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13 Experimente im Sommer

Die Sonne verwöhnt uns an langen, warmen Tagen. Ab und zu sorgen lauer Regen oder wilde Gewitter dafür, dass indes alles grünt und blüht. Der Sommer ist eine tolle Zeit für Experimente im Garten oder auf dem Balkon. In Keinsteins Kiste findet ihr viele spannende Anregungen, wie ihr die Natur um euch erforschen, die Sonnenenergie für Experimente nutzen oder einfach draussen Spass haben könnt. Was macht Blätter grün? Welche buchstäblich coolen Experimente eignen sich für heisse Tage? Oder wollt ihr lieber eine Rakete starten?

In dieser Sammlung von Sommer-Experimenten werdet ihr fündig!

Sicherheit – für euch und euren Garten

Wenn ihr draussen experimentiert, beachtet die gleichen Sicherheits-Grundregeln wie beim Experimentieren drinnen: Sucht euch einen spritz- und allenfalls feuerfesten Experimentierplatz, tragt passende Schutzkleidung (Malschürze wie beim Umgang mit Wasserfarben und bei aggressiven Stoffen Schutzbrille) und esst und trinkt nicht dort, wo ihr experimentiert!

Meine Checkliste zum sicheren Experimentieren findet ihr hier in Keinsteins Kiste zum Download.

Wenn ihr draussen experimentiert, habt ihr zudem einen unbestrittenen Vorteil: Für eine gute Belüftung ist immer gesorgt. Achtet aber darauf, dass eure Nachbarn nicht zu sehr unter stinkenden Experimenten leiden, falls ihr solche durchführt. Oder ladet sie einfach zum Mitforschen ein.

Ganz wichtig ist jedoch: Achtet darauf, dass keine flüssigen oder festen Bestandteile eurer Experimente an die Pflanzen oder in den Boden eures Gartens oder eurer Balkonkübel gelangen!

Das gilt besonders für Säuren und Basen wie Essig oder Natron und Seifen! Die können nämlich nicht nur unsere Haut, sondern auch Pflanzenteile beschädigen. Säuren und Basen können in grösseren Mengen zudem den pH-Wert im Boden so verändern, dass das Leben darin gehörig durcheinander gerät.

Seifen, genauer die Tenside darin, stören den Stoffaustausch zwischen Kleinstlebewesen und dem Wasser in ihrer Umgebung. So können sie für das Leben im Boden sehr gefährlich werden.

Sorgt deshalb für eine schützende Unterlage an eurem Experimentierplatz: Eine Maltischdecke, ein Tablett oder Backblech oder eine Plane auf dem Rasen können euch gute Dienste leisten.

Wenn ihr diese Sicherheitsvorkehrungen beachtet, steht dem Experimentierspass ohne Schaden an euch oder eurem Garten nichts mehr im Wege! Also los:

13 Experimente für draussen

Blätter transportieren Wasser – Ein Kontrollversuch macht es sichtbar

Experiment: Blätter transportieren Wasser - und warum ein Kontrollversuch wichtig ist

Mit diesem einfachen Experiment könnt ihr nicht nur sichtbar machen, dass Pflanzen trinken und schwitzen – und auf diese Weise Wasser aus dem Boden (oder einer Vase) in die Luft transportieren. Ihr könnt auch die Bedeutung eines Kontrollaufbaus (einer „Blindprobe“ oder auch einer Kontrollgruppe) für die Bewertung von Versuchsergebnissen aufzeigen. Oft zeigt sich das Ergebnis eines Versuch nämlich erst im Vergleich mit einem Aufbau ohne die entscheidende Zutat richtig deutlich. Das macht solche Kontrollversuche zu einem unverzichtbaren Werkzeug für die grossen Forscher! Da ihr im Sommer reichlich Zweige mit grünen Blättern finden könnt, können auch eure kleinen Forscher einen solchen Vergleich durchführen. Die Anleitung dazu findet ihr hier.

Das geheimnisvolle Leben der Pflanzen

Rund um Pflanzen gibt es ohnehin so viel zu entdecken. Wenn ihr ein Mikroskop habt – schon ein einfaches USB-Mikroskop genügt! – könnt ihr euch den spannenden Aufbau von Blättern ansehen. Unterwegs könnt ihr nach Sonnen- und Schattenblättern oder nach Standort-Spezialisten Ausschau halten. Und wusstet ihr, dass ihr eine Pflanze, die nach einem langen heissen Tag die Blätter hängen lässt, nicht gleich aufgeben müsst? Ihr könnt sie ganz einfach wiederbeleben! Eine ganze Sammlung von Tipps und Anleitungen rund um Pflanzen und ihre Blätter findet ihr hier.

Photosynthese erleben

Blogbild Photosynthese

Pflanzen leben von Luft und Licht…und von Wasser natürlich. Weitere Nährstoffe brauchen sie nur in vergleichweise winzigen Mengen. So kommt es, dass die wilden Gewächse, in die sich selbst unsere Topfpflanzen im Zimmer manchmal verwandeln, uns immer wieder zum Staunen bringen. Das Geheimnis dahinter: Pflanzen bauen aus CO2 und Wasser mit Hilfe von Lichtenergie Kohlenhydrate – die Bestandteile ihrer selbst – auf. Dabei entsteht praktischerweise Sauerstoff als Abfall. Den Vorgang, der dahinter steckt, nennen die Biochemiker Photosynthese. Und ihr könnt nicht nur die Entstehung von Sauerstoff, sondern auch die Bildung von Stärke in Pflanzenteilen einfach nachweisen. Wie das geht, erfahrt ihr hier. 

Raketenstart mit dem perfekt berechneten Treibstoff

Wer eine Rakete starten möchte, braucht möglichst viel Triebkraft bei möglichst wenig Gewicht. Essig und Natron geben einen prima Treibstoff ab, der für euch weitestgehend ungefährlich ist. Hier erfahrt ihr nicht nur, wie ihr aus Abfällen eure eigene Rakete baut, sondern auch wie ihr das perfekte Gemisch für euren Treibstoff ausrechnen könnt. Stöchiometrie nennen Chemiker diese Art zu rechnen. Wenn ihr eure Startrampe auf dem Rasen errichtet, empfehle ich euch eine Plane darunter zum Schutz des Grüns. Denn der Antrieb dieser Rakete beruht zwar darauf, dass Essig und Natron einander neutralisieren. Aber es hat wohl noch kein Raketen-Experiment gegeben, bei dem nicht einmal irgendetwas schief gelaufen wäre!

Spass mit Elefantenzahnpasta

Womit putzen Elefanten sich die Zähne? Mit einer grossen Menge schaumigem Zeug? Könnte man meinen…aber Scherz beiseite. Diesen Schaum solltet ihr besser nicht anfassen – aber Zuschauen allein macht grossen Spass! Auch für diesen Schaumvulkan ist ein Gasentstehung die Triebkraft. Hier sorgt Hefe, die mit Wasserstoffperoxid fertig zu werden versucht, für seine Entstehung. Und damit es richtig schäumt, gehört ein Schuss Seife dazu. Da weder die noch Wasserstoffperoxid gesund für den Garten sind, rate ich auch hier dringend zu einer Auffangwanne. Damit steht dem grossen Spass nichts mehr im Wege. Wie ihr die Elefantenzahnpasta anrichtet – vielleicht in einer grösseren Ausgabe als meiner? – erfahrt ihr hier.

Hefegärung mit Sonnenenergie

Experiment: Gärung - die Superkraft von Hefe

Hefe kann nicht nur blitzschnell Wasserstoffperoxid loswerden, sondern auch, was euren Kuchen zum Aufgehen bringt: Sich ernähren. Die Art und Weise, wie Hefezellen ihre Nahrung „verdauen“, nennt man Gärung. Und dabei entsteht eine richtig grosse Menge CO2. Die kann nicht nur dafür sorgen, dass euer Teig schön fluffig wird, sondern auch einen Luftballon aufblasen. So könnt ihr mit einem solchen die Gärung ganz einfach sichtbar machen! Und da Hefe es gerne lauschig warm hat, liefert die Sommersonne euch die passende Energie dazu. Wie ihr den Versuch macht, erfahrt ihr hier.

Blattfarbstoffe trennen

Wusstet ihr, dass Blätter im Herbst nicht gelb und rot werden, sondern einfach nur nicht länger grün bleiben? Richtig: In einem grünen Blatt sind stets alle seine möglichen Farben enthalten: Grün, Gelb, Rot. Das Grün ist im Sommer bloss derart in der Übermacht, dass es alle anderen Farben überstrahlt. Im Herbst lagern die Pflanzen es jedoch ein, und übrig bleiben Gelb und Rot, bevor ihre Blätter welken und abfallen. Ihr wollt einen Beweis? Mit diesem spannenden Experiment könnt ihr die Farbstoffe aus grünen Blättern trennen und einzeln begutachten! Da ihr dazu Lösungsmittel braucht, ist die gute Belüftung draussen euch dabei ein grosser Vorteil.

Die mysteriöse Pharaoschlange

Dieser faszinierende Partyspass erfordert ein wenig Vorbereitung seitens grosser Forscher – und eine Geheimzutat, die ihr in der Apotheke oder Drogerie kaufen müsst. Welche das ist, verrate ich hier mitsamt der Anleitung und zwei weiteren verblüffenden Experimenten. Das folgende Spektakel lohnt jedoch den Aufwand: Ihr könnt Zucker zum Brennen bringen und beobachten, wie ein mächtiger Aschewurm sich wie von Zauberhand aus dem Sand erhebt und windet! Und wenn ihr das Ganze draussen macht, braucht ihr euch um den Rauchabzug keine grossen Gedanken zu machen. Ein Spass für jede Gartenparty!

Für heisse Tage im Sommer: Herzen schmelzen…

Ein Herz aus Eis

…oder was immer ihr sonst schmelzen lassen wollt. An heissen Tagen sorgt dieses coole Experiment für viel Spass und allfällige Abkühlung. Beobachtet, in welcher Weise Eis schmilzt, beschleunigt den Vorgang mit Salz und erschafft mit bunten Farben surreale Eiswelten. Ganz junge Forscher haben hier ebenso viel Freude wie grössere Kameraleute, die gern farbenfrohe Bilder aufnehmen. Achtet aber darauf, ein Auffangblech oder eine Folie zu verwenden, damit die Farben bleiben, wo sie hingehören und nicht in den Garten laufen! Anleitung und Hintergründe zum Experiment findet ihr hier.

Brausende Herzen schmelzen…mit Essig-Eis

Experiment am Valentinstag: Essigeisherzen in Soda

Für diese Variante des Farbenspiels beim Schmelzen macht ihr Eiswürfel nicht aus Wasser, sondern aus Haushaltsessig! In einer Natron- oder Sodalösung zeigen die beim Schmelzen ihren wahrhaft aufbrausenden Charakter. Mit etwas Tinte oder Lebensmittelfarbe wird das Ganze zudem zu einem weiteren Farbspektakel. Aber bitte nicht trinken – auch wenn sie sich neutralisieren sollten, können Essig und Natron auf Schleimhäute ätzend wirken! Auffangblech oder Plane schützen zudem euren Garten, wenn es hoch her geht. Die Anleitung zum Experiment findet ihr hier.

Eis wächst!

gefrorenes Wasser : Das Glas wird voller

Zur Weiterverwendung zwecks Abkühlung an heissen Tagen ist das Eis aus diesem Experiment geeignet. Wusstet ihr, dass Wasser beim Gefrieren wächst? Das ist eine ganz besondere Eigenschaft dieses allgegenwärtigen Stoffes. Forscher nennen sie auch die „Dichteanomalie“ des Wassers: Sie wissen, dass Wasser bei etwa +4°C am „kleinsten“ ist und, wenn es kälter wird, wieder wächst! Auch dann, wenn es beim Kälterwerden gefriert. Deshalb solltet ihr niemals geschlossene Glasflaschen mit Inhalt ins Gefrierfach legen. Denn wenn der Inhalt zu stark wächst, platzen sie! Wie ihr das Wachstum von Eis ganz ohne Gefahr sichtbar machen könnt, erfahrt ihr dagegen hier.

Kinetischer Sand für drinnen und draussen

Experiment DIY Kinetischer Sand - und wie er funktioniert

Ihr habt Sehnsucht nach dem Strand? Der Sandkasten ist öde geworden? Ihr habt gar keinen Platz dafür? Oder der Sommer ist verregnet? Dann habe ich eine gute Nachricht für euch. Mit diesem Rezept könnt ihr kinetischen Sand ganz einfach selber machen! Mit diesem praktischen Sand können kleine Forscher nach Herzenslust bauen und spielen, ohne dass der berüchtigte Strandferien-Effekt eintritt: Sand überall! Denn diese Sandkörner bleiben beieinander, anstatt sich im Wohnraum zu verteilen. So steht dem Spielspass auf der Terrasse oder sogar drinnen nichts mehr im Wege.

Natur-Bingo für den Sommer-Spaziergang am See

Tier-Bingo am See

Wir haben in diesem besonderen Jahr auf Fernreisen verzichtet und verbringen die Ferien zu Hause. Da gibt es auch so viel zu entdecken! Wenn ihr an einem See oder Teich wohnt oder Urlaub macht, könnt ihr euren Spaziergang durch die Natur dort mit einem spannenden Forscher-Bingo verbinden. Die Anleitung samt Bingokarte zum Ausdrucken findet ihr hier. Wer entdeckt zuerst alle gesuchten Tiere?

Und noch mehr Experimente im Sommer

Viele weitere Versuche in Keinsteins Kiste könnt ihr nicht nur drinnen, sondern ebenso gut auf der Terrasse oder dem Balkon machen. Stöbert und probiert also ruhig nach Herzenslust weiter. Ich wünsche euch viel Spass beim Experimentieren in diesem Forschersommer!

Eure Kathi Keinstein

Und was ist euer Lieblings-Sommer-Experiment? Wenn ihr einen Blog habt oder gerne einmal einen Gastbeitrag schreiben würdet, nehmt damit doch gleich an meiner Jubiläums-Blogparade teil!

Experiment für Kinder: Eis schneiden

Kann man einen Eiswürfel zerschneiden? Sicherlich…oder doch nicht? In diesem Experiment könnt ihr durch Eis schneiden, ohne es dabei zu zerteilen. Klingt nach Zauberei? In jedem Fall aber nach der wahrlich zauberhaften Physik von Wasser!

Ein Eiswürfel- Experiment für kalte coole Tage

Mit dem letzten Wochenende kamen die ersten kalten Tage des bevorstehenden Winters. Das ist genau die richtige Zeit für buchstäblich „coole“ Experimente mit Eis und Wasser. Bei beiden handelt es sich natürlich um den gleichen Stoff – einmal fest, einmal flüssig. Und bestimmt wisst ihr auch, bei welcher Temperatur das Wasser am der Erdoberfläche diesen Zustand ändert. Richtig: Bei 0°C schmilzt Eis bzw. gefriert flüssiges Wasser.

Das ist an sich nichts besonderes. Die meisten Stoffe wechseln an der Erdoberfläche bei einer bestimmten Temperatur vom festen zum flüssigen Zustand und zurück. Nur manche Stoffe wie Kohlenstoffdioxid oder Jod werden ohne Umweg vom Feststoff zum Gas (Physiker sagen, diese Stoffe „sublimieren“, anstatt zu schmelzen).

Wasser hat darüber hinaus jedoch eine weitere Eigenschaft, dank derer ihr es für geradezu magische Phänomene und Experimente gut ist. Und ein solches Experiment für Kinder möchte ich euch heute vorstellen: So könnt ihr durch Eis schneiden ohne es zu zerteilen – und dabei nicht nur die Anomalie des Wassers nutzen, sondern auch lernen, wie Schlittschuhe funktionieren.

Ihr braucht dazu

  • Eiswürfel
  • eine Gabel
  • 1,5l-Getränkeflasche mit Inhalt oder ähnliches Gewicht (leichtere gehen auch, aber: je schwerer das Gewicht, desto besser!)
  • dünnen Draht
  • einen Tisch
  • Klebeband (Panzertape hält sehr gut und lässt sich erstaunlich einfach wieder ablösen)
  • einen grossen Behälter (Wanne, Backblech,…)

So geht’s

  • Klebt den Stiel der Gabel so auf dem Tisch fest, dass das Kopfstück mit den Zinken über den Rand der Tischplatte schaut.
Der Gabelstiel ist mit Panzertape an der Tischplatte festgeklebt. So trägt er das 1,5kg - Gewicht locker!
Mit Panzertape hält die Gabel bombenfest und lässt sich nach dem Experiment doch gut wieder lösen.
  • Platziert das grosse Gefäss unter der überhängenden Gabel. Der Boden soll schliesslich nicht nass werden, wenn euer Eiswürfel schmilzt.
  • Wickelt ein Stück Draht so um den Hals der gefüllten (ob mit Wasser oder sonst einem Getränk ist egal) Flasche, dass eine lange Schlaufe absteht.
  • Nehmt einen Eiswürfel aus dem Gefrierfach und legt ihn auf die Zinken der Gabel.
    Hängt die Drahtschlaufe über den Eiswürfel und lasst die daran hängende Flasche vorsichtig los.
  • Wartet einige Minuten ab und beobachtet!
Gabel, Eiswürfel und Wasserflaschen-Gewicht mit Auffangblech am Tisch
Aufbau im Ganzen: Oben an der Tischkante die Gabel mit dem Eiswürfel, darüber der Draht, an welchem die Flasche hängt. Das Backblech unten fängt Schmelzwasser auf – so bleibt der Parkettboden heil.
Im Hintergrund ein Blick hinter die Kulissen: Das Fotozelt – hier Lichtquelle – liefert bei den handlicheren Experimenten in Keinsteins Kiste den weissen Hintergrund!

Was ihr beobachten könnt

Der Draht sinkt langsam nach unten in das Eis. Dabei entsteht jedoch kein Spalt. Stattdessen verfestigt sich das Eis über dem  Draht erneut! Wenn der Eiswürfel nicht zu schnell schmilzt, schneidet sich der Draht den ganzen Weg hindurch – ohne das Eis zu zerteilen!

Sicht von vorne: Der Draht ist vollständig in den Eiswürfel eingesunken.
Nach einigen Minuten ist der Draht komplett in den Eiswürfel eingesunken!

Tipp: Je kühler die Umgebungsluft, desto weniger schnell schmilzt der Eiswürfel weg. Wenn es im  Zimmer zu warm ist, könnt ihr das Experiment ebenso gut im Garten oder auf dem Balkon machen. Je nachdem, wo ihr das Experiment aufbaut, braucht ihr dann auch kein Auffanggefäss für das Schmelzwasser.

Eiswürfel frei schwebend auf der Drahtschlaufe: Runterfallen ist unmöglich!
Der Beweis: Hier halte ich nur die Flasche fest! Der Eiswürfel ist wie eine Perle auf dem Draht „aufgefädelt“ und schwebt somit abseits der Gabel frei.

Was passiert da?

Um Eis zu schmelzen ist Energie nötig (das könnt ihr mit diesem Experiment deutlich machen). Wenn man einen Stoff schmelzen möchte, führt man diese Energie normalerweise in Form von Wärme zu. Wasser – und das macht diesen Stoff so einzigartig – kann allerdings auch durch Druck zum Schmelzen gebracht werden.

Die Gewichtskraft, die auf die Flasche wirkt (und einer Masse von mindestens 1,5kg bei Erdanziehung auf Bodenhöhe entspricht), zieht den Draht nach unten. So übt er an der Auflagefläche Druck auf das Eis aus und lässt es unter dem Draht schmelzen.

Wie kann Druck zum Schmelzen von Eiskristallen führen?

Wasser ist ein ganz besonderer Stoff. Während die Dichte (die Masse eines bestimmten Volumens) der meisten Stoffe um so grösser wird, je kälter die Stoffe werden, hat Wasser bei +4°C die grösste Dichte.

Das heisst, ein Kilogramm Wasser bei 4°C braucht nicht nur weniger Platz als ein Kilogramm Wasser bei 20°C, sondern auch weniger als ein Eisblock von einem Kilogramm Gewicht (der höchstens 0°C warm sein kann). Dass Eis „grösser“ ist als flüssiges Wasser, könnt ihr übrigens mit diesem Experiment zeigen: Eis wächst!

Wirkt ein Druck auf einen Stoff, wird dieser – wenig überraschend – zusammengedrückt. Die meisten Stoffe brauchen unter hohem Druck als Feststoffe am wenigsten Platz. Da Wasser jedoch als Flüssigkeit am „kleinsten“ ist, wird es unter Druck flüssig – und das erst noch, ohne besonders warm zu werden. Denn denn wenigsten Platz braucht es ja bei nur 4°C oberhalb seines Schmelzpunktes.

Die Moleküle von flüssigem Wasser sind – anders als im Eiskristall – weitestgehend frei beweglich. So gelangen sie um den Draht herum, der somit nach unten auf das verbleibende Eis sinkt und es weiter schmelzen kann. Auf diese Weise „schneidet“ sich der Draht durch den Eiswürfel.

Warum friert der Spalt über dem Draht wieder zu?

Sobald das flüssige Wasser einen Weg um den dünnen Draht herum gefunden hat, steht es kaummehr unter Druck (der Atmosphärendruck ist natürlich noch vorhanden, spielt hier aber keine massgebliche Rolle). So kann es sich wieder auf seine ursprüngliche Grösse ausdehnen. Da zum Ausdehnen Energie aufgewendet werden muss, kühlt die unmittelbare Umgebung dabei ab, und das Wasser oberhalb des Drahtes wird wieder zu festem Eis.

Schlittschuhspass dank der Anomalie des Wassers

Diese besondere Fähigkeit des Wassers habt ihr wahrscheinlich schon genutzt, ohne es zu wissen. Auf diese Weise funktionieren nämlich Schlittschuhe: Die Kufen üben Druck auf das Eis aus, sodass dessen Oberfläche direkt unter ihnen schmilzt. So entsteht ein dünner Film aus beweglichen Wassermolekülen, auf welchem eure Schlittschuhe fast ohne Reibungswiderstand über das Eis gleiten können!

Dabei müsst ihr euch keine Sorgen machen, dass eure Eisfläche durch das Schlittschuhlaufen wegschmilzt. Denn sobald eure Kufen weiter geglitten sind, kann sich das darunter zusammengedrückte Wasser wieder ausdehnen und gefrieren. Wenn ihr das nächste Mal auf der Eisbahn seid, achtet darauf: So lange die Lufttemperatur nicht übermässig hoch ist, werdet ihr keine flüssigen, sondern allenfalls fest wirkende Spuren hinterlassen.


Entsorgung

Wenn ihr die Eiswürfel aus Leitungswasser gemacht habt, könnt ihr das Schmelzwasser nachher wie Leitungswasser verwenden: In den Ausguss geben, die Blumen damit giessen,… Den Inhalt der Getränkeflasche könnt ihr selbstverständlich trinken – und damit zum Beispiel auf den gelungenen Versuch anstossen ;).

Sollte das Klebeband Rückstände auf dem Tisch hinterlassen, können Lösungsmittel wie Brennsprit/Spiritus (Ethanol), Fleckbenzin oder Aceton bei der Entfernung helfen. Testet vorher immer, ob eure Tischoberfläche sich mit dem Lösungsmittel eurer Wahl verträgt! Mein Panzertape habe ich übrigens ganz ohne Rückstände von der matt lackierten Holzplatte lösen können.

Nun wünsche ich euch viel Spass beim Experimentieren! Erzählt doch mal, wie das Experiment bei euch funktioniert – oder von euren Beobachtungen beim Schlittschuhlaufen!

Hast du das Experiment nachgemacht: 

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Wenn etwas nicht oder nur teilweise funktioniert haben sollte, schreibt es in die Kommentare. Ich helfe gerne bei der Fehlersuche!

Rätsel-Experiment für Kinder: Womit funktioniert der Eiswürfel-Kran?

Wenn es draussen kalt und grau ist, mache ich es mir gerne im Warmen gemütlich. Aber was tun an langen Tagen daheim? Ich habe für euch ein winterliches Rate-Experiment:

Mit welcher „magischen“ Substanz könnt ihr einen Eiswürfel an einem Bindfaden befestigen und hochheben?

Nein, ich meine nicht Klebstoff. Der würde an einem Eiswürfel soundso nicht haften, sondern ratzfatz wieder abgehen, wenn das Eis schmilzt. Es gibt jedoch einen anderen Stoff, der den Bindfaden dank eines raffinierten physiko-chemischen Tricks ganz wunderbar am Eiswürfel haften lässt.

Lasst die Kinder den „magischen“ Stoff erraten!

Welcher Stoff kann sowas? Lasst insbesondere eure Nachwuchs-Forscher darüber nachdenken (und ratet selbst mit, wenn ihr noch nicht darauf gekommen seid), bevor ihr weiter (vor-)lest. Dann könnt ihr nach folgender Anleitung ganz einfach selbst ausprobieren, ob ihr recht hattet.


Experiment: Wir bauen einen Eiswürfel-Kran


Ihr braucht dazu

  • einen Eiswürfel
  • ein Glas Wasser
  • einen stabilen Holzstab(Schaschlikspiess etc.)
  • ein Stück Bindfaden
  • Zucker oder Salz oder Pfeffer oder Kaugummi
Das braucht ihr: Glas mit Wasser, Holzspiesse, Bindfaden, Eiswürfel

Nur mit einem dieser Stoffe funktioniert das Experiment. Nennt den Nachwuchs-Forschern ruhig diese Vier zur Auswahl. Vielleicht kommen sie selbst darauf, was sie wirklich brauchen. Stattdessen könnt ihr auch alle vier Möglichkeiten ausprobieren.

So geht’s

  • bindet das Stück Bindfaden an euren Stab, sodass ein kleiner Kran entsteht
  • legt den Eiswürfel in das Wasserglas: Er schwimmt (Wieso? s. hier–>Eis wächst)
  • fragt spätestens jetzt die Nachwuchs-Forscher: Was glaubt ihr: Welche der genannten Zutaten ist geeignet, um den Eiswürfel an den Faden zu heften?
  • streut etwas von der „magischen“ Substanz auf den Eiswürfel und legt das freie Ende des Fadens dazu.
  • wartet ca. 30 Sekunden
  • hebt den Eiswürfel vorsichtig am Faden aus dem Wasser.

Das könnt ihr beobachten

Wenn ihr die richtige Zutat gefunden habt, haftet der Eiswürfel am Faden, sodass ihr ihn aus dem Wasser heben könnt!

Der Eiswürfel hängt frei am Bindfaden!
Geht nur mit der richtigen Zutat: Der Eiswürfel hängt frei am Bindfaden!

Welches ist die richtige „magische“ Substanz?

Erinnert ihr euch an die Wirkweise von Streusalz (die habe ich hier erklärt)? Wenn dessen Ionen sich mit Wasser mischen, bringt das Eis in der Umgebung zum Schmelzen. Die Wassermoleküle sind nämlich derart damit beschäftigt, die Salzionen zu umhüllen, dass sie nicht mehr am stetigen Schmelzen und Gefrieren, das sich zwischen Eis und Wasser abspielt, teilhaben können.

Und dann – so besagt es das Gesetz von Le Châtelier – müssen diese Wassermoleküle ersetzt werden. Indem mehr Eis zu flüssigem Wasser schmilzt, als es das normalerweise tut.

Das Schmelzen aber verbraucht Energie, entzieht der Umgebung also Wärme. Die Umgebung von Salz und Faden kühlt also ab, bis schliesslich selbst das Salzwasser mitsamt dem Faden am Eiswürfel festfriert!

Entsorgung

Sobald das Eis geschmolzen ist, könnt ihr das Salzwasser einfach in den Abfluss geben. Zum Blumengiessen eignet es sich wahrscheinlich nicht mehr, da die Pflanzen zu viel Salz nicht vertragen.

Alltagstipp: Eis und Salzwasser als Kühlmittel

Im Labor nutzen Chemiker die Abkühlung, die Salz in Eiswasser verursacht, zur Kühlung von Experimenten, bei denen zu viel Wärme frei wird. Streusalz ist ein billiges Mittel dafür. Das entstehende Salzwasser ist zudem nicht giftig, sodass es nachher einfach in den Abfluss entsorgt werden kann.

Tafelsalz ist zwar etwas teurer, funktioniert aber ebenso: Wenn eure Getränke im Eiswürfelbad einmal nicht kalt genug werden, gebt etwas Wasser und Salz dazu und rührt vorsichtig, um ein Eisbad zwischen 0°C und -10°C zu erhalten!

Und probiert ihr den Eiswürfelkran selbst aus? Über eure Erfahrungsberichte freue ich mich sehr!

Hast du das Experiment nachgemacht: 

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Wenn etwas nicht oder nur teilweise funktioniert haben sollte, schreibt es in die Kommentare. Ich helfe gerne bei der Fehlersuche!

Wie Streusalz wirkt - Nutzen und Gefahren im Winterdienst

(Titelbild: CC BY-SA3.0 by Heidas)

Willkommen im neuen Jahr – mit viel Schnee bis in die Niederungen und entsprechend viel Streusalz auf den Strassen. Letzten Samstag habe ich zwei Schneepflügen zugesehen, die in aller Eile unseren Busbahnhof geräumt haben. Dabei fiel mir am Heck jedes Fahrzeugs gleich ein Streuteller ins Auge. Dieses runde Gerät dreht sich fortlaufend und verteilt – die Zentrifugalkraft ausnutzend – Streusalz auf die frisch geräumte Fläche.

Tatsächlich wird in der Schweiz im Vergleich zu anderen europäischen Ländern – besonders wenn man ihre Grösse und Bevölkerung berücksichtigt – nach wie vor ziemlich viel Salz gestreut. Aber warum machen die Städte und Gemeinden das? Wie kann Streusalz verhindern, dass es Glatteis gibt? Und wie sorgt es dafür, dass Eis und Schnee schmelzen?

Was ist Streusalz?

Das Salz, welches gegen Schnee- und Eisglätte gestreut wird, ist tatsächlich nichts anderes als gewöhnliches Kochsalz, also Natriumchlorid, NaCl. In Ländern wie Deutschland, die auf geniessbares Kochsalz eine Salzsteuer erheben, wird das Streusalz „vergällt“. Das heisst, es werden Stoffe hinein gemischt, die das Salz ungeniessbar machen. Deshalb ist Streusalz – das in grossen Mengen gebraucht wird – oft wesentlich preiswerter als Tafel- oder hochreines Labor-Salz.

Wenn das Streusalz auch bei sehr hartem Frost funktionieren soll, wird das Natriumchlorid zudem mit anderen Salzen wie Calciumchlorid, CaCl2, oder Magnesiumchlorid, MgCl2, vermischt. Diese Salze haben auch bei niedrigeren Temperaturen eine auftauende Wirkung.

All diese Salze bestehen aus Ionen, also elektrisch geladenen Atomen, die sich zu einem Gitter – einem Ionenkristall – zusammengelagert haben. In Wasser werden die Ionen jedoch voneinander getrennt: Jedes dieser Salze löst sich in Wasser. Aus Natriumchlorid entstehen dabei Natrium- und Chlorid-Ionen:

NaCl –(H2O)–> Na+(aq) + Cl(aq)

Wie kann Streusalz verhindern, dass Wasser gefriert?

Wenn flüssiges Wasser auf 0°C oder darunter abkühlt, lagern sich auch Wassermoleküle zu Eiskristallen zusammen. Allerdings sind Wassermoleküle nicht elektrisch geladen. Stattdessen sind die Elektronen in solchen Molekülen nicht gleichmässig verteilt, sodass ein Ende eines Wassermoleküls negativer, das andere positiver geladen ist.

Wasserteilchen mit zwei Ladungs-Schwerpunkten
Das Sauerstoff-Ende (rot) eines H2O-Moleküls hat einen negativen, das Wasserstoff-Ende (weiss) einen positiven Ladungsüberschuss.

Das lässt sich übrigens mit diesem spannenden Experiment ganz einfach zeigen.

Die negativ geladenen Enden wenden sich im Eiskristall den positiv geladenen Enden der nächsten Moleküle zu und umgekehrt. So bestimmen die Ladungsüberschüsse in den Wassermolekülen die Form des Eiskristallgitters.

Ein Modell eines Eiskristalls: Die schwarzen bzw. silbernen „Eckstücke“ stellen Wassermoleküle dar, die Verbindungsstäbe stehen für Wasserstoffbrücken zwischen den unterschiedlichen Ladungsschwerpunkten benachbarter Moleküle.

Wenn man nun Kochsalzkristalle („Salzkörner“ sind ganz kleine Kristalle) in flüssiges Wasser mischt, lagern sich die Wassermoleküle mit dem jeweils entgegengesetzt geladenen Ende an die Natrium- und Chlorid-Ionen im Gitter an. Dabei drängen sich die Wassermoleküle derart heftig um die Ionen, dass diese schliesslich aus dem Ionengitter herausgelöst werden! Damit können die einzelnen Ionen vollständig von Wassermolekülen umlagert werden.

Natriumion mit Hydrathülle
Ein Natrium-Ion ist vollständig von Wassermolekülen umgeben, die dem positiv geladenen Ion ihre negativ geladenen Enden zuwenden. An diese innere Hülle lagern sich weitere Wassermoleküle an – das negative Ende wiederum dem Ion zugewandt – an, sodass eine Hydrat-Hülle sehr dick werden kann.

Chemiker sagen, die Ionen sind von einer „Hydrat-Hülle“ umgeben, oder – kurz gesagt – „hydratisiert“ (das „aq“ in der Reaktionsgleichung oben meint genau diesen Zustand: Na+(aq) ist ein Natrium-Ion mit Hydrat-Hülle; „aq“ steht dabei für das lateinische „aqua“ für Wasser).

Wasser ist nicht multitaskingfähig

Damit sind die Wassermoleküle ziemlich schwer beschäftigt. Nicht einmal bei Temperaturen knapp unter 0°C können sie sich von den Ionen losreissen und ihre Plätze in einem Eiskristall einnehmen. Und da die Hydrathülle eines jeden Ions aus weit mehr als einer Molekül-Schicht besteht, ist schnell ein Grossteil aller Wassermoleküle zu beschäftigt, um zu gefrieren. Das Wasser mit den gelösten und hydratisierten Salz-Ionen bleibt also flüssig.

Erst bei Temperaturen unter -21°C (im Labor) bilden sich Mischkristalle, die aus Salz-Ionen und Wassermolekülen bestehen – kurz gesagt: Salzwasser-Eis. Das Kristallgitter von Salzwasser-Eis ist allerdings bei weitem nicht so regelmässig wie das von reinem Wasser-Eis. Das ganze Mischmasch hält einfach weniger gut zusammen. Deshalb ist der Gefrierpunkt von Salzwasser tiefer als der von reinem Wasser. Chemiker und Physiker nennen diesen Umstand „Gefrierpunkterniedrigung“.

Gefrierpunkterniedrigung auf der Strasse

Streut man also Kochsalz auf eine nasse Strasse, so bildet sich auch bei Temperaturen bis zu etwa -10°C kein Eis. Enthält das Streusalz zudem oder stattdessen Calcium- oder Magnesiumchlorid, kann das Wasser auf der Strasse auch bei bis zu -20°C flüssig bleiben. Diese Salze enthalten nämlich Ca2+– bzw. Mg2+-Ionen, die grösser als Na+-Ionen sind. Damit ist das Gitter von Calcium- bzw. Magnesium-Salzwasser-Eis noch unregelmässiger als das von Natrium-Salzwasser-Eis – und hält entsprechend noch weniger gut zusammen.

Und wenn es bereits friert: Wie kann Streusalz Eis schmelzen?

Eiswasser und Le Châtelier: Eine bewegliche Angelegenheit

Erreicht die Temperatur von Wasser (fest oder flüssig) den Gefrierpunkt (bei 0°C) können sich zuvor bewegliche Wassermoleküle zu einem festen Eiskristall zusammenlagern und sich daraus lösen und zu flüssigem Wasser werden. Das heisst: Während an einigen Orten an der Kristalloberfläche neue Moleküle hinzu kommen, werden an anderen Orten andere Moleküle wieder abgelöst. Ob dabei (mehr) Eis entsteht oder schmilzt, hängt davon ab, ob dem Wasser Energie zugeführt oder entzogen wird.

Sobald nämlich flüssiges Wasser und Eis miteinander vorhanden sind, ist das Ganze ein dynamisches (d.h. bewegliches) System, welches dem Gesetz von Le Châtelier gehorcht (das Le Châtelier höchstselbst uns hier am Flughafen erklärt).

Wird dem Eiswasser Energie entzogen (z.B. durch Kühlung), kommen mehr neue Moleküle zum Eis hinzu, als davon abgelöst werden, sodass irgendwann das ganze Wasser zu Eis erstarrt. Wird stattdessen Energie hinzugefügt (z.B. durch Erwärmen), verhält es sich umgekehrt: Es lösen sich mehr Moleküle vom Eis als hinzu kommen, bis das ganze Wasser flüssig ist.

Mit diesem spannenden Experiment könnt ihr feststellen, dass sich die Temperatur des Eiswassers durch Erwärmen tatsächlich nicht ändert, so lange Eis und Wasser miteinander vorhanden sind!

In einer Umgebung ohne sich verändernde äussere Einflüsse (insbesondere ohne Energie-Austausch, was im Alltag ziemlich unrealistisch ist), kann sich sogar ein dynamisches Gleichgewicht einstellen: Wenn stets ebenso viele Wassermoleküle zum Kristall hinzukommen wie sich davon lösen, gefriert und schmilzt das Wasser ständig – aber die Menge des Eises (und des flüssigen Wassers) ändert sich nicht!

Kochsalz übt einen Zwang auf das System aus

Bringt man nun Kochsalz (oder einen anderen Stoff mit „Auftauwirkung“) in ein solches Eiswasser-System, dann wird ein erheblicher Teil Moleküle des flüssigen Wassers mit der Bildung von Hydrat-Hüllen um die Ionen „beschäftigt“. Diese Moleküle „fehlen“ dem Eiswasser-System damit regelrecht. Und gemäss dem Gesetz von Le Châtelier ist das System umgehend darum bemüht, diesen Verlust auszugleichen.

Das Fehlen der flüssigen Wassermoleküle führt also dazu, dass sich mehr Moleküle aus dem Eis lösen, um die Fehlenden zu ersetzen. Das sind mitunter so viel mehr Moleküle, dass insgesamt mehr Wasser flüssig wird als gefriert – obwohl ohne Salz mehr Wasser gefroren wäre! So kann die Gegenwart von Streusalz selbst bei Temperaturen unter 0°C Eis zum Schmelzen bringen.

Wie kommt man bei Frost zum dynamischen System?

Wenn ihr gut aufgepasst habt, werdet ihr jetzt vielleicht einwenden, dass das Auftauen nur funktionieren kann, wenn Eis und flüssiges Wasser vorhanden sind. Und letzteres gibt es bei Frost naturgemäss nicht!

Guter Einwand. Aber die Verwender von Streusalz wissen das natürlich auch. Deshalb streuen sie das Salz gleich mit flüssigem Wasser – als pflotschigen Salz-Matsch oder gar als mehr oder weniger flüssige Salzlösung – also als „Sole“ wie die Fachleute so etwas nennen.

Ausprobieren könnt ihr das Ganze hingegen mit trockenem Salz – in eurer warmen Wohnung. Da beginnt Eis nämlich von selbst zu schmelzen und bekommt so eine feuchte Oberfläche. Wie könnt ihr das nutzen? Das zeige ich euch in dieser ganz herzigen Experimentier-Anleitung.

Wie schadet Streusalz der Umwelt?

So nützlich Auftausalz auch ist, bringt es doch eine ganze Reihe von Problemen für die Umwelt, in die es ausgebracht wird, mit sich.

Beeinträchtigung von Gewässern

Die grossen Mengen an Salzen, die auf Strassen und Wege gestreut werden, lösen sich äussert gut in Wasser. Das sollen sie ja auch, denn sonst würde das Ganze nicht funktionieren. Die Salzlösung, die aus Schneematsch und tauendem Eis entsteht, kann jedoch ebenso leicht wie ablaufendes Wasser in umliegende Gewässer geraten. Und Salzwasser hat eine höhere Dichte als das normalerweise dort vorhandene Süsswasser: Ein Volumen an Salzwasser ist schwerer als das gleiche Volumen Süsswasser!

Ein natürliches Gewässer, das aus mehreren Wasserschichten unterschiedlicher Temperatur und Dichte besteht (die Dichteanomalie des Wassers führt dazu, dass reines Wasser bei rund 4°C die grösste Dichte hat), kann durch den Zufluss von Salzwasser von gestreuten Strassen eine oder mehrere neue Schicht/en erhalten. Solche neuen oder veränderten alten Schichten bringen die natürliche, temperaturgesteuerte Umwälzung der Wassermassen im Gewässer durcheinander, was die Verteilung von Sauerstoff und Nährstoffen beeinträchtigt und damit die Lebewesen im Gewässer gefährdet.

Schädigung von Bäumen und anderen Pflanzen

Die Gewächse im Binnenland und in Süssgewässern sind daran angepasst, dass sie Süsswasser „trinken“ und ihre Nährstoffe daraus beziehen können. Das heisst, der Austausch von Wasser und darin gelösten Stoffen zwischen Wurzeln oder Blättern und ihrer Umgebung, der auf Osmose beruht (die ihr hiermit genauer erforschen könnt) ist fein auf einen geringen Salzgehalt abgestimmt.

Kurz gesagt nehmen viele Pflanzen- (und andere) Zellen um so mehr Wasser auf, je mehr Salze sie enthalten – und geben Wasser ab, wenn draussen mehr Salze sind als in ihrem Inneren. Das gilt jedoch nicht für Wurzeln, die Wasser mitsamt der darin enthaltenen Mineralstoffe (die nichts anderes als Salz-Ionen sind) aufnehmen sollen, von welchen die Pflanze sich ernährt.

Geraten diese Pflanzen nun unverhofft an Salzwasser von gestreuten Strassen, „trinken“ sie das Wasser mitsamt dem vielen Salz. Das wiederum wird in die verschiedenen Pflanzenzellen verteilt und zieht weiteres Wasser nach sich: Die Zellen schwellen an und funktionieren nicht mehr richtig. In Folge dessen kränkeln die Pflanzen und gehen im schlimmsten Fall ein.

Tiere bekommen wunde Pfoten

Wer schon einmal mit einem Kratzer in der Haut im Meer gebadet hat, wird es selbst erfahren haben: Salzlösung tut weh! Sie kann die Haut reizen, besonders an empfindlichen vorgeschädigten Stellen. Wie zum Beispiel in den Zehenzwischenräumen von Säugetieren. Wenn es uns Menschen juckt oder zwickt, dann kratzen wir – die Tiere hingegen lecken solche wunden Stellen mit der Zunge. Im Speichel der Tiere wiederum lauern Keime, die so an die wunden Stellen geraten und Infektionen hervorrufen können, welche zu stärkeren Entzündungserscheinungen führen. Und mehr Salz in diesen Wunden tut wiederum weh, sodass mehr geleckt wird…

Mit dem Haushund oder der Katze können wir zum Tierarzt gehen, Salben auftragen und eine Halskrause anlegen, um das Lecken zu unterbinden – begeistert werden die Haustiere davon aber nicht sein. Und Wildtiere wie Füchse können in der Regel nicht einmal auf diese Hilfe zählen.

Korrosion von Metall- und Betonbauteilen

Vielleicht ist euch ja auch schon einmal aufgefallen, dass man in Häfen oder allgemein an der Meeresküste besonders viel Rost antrifft – tatsächlich rostet Eisen, das Kontakt mit Salzwasser hat, deutlich schneller als Eisen fernab vom Meer.

Das rührt daher, dass Wasser mit darin gelösten Salz-Ionen wesentlich besser elektrischen Strom leitet als Süsswasser oder gar reines Wasser. Und elektrische Leitfähigkeit ist für das Rosten und ähnliche Prozesse, die die Chemiker als „Korrosion“ zusammenfassen, unverzichtbar. Korrosion ist nämliche eine Folge chemischer Reaktionen, bei welchen zwischen den Reaktionspartnern Elektronen ausgetauscht werden. Und Elektronen (oder andere geladene Teilchen) auf Wanderschaft sind…elektrischer Strom.

So können durch salzhaltiges Wasser Elektronen vom Eisen direkt zu dessen Reaktionspartnern wandern, was die Korrosion – das Rosten – besonders einfach macht. Was genau dabei geschieht, könnt ihr übrigens hier in meiner Rostparade nachlesen.

Autos, die über gesalzene Strassen fahren, rosten also ebenso schneller wie Brücken und andere Bauwerke aus Eisen, Stahl oder Stahlbeton, die rund um solche Strassen stehen.

Gibt es Alternativen zum Streusalz?

Da die Probleme, welche das Streuen mit Salz mit sich bringt, den Winterdiensten wohlbekannt sind, gibt es verschiedene Alternativen, die jedoch alle ihren eigenen Haken haben:

Harnstoff oder Ammoniumsulfat

Diese beiden Verbindungen haben eine ähnliche auftauende Wirkung wie Kochsalz und seine schwereren Verwandten. Allerdings enthalten sie Stickstoff (Harnstoff ist CO(NH2)2,Ammoniumsulfat ist (NH4)2SO4 !) in Verbindungen, die für viele Pflanzen sehr nahrhaft sind. Massenweise auf Strassen ausgebracht und im umliegenden Boden versickert können sie daher zu Überdüngung führen. Ausserdem ist auch Ammoniumsulfat eine Ionenverbindung und bringt die gleichen Probleme mit sich wie alle anderen Salze auch.

Abstumpfendes Streugut: Split, Sand, Blähton und ähnliches

Solche Streugüter sind im Prinzip nichts anderes als zerkleinerte Steine – weitgehend wasserunlöslich und unreaktiv. Damit gefährden sie zwar nicht den Stoffwechsel von Pflanzen und Tieren, müssen nach der Verwendung aber wieder eingesammelt und entsorgt werden. Würde man das nicht tun, würden Sand und Steinsplitter irgendwann Rinnsteine und Abflüsse verstopfen.

Und die Entsorgung oder gar Wiederaufbereitung von Streugut ist alles andere als einfach. Nachdem nämlich unzählige Autos darüber gefahren sind, ist das Streugut von Reifenabrieb und anderem Schmutz verunreinigt. Der müsste erst vom Streugut abgeschwaschen und dann seinerseits umweltschonend entsorgt werden.

Was ihr tun könnt, wenn euer Gehweg überfriert

Wenn ihr in Deutschland oder Österreich wohnt, werdet ihr keine grosse Wahl haben. Hier ist nämlich der Einsatz von Streusalz für Privatpersonen verboten (die Winterdienste der Kommunen streuen hingegen bei extremen Wetterbedingungen Salz auf den Strassen).

In der Schweiz gibt es dagegen kein generelles Verbot, sodass ihr hierzulande selbst entscheiden könnt, ob und womit ihr eure Gehwege streut.

Auf eurem privaten Garten- oder Fussweg, fernab von zahllosen Gummireifen, ist abstumpfendes Streugut eine gute Wahl für Pflanzen und Tiere. Ihr werdet es bloss immer wieder nachstreuen und schliesslich wieder einsammeln müssen, sobald Schnee und Eis geschmolzen sind.

Die beste Massnahme gegen Eisglätte auf Wegen und Strassen ist letztendlich das Schneeschippen. Denn was einmal geräumt ist, kann nicht mehr überfrieren und schmilzt im Frühjahr rückstandslos weg. Einzig bei überfrierendem Regen hilft das Schaufeln auch nicht weiter. Aber meiner Erfahrung nach ist das selbst hier in der Schweiz eine Ausnahme-Wettererscheinung.

Bevor ihr irgendetwas streut, empfehle ich euch, erst einmal zu schaufeln was das Zeug hält. Denn ganz ohne den Einsatz von Streugut wird es im heutigen Strassenverkehr kaum mehr gehen. Aber die Menge des dabei verwendeten Streusalzes kann so gering wie möglich gehalten werden. Und dabei könnt ihr alle mitmachen!

Und wie geht ihr gegen Schnee- und Eisglätte vor?

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

  • Füllt das Glas etwa zwei Drittel hoch mit Leitungswasser und stellt es auf eine waagerechte Fläche.
  • Markiert die Höhe des Wasserspiegels mit einem Filzstift-Strich. Mit dem Lineal könnt ihr die Füllhöhe zudem auch in Zentimetern messen.
  • Stellt das Glas mit dem Wasser in euer Tiefkühlfach oder bei Frost nach draussen und wartet einige Stunden.
  • 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!).
  • 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:

  • 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.
  • 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).
  • 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).

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?


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!

Hast du das Experiment nachgemacht: 

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Wenn etwas nicht oder nur teilweise funktioniert haben sollte, schreibt es in die Kommentare. Ich helfe gerne bei der Fehlersuche!

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!

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.


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!

Hast du das Experiment nachgemacht: 

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Wenn etwas nicht oder nur teilweise funktioniert haben sollte, schreibt es in die Kommentare. Ich helfe gerne bei der Fehlersuche!

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:

Denn diese Challenge ist gefährlich!

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!

Ich rate daher dringend vom Nachmachen ab!

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!

Hast du das Experiment nachgemacht: 

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Wenn etwas nicht oder nur teilweise funktioniert haben sollte, schreibt es in die Kommentare. Ich helfe gerne bei der Fehlersuche!