Oxidation von Metallen und Nichtmetallen

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1 NWA Tag 2009 Unterrichtsmodule aus Klasse 8 Oxidation von Metallen und Nichtmetallen - eine Versuchssammlung - Isabel Breuer, Nadine Kaufmann Dominik Klaußner, Bettina Wuchner

2 Inhaltsverzeichnis Inhaltsverzeichnis 1 Sachanalyse- Basisinformationen Reaktionen der Metalle mit Sauerstoff Reaktionen der Nichtmetalle mit Sauerstoff Beschreibung von Eisenoxid Beschreibung von Magnesiumoxid Beschreibung von Aluminiumoxid Al 2 O Beschreibung von Kohlenstoffdioxid 4 2 Didaktische Überlegungen Einordnung in den Bildungsplan Inhaltlicher Schwerpunkt Didaktische Reduktion 6 3 Methodische Reflexion und Entscheidungen Ablauf/Phasen/Artikulation Methoden Sozialformen Medien Alternativen 8 4 Quellen Internetquellen Literatur Grafiken der Arbeitsblätter 9 5 Anhang Arbeitsblätter zu den Versuchen 9

3 Sachanalyse- Basisinformationen 1 Sachanalyse- Basisinformationen 1.1 Reaktionen der Metalle mit Sauerstoff Alle Metalle, mit Ausnahme einiger Edelmetalle, reagieren mit Sauerstoff. Die Reaktion der meisten Metalle mit Sauerstoff führt zur Bildung von normalen Metalloxiden. Unter Oxide versteht man Verbindungen mit Sauerstoff. Metalle reagieren unterschiedlich stark mit Sauerstoff (Affinität). Alkalimetalle (erste Hauptgruppe des PSE) reagieren sehr heftig und leicht mit Sauerstoff. Bei der Reaktion von Cäsium, Rubidium und Kalium werden Hyperoxide und bei der Reaktion von Natrium das Peroxid gebildet. In fein verteilter Form verbrennen Metalle, wie zum Beispiel Magnesium und Aluminium sehr lebhaft. Bei Metallen, wie beispielsweise das Eisen läuft die Reaktion weniger heftig ab. Dies ist am langsamen Rosten von Eisen erkennbar. Die Zusammensetzung des gebildeten Oxids hängt bei Metallen, die in mehreren Oxidationsstufen auftreten können, von der Menge des Sauerstoffs und des Metalls sowie von den Reaktionsbedingungen ab. So reagiert Eisen mit Sauerstoff bei niedrigem Sauerstoffdruck und Temperaturen über 600 C unter Bildung von FeO. Wird fein verteiltes Eisen an der Luft erhitzt bildet es bei 500 C Fe 3 O 4 und bei Temperaturen über 500 C Fe 2 O 3. Rost ist hydratisiertes Fe 2 O 3. Edelmetalle (wie Gold und Silber) lassen sich kaum bis gar nicht in Metalloxide oxidieren. 1.2 Reaktionen der Nichtmetalle mit Sauerstoff Beinahe alle Nichtmetalle reagieren sehr leicht und heftig mit Sauerstoff zu Nichtmetalloxiden. Ausnahmen bilden die Edelgase und die Halogene. Bei der Verbrennung von Schwefel entsteht Schwefeldioxid. Bei Verwendung eines Katalysators kann dieses Schwefeldioxid zu Schwefeltrioxid weiter verbrannt werden. Die Reaktion von Stickstoff mit Sauerstoff ist eine endotherme Reaktion. Sie läuft daher nur bei hohen Temperaturen ab. Zu den technisch wichtigsten Verbrennungsprozessen gehört die Verbrennung von Kohlenwasserstoffen, z.b. Methan wobei Kohlenstoffmonoxid und Kohlenstoffdioxid entstehen. Wasserstoff reagiert mit Sauerstoff in einer stark exothermen Reaktion zu Wasserdampf. Es kann auch Wasserstoffperoxid gebildet werden. 1

4 Sachanalyse- Basisinformationen Auflistung der Nichtmetalloxide: Nichtmetall: Kohlenstoff Stickstoff Schwefel Wasserstoff Phosphor Nichtmetalloxid: Kohlenmonoxid, Kohlendioxid Stickoxide Schwefeldioxid, Schwefeltrioxid Wasser, Wasserstoffperoxid Phosphorpentoxid 1.3 Beschreibung von Eisenoxid Eisenoxid ist der Name mehrerer Verbindungen aus Eisen und Sauerstoff: Rost, Gemisch aus verschiedenen Eisenoxiden Eisen(III)-oxid, Fe 2 O 3 Eisen(II,III)-oxid, Fe 3 O 4 Eisen(II)-oxid, FeO Aussehen und Vorkommen von Eisen(III)-oxid, Fe 2 O 3 : Unser entstandenes Produkt Eisen(III)-oxid, Fe 2 O 3 ist ein stabiles, rotoranges bis tiefrotes Oxid des Eisens. Es ist unter anderem Bestandteil des Rostes und verursacht dessen Farbe. Eigenschaften: Eisen(III)oxid ist wasserunlöslich und sehr beständig. Erhitzt man es über 1200 C so geht es unter Sauerstoffabgabe in Eisen(II,III)-oxid (Fe 3 O 4 ) über. Mit unedlen Metallen (wie Aluminium, Magnesium) und mit Wasserstoff erfolgt eine Reduktion zu elementarem Eisen. Ein Beispiel dafür ist die stark exotherme Thermitreaktion. Verwendung: Eisen(IIII)oxid wird zur Herstellung von Roheisen (im Hochofen) verwendet. Weiter wird es unter dem Namen Eisenoxidrot als beständiges Pigment für Rostschutzanstriche, Anstrichfarben, zum Anfärben von Wurstwaren und zum Färben von Keramik eingesetzt. Auch zur Herstellung von Thermit sowie als Lebensmittelzusatzstoff (E 172) findet es Verwendung. 2

5 Sachanalyse- Basisinformationen 1.4 Beschreibung von Magnesiumoxid Magnesiumoxid (auch Magnesia genannt) ist die Sauerstoffverbindung des Magnesiums. Vorkommen: Es kommt in der Natur als vulkanisches Mineral Periklas vor und wird auch als Bittererde bezeichnet. Dies sind graue bis dunkelgrüne reguläre Kristalle. Eigenschaften: Es bildet farblose Kristalle in der Natriumchlorid-Struktur. Sein Schmelzpunkt liegt bei ca C. Reagiert es mit Wasser so entsteht Magnesiumhydroxid. Es wird dabei eine alkalische Lösung gebildet. Darstellung: Es entsteht, wie in unserem Versuch, durch das Verbrennen von Magnesium an der Luft. Weiter kann es durch Kalzinierung von Magnesiumhydroxid oder Magnesiumcarbonat gewonnen werden, zum Beispiel als Nebenprodukt bei der Meerwasseraufbereitung. Verwendung: Magnesiumoxid wird als Säureregulator oder Trennmittel vielen Lebensmitteln zugeführt. Es handelt sich dabei um den Lebensmittelzusatzstoff E530. Im Turnen wird es als Antitranspirator der Hände verwendet, um die Abrutschgefahr zu vermeiden. 1.5 Beschreibung von Aluminiumoxid Al 2 O 3 Vorkommen: Es tritt in mehreren Modifikationen auf. Die wichtigsten Modifikationen sind: das kubische γ-al 2 O 3 (Tonerde, Ausgangsstoff zur Keramik- und Aluminiumherstellung) das α-al 2 O 3 (bekannt als Mineral Korund) Eigenschaften: Aluminiumoxid ist wasserunlöslich und schwerlöslich in Säuren und Basen. 3

6 Sachanalyse- Basisinformationen Verwendung: Korund ist ein wertvoller Werkstoff, der wegen seiner Härte als Schleifmaterial und wegen seiner chemischen Widerstandsfähigkeit und seines hohen Schmelzpunktes als Gefäßmaterial verwendet wird. 1.6 Beschreibung von Kohlenstoffdioxid Vorkommen: Es zu ca. 0,04% in der Luft vorhanden. Eigenschaften: Kohlenstoffdioxid ist ein farb- und geruchloses Gas. Es ist gut in Wasser löslich. Es ist nicht brennbar und unterhält die Verbrennung nicht. Die Nachweisreaktion von Kohlenstoffdioxid ist die Trübung des Kalkwassers. Darstellung: Es entsteht sowohl bei der vollständigen Verbrennung von Kohlenstoff und kohlenstoffhaltigen Substanzen als auch im Organismus von Lebewesen als Produkt der Zellatmung. Verwendung: Kohlenstoffdioxid wird vielen Getränken (wie Limonade, Sodawasser, Mineralwasser, ) zu gemischt, um einen Erfrischungseffekt zu erzielen. Bei manchen Getränken wie Bier und Sekt entsteht es durch Gärung. Wegen seiner sauerstoffverdrängenden Eigenschaften kommt es auch in Feuerlöschern zum Einsatz. Weiter wird es als Dünger in Gewächshäusern sowie als Kältemittel in Fahrzeug- und stationären Klimaanlagen und in Supermarkt und Transportkühlung sowie in Getränkeautomaten eingesetzt. 4

7 Didaktische Überlegungen 2 Didaktische Überlegungen 2.1 Einordnung in den Bildungsplan 1 Das Thema der Unterrichtseinheit "Oxidation - Nichtmetalloxide und Metalloxide" lässt sich in die neuen Bildungsstandards für den Fächerverbund Naturwissenschaftliches Arbeiten in der Realschule einordnen. Im ersten Abschnitt des Kapitels unter den Leitgedanken zum Kompetenzerwerb wird beschrieben, dass die Realschule die Aufgabe hat, ein "ausdifferenziertes Verständnis von Begriffen, Prinzipien und Prozessen der Naturwissenschaften aufzubauen". 2 Die naturwissenschaftliche Bildung zeigt sich dann in folgenden Kompetenzen: naturwissenschaftliches Wissen anwenden, naturwissenschaftliche Fragen erkennen und aus den Belegen Schlussfolgerungen ziehen. Dann können Entscheidungen verstanden und getroffen werden, die die natürliche Welt und die durch menschliches Handeln vorgenommene Veränderungen betreffen. "Konsequente didaktische Reduktion und ein einheitliches, strukturiertes Begriffssystem im Fächerverbund `Naturwissenschaftliches Arbeiten` ermöglichen Schülerinnen und Schülern kumulative Lernprozesse, nachhaltiges und lebenslanges Lernen sowie Empathie und rationales Denken." 3 Im zweiten Abschnitt, unter Kompetenzen und Inhalte werden Lernziele formuliert, die im Folgenden dargestellt und den konkreten Umsetzungsmöglichkeiten zugeordnet werden sollen. Die Schüler können: Umsetzung des Ziels durch: Hypothesen formulieren und Prognosen wagen. Die Schüler stellen Hypothesen auf, wie Wunderkerzen funktionieren und wieso man ein Grillfeuer nicht aufräumen muss. exemplarische Reaktionen unter Beteiligung von Sauerstoff, Kohlenstoff und Metallen planen, durchführen, beschreiben und in Kontexte einordnen. Die Schüler führen eigenständig Versuche zu den Problemstellungen durch. in der Teamarbeit Kooperations- Die Schüler arbeiten in Partnerar- 1 vgl.: Ministerium für Kultus, Jugend und Sport (2004): Bildungsplan Realschule, S Ministerium für Kultus, Jugend und Sport (2004): Bildungsplan Realschule, S Ministerium für Kultus, Jugend und Sport (2004): Bildungsplan Realschule, S. 96 5

8 Methodische Reflexion und Entscheidungen und Kommunikationsformen für zielgerichtetes Arbeiten erwerben. beit zusammen. Veränderungen von Stoffen durch chemische Reaktionen wahrnehmen und beschreiben naturwissenschaftliche Erkenntnisse in Alltagssituationen nutzen. Bei den Versuchen zu Metall- und Nichtmetalloxiden. Durch die Schülerversuche sollen die Alltagsphänomene erklärt und dann auf den Alltag übertragen werden. 2.2 Inhaltlicher Schwerpunkt Didaktische Reduktion Die Unterrichtseinheit "Oxidation - Nichtmetalloxide und Metalloxide ist sehr umfangreich und muss deshalb didaktisch reduziert und bewusst aufgearbeitet werden. Viele Stoffe reagieren mit Sauerstoff zu einem Metall- oder Nichtmetalloxid. Wir haben exemplarisch für Nichtmetalloxide die Reaktionen von Kohlenstoff mit Sauerstoff ausgesucht, da das Produkt dieser Reaktion (Kohlenstoffdioxid) den Schülern jeden Tag begegnet und für sie eine aktuelle Relevanz aufweist. Wir verzichten darauf, Reaktionen mit Schwefel oder Stickstoff durchzuführen. Gründe dafür sind die reizenden und giftigen Gase des Schwefeldioxid und der reizenden und schädigenden Wirkung der Stickoxide. Diese Oxidationen werden nur theoretisch aufgearbeitet. Vor allem die Stickoxide sind für den Chemieunterricht wichtig, da diese mit der Ozon- und Smogbildung sowie dem Sauren Regen zusammen hängen. Bei der Thematik der Metalloxide werden wir exemplarisch die Reaktionen von Aluminiumpulver, Eisenpulver und Eisenwolle mit Sauerstoff durchführen. Diese Reduktion erfolgt aufgrund des Alltagsbezugs der Schüler zu diesen Reaktionsprodukten. Wunderkerzen enthalten Eisen- und Aluminiumpulver und Eisenwolle dient hier zum Vergleich, da die Reaktion deutlich sichtbar wird. Durch die Verbrennung von Eisenwolle und einem Eisennagel sollen die Schülern darauf aufmerksam gemacht werden, dass die Oxidation vom Zerteilungsgrad der Stoffe abhängig ist. 3 Methodische Reflexion und Entscheidungen 3.1 Ablauf/Phasen/Artikulation Die Unterrichtseinheit Reaktionen mit Sauerstoff-Metalloxide und Nichtmetalloxide kann in Verbindung mit einem Grillfest der Schule, Klassenstufe, eingeführt werden. Die Lehrkraft bespricht mit den Schülerinnen und Schülern die Aufgabenverteilung und bringt das Aufräumen des Lagerfeuers nach dem Grillen zur Sprache. Die 6

9 Methodische Reflexion und Entscheidungen Schülerinnen und Schüler haben die Möglichkeit sich zu äußern. Es treten vermutlich folgende Meinungen auf: Da bleibt doch nichts übrig! Das verrottet Das macht Person X Zur Überprüfung wird Kohlenstoff im Reagenzglas (verschlossen mit einem Luftballon) verbrannt. Die Schülerinnen und Schüler erfahren, dass Kohlenstoff mit etwas aus der Luft reagiert. Das Produkt ist gasförmig und trübt Kalkwasser. Somit muss es sich um Kohlenstoffdioxid handeln, also hat Sauerstoff mit der Kohle regiert. Im nächsten Schritt bekommen die Schülerinnen und Schüler Wunderkerzen und dürfen diese entzünden. Die Frage: Wie funktionieren Wunderkerzen und können wir Wunderkerzen selbst herstellen führt zu den Verbrennungsversuchen. Die Schülerinnen und Schüler bekommen die einzelnen Bestandteile und Verbrennen diese im Schülerversuch. Die Schülerinnen und Schüler können erfahren, dass Aluminium- und Eisenpulver für den Funkenregen verantwortlich sind. Da die SuS nun wissen, dass Eisenpulver brennt, wird folgende Frage gestellt: Wenn Eisenpulver brennt, dann brennt auch Eisenwolle und ein Eisennagel, oder? Die SuS stellen wieder Hypothesen auf und überprüfen diese im Anschluss durch Schülerexperimente. Hierbei erfahren sie, dass Eisen umso besser brennt, je größer der Zerteilungsgrad (also die Oberfläche) ist. Des Weiteren erfahren die SuS, dass Eisenwolle nach dem Verbrennen schwerer ist. Also hat etwas aus der Luft mit der Eisenwolle reagiert. An dieser Stelle kann nun der Versuch Eisen verbrennt mit Luft anschließen. Durch den prozentualen Verlust des Volumenanteils erfährt man, dass es sich um Sauerstoff handeln muss. Nun kann mit verschiedenen Versuchen weiterexperimentiert werden. (z.b. Reaktionsenthalpie der Metalle) 3.2 Methoden Das Thema kann als stummer Impuls eingeführt werden. Auf der Tafel könnte stehen: Wer räumt das Lagerfeuer auf? Alternativ kann über ein Unterrichtsgespräch eingestiegen werden: Wer hat diese Saison schon gegrillt? Was für einen Grill benützt ihr? 7

10 Methodische Reflexion und Entscheidungen Die Hypothesen werden im Unterrichtsgespräch an der Tafel oder dem Overheadprojektor gesammelt und schriftlich festgehalten. Bis auf den Kolbenproberversuch, werden alle Experimente von den SuS in Gruppen selbstständig durchgeführt. Nun können entweder in den Gruppen oder in Partnerarbeit Vermutungen, Beobachtungen und Erklärungen gesammelt werden. Anschließend werden diese dem Plenum vorgetragen und diskutiert. Die Ergebnisse werden mit Hilfe der Tafel oder des Overheadprojektors schriftlich festgehalten. Der Kolbenproberversuch wird als Lehrerexperiment durchgeführt, wobei ein oder zwei SuS mithelfen können. 3.3 Sozialformen Es werden Phasen der Einzel-, Partner- und Gruppenarbeit angeboten. Die Hypothesenbildung und Besprechung der Ergebnisse erfolgt immer im Plenum als Unterrichtsgespräch. 3.4 Medien Als Medien dienen die Tafel, der Overheadprojektor, Arbeitsblätter und die verschiedenen Experimente. 3.5 Alternativen Es können natürlich noch andere Metalle verbrannt werden. Der Versuch mit der Kupferwolle könnte als Lehrerversuch mit Hilfe einer Balkenwaage vorgeführt werden. Schwefel verbrennen 8

11 Quellen 4 Quellen 4.1 Internetquellen ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) ( ) 4.2 Literatur Mortimer, C. et all (8., komplett überarbeitete und erweiterte Auflage, 2003): Chemie Das Basiswissen der Chemie. Ministerium für Kultus, Jugend und Sport (2004): Bildungsplan Realschule. 4.3 Grafiken der Arbeitsblätter Grafiken erstellt mit Labormaker ( ) 5 Anhang 5.1 Arbeitsblätter zu den Versuchen 9

12 Anhang Wer entsorgt die Reste des Grillfeuers? Versuch: Die Verbrennung von Kohlenstoff Geräte: Großes Reagenzglas, kleines Reagenzglas, Reagenzglashalter, 2 Gummistopfen (groß und klein), Glasrohr mit Luftballon, Bunsenbrenner, Streichholz, Schutzbrille; Chemikalien / Stoffe: Gasflasche mit Sauerstoff, Kohlenstoff (gekörnt), Kalkwasser, etwas Sand; Sicherheitsvorkehrungen: Schutzbrille aufziehen Bei langen Haaren Haargummi Versuchsanleitung: In das große Reagenzglas wird eine gehäufte Spatelspitze Kohlenstoff gegeben und dann Sauerstoff gespült. Anschließend verschließt man das Reagenzglas mit dem durchbohrten Gummistopfen, an dem das Glasrohr mit dem Luftballon angebracht ist. Beim Verschließen ist darauf zu achten, dass sich in dem Luftballon keine Luft befindet. Der Kohlenstoff wird über der Brennerflamme stark erhitzt, bis er zu glühen beginnt. Dann sollte das Reagenzglas kräftig geschüttelt werden. Nachdem das Reagenzglas ein wenig abgekühlt hat, wird der Gummistopfen abgenommen und das entstandene Gas in das kleine Reagenzglas, welches Kalkwasser enthält, gefüllt. Anschließend wird das kleine Reagenzglas mit dem Gummistopfen verschlossen und geschüttelt. Versuchsskizze: Versuchsbeobachtung: Der Kohlenstoff glüht auf und durch das Schütteln des Reagenzglases verschwindet er vollständig. Der Luftballon bläst sich auf. Schüttet man das entstandene Gas in das kleine Reagenzglas, trübt sich das Kalkwasser. Versuchsdeutung: Der Kohlenstoff reagiert mit dem Sauerstoff zu Kohlenstoffdioxid, welches durch das Kalkwasser nachgewiesen wird. Reaktionsgleichungen: C + O 2 CO 2!!! Schlussfolgerung: Das Grillfeuer räumt sich selbst auf!!! 10

13 Anhang Wie funktionieren Wunderkerzen? Versuch: Verbrennung der Inhaltsstoffe von Wunderkerzen Geräte: Bunsenbrenner, Streichholz, Magnesiarinne, Schutzbrille; Chemikalien / Stoffe: Stärke, Bariumnitrat, Eisenpulver, Aluminiumpulver, Magnesiumpulver; Sicherheitsvorkehrungen: Schutzbrille aufziehen Bei langen Haaren Haargummi Versuchsanleitung: Untersuche die Bestandteile einer Wunderkerze auf ihre Brennbarkeit. Puste sie dazu über eine Magnesiarinne in die rauschende Flamme des Bunsenbrenners. Versuchsskizze: Pusten! Versuchsbeobachtung: Aluminium, Eisen und Magnesium zeigen einen Funkenregen. Mit Stärke und Bariumnitrat passiert nichts. Versuchsdeutung: Für die Funken der Wunderkerze sind Aluminium, Eisen und Magnesium verantwortlich. Die Stärke dient lediglich als Klebstoff für die Wunderkerzenpaste, das Bariumnitrat als Katalysator. 11

14 Anhang Wenn Eisenpulver brennt, brennen dann auch Nägel und Eisenwolle? Versuch: Entzündung von Nägeln (V 1) und Eisenwolle (V 2) Zu Versuch 1: Geräte: Bunsenbrenner, Streichholz, Tiegelzange, Schmirgelpapier, Schutzbrille; Chemikalien / Stoffe: Eisennägel Sicherheitsvorkehrungen: Schutzbrille aufziehen Bei langen Haaren Haargummi Versuchsanleitung: Halte mit Hilfe einer Tiegelzange einen Eisennagel in die rauschende Brennerflamme. Vergleiche diesen danach mit einem anderen. Schmirgle nach dem Abkühlen den Eisennagel ab. Versuchsskizze: Eisennagel Versuchsbeobachtung: Der Nagel wird dunkel, wenn man ihn in die Flamme hält. Nach dem Schmirgeln wird er wieder hell. Versuchsdeutung: Der Eisennagel reagiert nur an der Oberfläche. 12

15 Anhang Zu Versuch 2: Geräte: Waage, Porzellanschale, Schere, Glimmspan, Streichholz, Schutzbrille; Chemikalien / Stoffe: Lockeres Knäuel Eisenwolle Sicherheitsvorkehrungen: Schutzbrille aufziehen Versuchsanleitung: Miss mit Hilfe einer Waage das Gewicht eines lockeren Knäuels feiner Eisenwolle. Lege dieses in eine Porzellanschale und entzünde es mit einem Glimmspan. Miss anschließend wiederum das Gewicht der Eisenwolle. Versuchsskizze: Porzellanschale mit Eisenwolle Versuchsbeobachtung: Die Fäden der Eisenwolle glühen, werden schwarz und sind geschrumpft. Die Waage zeigt eine Gewichtszunahme an. Versuchsdeutung: Durch die Verbrennung wurde das Eisen schwerer. Es muss folglich mit Luft oder einem Bestandteil der Luft reagiert haben. Ergebnis der Versuche 1 und 2: Je größer der Zerteilungsgrad, desto besser brennt das Metall. Metalle reagieren mit Luft oder mit einem Bestandteil der Luft. 13

16 Anhang Was reagiert bei der Verbrennung von Eisen? Versuch: Einleiten von Luft in erhitzte Eisenwolle Geräte: Zwei Stative (Stange, Muffen ), zwei Kolbenprober (100 ml), zwei kurze Schlauchstücke, Quarzrohr (20 cm lang, 8 mm Durchmesser), Glasstab, Schere, Bunsenbrenner, Streichholz, Schutzbrille; Chemikalien / Stoffe: Eisenwolle; Sicherheitsvorkehrungen: Schutzbrille aufziehen Bei langen Haaren Haargummi Versuchsanleitung: Baue die Apparatur wie in der Versuchsskizze gezeichnet auf und schiebe mehrmals die eingeschlossene Luftportion (100 ml) über die erhitzte Eisenwolle. Lies das Volumen des erkalteten Restgases ab und ermittle den Verbrauch. Versuchsskizze: Eisenwolle 100 ml Luft Versuchsbeobachtung: Die Eisenwolle wird schwarz. Das Volumen des Restgases beträgt ca. 80 ml. Versuchsdeutung: Aufgrund der bekannten Zusammensetzung der Luft (78% Stickstoff, 21 % Sauerstoff, 1 % Edelgase) lässt sich schließen, dass die Eisenwolle mit dem Sauerstoff der Luft reagiert hat. Eisen + Sauerstoff Eisenoxid 4 Fe + 3 O 2 2Fe 2 O 3 14

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