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Weichspüler – Fluch oder Segen bei der Wäsche?

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Weichspüler - Fluch oder Segen?

Weichspüler haben einen schlechten Ruf: Ich lese auf Facebook in einigen Haushaltsgruppen mit und schnappe dort auf, was euch Haushaltsbetreibende so bewegt. Dabei lese ich immer wieder Beiträge nach dem Prinzip „Hilfe, meine Waschmaschine stinkt!“ und die dazugehörigen Antworten. Die gehen dann meistens in Richtung „Benutzt du Weichspüler? Mach das bloss nicht, die schaden der Maschine und können der Grund für den miesen Geruch sein!“

Obendrauf kam im Sommer 2019 ein wohl ziemlich unsachlicher Beitrag des SWR, der anprangerte, dass eklige Schlachtabfälle als Rohstoffe für Weichspüler verwendet würden und sie damit alles andere als vegan seien.

Wenn diese Waschhilfsmittel so viele schlechte Eigenschaften in sich vereinen, warum werden sie dann in so vielfältiger Ausführung produziert und gekauft?

In diesem Artikel gehe ich den Weichspüler-Mythen auf den Grund: Schaden Weichspüler wirklich der Waschmaschine (oder gar unserer Gesundheit) oder werden sie fälschlicherweise verteufelt?

Was sind eigentlich Weichspüler?

Weichspüler sind in der Regel flüssige Produkte, die kationische Tenside (auch „Invertseifen“ genannt) enthalten. Diese besonderen Tenside werden in der Waschmaschine beim letzten Spülgang hinzugefügt und sollen dafür sorgen, dass die Wäsche nach dem Trocknen weicher ist.

Zusätzlich wirken viele Weichspüler gegen elektrische Aufladung (einige der kationischen Tenside sind sogenannte Antistatika), enthalten verschiedene Duftstoffe, optische Aufheller und zuweilen geruchsbindende Moleküle.

Warum wird Wäsche beim Trocknen hart?

Beim Trocknen von Wäsche kann es zur sogenannten „Trockenstarre“ der Textilien kommen. Dabei bilden sich Wasserstoffbrücken-Bindungen zwischen Fasern aus Zellulose, die diese Fasern vorübergehend „verkleben“. So wird ein ursprünglich flexibler Stoff hart und steif.

Zellulose ist doch der Pflanzenbestandteil, aus dem man Papier macht? Richtig! Aber ebenso ist er der Hauptbestandteil von Baumwollfasern, aus denen man Textilien macht.

Ganz besonders deutlich erlebe ich die Trockenstarre an meinem Oberteil aus Viskose. Dieses Material ist nämlich nichts anderes als Gewebe aus einem Garn, das aus verflüssigter Zellulose neu gesponnen wurde (eine sogenannte Regeneratfaser). Chemisch unterscheiden sich die Moleküle in diesem Garn nicht von natürlicher Baumwolle. Die Neigung zur Trockenstarre eingeschlossen.

Wenn ich besagtes Kleidungsstück wasche und auf der Leine trockne, fühlt es sich nachher steif wie ein Brett an. Allerdings nicht für lange. Spätestens wenn ich es ein paar Minuten getragen habe, fällt es wieder weich und geschmeidig, als wäre nichts gewesen. Das rührt daher, dass Wasserstoffbrücken im Vergleich zu „richtigen“ chemischen Bindungen (d.h. Atombindungen) nicht besonders fest sind. Das macht sie bei ausreichend Bewegung entsprechend kurzlebig.

Was kann ein Weichspüler dabei bewirken?

Die kationischen Tenside im Weichspüler heissen so, weil ihre Moleküle eine positive elektrische Ladung tragen. Damit finden sie dicht mit Elektronen umgebene (und damit leicht negativ geladene) Atome äusserst anziehend und lagern sich an solche gerne an. Doch genau diese elektronenreichen Atome sind auch für die Entstehung von Wasserstoffbrücken notwendig. Wenn jedoch ein kationisches Tensid solch ein Atom besetzt, bleibt dort kein Platz mehr für eine Wasserstoffbrücke. Und ohne Wasserstoffbrücken keine Trockenstarre.

Was genau sind kationische Tenside?

Tenside im Allgemeinen sind Moleküle, deren eines Ende gut wasserlöslich ist, während das andere Ende überhaupt nichts von Wasser hält. Die Wasserlöslichkeit eines Moleküls geht mit einer elektrischen Ladung oder ungleicher Elektronenverteilung zwischen den Atomen einher. Die alltäglichsten Tenside sind Seifen. Sie tragen eine negative elektrische Ladung („anionische Tenside“) und sind für ihre Superwaschkraft hoch geschätzt (mehr dazu erfahrt ihr hier).

Ein Tensid (hier ein Anionisches) ähnelt im Prinzip einem Streichholz: Der „Kopf“ ist wasserlöslich, der „Schaft“ ist wasserabweisend und fettlöslich. So kann dieses Molekül mit zwei miteinander unverträglichen Stoffen gleichzeitig wechselwirken.

Kationische Tenside tragen dagegen eine positive elektrische Ladung. Sie enthalten in der Regel ein Stickstoffatom, das vier Bindungen statt seiner üblichen drei eingegangen ist. Damit teilt das Stickstoffatom ein Elektron mehr als üblich mit seinen Nachbarn, weshalb seine Kernladung um +1 überwiegt.

Vom Ammonium zum Tensid

Das einfachste Molekül dieser Art ist das Ammoniumion NH4+, in dem vier Wasserstoffatome an den Stickstoff gebunden sind. Klein und geladen ist dieses Molekül sehr gut wasserlöslich. In einem kationischen Tensid sind die vier Wasserstoffatome jedoch durch Kohlenwasserstoffreste ersetzt. Wenn mindestens einer davon so lang ist, dass seine Unlöslichkeit in Wasser sich bemerkbar macht, ist das Molekül ein Tensid.

Strukturformel für DSDMAC, ein typisches kationisches Tensid für Weichspüler
„DSDMAC“, ein typisches kationisches Tensid: Der „Kopf“ (rot) mit dem Stickstoffion ist wasserlöslich, der „Schaft“ (blau), bestehend aus zwei langen Kohlenwasserstoffketten, nicht. Da positiv geladene Teilchen nicht allein vorkommen, wird die Verbindung als Salz aus DSDMAC- und Chlorid-Ionen verwendet.

Weil sie sich vom Ammonium ableiten und alle vier H-Atome durch Kohlenwasserstoffreste ersetzt sind, werden Moleküle dieser Sorte „quartäre Amine“ oder kurz „Quats“ genannt.

Quats sind im Alltag weit verbreitet

Vielleicht kennt ihr das ein oder andere schon als Antistatika zum Aufsprühen oder für seine Wirksamkeit gegen Bakterien und Pilze (Benzalkoniumchlorid, ein bekanntes Konservierungsmittel, gehört auch zu dieser Familie!). Oder als „Weichmacher“ der anderen Art: Polyquaternium-Verbindungen sind, als Alternative zu Silikonöl, Bestandteile z.B. von Haarspülungen. Darin sind die positiv geladenen Stickstoffatome zu längeren Ketten verknüpft, die sich um die Haare legen und ihnen eine glatte Oberfläche und damit leichte Kämmbarkeit verleihen.

Wie gut sind Weichspüler biologisch abbaubar?

In den 1990ern kamen in Weichspülern meist simple „Quats“ wie das oben gezeigte DSDMAC zum Einsatz. Die haben jedoch einen entscheidenden Nachteil: Es gibt sie in der Nahrung von Lebewesen, insbesondere Kleinstlebewesen, nicht, was bedeutet, dass sie nur schwerlich bis gar nicht biologisch abbaubar sind.

Da eine vernünftige biologische Abbaubarkeit von Tensiden wie in Weichspülern aber seit 2006 von der EU vorgeschrieben ist, kommen heutzutage angepasste Moleküle zum Einsatz. Anstatt einfacher Kohlenwasserstoffreste sind darin Alkohol-Gruppen an den Stickstoff gebunden, die mit Fettsäuren verestert sind. Diese Verbindungen, kurz „Esterquats“ genannt, ähneln damit den Fetten bzw. Triglyceriden, die wir alle als Nahrung kennen. Somit ist die Natur gut für die Spaltung und Verwendung solcher Verbindungen gerüstet. Das heisst, die Esterquats sind gut biologisch abbaubar.

Strukturformel eines Esterquats
Ein Esterquat mit drei Alkohol-, d.h. OH-Gruppen: Zwei davon sind mit Fettsäuren verestert, die dritte links nicht. Dieses Molekül kann von Lebewesen an den Estergruppen (-O-CO-) leicht gespalten werden.

Zumindest in der Theorie ist das eine tolle Sache. Beim Herumstöbern im Netz nach den Inhaltsstoffen von Weichspülern bin ich allerdings auf ein Sicherheitsdatenblatt eines Produkts einer aus der Werbung gut bekannten Firma gestossen – und siehe da: Der wirksame Bestandteil ist kein Esterquat, sondern unter anderem das (un)gute alte DSDMAC. Immerhin habe ich diese Angabe des betreffenden Herstellers gefunden, während sich andere gar nicht in die Karten schauen lassen.

So halte ich die Aussage auf Wikipedia, dass DSDMAC und Co. Heutzutage durch Esterquats ersetzt sind, für höchst fraglich.

Schlachtabfälle?! – Wie man quartäre Amine herstellt

Der anfangs erwähnte Beitrag des SWR wurde nicht zuletzt dafür kritisiert, dass er den Eindruck erweckte, in Weichspülern ’seien eklige Schlachtabfälle drin‘ (was von der Boulevardpresse nur zu gern aufgegriffen wurde).

Tatsächlich sind die Rohstoffe, aus denen man „Quats“ für Weichspüler herstellt, Fette, die von Pflanzen oder Tieren stammen können. Da diese Fette keinen besonderen Qualitätsansprüchen genügen müssen, sind Schlachtabfälle letztlich eine wirtschaftliche und nachhaltige Quelle dafür. Dass die auch rege genutzt wird, ist auch seit langem hinlänglich bekannt.

Die Fette werden jedoch in einer ganzen Reihe von Schritten verarbeitet:

  1. Die Fette werden zunächst wie bei der Seifenherstellung gespalten („verseift“), um freie Fettsäuren zu gewinnen. Das ebenfalls entstehende Glycerin wird davon abgetrennt.
  2. Anschliessend lässt man die Fettsäuren bei hoher Temperatur und einem Metallkatalysator (ein Hilfsstoff, der die Reaktion erleichtert) mit Ammoniak (NH3) reagieren, um das Stickstoffatom einzuführen. Es entstehen sogenannte Fettsäurenitrile.
  3. Nach weiterer Reinigung werden die Fettsäurenitrile mit Wasserstoff (H2) umgesetzt. Auch für diese Hydrierung genannte Reaktion ist ein Metall als Katalysator nötig. Dabei können „Fettamine“ mit einem (wenn dabei Ammoniak anwesend ist), zwei oder drei gebundenen Kohlenwasserstoffresten entstehen.
  4. In einer Reaktion, die Alkylierung genannt wird, kann ein Fettamin mit drei Kohlenwasserstoffresten (d.h. ein tertiäres Amin) schliesslich mit einem vierten solchen Rest versehen werden.

Nach einem letzten Aufreinigungsschritt ist das quartäre Amin bzw. kationische Tensid dann fertig. Insgesamt braucht es also vier chemische Reaktionen und mindestens fünf Reinigungsschritte, um vom natürlichen Rohstoff zum Inhaltsstoff für Weichspüler zu kommen. Nach so viel Aufwand und chemischen Umbau-Aktionen bleibt vom Charakter des ursprünglichen Rohstoffs, ob nun tierisch oder pflanzlich, im Endprodukt nichts mehr übrig.

Weichspüler und vegan? Eine Frage der Definition!

Weichspüler mögen also nicht vegan sein (wenn man „vegan“ denn streng als „ohne Tierprodukte“ definiert). Aber dafür müssen keine Tiere sterben! (Denn die werden für Steak und Hamburger geschlachtet.) So lange ein erheblicher Teil der Menschheit also Fleisch isst, ist es (nicht nur) in meinen Augen wesentlich nachhaltiger, Chemikalien aus dem zu produzieren, was soundso anfällt, als unnötig Ressourcen und Energie aufzuwenden sowie Pestizid- und ähnliche Belastung zu riskieren, um extra pflanzliche Rohstoffe zu produzieren.

Wenn man „vegan“ mit Hintergedanken an Umwelt, Tierschutz und Nachhaltigkeit als „dafür müssen keine Tiere sterben“ bzw. „verbraucht minimale Ressourcen“ definiert, könnte man selbst die Produkte aus tierischen Rohstoffen guten Gewissens als ‚vegan‘ bezeichnen.

Weitere Nachteile von Weichspülern

  • In manchen Textilien können Weichspüler ähnliche Probleme machen wie ihre Verwandten in den Haar-Conditionern: Sie lagern sich auf den Geweben ab (das ist ja ihre Funktion!) und „verkleben“ bzw. „verschliessen“ sie so, dass ihre Durchlässigkeit für andere Stoffe beeinträchtigt wird. Das ist vor allem bei Funktionstextilien („atmungsaktive“ Sportkleidung) oder Daunen ein Problem.
  • Tatsächlich können Weichspüler sich auch in ähnlicher Weise auf den Oberflächen in der Waschmaschine ablagern und zu einem behaglichen Zuhause für Bakterien und Pilze werden (von denen dann der unangenehme Geruch der Maschine herrührt).
  • Unterschiedliche Ladungen ziehen sich an: So bilden kationische Tenside mit den herkömmlichen anionischen Waschmittel-Tensiden schwer wasserlösliche Aggregate. So ist bei der nächsten Wäsche nach dem Weichspülereinsatz mehr Waschmittel nötig als ohne.
  • Duftstoffe (und weitere Zusätze) können Allergien auslösen (müssen aber nicht). Grundsätzlich sind Allergien bzw. die Neigung dazu von Mensch zu Mensch sehr verschieden, sodass kaum vorauszusagen ist, wer auf was empfindlich reagiert.

Was (oder wem) nutzen Weichspüler dann überhaupt?

Mangelnde biologische Abbaubarkeit, unliebsame Rohstoffe, Probleme bei Funktionstextilien, Keime in der Waschmaschine und allergenes Potential… das ist eine lange Liste von Nachteilen, wenn die Wirkung von Weichspülern sich bloss auf das Verhindern der zeitlich begrenzten Trockenstarre, Duft und etwas Antistatik beläuft.

Ich habe allerdings von Menschen gelesen, die womöglich nicht darauf warten können/mögen, dass eine Trockenstarre von selbst verfliegt: Nämlich solche, die an Neurodermitis oder anderen Erkrankungen mit leicht reizbarer Haut leiden. Solchen sollen Hautärzte tatsächlich den Einsatz von Weichspülern empfehlen, wenn damit Reizungen durch „kratzige“ Textilien zuvorgekommen werden kann.

Aus dem eigenen Familienkreis kenne ich Neurodermitis nur mit allergischem Ursprung, wenngleich wohl Nahrungsmittelproteine (Milch, Ei) die Ursache waren. Nichts desto trotz erscheint es mir hier sinnvoll, von Person zu Person abzuwägen, inwieweit der Nutzen eines Weichspülers mögliche Reaktionen auf seine Inhaltsstoffe überwiegt.

Gibt es denn (Hausmittel-)Alternativen zu industriellem Weichspüler?

In den Haushaltsgruppen und auf zahllosen Websites werden immer wieder vor allem Essig, Natron/Soda (oder gleich beide miteinander) und/oder ätherische Öle als Weichspüler-Ersatz empfohlen. Doch was taugen diese Alternativen?

Aus Chemikersicht gar nichts:

  • Essig: Enthält Essigsäure – die reagiert mit dem schwach basischen Kalk in (hartem) Waschwasser. Essig trägt also zur Wasserenthärtung bei und kann allenfalls dazu beitragen, den Verbrauch von Waschmittel durch die Entstehung von Kalkseifen oder Kalkablagerungen auf den Textilien zu verhindern. Heute Waschmittel enthalten allerdings bereits Enthärter (vor allem Zeolith A), die das übernehmen. Und zu viel Essigsäure in der Maschine kann um ungünstigsten Fall ihre Bauteile angreifen.
  • Natron und Soda (Natriumhydrogencarbonat, NaHCO3 bzw. Natriumcarbonat Na2CO3): Sind basisch und und fluoreszieren in UV-Licht. Letztere Eigenschaft macht sie zu optischen Aufhellern: Sie lassen die Wäsche weisser erscheinen (zumindest theoretisch: Die Stiftung Warentest hat 2013 keinen solchen Effekt nachweisen können) – machen sie aber nicht weicher. Ausserdem sind Basen ähnlich wie Säuren aggressiv: Nicht alle Fasern vertragen sie so ohne weiteres.
  • Essig und Natron oder Soda: Reagieren miteinander. Die dabei freigesetzte Kohlensäure zerfällt in CO2-Gas und Wasser. So gehen sowohl die enthärtende Wirkung des Essigs als auch die Fluoreszenz verloren.
  • Ätherische Öle: Werden gerne als „natürlicher“ Ersatz für die Duftstoffe in Weichspülern genannt. Dabei geht jedoch gerne vergessen, dass auch und gerade die Bestandteile ätherischer Öle Allergien auslösen können (viele der fraglichen Duftstoffe in industriellen Produkten kommen sogar auch in ätherischen Ölen vor oder leiten sich davon ab!). Dazu kommt: Die Zusammensetzung von Naturprodukten wie ätherischen Ölen ist weder vollständig bekannt noch garantiert immer gleich – anders als bei „chemischen“ Zubereitungen, die stets bis ins Detail bekannt sind. Daher solltet ihr beim Einsatz fortwährend genau und von Person zu Person beobachten, wer was verträgt und was nicht.  

Wie ich als Chemikerin vorgehe

Da in meinem Haushalt niemand unter Neurodermitis oder ähnlichem leidet, ist mir die Liste der Nachteile von Weichspülern gegenüber ihrem Nutzen viel zu lang.

Ich wasche daher meine Wäsche nur mit einem Vollwaschmittel in Pulverform und verzichte auf Weichspüler. Frottee-Handtücher (die ich nur trocknergeeignet kaufe) trockne ich im Wäschetrockner, denn durch dessen Gebläse wird die Trockenstarre von vorneherein verhindert. Von meiner Bluse aus Viskose (und anderer betroffener Kleidung) weiss ich überdies inzwischen, dass die Trockenstarre von selbst so vollständig vergeht, dass ich die Bluse nicht einmal bügeln muss.

Und wie wascht ihr eure Wäsche? Verwendet ihr Weichspüler? Habt ihr einen besonderen Nutzen davon? Oder warum verwendet ihr sie gerade nicht?

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Kampf gegen Staub: Wirken Antistatik-Sprays?

Wirken Antistatik-Sprays gegen Staub?

Schon wieder Staub wischen – wer kennt das Problem nicht? Wohl kaum einer. Deshalb haben zahlreiche Hersteller von Reinigungs- und Pflegemitteln Antistatik-Sprays im Angebot. Diese Mittel sollen – einfach aufgesprüht – dafür sorgen, dass sich weniger Staub auf den Oberflächen in unserem Zuhause absetzt. So müssten wir dann weniger Staub wischen.

Aber was taugen solche Sprays wirklich? Wie funktionieren sie? Und kann man sie auch selber herstellen?

Wie kommt der Staub ins Haus?

Staub im Haus ist etwas ganz normales und überdies unvermeidlich. Grossteils besteht er aus winzigen Hautschuppen von uns und, wenn vorhanden, unseren Haustieren. So lange wir leben, erneuert sich unsere Haut ständig, sodass wir laufend solche Schuppen verlieren.

Dazu kommen Klein- und Kleinstlebewesen, deren Überreste und Ausscheidungen. Auch die sind ganz normal: Selbst der sauberste Haushalt kommt nicht ohne Hausstaubmilben, Einzeller, Spinnen (und Spinnweben) sowie viele andere kleine Mitbewohner aus. Dazu kommen Fasern, Fussel und anderer Abrieb von Textilien und Gegenständen, die wir tagtäglich daheim benutzen.

Auch von draussen tragen wir regelmässig Staub ins Haus: Abrieb von Strassen und Reifen, Pflanzenteilchen und wiederum Kleinstlebewesen. Beim Lüften kommen mit der ausgetauschten Luft Pollen und mehr (Saharastaub, Vulkanausbrüche…) oder weniger (Feinstaub durch Verkehr) natürlicher Staub aus der Luft hinzu.

Insgesamt bilden sich täglich rund 6 Milligramm Hausstaub pro Quadratmeter – oder 130 Gramm pro Person und Jahr! Dass wir regelmässig Staub wischen müssen lässt sich also nicht vermeiden. Es sei denn, es wäre uns gleich, wenn irgendwann alles zustaubt.

Das jedoch kann fatale Folgen haben. Wenn der Staub Lüftungsschlitze elektronischer Geräte verstopft, kann das zur Überhitzung und im schlimmsten Fall zu einem Brand führen. Und als wollten sie uns verhöhnen, ziehen gerade elektronische Geräte den Staub wie magisch an.

Staubige Tasten: Helfen Antistatik-Sprays hier?
Auch Tastaturen ziehen Staub wie magisch an.

Warum ziehen Elektrogeräte besonders viel Staub an?

Staubpartikel gelangen von ihrem Entstehungsort zunächst in die Luft und werden in Strömungen und Wirbeln durch den Raum transportiert. Irgendwann folgen sie trotz ihres verschwindend kleinen Gewichts der Schwerkraft – oder anderen Kräften – und setzen sich auf Oberflächen ab.

Welche anderen Kräfte?

Staubpartikel bestehen aus Molekülen. Wenn solche Partikel von grösseren Gegenständen abgerieben werden, werden nicht nur ganze Moleküle voneinander getrennt. Auch die Moleküle selbst werden abgerieben: Sie büssen dabei Elektronen aus ihrer Hülle ein oder bekommen zusätzliche Elektronen, die von anderen Molekülen abgerieben wurden, aufgedrängt. Kurzum: Diese Moleküle, und damit auch die Staubpartikel, zu denen sie gehören, werden elektrisch geladen.

Und das werden elektronische Geräte auch. Das liegt in der Natur ihrer Funktionsweise: Sie arbeiten mit elektrischem Strom. Das heisst, in ihnen werden Ladungen hin und her geschickt und hier und da gesammelt. Und die Funktionsweise mancher Geräte, zum Beispiel Laserdrucker, beruht sogar darauf, dass bestimmte Bauteile ganz gezielt elektrostatisch aufgeladen werden.

Nur halten sich elektrische Ladungen kaum an Spielregeln oder Grenzen. Stattdessen drängen sie in jeden Stoff in ihrer Umgebung, in welchem sie sich halbwegs bewegen können. So bleibt es nicht aus, dass einige Ladungen in der Aussenverkleidung der Geräte landen. Und wenn in deren Nähe Staub in der Luft vorbeikommt, der zufällig entgegengesetzt geladen ist, ziehen sich die unterschiedlichen Ladungen gegenseitig an. Da die Ladungen in der Geräteoberfläche nicht hinaus können, gibt der fast gewichtslose Staub der Anziehung nach und landet auf dem Gerät.

Was kann man dagegen tun?

Um die vermehrte Anziehung von Staub zu verhindern, müssen die elektrischen Ladungen von der Geräteoberfläche fortgeschafft werden. Das Problem dabei: Die übliche Aussenverkleidung von Elektrogeräten besteht aus nichtleitendem Kunststoff (Verweis PBA). Das heisst, Ladungen, die dort einmal hineingeraten sind, finden kaum bis gar nicht wieder hinaus.

Ein extremes Beispiel ist Polystyrol („Styropor“). Nicht umsonst verwende ich dieses Material beim Erzeugen von Miniatur-Blitzen im DIY-Experiment: Es lässt sich durch Reibung stark elektrostatisch aufladen und gibt die Ladung erst ab, wenn ein elektrischer Leiter (wie die Aluschale im Experiment) in seine unmittelbare Nähe gelangt.

Findige Chemiker und Techniker haben jedoch zwei Wege ersonnen, um den Ladungen das Entkommen aus solchen Materialien zu erleichtern. Beide beruhen darauf, dass die Leitfähigkeit der jeweiligen Oberfläche erhöht wird – indem eigens für den Abfluss von elektrischen Ladungen Wege geschaffen werden.

1. Leiter in die Oberfläche einbauen oder darauf aufbringen

Am naheliegendsten ist vielleicht, eine Metallschicht auf die Kunststoffoberfläche aufzubringen. Metalle sind sehr gute elektrische Leiter und sorgen für einen regen Ladungsverkehr. Andererseits sind sie oft anfällig für Korrosion – und jene, die das nicht sind, sind meist teuer. Ausserdem verändern sie das Aussehen der Kunststoffoberfläche.

Deshalb gibt es viele weitere sogenannte leitende Antistatika, die direkt in das Material hineingemischt werden. Das können Metallpulver sein, die mit Lacken vermengt werden, oder Metallfäden bzw. Leitfähigkeitsruss, die mit einem Kunststoff gemischt werden. Diese Stoffe, insbesondere Russ, sind jedoch tief schwarz und dementsprechend an der Oberfläche sichtbar. Freunde unverändert farbiger Oberflächen haben daher eigens leitfähige Polymere wie PEDOT ersonnen.

Ein leitfähiger Kunststoff ohne Farbe

PEDOT steht für „Polyethylendioxythiophen“ und sieht so aus:

Ausschnitt aus einem PEDOT-Polymer: Die abwechselnden C-C-Doppel- und Einfachbindungen, entlang welcher dieses Polymer leitfähig ist, sind orange markiert.

Wie alle Polymere besteht auch dieser Stoff aus langen Kettenmolekülen, die aus sich immer wiederholenden „Gliedern“ zusammengesetzt sind. Die PEDOT-Moleküle haben dabei eine Besonderheit: Entlang ihrer Ketten wechseln sich C-C-Einfach- und C-C-Doppelbindungen stets ab. Tatsächlich ragt die zweite Bindung (die sogenannte „Pi-Bindung“) einer Doppelbindung, die wie eine Hülle um die erste liegt, an beiden Enden über die eigentliche Bindung hinaus, sodass es zu einer Überlappung mit dem Ende der Doppelbindung am Nachbaratom kommt.

So können die Elektronen der äusseren Bindung sich in die nächste äussere Bindung bewegen und umgekehrt. Entlang sich abwechselnder Einzel- und Doppelbindungen kann also ein Strom fliessen: Die Molekülkette ist also nichts anderes als ein winziges Stromkabel!

Wenn man diese Polymerketten mit anderen mischt, erhält man leitfähige Kunststoffe – zum Beispiel Lack, den man auf eine Oberfläche auftragen kann. Wirklich raffiniert wird PEDOT aber erst dadurch, dass es in einer dünnen Lackschicht farblos erscheint. Die meisten Moleküle, die miteinander vernetzte Pi-Bindungen enthalten, sind nämlich farbig (auch Lebensmittelfarbstoffe, wie sie zum Färben von Ostereiern verwendet werden, zeichnen sich durch derartige Netzwerke aus). PEDOT wirkt dagegen erst in dickeren Schichten bläulich. So kann man damit Oberflächen leitfähig machen, ohne dass sich ihre Farbe ändert.

2. Nichtleitende Antistatika ein- bzw. aufbringen

Ob nun Metall, Russ oder leitfähige Kunststoffe – die Verarbeitung dieser leitenden Antistatika ist immer mit Aufwand und Mehrkosten verbunden. Deshalb verwendet man sie vornehmlich da, wo es nicht anders geht: Zum Schutz von speziellen elektronischen Bauteilen, denen aufgestaute Ladung bzw. zu schnell abfliessende Ströme gefährlich werden können.

Im Alltag verwenden wir, wenn wir es für nötig erachten, stattdessen sogenannte nichtleitende Antistatika. Die bestehen aus einfachen, kleineren Molekülen, die leicht zu handhaben und an ihren Einsatzort zu bringen sind. Aber halt:

Wie können Nichtleiter Strom leiten?

Würden Nichtleiter Ladungen, also elektrischen Strom leiten können, wären sie schliesslich keine Nichtleiter. Deswegen brauchen die Nichtleiter im Antistatik-Einsatz Hilfe von einem leitfähigen Stoff: Wasser. Eigentlich ist reines Wasser nur wenig leitfähig, aber es bietet darin gelösten Ionen immerhin die Möglichkeit, sich frei zu bewegen. Und Ionen sind nun einmal geladene Teilchen. Wasser mit darin gelösten Ionen eignet sich daher prima, um unerwünschte Ladungen abzutransportieren.

Nur kann man mit Wasser nicht einfach Kunststoffe lackieren – zumal die meisten Kunststoffe Wasser nicht mögen – sie sind „hydrophob“ (das ist altgriechisch für „wasserscheu“) – und daher die meisten Wechselwirkungen mit dem kühlen Nass verweigern. So auch den Austausch elektrischer Ladungen.

Hilfreich: Die Superkräfte von Tensiden

Wenn ihr euch schon mit der Superwaschkraft von Seifen beschäftigt habt, kennt ihr dieses Problem wahrscheinlich schon: Wasserscheue (und damit gleichzeitig fettliebende) Stoffe verweigern die Zusammenarbeit mit Wasser. Abhilfe durch Molekül-Diplomatie schaffen da Tenside, die besonderen Moleküle, aus denen Seife besteht.

Besonders sind Tensid-Moleküle deshalb, weil sie – ähnlich wie Streichhölzer – aus zwei ganz unterschiedlichen Teilen bestehen: Einem wasserliebenden „Kopf“ und einem fettliebenden „Schwanz“. Da fettliebende Moleküle nur mit anderen Fettliebenden und wasserliebende Moleküle nur mit anderen Wasserliebenden verkehren wollen, sind solche „Zwitter“ die perfekten Vermittler.

Streichholzmodell: Tenside an der Wasseroberfläche
Auch Luft besteht grösstenteils aus wasserscheuen Stoffen. Deshalb richten Tenside an der Wasseroberfläche ihre „Schwänze“ zur Luft hin aus.

Geraten Tenside nämlich zwischen Wasser und einen fettliebenden Stoff, so richten sie ihre Köpfe zum Wasser aus und ihre Schwänze zum fettliebenden Material. Köpfchen in das Wasser, Schwänzchen in die Höh‘! So können Tenside mit beiden Stoffsorten wechselwirken – und das auch noch gleichzeitig. Über so geschaffene „Brücken“ können auch elektrische Ladungen den Weg vom unwegsamen Kunststoff ins bewegliche Wasser finden.

Antistatik-Sprays enthalten Tenside

Um eine Oberfläche leitfähig und damit passierbar für elektrische Ladungen zu machen, kann man also einfach Tenside mit Wasser aufsprühen (oder sie als Zusatzstoff in den Kunststoff einarbeiten). Deren wasserscheue Schwänze haften daraufhin an der Oberfläche, während die wasserliebenden Köpfe für den gewünschten Ladungsaustausch mit dem Wasserfilm darüber sorgen.

Die Wirkung von Antistatik-Sprays hat Grenzen

Der Wirksamkeit von antistatischen Tensiden zum Aufsprühen sind damit allerdings zwei einfache, aber kaum überwindbare physikalische Grenzen gesetzt:

  1. Die Wechselwirkungen zwischen den Molekülen, die zum Haften der Tenside an der Oberfläche führen, sind im Vergleich zu chemischen Bindungen ziemlich schwach. So genügt schon ein wenig Reibung, um die aufgesprühte Schicht wieder zu entfernen. Selbst Luftreibung führt dazu, dass die aufgesprühte Schicht mit der Zeit wieder abgetragen wird.
  2. Die Antistatik-Schicht funktioniert nur so lange, wie sie genügend Wasser enthält. Dass ein Grossteil des mit Antistatik-Spray aufgesprühten Wassers verdunstet, ist so gewollt. Wenn aber die Raumluft zu trocken ist, verdunstet bald zu viel Wasser, sodass die allein gelassenen Tenside ihre Wirkung nicht mehr entfalten können.

Und dann ist da noch die Schwerkraft: Staubteilchen, die von oben herabsinken, werden von Antistatika keineswegs abgelenkt, sondern fallen letztlich da hin, wo ihr Weg nach unten eben endet.

So können Antistatik-Sprays nur vorübergehend und unter den richtigen Bedingungen Wirkung zeigen. Nützliche Helferlein, um im Zimmer die Luftfeuchtigkeit hoch zu halten, sind Pflanzen, Zimmerbrunnen oder im Winter Wasserschalen auf der Heizung. Für solche sind Antistatik-Sprays kein Ersatz, sondern allenfalls eine Ergänzung.

Antistatik-Sprays zum Selbermachen: Was taugen die?

Wenn schon die Wirkung so eingeschränkt ist, lohnt sich dann womöglich teures Antistatik-Spray mit all seinen Inhaltstoffen aus der chemischen Industrie? Oder kann man das auch selber machen?

Viele Seiten, die sich mit nachhaltiger Lebensweise und DIY-Reinigungsmitteln beschäftigen, meinen: Ja. Und geben mehr oder minder unterschiedliche Rezepte an. Insgesamt finden sich neben Wasser vier Bestandteile immer wieder. Doch wie sinnvoll sind die?

Flüssigseife

Enthält Tenside für die Superwaschkraft. Da diese Moleküle ebenso den Austausch von Ladungen zwischen nichtleitenden Oberflächen und Wasser bzw. feuchter Luft ermöglichen sollen, macht diese Zutat noch am meisten Sinn. Inwieweit die als Seife gedachten Tenside solchen, die speziell für den Ladungsaustausch designt sein mögen, gleich kommen, bleibt allerdings offen.

Anion der Stearinsäure („Stearat“), ein gutes Tensid und typischer Bestandteil von Seife

Essig

Enthält Essigsäure – Tafelessig 3 bis 5%, der in der Schweiz gängige Haushaltsessig zum Putzen knapp 10% und Essigessenz bis zu 30%. Essigsäure ist eine Carbonsäure, die aus einem wasserscheuen Kohlenwasserstoffgerüst und einer wasserliebenden Säuregruppe* besteht.

*Besonders wasserliebend wird die Säuregruppe durch ihre Fähigkeit, ein H+-Ion abzugeben und als Carbonsäure-Anion (mit negativer elektrischer Ladung!) leicht mit dem Wasser zu wechselwirken.

Strukturformel von Essigsäure: Bei einem so winzigen wasserscheuen „Schäftchen“ gibt der Kopf den Ton an: Das Molekül als Ganzes ist wasserliebend. Das „H“ im roten Bereich kann zudem leicht als H+ abgegeben werden, was das Molekül zur Säure macht.

Das klingt doch irgendwie nach einem Tensid. Allerdings sind die Essigsäuremoleküle sehr klein, sodass der Anteil der wasserscheu haftenden Wechselwirkung ziemlich gering ausfallen dürfte.

Andere Carbonsäure-Anionen mit längeren Kohlenwasserstoffgerüsten würden da womöglich bessere Dienste leisten. Allerdings haben die nächstlängeren Verwandten der Essigsäure einen weitaus unangenehmeren Eigengeruch (Buttersäure z.B. enthält zwei Kohlenstoff-Atome mehr als Essigsäure, aber die möchte wirklich niemand riechen!).

Stearinsäure, eine langkettige Fettsäure (jede Zacke ist ein C-Atom!): Der lange wasserscheue „Schaft“ verleiht dem Molekül selbst dann noch wasserscheue Eigenschaften, wenn das H+ im roten Bereich abgegeben ist und somit ein Stearat-Anion mit äusserst wasserliebendem Kopf vorliegt. Aus solchen Fettsäure-Anionen bestehen Seifen!

Ausserdem ist Essigsäure – eben eine Säure. Und Säuren reagieren gerne mit verschiedenen Stoffen – besonders dann, wenn sie ständig daran kleben und entsprechend viel Zeit dazu erhalten. Auf Marmor und Kalkstein sollte man zum Beispiel niemals Essig aufsprühen. Diese Gesteine werden nämlich von Säuren sehr leicht angegriffen. Doch auch andere Oberflächen könnten bei längerer Anwendung irgendwann mit unliebsamen Überraschungen aufwarten.

Olivenöl

Besteht hauptsächlich aus Neutralfetten, die auch Triglyceride genannt werden. In diesen Molekülen sind Fettsäuren – also meist besonders langkettige Carbonsäuren – an Glycerin gebunden.

Lewis-Struktur eines Triglycerids: Diese Verbindungen nutzen in Antistatik-Sprays wenig
Ein Triglycerid oder „Fettmolekül“: Dank der langen Kohlenwasserstofketten (hier als Zickzack-Linien), die sich um das Glycerin (schwarz) winden, sind diese Moleküle wasserscheu!

Diese Moleküle tragen von sich aus keine elektrischen Ladungen und sind weder besonders sauer noch basisch – daher der Name. Ausserdem sind sie fettliebend – und damit wasserscheu. Diese Eigenschaften machen frische Pflanzenöle so wenig leitfähig, dass z.B. Rapsöl als flüssiges Isoliermaterial in der Energie- und Hochspannungstechnik eingesetzt werden kann.

Olivenöl als Quelle für Tenside?

Carbonsäuren mit langen Kohlenstoffketten? Die gäben doch prima Tenside ab! Wenn sie denn ungebunden und elektrisch geladen wären. In der Verbindung mit Glycerin zum Fettmolekül, die zur Familie der Ester gehört, sind sie dagegen nur wasserscheue, ungeladene Seitenketten eines wasserscheuen Moleküls. Das kann man ändern, wenn man das Fett mit einer Base mischt, um die Moleküle zu zerlegen: So stellt man schon seit Jahrtausenden Seife her.

In Gegenwart von Essigsäure (wie in vielen Rezepturen für DIY-Antistatik-Spray) können Fettmoleküle zwar auch gespalten werden, doch entstehen dabei – anders als bei der „Verseifung“ mittels Basen – vollständige Carbonsäure-Moleküle anstelle von Carbonsäure-Anionen. Und die geben ihr H+-Ion in Gegenwart der Essigsäure auch nachträglich kaum ab.

Naturgemäss finden sich in Pflanzenölen also stets ein paar freie Fettsäuren. Besonders dann, wenn das Öl schon etwas älter ist. Dann hatten Mikroorganismen und andere äussere Einflüsse nämlich viel Zeit, um das ein oder andere Fettmolekül zu zerlegen. In Gegenwart von Essig werden jedoch kaum Fettsäure-Anionen, sondern fast nur ungeladene Moleküle vorliegen. Wenn unter diesen Fettsäuren solche mit einem penetranten Eigengeruch sind, wird leicht erkenntbar, was dieser Prozess bedeutet: Das Öl wird ranzig.

Warum dann Olivenöl?

Vermutlich zielen solche Rezepturen auf die Pflege von Holzoberflächen oder allgemein den Glanz eines Ölfilms ab. Ob der Einsatz deshalb sinnvoll ist, wage ich dennoch zu bezweifeln. Nicht nur, weil Speiseöle leicht ranzig werden und Mikroben Tür und Tor ins Holz öffnen (Holz- und Möbelexperten empfehlen deshalb technisch aufbereitetes Leinöl, das diese Probleme nicht mitbringt, zur Holzpflege).

Wenn das Antistatik-Spray überdies Flüssigseife enthält, wird zudem ein Grossteil der Tenside aus der Seife mit der Vermittlung zwischen Wasser und Olivenöl beschäftigt, was zu Lasten der eigentlichen Antistatik-Wirkung gehen dürfte.

Ätherische Öle

Wie bereits erwähnt, hat Essig einen Eigengeruch, den nicht jeder mögen muss. Deshalb sollen ätherische Öle dazu dienen, diesen Geruch mit einem angenehmeren Duft zu überdecken.

Generell bin ich keine Freundin von solchen Manövern, zumal der eigentliche Störenfried dabei nicht beseitigt wird. Stattdessen kommen beachtliche Mengen des erwünschten Duftstoffs zum Einsatz, um erfolgreich mit dem Störgeruch zu konkurrieren. Das erachte ich bei Stoffen, die Allergien hervorrufen können (und das können ätherische Öle wie viele andere Naturstoffe auch!), nicht eben als erstrebenswert.

Immerhin: Für den Einsatz in selbstgemachten Reinigungsmitteln könnt ihr ein Öl, das alle (!) Mitglieder eures Haushalts mögen und vertragen, selbst aussuchen.

Zusammenfassung

Die Entstehung von Hausstaub ist unvermeidlich, kann aber nicht nur lästig, sondern auch zum Problem werden. Sogenannte Antistatika sollen Abhilfe schaffen – als leitende Zusatzstoffe in nichtleitenden Kunststoffen oder Lacken in der Elektrotechnik, oder als schnelle Hilfe in Form von nichtleitenden Antistatika zum Aufsprühen.

Die Wirkung solcher Antistatik-Sprays beruht auf Tensiden, also seifenartigen Molekülen, die das Abfliessen von elektrischen Ladungen aus einer nichtleitenden Oberfläche in einen leitenden Wasserfilm fördern sollen. Das funktioniert jedoch nur bei ausreichender Luftfeuchtigkeit und bis die Tensidschicht abgerieben wird.

Trotzdem wird eine Vielzahl von Sprays gegen Staub verkauft und im Netz finden sich viele Rezepturen für Antistatik-Spray zum Selbermachen. Neben Wasser enthalten diese DIY-Produkte in der Regel Flüssigseife (mit Tensiden), Essig (Säure mit Eigengeruch und wenig Tensid-Eigenschaften, die gegenüber manchen Oberflächen aggressiv sein kann), Olivenöl (das ranzig werden kann und die Wirksamkeit der Seife aufhebt) sowie ätherische Öle (als – unter Umständen allergieauslösende – Duftstoffe bzw. zur Überdeckung des Essiggeruchs).

Fazit

Aus meiner persönlichen Sicht ist der eingeschränkte Nutzen von Antistatik-Spray den Aufwand (und das Risiko einer Beeinträchtigung der behandelten Oberflächen) nicht wert. Da wische ich lieber regelmässig Staub – mit einem feuchten Lappen oder Schwamm, sodass ich möglichst wenig davon wieder aufwirbele. So kann ich den Staub ebenso regelmässig ganz aus den Räumen entfernen. Denn so lange er sich nicht absetzt, erscheint mir das kaum möglich.

An der Wirksamkeit von gängigen DIY-Antistatik-Sprays wage ich aus Chemikersicht zu zweifeln. Deshalb gibt es hier auch kein eigenes Rezept. Insbesondere dann, wenn Seife (die ja eigentlich auf Wirksamkeit hoffen lässt) darin auf Speiseöl trifft. Aber auch Chemiker sind nicht perfekt. Vielleicht habe ich ja etwas übersehen?

Dann freue ich mich auf eure Hinweise und Erfahrungen in den Kommentaren und die Möglichkeit, diesen Artikel ggfs. zu überarbeiten.

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Experiment und Haushaltstipp: Kupfer und Messing mit Hausmitteln reinigen

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Experiment und Haushaltstipp: Kupfer mit Hausmitteln reinigen

Ein verregneter Frühling ist – wohl oder übel – Zeit für Schlechtwetterprogramm. Aber was tun? Experimentieren oder Haushalt? Warum nicht beides miteinander? Ich habe einen genialen Hack für euer Kupfer-Geschirr – mit Experiment für eure Kinder dazu!

Habt ihr einen Kupfertopf? Armaturen oder andere Gegenstände aus Messing? Und die sind mal wieder ziemlich angelaufen und sollten dringend geputzt werden? Dann legt los – und zwar ganz ohne kommerzielle Reinigungspaste. Denn was ihr braucht, findet ihr mit Sicherheit in der Küche.

Kupfer und Messing reinigen: Ihr braucht dazu

  • Angelaufenen Kupfertopf o.Ä.
  • Papiertücher (könnt ihr einfach entsorgen, da ihr sie nicht auswaschen müsst!)
  • Ggfs. Putzhandschuhe
  • Haushaltsessig
  • Kochsalz (Speisesalz, NaCl)

Und für ein simples, aber atemberaubendes Experiment für die Nachwuchs-Forscher das Ganze im Kleinformat…

Experiment: Kupfermünzen reinigen: Ihr braucht dazu

  • Kupfermünzen (nachweislich funktionieren Euro-Cents, britische Pennys und US-Cents, Münzen mit messinggoldener Oberfläche wie das Schweizer Füüferli oder tschechische 20 Kronen bringen kein gutes Ergebnis)
  • Haushaltsessig
  • Kochsalz
  • leeres Glas (z.B. Gewürzglas, praktisch mit gewölbtem Boden)
  • ggfs. Schutzbrille und Kittel für die Nachwuchs-Forscher

Haushaltsessig und andere Säuren wirken ätzend! Essigsäure ist jedoch eine schwache Säure, die unserer Haut dank deren Säureschutz nicht gleich Schaden zufügt. Deshalb trage ich beim Umgang mit solch kleinen Mengen keine Handschuhe.

Wenn ihr Essig auf die Haut bekommt, spült ihn einfach gründlich mit Wasser ab. Sollte euch ein Spritzer in die Augen geraten (die Schutzbrille sollte das verhindern!), spült die Augen sehr gründlich mit fliessendem Wasser aus (10 Minuten lang heisst es im Labor!) und geht bei bleibenden Beschwerden zur Sicherheit zum Augenarzt.

Wenn Spritzer auf die Kleidung kommen, zieht sie aus und wascht sie ebenfalls sofort sehr gründlich aus. Wenn die Säure die Textilien angreift, können sonst später beim Waschen in der Maschine noch Löcher entstehen!

So geht’s

Experiment

Gebt ca. 1 cm hoch Haushaltsessig ins Glas, dann eine angelaufene Kupfermünze hinein. Schliesslich gebt ihr reichlich – etwa einen Teelöffel – Kochsalz hinzu.

Münze im Essig-Kochsalz-Bad: Ein paar Sekunden reichen – ihr könnt zuschauen, wie sie blank wird! Das Kochsalz muss sich übrigens nicht vollständig im Essig lösen. Direkt auf die Münze gegeben wirkt es am besten.

Kupfertopf reinigen

Gebt einen Schuss Essig auf euren Lappen und streut Kochsalz auf den nassen Fleck. Nicht damit sparen! Dann poliert euren Kupfertopf oder Messinggegenstand mit dem Gemisch. Sobald der Topf blank ist, könnt ihr ihn mit einer kleinen Menge Speiseöl einreiben, damit er nicht sogleich wieder anläuft.

Was ihr beobachten könnt

Beim Experimentieren

Die dunkel angelaufene Kupfermünze wird innerhalb von Sekunden hell! Fischt die Münze aus dem Glas, sobald sie hell genug ist (eine Gabel ist dabei sehr hilfreich) und spült sie kurz mit Wasser ab.

Kupfermünze mit Essig und Kochsalz gereinigt: Die linke Münze ist nach wenigen Sekunden im Essig-Salz-Bad blank, die rechte, angelaufene dient als Vergleich
Rechts: Angelaufene 2-Eurocent-Münze; Links: eine vergleichbar angelaufene 2-Eurocent-Münze nach wenigen Sekunden im Essig-Kochsalz-Bad

Beim Reinigen des Kupfertopfes oder Messinggegenstandes

Das Kupfer oder Messing wird sofort blank, wie beim Putzen mit einer kommerziellen Reinigungspaste!

Entsorgung

Kupferionen sind giftig für Wasserorganismen und andere Kleinstlebewesen. Deshalb gehören sie grundsätzlich als Sondermüll entsorgt. Die winzigen Mengen, welche beim Experimentieren mit Münzen entstehen, könnt ihr aber mit dem Essig-und-Salz-Gemisch in den Abfluss entsorgen.

Die Papiertücher, mit welchen ihr Kupfertöpfe und Messing putzt, könnt ihr in den Hausmüll geben oder – wenn ihr die Kupfergeschirr-Komplettausstattung eurer Profi-Küche poliert und so grössere Mengen erzeugt habt 😉 – trocknen lassen und zur Sonderabfall-Sammelstelle bringen.

Was passiert da?

Die dunkle Farbe angelaufenen Kupfers ist ein Belag aus Kupferoxiden, hauptsächlich aus schwarzem Kupfer(II)oxid (CuO). Dieses Salz besteht aus Cu2+– und O2- -Ionen. Cu2+-Ionen können sich in Wasser lösen, wobei sie von Wassermolekülen umgeben werden.

Dabei nehmen sechs Wassermoleküle der innersten Wasserschicht um ein Cu2+-Ion ganz bestimmte, geometrische Positionen ein: Die Ecken eines lang gezogenen Oktaeders.

Hexaaquakupfer(II) - Komplex: Die beiden H2O auf der Längsachse sind etwas weiter vom Kupfer entfernt als die vier übrigen
Der Hexaaquakupfer(II)-Komplex: Die Pfeile deuten die Bindungen durch „geliehene“ Elektronenpaare an. Die Wassermoleküle markieren die Ecken eines Oktaeders (eine viereckige Doppelpyramide), wobei die beiden Moleküle oben und unten etwas weiter weg vom Kupfer sind als die übrigen vier. Die Folge: Der Oktaeder erscheint etwas in die Länge gezogen.

Wie sie dazu kommen? Ein Cu2+-Ion hat relativ wenig Elektronen (immerhin zwei weniger, als zum Ausgleich seiner Kernladung nötig wären). Wassermoleküle hingegen haben – zumindest am Sauerstoff-Ende – ziemlich viele davon, und zwar ganze zwei äussere Elektronenpaare, die für keine chemische Bindung innerhalb des Moleküls gebraucht werden. So können Wassermoleküle eines dieser nichtbindenden Elektronenpaare einem Cu2+-Ion „ausleihen“.

Damit entsteht eine chemische Bindung zwischen Wasser und Kupfer-Ion, die von den Chemikern „koordinative Bindung“ oder „Komplexbindung“ genannt wird. „Komplex“ ist daran allerdings nur, dass ein Bindungspartner dem anderen ein Elekronenpaar ausleiht, anstatt dass wie bei der kovalenten oder Atombindung jeder Partner ein Elektron dazu beisteuert.

Komplexbildungsreaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen

Cu2+-Ionen sind nun damit zufrieden, von sechs geliehenen Elektronenpaaren jeweils ein Bisschen zu haben. Allerdings lange nicht so zufrieden wie damit, einen Platz in einem CuO-Kristallgitter zu haben.

Stets kehren Cu2+-Ionen aus der Lösung in das Kristallgitter zurück: Die [Cu(H2O)6]2+ – Komplexe befinden sich stets mit dem Kupfer-Ionen im Kristallgitter in einem chemischem Gleichgewicht (Le Chatelier erklärt euch das Gleichgewicht hier auf dem Flughafen genauer).

Dieses Gleichgewicht liegt in Wasser allerdings ganz weit auf der Seite des Salzkristalls, es sind nur ganz wenige [Cu(H2O)6]2+ -Komplexe in Lösung.

Kochsalz übt einen Zwang aus

Gibt man nun reichlich Kochsalz (NaCl) in das Wasser, löst sich dessen Gitter auf: Na+– und Cl–-Ionen gehen einzeln ins Wasser über . Die Cl–-Ionen können ebenfalls Komplexe mit Kupfer bilden: Sie können Wassermoleküle im [Cu(H2O)6]2+ ersetzen, sodass Komplexe wie [Cu(H2O)5Cl]+ entstehen:

Die Art Reaktion nennen die Chemiker „Ligandenaustauschreaktion“: Die Teilchen, welche dem Kupfer-Ion (dem „Kern“) im Zentrum des Komplexes die Elektronenpaare leihen, heissen nämlich „Liganden“ (von lateinisch ligare = binden).

Durch solche Reaktionen können bis zu vier Wassermoleküle ausgetauscht werden. Die zwei verbleibenden Wassermoleküle bilden nun die Spitzen des langgezogenen Oktaeders.

Tetrachlorocuprat(II) in wässriger Lösung: Der quadratisch-planare Kupfer-Komplex wird von zwei Wassermolekülen zum langgezogenen Oktaeder ergänzt.
Tetrachlorocuprat(II): So heisst der Komplex, welcher entsteht, wenn die maximal mögliche Anzahl Wassermoleküle gegen Chlorid-Ionen ausgetauscht wird.

All diese Komplexe stehen miteinander im Gleichgewicht. Das schiere Überangebot an Cl–-Ionen allein sorgt dafür, dass diese Gleichgewichte jeweils auf die Seite mit mehr Chlorid im Komplex gedrängt werden. So einem Zwang wie dem Cl–-Überschuss will das ganze System nämlich ausweichen.

Der Knackpunkt dabei: Durch die Entstehung der Komplexe mit Chlorid wird dem Gleichgewicht zwischen CuO und gelösten Kupferionen das  [Cu(H2O)6]2+ entzogen! Laut dem Prinzip von Le Chatelier strebt das Gleichgewicht danach, auh diesen Verlust auszugleichen: Der Verlust der Kupferionen mit reiner Wasserhülle zieht das Gleichgewicht förmlich auf die Seite des gelösten [Cu(H2O)6]2+. So geht in der Anwesenheit von reichlich Cl– mehr Cu2+ aus dem CuO in Lösung.

Und was tut der Essig dabei?

Mit Kochsalz und blossem Wasser funktionieren diese Ligandenaustauschreaktionen kaum: Das Kupferoxid bleibt an der Oberfläche haften – der Kupfertopf bleibt dunkel.

So lautete meine erste Vermutung Die Säure (Haushaltsessig ist nichts anderes als Essigsäure gelöst in Wasser) fördert irgendwie die Entstehung der chloridhaltigen Komplexe. Befriedigend war diese Erklärung aber lange nicht.

Deshalb habe ich meine Chemiker-Gedanken weiter gesponnen und bin zu folgender Erklärung gelangt:

Wenn Cu2+-Ionen aus dem CuO in Lösung gehen, müssen die O2--Ionen aus dem Gitter auch irgendwo hin. Allerdings können die nicht einfach von Wassermolekülen umgeben existieren. Stattdessen reagieren sie mit dem Wasser zu OH–-Ionen:

Auch zwischen diesen Reaktionspartnern besteht ein Gleichgewicht, das nicht all zu weit auf der Seite der OH–-Ionen liegen mag. Ist im Wasser allerdings eine Säure (ein Stoff, der mit Wasser H3O+-Ionen erzeugen kann) vorhanden, reagieren die OH–-Ionen allerdings gleich wieder zu Wasser:

Diese Gleichgewichtsreaktion nennen die Chemiker „Neutralisation“! Es liegt nämlich recht weit auf der Wasser-Seite, sodass eine Säure wie H3O+ und eine Base wie OH– ganz von selbst miteinander reagieren. Durch den „Verbrauch“ von OH–-Ionen durch die Neutralisation wird wiederum das Gleichgewicht zwischen O2- im CuO-Gitter und den OH–-Ionen in Lösung auf die OH–-Seite gezogen.

Zum besseren Überblick habe ich die wichtigsten Gleichgewichte und ihre Abhängigkeiten voneinander noch einmal zusammengefasst:

Überblick über die Gleichgewichtsreaktionen: So löst sich Kupfer in Essig mit Kochsalz
Die roten Pfeile deuten die Verlagerung der Gleichgewichte an: Die Reaktionen ganz rechts „ziehen“ die Gleichgewichte weiter links auf die Seite der Lösung: Das Kupferoxid an der Kupferoberfläche wird aufgelöst!

Wenn meine Erklärung zutrifft, müsste das Ganze auch mit Kochsalz in anderen Säuren funktionieren. Ich habe es ausprobiert: Kochsalz in Zitronensäure zeigt beim Polieren die gleiche Wirkung.

Aber Kupfer(II)-Komplexe sind doch farbig?

Die Chemie-Erfahreneren unter euch wissen vielleicht, dass die Komplexe mit Cu2+-Ionen eigentlich sehr farbig sind: [Cu(H2O)6]2+ ist zum Beispiel cyanblau, während die chloridhaltigen Komplexe zunehmend grün sind. Warum sieht man dann beim Reinigen der Münzen die Farben nicht?

Ich gehe davon aus, dass diese Komplexe insgesamt in so kleiner Menge entstehen, dass uns die äusserst blasse blau-grüne Färbung schlichtweg nicht auffällt.


Wie verträglich ist die Reinigung mit Essig und Kochsalz für die Kupfer-oberfläche?

Durch die Ligandenaustauschreaktionen wird das Kupfer-Metall nicht wieder hergestellt. Stattdessen wird bereits oxidiertes Kupfer in Wasser gelöst, sodass es abgewaschen werden kann. Wie bei allen anderen mir bekannten Mitteln zur Entfernung von Korrosionsspuren würde auch dieses bei wiederholtem Putzen irgendwann das Metall „aufbrauchen“.

Im praktischen Gebrauch bei der Reinigung von Kupfertöpfen und ähnlichen Gegenständen fällt diese Verlust jedoch nicht ins Gewicht. Zudem gehe ich davon aus, dass kommerzielle Reinigungspasten nach dem gleichen Prinzip funktionieren. Ihr könnt also getrost eure Kupfertöpfe mit Essig und Kochsalz polieren.

Und Messingoberflächen?

Messing ist eine Legierung – also ein Gemisch – aus den Metallen Kupfer und Zink. Auch in Messing sind also Kupferatome enthalten, die, wenn sie zu CuO oxidiert werden, dem Metall ein dunkles, stumpfes Aussehen geben. Damit sollte sich dieses Problem mit Hilfe der selben Reaktionen beheben lassen.

Tatsächlich habe ich auch den Messinggriff meines Kupfertopfes problemlos mit Essig und Kochsalz polieren können. Lasst dabei jedoch die Mischung nicht unnötig lange einwirken, sondern spült sie gleich nach dem Putzen ab!

Beim Experimentieren mit Messingmünzen habe ich nämlich festgestellt, dass die Mischung Zink oder/und andere Bestandteile der Legierung aus der Oberfläche herauslösen kann. Die Folge: Die ehemals messinggoldene Oberfläche wird zwar blank, aber rot wie Kupfer!

Zink ist nämlich ein ziemlich unedles Metall, sodass es von der Säure angegriffen werden könnte. Die Säurekorrosion habe ich hier zur Rostparade oder zum Anhören in der neuen Folge des Proton-Podcasts (erscheint in Kürze) erklärt.

Bild: Tschechische 20-Kronen-Münze rot verfärbt

Was euch die Verwendung dieses Hausmittels bringt

Wie bereits erwähnt vermute ich, dass im Handel erhältliche Reinigungspaste für Kupfer und Messing auf die gleiche Weise funktioniert wie das Gemisch aus Säure und Kochsalz – nämlich mit Chemie. Welchen Vorteil habt ihr dann aber von diesem Hausmittel?

Wie ihr seht: Ohne Chemie geht nichts im Haushalt. Anders als bei einer Reinigungspaste aus dem Handel wisst ihr beim Einsatz eines solchen Hausmittels oder Chemie-Hacks ganz genau, welche Chemie bzw. Chemikalien darin enthalten sind. Nämlich garantiert nichts, was euch gefährlich werden könnte (so lange ihr das Kochsalz nicht löffelweise esst oder euch die Säure in die Augen spritzt – aber das versteht sich ja von selbst). Das ist doch ein beruhigender Gedanke, oder?

Und wie reinigt ihr Kupfer und Messing in eurem Haushalt?

Hast du das Experiment nachgemacht: 

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

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Kalkfänger aus Edelstahl – Humbug oder Wundermittel?

Kalkfänger aus Edelstahl-Wolle

Eine Leserin hat einen Kalkfänger gekauft: Einen Ring aus Edelstahl-Wolle, welchen man in einen Wasserkocher oder eine Kaffeemaschine legen kann. Dort soll er den Kalk daran hindern, sich an Wänden und Boden des Wasserbehälters abzusetzen. Doch wie funktioniert so ein Kalkfänger? Wie verwendet man ihn richtig? Und birgt so ein Ring Gesundheitsgefahren?

Wie funktioniert ein Kalkfänger?

Wenn du den Kalkfänger verstehen möchtest, musst du zunächst wissen, was er eigentlich fangen soll.

Was ist Kalk?

Kalk, eigentlich Calciumcarbonat, ist eine Verbindung aus zweierlei Ionen, nämlich Calcium- (Ca2+) und Carbonat (CO32-) – Ionen, die sich zu einem festen Kristallgitter zusammenlagern können. Solch eine Ionenverbindung wird kurz und bündig auch „ein Salz“ genannt.

Wie der Name vermuten lässt, gehört auch das jedem bekannte Kochsalz zu den ionenverbindungen. Sowohl die Ionen des Kochsalzes (Na+ und Cl–) als auch die Ionen des Kalks können sich in Wasser lösen. Das heisst, ein jedes Ion kann sich frei zwischen den Wassermolekülen bewegen. Anders als die Paarung von Na+ und Cl– im Kochsalz sind Ca2+ und  Hydrogencarbonat (HCO3–), das beim Auflösen aus CO32- entsteht, in Wasser nur wenig darauf erpicht, voneinander zu lassen: Kalk ist sehr viel weniger gut wasserlöslich als Kochsalz.

Das bedeutet, dass schon wenige anfangs gelöste Calcium- und Carbonat-Ionen sich schnell zu einem festen Ionenkristall zusammenlagern, sobald die äusseren Bedingungen sie dazu „auffordern“. Und eine dieser Aufforderungen besteht in der Zunahme der Wassertemperatur – also beim Erhitzen des Wassers im Kochgerät.

Wenn du dich ein wenig mit Chemie auskennst, weisst du vielleicht, dass eine höhere Temperatur des Lösungsmittels normalerweise dazu führt, dass sich Salze besser darin lösen. Die Fällungs.Reaktion, die zur Kalk-Entstehung führt, ist allerdings eine ganz besondere:

Aus den in Wasser (aq) gelösten Ionen entsteht neben festem (s) Kalk (CaCO3) und Wasser das Gas (g) Kohlenstoffdioxid (CO2)! Kohlenstoffdioxid löst sich wiederum in Wasser oder verflüchtigt sich in die Umgebungsluft – beides um so besser, je höher die Temperatur des Ganzen ist. Der  in der Gleichung deutet an, dass sich alle genannten Beteiligten miteinander in einem dynamischen Gleichgewicht befinden. Le Châtelier erklärt das auf dem Flughafen genauer. Hier sei nur dass nach ihm benannte Gesetz benannt, welches besagt, dass solche Gleichgewichte einem auf sie ausgeübten Zwang stets ausweichen. Entfernt man also CO2 auf der „rechten“ Seite – zum Beispiel. durch Lösen oder Verdampfen – reagieren mehr Ionen zu CO2, um dieses zu ersetzen. Dabei entstehen dann zwangsläufig auch Wasser und fester Kalk.

In unserem Leitungswasser sind nun immer mehr oder weniger Calcium- und Carbonat-Ionen enthalten. Und sobald wir das Wasser in einem Schnellkocher oder einer Kaffeemaschine zum Kochen oder nahe daran bringen, verschiebt sich das „Kalk-Kohlensäure-Gleichgewicht“ darin nach „rechts“, auf die Seite mit dem festen Kalk., In Folge dessen ordnen sich die Ionen auf den an die Lösung grenzenden festen Oberflächen (Wand und Boden des Kochgefässes) zu festen, als „Kalk“ bekannten Strukturen an.

Wie alles, was in Eile entsteht, haben solche Kalkschichten auf den ersten Blick wenig mit symmetrischen weil sorgfältig aufgebauten Kristallen gemein. Stattdessen sind sie rauh, weisslich, formlos und oft porös, sodass sie vielerlei Kleinstlebewesen wie Bakterien oder Pilzen Lebensraum bieten können. So macht Kalk sich in der Küche gleich mehrfach unbeliebt.

Kalk unter dem Elektronenmikroskop

Erst unter dem Elektronenmikroskop wird erstichtlich, dass Kalk – auch bekannt als „Kesselstein“ – aus symmetrischen Kristallen besteht. Stefandiller at the German language Wikipedia [CC-BY-SA-3.0], via Wikimedia Commons

Wie kalkhaltig ist mein Wasser?

Kalkhaltiges Wasser wird landläufig auch als „hartes“ Wasser bezeichnet – vermutlich, weil daraus feste, also harte Ablagerungen hervorgehen können. Die Wasserhärte wird je nach Land in verschiedenen „Härtegraden“ angegeben. Der einfachen Messbarkeit halber steht ein Härtegrad für die Menge an gelösten Metallionen ( Ca2+ und – für alle, die es genau nehmen – auch das chemisch eng verwandte Magnesium-Ion Mg2+) in einem bestimmten Wasser-Volumen – also für die Konzentration derselben.

In Deutschland und Österreich wurde früher der deutsche Härtegrad °dH verwendet, wobei 1°dH einer Konzentration von rund 0,18 Millimol Ionen pro Liter Wasser (über die Stoffmengeneinheit mol kannst du hier mehr erfahren!) entspricht. In der Schweiz verwendet man bis heute den französischen Härtegrad °fH, der wesentlich weniger krumm definiert ist: 1°fH entspricht 0,1 Millimol Ionen pro Liter Wasser (das entspricht übrigens einem Metall-Ion auf 10000 Wasser-Moleküle).

Wie hart das Leitungswasser in deiner Region ist, kannst du im Netz nachschlagen. Hier gibt es Übersichtskarten für die Schweiz, für Deutschland und für Österreich. In meiner Heimatgemeinde am oberen Zürichsee ist das Wasser demnach mittelmässig hart.

Wie kann Stahlwolle das Verkalken verhindern?

Damit Kalk sich ablagern kann, braucht es stets eines: Eine Oberfläche, auf der die ersten Ionen Platz finden. Normalerweise haben sie da im Wasserkocher keine grosse Wahl – ihnen bleibt nur die meist glatte Fläche von Boden und Wänden des Gefässes.

Stahlwolle besteht jedoch aus einer Vielzahl feiner, auf engem Raum miteinander verworrener Bänder oder Drähte, die zusammengenomme eine vielfach grössere Oberfläche als der Wasserbehälter haben. Wenn Kalk sich absetzt, suchen sich die Ionen im Wasser in zufälliger Reihenfolge die nächstbeste Oberfläche, um sich dort anzuordnen. Und wenn nun 9 von 10 Teilen der gesamten verfügbaren Oberfläche zum herausnehmbaren Stahlring gehören, werden sich so 9 von 10 absetzwilligen Ionen darauf niederlassen, während nur eines auf der Gefässwand landet.

Demnach verkalken die Gefässwände, wenn ein solcher gedachter Kalkfänger zum Einsatz kommt, im Idealfall 10 mal langsamer als ohne.

 

Wie wende ich den Kalkfänger richtig an?

Die Erklärung macht deutlich: Ein Kalkfänger kann die Ablagerung von Kalk im Wasserkocher niemals verhindern, sondern nur verlangsamen. Noch weniger kann er bereits vorhandene Kalkrückstände entfernen!

Um die beste Leistung aus deinem Kalkfänger aus Stahlwolle herauszuholen, beachte daher folgendes:

  1. Verwende den Kalkfänger nur in einem kalkfreien, also frisch entkalkten oder neuen Kochgefäss.
  2. Entkalke das Kochgefäss künftig merklich seltener als zuvor 🙂 .
  3. Wenn Kalkablagerungen auf bzw. in dem Stahlring sichtbar werden, wasche ihn aus oder lege ihn eine Weile in Kalklöser ein.
  4. Je härter dein Leitungswasser ist, desto grösser wird der Bruchteil der Ionen sein, die trotz Stahlwolle den Weg auf die Gefässwände finden (wie auch der Anteil auf der Stahlwolle grösser ist, sodass der Ring ggfs. öfter gereinigt werden muss).

 

Wie kann ich mein Gefäss und den Kalkfänger entkalken?

Die Ionenverbindung Calciumcarbonat leitet sich von der Kohlensäure ab – einer sehr schwachen Säure. Eine Gesetzmässigkeit der Chemie besagt, dass stärkere Säuren die einer schwächeren Säure verwandten Salze auflösen können. In Folge dessen kann man Kalkablagerungen mit praktisch jeder gängigen Säure ein Ende machen.

Fülle einfach das zu entkalkende Gefäss mit Wasser und gib gemäss der Dosierungsanleitung auf der Packung Essig bzw. Zitronensäure dazu (je mehr Kalk zu beseitigen ist, desto mehr Säure wirst du brauchen) und warte ein paar Stunden.

Ich bevorzuge zu diesem Zweck Essigsäure (z.B. Essigessenz, Haushaltsessig) oder Zitronensäure in Wasser. Diese beiden organischen Säuren bzw. ihre Verbindungen sind nicht nur Bestandteil vieler Lebensmittel, sondern auch unseres Körpers. So ist es völlig unbedenklich, sollten wir ein wenig davon aufnehmen. Im Gegenteil: In Zitrusfrüchten bzw. Salatsauce schätzen wir sie schliesslich sehr.

Essigsäure kannst du auch aufkochen (Zitronensäure kann dabei das ebenfalls schwerlösliche Salz Calciumcitrat bilden, die also nicht zu stark erhitzen!) – die aufsteigenden Dampfblasen helfen dabei, die Kalkablagerungen von der Gefässoberfläche abzulösen – dann geht die Reinigung schneller.

Achte nur darauf, dass keine Säurespritzer in deine Augen kommen – auch Essig und Zitronensäure wirken ätzend!

Der Nachteil dieser beiden Säuren ist ihr deutlicher Eigengeruch und -geschmack. Wenn du also kein Zitronen- bzw. Essig-Aroma in deinem Tee oder Kaffee wünschst, spüle dein Kochgerät bzw. den Kalkfänger nach dem Entkalken sehr gründlich aus.

 

Birgt ein Kalkfänger Gesundheitsgefahren?

Kurz gesagt: Nein. Kalkfänger bestehen aus rostfreiem Edelstahl, also aus einer Legierung hauptsächlich aus metallischem Eisen und Chrom, und Spuren weiterer Elemente wie Mangan, Silizium und Kohlenstoff. Kochgeschirr, Essbesteck, Küchenoberflächen und viele andere Geräte bestehen aus demselben Material, weil es einige sehr nützliche Eigenschaften in sich vereint:

  • Stahl ist für ein Metall bzw. ein Gemisch aus Metallen vergleichsweise hart, sodass er auch bei Beanspruchung weitgehend glatt und daraus gefertigte Klingen oder Kanten scharf bleiben.
  • Die Hauptbestandteile, Eisen und Chrom, und die Stahlherstellung sind vergleichsweise preisgünstig (ein Kalkfänger aus Goldwolle würde wohl auch funktionieren – den würde nur kaum jemand bezahlen wollen).
  • Wie der Name sagt, rostet „rostfreier“ Stahl unter normalen Umständen – und die schliessen Kochvorgänge mit Wasser ein – nicht. Das heisst, er wird von Sauerstoff und Wasser nicht angegriffen und oxidiert (mehr zu Rost und Korrosion erfährst du hier).

Die Beständigkeit gegenüber Korrosion bringt überdies mit sich, dass Edelstahl in der Küche – also auch Kalkfänger aus Edelstahl-Wolle – gesundheitlich unbedenklich sind. Schliesslich sind sie dazu geschaffen, sich nicht aufzulösen. Und sollte sich dennoch im Zuge eifrigen Kochens das ein oder andere Atom aus der Metalloberfläche lösen, gelten für diese Abtrünnigen zwei Dinge:

  • Ungeladene Eisen- und Chromatome, wie sie in einer Metalloberfläche vorkommen, haben für Reaktionen in Lebewesen praktisch keine Bedeutung. Erst, wenn sie oxidiert und damit zu Ionen werden, stellt sich die Frage nach ihrem Nutzen oder ihrer Giftigkeit.
  • Eisen-Ionen erfüllen im Körper lebenswichtige Aufgaben (zum Beispiel als Bestandteil des roten Blutfarbstoffs) und sind daher ein wichtiger Bestandteil unserer Nahrung. Auch Chrom-Ionen (Cr3+) sind Bestandteil unseres Körpers – ob sie dort einen besonderen Nutzen haben, ist hingegen umstritten. Damit sind weder Eisen- noch Cr3+-Ionen dem menschlichen Körper fremd. Selbst wenn sich also ein paar Metall-Atome aus einem Kalkfänger davonmachen und oxidiert werden (Magensäure kann das beispielsweise!), schaden sie der Gesundheit nicht.

 

Wie sinnvoll ist der Einsatz eines Kalkfängers tatsächlich?

Ich habe noch nie einen Kalkfänger verwendet. Das Beitrag zeigt daher ein Stahlwolle-Knäuel, das zum Reinigen von Töpfen verkauft wird – aber genauso gut als Kalkfänger funktionieren sollte.

In den Kundenbewertungen verschiedener Anbieter im Netz scheiden sich jedoch über dem Nutzen oder Nicht-Nutzen der Stahlwolle die Geister. Ein guter Teil der schlechten Erfahrungen geht wahrscheinlich auf falsche Erwartungen bzw. Anwendungsfehler zurück. Letztendlich gebe ich diese Frage aber an euch zurück:

Habt ihr schonmal einen Edelstahl-Kalkfänger eingesetzt? Hat er in euren Augen funktioniert? Wie weit könnt ihr damit das Entkalken eures Kochgeräts hinausschieben? Teilt eure Erfahrungen in den Kommentaren mit uns!

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Stöchiometrie ganz einfach erklärt – und angewendet im Experiment

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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 Natriumhydrogencarbonat (Natron, NaHCO3), das eine Base ist, neutralisiert, wobei Kohlensäure (H2CO3) und Natriumacetat (CH3COOH) entstehen. Für den Antrieb entscheidend 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 ein Molekül 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 1 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 (NaHCO3): 1*23 + 1*1 + 1*12 + 3*16 = 84 g/mol

Ein Mol Essigsäure sind demnach 60 Gramm, die mit 84 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 ein Mol Essigsäure benötigt ihr also 600g oder 600 Milliliter Essig – und eine ziemlich grosse Rakete. Deshalb macht es Sinn, die Menge der eingesetzten Stoffe auf ein Fünftel (oder noch weiter) herunter zu rechnen:

0,2 Mol Essigsäure sind 12g – das entspricht 120g bzw. 120ml Schweizer Haushaltsessig – und 0,2 Mol Natron sind 16,8g. 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

Hast du das Experiment nachgemacht: 

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

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Osmose mit Ei : 3 einfache Experimente zu Ostern

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!

Hast du die Experimente nachgemacht: 

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

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3 mal Partyspass mit CO2 : Spektakuläre Experimente (nicht nur) zu Fasnacht und Karneval

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?

Hast du die Experimente nachgemacht:

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

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