehen aus mehr oder minder bewegten kleinen Teilchen. Beim Schmelzen gewinnen diese Teilchen ein neues “Level” der Bewegung, das wir nicht als Wärme wahrnehmen – sondern als veränderte Beweglichkeit des ganzen Stoffes: Was vorher fest und greifbar war, ist nach dem Schmelzen flüssig und rinnt uns durch die Finger!

 

Wie ihr noch weiter forschen könnt

Die Schmelzwärme lässt sich wieder freisetzen

Natürlich könnt ihr die in Beweglichkeit verwandelte Energie wieder zurück verwandeln. Stellt einen Behälter mit dem eben geschmolzenen Wasser einfach ins Tiefkühlfach – oder, wenn es draussen friert, auf die Terrasse oder den Balkon. Mit der Zeit wird das Wasser wieder erstarren, und die zum Schmelzen aufgewandte Energie geht dabei in Form von Wärme in die Umgebung über. Auf dem Balkon oder der Terrasse verliert sich diese Wärme schnell.

Wenn ihr aber einen freistehenden Tiefkühlschrank verwendet, fühlt einmal an dessen Rückseite. Die ist ganz warm! Sollte sie auch – der Tiefkühlschrank ist schliesslich eine Maschine, die ihrem Innenraum Wärme entzieht – auch die Schmelzwärme aus den Dingen, die wir darin “einfrieren”. Und laut den Gesetzen der Thermodynamik muss diese Wärme irgendwo hin  – vorzugsweise nach draussen. Genau da befördert die Tiefkühlschrank die Energie aus seinem Inhalt über verschiedene Stationen und Umwandlungen hin.

Verdampfungswärme: Das Gleiche “in Grün”

Wenn ihr ein Thermometer habt, das auch bei über 100°C noch funktioniert, könnt ihr das Experiment auf dem Herd einfach weiter laufen lassen. Nach dem Schmelzen der Eiswürfel wird die Temperatur des Wassers stetig ansteigen – bis sie rund 100°C erreicht. Das Wasser wird sieden und die Temperatur wird wieder weitgehend gleich bleiben – bis das Wasser vollständig verdampf ist. Erst der Wasserdampf kann theoretisch eine Temperatur über 100°C erreichen.

Auch das Verdampfen – der Vorgang, bei welchem eine Flüssigkeit zu einem Gas wird, verleiht dem Stoff ein neues Beweglichkeits-Level, das zu erreichen Energie erfordert.

Diesen Umstand habt ihr sicher schon einmal am eigenen Leib erlebt: Wenn ihr aus der warmen Dusche oder Badewanne steigt, verlangt es euch sicher ganz schnell nach einem Handtuch. Das warme, flüssige Wasser auf eurer Haut neigt nämlich dazu, recht rasch zu verdunsten – d.h. vor Erreichen des Siedepunkts zu Wasserdampf zu werden. Die dazu nötige Verdampfungswärme bezieht das Wasser dabei aus seiner Umgebung – und bedient sich dabei fleissig an eurer Körperwärme. Der Körper quittiert das dementsprechend ungehalten: Er signalisiert “es ist kalt!” – und ihr friert im eigentlich warmen Badezimmer!

Wenn es im Sommer richtig heiss ist, nutze ich diesen Effekt übrigens gerne aus: Ich tränke einen Sonnenhut aus Stoff mit Wasser – das nicht unbedingt kalt sein muss – und setze ihn triefnass auf. Sonne und Umgebungswärme lassen das Wasser im Hut rasch verdunsten, wobei es einen guten Anteil der nötigen Verdampfungswärme aus meinem Kopf bezieht – der so überschüssige Körperwärme einfach los wird. So bewahre ich auch bei Hitze buchstäblich “einen kühlen Kopf” – zumindest so lange, bis alles Wasser aus dem Hut verdunstet ist.

Habt ihr schon mit Schmelz- oder Verdampfungswärme experimentiert? Wenn nicht, probiert es unbedingt aus. Ich wünsche euch viel Spass dabei!

Nierenstein ganz nah

Was sind Nierensteine? Fördert kalkhaltiges Wasser ihre Entstehung?

Diese Leser-Frage kam auf, als ich vor ein paar Wochen über Kalkfänger geschrieben habe – Ringe aus Stahlwolle, die eine Art Köder für Kalk darstellen, der sich aus hartem Wasser absetzen kann. Diese Kalkablagerungen liessen eine Leserin an Nierensteine denken, jene unerwünschten Ablagerungen, die in unseren Nieren entstehen und auf schmerzhafte Weise den Harnleiter verstopfen können.
 

Was sind Nierensteine und wie entstehen sie?

Die Nieren sind die Kläranlagen unseres Körpers. In ihnen werden verschiedene Stoffwechselabfälle, Ionen und Wasser aus dem Blut “gewaschen” und zu dem gesammelt, was als Urin in die Harnblase und von dort nach draussen abfliesst. Normalerweise lösen sich alle Abfälle in Wasser, sodass der Urin als klare Flüssigkeit seinen Weg durch die Harnleiter von der Niere zur Blase antreten kann.

Die Wasserlöslichkeit einiger Abfälle bzw. von Kombinationen verschiedener Bestandteile ist jedoch sehr begrenzt. Wenn unter unglücklichen Umständen die Konzentration solcher Stoffe oder Kombinationen im entstehenden Urin zu hoch wird, wird es solchen Stoffen in der Lösung “zu eng”: Sie verlassen die Lösung und werden fest (Chemiker sagen “sie fallen aus”).

Dabei suchen sich die ausfallenden Teilchen meist irgendeinen Feststoff-Krümel als Anreiz und lagern sich von allen (zugänglichen) Seiten daran an. So entsteht Schicht für Schicht ein Sandkorn, das sich mit der Zeit zu einem kleinen Kieselsteinchen auswachsen kann – einem Nierenstein.

Nierensteine - wo sie zu finden sind

Ablagerungen schwer löslicher Salze können den Harnleiter (nach links unten aus der Niere abgehend) verstopfen und so zu Nierenkolik, Harnrückstau und gefährlichen Entzündungen führen. ( By BruceBlaus. Blausen.com staff (2014). “Medical gallery of Blausen Medical 2014”. WikiJournal of Medicine 1 (2). DOI:10.15347/wjm/2014.010. ISSN 2002-4436. (Own work) [CC BY 3.0], via Wikimedia Commons

Wenn solche Nierensteine in den Harnleiter geraten, können sie je nach Grösse darin stecken bleiben (dann spricht man korrekterweise von Harnleitersteinen) und somit den Abfluss für den Urin verstopfen. Die Folge sind starke, krampfartige Schmerzen (die berüchtigte Nierenkolik) und ein Rückstau des Urins, der Entzündungen mit sich bringen und die Niere schädigen kann. Wenn es einmal zu so einer Verstopfung kommt, hilft nur noch der Weg in Spital, um die Steine zerkleinern und entfernen zu lassen (heutzutage geht das meist mit Hilfe von Schallwellen von aussen).

Wer solch eine unangenehme Erfahrung aber von vorneherein vermeiden möchte, tut gut daran, über Nierensteine bescheid zu wissen. Die “unglücklichen Umstände” lassen sich nämlich in den allermeisten Fällen recht einfach vermeiden.
 

Woraus bestehen Nierensteine?

Die allermeisten Nierensteine bestehen aus Salzen, also aus Verbindungen verschieden geladener Ionen, die sich in ungünstiger Paarung schlecht in Wasser lösen. In den meisten dieser Steine (d.h. in rund 80 bis 85% aller Nierensteine), sind Calcium-Ionen, , massgeblich an diesen Paarungen beteiligt. Richtig – das sind genau die Kationen, aus denen auch Kalk entsteht. Die Frage unserer Leserin liegt also nahe.

Anstelle von Carbonat-Anionen () enthalten Nierensteine jedoch andere negativ geladene Ionen, allen voran das Anion der Oxalsäure (Oxalat,, 60% aller Nierensteine). Dazu kommen Phosphat-Anionen (), 9% aller Steine) und das Anion der Harnsäure (Urat) und weitere, die allesamt mit Calcium in Wasser schwer- bis unlösliche Salze bilden.

Harnsäure kann sowohl ganz allein als ungeladenes Molekül oder als Urat-Anion mit Metall-Ionen ausfallen und Harnsäuresteine bilden (15% aller Nierensteine).

Als Folge von Harnwegs-Infektionen können überdies Magnesium () und Ammoniumionen () mit Phosphat-Anionen zu “Struvit”-Steinen zusammenfinden (11% aller Nierensteine), die nach dem Mineral der selben Zusammensetzung benannt sind.

Selten sind Steine aus anderen organischen Stoffen, wie Cystin oder Xanthin, die aufgrund von genetisch bedingten Stoffwechselstörungen in zu grossen Mengen im Urin landen (je 1% aller Nierensteine).

Da es in so einer Niere höchst lebendig und bewegt zu und her geht, finden all diese Ionen und Moleküle beim Ausfallen keine Ruhe, um sich zu ordentlichen, sichtbar symmetrischen Kristallen zusammen zu lagern. So entstehen oft gerundete oder blasige, unstrukturierte Kiesel, deren Zusammensetzung aus Ionenkristallen sich erst vor dem Makro-Objektiv (wie auf dem Artikelbild) oder unter dem Elektronenmikroskop offenbart.

Nierenstein unter dem Rasterelektronenmikroskop

Oberfläche eines Calciumoxalat-Steins unter dem Rasterelektronenmikroskop. Die Breite des Bildes entspricht einer Länge von 0,45mm ! (By Kempf EK (Own work) [CC BY 3.0], via Wikimedia Commons)

Ebenso führt das lebendige Treiben rund um die Urin-Entstehung zwangsläufig dazu, dass verschiedene Ionensorten miteinander ausfallen und Mischkristalle bilden. Für einen Nierenstein eine Salzformel wie für einen Reinstoff anzugeben ist deshalb höchst schwierig bis unmöglich.
 

Was erhöht die Konzentration der schwerlöslichen Salze?

So unterschiedlich wie die verschiedenen Nierensteine sind auch die Umstände, unter welchen sie entstehen. Eine Gegebenheit führt allerdings in jedem Fall zur Erhöhung der Konzentration gelöster Teilchen: Ein Mangel am Lösungsmittel.

Zu einem Überschuss an Nierenstein-Bestandteilen im Urin kommt es also für

Alle Steine

Bei Flüssigkeitsmangel – wenn zu wenig getrunken oder/und zu viel Flüssigkeit ausgeschieden wird (Schwitzen, Durchfall,…alles was zu Dehydrierung führen kann).

Calciumoxalat-Steine

Bei vermehrter Ausscheidung von Oxalat aus dem Blut in den entstehenden Urin.

An sich sind Oxalat-Anionen ganz normale Stoffwechsel-Abfallprodukte, die in jedem Körper vorkommen und transportiert werden. Dementsprechend einfach kann es zu einer “Flutung” mit Oxalat kommen, wenn sich irgendwo eine reichhaltige Quelle auftut. Die naheliegendste solche Quelle ist die Nahrung:

Schwarztee (manchmal auch Grüntee), Spinat, Rhabarber, Rande (in Deutschland: Rote Bete), Krautstiel (in Deutschland: Mangold), Kakao und Nüsse sind Lebensmittel, die relativ viel Oxalsäure enthalten.

Auch Stoffwechselstörungen, sowohl erbliche (selten) als auch erworbene, können zur vermehrten Ausscheidung von Oxalat-Anionen führen. Ursachen für viel Oxalat im Urin können Funktionsstörungen der Nebenschilddrüsen, die Überdosierung von Vitamin D, eine zurückliegende Magen-Bypass-Operation, Morbus Cushing, die Folgen von Knochenkrebs und weitere sein.

Harnsäure-Steine

Bei vermehrter Ausscheidung von Harnsäure-Salzen (Urat) aus dem Blut.

Harnsäure bzw. Harnsäure-Anionen sind ein Stoffwechselprodukt, das beim Abbau von Purinen entsteht. Purine wiederum sind Bestandteile der Nukleinsäuren, also DNA und RNA – kurz: des Erbguts in allen Zellen. Kurzum: Wo (zerstörte) Zellen sind, sind auch Purine nicht weit. Dabei können diese Zellen sowohl aus der Nahrung als auch aus unserem eigenen Körper stammen.

Dummerweise besteht die allermeiste für uns geniessbare Nahrung aus Zellen – sowohl pflanzliche als auch tierische. Dennoch gelten Innereien, Fleisch, Fisch und vor allem die Haut von Fisch und Geflügel als besonders zell- und damit als purinreich.

Körpereigene Zellen werden z.B. durch Hungerkuren oder Krebserkrankungen und deren Bekämpfung verstärkt zum Abbau ihrer selbst und damit zur Lieferung von Purinen zur Verstoffwechselung bewegt.

Die häufigste Ursache für einen Harnsäure-Überschuss im Körper ist jedoch eine Ausscheidungsstörung in den Nieren: Wenn die (auch in normalem Umfang) im Stoffwechsel entstehende Harnsäure nicht raus kann, sammelt sie sich an. In den Nieren können so Steine entstehen, bei Ablagerung in den Gelenken kommt es zur Gicht.

Ein “saurer”, also niedriger pH-Wert im Urin führt zudem dazu, dass Natriumurat, das Salz aus Natrium () und Urat-Ionen, besonders leicht ausfällt. Übergewicht gilt das wichtige Ursache für sauren Urin. Überdies hemmt Alkohol (Ethanol) die Ausscheidung von Harnsäure über die Nieren.

Struvit-Steine

Bei basischem Urin in Folge von Infektionen.

Struvit () fällt nur in basischer Umgebung aus. Da menschlicher Urin gewöhnlich schwach sauer ist, kommen solche Steine unter normalen Umständen nicht vor (anders z.B. bei Hauskatzen: die haben gewöhnlich basischen Urin und können daher auch bei gesunder Ausgangslage Struvit-Steine entwickeln).

Anders wird das, wenn sich der Mensch einen Harnwegsinfekt mit Bakterien einfängt, die Harnstoff zu Ammoniak ()abbauen können. Letzterer ist nämlich basisch, d.h. er nimmt -Ionen auf (so entstehen daraus Ammonium-Ionen ), was zu einer Erhöhung des pH-Werts in der Umgebung – hier im Urin – führt. So können in der Gegenwart von ammoniakproduzierenden Bakterien Struvit-Steine entstehen.

Und Calciumcarbonat?

Während Calcium in vielen Nierensteinen eine Rolle spielt, ist vom Carbonat-Anion bis hierhin keine Spur. Tatsächlich ist Calciumcarbonat, wenn überhaupt, nur selten Bestandteil von Nierensteinen. Das wird daran liegen, dass unter den Bedingungen im menschlichen Körper nicht das stark basische Carbonat (), sondern das weniger basische und leichter lösliche Hydrogencarbonat () vorkommt.
 

Welche Bestandteile können über die Ernährung beeinflusst werden?

Mit der Nahrung nehmen wir vor allem drei wichtige Bestandteile von Nierensteinen auf:

  • Calcium : findet man als -Ionen unter anderem in Milch und Milchprodukten, sowie Mineral- und Leitungswasser.  ist nicht nur Bestandteil von Nierensteinen, sondern auch ein für den Körper unverzichtbarer Mineralstoff. Besonders für den Knochenbau und -erhalt benötigen wir unbedingt Calcium. Deshalb wird ein Verzicht auf Calcium zur Vorbeugung von Nierensteinen gar nicht mehr empfohlen (es sei denn, es findet sich tatsächlich zu viel davon im Urin). Die für gesunde Erwachsene empfohlene Calcium-Zufuhr von 1000 – 1200 mg pro Tag führt birgt gemäss der Schweizerischen Gesellschaft für Ernährung auch das geringste Risiko für die Entstehung von Calciumsteinen. Wie das kommt? Calcium allein macht noch keinen Nierenstein. Dazu braucht es schliesslich auch Anionen:
  • Oxalat : Viele Pflanzen – auch und gerade solche, die als gesund gelten – enthalten relativ viel Oxalsäure bzw. Oxalat-Anionen. So kann die Aufnahme von oxalsäurereicher Nahrung direkt zu einer Flutung der Nieren mit Oxalat führen. Wenn dann auch Calcium vorhanden ist, entstehen leicht Oxalat-Steine.
  • Harnsäure : Purine aus Proteinen in Fleisch und Fisch werden zu Harnsäure verstoffwechselt, sodass auch hier eine Aufnahme mit der Nahrung schnell zu einer Flutung führen kann. Ausserdem führt die fleischhaltige Nahrung zu einem niedrigen, d.h. sauren pH-Wert im Urin, was die Entstehung von Harnsäuresteinen weiter begünstigt.

 

Wie senke ich mein Nierensteinrisiko durch Ernährung?

Alle Steine

Viel trinken ist grundsätzlich Empfehlung Nummer 1, wenn es um Nierensteine geht. Schliesslich müssen sich in einem grossen Urin-Volumen wesentlich mehr Nierenstein-Bestandteile ansammeln, bevor etwas fest wird, als in einem kleineren Volumen. Patienten, die bereits mit Nierensteinen zu tun hatten oder haben, wird daher empfohlen, am Tag mindestens 2,5 bis 3 Liter zu trinken.

Calcium-Steine

In der Gegenwart von Natrium(Na+-)Ionen werden Calcium-Ionen besonders leicht vom Blut in den Urin befördert. Deshalb lässt sich die Calciumausscheidung allein durch Masshalten bei der Verwendung und damit der Aufnahme von Koch- oder Speisesalz (Natriumchlorid) verringern, ohne dass der Körper auf wertvolles Calcium verzichten müsste. Zu wenig Salz ist allerdings auch nicht angebracht, da mit dem Salz auch das Wasser seinen Weg in den Urin findet – und wenig Wasser führt zu einem niedrigen Urin-Volumen…und damit zu Nierensteinen. Empfohlen wird die Aufnahme von 4 bis 6 Gramm Kochsalz pro Tag (Achtung bei Fertigprodukten! Die enthalten oft mehr Kochsalz, als man meinen möchte!).
Zudem lässt sich Calcium hinsichtlich der Entstehung von Nierensteinen auch mit Hilfe von Zitronensäure “unschädlich” machen: Citrat-Anionen bilden nämlich mit  eine sogenannte Komplexverbindung, die gut wasserlöslich ist, aber das Calcium-Ion für die Reaktion zu Calciumoxalat und anderen schwer löslichen Salzen unzugänglich macht. Zitrusfrüchte und -säfte sind daher eine gute und schmackhafte Wahl (nicht nur) für die Flüssigkeitszufuhr.

Oxalat-Steine

Wer zu Oxalat-Steinen neigt, sollte eine Oxalsäure-Überflutung möglichst vermeiden. Das heisst Zurückhaltung bei oxalsäurereichen Nahrungsmitteln, zu welchen verschiedene Gemüse, Nüsse, aber auch Schokolade (Kakao!) zählen. Da Nierensteine zudem oft Gemische aus verschiedenen Stein-Typen sind, ist deshalb eine rein vegetarische Ernährung zur Vermeidung von Harnsäuresteinen nicht zu empfehlen: Zu schnell gerät man dabei an Oxalsäure, die dann vom Regen in die Traufe führen kann.
Es gibt jedoch einen Trick für all jene, die auf ihr oxalatreiches Lieblings-Gemüse nicht verzichten wollen: Verspeist die Oxalsäure gemeinsam mit Calcium, zum Beispiel aus Milchprodukten oder Mineralwasser! Dann bildet sich das schwerlösliche Calciumoxalat nämlich schon im Verdauungstrakt – und wird mit dem Stuhlgang gleich wieder ausgeschieden. Damit ist das Calcium allerdings auch verloren und trägt nicht nur Deckung des Tagesbedarfs bei!

Harnsäuresteine

Wer mit Harnsäure-Steinen zu tun hat, sollte Fleisch und Fisch in Massen essen (maximal 1 Portion von 120g pro Tag an höchstens 5 Tagen in der Woche) und besonders purinhaltige Bestandteile meiden. Eine rein vegetarische oder gar vegane Ernährung ist jedoch der Oxalsäure wegen sehr schwierig und wird daher nicht empfohlen. Wer Übergewicht abbauen möchte, sollte das Abnehmen langsam angehen, um eine Flutung mit körpereigenen Purinen zu vermeiden! Hydrogencarbonat-Ionen – zum Beispiel aus Mineral- oder auch Leitungswasser – können dabei helfen, den sauren Urin-pH zu erhöhen (d.h. “basischer zu machen”).

Struvit-Steine

Harnwegsinfekte sollten frühzeitig behandelt werden, um Struvit-Steine und eine Nierenbeckenentzündung zu vermeiden! Meine persönliche Waffe für den “Präventiv-Schlag” bei einer Harnwegs-Reizung sind Preiselbeer- bzw. Cranberry-Getränke (zum Beispiel aus Trink-Granulat). Damit kann ich vieles schon im Keim ersticken. Bei anhaltenden Schmerzen oder/und Fieber aber unbedingt zum Arzt gehen und eine Urin-Probe untersuchen lassen! Das dauert nur ein paar Minuten und zeigt, ob ihr einen Infekt mit Bakterien habt, der mit Antibiotika behandelt werden sollte!
 

Fazit

Die Entstehung von Nierensteinen kann verschiedene Ursachen haben. Dabei können die Rahmenbedingungen für die Stein-Entstehung teilweise durch die Ernährung beeinflusst werden.

Calcium, genauer das -Ion, welches massgeblicher Bestandteil an Kalkablagerungen in Bad und Küche ist, ist auch in den meisten Nierensteinen enthalten. Für die Vermeidung von Nierensteinen sind jedoch die Anionen, die mit dem Calcium schwer lösliche Verbindungen bilden, viel bedeutsamer. Die Aufnahme solcher Anionen, wie Oxalat und Urat, und damit ihre Konzentration im entstehenden Urin in den Nieren lässt sich über die Ernährung recht gut steuern. Dabei sind Calcium und das in “hartem” Wasser gelöste Hydrogencarbonat-Anion mitunter sogar nützliche Hilfsmittel!

Viel trinken und eine massvolle, aber vielseitige Ernährung helfen grundsätzlich dabei, einen ausgeglichenen Stoff-Haushalt (nicht nur) in den Nieren zu bewahren und der Entstehung von Nierensteinen vorzubeugen.

Mehr Infos rund um Nierensteine und Ernährung

Die folgenden Quellen sind in diesen Artikel eingeflossen:

Merkblatt “Ernährung und Nierensteine” von der Schweizerischen Gesellschaft für Ernährung

Infoseite rund um Harn- und Nierensteine, mit Tabellen zu Stein- und Nahrungsmittel-Zusammensetzung

 

DIY-Experiment: Entdecke verborgene Farben!

Farbenfrohe Papier-Chromatographie – ganz einfaches Experiment für die jüngeren Forscher

Das neue Jahr mit Keinsteins Kiste ist fulminant gestartet. Es gab nämlich diese Woche eine Premiere: Die Kiste gibt es jetzt nämlich auch zum Anfassen und Mitmachen – als “rollendes Chemielabor” voller spannender Experimente, das in Schulen und zu Events aller Art kommt (mit mir natürlich). Ihren ersten Einsatz hatte die rollende Kiste am letzten Dienstag im hiesigen Primarschulhaus Steg zum Science-Projekttag der Primar- (d.h. Grund-)schüler, die dort lernen.

Wir haben verschiedene Stoffgemische getrennt – doch an einem Experiment hatten die Kinder besonders Freude: Am Geheimnis des schwarzen Filzstifts. Das ist nämlich überraschend farbig. Und Farben regen die Kreativität von Kindern ganz besonders an. Ich zeige euch heute, wie ihr dieses kleine, schnelle Experiment ganz einfach nachmachen könnt!

Was ihr dazu braucht

  • einen schwarzen, wasserlöslichen (!) Filzstift
  • saugfähiges weisses Papier (z.B. Papierservietten oder Filterpapier)
  • ein Glas mit weiter Öffnung
  • Wäscheklammern
  • gegebenenfalls einen Bleistift oder Schaschlik-Spiess
  • Wasser

Material: Was ihr für die Papierchromatographie braucht

Wie ihr das Experiment durchführt

  • Schneidet euer Papier in Streifen, die etwas länger sind als das Glas hoch ist.
  • Zeichnet mit dem Filzstift einen gut sichtbaren Querstrich auf ein Ende eines Papierstreifens (der Strich darf sich nicht ganz am Rand des Streifens befinden!).

Schwarzer Querstrich auf Serviette

  • Füllt das Glas 0,5 bis 1cm hoch mit Wasser.
  • Taucht das bemalte Ende des Streifens vorsichtig ein wenig ins Wasser ein (der Strich darf nicht mit eintauchen!) und klemmt den Streifen gerade so eingetaucht mit einer Wäscheklammer am Glasrand oder dem quer darüber liegenden Spiess fest.
  • Wartet ab und beobachtet. Der Filzstift-Strich wird sein Geheimnis innerhalb von einigen Sekunden oder wenigen Minuten offenbaren!
Papierchromatographie mit Spiess und am Glasrand

Links: Variante für Gläser mit senkrechtem Rand: Der Papierstreifen ist am Glas befestigt. Rechts: Variante für Gläser beliebiger Form: Der Papierstreifen hängt an einem Stab, der quer über dem Glas liegt.

Was geschieht hier?

Stoffe wie Wasser und Filzschreiberfarben bestehen aus unzähligen winzigen Teilchen. Dabei hat jeder Stoff seine eigene Teilchen-Sorte mit eigenen Eigenschaften. Ein DIY-Versuch, welcher zeigt, dass es diese Teilchen gibt, und eine nähere Erklärung zum “Teilchenmodell” findet ihr hier. Einem Stoff sieht man mit nacktem Auge nicht immer an, ob er aus nur einer oder mehrerer Teilchensorten besteht (und damit eigentlich ein Stoffgemisch ist).

Um herauszufinden, ob man es mit einem Gemisch zu tun hat, und wie viele Stoffe daran beteiligt sind, muss man die Teilchen voneinander trennen und nach Sorten sortieren. Dazu nutzen Chemiker häufig aus, dass die verschiedenen Stoffteilchen sich unterschiedlich schnell bewegen, wenn es mal eng wird.

Viele Feststoffe sind nicht so fest und massiv, wie sie aussehen. Stattdessen sehen sie aus wie ein Stück Emmentaler-Käse oder ein Schwamm – mit vielen, vielen Löchern oder «Poren». Diese Löcher sind so klein, dass wir sie mit nackten Auge nicht sehen können – manchmal fast so klein wie Stoffteilchen. Das Filterpapier von Station 2 ist so ein Schwamm – und andere Papiersorten auch. Deshalb können wir Papier als eine Art Hindernis-Rennbahn für Stoffteilchen gebrauchen!

Die Wettläufer auf dieser Rennbahn sind die Stoffteilchen, aus denen die Flüssigkeit im schwarzen Filzstift besteht. Das aufsteigende Wasser schwemmt die Stoffteilchen aus dem Filzstift-Strich durch das Papier. Die Teilchen, die am leichtesten ihren Weg durch die Poren des Papier-Schwamms finden, kommen dabei am weitesten – die Teilchen, die am langsamsten durch den Schwamm finden, kommen am wenigsten weit!

Die Tinte aus meinem Filzschreiber besteht aus (mindestens) drei leicht trennbaren Farbstoffen: blau, orange und rosarot!

Die Tinte aus meinem Filzschreiber besteht aus (mindestens) drei leicht trennbaren Farbstoffen: blau, orange und rosarot!

Mögliche Varianten zum Ausprobieren

  1. Welches ist das beste Papier? Die Geschwindigkeit, mit welcher die Farbstoffe sich im Papier verteilen, hängt von der Durchlässigkeit des Papiers, also der Dichte der Hindernisse auf der “Rennbahn” ab. Ein “langsames” Papier führt zu einer deutlicheren Trennung der Farben, erfordert aber mehr Geduld. Für die grösseren Forscher habe ich das Farbschreiben zur Trennung von Farbstoffen aus Pflanzenblättern vorgestellt und dazu normales Schreibpapier verwendet. Das “Rennen” darin dauert mindestens eine Stunde – dafür sind die Farbstoffe nachher als klar trenn- und miteinander vergleichbare “Banden” zu erkennen. Probiert einfach selbst aus, welches Papier sich am besten für eure Zwecke eignet!
  2. Ist einzig schwarze Tinte ein Stoffgemisch? Nicht nur schwarze Filzstifte bergen ein Geheimnis. Wenn ihr andere Filzstifte zur Hand habt, versucht herauszufinden, welche Farben ebenfalls aus mehreren Farbstoffen zusammengemischt sind!
  3. Kunst und Forschen lassen sich vereinen! Nicht nur ein einfacher Strich lässt sich trennen! Ebenso gut könnt ihr Muster auf euer Papier schreiben – oder mehrere Farben auf einem Streifen laufen lassen. Der Fantasie sind keine Grenzen gesetzt!
  4. Und was ist mit wasserfesten Tinten? Das Farbschreiben mit Wasser als “Antrieb” funktioniert nur mit wasserlöslichen Filzschreibern. Wasserfeste Tinten, zum Beispiel aus Permanent-Markern, CD-Schreibern und anderen Stiften, lösen sich wie die Blatt-Farbstoffe nur in passenden organischen Lösungsmitteln. Wenn ihr solche Tinten trennen möchtet, versucht es am besten mit Ethanol (Brennsprit, Spiritus) oder Aceton (z.B. aus dem Malerbedarf im Baumarkt). Fleckbenzin verdunstet sehr schnell und bringt zusätzliche Gefahren mit sich, weshalb es weniger Achtung! Organische Lösungsmittel sind leicht entzündlich! Niemals in der Nähe von offenem Feuer damit arbeiten!

Ich wünsche euch viel Spass beim Nachmachen – bringt Farbe in den grauen Winter! Und wenn ihr in der Deutschschweiz lebt und rollende Chemielabor hautnah erleben möchtet, findet ihr alle Informationen dazu in meiner Lernkiste!

DIY Schneekugeln mit Benzoesäure

Ich freue mich, dass die Schneekugeln ab sofort auch im Ackermann-Magazin als eine der fünf kreativsten Weihnachts-Geschenkideen zu finden sind!

Advent mit Mikki und ihren 15 Engeln. Fabienne ist eben fertig mit ihren jüngsten Kreationen (hier findet ihr ihr Türchen Nr. 22), und eigentlich sind alle bereit für ein rauschendes Weihnachtsfest. Doch was alle nicht wissen ist, dass ich noch eine kleine Überraschung im Ärmel habe…

23. Dezember – Keinsteins Kiste

Klingeling! Schon wieder!? Klar natürlich, das ist unser letzter Gast, der die Weihnachtsvorfreude noch mehr aufkommen lässt! Das Buch von Evi wird zugeklappt, denn für sie ist es Zeit, uns zu verlassen und zu ihrer Familie zu gehen, der Haarspary von Fabienne hört auf zu sprühen und wie eine wild gewordene Bande stürmen wir auf Kathi zu, um sie herzlichst bei uns zu begrüssen.

Wenn du Kathi kennen würdest, dann wüsstest du, auf was wir uns schon ganz gespannt freuen. Sie ist nämlich unsere Expertin in Sachen Experimente, und genau solch eines hat sie uns mitgebracht!

Brav die Brille aufgesetzt schauen wir ihr zu, wie sie verschiedenste Dinge miteinander vermischt, in eine Kugel füllt, diese zuschliesst und… Okay, nein, nicht ganz. Explodiert ist nichts. Aber gemäss unseren Gesichtsausdrücken ist ganz was Spannendes passiert. Wenn man die Kugel jetzt nämlich schüttelt, so schneit es darin, wie eben in einer Schneekugel. Zauberhauft, nicht wahr!?

Ihr möchtet mit uns basteln und ein selbstgemachtes Geschenk für eure Lieben mit einem einfachen Chemie-Experiment verbinden? Dann lest euch die folgende Anleitung (Anne Marie Helmenstine von ThoughCo hat mich übrigens dazu inspiriert) gut durch und legt los!

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Was ihr für eine Schneekugel braucht

  • Ein Einmachglas mit Schraubdeckel
  • Benzoesäure (ein Feststoff aus kleinen Kristallen, den ihr in der Drogerie (Schweiz!) oder Apotheke bestellen könnt)
  • Wasser
  • Einen Kunststoffbehälter zum Anrühren
  • Einen Wasserkocher oder eine Herdplatte samt Kochtopf oder Teekessel
  • Wasserfeste Dekoration, zum Beispiel eine Gipsfigur (ggfs. vorher anmalen und durchtrocknen lassen!)
  • Sockel aus Styropor o.Ä. (schneidet oder sägt aus einem Styropor-Verpackungsrest einen flachen Zylinder, der den Deckel eures Einmachglases füllt, dabei aber Platz für das Schraubgewinde des Glases lässt!)
  • Heissklebepistole
  • Schutzbrille
  • einen Teller oder ein Tablett mit Rand
  • Optional: Bastelfreudige Mitforscherinnen wie Sarah und Fabienne

Die Zutaten für die DIY-Schneekugeln

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Wichtig: Benzoesäure ist nicht sehr giftig (sie wird in kleinen Mengen als Lebensmittelzusatz verwendet), kann aber die Augen und zuweilen auch die Haut reizen. Sarahs und Kathis Augen sind durch die Brillen teilweise davor geschützt. Besser macht ihr es so wie Fabienne und tragt beim Arbeiten mit Benzoesäure eine Schutzbrille!

So ist es richtig: Tragt beim Arbeiten mit Benzoesäure eine Schutzbrille!

Fabienne macht es vor: So sind die Augen gut geschützt!

Wenn ihr ganz sicher gehen möchtet, könnt ihr ausserdem Einmal-Handschuhe tragen (Chemiker empfehlen die Blauen aus Nitrilkautschuk). Die Benzoesäure-Lösung, die wir beim Schneekugel-Basteln verwenden, ist jedoch so stark verdünnt, dass sie unserer Haut nichts anhaben konnte. Deshalb haben wir uns die Handschuhe gespart.

Aufessen solltet ihr die feste Benzoesäure allerdings nicht – und ebenso wenig die Lösung trinken, denn davon würde euch furchtbar übel. Haltet die feste Benzoesäure und die Lösung deshalb von kleinen Kindern fern!

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Wie ihr die Schneekugeln basteln könnt

  1. Erhitzt etwas mehr Wasser, als in euer Einmachglas hineingeht, zum Sieden. Das Glas soll später bis zum Rand gefüllt werden – das ist etwas mehr als das darauf angegebene Volumen. Ausserdem habt ihr so eine Reserve, falls mal ein wenig Wasser daneben geht. Am schnellsten wird das Wasser in einem Schnellkocher, wie Kathi ihn verwendet, heiss. Sobald das Wasser gerade nicht mehr kocht, giesst es in einen Kunststoff-Behälter. Kathi verwendet dafür einen Messbecher mit weiter Öffnung.        Heisses Wasser im Messbecher
  2. Löst ca. 1g Benzoesäure in je 150ml heissem Wasser (also gut 3g in 500ml und so fort). Rührt gut um, bis sich das Kristall”pulver” möglichst vollständig aufgelöst hat. Das kann unter Umständen ein paar Minuten dauern.  Umrühren, bis die Benzoesäure gelöst ist
  3. Wichtig: Lasst die Lösung nun einfach bei Raumtemperatur stehen, damit sie langsam abkühlen kann. Werdet dabei nicht wie Sarah ungeduldig! Denn wenn die Lösung zu schnell abkühlt, erhaltet ihr womöglich mehr Klumpen als feine Schneekristalle!

    Nicht ungeduldig sein! Sonst gibt es Klumpen statt Schnee für die Schneekugeln

    Nicht so ungeduldig, Sarah! An der kalten Luft kristallisiert unser “Schnee” zu schnell!

Die Zeit, bis die Lösung abgekühlt ist, könnt ihr jedoch sinnvoll nutzen:

  1. Wärmt eure Heissklebepistole auf und leimt den Styropor-Sockel in den Deckel zum Einmachglas. Achtet dabei darauf, dass der Deckel sich nachher noch auf das Glas schrauben lässt! Ihr könnt auch Sekundenkleber (eine für Styropor geeignete Sorte) benutzen. Dann müsst ihr die Klebe-Arbeiten allerdings einen Tag vor dem Anrühren der Benzoesäure erledigen, damit der Klebstoff vollständig durchtrocknen kann (sonst löst er sich beim Einfüllen der Lösung schlimmstenfalls auf!).

    Der Sockel macht die Deko in der Schneekugel gut sichtbar!

    Genau, Fabienne! Das Styropor-Stück ist genau so zugeschnitten, dass es in den Deckel passt und Platz für das Glasgewinde lässt. Und den kleinen Engel sieht man darauf erst richtig gut!

  2. Leimt eure Dekoration auf den Sockel im Deckel. Auch nach diesem Schritt muss sich der Deckel noch aufs Glas schrauben lassen. Unsere Gips-Engel bekommen wir mit etwas Geschick noch so gerade durch die Glasöffnung. Und dank des Sockels kann man sie später auch im geschlossenen Glas gut sehen.

    Die Deko-Engel sitzen fest im Deckel der Schneekugeln

    Jetzt noch die Deko-Engel festleimen. Dabei hilft Fabienne gerne mit. Passt nur auf, dass die Gläser sich nachher noch zuschrauben lassen!

Wenn die Lösung und euer Heisskleber abgekühlt sind, geht es weiter:

  1. Falls noch kein Schnee zu sehen ist, nachdem eure Benzoesäure-Lösung auf Raumtemperatur abgekühlt ist, rührt einfach noch einmal um. Das Eintauchen des Rührstabs oder Löffels oder/und die Bewegung im Wasser bringen die verzögerte Kristallisation in Gang – und ihr erhaltet feine, funkelnde “Schneeflocken”, die euch bei Raumtemperatur erhalten bleiben!
  2. Stellt das offene Einmachglas in einen Teller oder auf ein Tablett mit Rand. Rührt noch einmal kräftig, um die Schneeflocken im Wasser aufzuwirbeln, und füllt das Ganze zügig in euer Einmachglas um.  Nach dem Abkühlen: Der Benzoesäure-Schnee wird in die Gläser gefüllt Füllt dann das Glas bis zum Rand mit (raumwarmem) Wasser auf. Bis zum Rand mit Wasser auffüllen, damit keine Luft in den Schneekugeln bleibt! In heissem Wasser könnten sich die Schneeflocken wieder auflösen. Doch das Wasser in Kathis Schnellkocher ist inzwischen auch abgekühlt.
  3. Schraubt den Deckel samit Dekoration auf das volle Glas. Die Flüssigkeit wird dabei überlaufen (der Teller bzw. das Tablett fängt sie auf!). Achtet dabei darauf, dass möglichst keine Luftblasen im Glas bleiben. Schraubt das Glas sorgfältig zu, damit kein Wasser mehr hinaus kann!      Jetzt vorsichtig zuschrauben...
  4. Trocknet das Glas mit einem Papiertuch ab. Kehrt es um und stellt es auf den Deckel: Fertig ist eure selbstgemachte Schneekugel!  Fertig! Unsere DIY Schneekugeln mit Benzoesäure Wenn ihr den Deckel – nein, der ist jetzt der Boden – noch verschönern wollt, könnt ihr eine Schleife aus Geschenkband darum binden.

Entsorgung

Benzoesäure darf nicht in die Kanalisation gelangen! Füllt die übergelaufene Lösung deshalb vom Teller oder Tablett in ein flaches, hitzebeständiges Gefäss (z.B. eine Eindampfschale oder einen ausrangierten Kochtopf) und erhitzt sie, bis das Wasser vollständig verdampft ist. Zurück bleibt ein wenig feste Benzoesäure, die ihr abkratzen und in den Restmüll entsorgen könnt. Auch die Papiertücher könnt ihr trocknen lassen und in den Restmüll entsorgen.

Grössere Mengen feste Benzoesäure müssen zur Sondermüll-Entsorgung gegeben werden. Bewahrt den Rest deshalb doch einfach im Original-Chemikalienbehälter auf bis zur nächsten Schneekugel-Bastelaktion!

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Und zum Schluss halten wir alle unsere eigene Schneekugel in der Hand, starren in sie hinein, als würden wir dem Engel, der in der Kugel steckt, ein Küsschen geben wollen.

Somit ist nun alles bereit für das grosse Finale. Weihnachten kann kommen – mit einem delikaten Menu in edlem Ambiente, gleich morgen, am 24. Dezember auf MIKKI’S BLOG.

Wenn ihr Lust auf weitere weihnachtliche Experimente habt, könnt ihr zum Beispiel Christbaumanhänger aus Kristallen züchten, Lichter mit eurem DIY-Spektroskop untersuchen oder eure eigenen Christbaumkugeln verspiegeln! Spannende Geschichten über einen molekularen Weihnachtsmann in euren Zellen oder das Spektrum des Weihnachtssterns findet ihr ebenfalls in Keinstein Kiste! Ich für meinen Teil wünsche euch jetzt schon schöne und entspannte Feiertage,

Eure Kathi Keinstein

P.S.:

Alle anderen Engel und ihre Türchen findet ihr hier:

Simi – www.kaffeepauseamsonntag.ch
Muriel – www.momof4.ch
Daniela – www.swissbeautylicious.ch
Rosy – www.momentswithrosy.com
Evi – develi.ch
Nina – kekoaskorner.wordpress.com
Claudia – hamerlike.ch
Peppermint – www.pm-rentadress.ch
Lynn – www.lynns-kostuemverleih.jimdo.com
Rita – www.ritasschirmwelt.ch
Steffi – www.visagistin-steffi.ch
Rene – www.artandactionstudio.lima-city.de

DIY Spektroskop im Advent

Dieser Beitrag füllt das 8.Türchen von Tabeas wunderbarem Blogventskalender auf habutschu.com. Jeden Tag findet ihr dort eine neue Überraschung für einen spannenden und stimmungsvollen Advent!

Türchen 8 im Blogventskalender!

Advent, Advent, ein Lichtlein brennt…das ist die Gelegenheit, sich die Wartezeit aufs Christkind zu vertreiben und ein Geheimnis des Lichts zu erforschen: So baut ihr euer eigenes Spektroskop – mit ein paar Kleinigkeiten aus eurem Alltag!

Die meisten Lichtquellen im Alltag erscheinen uns weiss oder zumindest gelblich weiss. Dazu zählen auch die vielen Kerzenflammen, die sich in der Advents- und Weihnachtszeit Räume und Gemüt erhellen. Nun ist Weiss eigentlich gar keine Farbe, sondern ein Gemisch aus vielen Farben, das unsere Augen als weiss wahrnehmen. Und eine Farbe ist unsere Wahrnehmung der Wellenlänge der jeweiligen Lichtwelle.

Wie farbiges Licht entsteht, und was Atome mit den Farben in der Welt zu schaffen haben, erfahrt ihr in meinem Beitrag zu “Farben, Licht und Glanz“.

Der Umstand, dass Licht aus Wellen besteht und verschiedenfarbiges Licht verschiedene Wellenlängen hat, erlaubt es euch, das Wellengemisch in weissem Licht gemäss den Brechungsgesetzen der Physik nach Farben zu “sortieren”. Dazu könnt ihr entweder ein Prisma verwenden – einen geometrischen Körper aus Glas oder Kristall – oder eine CD (Compact Disc). Denn die unsichtbar feinen Rillen, in welchen die Daten auf der Scheibe aufgereiht und abgelesen werden, brechen das Licht nach den gleichen Gesetzen wie ein Prisma. Bestimmt sind euch die regenbogenfarbigen Muster auf CDs schon aufgefallen.

Tatsächlich genügt es schon, eine CD schräg ins Licht zu halten, um einen bunten Regenbogen – das Spektrum des Lichtes – zu sehen. Wenn ihr darüber hinaus die feinen Unterschiede zwischen verschiedenen Lichtquellen beobachten möchtet, müsst ihr das Licht, welches auf die CD fällt, auf einen engen Raum begrenzen. Das geht am einfachsten, indem man das Licht durch einen engen Spalt in eine ansonsten dunkle Kammer mit einer CD fallen lässt. Und genau solch eine Kammer könnt ihr euch ganz einfach bauen!

Ihr braucht dazu

  • Eine leere Keksschachtel o.Ä
  • Eine alte CD oder einen CD-Rohling (keine DVD*!)
  • Ein Cuttermesser oder eine spitze Schere
  • Ein Stück Pappe zum Unterlegen
  • Klebeband
  • Bleistift und Winkelmesser
  • Zur Verschönerung: etwas Geschenkpapier oder ähnliches

Das braucht ihr für das DIY - Spektroskop

*Eine DVD unterscheidet sich von einer CD darin, dass in der DVD mehrere Schichten mit Datenrillen übereinander liegen. So wird das Licht, das auf eine DVD fällt, auch an mehreren Schichten gebrochen. Ihr würdet deshalb mit einem DVD-Spektrometer quasi “doppelt sehen”. Funktioniert natürlich auch, kann aber stören, wenn es um die Feinheiten geht.

Wie ihr das Spektroskop baut

  • Öffnet die Keksschachtel an beiden kurzen Enden vorsichtig, sodass ihr sie flach auf den Tisch legen könnt.

Keksschachtel flach gefaltet

  • Markiert auf beiden langen, schmalen Seiten auf gleicher Höhe einen Winkel von 60°, indem ihr die beiden Schenkel über die breite Seite hinweg miteinander verbindet.
So zeichnet ihr den ersten Winkel ein!

So zeichnet ihr den ersten Winkel von 60°.

So zeichnet ihr die Verbindungslinie!

Die Verbindungslinie beginnt am oberen Schenkel des Winkels: Die 0-Linie des Geodreiecks liegt auf dem Falz der Schachtel!

So zeichnet ihr den zweiten Winkel ein!

Klappt die Schachtel um wie auf dem Bild. Der schräge Schenkel des zweiten Winkels berührt ebenfalls die Verbindungslinie. So liegen sich beide Winkel genau gegenüber, und ihr könnt später die CD hineinschieben!

  • Legt die Pappe zwischen Ober- und Unterseite der Schachtel und schneidet entlang der durchgezogenen gerade schwarzen Linien (NICHT die Unterseite der Schachtel mit einschneiden!). Entfernt das auf der breiten Seite ausgeschnittene Rechteck, sodass ein Loch zum Hineinschauen bleibt.
Das rechteckige Okular wird ausgeschnitten!

Das geschlossene Rechteck auf der breiten Seite wird ausgeschnitten. Dort könnt ihr später in das Spektroskop hinein schauen!

  • Schneidet einen waagerechten Schlitz in die Verschlusslasche am anderen Ende der Schachtel. Für einen Schlitz von 1mm Breite macht zwei parallele Schlitze und trenn das Stück Pappe dazwischen vorsichtig heraus. Für einen schmaleren Schlitz klebt einen Streifen Klebeband über den breiten Schlitz und ritzt das Band über dem Schlitz einmal ein.
Schmaler Schlitz mit Klebeband

Ein breiterer Schlitz kann mit Klebeband überklebt und anschliessend eingeritzt werden. So entsteht ein sehr schmaler Spalt, der euch ein detailreiches Spektrum beschert!

  • Faltet die Schachtel wieder auf und klebt die beiden Enden sorgfältig wieder zusammen (der Schlitz muss frei bleiben!).

Keksschachtel mit Vorzeichnung und fertiges Spektroskop

  • Schiebt die CD in den 60° geneigten Spalt (Die “Datenseite” zeigt zum Schlitz!) und fixiert sie mit Klebeband. Achtet darauf, etwaige Ritzen sorgfältig zuzukleben, damit kein Streulicht hindurchscheinen kann. Klebt dann das Loch in der Mitte und die spiegelnde Fläche in der Nähe des Sichtlochs ab.

CD mit Klebeband fixiert

  • Wenn ihr das Spektroskop verschönern möchtet, hüllt die Keksschachtel zum Schluss in Geschenkpapier (auch hier muss der Schlitz frei bleiben!).

Das Spektroskop in weihnachtlichem Kleid

Wie ihr das Spektroskop benutzt.

Richtet den Schlitz auf eine Lichtquelle. Schliesst ein Auge und bringt das andere seitlich nah an das Sichtloch. Oder ihr schaut mit beiden Augen über das CD-Ende hinweg in das Sichtloch. Bewegt das Spektrometer ggfs. vorsichtig, bis das Licht durch den Schlitz auf die CD fällt. Ein dunkles Tuch über eurem Kopf und der Spektrometer-Dose kann dabei helfen, Streulicht auszusperren.

Spektroskop im Einsatz

Ein wenig höher als hier müsste ich es halten, damit das Licht der Kerzenflamme direkt durch den Schlitz fällt!

Sobald ihr die richtige Position gefunden habt, seht ihr Regenbogenfarben auf der schrägen CD unter dem Sichtloch: Das weisse Licht besteht aus vielen verschiedenen Farben, die alle in unterschiedlichem Winkel gebrochen werden! Alle Farben zusammen ergeben das Spektrum des Lichtes.

Wenn ihr Fotos machen möchtet, stellt das Spektroskop so ab, dass der Schlitz sich auf Höhe eurer Lichtquelle befindet. Richtet Licht und Gerät so aus, dass ihr des Spektrum im Guckloch sehen könnt.

Spektroskop in Aktion - und die Hände sind zum Fotografieren frei!

Das Spektroskop in Position: So könnt ihr das Spektrum eines Teelichts beobachten und habt die Hände zum Fotografieren frei!

Platziert dann das Objektiv eurer Kamera direkt auf dem Guckloch (ein Makro-Objektiv oder -modus ist dabei von Vorteil!). Stellt das Bild so gut wie möglich scharf und haltet beim Auslösen still. Wenn ihr ein Stativ und einen Fernauslöser verwenden möchtet, könnt ihr das Spektrometer auch auf die schmale Kante stellen, sodass das Sichtloch nach vorne zum Objektiv zeigt.

Welche Lichtspektren ihr sehen könnt

Das Spektrum einer Kerzenflamme ist durchgehend von blauviolett bis tiefrot: Die Flamme strahlt gleichmässig Licht in allen Farben ab. Wenn ihr Kochsalz in die Flamme bringt, kann im orangegelben Bereich eine hellere Linie sichtbar werden: Natrium-Atome strahlen Licht mit zwei dicht benachbarten Wellenlängen im gelben Bereich ab!

Wenn es auf eurer Strasse gelbe Strassenlaternen – Natrium-Dampflampen – gibt, könnt ihr auch in ihrem Licht die gelbe(n) Natrium-Linie(n) ausmachen!

Wenn ihr das Spektrum der Sonne betrachtet (Achtung! Beim Ausrichten NIE direkt in die Sonne schauen!), erscheinen feine, dunkle Linien im Regenbogen: Die Sonnen-“Atmosphäre” enthält verschiedene Atome, vor allem Wasserstoff und etwas Helium, die Licht mit bestimmten Wellenlängen schlucken, sodass es nicht hier auf der Erde ankommt. Deshalb können Astronomen mit Hilfe von Spektrometern herausfinden, welche Atome in Sternen enthalten sind! Mehr dazu erzähle ich in meiner Weihnachtsgeschichte um das Spektrum des Weihnachtssterns.

Das Spektrum einer Leuchtstoffröhre besteht aus mehreren dicken, voneinander getrennten farbigen Linien. In Leuchtstoffröhren wird mit Hilfe von Quecksilberdampf UV-Licht erzeugt, dass Leuchtstoffe auf der Innenwand der Röhre zur Fluoreszenz bewegt: Das UV-Licht hebt Elektronen auf bestimmte höhere Energieniveaus, von wo sie in wohldefinierten Schritten zurückkehren und dabei Licht mit ganz bestimmten Wellenlängen, die wir im Spektrum sehen, abstrahlen.

Welche Spektren findet ihr noch? Weitere Anregungen und tolle Fotos findet ihr auf dieser (englischsprachigen) Seite!

Heute ist es endlich soweit! Ich habe das erste Türchen des diesjährigen Monstamoons-Adventskalenders bestücken dürfen! Bei den Monstamoons erfahrt ihr heute, wie ihr ganz einfach Kristalle züchten und wunderschönen Advents- und Christbaumschmuck daraus herstellen könnt!

Das Artikelbild gibt euch einen ersten Eindruck. Alles, was ihr braucht, ist Kali-Alaun, das ihr in der Apotheke bestellen könnt, destillatgleiches Wasser (das es zum Beispiel zum Bügeln/Glätten im Supermarkt gibt) und ein paar Kleinigkeiten aus dem Haushalt. Und natürlich etwas Geduld – aber die lohnt sich. Das Ergebnis begeistert (nicht nur) mich nämlich total!

Schaut euch die Bastelanleitung vollständig an, bevor ihr loslegt – und dann wünsche ich euch viel Spass beim Kristalle züchten!

In den folgenden 23 Tagen gibt es bei den Monstamoons zudem noch viele weitere tolle Bastelideen für Christbaumschmuck aus den verschiedensten Materialien. Es lohnt sich also, auch während des restlichen Dezembers wieder dort vorbei zu schauen.

Eine fröhliche und besinnliche Adventszeit wünscht euch

Eure Kathi Keinstein

Adventskalender 2017 auf www.monstamoons.at