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Slime ? Wie du ihn wirklich herstellst

Was passt besser zu Halloween als schaurig-schlabbriger Slime? Und am besten noch selbstgemacht? Dieser Gedanke liess mich in den letzten Tagen nicht los, sodass ich mich auf die Suche nach Anregungen für die Slime-Herstellung aus Haushaltszubehör gemacht.

Dabei habe ich festgestellt: Ich bin bei weitem nicht die Einzige, die auf solch eine Idee gekommen ist. Vielmehr wird das Netz von verschiedenen Slime-Rezepten und DIY-Videos geradezu überflutet. Und da jetzt noch ein Slime-Rezept auf den Markt werfen? Das erschien mir nicht gerade sinnvoll.

Allerdings fiel mir, vor allem in den Kommentaren auf Youtube und Co, noch etwas anderes auf: Viele der vorgestellten Slime-Rezepturen scheinen unter realen Bedingungen gar nicht zu funktionieren. Warum das so ist? Weil in der Regel weder die Blog-Autoren oder Video-Produzenten noch ihre Leser, die die Rezepte nachmachen, wissen, wie der spassige Schleim funktioniert. Chemisch gesehen. Wer das nämlich weiss, kann schon vor dem Ausprobieren abschätzen, was überhaupt nicht funktionieren kann.

Deswegen zeige ich euch heute, was Slime eigentlich ist und wie er entsteht – oder eben nicht. Ausserdem gebe ich euch solche Rezepte weiter, die wirklich funktionieren können. So könnt ihr euch möglichst frustfrei an die Herstellung von fantastisch gruseligem Schleim wagen!

Das Grundprinzip: Von der Flüssigkeit zum Slime

Schon vor zwei Wochen habe ich euch mit einem Experiment gezeigt, dass Flüssigkeiten aus vielen, vielen winzigkleinen Teilchen bestehen, die sich zwar dicht zusammenrotten, aber frei gegeneinander beweglich sind. Dieser Umstand ermöglicht es einer Flüssigkeit, sich der Schwerkraft folgend in einem Gefäss so auszubreiten, dass sie den Hohlraum darin ganz und vollkommen ausfüllt.

In dünnflüssigen Flüssigkeiten sind die Teilchen in der Regel klein und rollen ziemlich ungehindert aneinander vorbei. Manche Flüssigkeiten enthalten dagegen grössere Teilchen, meistens lange “Würmer” aus einer Kette von Atomen. Solche Flüssigkeiten sind oft zähflüssig, denn die “Würmer” verschlingen sich miteinander oder mit anderen Teilchen. Und wie bei einem Wollfaden-Salat wird ihre Bewegungsfreiheit dadurch eingeschränkt. So brauchen zähe Flüssigkeiten – wie zum Beispiel Speiseöl, Flüssigseife oder Klebstoff – länger, um sich in einem Gefäss vollständig zu verteilen.

Ein guter Slime ist dagegen schwabbelig, lässt sich kneten, formen und reissen, und haftet im Idealfall leicht an Oberflächen und Fingern, ohne sich dabei aufzulösen und Reste zu hinterlassen. In keinem Fall sollte er einfach zerlaufen!

Damit ist ein guter Slime keine wirkliche Flüssigkeit. Ein echter Feststoff ist er allerdings auch nicht – sondern etwas dazwischen. Tatsächlich besteht Slime teils aus fest miteinander verbundenen Teilchen, teils aus Teilchen im “flüssigen” Zustand, die in einem Netzwerk aus den fest verbundenen Teilchen eingeschlossen sind. Ein solches Teilchengemisch nennt man landläufig ein “Gel”.

Aus welchen Stoffen kann man Slime herstellen?

Um die Zutaten für das Gel – also den Schleim – ordentlich miteinander mischen zu können, verwendet man dazu Flüssigkeiten und ggfs. Pulver. Ausgangstoff ist deshalb normalerweise eine Flüssigkeit (bzw. ein Flüssigkeitsgemisch), welches lange “Würmer”-Teilchen enthält. Dazu kommt ein Stoff, der mit diesen “Würmern” reagieren und sie dabei zu einem Netz verknüpfen kann. Da das Ausgangs-Flüssigkeits-Gemisch in der Regel auch Wasser enthält, ist für kleine Flüssigkeitsteilchen zum Einschliessen ebenfalls gesorgt.

Das “Original” aus den USA

Der Slime-Trend ist einmal mehr aus den USA über den grossen Teich zu uns geschwappt. Dort drüben ist es nämlich ziemlich einfach, die idealen Zutaten für DIY-Slime zu bekommen. Hier in der Schweiz bekommt man sie in Reinform allenfalls noch im Schullabor zu fassen – in den EU-Ländern sollte auch das heute nicht mehr möglich sein.

Rezept für DIY-Slime im Schullabor

Du brauchst:
– Polyvinylalkohol (PVA, PVAL), ein Feststoff aus Molekül-“Würmern”, der sich in heissem Wasser lösen lässt
– Borax (Natriumtetraborat), ein wasserlösliches Pulver

2g Polyvinylalkohol werden in 48ml heissem (90°C) Wasser, 2,5g Borax in 50ml lauwarmem Wasser gelöst. Beide Lösungen werden zusammengegeben und verrührt, bis ein Gel mit den gewünschten Eigenschaften entsteht – der Slime! (Eine ausführlichere Anleitung gibt es hier.)

Warum man Borax nicht mehr findet

Das Problem dabei: Borax und andere Verwandte der Borsäure können nach neuesten Forschungsergebnissen Ungeborene im Mutterleib schädigen und die Fortpflanzungsfähigkeit beeinträchtigen. Deshalb werden sie in den EU-Staaten (Deutschland und Österreich) nicht mehr an jedermann verkauft und aus den Schullabors verbannt.

Wenn du in der Schweiz, den USA oder anderen Ländern die Gelegenheit hast, im Labor mit Borax zu arbeiten, achte darauf, das Pulver nicht einzuatmen oder gar zu verschlucken. Wenn du ganz sicher gehen willst, trage Einmal-Handschuhe aus Nitril-Kautschuk (die blauen), um deine Hände zu schützen.

Was passiert bei der Reaktion?

Die “Würmer”-Moleküle des Polyvinylalkohols sehen so aus:

Strukturformel Polyvinylalkohol

 Das Bild zeigt einen Ausschnitt aus seiner sehr langen Kette aus Kohlenstoffatomen. An jedem “Glied” dieser Kette sitzt noch ein Pärchen aus Sauerstoff und Wasserstoff. Diese OH-Gruppe ist kennzeichnend für einen Alkohol und kann mit anderen Stoffen reagieren.

Wenn man Borax in Wasser auflöst, entsteht daraus Borsäure, die zu ganz besonderen Teilchen weiterreagiert:

Strukturformel Tetrahydroxyborat

 Diese Teilchen (sie heissen Tetrahydroxyborat) können nun mit den PVA-Würmern reagieren:

Slime - Entstehung: Polykondensation von PVA mit Tetrahydroxyborat

 Dabei vereinigen sich die OH-Gruppen beider Teilchen zu festen Verbindungen, sodass die Borat-Anionen wie doppelköpfige Wäscheklammern zwischen den Würmern hängen und so zu “Knoten” in einem Netz werden. Dabei bleiben Wasser-Teilchen übrig, die gleich als Füllteilchen im Gel Verwendung finden können.

Die PVA-“Würmer” sind dabei keinesfalls steif, sondern in ihren Gelenken biegsam, sodass das Gel nicht hart wird, sondern sich eher wie ein vollgesogener Teilchen-Schwamm benimmt!

Wie du trotzdem daheim Slime machen kannst

Auch wenn man die Labor-Zutaten für guten Slime – ganz besonders Borax – nicht einfach kaufen kann, findet man sie in verschiedenen Haushaltszutaten.

Polyvinylalkohol findet man vor allem in verschiedenen Leimen und Klebstoffen. Zudem habe ich auf der Zutatenliste der Colgate-Zahncreme meines Mannes ein wahrscheinlich auch brauchbares “Würmer”-Molekül entdeckt.

Und obwohl Borax in Reinform nicht mehr erhältlich ist, findet man Borsäure und ihre Verbindungen in kleinen Mengen zum Beispiel in Kontaktlinsen-Flüssigkeiten oder Augentropfen. Auf der Liste der Inhaltstoffe können sie als “Borsäure”, “Borat”, “Borat-Puffer” oder ähnlich erscheinen. Diese kleinen Mengen – zumal nur zum äusseren Kontakt mit dem Menschen bestimmt – sind nicht gefährlich, können aber für die Schleim-Herstellung reichen. Das Rezept für den funktionsfähigen Heim-Schleim findest du in diesem Video:

Die basische Rolle des Natrons

Wozu braucht es da das Natron (anders als von der Youtuberin vorgemacht wird das Wort auf der ersten Silbe betont und das “o” kurz gesprochen)?

Das Geheimnis eines wirklich schaurig-schwabbeligen Schleims ist, dass die “Knoten” im PVA-Borat-Netzwerk nicht besonders festgezurrt sind: Die Bindungen zwischen beiden lösen sich relativ leicht und können anderswo neu gebildet werden. So ist das Netzwerk in diesem Gel beim Kneten sehr wandelbar – was den Schleim erst richtig schleimig macht.

Da es sich bei den Bindungen zwischen PVA und Borat um sogenannte “Ester” handelt – eine Verbindungssorte, die sich in der Gegenwart einer Base besonders leicht zerlegen lässt – vermute ich, dass die Youtuberin das Natron genau deshalb zum Einsatz bringt: Weil es eine Base ist. So macht es meiner Vermutung nach das Netzwerk besonders wandelbar – und den Schleim damit besonders schleimig.

Beim Experimentieren im (Schweizer) Schullabor habe ich nämlich gelernt: Wenn man nur genügend Borax mit dem richtigen Leim vermischt (ohne Base), erhält man statt schleimigem Slime elastische, springende Gummibälle (in denen die Netzwerk-“Knoten” entsprechend fest gezogen und nicht mehr veränderbar sind)!

Andere Rezepte und warum sie nicht funktionieren

Einkomponenten-Schleime zum Tiefkühlen

Durch das Abkühlen werden die “Würmer”-Moleküle – zum Beispiel die Tenside in Seifen – in zähen Flüssigkeiten steif, sodass der Salat aus versteiften “Würmern” Ähnlichkeit mit einem Netzwerk annimmt und das Ganze mitunter wie Schleim aussieht. Es entstehen allerdings keine festen Verbindungen zwischen den Molekülen. Das merkst du spätestens dann, wenn du die kalte Masse aus ihrem Behälter nehmen möchtest und sie sich eher wie eine Creme ähnlich verteilt. Ausserdem wird das Ganze wieder flüssig, sobald es warm wird.

Seife mit Salz oder Zucker

Seife enthält Fettsäurereste – das sind vergleichsweise kurze Teilchen-“Würmer”. Kochsalz (NaCl) besteht aus Ionen, die jeweils nur ein Atom enthalten. Damit lassen sich keine festen Bindungen zu zwei verschiedenen Atom-Ketten bilden. Dafür entzieht das Salz der Flüssigseife Wasser, was eine ursprünglich cremige Flüssigseife “schleimiger” macht – aber wiederum nicht zu festen “Knoten” führt.

Auch Zucker zieht Wasser an. Zudem enthalten Zucker-Moleküle einige OH-Gruppen, die möglicherweise zur Bildung von Ester-“Knoten” geeignet sind. Also habe ich das ausprobiert und Spülmittel mit Zucker verrührt. Als ich ein bis drei Tropfen Haushaltsessig dazugegeben habe (die Gegenwart einer Säure kann die Entstehung von Estern fördern), ist tatsächlich ein “Glibber” entstanden, der sich an meinem Rührstab festgeklammert hat. Aber wirklich brauchbarer Schleim wurde das nicht.

Kein Wunder: Schliesslich sind weder die Fettsäure- noch die Zucker-“Würmer” auch nur annähernd so lang oder haben so viele Verbindungsmöglichkeiten wie PVA. Was immer ich da dazu gebracht habe, sich zu verbinden – das Ergebnis war allenfalls Möchtegern-Schleim.

Und wenn man für Borax einen Ersatz findet?

Manche Slime-Experimentatoren berichten, dass sie mit bestimmten Flüssig-Waschmitteln und PVA-haltigem Leim zum Erfolg gefunden haben (solchen Slime made in Switzerland gibt es hier). Ich habe mir die Inhaltsstoff-Liste eines solchen “geeigneten” Waschmittels angesehen und verdächtige die darin enthaltenen “optischen Aufheller”, einen brauchbaren Ersatz für die Borat-“Knoten” abzugeben. Die sehen nämlich (zum Beispiel) so aus:

optischer Aufheller - Borax-Ersatz?

 Anstelle der Bor-Sauerstoff-“Klammern” enthalten diese Moleküle Schwefel-Sauerstoff-Gruppen (sogenannte Sulfonsäure-Gruppen), die ebenfalls für die Entstehung von Ester-Bindungen in Frage kommen.

Fazit

Wenn du wirklich brauchbaren Slime herstellen möchtest, brauchst du unbedingt lange, reaktionsfreudige Molekül-Würmer (sogenannte Polymere, z.B. Polyvinylalkohol) und eine Verbindung aus der Borsäure-Familie (z.B. Borat-Puffer) oder einen würdigen Ersatz dafür. Achte also beim Einkauf von Zutaten genau darauf, ob diese wichtigen Stoffe auf der Inhaltsstoff-Liste zu finden sind und probiere mit kleinen Mengen, ob das Ganze funktioniert – oder mache das Experiment (in der Schweiz) im (Schul-)Labor, wo du die Stoffe in Reinform in sicherer Umgebung verwenden kannst!

Entsorgung

Das gesundheitsschädliche Borax muss als Sondermüll entsorgt werden, Leim- oder Waschmittelreste gemäss den Angaben auf der Verpackung. Wenn Schleim-Reste Borax enthalten, gehören sie damit in den Sondermüll – denn der gefährlichste Bestandteil gibt bei der Entsorgung den Ton an!

Wasser ist spooky: Ein Zaubertrick für Gross und Klein

Bald ist Halloween: Für viele kleine und grosse Hexen und Zauberer rückt damit ein grosser Tag immer näher. Aber was wäre, wenn ihr im schaurig-schönen Kostüm auch tatsächlich zaubern könntet? Ich habe einen einfachen, aber verblüffenden Zauber für euch, mit dem ihr an eurer Halloween-Party sicher für Aufregung sorgen könnt! Und um Ärger mit dem EZD (dem Eidgenössischen Zauberei-Departement…) zu vermeiden, gibt’s auch eine wasserdichte naturwissenschaftliche Erklärung dazu.

Von Harry Potter zum verhexten Wasser

Bestimmt kennst du Harry-Potter – und vielleicht auch seine wilde Begegnung mit einem Drachen in “Harry Potter und der Feuerkelch”. Um eine Aufgabe in einem Wettkampf zu erfüllen, muss Harry diesem Drachen in einer Arena ein Ei entwenden. Um überhaupt eine Chance gegen den wildgewordenen Feuerspeier zu haben, ruft der Jungzauberer  dazu mit einem einfachen Zauber seinen Flugbesen in die Arena. Die Wirkung des Spruchs: Der Besen saust von seinem Lagerplatz ausserhalb der Arena auf den Zauberstab und seinen Besitzer zu.

Diesen Kunstgriff kannst auch du ganz einfach nachmachen – vielleicht nicht mit einem Besen und nicht über eine so grosse Entfernung – aber mit einem einfachen Kunststoff-Zauberstab und Wasser. Und schon das wird deine Freunde verblüffen und vielleicht sogar zum Gruseln bringen!

Was du dazu brauchst

  • Einen Wasserhahn am Waschbecken oder einem Getränkespender – hauptsache, du kannst einen millimeterdünnen Wasserstrahl daraus fliessen lassen
  • Einen Kunststoff-Zauberstab (ein Spielzeug ist ebenso geeignet wie der Einweg-Plastiklöffel, den ich verwende – aber probiere das Experiment vor der grossen Aufführung aus, denn nicht jeder Kunststoff funktioniert gleich gut!)
  • Ein Kleidungsstück aus echter Wolle – zum Beispiel ein Schal, Wollhandschuhe oder eine Strickjacke. Besonders eindrücklich wirkt das Ganze, wenn das Woll-Stück Teil deines Kostüms ist.

Wie du den Zauber vorführst

  1. Öffne den Wasserhahn nur ein wenig, sodass so gerade eben ein stetiger, aber millimeterdünner Wasserstrahl herausläuft.
  2. Reibe deinen Zauberstab kräftig mit dem Kleidungsstück aus Wolle (ein guter Zauberer “beschäftigt” sein Publikum währenddessen anderweitig, zum Beispiel im Gespräch).
  • Führe den Stab vorsichtig in die Nähe des Wasserstrahls und sprich “Accio Wasserstrahl!”. Berühre dabei in keinem Fall das Wasser mit dem Stab!
  • Der zuvor senkrecht fallende Strahl wird sich in Richtung des Stabes krümmen!
dünner Wasserstrahl und verhextes Wasser
Links: Ein dünner Wasserstrahl – Rechts: “Accio Wasserstrahl” – deutliche Krümmung um einen elektrostatisch aufgeladenem Plastik-Löffelstiel!

Was dabei passiert

Letzte Woche habe ich ein Experiment gezeigt, das einen Hinweis darauf gibt, wie Wasser und andere Stoffe aufgebaut sind: Wasser besteht, wie andere Stoffe, aus ganz vielen winzig kleinen Teilchen. Die Wasserteilchen haben dabei eine besondere Eigenschaft: Sie sind elektrisch geladen!

Über elektrisch geladene Teilchen

Elektrisch geladene Teilchen spielen in unserem Alltag eine grosse Rolle. So fliessen solche Teilchen durch Stromkabel, wenn wir das Licht einschalten, und bringen die Lampe zum Leuchten. Diese Teilchen haben meist nur eine Ladung – und die ist positiv (+) oder negativ (-). Dafür, dass solche Teilchen überhaupt strömen, sorgt eine grundlegende physikalische Gesetzmässigkeit: Gleichartige Ladungen stossen sich ab, verschiedene Ladungen ziehen sich an. So bewegen sich die negativ geladenen “Strom-Teilchen” oder “Elektronen” vom negativ geladenen Minuspol einer Stromquelle weg und zum positiv geladenen Pluspol hin.


Wasserteilchen tragen dagegen zwei verschiedene Ladungen: Wie ein Magnet tragen sie an jeder Seite eine! (Da zwei verschiedene Ladungen einander aufheben, merkt man das den winzigen Wasserteilchen mit unseren groben Sinnen normalerweise nicht an.)

Wasserteilchen mit zwei Ladungs-Schwerpunkten
Ein Wasserteilchen trägt zwei elektrische Ladungen: Die negative Seite (-) ist rot, die positive Seite (+) ist blau schattiert.

Das führt dazu, dass die Plus-Seiten der Wasserteilchen die Minus-Seiten anziehen und umgekehrt. Im Wasser ordnen sich die Teilchen daher so, dass Plus-Seiten den Minus-Seiten gegenüber liegen und niemals gleiche Seiten einander zugewandt sind:

Wasserteilchen: Entgegengesetzte Ladungen ziehen sich an.
By User Qwerter at Czech wikipedia: Qwerter. Transferred from cs.wikipedia to Commons by sevela.p. Translated to english by by Michal Maňas (User:snek01). Vectorized by Magasjukur2[CC BY-SA 3.0], via Wikimedia Commons

Der Kunststoffstab besteht dagegen zunächst aus ungeladenen Kunststoff-Teilchen. Durch das Reiben an der Wolle wird er jedoch aufgeladen (die Wolle übrigens auch – du kannst vielleicht die darauf folgenden Entladungen in der Wollkleidung knistern hören). Wenn er danach in die Nähe des Wasserstrahls kommt, ordnen sich die Wasserteilchen so, dass ihre dem Stab entgegengesetzt geladene Seite zum Stab weist. Die Anziehungskraft zwischen den verschiedenen Ladungen zieht die Teilchen so aus ihrer Flussrichtung – der Wasserstrahl krümmt sich in Richtung des Stabes!

Damit wünsche ich dir viel Spass beim Zaubern – und erzähl doch mal, wie es funktioniert hat!

Von der verschwundenen Flüssigkeit zum Stoffteilchenmodell

Flüssigkeiten – sie sind “nass”, formlos und machen sich überall hin davon, wenn man sie nicht in einem Glas beisammen hält. Und wenn man ein Glas mit Flüssigkeit füllt, ist es voll….oder?

Dieses einfache Experiment zeigt dir eine echt verblüffende Eigenschaft von Flüssigkeiten – und gibt dir und deinen Kindern Anlass, euch mit einem einfachen Teilchenmodell für den Aufbau der Stoffe zu beschäftigen!

Für dieses Experiment brauchst du

  • rund 50ml Brennsprit (Spiritus, “Alkohol”, Ethanol)
  • rund 150ml Wasser, zum Beispiel aus der Leitung
  • 3 Gefässe mit geeichter Skala mit 10-Milliliter-Teilstrichen, zum Beispiel Standzylinder

oder:

  • 1 durchsichtiges Gefäss für mindestens 50ml Flüssigkeit
  • 1 durchsichtiges Gefäss für mindestens 100ml Flüssigkeit
  • einen wasserfesten Filzschreiber (nicht zu dick!)

 

So führst du das Experiment durch

Vorbereitung:

Miss im ersten Standzylinder genau 50 ml Wasser, im zweiten Standzylinder genau 50 ml Brennsprit ab. Schaue dabei von der Seite auf die Linie des Flüssigkeitsspiegels (die Linie sollte dazu auf Augenhöhe sein – setze oder knie dich hin oder beuge dich entsprechend). Wenn beim Wasser eine doppelte Linie bzw. ein unscharfer Ring zu sehen ist: Richte dessen unteren Rand an der Skala aus!

Oder:

  1. Fülle etwa 50 ml in das kleinere Gefäss mit Wasser und markiere den Flüssigkeitsspiegel an der Seite mit dem Filzstift.
  2. Fülle das Wasser vollständig in das grosse Gefäss um. Dann fülle das kleine Gefäss noch einmal – exakt bis zur Markierung (beachte dazu die Hinweise im oberen Abschnitt!) – und fülle den Inhalt erneut vollständig in das grosse Gefäss.
  3. Nun enthält das grosse Gefäss genau doppelt so viel Wasser wie das kleine Gefäss bis zur Markierung fasst. Markiere nun den Füllstand des grossen Gefässes mit dem Filzstift. Danach giesse das Wasser vollständig aus.

Das eigentliche Experiment:

Fülle die zuvor abgemessenen Flüssigkeiten zusammen in einen Standzylinder, schwenke ihn etwas und warte, bis die Flüssigkeiten zur Ruhe kommen.

Oder:

  1. Fülle das kleine Gefäss bis zur Markierung mit Wasser und giesse es vollständig(!) in das grosse Gefäss um.
  2. Wiederhole Schritt 4 mit Brennsprit.
  3. Nun befinden sich Wasser und Brennsprit zusammen im grossen Gefäss. Schwenke es ein wenig und warte, bis die Flüssigkeiten zur Ruhe kommen.
2 mal Flüssigkeit gibt weniger als das 2-fache Volumen!

Links: Einmal Wasser, einmal Brennsprit bis zur Markierung links am Glas. Rechts: Beide Flüssigkeiten gemeinsam im Glas: Zwei Portionen Wasser wurden zur Markierung links am Glas genutzt, eine Portion Wasser und eine Portion Brennsprit miteinander nehmen ein kleineres Volumen ein!

Was du beobachten kannst

Schaue den Flüssigkeitsspiegel von der Seite (auf Augenhöhe) an. Du wirst den Flüssigkeitsspiegel ein wenig unterhalb des Teilstrichs für 100ml bzw. deiner Markierung für “zwei kleine Gefässe” finden! Mehrere Milliliter Flüssigkeit sind scheinbar nach dem Mischen verschwunden!

Für kleine Mathematiker:

Ihr kennt sicher das kleine 1×1: 2×1 = 2 heisst es da. Das bedeutet: Auch 2x die Füllung des kleinen Gefässes (“1”) geben zusammen eine grosse Füllung (“2”), die zwei kleinen Füllungen gleicht. Sollte sie jedenfalls. Trotzdem ist die grosse Füllung aus dem Gemisch von Wasser und Brennsprit ein wenig kleiner als 2!

 

Wo ist die fehlende Flüssigkeit hin verschwunden? Wurde sie weggehext?

Keine Sorge, da bekäme ich ja Schwierigkeiten mit dem eidgenössischen Zauberei-Departement (hätte ich nur nichts gesagt…). Um das Rätsel der verschwundenen Flüssigkeit zu lösen, musst du dir Wasser und Brennsprit einmal genauer ansehen. Sehr viel genauer.

Auf den ersten Blick sind Wasser und Brennsprit sich zum Verwechseln ähnlich: Beide sind farblos und praktisch gleich flüssig. Brennsprit riecht allerdings ein wenig streng, sauberes Wasser dagegen gar nicht. Ausserdem kann man Brennsprit leicht anzünden, Wasser aber nicht. Noch mehr Unterschiede findet man, wenn man sich die Flüssigkeiten noch näher ansieht.

Stell dir vor, du füllst das kleine Gefäss mit Wasser und giesst die Hälfte davon in ein anderes Gefäss. Die beiden Hälften werden sich und der vorherigen ganzen Menge gleichen. Dann teilst du die Wassermenge noch einmal, und noch einmal, und noch einmal. Bald wirst du kleine Tropfen haben, die immernoch wie Wasser aussehen – und übrigens auch wie Alkohol, der sich genauso in immer kleinere Portionen teilen lässt (wenn du das wirklich ausprobierst: Alkohol-Tropfen werden tatsächlich eine etwas andere Form als Wassertropfen haben – das liegt an ihrer unterschiedlichen Oberflächenspannung, die Andrea von Forschen für Kinder hier erklärt).

Irgendwann würdest du eine Lupe brauchen, um die kleinen Tropfen noch zu sehen, dann ein Mikroskop, dann ein stärkeres Mikroskop… Und schliesslich, beim superstarken Hightech-Mikroskop im Forschungslabor, ist Schluss. Die wirklich winzig-, winzig-, winzigkleinen Wasserportiönchen lassen sich nicht weiter halbieren. Und beim Alkohol ist es das Gleiche.

Wasser und Alkohol – und auch alle anderen Stoffe – bestehen aus einer riesigen Anzahl total winzigkleiner Teilchen!

Wenn sich diese Teilchen von einem Gefäss ins anderer giessen lassen, erscheinen sie alle zusammen deinen Sinnen – die zu grob sind, um die winzigkleinen Teilchen einzeln wahrzunehmen – als Flüssigkeit. Halten sie dagegen fest zusammen, siehst und fühlst du sie als festen Gegenstand.

Das Spannende daran ist, dass jeder Stoff aus einer ihm eigenen Sorte Teilchen besteht: Wasser-Teilchen und Alkohol-Teilchen unterscheiden sich – sie sind zum Beispiel unterschiedlich gross!

Stell dir vor, du bist selbst sehr, sehr klein, sodass die Wasserteilchen für dich aussehen wie Reiskörner (oder kleine Perlen). Dann könnten Alkohol-Teilchen aussehen wie getrocknete Kichererbsen (oder grössere Perlen). Was passiert, wenn du diese beiden Teilchen-Sorten miteinander mischst, kannst du tatsächlich ausprobieren:

 

Das Experiment im Modell

Trockne die Gefässe vom Versuch mit Wasser und Brennsprit gut ab. Dann fülle wie in der Versuchsanleitung für die Flüssigkeiten beschrieben Reiskörner und Kichererbsen (oder kleine und grosse Perlen) ab und schütte sie im grossen Behälter zusammen. Schüttle den Behälter gründlich (halte die Öffnung zu, damit deine “Teilchen” nicht hinausfliegen und verloren gehen!) und schaue dir den Inhalt genau an.

Die Füllhöhe des Reis-Erbsen-Gemischs im grossen Behälter, wird unterhalb der Markierung liegen. Die Erklärung dafür ist nun offensichtlich: Die kleinen Reiskörner sind in die Zwischenräume zwischen den grösseren Kichererbsen gerutscht.

Modellversuch mit Reis und Kichererbsen

Reiskörner stehen für Wasser-Teilchen, Kichererbsen für Alkohol-Teilchen. Im Gemisch füllen die Reiskörner die Lücken zwischen den Erbsen: Das spart Platz!

Das können die winzigkleinen Wasser- und Alkohol-Teilchen auch! Die kleineren Wasser-Teilchen füllen die Zwischenräume zwischen den grösseren Alkohol-Teilchen! So nehmen beide miteinander gemischt weniger Platz ein als vgoneinander getrennt  – ohne dass wirklich Flüssigkeit verschwindet.

Und wenn du noch einen Beweis dafür möchtest: Wiege die Flüssigkeiten vor und nach dem Mischen – das Gewicht ändert sich beim Mischen nicht!

 

Entsorgung

Brennsprit, auch auf 50% verdünnt, muss als Sonderabfall entsorgt werden! Fülle ihn in einen dicht schliessenden Behälter und bringe ihn zur Sondermüll-Entsorgungsstelle. Du kannst das Alkohol-Wasser-Gemisch ebenso gut für spätere Experimente oder zum Reinigen aufheben. Die Markierungen mit wasserfestem Filzstift lassen sich zum Beispiel damit von den Gläsern wischen.

Dank Maike “Miss Declare” und Instagram habe ich eine ungewöhnliche Blogparade entdeckt, die um so besser in Keinsteins Kiste passt. Denn es geht bei Meike auf Mathsparks um Mathematik – und ohne Mathematik wäre die Chemie wohl kaum halb so spannend, wie sie ist.

Deshalb geht es heute um Mathematik in der Chemie. Und wer nun abgehobenes Zeug wie die Quantenmechanik fürchtet, kann beruhigt sein: Die Mathematik, die ich meine, erfordert einzig Grundschul- bzw. Primarschul-Kenntnisse und kann euch beim Experimentieren sehr nützlich sein. Denn ich spreche…ähm schreibe… von der Stöchiometrie.

Mit der Stöchiometrie können Chemiker nämlich berechnen, in welchem Verhältnis sie Stoffe einsetzen müssen, damit diese möglichst vollständig miteinander reagieren können.  Und weil sie dabei von der jeweiligen Reaktionsgleichung ausgehen, erkläre ich euch heute

  • Wie man Reaktionsgleichungen richtig liest und versteht
  • Wie die Chemiker sich unvertretbar grosser Zahlen entledigen
  • Wie man von einer Reaktionsgleichung auf abmessbare Stoffportionen kommt

Und damit es auch wirklich Spass macht zeige ich euch, wie ihr damit und mit ein paar Dingen aus dem Haushalt eure eigene Rakete starten lasst!

Wie du Reaktionsgleichungen liest und verstehst

Atome und Moleküle reagieren nicht irgendwie miteinander, sondern in festgelegten Verhältnissen. Diese Verhältnisse werden in einer Reaktionsgleichung zum Ausdruck gebracht. Und obwohl darin anstelle eines Gleichheitszeichens ein Pfeil von links nach rechts auftaucht, handelt es sich dabei um eine richtige mathematische Gleichung. Denn es gilt stets das Gesetz der Massen- bzw. Stoffmengenerhaltung:

Bei einer chemischen Reaktion geht kein Teilchen verloren!

Das bedeutet, links und rechts des Reaktionspfeils steht immer die gleiche Anzahl Atome:

Dabei werden einzelne Atome der jeweiligen Sorten durch Elementsymbole dargestellt. So steht ein “H” in Gleichung (1) für ein Wasserstoff-Atom. Wenn in einem Molekül bzw. Teilchen mehrere Atome der gleichen Sorte vorkommen, verwendet man das Elementsymbol einmal und gibt die Anzahl der Atome als Index an: H2 steht also für ein Molekül, das aus zwei Wasserstoffatomen besteht!

Wenn mehrere einzelne Atome einer Sorte vorkommen, verwendet man das Elementsymbol einmal und schreibt die Anzahl der Atome als Faktor davor:

Gleichung (2) meint das gleiche wie Gleichung (1): Zwei mal ein Wasserstoffatom bzw. zwei Wasserstoffatome reagieren zu einem Wasserstoffmolekül, das aus zwei Wasserstoffatomen besteht.

Auch ganze Moleküle können durch einen Faktor vervielfacht werden:

Gleichung (3) meint also: Vier Wasserstoffatome reagieren zu zwei Wasserstoffmolekülen aus je zwei Wasserstoffatomen. Dabei stehen auf jeder Seite des Pfeils insgesamt 4 Wasserstoffatome – die beiden Seiten der Gleichung sind damit “gleich”, wie es sich für eine richtige Gleichung gehört.

Verschiedene Teilchen werden schliesslich durch “+”-Zeichen verbunden aufgelistet:

Gleichung (4) meint also: Zwei Wasserstoffmoleküle und ein Sauerstoffmolekül (Chemiker sind ebenso bequem wie Mathematiker und sparen sich den Faktor “1”) reagieren zu zwei Wasser-Molekülen. Zur Kontrolle: Links wie rechts stehen insgesamt 4 Wasserstoff- und 2 Sauerstoff-Atome – die Gleichung stimmt soweit.

Das Mol als Chemikerdutzend

Beim Experimentieren geht man allerdings nicht mit einzelnen, sondern mit sehr, sehr, sehr vielen Atomen um. Ein Gramm Wasserstoff besteht aus rund 602’000’000’000’000’000’000’000 (6,02•1023) Atomen! Um die vielen Nullen bzw. die Gleitkommazahlen mit unvorstellbaren Exponenten zu vermeiden, haben die Chemiker festgelegt:

6,02*1023 Atome sind ein Mol Atome.

Dieser Trick ist auch in jedermanns Alltag verbreitet: Wem 12 Eier als eine schwer zu begreifende Menge erscheinen, der  bestellt ein Dutzend Eier und kann mit Hilfe des kleinen 1×1 der 12 auch den Output eines produktiven Hühnerstalls spielend bewältigend (zwei Dutzend sind 24, drei Dutzend 36,…).

Jetzt können Stoffmengen bequem in der Einheit “mol” (ein Mol = 1 mol) angegeben und verwendet werden. Die Gleichung (2) kann man damit auch so lesen: Zwei Mol Wasserstoffatome reagieren zu einem Mol Wasserstoffmolekülen.

Damit gibt die Reaktionsgleichung auch Auskunft über anfassbare Mengen!

Da das Abzählen von Atomen in Zahlen mit 23 Nullen aber mehr als mühsam ist, misst man Stoffmengen in der Praxis mit praktischeren Grössen – wie der Masse, die man wiegen kann. Die Masse/das Gewicht eines Mols Atome eines jeden Elements findet man in fast jedem Periodensystem. Die klugen Chemiker haben die Einheit der dort angegebenen Masse eines Atoms so gewählt, dass der Betrag des Atomgewichts dem Betrag der Masse eines Mols Atome in Gramm entspricht!

Das heisst, sie haben festgelegt, dass das aus 12 Kernteilchen bestehende Kohlenstoffatom 12 atomare Masseneinheiten (“u”) bzw. ein Mol Kohlenstoffatome 12 Gramm wiegt. Damit wiegt ein Kernteilchen rund 1 u, bzw. ein Mol Wasserstoffatome, deren Kerne aus jeweils nur einem Proton bestehen, rund 1 Gramm. Kurz gesagt: Die molare Masse des Wasserstoffatoms beträgt rund ein Gramm pro Mol (1 g/mol).

Die molare Masse eines Moleküls erhält man, indem man die molaren Massen seiner Atome einfach zusammenzählt. Ein Mol Wasserstoffmoleküle H2 wiegt also 1 + 1 = 2 Gramm, d.h. die molare Masse des Wasserstoffmoleküls beträgt 2 g/mol.

Von der molaren Masse zur fertigen Stöchiometrie

Wer also eine Reaktionsgleichung kennt, die über verwendete Stoffmengen Auskunft gibt, kann die Zutaten für eine Reaktion entsprechend abwiegen:

Gleichung (4) bedeutet: 2 Mol Wasserstoff-Moleküle und 1 Mol Sauerstoff-Moleküle reagieren zu 1 Mol Wassermolekülen.

1 Mol Wasserstoff-Moleküle wiegen 2g, 1 Mol Sauerstoff-Moleküle wiegen 32g (das Periodensystem verrät: 1 Mol O-Atome wiegt rund 16g), 1 Mol Wassermoleküle wiegen 1 + 1 + 16 = 18g.

Man kann also auch lesen:  2 * 2 = 4 Gramm Wasserstoff und 32 Gramm Sauerstoff reagieren zu 2 * 18 = 36 Gramm Wasser (der Massenerhaltung ist damit wiederum Genüge getan!).

Wenn ich also 36 Gramm Wasser (z.B. in einer Brennstoffzelle) herstellen möchte, brauche ich dazu 4 Gramm Wasserstoff und 32 Gramm Sauerstoff. Benötige ich mehr Wasser, kann ich diese Zahlen einfach vervielfältigen (für 360g Wasser brauche ich 40g Wasserstoff und 320g Sauerstoff), benötige ich weniger, kann ich mit Bruchteilen arbeiten (für 3,6g Wasser brauche ich 0,4g Wasserstoff und 3,2g Sauerstoff).

Wer sich nun fragt, wie er Gase wiegen soll: Da 1 Mol jedes beliebigen Gases aus kleinen Molekülen bei gegebener Temperatur und gegebenem Druck das gleiche Volumen einnimmt (22,4 l bei 0°C und 1bar), können die Stoffmengen ebenso gut in Volumina, die sich leichter messen lassen, umgerechnet werden. Aber das ist eine andere Geschichte.

Wie Essig und Natron eine Rakete zum Fliegen bringen

Für den Praxistest eurer Stöchiometrie-Kenntnisse eignen sich vielmehr feste und flüssige Reaktionspartner. Die kann man nämlich wesentlich einfacher abmessen. Zum Beispiel für den Start einer Rakete. Und den könnt ihr mit ein paar einfachen Zutaten aus dem Haushalt verwirklichen: Natron und Haushaltsessig!

Im Artikel zu den 3 Party- und Fasnachtsspektakeln mit CO2 könnt ihr nachlesen, wie ihr aus diesen beiden Stoffen reichlich Kohlenstoffdioxid-Gas gewinnen und damit zum Beispiel einen Leuchtvulkan zum Ausbruch bringen könnt. In Reaktionsgleichungen lässt sich das Ganze so darstellen:

Essigsäure (CH3COOH) ist – wie der Name sagt – eine Säure und wird von Natriumcarbonat (Natron, Na2CO3), das eine Base ist, neutralisiert, wobei Kohlensäure (H2CO3) und Natriumacetat (CH3COOH) entstehen. Für den Antrieb entscheiden ist jedoch, was danach passiert:

Kohlensäure ist instabil und zerfällt in Wasser und gasförmiges Kohlenstoffdioxid (CO2)! Und Gase haben die Eigenschaft, dass sie sehr viel Platz einnehmen – wenn sie können. So kann das Kohlenstoffdioxid, wenn es aus einer Düse ausströmt, als Rückstossantrieb für eine Modell-Rakete herhalten. Dazu lässt man die Reaktionen (5) und (6) zwischen Essig und Natron in einem geschlossenen Behälter ablaufen, dessen einziger Ausgang die Antriebsdüse am hinteren Ende der Rakete ist, sodass das Gas dort ausströmen muss, sobald es im Behälter zu eng wird.

Das Problem dabei: Bei den Reaktionen bleibt eine ganze Menge gewichtiger “Abfall” in der Rakete zurück, der mitfliegen muss, zum Beispiel das Natriumacetat aus Reaktion (5) und eine grosse Menge Wasser, die schon im Haushaltsessig enthalten ist und als Lösungsmittel dient. Damit die Rakete bestmöglich fliegen kann, ist es daher wichtig,  dass sie nicht unnötig mit überflüssigem, aber schwerem Material beladen wird (das gilt übrigens für alle Raketentreibstoffe, auch für jene von “richtigen” Weltraum-Raketen).

Mit anderen Worten: Die Reaktionsteilnehmer, mit denen die Rakete beladen wird, sollten so vollständig wie möglich miteinander reagieren, sodass möglichst wenig davon übrig bleibt. Und ihr könnt die Stöchiometrie nutzen, um das zu erreichen!

Wie du den perfekten Treibstoff für deine Rakete berechnest

Zunächst sehen wir uns die Reaktionsgleichungen für die Antriebs-Reaktion an: Wenn ihr Gleichung (6) als Folge von Gleichung (5) betrachtet, erkennt ihr, dass zwei Moleküle Essigsäure und ein Äquivalent* Natron nötig sind, um ein Molekül Kohlenstoffdioxid zu erzeugen. Kurz ausgedrückt kann man dies auch so schreiben:

*Natron ist ein Salz, d.h. es ist nicht aus Molekülen aufgebaut, sondern ein beliebig grosser Ionenkristall (bzw. ein Pulver aus solchen Kristallen). Die Formel gibt das Verhältnis an, in welchem die Ionen im Kristall vorkommen und wird in Reaktionsgleichungen und beim Rechnen genauso (also äquivalent) verwendet wie die Summenformel eines Moleküls.

Optimal ist demnach ein Treibstoffgemisch, das zwei Mol Essigsäure-Moleküle und 1 Mol Natron Äquivalente enthält. (Für die Schlaumeier unter euch: Ich lasse hier die besonderen Regeln für chemische Gleichgewichte, zu welchen diese Reaktionen zählen, ausser Acht (Mit Le Châtelier erkläre ich auf dem Flughafen genauer, was es damit auf sich hat). Für den Nachbau der Modell-Rakete genügt jedoch auch die Stöchiometrie allein!)

Um zu erfahren, wieviel der Stoffe ihr verwenden müsst, benötigt ihr nun die molaren Massen der Moleküle bzw. Äquivalente, die ihr aus den molaren Massen ihrer Atome zusammensetzen könnt. Das Periodensystem verrät dazu:

Wasserstoff (H) wiegt rund 1 g/mol, Kohlenstoff ( C) rund 12 g/mol, Sauerstoff (O) rund 16 g/mol, Natrium (Na) rund 23 g/mol.

Daraus ergibt sich für

  • Essigsäure (CH3COOH bzw. C2H4O2): 2*12 + 4*1 + 2*16 = 60 g/mol
  • Natron (Na2CO3): 2*23 + 1*12 + 3*16 = 106 g/mol

Zwei Mol Essigsäure sind demnach 120 Gramm, die mit 106 Gramm Natron reagieren können. Bevor ihr ans Wiegen geht, gibt es aber noch ein Problem: Haushaltsessig besteht nur zu einem Bruchteil aus Essigsäure – der Rest ist Wasser. Der Haushaltsessig aus dem Supermarkt hier in der Schweiz enthält so nur rund 10 (Volumen-)% Essigsäure.

Glücklicherweise haben sowohl Essigsäure als auch Wasser eine Dichte von rund 1 g/cm3 (bzw. 1g/ml), sodass ihr auch für die Dichte des Gemischs aus beiden eine Dichte von rund 1g/ml annehmen könnt. Das bedeutet, dass ihr die Masse der Flüssigkeiten in Gramm 1:1 in das Volumen in Kubikzentimetern bzw. Millilitern umrechnen könnt.

Damit enthalten 10g bzw. 10ml Schweizer Haushaltsessig nur 1g Essigsäure und 9g Wasser. Für zwei Mol Essigsäure benötigt ihr also 1200g oder 1,2 Liter Essig – und eine ziemlich grosse Rakete. Deshalb macht es Sinn, die Menge der eingesetzten Stoffe auf ein Zehntel (oder noch weiter) herunter zu rechnen:

0,2 Mol Essigsäure sind 12g – das entspricht 120g bzw. 120ml Schweizer Haushaltsessig – und 0,1 Mol Natron sind 10,6g. Diese Mengen finden problemlos in einer 0,5l PET-Flasche Platz.

Tipp: Wer noch mehr Gewicht sparen möchte, verwendet “Essigessenz”, die in Deutschland im Supermarkt erhältlich ist und 25% Essigsäure enthält. So muss nicht das Zehnfache, sondern nur das Vierfache der berechneten Menge Essigsäure eingesetzt werden!

Nun steht eurem Raketenstart nichts mehr im Wege!

EXPERIMENT: RAKETENSTART MIT ESSIG UND NATRON

Ihr benötigt

  • Eine 0,5l PET-Flasche
  • Etwas Pappe zum Basteln, eine Untertasse oder einen Zirkel, eine Schere, Klebeband
  • Haushaltsessig oder Essigessenz (aus der Reinigungsabteilung im Supermarkt)
  • Waage und ggfs. Messbecher mit 10ml- oder 20ml-Teilstrichen
  • Frischhaltefolie
  • Natron-Pulver (als Backtriebmittel bei den Backzutaten im Supermarkt)
  • Eine Luftballon-Hülle
  • Eine Ahle oder einen spitzen Schraubenzieher
  • 3 kleine Blumentöpfe oder andere gleich hohe Gegenstände
  • Eine spitze Nadel
  • Schutzbrille, Laborkittel oder entbehrliche Kleidung, ggfs. eine grosse Giesskanne oder einen Eimer voll Wasser
  • Platz für die Startrampe und trockenes Wetter 😉

Durchführung

Die PET-Flasche wird eure Rakete sein. Der Schraubverschluss wird dabei zur Antriebsdüse, der Boden der Flasche zur Raketenspitze. Damit das Ganze auch nach einer Rakete aussieht, könnt ihr eurer Flasche eine spitze Kappe und ein Leitwerk aus Pappe basteln:

  • Zeichnet mit Hilfe der Untertasse oder des Zirkels einen Kreis auf die Pappe und schneidet ihn aus. Schneidet anschliessend ein “Tortenstück” (etwa ein Sechstel des Kreisumfangs) aus dem Kreis heraus und schiebt die geraden Kanten übereinander, sodass ein Kegel entsteht, der genau über den Boden eurer PET-Flasche passt. Fixiert den Kegel mit Klebeband (Flüssig- oder Heisskleber eignen sich dazu auch, allerdings benötigen sie geraume Zeit zum Trocknen. Eine Büroklammer hält den Kegel währenddessen zusammen. Klebeband hält hingegen sofort!).
  • Klebt den fixierten (und trockenen) Kegel auf den Boden eurer Flasche, indem ihr einen Streifen Klebeband halb um den Flaschenkörper, halb um den Kegel legt und vorsichtig andrückt.
  • Fertigt für das Leitwerk mindestens drei Finnen (“Flügel”) aus Pappe an.
Vorlage für das Leitwerk der Rakete
  • Das Bild zeigt eine Vorlage für meine Leitwerk-Finnen: Zeichnet diese dreimal auf die Pappe oder klebt Schablonen aus Papier darauf und schneidet sie aus. Faltet jede Finne entlang der mittleren gestrichelten Linie nach “innen”. Dann faltet die beiden Seitenflügel in die andere Richtung, also nach “aussen”.Befestigt die Seitenflügel mit Klebeband so am Flaschenkörper, dass die Spitzen der Finnen ein wenig über den aufgeschraubten Deckel hinausragen. Der Abstand zwischen den Finnen beträgt bei 3 Finnen einen Drittelkreis (120°), bei 4 Finnen einen Viertelkreis (90°) etc (Ich möchte Gewicht sparen, weshalb ich nur 3 Finnen verwende).

Da die Öffnung der Flasche zu weit ist, um den Ausstoss ausreichend zu bündeln, verengt ihr ihn als nächstes zu einer Antriebsdüse.

  • Durchbohrt den (abgeschraubten) Deckel der Flasche in der Mitte mit der Ahle bzw. dem Schraubenzieher, sodass ein wenige Millimeter durchmessendes Loch entsteht. Schneidet zudem ein Stück aus der Ballonhülle, das sich bequem über die Flaschenöffnung legen lässt (Durchmesser ca. 4 bis 5 cm) und legt dieses zum Start bereit.

Jetzt ist es an der Zeit, den Raketentreibstoff vorzubereiten.

  • Legt ein Stück Frischhaltefolie auf die Waage, tariert sie und wiegt 10,6g (auf der Haushaltswaage rund 11g) Natron darauf ab. Rollt anschliessend das Pulver so in die Folie ein, dass ein Päckchen entsteht, welches durch die Öffnung der PET-Flasche passt.
Einwaage und Verpackung von Natron
links: Natronpulver auf der Waage; rechts: das fertige Natron-Päckchen
  • Messt 120 Milliliter Haushaltsessig ab (wenn ihr keinen ausreichend genauen Messbecher habt, könnt ihr auch 120g Haushaltsessig in einem Gefäss (tarieren!) abwiegen) und stellt ihn zum Start bereit.

Und nun zu den Startvorbereitungen:

  • Stellt die Blumentöpfe so auf dem Startplatz auf, dass ihr die Rakete auf den Finnen darauf stellen könnt. Klebt die Töpfe mit etwas Klebeband fest, damit sie nicht verrutschen können.
  • Nun solltet ihr folgendes am Startplatz griffbereit haben: Die Flaschen-Rakete, den durchbohrten Deckel, das Stück Luftballonhaut, das Gefäss mit dem Essig, das Natron-Päckchen und die spitze Nadel.
  • Dreht die Rakete mit der Spitze nach unten und füllt vorsichtig den Essig durch die Flaschenöffnung ein (ein Trichter kann dabei hilfreich sein).
  • Schiebt das Natron-Päckchen fast vollständig in die Öffnung, sodass es zunächst mit dem hinteren Ende darin hängenbleibt. Legt die Luftballonhaut über die Öffnung und das Ende – erst dann drückt das Päckchen vollständig in die Flasche!

Jetzt muss es zügig gehen – denn die Reaktion zur CO2-Erzeugung ist nicht mehr aufzuhalten: Achtung! Von jetzt an steht die Rakete zunehmend unter Druck! Der Essig wird langsam in das Folienpäckchen eindringen und mit dem Natron zu reagieren beginnen. Das entstehende CO2 treibt das Päckchen zunehmend auseinander, sodass die Reaktion sich beschleunigt. Wenn ihr ungeduldig seid, schüttelt die Flasche etwas, sodass das Päckchen schneller auseinanderfällt.

  • Schraubt den Deckel sorgfältig über der Ballonhaut fest und stellt die Rakete wieder aufrecht auf ihre Sockel.
  • Wartet, bis die Gasentwicklung in der Rakete (das Sprudeln und Brausen) weitgehend zum Stillstand gekommen ist. Nehmt dann grösstmöglichen Abstand zur Rakete hinein und stecht mit gestrecktem Arm die Nadel durch das Loch im Deckel in die Ballonhaut (Wer wirklich sicher leben möchte, montiert die Nadel auf eine Stange und übt vorher, bis er die Spitze damit aus grösserem Abstand durch das Loch befördern kann!).

Die Rakete wird sich sofort mit lautem Zischen in die Luft erheben – verliert nicht die Nadel vor Schreck 😉 und geht sofort nach dem Stich auf Abstand! Mit dem CO2 strömt nämlich unweigerlich auch essighaltige Flüssigkeit aus der Düse!

Sicherheitshinweise

Essigsäure ist eine schwache Säure, die – besonders auf 10% verdünnt – auf menschlicher Haut kaum ätzend wirkt. Wenn ihr Essigspritzer abbekommt, genügt es daher, sie mit viel Wasser abzuwaschen.

Auf Basen wie Natron reagiert der Körper wesentlich empfindlicher – gebt Acht, dass ihr das Natronpulver nicht in die Augen bekommt oder einatmet!

Die Augen schützt ihr deshalb mit der Schutzbrille – falls trotzdem etwas ins Auge geht, spült es gründlich (mindestens 10 Minuten!) mit Wasser aus und lasst im Zweifelsfall einen Augenarzt darauf schauen. Zuschauer sollten vorsorglich einige Meter Abstand zur Startrampe einhalten!

Viele Materialien werden dennoch von Essigsäure angegriffen: Wenn Spritzer auf eure Kleidung kommen, wascht diese sofort gründlich aus (und tragt zur Sicherheit entbehrliche Kleidung oder/und einen Kittel – Säurelöcher zeigen sich manchmal erst nach der nächsten Maschinenwäsche!). Marmor und Kalkstein eignen sich zudem nicht als Startrampe, da auch sie von Essigsäure angegriffen werden (sie bestehen aus Calciumcarbonat, einem chemischen Verwandten des Natrons!). Wenn ihr eure Rakete auf dem Rasen startet, verwendet einen Tisch oder eine Kiste als Startrampe und legt eine Plane darunter, denn auch Pflanzen mögen Essigsäure nicht (tatsächlich wird Haushaltsessig hierzulande im Baumarkt auch als glyphosatfreier Unkrautvernichter verkauft).

Und sollte aller Vorsicht zum Trotz der Raketentreibstoff irgendwo landen, wo er nicht hin soll und ihr ihn nicht aufnehmen könnt, giesst am besten reichlich Wasser darüber (dafür stehen Giesskanne oder Eimer bereit). Denn da weder Essigsäure noch Natron noch die Produkte ihrer Reaktion giftig sind, sind sie in grosser Verdünnung für Mensch und Umwelt harmlos.

Entsorgung

Dementsprechend können die Treibstoffreste auch (am besten miteinander) mit viel Wasser in den Ausguss entsorgt werden.


Ich habe meine “Aceto”-Rakete draussen auf dem Land gestartet, weit entfernt vom nächsten Supermarkt. Und nachdem ich einige Versuche brauchte, um Anpassungen an der Antriebsdüse zu machen, ist “Aceto-3” mit meiner letzten Natron-Portion dann endlich abgehoben – zumindest für einen Augenblick! Und dass ich dabei noch eines Rechenfehlers wegen doppelt so viel Flüssigkeit wie nötig geladen hatte, gibt Anlass zur Annahme, dass ohne Fehler noch wesentlich mehr geht:

Dies ist nur ein Beispiel dafür, was für spannende Dinge ihr mit ein paar einfachen Rechenkenntnissen anstellen könnt. Wenn eure Kinder einmal wieder fragen, warum bitteschön sie unbedingt das “Plusrechnen” oder das Einmaleins (oder ähnliches) üben müssen, antwortet doch: “Damit ihr damit eine Rakete starten könnt”. Ich bin sicher, das tönt auch und gerade in Kinderohren spannend!

Und wenn ihr selbst eine Rakete starten lasst, erzählt uns doch nachher, wie weit sie geflogen ist!

Viel Spass wünscht

Eure Kathi Keinstein

Blogbild Photosynthese

Habt ihr euch auch schon einmal gefragt, wovon Pflanzen eigentlich leben? Mit dieser Frage habe ich den ersten Teil der Experimente um das geheimnisvolle Leben der Pflanzen begonnen. Darin habt ihr erfahren, dass Pflanzen fast ausschliesslich von Luft und Wasser leben, und wie sie diese “Zutaten” zum Leben aufnehmen und Abfälle wieder ausscheiden können.

Kein Leben ohne Energie

Doch was ist das eigentlich, das Leben? Nach Ansicht der Biologen sind Lebewesen Ansammlungen von Stoffen, die – mit Hilfe von chemischen Reaktionen – sich selbst vermehren können. Lebewesen nehmen also einfache Moleküle aus ihrer Umgebung auf und bauen sie zu grossen, komplexen Molekülen, Zellen und Geweben um. Für Pflanzen heisst das: Sie nehmen Wasser und Kohlendioxid aus ihrer Umgebung und bauen aus den Atomen dieser Moleküle Zucker, Proteine und vieles mehr, die sie zu Blättern, Stängeln und Blüten zusammenfügen. Mit anderen Worten: Pflanzen bringen Ordnung in das vormals fein verteilte Durcheinander der Kleinmoleküle.

Leben ist Ordnung
Leben ist Ordnung: Ein ungeordneter Haufen Atome (in kleinen Molekülen) – entsprechend dem Haufen Bausteine links – kann zu einem Lebewesen geordnet werden – wie die Bausteine zum Gesicht rechts.

Die Gesetze der Thermodynamik schreiben der Natur jedoch vor: Ordnung machen erfordert Arbeit – bzw. Energie. Das gilt für das Zimmeraufräumen ebenso wie für das Wachstum von Pflanzen und anderen Lebewesen.

Was leben will, braucht also (mindestens) eine verlässliche Energiequelle, um all seine chemischen Prozesse am Laufen zu halten.

Wir Menschen erledigen das beim Essen: In unserer Nahrung sind Moleküle – vornehmlich Zuckermoleküle – enthalten, in welchen Energie gespeichert ist. Diese “chemische” Energie kann freigesetzt werden, wenn solche Moleküle mit passenden Partnern reagieren und dabei weniger energiereiche Produkte entstehen.

Grüne Pflanzen halten es anders: Sie bauen ihre Zuckermoleküle selbst! Und die Energie, welche sie in diese Moleküle einbauen, liefert ihnen das Sonnenlicht. Ganz verlässlich jeden Tag aufs Neue. Den Prozess, in welchem aus Kohlendioxid und Wasser mit Hilfe von Sonnenenergie Zuckermoleküle entstehen, nennen Biologen und Biochemiker “Photosynthese”.

Photosynthese: Wie aus Luft und Wasser Zucker wird

‘Die Photosynthese’ fasst eine ganze Reihe von Reaktionen und Prozessen zusammen, für die wiederum eine ganze Reihe von Proteinen gebraucht wird – und natürlich Licht. Das Ganze lässt sich in einer einfachen Reaktionsgleichung zusammenfassen, welche die Ausgangsstoffe und das (vorläufige) Endprodukt der Photosynthese enthält:

Wer nachzählt, wird feststellen, dass links und rechts des Pfeils von jeder Sorte gleich viele Atome stehen, wie es sich für eine ordentliche Reaktionsgleichung gehört. 6 Moleküle Kohlendioxid (CO2) und 6 Wasser-Moleküle (H2O) werden also zu einem Traubenzucker- (bzw. Glucose-) Molekül (C6H12O6) und 6 Sauerstoff-Molekülen (O2) umgebaut.

Um Traubenzucker-Moleküle zu machen ist Energie erforderlich, die in diesen Molekülen gespeichert wird und später wieder freigesetzt werden kann. Lebewesen, d.h. Tiere, Menschen und auch Pflanzen können Glucose zu diesem Zweck im Zuge der Zellatmung kontrolliert “verbrennen” (dazu benötigen wir den Sauerstoff, den wir atmen). Dass Zucker sich mit einem kleinen Trick auch ganz einfach anzünden und zur Energiefreisetzung abbrennen lässt, könnt ihr mit der “mysteriösen Pharao-Schlange” selbst ausprobieren.

Licht wird zu chemischer Energie

Bevor es an die Zellatmung geht, muss der Energieträger Glucose jedoch erst einmal hergestellt werden – mit Lichtenergie. Und Licht lässt sich mit farbigen Molekülen sammeln: Im Artikel zu Farben, Licht und Glanz erkläre ich ausführlich, wie passende Lichtportionen (man nennt sie Photonen oder Lichtquanten) Elektronen auf eine höhere Etage innerhalb der Elektronenhülle eines Moleküls “anregen” können. Je nachdem wie ein solches Molekül gebaut ist, können derart “angeregte” Elektronen von der höheren Etage aus sehr einfach “ihr” Molekül verlassen, um in die Elektronenhülle eines anderen Moleküls in der Nähe “einzuziehen”.

Ein Molekül mit dieser Fähigkeit zur Abgabe von Elektronen ist Chlorophyll, das vornehmlich blaues und rotes Licht zur Elektronenbeförderung verwendet (grünes und gelbes Licht lässt es unbehelligt, weshalb es uns grün erscheint). In den grünen Teilen von Pflanzen sitzen Chlorophyll-Moleküle dicht an dicht in Proteine eingebettet, wie Rosinen in einem sehr rosinenreichen Kuchen. Das Ganze hat die Form eines molekularen Hohlspiegels: So können angeregte Chlorophyll-Moleküle ihre Nachbarn anregen und ihre gesammelte Lichtenergie an das “Chef”-Chlorophyll im Brennpunkt des “Spiegels” weiterleiten. Einmal angeregt kann dieses Molekül sehr einfach ein Elektron an ein benachbartes Protein abgeben, welches es wiederum an seinen Nachbarn weiterreicht und so fort, bis das Elektron schliesslich auf ein kleineres, bewegliches Elektronen-Transportmolekül (NADPH) verladen und zur Zucker-Herstellung “verschifft” wird.

Dem ursprünglichen “Chef”-Chlorophyll – jetzt ein elektrisch positiv geladenes “Radikal” – missfällt das nun fehlende Elektron jedoch so sehr, dass es sich schleunigst ein neues sucht. Behilflich ist ihm dabei ein weiteres Nachbar-Protein – ein Enzym, das Wassermoleküle auseinanderbauen kann:

Die vier Elektronen, die bei dieser Reaktion entstehen, werden zum Wiederauffüllen der Elektronenhülle von Chlorophyll verwendet. Die Wasserstoff-Ionen (H+) dienen als “Treibstoff” für molekulare Dynamos (Proteine names ATP-Synthase), die das Energieträger-Molekül ATP “generieren”. Einzig die Sauerstoff-Atome haben keinen direkten Nutzen. So werden je zwei davon zu einem Sauerstoff-Molekül (O2) verbunden und kurzerhand durch die Spaltöffnungen in den Pflanzenblättern entsorgt.

In dieser “Lichtreaktion” werden also Lichtquanten gesammelt, um mit ihrer Energie Wassermoleküle zu zerlegen und den Elektronentransporter NADPH sowie den Energietransporter ATP zu beladen. Dabei bleiben Sauerstoff-Moleküle als Abfall übrig, der entsorgt werden muss.

Und dass letzteres wirklich funktioniert, könnt ihr selbst nachweisen:

Versuch 1 : Sauerstoff durch Photosynthese

Sauerstoff ist Ausgangsstoff für jede Art von Verbrennung, zum Beispiel der von Kerzenwachs. Ohne Sauerstoff kann keine Verbrennung stattfinden. In einem abgeschlossenen Raum verbraucht eine brennende Kerze daher sämtlichen Sauerstoff und verlischt dann. Eine brennende Kerzenflamme zeigt also an, dass Sauerstoff in ihrer Umgebung vorhanden ist. Und das könnt ihr euch zu Nutze machen. Dazu braucht ihr:

  • Ein dicht verschliessbares Einmachglas, am besten mit Scharnier-Deckel
  • Eine Kerze, ggfs. mit Untersatz
  • Streichhölzer
  • Frische grüne Pflanzenteile bzw. -blätter
  • Sonnen- oder elektrisches Licht
  • Eine Zange, Wäscheklammer oder ähnliches

Durchführung Teil 1:

  • Zündet die Kerze an und platziert sie wie auf dem Bild im liegenden Einmachglas (Bei der Verbrennung entsteht Kohlenstoffdioxid (CO2), das schwerer als Luft ist und daher nach unten sinkt. Daher sollte die Flamme oben im Glas brennen, damit sie nicht vorzeitig erstickt).
Position der Kerze im Glas – Hier nach dem Verlöschen mit Blättern. So kann der Aufbau einige Stunden von der Sonne beschienen werden.
  • Verschliesst das Glas dicht und wartet, bis die Flamme erloschen ist. Nun ist im Glas kein Sauerstoff mehr vorhanden, sondern ein Gemisch aus Stickstoff (der Hauptbestandteil von Luft) und Kohlenstoffdioxid.
  • Sobald das Kerzenwachs erstarrt ist, stellt das Einmachglas aufrecht und öffnet es vorsichtig (da Kohlenstoffdioxid schwerer als Luft ist, dringt es nicht hinaus, und so lange es keine Verwirbelungen gibt, kommt so kein Sauerstoff hinein).
  • Entzündet ein Streichholz und lasst es mit der Zange/Klammer vorsichtig in das Glas hinab.

Das Streichholz wird verlöschen: Es ist wirklich kein Sauerstoff im Glas!

Durchführung Teil 2:

  • Platziert nun die Pflanzenteile hinten bzw. unten im Glas und platziert die brennende Kerze davor. Ich lasse dabei ein paar Tropfen Wasser im Glas (z.B. an nassen Pflanzenteilen), damit die Blätter nicht übermässig Wasser ausschwitzen.
  • Schliesst das Glas und wartet, bis der Sauerstoff darin verbraucht ist und die Flamme verlischt.
  • Stellt das Glas ungeöffnet für einige Stunden an die Sonne bzw. unter eine helle Lampe.
  • Anschliessend stellt das Einmachglas aufrecht und senkt wie oben beschrieben ein brennendes Streichholz hinein.
Nachweis Sauerstoff
Das Streichholz brennt im Einmachglas: Hier ist Sauerstoff vorhanden!

Das Streichholz wird vollständig abbrennen: Da von aussen kein Sauerstoff ins Glas kommt, muss im Glas Sauerstoff entstanden bzw. freigesetzt worden sein!


Auch im Dunkeln wird gearbeitet: Von der Photosynthese zur Kartoffel

Die “Last” der im Zuge der Lichtreaktion beladenen Elektronen- bzw. Energietransporter wird an ihrem Bestimmungsort innerhalb der Blätter verwendet, um die Kohlenstoff-Atome aus CO2-Molekülen zu Zucker-Molekülen zu verknüpfen. Wie in der Summengleichung für die Fotosynthese angegeben bilden 6 Kohlenstoffatome (samt Sauerstoff und Wasserstoff) dabei ein Molekül Glucose (C6H12O6). Damit diese noch recht kleinen Moleküle in “ihrer” Zelle keine Unordnung schaffen, werden sie dort miteinander zu langen Ketten verknüpft: Zu Stärke-Molekülen.

Strukturformel Stärke bzw. Amylose
Einfaches Stärkemolekül (“Amylose”) – eine Kette aus Glucose-Molekülen, hier als Sechsringe dargestellt.

Aus diesem Zwischenlager kann die Glucose jederzeit – also auch im Dunkeln – wieder freigesetzt werden, zum Beispiel für die Zellatmung oder zum Umbau in andere Verbindungen. Dazu zählt zum Beispiel der “Fruchtzucker” Fructose. Und ein Molekül Fructose lässt sich mit einem Molekül Glucose zu einem Paar verbinden – besser gesagt zu einem Molekül Saccharose, die wir alle als Haushaltszucker kennen. Die Saccharose kann nun durch das Leitungssystem einer Pflanze aus den Blättern zu anderen Orten transportiert, dort wieder in Stärke umgewandelt und eingelagert werden.

So können Pflanzen auch ihre Teile versorgen, die ständig im Dunkeln liegen, wie ihre Wurzeln. Manche Pflanzen können auf diese Weise enormen Mengen an Stärke in entsprechend voluminösen Wurzeln einlagern. Und da auch der menschliche Körper Stärke abbauen und verwerten kann, landen diese Wurzeln – zum Beispiel Kartoffeln – häufig auf unserem Teller.

Da der Abtransport der Zucker aus den Blättern auch im Dunkeln möglich ist, wird tagsüber ein Teil der mittels Photosynthese hergestellten Zucker in die Stärke-Zwischenspeicher in den Pflanzen-Blättern gefüllt, während ein anderer Teil in die Wurzeln abtransportiert wird. Nachts – ohne Licht – kommt die Photosynthese zum Erliegen, sodass nur noch Zucker abtransportiert werden und die Zwischenspeicher sich leeren.

Und den Füllstand dieser Zwischenspeicher könnt ihr sichtbar machen:

Versuch 2 : Sichtbare Stärke in Pflanzen-Blättern

Stärke wird deutlich sichtbar, wenn man sie mit (elementarem) Iod in Berührung bringt: In Wasser verdrillen sich die langen Stärkeketten zu Spiralen, ähnlich einem gekräuselten Geschenkband. In diese Kräusel passen Iod-Atome wunderbar hinein, sodass aus (in Lösung braunem) Iod und farbloser Stärke mit Iod gefüllte Spiralen entstehen, die sehr dunkelviolett oder sogar schwarz aussehen. Wenn sich Pflanzenteile in Iodlösung dunkel färben, enthalten sie also Stärke, was ihr als Nachweis nutzen könnt. Dazu braucht ihr:

  • Eine lebende Blattpflanze
  • einen schwarzen ( = lichtundurchlässigen ) Plastiksack (z.B. ein Abfallsack)
  • Schnur zum Zubinden des Sacks
  • Iod-Lösung:
    • entweder Iod-Kaliumiodid-Lösung (“KI3“): 3g Iod und 10g Kaliumiodid auf 1l Wasser, oder auch fertig zu kaufen, z.B. als Testlösung für den Erntezeitpunkt von Obst oder in der Apotheke/Drogerie (da die dunkle Färbung mit dieser Variante deutlicher ausfällt als mit der zweiten, lohnt sich der Einkauf für das “Testen” von Blättern)
    • oder Betaisodona-Lösung bzw. -salbe (Polyvidon-Iod, eine andere, wasserlösliche Einschluss-Verbindung mit Iod) aus der Apotheke): Aus der Salbe könnt ihr eine Lösung herstellen, indem ihr 2 bis 3 cm davon aus der Tube in ein Glasgefäss drückt und wenige Milliliter Wasser dazu gebt. Die Salbe löst sich in wenigen Minuten vollständig darin auf (ggfs. könnt ihr ein wenig umrühren), sodass eine kräftig braune Flüssigkeit übrig bleibt.
  • Sonnen- oder elektrisches Licht
  • eine Herdplatte oder vergleichbare Wärmequelle
  • evtl. Brennsprit/Spiritus, ein zusätzliches Glasgefäss und eine Grillzange oder ähnliches
  • eine Pinzette
  • Eine kleine Schale aus Glas (kein Kunststoff – der könnte vom Iod ebenfalls dunkel verfärbt werden!)

Durchführung:

  • Stülpt den Plastiksack über einen Zweig eurer Pflanze mit Blättern (nicht über die ganze Pflanze – einige Blätter sollen am Licht bleiben!).
Plastiksack über einem Zweig unseres chinesischen Ahorns (der mehr als genug Blätter zum Experimentieren hat).
  • Lasst die Pflanze mindestens 3 Tage lang am Licht (ggfs. giessen nicht vergessen!).
  • Pflückt ein Blatt von eurer Pflanze. Dann entfernt den Plastiksack und pflückt ein weiteres Blatt, welches zuvor im Sack gewesen ist.
  • Wenn ihr mit Kaliumtriiodid-Lösung arbeitet: Legt jedes Blatt einzeln in einen Kochtopf mit Wasser und lasst es auf dem Herd mindestens 15 Minuten kochen. Dabei werden die Blatt-Zellen so weit zerstört, dass Iod-Lösung einfach hineindringen kann.
  • Wenn ihr mit Betaisodona arbeitet: Legt jedes Blatt einzeln für wenige Minuten in kochendes Wasser (bis das Wasser sich grünlich zu färben beginnt). Dann fischt das jeweilige Blatt mit einer Pinzettte aus dem Wasser und legt es in ein Gefäss mit etwas Ethanol (“Alkohol”: Brennsprit bzw. Spiritus). Erhitzt den Alkohol vorsichtig, indem ihr das Gefäss in das leicht kochende Wasser in eurem Kochtopf taucht.
Extraktion von Chlorophyll
Extraktion von Chlorophyll im Wasserbad: Im Becherglas sind Alkohol und das Blatt, im Topf ist Wasser. Die lange Grillzange erlaubt es mir, auf Abstand zu den Dämpfen zu bleiben.

Der Alkohol löst das verbliebene grüne Chlorophyll aus den beschädigten Blattzellen, sodass das Blatt ausgebleicht zurückbleibt. So ist die dunkle Farbe der Iodstärke später besser zu sehen.

Brennsprit bzw. Spiritus ist leicht entzündlich! Verwendet kein offenes Feuer zum Erhitzen, sondern einen Elektroherd! Alkohol-Dampf kann überdies benommen machen! Nicht einatmen! Haltet Abstand zum Topf und schaltet – wenn vorhanden – die Dunstabzugshaube ein! Verwendet überdies so wenig Alkohol wie möglich.

  • Legt die Blätter auf eine flache Glas- oder Porzellanschale. Verteilt Iodlösung auf den Blättern und lasst sie wenige Minuten einziehen.

Das Blatt, welches der Sonne ausgesetzt war, wird sich dunkel färben: Hier ist durch Fotosynthese Stärke entstanden und eingelagert worden. In den Blättern unter dem Plastiksack konnte keine Stärke entstehen. Aus diesen Blättern wurde die Stärke also nur abtransportiert, sodass keine/kaum Stärke übrig ist, die sich dunkel färben könnte!

Reaktion von Iod mit Stärke im Blatt
Links: Ein belichtetes Blatt vom chinesischen Ahorn nach dem Erhitzen in Ethanol: Der Bereich um die grosse mittlere Blattader ist weitgehend gleichmässig hell. Rechts: Nach dem Beträufeln mit Polyvidon-Iod zeigen sich dunkle Strukturen – hier hat sich das Iod in Stärkemoleküle eingelagert!

Entsorgung von Iod-Lösungen

Iod ist sehr giftig für Wasserorganismen, weshalb es als Sonderabfall entsorgt werden muss!

Verwendet also möglichst wenig davon. Unbenutze Iod-Lösung könnt ihr in einer braunen Flasche im Dunkeln (Schrank) gut aufbewahren und für weitere Nachweise verwenden (z.B.: Welche Gemüse/welches Obst enthält Stärke?).

Ich habe übrigens meine abgelaufene Betaisodona-Salbe zur Herstellung von Polyvidon-Iod-Lösung verwendet und ihr so ein zweites Leben verschafft, anstatt sie zu entsorgen.

Wenn trotzdem Iod-Reste anfallen, bringt diese zur Entsorgung in die Apotheke (zurück) oder zu einer Sonderabfall-Entsorgungsstelle (Schweiz: An der Hauptsammelstelle der Gemeinde; Deutschland: Schadstoffmobil).

Entsorgung von Ethanol (Brennsprit bzw. Spiritus)

Brennsprit ist unbegrenzt mit Wasser mischbar: Sehr kleine Mengen (einige Milliliter) können mit viel Wasser in den Ausguss entsorgt werden. Grössere Mengen müssen wie andere Lösungsmittel in den Sonderabfall gegeben werden. Wer einen sicheren Spiritusbrenner hat, kann den Alkohol auch abbrennen (in brandsicherer Umgebung, Feuer nicht unbeaufsichtig lassen!).

Und wenn ihr nun Lust auf weitere Experimente zu Hause mit Pflanzen habt, findet ihr sie gleich hier in Keinsteins Kiste:

Extrahiert das grüne Chlorophyll und weitere Blattfarbstoffe (die es auch in grünen Blättern gibt!) aus Blättern und trennt sie mittels Papierchromatographie!

Legt eine Hermetosphäre an und beobachtet, wie Pflanzen Monate und Jahre lang in einem abgeschlossenen Glas überleben!

Viel Spass beim Lesen und Experimentieren wünscht

Eure Kathi Keinstein

Osmose mit Ei : Experiment zu Ostern

Ostern rückt näher und es wird fleissig gebastelt, gekocht, gebacken und dekoriert. Doch auch für Naturforscher hat die Osterzeit einiges zu bieten – schliesslich dreht sich in diesen Tagen alles um ein kleines Wunder der Natur: Das Ei. Und ich verrate euch, was man mit einem Ei spannendes anstellen – und davon lernen kann.

Richtig gelesen: Die folgenden drei Experimente kannst du nacheinander mit einem einzigen rohen Ei durchführen! Lies dir die Anleitung daher vor dem Ausprobieren vollständig durch, damit du alles zum richtigen Zeitpunkt zur Hand hast. Die Inspiration dazu stammt übrigens aus dem englischsprachigen Raum, wo ebenfalls fleissig experimentiert wird.

Dieser Artikel ist ausserdem Teil der Blogparade “Gemeinsam durch die Osterzeit” bei den Berggeschwistern. Dort findet ihr weitere Tipps und Ideen rund um Ostern!

1. Das nackte Ei

Wusstest du, dass du ein rohes Ei schälen kannst, ohne dass sein Inneres beschädigt wird oder auseinander fliesst?

Du brauchst dazu

• ein rohes Hühnerei
• Haushaltsessig (ca. 10% Essigsäure in Wasser)
• ein abdeckbares Gefäss, in dem ein Ei gut Platz hat, zum Beispiel ein Honigglas
• etwa 24 Stunden Zeit

Durchführung

Fülle das Gefäss etwa 5 bis 7 Zentimeter hoch mit Haushaltsessig und lasse das Ei vorsichtig hineingleiten. Decke die Öffnung ab, zum Beispiel mit einem passenden Schraubdeckel (nur auflegen, nicht fest zuschrauben!), und lasse das Gefäss einen Tag lang ruhig stehen.

Was du beobachten kannst

Sobald das Ei mit dem Essig in Berührung kommt, bilden sich an seiner Oberfläche kleine Bläschen und steigen langsam zur Wasseroberfläche auf. Da findet eine chemische Reaktion statt, bei welcher ein Gas entsteht!

Experiment 1 : Gasbläschen steigen von der Eierschale auf.

Deshalb darfst du das Gefäss in keinem Fall fest verschliessen. Denn sonst ist das Gas darin gefangen, und es entsteht ein Überdruck, der die Reaktion zum Erliegen bringt (warum das so ist, erklärt Le Châtelier am Flughafen).

Wenn du das Ei nach einem Tag wieder aus dem Essig nimmst (die menschliche Haut ist mit einem Säureschutz ausgestattet: In 10%igen Haushaltsessig kannst du gefahrlos mit der blossen Hand greifen und das Ei herausfischen. Spüle danach Ei und Hand gründlich unter fliessendem Wasser ab!), ist die harte Schale verschwunden. Dafür schwimmen vielleicht schaumige Reste auf der Essigoberfläche, die, wenn du wie ich ein braunes Ei verwendest, braune Farbstoff-Schlieren enthält. All das ist harmlos und kann einfach mit abgespült werden.

Geblieben ist das Innere des rohen Eis, umgeben von einer dünnen, samtweichen Haut. Das Ei ist jetzt elastisch: Es lässt sich mit den Fingern (vorsichtig) eindrücken.

Experiment 1: Das nackte Ei ist elastisch.

Und es ist durchscheinend: Du kannst durch die Aussenhaut den gelben Dotter sehen oder das Ei gegen das Licht halten, um ihn als dunklen Schatten sichtbar zu machen. Ausserdem – es ist dir vielleicht schon aufgefallen – ist das Ei grösser als vor seinem Bad im Essig!

Experiment 1: Das nackte Ei ist grösser als das Vergleichs-Ei mit Schale.“, Bildunterschrift: „Das ‚nackte‘ Ei rechts ist grösser als das Vergleichs-Ei mit Schale links!
Das ‚nackte‘ Ei rechts ist grösser als das Vergleichs-Ei mit Schale links!

Wie ist ein Ei aufgebaut?

Ein Hühnerei enthält in erster Linie Proteine, Fette und Wasser. Dazu kommen nahezu alle Vitamine(Link) (einzig Vitamin C wird erst beim Ausbrüten eines befruchteten Eis gebildet) und viele Mineralstoffe. Schliesslich ist das Ei dafür geschaffen, ein sich entwickelndes Küken zu ernähren.

Der Mittelpunkt eines Eis ist der Dotter, auch Eigelb genannt, die Hauptnahrungsquelle des jungen Hühnerembryos. Er besteht zu 16% aus Proteinen, 32% aus Fetten und zu 50% aus Wasser. Die restlichen 2% entfallen auf Mineralstoffe und Kohlenhydrate. Der Eidotter entsteht im Eierstock der Henne und wandert, von einer dünnen Membran umgeben (diese Membran hält das Eigelb auch auf einem Spiegelei zusammen!), nach dem Eisprung den Eileiter hinab.

Dabei wird der Dotter schrittweise von mehreren Schichten Eiklar umgeben: Zunächst von einer dickflüssigen Schicht, die in den Hagelschnüren ausläuft, welche den Dotter in der Mitte des Eis fixiert halten. Dann kommen zwei dünnflüssige Schichten, deren äussere von einer doppelten inneren Eischalenmembran umgeben ist (die Eischalenmembran ist die dünne Haut, die sich beim gekochten Ei oft einzeln ablösen lässt). Das Eiklar dient nicht nur als zweite Nahrungsquelle für das Küken, sondern auch als Stossdämpfer. Es besteht zu 87% aus Wasser und nur zu 11% aus Proteinen – die restlichen Inhaltsstoffe machen nicht mehr als 2% aus.

Zum Schutz der feinen Eischalenmembran ist das Ei aussen von einer harten Kalkschale umgeben. Etwa 10’000 Poren in der Schale ermöglichen den Austausch von sehr kleinen Molekülen, zum Beispiel Sauerstoff und Kohlenstoffdioxid, sodass das sich entwickelnde Küken “atmen” kann. Eine hauchdünne Oberhaut auf der Schale (die Kutikula) wirkt, ebenso wie das Eiklar, keimabweisend, sodass intakte Eier nicht nur unter der Henne, sondern auch bei Raumtemperatur relativ lange haltbar sind.

Mehr zu Aufbau und Entstehung von Ei und Küken gibt es übrigens hier.

Was geschieht im Essig?

Essig, unter Chemikern “Essigsäure”, ist eine schwache, aber wirksame Säure. Das bedeutet, Essig-Moleküle können H+-Ionen abgeben, die von einer “Base” aufgenommen werden:

Eine stärkere Base als Wasser ist das Carbonat-Ion im Kalk (unter Chemikern Calciumcarbonat, CaCO3), sodass Essig um so leichter mit dem Kalk in der Eierschale reagiert:

Es entsteht Kohlensäure (H2CO3), die schnell in Kohlenstoffdioxid und Wasser zerfällt:

Das Kohlenstoffdioxid sammelt sich in Gasbläschen und steigt von der Eierschale zur Essig-Oberfläche auf. Übrig bleiben Calcium-(Ca2+) und Acetat-(H3C-COO)-Ionen, die sich gemeinsam recht gut in Wasser lösen. Da die Eierschale zu 90% aus Kalk besteht, löst sie sich bei der Reaktion mit dem Essig vollständig auf. Die übrigen 10% – unter anderem die Farbe brauner Eier – sammeln sich dabei als mehr oder minder flüssiger Überrest an der Essigoberfläche.


2. Das Schrumpf-Ei

Wenn ein Ei ohne Schale grösser wird, kann es dann auch kleiner werden? Und wie kommt es dazu?

Zum Ausprobieren brauchst du

• das nackte Ei aus Versuch 1
• das gesäuberte Gefäss aus Versuch 1
• Glucosesirup oder einen stark zuckerhaltigen Süssgetränkesirup
• etwa 12 bis 18 Stunden Zeit

Durchführung

Lege das nackte Ei in das leere Gefäss und fülle es bis nahezu zum Rand mit dem Sirup auf. Das Ei wird an der Oberfläche schwimmen.

Experiment 2 : Das Ei wird mit Sirup übergossen.

Schliesse also den Deckel dieses Mal vollständig oder beschwere eine lose Abdeckung, sodass das Ei in die Flüssigkeit hinabgedrängt wird. Dann lasse das Ganze über Nacht ruhig stehen.

Was du beobachten kannst

Wenn du das Ei nach seinem nächtlichen Bad wieder aus dem Sirup fischst und abspülst, ist es spürbar weicher und nachgiebiger. So wird es jetzt schon durch sein eigenes Gewicht deutlich eingedrückt, wenn man es auf deine flache Oberfläche legt.

Experiment 2: Das geschrumpfte Ei ist nachgiebiger als das ‚nackte‘ Ei aus Versuch 1.

Ausserdem ist es auf seine ursprüngliche Grösse, vielleicht sogar noch weiter geschrumpft!

Experiment 2: Das Ei ist geschrumpft!
Das geschrumpfte Ei ist ein wenig kleiner als das Vergleichs-Ei mit Schale. Der Sirup hat es zudem dunkel gefärbt!

Da ich einen dunklen Getränkesirup verwendet habe, hat mein Ei ausserdem die braune Farbe des Sirups angenommen.

Warum schrumpft das Ei?

Alle Stoffe bestehen aus winzigen Teilchen, die (oberhalb des absoluten Nullpunkts) immerzu in Bewegung sind. In einem Feststoff sind diese Teilchen zwar in einem festen Gitter geordnet, schwingen an ihren Plätzen aber laufend hin und her. In einer Flüssigkeit oder einem Gas schwirren die Teilchen dagegen weitgehend frei umeinander, wie Menschen auf einem belebten Stadtplatz.

Bringt man also zwei Flüssigkeiten oder Gase zueinander, wuseln ihre Teilchen zwangsläufig durcheinander: Teilchen des einen Stoff dringen in den zweiten, die des zweiten Stoffes in den ersten. Diese unwillkürliche Bewegung ineinander nennen Chemiker (und Physiker) “Diffusion”.

Die Eischalenmembran ist nun eine “halbdurchlässige” Haut: Sie enthält winzige Poren, durch die nur sehr kleine Moleküle, wie Wasser (H2O), Sauerstoff (O2), Stickstoff (N2), Kohlenstoffdioxid (CO2) hindurch gelangen können. Grössere Moleküle, wie zum Beispiel Zuckermoleküle (ein Molekül Haushaltszucker (Saccharose) besteht aus 45 Atomen, Traubenzucker (Glucose) aus 24 Atomen!) kommen da nicht durch. Wenn den wuselnden Teilchen zweier (oder mehrerer) Stoffe solch eine Membran in den Weg kommt, können nur solche Teilchen in den jeweils anderen Stoff wandern, die die Membran durchlässt.

Das Eiklar im Ei besteht aus Proteinen – sehr grossen Molekülen – und Wasser, während der Sirup hauptsächlich aus Zucker, also grösseren Molekülen, und Wasser besteht. So gelangen nur Wassermoleküle durch die Eischalenmembran: Aus dem Ei, wo es viele gibt (87% des normalen Eiklars bestehen aus Wasser, im nackten Ei sogar noch mehr!), wandern viele nach draussen. Dagegen wandern nur ganz wenige aus dem Sirup in das Ei, da es im Sirup nur wenige Wassermoleküle gibt. Dabei bleibt dem Ei immer weniger Wasser: Es schrumpft! Das Ganze funktioniert so lange, bis im Verhältnis zum Zucker bzw. Eiweiss draussen und drinnen gleich viel Wasser vorhanden ist – denn dann wandern stets gleich viele Wassermoleküle raus und rein.

Die Diffusion durch eine halbdurchlässige Membran in nur eine Richtung wird “Osmose” genannt und von lebenden Zellen zum Stoffaustausch genutzt. Viele Zellmembranen haben nämlich viele Poren für Wasser, aber weniger für Salz(e ) bzw. Ionen. Nehmen wir sehr grosse Mengen Kochsalz zu uns(der penetrante Salzgeschmack bewahrt uns normalerweise davor) , sodass sich zwischen den Zellen unseres Körpers sehr viel Salz einfindet, wandert Wasser vornehmlich aus den Zellen hinaus, sodass diese einschrumpfen wie das Ei. Und das kann tödliche Folgen haben, wie der „Chemische Reporter“ zu berichten weiss.

Die Poren in der Eischalenmembran lassen im Übrigen auch für den braunen Farbstoff im Sirup durch: Da die Farbstoffmoleküle anfangs nur draussen im Sirup vorhanden waren, sind einige davon in das Ei hineingewandert, sodass es nach dem Bad im Sirup braun aussieht. Das zeigt, dass die Diffusion tatsächlich zeitgleich in beide bzw. alle Richtungen abläuft!


3. Der Eier-Springbrunnen

Kann das Ei auch wieder wachsen? Und wieviel grösser kann es werden?

Zum Ausprobieren brauchst du

• das nackte, geschrumpfte Ei aus Versuch 2
• das gesäuberte Gefäss aus Versuch 2
• Leitungswasser
• eventuell Lebensmittelfarbe
• 12 bis 18 Stunden Zeit
• einen Eierbecher und ggfs. einen Teller zum Unterlegen
• einen spitzen Zahnstocher oder eine Nadel

Durchführung

Fülle das Gefäss mit Leitungswasser, mindestens etwa 5 cm hoch. Wenn du in Versuch 2 einen farblosen Sirup verwendet hast, kannst du nun etwas Lebensmittelfarbe in das Wasser mischen, bis es kräftig gefärbt ist. Lege dann das geschrumpfte Ei hinein. Das Ei ist nun dichter als das Wasser und sinkt von selbst auf den Boden des Gefässes.

Lege das geschrumpfte Ei in Wasser!

Lasse das Ei weitere 12 bis 18 Stunden im Wasser ruhen. Dann nimm es heraus, trockne es vorsichtig ein wenig ab und setze es auf den Eierbecher, mit der Spitze nach oben. Stich mit der Nadel oder dem Zahnstocher das Ei oben an der Spitze an – und beobachte den Springbrunnen!

Was du beobachten kannst

Während seines zwölfstündigen Bades in Leitungswasser wird das Ei mindestens so gross, wie es nach Versuch 1 war, aber nicht nennenswert grösser. Wenn du in Versuch 2 dunklen Sirup verwendet hast, wird das anfangs farblose Wasser dabei leicht eingefärbt.

Ein Teil der Farbe ist aus dem Ei ins Wasser gewandert.

Wenn du stattdessen farblosen Sirup und im letzten Schritt Lebensmittelfarbe verwendet hast, nimmt das Ei deren Farbe an (ein richtiges Osterei !). In jedem Fall fühlt es sich wieder prall an im Vergleich zum geschrumpften Zustand nach Versuch 2.

Das ‚nackte‘ Ei ist wieder gross und prall.
Das nackte Ei ist nun wieder deutlich grösser als das Vergleichs-Ei.

Wenn du das aufgerichtete Ei oben kräftig anstichst, tritt Flüssigkeit, hauptsächlich Wasser, in einer kleinen Fontaine aus. Lege daher, wenn dein Eierbecher keine Auffangrinne hat, einen Teller darunter!

Der osmotische Druck im Ei lässt das Wasser herausschiessen.

Hast du keine Scheu vor Glibber, kannst du anschliessend die Überreste des Eis auseinander und näher in Augenschein nehmen. Mein Eidotter war nach den dreitägigen Wechselbädern wie hart gekocht: Etwas, das dabei ins Ei eingedrungen ist – Essigsäure, eine kleine Menge Alkohol aus dem Sirup oder viel Wasser – hat anscheinend die Proteine darin zum Gerinnen gebracht.

Entsorgung

Alle drei Versuche werden ausschliesslich mit Lebensmittelbestandteilen durchgeführt (Haushaltsessig ist auch nichts anderes als konzentrierter, sauberer Speiseessig). Alle Reste können daher in den Abfluss gespült werden. Die festen Überreste des Eis kannst du in den Bioabfalll geben. Wasche dir nach dem Umgang mit dem offenen rohen Ei in Versuch 3 gründlich die Hände!

Der osmotische Druck und seine Folgen

Legt man das geschrumpfte Ei in sauberes Wasser, wird die Richtung der Bewegung durch Osmose einfach umgekehrt: Im Verhältnis zu grösseren Molekülen ist ausserhalb des Eis sehr viel mehr Wasser als drinnen. So wandern jetzt mehr Wassermoleküle in das Ei hinein als hinaus: Das Ei wächst wieder (aus diesem Grund ist es auch beim Auflösen der harten Schale gewachsen: Wasser aus der Essiglösung ist hineingewandert).

Wenn das Wasser ausserdem Lebensmittelfarbe enthält, wandern Farbstoffmoleküle, für welche die Eischalenmembran ebenfalls durchlässig ist, wie das Wasser in das Ei hinein und “färben” es.

Durch die stete Zuwanderung von Wassermolekülen wird es im Ei zunehmend eng: Es baut sich Druck auf – man spricht vom osmotischen Druck. Dieser Druck kann die weitere Zuwanderung von Molekülen bremsen (wenn es im Ei eng wird, kommt es an den Poren der Membran zu Stau), oder, wenn er überhand nimmt, die Membran zum Platzen bringen!

Die doppelte Eischalenmembran hält allerdings eine Menge aus, sodass der osmotische Druck die Einwanderung des Wassers ausbremst, bevor die Membran platzen kann. Spürbar ist dieser Druck dennoch: Er strafft die Membran, wie der Druck in einem gefüllten Luftballon die Ballonhaut. Wenn man das Ei dann gezielt ansticht, lässt der darin aufgebaute Druck das Wasser im hohen Bogen durch das Loch hinausschiessen.

Die Körperzellen von Menschen und Tieren sind da weniger robust: Bringt man zum Beispiel rote Blutzellen in reines Wasser, wandern viele Wassermoleküle durch die Zellmembran in sie hinein. In Folge des sich aufbauenden osmotischen Drucks blähen die Zellen sich auf – schlimmstenfalls, bis sie platzen. Und das ist dem Leben überaus abträglich. Deshalb enthält eine Infusion vom Arzt immer so viel Salz und grössere Moleküle wie normales Blutplasma (die Blutflüssigkeit) auch. Das Blutplasma ist nämlich gerade so geschaffen, dass weder übermässig viel Wasser in die Blutzellen hinein, noch aus ihnen hinaus wandern kann.

Pflanzenzellen kommen mit Verschiebungen des osmotischen Drucks übrigens besser klar: Sie haben eine feste Aussenwand, die sie am Platzen hindert und im Innern ein eigenes Reservoir für überschüssiges Wasser. So schrumpfen die Zellen innerhalb ihrer Zellwände, wenn die Pflanze durstet, sodass sie schlaff und welk aussieht, aber ihre Form nicht ganz verliert. Wenn man dann kräftig giesst, wandert Wasser in die Zellen und füllt auch das Reservoir (die Vakuole), sodass die Zellwände gestützt werden und die Pflanze binnen kürzester Zeit wieder straff und frisch aussieht.


Ich wünsche dir viel Spass beim Experimentieren mit dem „nackten“ Ei und seinen Osmose-Fähigkeiten – und schöne, kreative und lehrreiche Ostern!

Die fünfte Jahreszeit nähert sich ihrem Höhepunkt, und ob Jecken, Narren oder Böögge, alle wollen in diesen Tagen Spass haben. Wie könnte ich mich da ausnehmen – als Exil-Rheinländerin im Land der Fasnacht? So ist es in den letzten Tagen im Haushalts-Labor reichlich närrisch zu- und hergegangen – und es sind dabei gleich drei spektakuläre Experimente für närrischen wie lehrreichen Partyspass herausgekommen.

Der Antrieb für ein gutes Spektakel: Treibgas

Bei “Treibgas” mögen viele an den ungeliebten Inhalt von Spraydosen denken, an hochentzündliche organische Gase, schlimmstenfalls an die umweltgefährlichen Fluorchlorkohlenwasserstoffe (FCKW). Da ich mich aber schadstoffarmen Experimenten für den Hausgebrauch verschrieben habe, ist das Treibgas meiner Wahl Kohlenstoffdioxid, CO2. Das ist ein natürlicher Bestandteil der Atmosphäre, reaktionsträge und in dem kleinen Umfang, in welchem es bei solchen Experimenten freigesetzt wird, ohne Bedeutung für den Treibhauseffekt (jedenfalls im Vergleich zur Freisetzung durch unsere Autos und die Industrie). Und es lässt sich aus einfachen Haushaltszutaten aus dem Supermarkt gewinnen!

 

Die Konfetti-Bombe mit Chemie-Power

Mein erster Gedanke dazu, was man mit Gas an- oder auftreiben könnte, galt der Konfettibombe: Konfetti in eine schlaffe Luftballonhülle füllen und den Ballon aufblasen, bis er platzt! Da wäre es doch spannend, anstatt der eigenen Lunge oder eine Fahrradpumpe zum Aufblasen zu verwenden, den Ballon mit der Kraft der Chemie zu füllen…

Um dazu genügend CO2 zu erzeugen, braucht man nichts weiter als Natriumcarbonat und Essigsäure. Natriumcarbonat, besser bekannt als Soda, bekommt man billig und in rauhen Mengen in der Drogerie als Hilfsmittel zum Waschen. Essigsäure gibt es in verdünnter Form als Haushaltsessig zum Reinigen.

Für das Experiment brauchst du ausserdem noch

  • Eine nicht zu grosse Flasche mit relativ weiter Öffnung und einen Stopfen aus Gummi oder Kork, mit welchem die Flasche sich dicht verschliessen lässt
  • Eine Ahle oder ähnliches, um den Stopfen zu durchbohren (sofern du keinen bereits durchbohrten Stopfen aus dem Laborbedarf oder Chemiebaukasten hast)
  • Eine einfache Luftballon-Hülle
  • Konfetti
  • Einen Trichter mit weitem Hals und einen Stab, der hindurchpasst (z.B. ein chinesisches Essstäbchen oder ein Malstift)
  • Wenige Blätter WC-Papier
  • Eine säure-unempfindliche, leicht zu reinigende Umgebung (keine Marmorfliesen oder -platten!!)
  • Lange Kleidung und Schutzbrille

Durchführung

Fülle die Flasche je nach Grösse zu einem Viertel bis etwa zur Hälfte mit Haushaltsessig. Feuchte auf zwei einzelnen WC-Papier-Blättern je einen gehäuften Teelöffel Soda (ein weisses Pulver) mit einigen Tropfen Wasser an. Schlage das WC-Papier über der Masse  zusammen und forme einen kleinen Block, der durch die Öffnung der Flasche passt.

Schiebe den Hals des Trichters in die Ballonhülle und fülle da hindurch Konfetti ein (mit dem Stab kannst du nachschieben, wenn der Hals des Trichters zu verstopfen droht). Nimm den Trichter wieder heraus und streife die Öffnung der Ballonhülle über das weite Ende des durchbohrten Stopfens (sofern dieser ein weites Ende hat – bei zylindrischen Stopfen ist die Orientierung egal).

Halte den Stopfen mit dem Ballon in einer Hand bereit und schiebe mit der anderen Hand die beiden Soda-Blöcke schnell hintereinander durch die Öffnung in die Flasche mit dem Essig. Setze dann sofort(!!) den Stopfen auf und halte ihn gut fest!

Variante: Forme mit einem Stück Papier einen Trichter auf der Flaschenöffnung und schütte trockenes Soda-Pulver direkt hinein.

Was dann geschehen sollte

Essig und Soda reagieren in beiden Varianten heftig aufschäumend miteinander. Das dabei entstehende Gas strömt durch den durchbohrten Stopfen in den Ballon und bläst ihn auf…bis er schliesslich platzt. So hatte ich mir das zumindest gedacht. Es gab da nur zwei Probleme:

  1. Der hiesige Haushaltsessig aus dem Supermarkt enthält nur 9,5% Essigsäure (und 80,5% Wasser), sodass sichdamit kaum genug Gas erzeugen lässt.
  2. Ich bin einfach zu langsam.

Ich habe mich also dazu entschlossen, noch eine Variante zu versuchen: Ich habe Natron, also Natriumhydrogencarbonat, das als Backtriebmittel erhältlich ist, anstelle von Soda verwendet.

Experimente: Konfettibombe Aufbau

Daraus kann mit der gleichen Menge Essigsäure die doppelte Menge CO2 freigesetzt werden . Unglücklicherweise bin ich dazu erst recht zu langsam…

Missglücktes Experiment: Chemischer Vulkan statt Konfettibombe
Ausgewählte Frames aus der Videoaufzeichnung zur missglückten Konfettibombe: Bild 2 bis 7 sind innerhalb von nur 1,5 Sekunden entstanden!

So kam mir das überschäumende Reaktionsgemisch schneller aus der Flasche entgegen, als ich den Ballon-Stopfen aufsetzen konnte! Ergebnis waren in Folge dessen ein nur teilweise aufgeblasener Ballon und eine wortwörtliche Sauerei auf dem Fussboden (deshalb ist ein säure- und am Besten auch basenfester Untergrund so wichtig)!

In der Chemie und den anderen Naturwissenschaften gehört es zum Alltag, dass ein Versuch nicht klappt – dann gilt: Positiv denken, das Beste daraus machen – und nach Fehlern im Ablauf suchen, um diesen zu verbessern. Letzteres erfordert viel Geduld und noch mehr Zeit und Aufwand. Deshalb beschränke ich mich hier auf ersteres – und zweierlei Gutes zeigt der Versuch bereits:

  1. Die Reaktion setzt tatsächlich Gas frei – genug, um einen Ballon damit aufzublasen.
  2. Der “Unfall” bei diesem Versuch liefert die Basis für ein zweites Experiment, das somit praktisch gar nicht mehr schiefgehen kann: Der Glitzer-farbenfrohe Leuchtvulkan!

Und um dafür und das dritte, ultimative Spektakel noch Zeit zu finden, habe ich die Weiterentwicklung der Konfettibombe bis auf Weiteres vertagt.

Woher kommt das CO2?

Essigsäure ist ein Stoff, der H+-Ionen abgeben kann (d.h. eine Säure), während Carbonat-Ionen ihrerseits  H+-Ionen aufnehmen können (d.h. das Carbonat-Ion ist eine Base). Das ermöglicht Essigsäure (CH3COOH) und Soda (Natriumcarbonat, Na2CO3, ein Salz, das Carbonat-Ionen enthält), einander zu neutralisieren:

Die dabei entstehende Kohlensäure (eine sehr schwache Säure, so wie das Natriumacetat eine sehr schwache Base ist) ist in Wasser nicht stabil – ihre Moleküle zerfallen:

Aus jedem Molekül Kohlensäure wird also ein Molekül gasförmiges CO2 freigesetzt. Da zuvor zwei H+-Ionen nötig sind, um ein Molekül Kohlensäure zu erzeugen, braucht es zwei Moleküle Essigsäure für jedes Molekül CO2 , das erzeugt und in den Ballon gefüllt werden soll.

Deshalb habe ich die Variante mit Natron versucht. Denn “Natron” ist Natriumhydrogencarbonat, NaHCO3. Dieses Salz enthält schon halb fertige Kohlensäure, sogenannte Hydrogencarbonat-Ionen, HCO3. Um daraus Kohlensäure zu machen, braucht es nur noch ein Molekül Essigsäure pro künftiges CO2 :

Das entstehende Gas lässt das Reaktionsgemisch wild aufschäumen, und wenn man es rasch einfängt, entsteht genügend Druck, um einen Ballon aufzublasen!


Der Glitzer-farbenfrohe Leucht-Vulkan

Auch wenn ich für den Konfetti-Ballon zu langsam bin (und noch darauf hoffe, in Zukunft irgendwann einmal konzentriertere Essigsäure in die Hand zu bekommen), ist die überschäumende Reaktion doch für ein weiteres Spektakel gut: Für einen leuchtenden chemischen Vulkanausbruch (die Inspiration dazu kommt vom englischsprachigen Spiel- und Experimentierblog “Growing a jeweled rose“!

Dazu brauchst du

  • Haushaltsessig und Soda oder Natron (Natron hat im Zweifelsfall mehr “Wumms”, aus den oben in der gelben Box genannten Gründen)
  • Etwas Geschirrspülmittel
  • Eine Flasche wie beim ersten Versuch, aber sauber und trocken oder einen ähnlichen Behälter
  • Ein Becherglas oder einen ähnlichen Behälter zum Giessen
  • Einen nachfüllbaren Textmarker oder Glow-in-the-Dark-Bastelfarbe
  • Eine Schwarzlicht-Lampe (für die Textmarker-Variante) oder eine starke Lampe bzw. die Sonne (für die Glow-in-the-Dark-Variante)
  • Eine säurefeste, leicht zu reinigende Umgebung im Dunkeln (wiederum: keine Marmor-Flächen!!), z.B. eine Duschwanne

Durchführung

Fülle dieses Mal das Soda- oder Natron-Pulver in die Flasche (in meine Flasche mit 150ml gebe ich ca. 25g). Gib etwa 200ml Essig in das Becherglas.

Textmarker-Variante: Dann öffne den Textmarker und vermische so viel Textmarker-Flüssigkeit mit dem Essig, bis dieser unter Schwarzlicht hell leuchtet (Bei den nachfüllbaren Markern des namhaftesten deutschen Herstellers kannst du die “Mine” herausziehen und ggfs. im Essig auswaschen!).

Glow-in-the-Dark-Variante: Vermische Glow-in-the-dark-Farbe mit dem Essig und lade das Gemisch unter starkem Licht einige Zeit lang auf, sodass es im Dunkeln hell leuchtet.

Experimente: Kompontenten des Leuchtvulkans unter UV-Licht
Essig mit oranger Textmarker-Flüssigkeit und der mit Natron geladene “Vulkan” unter Schwarzlicht

Gib für beide Varianten noch einen Schuss Geschirrspülmittel für den extra-coolen Schaumeffekt zum Leucht-Essig. Richte dann das Schwarzlicht im Dunkeln auf die Flasche mit der Soda bzw. dem Natron (für die Textmarker-Variante) und giesse den Essig hinein.

Sofort bricht der chemische Vulkan aus: Das wild schäumende Gemisch quillt in schönster Leuchtfarben-Pracht aus der Flasche und ergiesst sich in die Umgebung!

Experimente: Leuchtvulkan nach dem Ausbruch in UV-Licht
Nach dem “Ausbruch”: Der funkelnde, leuchtende “Lava”-strom

Und wenn du lieber im Hellen Spass hast, kannst du weitere Varianten versuchen: Lebensmittelfarben im Essig, Glitzerstaub im Carbonat-Pulver oder von allem etwas. Der Fantasie sind keine Grenzen gesetzt!

Wie Licht und Farben enstehen, habe ich in dieser Geschichte einfach erklärt, und wie das Leuchten im Schwarz- oder UV-Licht (Fluoreszenz) und das eigenständige Leuchten von Glow-in-the-Dark-Farbstoffen (Phosphoreszenz) funktionieren, erfährst du hier!


Entsorgung für Versuch 1 und 2

Verdünnte Essigsäure, Soda- bzw. Natronreste sowie die Reste der Reaktionsgemische können mit reichlich Wasser in den Ausguss entsorgt werden. Die im Vulkan enthaltenen (kleinen) Mengen an (Leucht-)Farbstoffen stehen dem auch nicht im Wege.

Den kleinen Unfall mit der Natron-Konfettibombe habe ich übrigens zum Anlass genommen, damit erst einmal den Küchenboden zu scheuern, bevor ich die Reste aufgenommen und fortgespült habe.

Das ultimative Spektakel: Die Pharaoschlange

Wenn du auf Säure-Base-Reaktionen und die Gefahr einer Sauerei verzichten möchtest, kannst du Soda oder Natron auch anderes um sein CO2 erleichtern: Durch thermische Zersetzung! Natriumcarbonat oder Natriumhydrogencarbonat setzen nämlich bei ausreichend hoher Temperatur und den richtigen Umständen ganz von allein CO2 frei. Und diese Umstände finden sich in einem zünftigen Feuer. Die “Pharao-Schlange”, wie dieser Versuch landläufig genannt wird, entspringt aus einem unscheinbaren “Ei” und wirkt geradezu wie ein lebendiges Wesen!

Ein so bekanntes Experiment geistert natürlich auch durch das Internet – allerdings häufig in einer hochgiftigen Variante, auf die mich meine Leserin Marion Rotter kürzlich aufmerksam gemacht hat.

Die Schlange lässt sich jedoch auch auf praktisch ungiftige Weise beschwören, sodass sie als atemberaubender Partyspass zuhause Einsatz finden kann!

In früheren Jahren konnte man das perfekte Reaktionsgemisch für ein solches Feuer fertig kaufen – in Form von Emser Pastillen. Da es sich dabei allerdings um Lutschpastillen handelt und der Hersteller vor einigen Jahren dazu übergegangen ist, sein Produkt in diesem Sinne zu optimieren, bringt das Verbrennen von heutigen Emser Pastillen keine Schlange mehr hervor.

Das macht aber nichts, denn die “Eier” der Pharao-Schlange lassen sich mit einfachen Haushalts-Zutaten und einem kleinen Zusatz wunderbar nachbauen.

Dazu brauchst du

  • Haushaltszucker (z.B. feinen Kristallzucker)
  • Soda (Natriumcarbonat)
  • Brennsprit (Für deutsche Leser: Spiritus)
  • ein wenig Mangan(IV)oxid (MnO2 “Braunstein”), blaues Kupfersulfat (CuSO4* 5 H2O) oder Zigarettenasche
  • wenig Wasser
  • Mörser und Stössel (oder eine stabile Schale und einen abgerundeten Gegenstand)
  • einen Fön
  • eine feuerfeste Unterlage
  • eine feuerfeste Schale mit Sand
  • Feuerzeug oder Streichhölzer
  • gut belüfteter Raum, Terrasse oder Garten

Durchführung

Gib 3 gehäufte Teelöffel Soda und 9 gehäufte Teelöffel Zucker in den Mörser (in jedem Fall 1 Teil Soda auf 3 Teile Zucker), mörsere und vermische sie gründlich. Gib eine Messerspitze Braunstein-Pulver (habe ich verwendet) bzw. Kupfersulfat oder etwas Asche hinzu und vermische das Ganze gründlich.

Manganoxid-Staub kann beim Einatmen oder Verschlucken gesundheitsschädlich sein (Kupfersulfat ebenso, und dieses ist überdies giftig für Wasserorganismen). Für diesen Versuch brauchst du jedoch so wenig davon, dass diese Stoffe bei sachgemässem Umgang damit nicht gefährlich sind.

Das heisst: Halte dich an meine Angaben, verwende nur wenig dieser Verbindungen und achte darauf, dass niemand sie “schnupft” oder verschluckt!

Zünde deine Schlangeneier zudem am besten draussen an, denn theoretisch können Mangan und Kupfer mit dem Rauch entweichen – und überhaupt “duftet” die Schlange nicht unbedingt angenehm.

Gib wenige Milliliter Brennsprit und einige Tropfen Wasser hinzu, sodass eine formbare, ganz leicht klebrige Masse entsteht (sie fühlt sich in etwa an wie nasser Sand). Forme auf einer Unterlage kleine Blöcke (ca. 15x10x40mm) aus der Masse. Dann richte den heissen Luftstrom aus dem Fön auf die Blöcke, bis diese weich zu werden und sich zu verformen beginnen. Dann lasse die Blöcke mindestens 2 bis 3 Stunden an der Luft trocken (kippe sie nach der Hälfte der Zeit auf die Seite, damit auch die Unterseite schnell trocken wird. Die fertigen “Schlangeneier” sind vollkommen hart und können an einem trockenen Ort dauerhaft aufbewahrt werden!

Pharao-Schlange: Rohmasse und fertige "Schlangeneier"
Soda-Zuckermasse mit Manganoxid (links) und zwei fertige “Schlangeneier” (rechts)

Für das Experiment selbst stecke einen Zuckerblock aufrecht in die Schale mit Sand und platziere sie auf der feuerfesten Unterlage – nach Möglichkeit draussen. Tränke den Block und den umgebenden Sand mit einigen Millilitern Brennsprit (nicht sparen!), verschliesse die Sprit-Flasche, stelle sie weg und entzünde das Schlangenei sogleich.

Experiment Pharaoschlange : Schlangenei bereit zum Schlüpfen
Bereit zum Schlüpfen: Jetzt noch Brennsprit darüber, und dann anzünden!

In der ersten Hitze der Alkohol-Flamme beginnt auch der Zucker im zu brennen. In dem dichten Block verläuft die Verbrennung jedoch nicht vollständig: Es bleibt ein sehr kohlenstoffreicher Rückstand zurück – der Zucker “verkohlt”. In der Hitze des Feuers zerfällt zudem das Carbonat und setzt CO2 frei. Dieses Gas und bei der Verbrennung des Zuckers entstehender Wasserdampf treiben den verkohlten Zucker auseinander: Innerhalb von Minuten wächst eine bis zu einem halben Meter lange Schlange aus der Schale und windet sich in atemberaubender Weise umher!


Wie man Zucker zum Brennen bringt

Wer schonmal eine Feuerzangenbowle gemacht hat, weiss, das Zucker auch in einer Ethanolflamme gar nicht brennt, sondern allenfalls schmilzt oder karamellisiert. In einem Feuer geschieht nämlich nichts anderes, als das Moleküle auseinander gebrochen und ihre Atome neu zusammengesetzt werden.

Aus Haushaltszucker entstehen dabei – im Fall einer vollständigen Verbrennung – zum Beispiel Kohlenstoffdioxid und Wasser:

Um Zuckermoleküle in ihre Bestandteile zu zerlegen, wäre jedoch viel mehr Wärme nötig, als brennender Ethanol liefern kann. Deshalb wird die Pharaoschlange nur dann lebendig, wenn ihre Eier einen Katalysator enthalten.

Ein Katalysator ist nämlich ein Stoff, der dafür sorgt, dass eine Reaktion über einen anderen Weg verlaufen kann, als sie es normalerweise tut. Und wenn für die Begehung dieses anderen Weges weniger Energie nötig ist als für den herkömmlichen Weg, wird ein Katalysator zu einem überaus nützlichen Werkzeug!

Im menschlichen Körper könnten zum Beispiel die meisten zum Leben nötigen Reaktionen (nicht zuletzt die Verbrennung von Zucker!) bei 37°C ohne Katalysatoren gar nicht ablaufen. Deshalb hat die Natur die Enzyme erfunden. Das sind Proteine, die als Katalysatoren wirken. Und viele dieser Enzyme enthalten Metall-Atome bzw. -ionen (auch Mangan!), die für ihre Katalysator-Wirkung zuständig sind.

So liegt es nahe, dass Metall-Ionen auch der Pharao-Schlange auf die Sprünge helfen. Ich hatte beispielsweise Mangan(IV)oxid zur Hand, das Mangan-Ionen enthält. Kupfersulfat, das Kupfer-Ionen enthält, eignet sich aber ebenso, und auch Holz- oder Zigarettenasche enthalten verschiedene Metall-Ionen.

Mit Hilfe der Metall-(in diesem Fall Mangan-)Ionen kann also kann also Zucker in brennendem Ethanol einen energiesparsamen Weg zur Verkohlung nehmen. Dabei kommt uns zugute, dass ein echter Katalysator am Ende seines Einsatz als Wegweiser unverändert zurückbleibt. Denn damit können wenige Mangan-Ionen, die immer wieder aufs Neue zum Einsatz kommen, grosse Mengen Zucker auf den einfachen Weg zur Verkohlung führen. So genügt eine sehr kleine Menge Manganoxid, die kaum wirklich gesundheits- oder umweltschädlich ist, um die Pharaoschlange zu beleben.

Mehr über Katalysatoren erfährst du in dieser Geschichte um den Kraftfahrzeug-Katalysator, der für die chemische Reinigung der Abgase von Verbrennungsmotoren unserer Autos sorgt!


Entsorgung

Die verkohlten Reste der Schlange können nach dem Abkühlen gefahrlos angefasst (sie fühlen sich ganz weich und schaumig an!) und in den Abfall entsorgt werden, da sie nur ganz wenig Mangan enthalten.

Und hast du eines dieser Experimente ausprobiert? Oder hast du ein anderes spektakuläres Lieblings-Experiement?

Unsichtbare Tinte, Sympathetische Tinte, Zaubertinte, Vexiertinte, Tinte für Damen, Tinte für Liebende… man kennt sie unter vielen Namen: Farblose Schreibflüssigkeiten, die erst in den Händen des Empfängers geheimer Botschaften sichtbar werden. So zahlreich wie die Namen sind auch die Rezeptvorschläge im Netz. Doch welche unsichtbare Tinte ist die beste für deinen geheimen Valentinsgruss? Ich habe verschiedene Rezepturen für dich getestet!

Unsichtbare Tinte: Eine Erfindung aus alten Tagen

Schon im Altertum trieben Liebesbekundungen, insbesondere den Damen im alten Rom, die Röte ins Gesicht. Heisse Schwüre und sehnsuchtsvolle Zeilen sprach oder schrieb die Römerin von Welt nicht offen. Und Briefboten konnte Frau erst gar nicht trauen. Dennoch waren schon damals verliebte Herzen unheimlich mitteilungsbedürftig.

Zur Lösung dieses Problems empfahl der römische Dichter Ovid den liebenden Römerinnen, ihre Liebesbriefe mit Milch auf eine weisse Schreibfläche zu schreiben. Ein neugieriger Bote musste sodann glauben, unbenutztes Schreibmaterial zu transportieren. Der Angebetete der Absenderin musste hingegen eingeweiht sein. Denn es galt, Russ über die leere weisse Fläche zu blasen. Dieser würde an der eingetrockneten Milch, nicht aber an der Schreibfläche selbst haften und die Schrift somit sichtbar machen.

Ebenso waren unter den alten Römern farblose Tinten bekannt, die erst durch die Reaktion mit anderen Stoffen oder durch Wärmeeinwirkung farbig und damit sichtbar wurden.

Doch nicht nur Liebende wussten derlei unsichtbare Tinte zu schätzen. Frühe Priester des Islams vollbrachten damit ganz andere Zauberei: Sie schrieben Mohammeds Namen unsichtbar auf Steine, sodass dieser erst beim Erwärmen der Steine in der Hand erschien! Auf die damaligen Zuschauer, die in der Regel nichts von Chemie verstanden, muss das wie ein göttliches Zeichen gewirkt haben.

Ab dem 17. Jahrhundert bis in das 19. Jahrhundert hinein wurde unsichtbare Tinte einmal mehr unter Liebenden sehr beliebt. Und weil alles Antike in jener Zeit “in” war, nannte man die Tinte nach dem altgriechischen “Sympatheia” für “Zuneigung” auch “sympathetische Tinte”. Das klingt dann wohl in etwa so geheimnisvoll, wie solche Tinte erscheinen mag, wenn sie wie durch Zauberhand auf einem vermeintlich leeren Papier sichtbar wird.

Zum Ende der Geheimtinten-Ära wurden schliesslich so spezielle unsichtbare Stoffgemische entwickelt, dass diese Tinten von Spionen im Krieg eingesetzt werden konnten. Die dabei eingesetzten Chemikalien sind heute jedoch nicht immer einfach zu bekommen und zuweilen giftig.

Dennoch hält das weltweite Netz zahlreiche einfache und ungiftige Rezepte für unsichtbare Tinte bereit. Aber welche davon ist für einen geheimen Liebesbrief am besten geeignet? Hier findest du Vorschläge für verschiedene Tinten im Vergleich!

Unsichtbare Tinte selber machen

Grundsätzlich benötigst du zum Verfassen und Entschlüsseln unsichtbarer Liebesbotschaften:

  • Tuschfeder, Füllfederhalter oder anderes Schreibgerät
  • Papier
  • farblose, “unsichtbare” Tinte
  • Wärmequelle oder passenden “Entwickler”

Reinige eine gebrauchte Tuschfeder oder einen Füllfederhalter vor dem Schreiben gründlich mit Wasser, bis er keine farbigen Schreibspuren mehr hinterlässt. Fülle dann den Federhalter mit der unsichtbaren Tinte oder tauche deine Schreibfeder hinein und schreibe deine Nachricht. Lasse das Schriftstück gut trocknen und lasse es deiner/m Angebeteten zukommen. Je nach verwendeter Tinte erwärme dieser das Schriftstück entweder vorsichtig oder besprühe oder überstreiche das Geschriebene vorsichtig mit dem passenden Entwickler.

Herausforderung: Unsichtbare Tinte sieht man beim Schreiben nicht

Aber welche Tinte ist die Beste?

Zum Erwärmen

Die bekanntesten unsichtbaren Tinten sind farblose Flüssigkeiten, die sich erst zeigen, wenn man ein beschriebenes Papier kräftig erwärmt. Hierzu gehören:

Zitronensäure: Frisch gepresster oder abgepackter Zitronensaft oder Zitronensäure zum Entkalken aus dem Putzmittelregal

Essigsäure: Heller Speiseessig oder Haushaltsessig aus dem Putzmittelregal

Nachteile: Beide Flüssigkeiten haben einen verräterischen Eigengeruch. Essig riecht dabei wesentlich stärker als ein Entkalker mit Zitronensäure! Ausserdem greifen sowohl Reinigungsessig als auch Zitronensäure-Entkalker das Schreibpapier an, sodass beim Schreiben besondere Vorsicht nötig ist, wenn die Schrift wirklich unsichtbar werden soll.

Milch: Ich habe laktosefreie Milch verwendet, gewöhnliche Vollmilch wird aber genauso geeignet sein. Nach dem Schreiben auf weissem Papier wird Milch innerhalb weniger Minuten völlig unsichtbar!

Tintenlöscher: Erscheint auf weissem Papier ebenfalls völlig unsichtbar.

Beim Erwärmen der unsichtbaren Geheimbotschaft ist Vorsicht geboten! Wenn du einen Elektroherd (keinen Induktionsherd!) hast, kannst du eine Platte auf niedriger Stufe einschalten und deinen unsichtbaren Brief einige Sekunden darauf legen. Bleibe unbedingt dabei und achte darauf, dass das Papier nicht verkohlt oder gar anbrennt! Sonst ist die Botschaft verloren! Eine Kerzenflamme liefert ebenfalls die nötige Hitze, entzündet jedoch um so leichter das Papier.

Zitronensäure und Essig: Es erfordert relativ viel Hitze (Herdplatte auf mittlerer Stufe), bis die Schrift braun wird. Je mehr du das Papier erhitzt, desto grösser ist jedoch die Gefahr, dass das Papier ebenfalls braun wird oder anbrennt.

Milch und Tintenlöscher: Beide werden auf der Herdplatte auf niedriger Stufe schnell braun, sodass die Gefahr, dass das Papier zerstört wird, geringer ist.

Unsichtbare Tinte: Cobaltchlorid und Milch
Schrift aus Cobaltchlorid (linkes Herz) und Milch (rechtes Herz) vor und nach dem Erwärmen auf der Herdplatte

Wie unsichtbare Tinte zum Erwärmen funktioniert

Papier ist ein Gewebe aus Zellulose, also Riesenmolekülketten, die aus Zucker-Einheiten aufgebaut sind. Diese sind empfindlich gegenüber Säuren wie Essig- oder Zitronensäure, welche mit den Zelluloseketten reagieren und sie beschädigen können. Unter normalen Umständen sieht man diese Schäden kaum bis gar nicht – die Tinte ist unsichtbar. Wird das Papier jedoch erhitzt, führt die Wärme zum Zerfall der Papier-Bestandteile, und die dabei entstehenden Trümmer der Kohlenstoffverbindungen erscheinen zunehmend dunkelbraun. Dabei zerfallen die bereits beschädigten Moleküle schneller als die unbeschädigte Zellulose, sodass beim vorsichtigen Erwärmen zunächst die beschriebenen Bereiche des Papiers – also die Schrift – dunkel werden.

Auch Milch und Tintenlöscher enthalten Kohlenstoffverbindungen, die bei grosser Hitze zerfallen – und das noch leichter als Zellulose. Die Milch-Schrift und der Tintenlöscher auf dem Papier brennen also förmlich an, noch ehe Säuren ihre Wirkung entfalten können.


Farbe durch chemische Reaktionen

Viele farblose Stoffe, die sich in Wasser gelöst als unsichtbare Tinte verwenden lassen, können mittels chemischer Reaktionen in farbige Stoffe umgewandelt werden. Dazu wird die unsichtbare Schrift mit einem passenden Reaktionspartner besprüht oder überstrichen. Wie Stoffe zu ihrer Farbe kommen, erfährst du übrigens hier.

Natriumcarbonat (“Soda”) oder Essig: Eine Base sorgt für einen hohen, eine Säure für einen niedrigen pH-Wert. Beide pH-Wert-Verschiebungen führen dazu, dass Bestandteile von Trauben- oder Rotkohlsaft eine neue Farbe erhalten.

Kaliumrhodanid (Kaliumthiocyanat): Ein farbloses Salz, das mit Eisen-Ionen eine tiefrote bis braune Verbindung bildet.

Mit konzentrierter Natriumcarbonat-Lösung Geschriebenes ist bereits beim Schreiben kaum sichtbar und wird beim Trocknen praktisch unsichtbar. Die geringe Sichtbarkeit macht das unsichtbare Schreiben mit Natriumcarbonat besonders schwierig. Beim Überstreichen mit Traubensaft setzt sich die Schrift jedoch schnell und deutlich graublau vom rosaroten Traubensaft in der Umgebung ab.

Die Reaktion von Kaliumrhodanid-Schrift mit Eisen-Ionen dauert wesentlich länger. Nach dem Überstreichen können Minuten oder gar Stunden vergehen, bis die Schrift deutlich sichtbar wird – eine harte Geduldsprobe für heiss Verliebte.

Unsichtbare Tinte: Kaliumrhodanid mit Eisen und Natriumcarbonat mit Traubensaft
Am Morgen danach: Eisenrhodanid (linkes Herz) und Natriumcarbonat mit Traubensaft (rechtes Herz). Die Traubensaft-Variante ist frisch überstrichen besser lesbar – Eisenrhodanid wird erst über Nacht so sichtbar wie hier.

Wie die geheimnisvollen Farbänderungen funktionieren

Von Säuren und Basen

Essigsäure und Zitronensäure sind – wie alle Säuren – Stoffe, die H+-Ionen abgeben können. Diese H+-Ionen (es handelt sich dabei um Protonen ohne Elektronenhülle!) können jedoch nicht ganz allein durch die Materie irren. Stattdessen lagern sie sich an andere Moleküle an. Stoffe, die aus solchen Molekülen bestehen, die H+-Ionen aufnehmen, nennt man Basen. Eine Säure kann also eine chemische Reaktion mit einer Base eingehen, indem sie ihr ein H+-Ion “übergibt”. Dabei entstehen gleich zwei neue Moleküle: Der “Rest” der Säure, der nun einen Wasserstoff-Atomkern weniger hat, und die vormalige Base, die nun um einen Wasserstoff-Atomkern reicher ist.

Dabei kann es vorkommen, dass eine beteiligte Säure oder Base an sich keine Farbe hat, der Säurerest bzw. das um ein H+-Ion reichere Basen-Molekül farbig ist! Das rührt daher, dass ein H+-Ion “seine” Säure ganz ohne Elektronen verlässt. Das Elektronenpaar, welches zuvor die Bindung zum H+-Ion gebildet hat, bleibt dem Säurerest erhalten und muss am Molekül untergebracht werden. In grösseren organischen Molekülen können dazu in einer Art Kettenreaktion über viele Bindungen Elektronen verschoben werden – Elektronen, von deren Position die Farbe bzw. Nicht-Farbe eines Moleküls abhängt! (Wie die Anordnung von Elektronenpaaren im Molekül einem Stoff Farbe verleiht, erfährst du hier in der Geschichte zu den Ostereier-Farben.) Umgekehrt muss eine Base eine Elektronenpaar-Bindung zur Verfügung stellen, um ein H+-Ion aufzunehmen, was ebenso zu einer weiträumigen Verschiebung von Elektronen führen kann.

Trauben- und Rotkohlsaft enthalten farbige Säuren, die mit dem Carbonat-Ion aus dem Natriumcarbonat, einer Base, in der Schrift reagieren können:

Es entstehen Hydrogencarbonat-Ionen und schliesslich Kohlensäure sowie ein Säurerest ([Saeure]) mit einem bläulichen Farbton, der sich vom Saft auf dem nicht beschriebenen Papier deutlich abhebt.

Von bunten Salzen

Auch Ionen in Kristallen oder einer Lösung können verschiedene Farben haben (Die Farbe eines Atoms oder Ions beruht auf den Abständen vom Kern, in welchen sich die Elektronen ihrer Hülle aufhalten können – mehr dazu erfährst du hier). Die Ionen der Metalle aus den ersten beiden Hauptgruppen des Periodensystems und ihre Verbindungen – ihre Salze – sind jedoch in der Regel farblos. Anders verhält es sich mit den Ionen der sogenannten Übergangsmetalle, welche im Vergleich zu den Hauptgruppenmetallen zusätzliche Elektronen haben, die in vielfältiger Weise angeordnet zu verschiedenen Farben führen können.

Ionen des Kaliums, eines Metalls der ersten Hauptgruppe, erscheinen ebenso farblos wie das Rhodanid- bzw. Thiocyanat-Anion (SCN) . Eisen ist hingegen ein Übergangsmetall: Fe3+-Ionen erscheinen in Wasser und in Salzen meist gelb bis rotbräunlich (Rost enthält Fe3+-Ionen!). Bilden sie jedoch ein Salz mit Thiocyanat-Ionen, wird ihre Elektronenhülle so umgebaut, dass sie tiefrot bis dunkelbraun erscheinen (ganz ähnlich wie Blut aus der Vene!).

Kaliumthiocyanat lässt sich in Wasser lösen, sodass man damit unsichtbar schreiben kann. Bringt man anschliessend eine Lösung mit Fe3+-Ionen auf die unsichtbare Schrift, entsteht in den geschriebenen Linien dunkles Eisenthiocyanat und macht das Geschriebene lesbar.


Tinte, die nach dem Lesen wieder unsichtbar wird

Manche Reaktionen, die Stoffen Farbe verleihen, können ganz einfach umgekehrt werden. Eine unsichtbare Tinte, deren Funktion auf solch einer Reaktion beruht, kann nach dem Sichtbarmachen und Lesen wieder unsichtbar werden!

Cobaltchlorid: Das rosafarbene Salz bildet in Wasser eine ebenso rosafarbene Lösung, die auf Papier geschrieben zu einem hellen Grau verblasst. Besonders auf pastellfarbenem oder Recycling-Papier ist sie damit nur schwer lesbar. Wärmt man die Schrift vorsichtig an, erstrahlt sie in einem satten Türkisblau. Doch sobald das Papier abkühlt, verblasst die Schrift wieder zum ursprünglichen Zustand!

Co2+-Ionen gelten leider als krebserregend (vornehmlich beim Einatmen) und möglicherweise erbgutverändernd, weshalb sie seit Ende 2008 auf der Kandidatenliste besonders besorgniserregender Stoffe gemäss REACH-Verordnung stehen. Cobalt-Salze sind daher nicht für jedermann im freien Handel erhältlich und ausschliesslich im Labor mit Schutzkleidung (Kittel, Schutzbrille, Handschuhe) zu verwenden. Da Cobalt-Salze überdies sehr giftig für Wasserorganismen sind, müssen sie besonders umsichtig entsorgt werden: Cobalthaltige Lösungen werden im geschlossenen Abzug eingedampft und die festen Rückstände wie auch Salzreste im Behälter für Schwermetall-Abfälle entsorgt!

Ich habe noch ein wenig von einer Cobalt-Verbindung aus einem Chemiebaukasten aus vergangenen Zeiten, sodass ich den zauberhaften Farbwechsel-Effekt hier dennoch zeigen kann.

Fluoreszierende Flüssigkeiten: Werden schreibfertig in speziellen Filzstiften angeboten, mit welchen man praktisch unsichtbar schreiben kann (zu Halloween habe ich damit schon schaurige Kürbisgesichter gezaubert). Nur unter ultraviolettem Licht aus einer “Schwarzlicht”-Lampe werden damit verfasste Botschaften enthüllt. Viele UV-Marker enthalten gesundheitsschädliche Lösungsmittel wie Xylol, sodass sie nicht für Kinder geeignet sind und in gut belüfteter Umgebung verwendet werden sollten!

Warum Cobaltchlorid die Farbe wechselt

Co2+-Ionen erscheinen rosa, wenn sie von Wassermolekülen umgeben sind. Das ist natürlich in einer Lösung in Wasser der Fall. Wenn das Wasser aus solch einer Lösung – zum Beispiel nach dem Schreiben – verdunstet, lagern sich die darin gelösten Ionen zu winzigen Cobaltchlorid-Kristallen zusammen. Dabei behalten die Cobalt-Ionen ein paar Wassermoleküle bei sich (genau genommen 6 Wassermoleküle je Cobalt-Ion, sodass diese in das Kristallgitter mit eingebaut werden. Die chemische Formel für das rosafarbene Cobaltchlorid lautet also CoCl2• 6H2O . Dem Chemiker verrät sie: Dieses Salz enthält “Kristallwasser”.

Wird Cobaltchlorid erwärmt, verdampft das darin enthaltene Kristallwasser: Die Wassermoleküle aus dem Kristall gehen in die umgebende Luft über. Ohne die Hülle aus Wassermolekülen ordnen sich die Elektronen in der Hülle der Cobalt-Ionen neu, sodass diese nicht länger rosa, sondern kräftig blau erscheinen. Das blaue Cobaltchlorid ist somit wasserfrei. Sobald dieses Salz jedoch wieder abkühlt, zieht es die Wassermoleküle aus der feuchten Umgebungsluft wieder in den Kristall zurück: Das Cobaltchlorid erhält sein Kristallwasser zurück und wird wieder rosa.

So lange Luftfeuchtigkeit vorhanden ist und man beim Erwärmen acht gibt, dass das Papier nicht verbrennt, lässt sich dieses Spiel mit dem Cobaltchlorid beliebig oft wiederholen.


Unsichtbare Tinte: Die vier besten Kandidaten

Fazit: Die beste unsichtbare Tinte

Die beste unsichtbare Tinte für den Hausgebrauch ist Milch auf weissem Papier. Die wird nämlich nicht nur wirklich unsichtbar und kann mit einfachen Mitteln klar und deutlich lesbar gemacht werden. Darüber hinaus ist sie völlig ungiftig und du findest sie in praktisch jedem Haushalt – und wenn nicht dort, dann in jedem Supermarkt zum kleinen Preis.

Der Farbwechsel von Cobaltchlorid ist ebenfalls zauberhaft und lässt gewiss viele Herzen höher schlagen, eignet sich der gesundheitsschädlichen Tinte wegen aber nur für Liebesbriefe an die/den liebste/n Labor-Kollegen.

Und womit verfasst du deine geheimen Valentins-Botschaften?

Suchst du eine Beschäftigung für deine Kinder und dich an kalten, verregneten Tagen? Etwas Kreatives, wobei man noch etwas lernen kann? Modelliermassen und Knete haben schon Generationen von Kindern begeistert – und die Kassen von Bastelbedarfs- und Spielzeugherstellern gefüllt. Doch hast du dich auch schon gefragt, was eigentlich drin ist in der Knetmasse, die du deinen Kindern kaufst, damit sie sie anfassen, mit den Händen erkunden und je nach Alter auch mal unversehens in den Mund nehmen?

Bevor du dich nun an die stundenlange Suche nach dem richtigen Produkt machst, das all deinen Ansprüchen und Wünschen an seine Zusammensetzung gerecht wirst, kannst du deine Knete ganz einfach selbst machen – und dazu (fast) ausschliesslich Lebensmittel verwenden!

Wie genau das vor sich geht und welche (ganz ungiftige) Chemie in der Knete steckt und ihr ihre tollen Eigenschaften verleiht, erzähle ich euch bei den “Küstenkidsunterwegs”! Lieben Dank an Katja Josteit für die Veröffentlichung dort!

Und mit welcher Knetmasse spielen deine Kinder? Hast du schon einmal Knete selbst hergestellt? Welche Zusammensetzung bevorzugst du dabei?

Adventskränzchen 2019
Dieser Beitrag ist Teil des Adventskränzchens 2019.
Weitere Beiträge zum Tagesthema “Aus der Backstube” findet ihr hier:
www.marie-theres-schindler.de
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 www.aftermyfancy.at
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Der Winter ist da – und mit ihm eine spannende Gelegenheit für Naturforscher: Was ist eigentlich Schnee? Finde es selbst heraus – ein USB-Mikroskop am Laptop liefert die Antwort!

Dieser Artikel enthält Links aus dem Amazon-Partnerprogramm (gekennzeichnet mit (*)-(*) ) – euch kosten sie nichts, mir bringen sie vielleicht etwas für meine Arbeit ein. Das verwendete Mikroskop und der Molekülbaukasten sind Privatanschaffungen und gehören zu meinem persönlichen Inventar.

“Die Inuit kennen 40 verschiedene Wörter für ‘Schnee'”, erklärt Smilla Jaspersen in dem Film “Fräulein Smillas Gespür für Schnee”. Diese Aussage hat einen Mythos geschaffen, welcher darin wurzelt, dass in den Inuit-Sprachen eine Unzahl verschiedener Vor- und Nachsilben an gerade einmal zwei Grundwörter gehängt werden können, um die verschiedenen Erscheinungsformen von Schnee zu beschreiben. Im Deutschen verwenden wir dafür zusammengesetzte Wörter: Papp- und Pulverschnee, Schneematsch – und schliesslich Schneeflocken.

All diese Wörter, ob Inuit oder Deutsch, beschreiben den weissen Stoff, der im Winter vom Himmel fällt und uns ebenso pulvrig weich wie eishart begegnen kann. Aber woraus besteht Schnee eigentlich? Klar – aus gefrorenem Wasser. Aber warum erscheint uns dieses gefrorene Wasser so anders als das massive, harte Eis, das beim Erstarren eines Gewässers entsteht?

Die Antwort findest du, wenn du dir Schnee einmal ganz aus der Nähe ansiehst – durch ein Mikroskop.

Dies ist ein Versuch für draussen – im Garten oder auf dem Balkon oder unterwegs während eines Winterspaziergangs, wenn du jemanden hast, der dein Equipment trägt!

Wetter- und andere notwendige Rahmenbedingungen

Schnee lässt sich nur im Winter mikroskopieren – wenn es welchen hat. Wer das Glück hat im Hochgebirge zu sein, findet dort auch in den Herbst und Frühling hinein mitunter Schnee.

Für die einfache Untersuchung von Schnee unter dem USB-Mikroskop ist Schneefall bei einer Lufttemperatur von 0°C oder besser etwas darunter optimal. Ein offener Unterstand (zum Beispiel der Balkon der Nachbarn oben, ein Vordach oder eine Schutzhütte für Wanderer) schützt die Elektronik und dich vor dem Eingeschneitwerden.

Geräte/Hilfsmittel

  • Kamera-Mikroskop mit USB-Kabel zum Anschluss an einen Computer ((*)eine grosse Auswahl gibt es zum Beispiel hier(*) )
  • Laptop mit USB-Port, Treibern zum Mikroskop sowie Software zur Bild- und optional Video-Erfassung
  • Petrischale oder Uhrglas
  • Dunkle Unterlage (wenn du ein Handmikroskop ohne eigene Auflagefläche für Objektträger benutzt)
  • Evtl. Spatel, flacher Löffelstiel oder/und Pinzette
  • Gefrierfach
  • Warme Kleidung, optional heisser Tee

Warum kein optisches Mikroskop?

Um Schneeflocken betrachten zu können, ohne dass sie sofort schmelzen, muss das Mikroskop auf den Gefrierpunkt (0°C) oder besser noch weiter abgekühlt werden. Glas, aus welchem die Linsen optischer Mikroskope bestehen, gerät durch starke Temperaturänderungen schnell unter Spannung und kann Risse bekommen oder brechen. Deshalb besteht die Gefahr, dass beim Abkühlen und Wiederaufwärmen eines optischen Mikroskops die Linsen beschädigt werden – das ist besonders dann ärgerlich, wenn es sich um ein teures Gerät handelt!

Wer dennoch mit einem optischen Mikroskop im Warmen arbeiten möchte, kann vorgekühlte Objektträger mit einem durchsichtigen, in der Kälte härtenden Lack bestreichen und Schneeflocken darauf fallen lassen. Nach dem Aushärten des Lacks kann der Abdruck der Flocken im Lack im Warmen mikroskopiert und dauerhaft aufbewahrt werden.

Anleitung (für das Vorgehen mit dem USB-Mikroskop)

Dieses Experiment muss gut vorbereitet werden. Wenn im Wetterbericht Kälte und Schneefall angekündigt werden, stelle das Mikroskop einige Stunden vor dem Experimentieren nach draussen unter einen Unterstand. Ich habe hierbei einen Baumwollbeutel über das Gerät gestülpt, um es vor Schneeverwehungen und all zu neugierigen Vögeln zu schützen. Lege die Petrischale, Spatel oder/und Pinzette in einer geschlossenen Gefrierdose zeitgleich ins Gefrierfach (ein gutes Gefrierfach kühlt auf bis zu -20°C, also in der Regel deutlich weiter als die Luft draussen, was sehr nützlich sein wird).

Wenn es dann schneit (oder ganz frischer Schnee gefallen ist), ziehe dich warm und baue den Laptop unter dem Unterstand auf. Hole die Dose mit den Werkzeugen aus dem Gefrierfach (öffne sie erst draussen in der Kälte, damit die Petrischale nicht beschlägt!).

Schalte das Mikroskop ein und starte die Software zur (Live-)Bild- oder/und Videoerfassung.

Ab jetzt sollte alles möglichst zügig gehen.

Halte die Petrischale mit zwei Fingern an den Rändern in den fallenden Schnee und fange ein paar Flocken. Wenn es nicht mehr schneit, kannst du mit dem Spatel oder der Pinzette vorsichtig ein paar frisch gefallene Flocken von der Umgebung (Boden, Pflanzen,…) in die Schale befördern.

Platziere die Schale unter dem Kameraobjektiv, wähle eine passende Vergrösserungsrate und stelle das Bild scharf. Mache nun zügig Aufnahmen von allen Ansichten, die dir gefallen. Dazu kannst du die Schale vorsichtig hin- und herschieben, drehen, oder zwischendurch neue Flocken fangen. Wenn du die Schale dabei mit der Pinzette greifst, wird sie weniger schnell warm, als wenn du sie mit der Hand berührst.

Petrischale mit Schneeflocken unter dem USB-Mikroskop

Petrischale mit Schneeflocken unter dem USB-Mikroskop

Die regelmässige Struktur der Schneekristalle ist am Rand einzelner Flocken, wo sich die Kristalle möglichst nicht überlappen, am klarsten sichtbar!

Unter dem Mikroskop: Schneeflocken bestehen aus sternförmigen Kristallen: Zu dicht beieinander erscheinen sie noch nicht ganz klar

Schneeflocken bestehen aus sternförmigen Kristallen: Zu dicht beieinander erscheinen sie noch nicht ganz klar

Mein Mikroskop hat einen drehbaren Objekt-Teller mit Motor und Beleuchtungsmöglichkeit von unten. Beides habe ich nicht genutzt und dennoch festgestellt, dass das Gerät im Betrieb genug Wärme abgibt, um die Schneeflocken nach wenigen Minuten zu schmelzen. Wenn du wie ich eine Software zur Videoerfassung hast, kannst du dies nutzen, um den Schmelzvorgang aufzuzeichnen.

Wissenswertes: Geheimnisse der Schneeflocken

Für die Jüngeren: Warum Schnee unter den Schuhen knirscht

Das Mikroskop enthüllt: Schneeflocken sind wunderschöne Sterne mit sechs Zacken – aus hartem, kaltem Eis! Und bis sich eine dicke Schneeschicht gebildet hat, sammeln sich sehr sehr viele dieser Sterne am Boden an. Dabei landen sie kreuz und quer aufeinander, wie sie gerade fallen, und werden von ihrem eigenen Gewicht ineinander geschoben.

Schnee-Kristall-Sterne unter dem Mikroskop zu einer Flocke verworren

Schneekristall-Sterne zu einer Flocke verworren

Hast du schon einmal genau zugehört, was passiert, wenn du viele Legosteine – oder die Schmucksterne vom Weihnachtsbaum – zusammen in eine flache Schachtel legst und mit der Hand hindurchstreichst? Es raschelt und klappert! Und wenn du ein wenig von oben darauf drückst (vorsichtig – du willst die Legos oder den Christbaumschmuck ja nicht kaputt machen!) – dann knirscht es, wenn die Teile aneinander reiben.

Schneeflocken zwar sehr viel kleiner, aber genauso fest wie Legosteine. So reiben auch sie aneinander, wenn man sie zusammendrückt. Ausserdem gehen sie – weil sie so klein sind – noch viel schneller als Legosteine kaputt, wenn man darauf tritt.

Die aneinander reibenden und zerbrechenden winzigen Schneekristalle unter unseren Schuhen sind also die Ursache für das herrliche Knirschen, wenn wir durch frischen Schnee laufen!

Für die Älteren: Kristallstruktur von Wasser

Die wunderschönen Schneekristalle, die das Mikroskop uns enthüllt, sind erstaunlich symmetrisch. Tatsächlich lassen sich durch einen perfekt geformte Schneestern drei Achsen legen, die den Kristall in sechs praktisch identische Teile zerlegen. Und jedes dieser Teile passt genau in einen Winkel von 60°! Dieser Winkel, oder auch sein Doppel, 120°, wiederholt sich ausserdem in der filigranen Struktur dieser Teile immer und immer wieder.

Schnee-Kristalle unter dem Mikroskop

Aber wie können aus flüssigem Wasser so unglaublich regelmässige Strukturen entstehen?

Von Molekülen zum Kristall

Schneekristalle bestehen aus Wassermolekülen: Zwei Wasserstoff-Atome sind in einem festgelegten Winkel zueinander an ein Sauerstoff-Atom gebunden. Alle drei Atome bilden ein Wassermolekül. Jedes Wasserstoff-Atom eines Wassermoleküls kann zudem eine weniger feste Bindung, eine “Wasserstoff-Brückenbindung” zu einem Sauerstoff-Atom eines anderen Wassermoleküls eingehen. Diese Wasserstoff-Brücken führen dazu, dass die Wassermoleküle in einem Eiskristall ganz bestimmte Plätze einnehmen und sich zu einem regelmässigen, sechseckigen Muster anordnen.

Wenn du einen (*)Molekülbaukasten(*) hast, kannst du dieses Muster – das Kristallgitter – nachbauen:

Jeder dieser Bausteine mit vier Enden (für Mathematik-Fans: die Enden sind weitestmöglich voneinander entfernt und weisen auf die Ecken eines Tetraeders) steht dabei für ein Wassermolekül mit dem Sauerstoff-Atom in der Mitte des Bausteins sowie zwei Wasserstoff-Atomen und zwei Ansatzstellen für Wasserstoff-Brücken, für welche die vier Enden stehen.

Wassermolekül-Baustein und Verbindungsstücke aus dem Molekülbaukasten

Wassermolekül-Baustein und Verbindungsstücke aus dem Molekülbaukasten

Jetzt brauchst du noch jede Menge Verbindungsstücke. Ihre Länge ist egal, doch sollten sie alle gleich lang sein. Mit den Verbindungsstücken kannst du nun die Wassermoleküle zu einem Eis-Kristallgitter zusammenfügen.

Molekülbaukasten: Modell eines Schnee-Kristalls aus 92 "Wassermolekülen" und 120 Verbindungsstücken

Dieses Modell besteht aus 92 “Wassermolekülen” und 120 Verbindungsstücken

Dieses Modell eines Eiskristalls ist ein Ausschnitt aus dem sehr viel grösseren Kristallgitter. An seiner Oberfläche sind überall freie Enden, an die du weitere Wassermoleküle anfügen könntest, so lange du Bausteine hast. Das symmetrische, sechseckige Muster mit seinen 60°- und 120°-Winkeln ist hier schon gut erkennbar.

Die Entstehung von Schneeflocken

In der Luft gibt es nicht nur Wasserdampf und feine Wassertröpfchen, die mitunter Wolken bilden, sondern auch sehr feine Staubkörnchen. Wird es in höheren, wasserhaltigen Luftschichten sehr kalt – mindestens -12°C – schlagen sich Wassermoleküle an der Oberfläche solcher Staubkörnchen nieder und fügen sich zu einem Eis-Kristallgitter wie im Modell oben zusammen.

So kommen viele Wassermoleküle auf engem Raum zusammen: Der noch kleine Eiskristall wird für seine Grösse schwer (“er hat eine hohe Dichte”) und beginnt in Richtung Erde zu fallen. Währenddessen werden an die freien “Enden” der Moleküle an der Kristalloberfläche laufend weitere Wassermoleküle angebaut. In welche Richtungen der Anbau verläuft,  hängt von den Eigenschaften der direkten Umgebung des Kristalls ab: Temperatur, Luftströmungen, die Menge vorhandener Wassermoleküle und viele mehr. Und die sind auf allen Seiten eines bestimmten vereisten Staubkorns gleich – für jede Schneeflocke im wilden Durcheinander der Luft jedoch ein wenig anders.

Schneeflocken wachsen also ausgehend von einem Staubkorn von innen nach aussen. Hier findest du faszinierende Videoaufnahmen vom Wachstum von Schneekristallen.

So wächst jede Schneeflocke von “ihrem” Staubkorn aus in jede Richtung in der gleichen Weise. Dafür ist es praktisch unmöglich, zwei Schnee-Kristalle zu finden, die sich vollkommen gleichen. Nur die durch das Kristallgitter vorgegebenen Winkel von 60° und 120° finden sich in jeder Schneeflocke wieder. Wenn dann noch mehrere Kristalle ineinander und zusammen wachsen, können schöne Flocken entstehen, die mehrere Zentimeter gross sind.

Die klarsten Bilder einzelner Schnee-Kristalle lassen sich jedoch von kleineren, möglichst wenig verwachsenen Flocken gewinnen.

Und hast du schon einmal Schnee unter dem Mikroskop betrachtet? Oder hast du vor, es zu probieren? Welche Erfahrungen hast du gemacht?