Salze – Säulen der Menschheit - Liebfrauenschule Vechta

Salze – Säulen der Menschheit
- Dem Calcium auf der Spur -
Klasse 10 a Liebfrauenschule Vechta
Kurs Ernährungslehre mit Chemie
Beitrag zum Wettbewerb VCI LV Nord 2007/08

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Inhalt
Teil I
1 Vorwort 2
2 Einleitung 3
3 Vorstellung der Gruppe 4
4 Titrimetrische Calciumgehaltsbestimmung in der Milch 5
5 Calcium-Ionen – Wichtige Kationen in unserem Körper 7
6 Nachweis von Calcium und Phosphat in Knochen
6.1 Nachweis von Calcium 9
6.2 Gipsnadeln 10
6.3 Nachweis von Phosphat-Ionen 11
7 Das geht uns an......Das geht uns an die Nieren 13
8 Nierensteine 15
9 Der Oxalsäure auf der Spur 16
10 Nachweis von Calcium-Ionen im Harn 20
11 Elektrolytverluste 22
12 Abschließende Gedanken zum Thema: Calciumgehalt im Mineralwasser 25
Teil II
13 Zur Unterrichtskonzeption 27
14 Skizzierung des Ablaufs 28
15 Zusammenfassender Erfahrungsbericht 29
16 Literaturhinweise 30
17 Anhang 31
1

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1 Vorwort
Zugegeben, das Vorwort könnte eigentlich Nachwort heißen. Denn ich schreibe es mit ein
wenig Wehmut, da mit diesem Schuljahr der Wahlpflichtbereich der Klasse 10 endet.
Zukünftige G8-Jahrgänge haben keine Zeit mehr dafür.
Wehmut deshalb, da das Fach Ernährungslehre mit Chemie so viel Freiraum schuf für das
Lernen im Kontext. Für das projektorientierte Lernen. Für die Entwicklung eigener Ideen –
auch abseits eines ansonsten eng gestrickten Lehrplanes.
Und der Unterricht machte einfach immer Freude. Wir sahen gemeinsam über den Tellerrand,
die Schülerinnen konnten chemische Themen vertiefen und so verstehen.
So auch beim Thema Salze – Säulen der Chemie.
Aus einer Anregung durch den Wettbewerb Das ist Chemie ergab sich im Unterricht die
vertiefende Behandlung der Thematik ‚Milch’ und die Facette Calcium rückte in den
Mittelpunkt. Der Elektrolythaushalt wurde dabei hinterfragt, die Verluste über Harn und Haut.
Bei der titrimetrischen Ermittlung des Calciumgehaltes der Milch ergab sich eine vertiefende
Behandlung der Thematik Titration – parallel wurde im Chemieunterricht das Thema Säuren
und Basen behandelt. Welche Rolle das Calcium im Körper des Menschen spielt wurde vom
Kurs hinterfragt – eine nahe liegende Thematik für diesen Wahlpflichtbereich.
In Variation zum Arbeitstitel ergab sich dann auch das Thema
Salze – Säulen der Menschheit
Dem Calcium auf der Spur
2
Die Kursleiterin Heike Fischer

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2 Einleitung
„Calcium.- Ein typisches Erdalkalimetall ist das Calcium. Es ist ein silberglänzendes Leichtmetall. Calcium ist
etwas härter als Lithium, das härteste Alkalimetall. Zu den Verbindungen des Calciums gehören viele Mineralien
wie Kalkstein, Marmor und Gips.
An der Luft reagiert Calcium allmählich mit Sauerstoff und Feuchtigkeit; beim Erhitzen verbrennt es mit
ziegelroter Flamme zu Calciumoxid.“[ 1 ]
Das war die eher trockene Thematik in Klassenstufe 9. Wir haben darüber eine Arbeit
geschrieben. Eigentlich war der Inhalt auch schon wieder (fast) in Vergessenheit geraten.
Aber der Inhalt bekam im letzten Schulhalbjahr eine neue Bedeutung. Wir haben erfahren,
dass diese Chemie viel mit uns, mit unserem Körper, mit unserem Stoffwechsel zu tun hat.
Wir haben viel experimentiert. Wir haben neue Zusammenhänge entdeckt. Wir haben
quantitativ gearbeitet und so einen Einblick in die Arbeit der Oberstufe erhalten.
Besonders gut hat uns gefallen, dass wir unsere eigenen Elektrolytverluste über die Haut und
den Harn untersuchen durften.
Wir durften eigene Vorstellungen einbringen und unseren eigenen Fragen nachgehen.
Wir wünschen Ihnen nun ebenso viel Spaß beim Lesen.
Der Kurs Ernährungslehre, Klasse 10a
(In der Mitte zu sehen: Schülerin des Kurses. Brachte zunächst Gallensteine an. Besitzer
unbekannt. Kommentar: Oh, nein, keine Gallensteine! N-i-e-r-e-n-s-t-e-i-n-e sollen es sein!
Gallensteine sind uns zu schwierig.
Trotzdem. Danke, C.! ^^ )
3

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3 Vorstellung der Gruppe
Der Kurs Ernährungslehre mit Chemie
Liebfrauenschule Vechta
Schuljahr 2007/08
Hintere Reihe von links nach rechts: Stephanie Bramlage – Isabel Ripke – Carina Kenkel –
Gesa Großmann – Nicole Mousset – Jantje Brüning
Mittlere Reihe von links nach rechts: Julia Feldten – Franziska Niemann – Katja Dinklage –
Lena Lüske – Hannah Ratermann
Untere Reihe von links nach rechts: Mona Wessels – Julia Avermann – Johanna Freitag
4

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4 Titrimetische Calciumgehaltsbestimmung in der Milch
Geräte:
Erlenmeyerkolben (300 ml)
Bürette
Trichter
Messkolben (100 ml, 250 ml, 1000 ml)
Pipette (5 ml)
Peleusball
Stativmaterial
Waage
Chemikalien:
Natriumhydroxid-Plätzchen
EDTA/Komplexon III
Calconcarbonsäure
Methanol
Destilliertes Wasser
Milch
Durchführung:
Als erstes haben wir das EDTA mit der Konzentration 0.1 mol/l hergestellt. Danach füllten
wir die Bürette mit dieser Lösung auf. Anschließend träufeln wir das EDTA in ein
Becherglas, das 5 ml Milch und 145 ml destilliertes Wasser enthielt. Damit der pH-Wert ca.
12 beträgt geben wir 8 NaOH-Plätzchen, die vorher in destilliertem Wasser gelöst werden, in
die Milch. Nachdem der Indikator Calconcarbonsäure hinzugefügt wurde, öffnen wir die
Bürette
Und warten auf den Farbumschlag. Die Maßlösung wird nun notiert. Nach einigen Versuchen
berechnen wir den Mittelwert.
Beobachtung:
Die Farbe schlägt von rosa/rot nach blau um.
V (ml) EDTA
1.) 14
2.) 15
3.) 16,5
46:3= 15,3 (Durchschnitt)
5

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Deutung:
Durchschnittlich wurden 15,3 ml EDTA-Lösung der Konzentration c= 0,01 mol/l für die
Titration von 5ml Milch benötigt.
Gesucht: m Ca ²+ I.) in 5 ml Milch
II.) in 100 ml Milch
Rechnung:
Es gilt:
Laut Reaktionssymbol:
n (Ca² + ): n(EDTA) = 1:1
Mit: n= c⋅ V
und
n= m/M
gilt:
c (EDTA) 0,01 mol/l
V (EDTA) 15,3 ml
V (Milch) 5 ml
m(Ca² + )/M(Ca² + ) = c (EDTA) ⋅ V (EDTA) |⋅ M (Ca 2+)
⇔ m (Ca² + ) = c (EDTA) ⋅ V (EDTA) ⋅ M (Ca² + )
Das Einsetzen der Werte liefert:
m (Ca² + ) = 0,01 mol/l ⋅ 15,3ml ⋅ 40 g/mol
m (Ca² + ) = 0,01 mol/l ⋅ 0,0153l ⋅ 40g/mol
m (Ca² + ) = 0,00612g = 6,12 mg
In 5ml sind also 6,12mg Calcium enthalten.
Für 100 ml Milch gilt also:
Wenn in 5ml Milch 6,12 mg Calcium vorhanden sind,
dann sind in 1ml Milch 1,224 mg und
in 100ml Milch sind 122,4 mg
100 ml Milch enthält 122,4 mg Ca² +
6

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Vergleichen wir den experimentell ermittelten Wert mit den Angaben auf der Verpackung, so
liegen die Werte dicht beieinander: Auf der Verpackung der Milch Milsani (Aldi) werden 120
mg Calcium pro 100ml angegeben.
Die Methode der titrimetrischen Ermittlung des Calciumgahaltes scheint also eine sichere
methode zur Ermittlung zu sein.
5 Calciumionen 1 – Wichtige Kationen in unserem Körper
Calcium, oder in der Chemie auch als Ca bekannt, ist ein sehr wichtiger Bestandteil in
unserem Körper. Ohne Calcium würden unsere Knochen und Zähne in sich zusammenfallen,
Wunden würden langsamer heilen, wir könnten schneller Entzündungen bekommen, unsere
Muskeln würden nicht mehr richtig arbeiten und unser Herz nicht mehr richtig schlagen.
Daher beträgt der Calciumgehalt eines gesunden männlichen Erwachsenen im Körper mehr
als 1 kg, Frauen haben ca. 800 g Calcium im Körper und Neugeborene ca. 30 g. Bei
Neugeborenen verdoppelt sich der Calciumgehalt in den ersten 4 Monaten. Dieser rapide
Anstieg wird durch die Muttermilch herbeigeführt, was zu Lasten des mütterlichen Pools
entsteht. Deshalb haben stillende bzw. schwangere Frauen einen höheren Calciumbedarf.
Wieviel Calcium man täglich zu sich nehmen soll ist nicht ganz klar: Die Meinungen der
Wissenschaftler gehen hier auseinander, z.B schlägt das NIH im Wachstum und für Frauen
nach der Menopause 1500 mg Ca/Tag vor ; hingegen schlagen andere Wissenschaftler eine
Calciumzufuhr von 1000 mg pro Tag vor. In welchem Bereich die Wissenschaftler sich
jedoch einig sind ist, dass die Calcium-Zufuhr immer wichtig ist, aber besonders bis zum 35.
Lebensjahr um der Knochenkrankheit Osteoporose vorbeugen zu können.
Ein Mensch kann sich kurzfristig an eine sehr geringe Calciumzufuhr (unter 200 mg)
anpassen. Jedoch muss beachtet werden, dass langfristig die Mindestzufuhr von 500 mg/Tag
(bei einem Erwachsenen) nicht unterschritten werden sollte, besonders nicht, wenn der Körper
noch am wachsen ist.
Calcium kommt in nicht allzu vielen Lebensmitteln vor: Sie sind auf Milch, Milchprodukte,
einige Gemüsesorten, Kräuter und Nüsse beschränkt. Das calciumreichste Lebensmittel ist
hier alter dehydrierter Pamesan mit ca. 1200 mg/100 g. Calciumarme Lebensmittel sind z.B:
Muskelfleisch, Fisch, Obst und Getreide. Den Calciumgehalt kann man auch am Fettgehalt
des jeweiligen Lebensmittel erkennen: je fetter das Lebensmittel ist, desto weniger Calcium
ist vorhanden.
Die Aufnahme von Calcium ( oder auch Resorption genannt) geschieht auf zwei Wegen. Der
erste Weg ist der aktive Transport im Zwölffingerdarm und in Teilen des Dünndarms. Der
zweite Weg hingegen ist die nicht beeinflussbare, passive Aufnahme im ganzen Darm. Die
Aufnahmequote beträgt 20 – 60 %, die jedoch durch viele Faktoren beeinflusst wird: z.B.
Hormonelle Steuerung, Löslichkeit der aufgenommenen Calciumverbindungen.
Das Hauptspeicherorgan sind die Knochen, die bis zu 1000 mg Ca/ Tag austauschen.
Notwendig dafür ist die Aktivierung von Osteoplasten bzw. Osteoklasten und die
Bereitstellung von Phosphat durch die alkalischen Phosphate. Ausgeschieden kann Calcium
durch Galle- und Pankreassektion und Schweiß. Die hormonelle Ausscheidung geschieht nur
über die Niere. [ 2 ]
1Im Weiteren für die bessere Lesbarkeit: Calcium
7

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Wie decke ich meinen Calciumbedarf?
Gehen wir von einer täglichen Zufuhr von 1000mg aus, so müssten wir bei der Annahme von
122,4 mg Ca pro 100 ml Milch exakt 816,9 ml Milch pro Tag (jeden Tag) trinken. In
unserem Kurs schafft das keine Schülerin...
Der Bedarf an Calcium ist erstaunlich hoch und wir verweisen an dieser Stelle schon einmal
auf das letzte Kapitel unserer Ausführungen – da bieten wir eine unserer Meinung nach
brauchbare Lösung an....
Angaben in mg Calcium pro 100g Lebensmittel
Milchprodukte
[Vollmilch 3,5%] 120 mg
Speisequark 80 mg
Parmesan 1335 mg
Gemüse
Grünkohl 210 mg
Porree 87 mg
Kräuter
Brennnessel (frisch) 200 mg
Petersilie (frisch) 24 mg
Getreide
Brötchen 25 mg
Vollkornbrot 63 mg
Ölsaaten
Leinsamen 230 mg
Mohn 1460 mg
Fisch
Ölsardine 30 mg
Scholle 1460 mg
(Quelle: www.grussendorf-bacher.com)
8

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6 Nachweis von Calcium und Phosphat in Knochen
►6.1 Nachweis von Calcium
Substanzen:
Hühnerknochen, Schwefelsäure c= 2 mol/l, Salzsäure (konz.)
Geräte:
Porzellantiegel, Dreifuß mit Gitternetz, Bunsenbrenner, Mörser, Becherglas, Heizplatte,
Objektträger, Mikroskop, Hammer
Prinzip des Verfahrens:
Knochenasche wird mit HCl behandelt und im salzsauren Auszug wird Ca 2+ mikrochemisch
als CaSO4 ⋅ 2H2O nachgewiesen.
Durchführung und Beobachtung:
Wir zertrümmern einen Hühnerknochen mit einem Hammer. Einzelne Knochensplitter werden
in einem Porzellantiegel über dem Bunsenbrenner erhitzt. Die Hühnerknochenasche wird
anschließend zermörsert, damit sie für die Weiterführung des Versuches geeignet ist.
Diese Knochenasche wird nun in Salzsäure aufgekocht. Ein Tropfen der aufgekochten Lösung
wird dann auf einen Objektträger gegeben , neben diesen Tropfen wird ein Tropfen
Schwefelsäure gebracht. Nun werden beide Tropfen ineinander verschleppt. Nach einigen
Minuten kann man deutlich ausgebildete Gipsnadeln erkennen.
9

6.2 Gipsnadeln – mikroskopische Aufnahmen
10

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Ergebnisse und Erläuterungen
Frische Knochen bestehen zu 50-60% aus Mineralsubstanz. Diese bleibt beim Verbrennen als
grauweiße Knochenasche zurück. Sie besteht überwiegend aus Calciumphosphat Ca3(PO4)2
und kristallinem NanCa 5-n(PO4) 3-n(CO3) n(OH), einem Hydroxidapatitabkömmling.
Die Bildung von Gipsnadeln kann als empfindlicher Nachweis für Calcium-Ionen genutzt
werden. Es bilden sich Kristallbüschel bzw. nadelartige, farblose Kristalle, wie die
mikroskopischen Aufnahmen der vorherigen Seite zeigen.
►6.3 Nachweis von Phosphat-Ionen
Geräte und Substanzen:
Reagenzglas, Porzellantiegel, Bunsenbrenner, Hühnerknochen, Salpetersäure(konz.),
Ammoniumpolymolybdat (NH4)6Mo7O24 ⋅ 4H2O), Ammoniumnitrat (NH4NO3)
Durchführung und Beobachtung:
Zunächst wird ein Reagenz hergestellt. Dazu benötigt man Ammoniumpolymolybdat und 3
ml Wasser. Ammoniumpolymolybdat wird unter Wärme gelöst. Nun wird in dieser Lösung
noch 1g Ammoniumnitrat gelöst und die entstandene Lösung wird in 3ml halbkonzentrierter
Salpetersäure gegeben. Dabei wird ein weißer Niederschlag sichtbar. Es handelt sich um
Molybdänsäure. Der Niederschlag geht beim Umschütteln in Lösung.
Nun gibt man die Hühnerknochenasche in ein Reagenzglas gegeben und kocht diese mit
einigen Millilitern konzentrierter Salpetersäure. Danach wird die Lösung mit Wasser auf das
doppelte Volumen gebracht und danach wird diese trübe Lösung filtriert. Das Filtrat wird mit
der obigen Reagenzlösung (2 ml) versetzt. Die Lösung färbt sich gelb. Erwärmt man die
Lösung, entsteht allmählich ein feinkörniger, gelber Niederschlag, dieser setzt sich gut ab.
Deutung:
Bei dem gelben Rückstand
handelt es sich um
Ammoniummolybdatophosphat:
(NH4)3[P(Mo3O10)4]⋅ nH2O).
Dieses gilt als Nachweis für
phosphathaltige
Probelösungen: Fällt aus
salpetersaurer
Ammoniummolybdatlösung
ein gelber Niederschlag aus,
so gilt dieses als Nachweis für
Phosphate.
11

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Erläuterungen
Phosphor - ein wichtiger Bestandteil in unserem Körper:
Phosphor liegt im Körper fast ausschließlich in Form von Phosphat vor. Phosphat ist ein
Bestandteil von Knochen und Zähnen, organischen Estern wie ATP und Fetten.
Ist zu viel Phosphat im Körper gefährlich?
Im Blut stehen Phosphat und Calcium im Zusammenhang, der Calcium- und
Phosphatstoffwechsel sind miteinander gekoppelt. Wenn der Phosphatgehalt im Blut steigt,
sinkt der Calciumgehalt, dieses stimuliert die Nebenschilddrüse und diese schüttet
Parathormon aus. Parathormon fördert den Übergang von Calcium aus den Knochen in das
Blut, dazu muss also Calcium in den Knochen abgebaut werden. Dieses Calcium zusammen
mit Phosphat führt zum Verkalken der großen und kleinen Blutgefäße. Einengung oder der
Verschluss der Herzkranzgefäße oder der Arterien, die das Hirn versorgen, kann dazu führen,
dass man einen Herzinfarkt oder einen Schlaganfall bekommt.
Was soll man machen, wenn man zu viel Phosphat im Körper hat?
Die Ausscheidung von Phosphat kann nicht gesteigert werden, daher muss man auf den
Phosphorgehalt in der Nahrung achten, um den Phosphatgehalt im Blut zu regulieren.
Phosphor ist in Nahrung mit Eiweiß und tritt als Zusatz bei der Herstellung von
Nahrungsmitteln auf. Vor Allem ist Phosphor in Fleisch, Fisch, Geflügel, Milch und
Milchprodukten, Schmelzkäse, Nüsse, Mandeln, Vollkornprodukten und Hülsenfrüchten. In
Nahrungsmitteln dient Phosphor als Stabilisator und bewahrt bzw. verbessert die Konsistenz.
Durch dieses Verfahren wird der natürliche Phosphorgehalt erheblich erhört. Der
Phosphorzusatz wird auf Lebensmitteln auf der Verpackung durch so genannte E-Nummern
gekennzeichnet, z.B. E338 in Cola.
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7. Das geht uns an...
13
...Das geht uns an die Nieren
Mikroskopische Aufnahme eines Nierensteines

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Mikroskopische Aufnahmen von Nierensteinen – nach erfolgter Stoßwellentherapie
Kommentar: Klein und scharf (-kantig), das sieht man ja erst jetzt!
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8 Nierensteine
Erstaunliche Konkremente, diese Steine, die die Natur hervor bringt. Klein, scharfkantig, man
spürt sie schon beim Anschauen im eigenen Körper scheinbar rumoren.
Streichholzkopfgroß – dieser Nierenstein musste operativ entfernt werden.
„Nierensteine. Konkremente, die in der Niere, im Nierenbecken od. im Harnleiter auftreten.
Sie bestehen zu 25% aus org. Substanzen u. zu 75% aus Mineralsalzen, die normalerweise im
Harn gelöst sind. Am häufigsten sind N. aus Calciumoxalat od. Gemischen von
Calciumoxalat u. Calciumphosphat (66%). (...) Ihre Größe reicht von sandkorngroßem
Nierengrieß bis zu das gesamte Nierenbecken ausfüllenden Ausgußsteinen. N. können den
Harnabfluß blockieren u. so zu Harnstau, Schädigung des Nierengewebes und Entzündungen
führen. Die Wanderung eines N. entlang des Harnleiters führt zu heftigsten krampfartigen
Schmerzen (Nierenkolik). Ursache u. Entstehung von Nierensteinleiden sind ungeklärt,
begünstigende Faktoren sind ungünstige (z.B. Oxalsäure-reiche) Ernährung, hormonelle
Störungen (z.B. des Calcium-Stoffwechsels) u. Störungen des Harnsäurestoffwechsels.
Behandlungsmöglichkeiten sind die Extraktion mit Hilfe einer durch einen Katheter
eingeführten Schlinge, die Zertrümmerung durch Ultraschall- od. Stoßwellellen,
medikamentöse Auflösung od. die operative Entfernung.“
[ 3
]
15

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9 Der Oxalsäure auf der Spur
Nierensteine können in Zusammenhang mit oxalsäurehaltiger Ernährung stehen. Aber welche
Nahrungsmittel weisen einen hohen Gehalt dieser Säure auf? EinArtikel in unserer örtlichen
Zeitung brachte uns auf die Spur:
Rhabarber
blanchieren
Vor der Zubereitung von
Rhabarber empfiehlt es sich,
die klein geschnittenen Stangen
kurz zu blanchieren und
das Wasser abzugießen. So
lassen sich nach Angaben der
Verbraucherzentrale Sachsen
in Leipzig erheblicheMengen
Oxalsäure entfernen. Rhabarber
enthält wie Rote Beete,
Kakao oder Spinat einen
hohen Anteil dieser Fruchtsäure.
Weniger Oxalsäure
wird auch bei der Kombination
mit Milchprodukten
aufgenommen.
Aus: Oldenburgische Volkszeitung, Dienstag dem 13.05.2008, S. 15
Daraufhin führten wir folgende Versuche in fünf Versuchsgruppen durchdurch:
►Isolierung von Oxalsäure aus Rhabarber (Versuchsreihe 1)und
►Titrimetrische Bestimmung des Oxalsäuregehaltes (Versuchsreihe 2)
Versuchsreihe 1 : Isolierung von Oxalsäure
Geräte und Chemikalien:
Bechergläser, Heizplatte, Messer, Zentrifuge, Filter, Calciumacetat
Rhabarber: 12 Gramm Blatt, 12 Gramm Schale, 12 Gramm Fruchtfleisch
Durchführung:
Nachdem wir die einzelnen Bestandteile des Rhabarbers zerkleinert haben, kochten wir diese
jeweils in 100 ml Wasser etwa 10 Minuten, ließen über Nacht stehen und filtrierten anschließend.
Das Filtrat wurde mit einem Puffergemisch auf einen pH-Wert von ca. 5 eingestellt und
mit Calciumacetatlösung (w=10%) versetzt. Im Anschluss daran zentrifugierten wir die
Suspension und dekantierten den Überstand ab (Vorbereitung der Versuchsreihe 2).
16

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Beobachtung:
Nach der Zugabe der Calciumacetatlösung bildete sich ein feinkristalliner, weißer Niederschlag.
Deutung:
Die Calcium-Ionen der Calciumacetatlösung reagieren zusammen mit den Oxalat - Anionen
zu Calciumoxalat:
C2O4 2- (aq) + Ca 2+ (aq) → CaC2 O4 (s)
Calciumoxalat ist (unter diesen Bedingungen bei pH=5) schwerlöslich.
Versuchsreihe 2: Titrimetrische Bestimmung des Oxalsäuregahltes
Geräte und Chemikalien:
Schwefelsäure (c=1mol/l), Kaliumpermanganatlösung (c=0,001mol/l)
Erlenmeyerkolben, Magnetrührer, Rührfische, Bürette
Durchführung und Beobachtung:
Durch die Zugabe von Schwefelsäure zum Niederschlag lösten wir das Calciumoxalat. Um
den Oxalsäuregehalt im Blatt, in der Schale und im Fruchtfleisch zu ermitteln, titrierten wir
die Lösungen gegen Kaliumpermanganat (c=0,01mol/l).
Bei der Titration mit Kaliumpermanganat verbrauchten wir
►für das Blatt 12,1 ml
►für die Schale 23,5 ml
►für das Fruchtfleisch 8,9 ml
bis zur bleibenden Rotfärbung.
Berechnungen:
Grundlage der Berechnung ist folgendes Reaktionssymbol:
5 H2C2O4 + 2 MnO4 - + 6 H + →10 CO2 + 2 Mn 2+ + 8 H2O
Es gilt somit für das Stoffmengenverhältnis:
n( Oxalsäure)
n( Kaliumpermanganat)
17
= 5
2

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Mit der Beziehung n = c ⋅ V gilt dann:
n (H2C2O4) =
5
2 ⋅ c(MnO4 - ) ⋅ V(MnO4 - )
Für die Berechnung der Masse m(H2C2O4) gilt:
m (H2C2O4) =
mit M(H2C2O4) = 90 g/mol
►Blatt:
m (H2C2O4) =
5
2 ⋅ c(MnO4 - ) ⋅ V(MnO4 - ) ⋅ M(H2C2O4)
5
2
m (H2C2O4) = 0,027225 g
⋅ 0,01mol/l ⋅ 0,0121 l ⋅ 90 g/mol
Wir ermittelten in verschiedenen Versuchsgruppen, dass in 12 Gramm Rhabarberblatt
durchschnittlich 0,027225 g = 27,225 mg Oxalsäure enthalten sind.
In 100 Gramm des Blattes sind demnach 0,226875 g = 226,875 mg Oxalsäure enthalten.
►Schale:
m (H2C2O4) =
5
2
m (H2C2O4) = 0,052875 g
⋅ 0,01mol/l ⋅ 0,0235 l ⋅ 90 g/mol
In 12 Gramm Rhabarberschale sind durchschnittlich 0,052875 g = 52,875 mg Oxalsäure
enthalten.
In 100 Gramm der Schale sind demnach 0,440625 g = 440,625 mg Oxalsäure.
►Fruchtfleisch:
m (H2C2O4) =
5
2
m (H2C2O4) = 0,020025 g
⋅ 0,01mol/l ⋅ 0,0089 l ⋅ 90 g/mol
18

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In 12 Gramm Rhabarberfruchtfleisch sind durchschnittlich 0,020025 g = 20,025 mg
Oxalsäure enthalten.
In 100 Gramm der Fruchtfleisch sind demnach 0,166875 g = 166,875 mg Oxalsäure.
Deutung:
Das Blanchieren macht also einen Sinn. Oxalsäure ist gut wasserlöslich und selbst durch eine
kurze Kochzeit gelangt viel davon in das Kochwasser.
Wir stellen weiterhin fest, dass in der Schale am meisten Oxalsäure enthalten ist. Daher sollte
man darauf achten, dass man vor dem Blanchieren und für die Zubereitung den Rhabarber
schält, um beim Verzehr von Rhabarbergerichten zu verhindern, dass der Körper zu viel
Oxalsäure aufnimmt.
Dann heißt es auch weiterhin:
Da die für einen Erwachsenen
gefährliche Dosis bei 5 bis 15
g Oxalsäure liegt, wird dieser
Wert selbst bei großen Portionen
nicht erreicht.
Man müßte von dem
Fruchtfleisch immerhin rund
3kg zu sich nehmen, um auf
5g Oxalsäurezufuhr zu
kommen.
Guten Guten Appetit! Appetit!
Appetit!
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10 Nachweis von Calcium-Ionen im Harn
In unserer Versuchsreihe zum Thema Salze/Calcium haben wir auch einen Versuch zum
Nachweis von Calcium im Harn durchgeführt, da jeder normale menschliche Harn Calcium-
Ionen enthält. In unserem Versuch benutzten wir das Sulkowitsch.Reagenz . Dies ist eine
wässrige Lösung, die aus Ammoniumoxalat [(NH4)2C2O4 (s), gesundheitsschädlich, Xn],
Oxalsäure [H2C2O4 (s), gesundheitsschädlich, Xn] und Eisessig [ CH3 COOH (l), ätzend ,c]
besteht. Dieses Reagenz wird in unserem Versuch als Nachweis Reagenz verwendet.
Arbeitsmaterialien:
Geräte: Becherglas, Reagenzglas, Pipette
Chemikalien: Sulkowitsch-Reakenz,, dest.Wasser , Harn
Sicherheitsvorschriften:
Schutzbrille verwenden, Vorsicht beim Umgang mit Eisessig, denn die Dämpfe sind ätzend!
Versuchsdauer:
3 Minuten
Durchführung:
Einige Schüler haben etwas Sulkowitsch-Reagenz bekommen, das unsere Lehrerin zuvor aus
1g Ammoniumoxalat, 1g Oxalsäure und 2 ml Eisessig in 60ml dest. Wasser hergestellt hatte.
Dann haben die Schülerinnen gleich viel Reagenz wie Harn zusammen in ein Reagenzglas
gegeben und daraufhin gut vermischt.
Beobachtung:
Wir haben beobachtet, dass sich im Harn der Testpersonen unter Anwendung der
Sulkowitsch-Probe ein wolkiger Niederschlag gebildet hat. Bei diesem gab es einige
Unterschiede zu sehen. Der Niederschlag unterscheidet sich von einer leichten bis sehr
starken Ausprägung.
Deutung:
Der calciumhaltige Urin reagiert mit dem Sulkowitsch-Reagenz. Es wird Calcium als
schwerlösliches Calciumoxalat ausgefällt.
Durch einen wässrigen, also leicht wolkigen Niederschlag stellen wir einen Calciummangel
fest. Dies kann zu Osteoporose, Osteomalazie oder auch zu gestörten Reizleitungen führen.
Ein starker wolkiger Niederschlag zeigt, dass eine Calciumüberdosierung vorhanden ist. Dies
kann zu Magen.-Darmberschwerden , Nierensteinen, Muskelschwäche, Müdigkeit und
Wechselwirkung mit bestimmten Medikamenten führen. Ein Niederschlag, der nicht stark
wolkig aber auch nicht fast wässrig ist, also ein Mittelding der Über- und Unterdosierung
zeigt, dass der Calciumgehalt im Urin bzw. Körper normal ist.
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Bei einem normalen Calciumgehalt des Harns von etwa 90 mg/l bildet sich eine wolkige
Trübung von Calciumoxalat (Linkes Reagenzglas; Probe mit Calciumchloridlösung
entsprechender Konzentration).
Reagenzglas Mitte. Starker Niederschlag bei einer Konzentration von 180 mg/l.
Reagenzglas rechts: Testergebnis mit Harn. Es bildete sich ein wolkiger Niederschlag bei
Zugabe des Sulkowitsch-Reagenz. Der Calciumspiegel scheint also normal zu sein.
Foto, Aufnahme von einer Schülerin, die das
Reagenz zu Hause ausprobiert hat.
Kommentar:
Alles i.O.
Wolkiger Niederschlag.
Gut so.
Und das, obwohl ich so viel Sport treibe.
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11 Elektrolytverluste
Wer hätte gedacht, dass unser Kurs zum Schluss ins Schwitzen gerät?
Nein, nicht weil wir unter Zeitdruck stünden.
Wir joggten für die Wissenschaft.
J. joggte. Irgendwo in Twistringen. Und fing ca. 2ml Schweiß auf. Für eine Untersuchung
vielleicht zu wenig. Deshalb machte sich eine weitere Kursteilnehmerin auf den Weg. Und
das Ergebnis kann sich mit insgesamt nun 4 ml sehen lassen:
Das Bild zeigt hier schon das Untersuchungsergebnis( tintenblaue Färbung zeigt das Ende der Titration an)
Zur Abschätzung des Ca-Verlustes über die Haut fingen wir den Schweiß mit dem oben
abgebildeten Behälter auf.
Der Behälter gehört zu einem Titrations-Set für den Schulunterricht von Riedel-de Haen. Mit
dem Set können durch verschiedene Methoden fünf Wasserinhaltsstoffe bestimmt werden.
Zur Bestimmung von Calcium liegen drei Reagenzien vor:
- Natronlauge, 4%
- Calconcarbonsäureverreibung
- EDTA-Lösung, c= 0,0178 mol/l
Das Verfahren entspricht hier also grundsätzlich dem Bestimmungsverfahren des Ca-Gehaltes
in der Milch. Nur liegen im Koffer schon die Lösungen bereit. Auch die Auswertung ist stark
vereinfacht: Auf der Kurzanleitung ist vermerkt, dass 0,1 ml Reagenz 3 14,2 mg Calcium im
Liter entsprechen.
22

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Kurzanleitung der Versuchsdurchführung:
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Versuchsdurchführung:
Wir untersuchten nach dem oben beschriebenen Verfahren:
5ml Leitungswasser
5ml Mineralwasser (Mineau)
5ml Schweiß
Die Untersuchung der Mineralwasserprobe sollte einen Hinweis darauf ergeben, wie man die
Genauigkeit des Verfahrens bewerten kann.
Ergebnisse:
Proben nach Zugabe von Calconcarbonsäure Proben nach Zugabe von EDTA-Lösung
Von links nach rechts: Leitungswasser, Mineau, Schweiß
Folgende Volumina an Reagenz 3 wurden für jeweils 5 ml Probelösung benötigt:
Leitungswasser: 0,52 ml
Mineau: 0,68 ml
Schweiß: 0,23 ml
(Anmerkung: Umrechnung erfolgte hier ausgehend von 4ml Schweiß auf 5 ml, da wir nur 4 ml zur Verfügung hatten, s.o.)
Im Leitungswasser fanden wir pro Liter 73,84 mg Calcium-Ionen, im Mineralwasser Mineau
96,56 mg und im Schweiß 32,66 mg.
Auf dem Mineralwasseretikett waren für Calciumionen 91,2 mg / l angegeben. Unser Wert
liegt in der Nähe. Und da Wasser ein natürliches Produkt ist, unterliegen die Werte auch
gewissen Schwankungen. Wir meinen daher, dass diese Schnelltest-Verfahren durchaus
aussagekräftig ist.
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Erläuterungen:
Schweiß ist ein klare, geruch- und farblose Flüssigkeit, die salzig schmeckt. Der Schweiß
besteht zu 99% aus Wasser. Der Rückstand setzt sich aus anorganischen Verbindungen
zusammen. Über den Schweiß verliert der Körper insbesondere Natrium-Salze, die evtl über
Getränke ersetzt werden müssten. Andere Salzverluste scheinen hingegen nicht relevant zu
sein. Man findet bis zu 800 mg Natrium im Schweiß. [ 4 ]
32,66 mg Calcium-Verluste pro Liter (!) Schweiß sind also nicht besorgniserregend.
Weiterhin: Gut Sport!
12 Abschließende Gedanken zum Thema
Calciumgehalt im Mineralwasser:
Im Folgenden haben wir den unterschiedlichen Calciumgehalt verschiedener Mineralwasser
recherchiert. Wir wollten wissen, wie viel Wasser man trinken muss, um den täglichen Bedarf
an Calcium decken zu können
Zunächst haben wir den Calciumgehalt unterschiedlicher Mineralwässer notiert
Mineralwasser: Ca²+ in mg/l :
Vilsa medium 45,8
Vilsa naturelle 91,2
Lesmona medium 47,6
Saskia Quelle Jessen classic 47,8
Brandenburger Mineralwasser classic 94,3
Brandenburger Mineralwasser medium 15,8
Gerolsteiner Sprudel 347
Gerolsteiner stille Quelle 337
Graf Rudolf Quelle 107
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Da der Tagesbedarf eines ausgewachsenen Menschen an Calcium ca. 1000 mg/ Tag beträgt,
berechneten wir den Tagesbedarf an Calcium unter Nicht-Berücksichtigung anderer
Calciumquellen:
Mineralwasser: Tagesbedarf:
Vilsa medium ca. 21 Liter
Vilsa naturelle ca. 11 Liter
Lesmona medium ca. 21 Liter
Saskia Quelle Jessen classic ca. 20,9 Liter
Brandenburger Mineralwasser classic ca. 16,4 Liter
Brandenburger Mineralwasser medium ca. 63,3 Liter
Gerolsteiner Sprudel ca. 2,9 Liter
Gerolsteiner stille Quelle ca. 3 Liter
Graf Rudolph Quelle mild ca. 10 Liter
Ergebnis:
Es lässt sich kein generelles Ergebnis feststellen, da es vom Calciumgehalt der Wasserquelle
abhängt.
Das Ergebnis schwankt stark zwischen ca. 3 und mehr als 60 Litern Mineralwasser.
3 Liter Wasser 60 Liter Wasser
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13 Unterrichtskonzeption
Die Wirren um TIMSS, PISA und IGLU haben eines erkennen lassen: Schule muss sich
wandeln. Die Frage ist natürlich, wohin? Müssen wir nun nach Finnland oder Bayern pilgern,
um die Schule der Zukunft zu sehen? So fragt Prof. Dr. Peter Struck, Erziehungswissenschaftler
an der Universität Hamburg, in seinem Buch „Die 15 Gebote des Lernens“.
„Leistung ist in unserer Zeit ein wiederentdeckter Wert, dem eine hohe Bedeutung
beigemessen wird. (...) Eltern, Lehrer, Didaktiker und Psychologen sind in diesem
Zusammenhang auf der Suche nach der Formel „Wie lernt ein Kind in möglichst kurzer Zeit
möglichst viel und das auch noch so, dass es möglichst lange gespeichert bleibt?““[ 5 ]
Ruhig beginnen und dann Forderungen stetig steigern – so das erste Gebot von Peter
Struck. In diesem Kurs konnten wir ruhig beginnen: Im Chemieunterricht wurde das Thema
Säure-Base-Titration behandelt. Das Verfahren war also bekannt, das Prinzip der Auswertung
eines solchen Versuches ebenfalls. Ruhiges Fahrwasser zu Beginn. Stetige Steigerung
möglich: Die Titration zur Bestimmung des Oxalsäuregehaltes im Rhabarber ist ein
umfangreicherer Versuch, die Auswertung komplexer.
Lernen in Partnerschaft – ein weiteres Gebot. Die Arbeit erfolgte in Gruppen bzw. in
Partnerarbeit. Das schult Teamfähigkeit. Das zu Lernende wird dabei durchgesprochen.
Dadurch kann gelernt werden, schneller gelernt werden. Schüler lernen besser, indem sie
zugleich erklären. Die Lehrerrolle ist eher die eines Lernberaters bzw. Coaches.
Lehrer als gelassene Lernberater – Die finnischen Lehrer erreichen mit Gelassenheit mehr
als die gegängelten deutschen Lehrer. (5, S.167). Wie schon im Vorwort erwähnt, verläuft der
Unterricht im Wahlpflichtbereich abseits eines eng gestrickten Lehrplanes. In Absprache mit
meinen Kollegen steht hier die Projektarbeit und das Interesse der Schülerinnen im
Vordergrund. Das heißt nicht, dass Unterricht beliebig wird. Aber es steht da lediglich das
Grundgerüst „Salze – Säulen der Chemie“ und die Absicht am Wettbewerb teilzunehmen.
Eine Bedingung für eine erfolgreiche Teilnahme am zweiten Schulhalbjahr ist die
Bearbeitung einer Thematik zum Thema. Es ist auch klar, dass dabei Versuchsauswertungen
im Vordergrund stehen. Jede Schülerin muss schriftlich dokumentieren und vortragen Nur der
genaue Weg ist nicht vorgegeben. Die Fragen zum Thema entwickelten die Schülerinnen
selbst. Meine Aufgabe war es, den Weg zu ebnen, Möglichkeiten des experimentellen
Zugangs abzuschätzen.
Lehrer im Team – Wenn zwei Lehrer zusammen zwei Klassen führen, ist das gleichzeitig
kostenlose Supervision und Lehrerfortbildung. Wir haben zwar kein Teamteaching im
Klassenraum durchgeführt. Aber meine Kollegen hatten großes Interesse an der Durchführung
des Projektes und wir waren in einem ständigen Austausch. Dafür möchte ich mich an dieser
Stelle bedanken. Denn: „Einsame Lehrer haben es schwer. (...) Das liegt daran, dass die
meisten Lehrer ihre Berufsprobleme mit sich allein ausmachen. (...) Wie sollen aber Lehrer
ihre Schüler teamfähig machen, wenn sie selbst nicht teamfähig sind?“ (5, S.172).
Und daher auch meine Wehmut. Im „normalen“ Unterricht ist diese Art des Unterrichtens
kaum möglich, meistens sind die Inhalte vorgegeben und für mich als Lehrerin dadurch
weniger spannend. Neue Inhalte fördern den fruchtbaren kollegialen Austausch.
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14 Skizzierung des Ablaufs
Datum Inhalte Bemerkungen
3.4.2008 Bestimmung des
Calciumgehaltes in der Milch
durch Titration in Gruppen
9.4.2008 Rechnerische Auswertung der
Titration
10.4.2008 Veraschung von
Hühnerknochen
16.4.2008 Nachweis von Ca 2+ in
Hühnerknochen
17.4.2008 Nachweis von Phosphat in
Hühnerknochen
7.5.2008 Sulkowitsch – Reagenz
Herstellung und prinzipielle
Reaktion (CaCl2-Lösung)
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Vorab einigten wird uns auf
Aldi-Milch
Die folgenden vier
Unterrichtsstunden gab es
eine inhaltliche
Unterbrechung – eine
Klassenarbeit im Fach EC
musste vorbereitet und
geschrieben werden.
Einige Schülerinnen nahmen
das Reagenz mit nach Hause
und untersuchten ihren Harn
zu Hause – einige weigerten
sich.
Dieses Experiment kann
sicherlich nicht in der Schule
durchgeführt werden.
15.5.2008 Auswertung Sulkowitsch Wir brauchen Rhabarber
am 28.Mai. Die nächsten
beiden Stunden fallen aus wg.
28.5.2008
29.5.2008
Bestimmung des
Oxalsäuregehaltes in
Rhabarber
Nierensteine
11.6.2008 Untersuchung Schweiß
Ab 12.6.2008 Vorstellung der Ergebnisse,
Kurzvorträge in Absprache,
Abgabe der schriftlichen
Ergebnisse
Kirchentagsferien
Schweiß soll aufgefangen
werden – J. joggt
Wieder entfällt der Unterricht
in der nächsten Woche:
Klasse 10 ist in Berlin
Die Schülerinnen führten ein Labortagebuch. Sie notierten darin Vorgehensweisen, die
experimentellen Werte konnten so nicht verloren gehen.
Sie hatten während der ganzen Zeit eine Hausaufgabe: Labortagebuch zu Hause schriftlich
ergänzen.
Die mikroskopischen Aufnahmen erfolgten z.T in den Pausen.

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15 Zusammenfassender Erfahrungsbericht
Kontexte und Basiskonzepte – zwei Stichworte, die die didaktische Diskussion im Fach
Chemie zur Zeit beherrschen. Und dabei steht die Diskussion über und die Suche nach
Kontexten in unserem Lehrer-Alltag im Vordergrund.
Kontextsuche heißt Suche nach dem Bezug zur Lebenswelt.
Mit dem Projekt „Salze –Säulen der Menschheit. Dem Calcium auf der Spur“ haben wir
Kontexte gefunden. Der Bezug zur Lebenswelt wurde in jedem Experiment und bei jedem
Thema hergestellt. Das ist für das Fach Chemie sehr gewinnbringend. Die Einstellung der
Schülerinnen zum Fach Chemie kann sich dadurch erheblich ändern – Freude am Tun und
Sinnhaftigkeit öffnet den Geist.
Für die Schülerinnen war es eine wichtige Erfahrung, sich einmal intensiv mit einer Thematik
auseinandersetzen zu dürfen. Die tiefere Durchdringung einer Thematik kann dabei dazu
führen, dass sie Freude am Lernen entwickeln. Sie fühlen sich als Experte, sind es sicherlich
auch, und sie können ein Gefühl dafür entwickeln, wie eingehend man in eine Thematik
eindringen muss, um sich eben als Experte fühlen zu dürfen.
Sie haben sich auch mit ihrer Ernährung auseinandergesetzt. Sie haben sich mit dem
Calciumgehalt in der Ernährung beschäftigt. Auch mit Krankheiten wie die Bildung von
Nierensteinen und den Bedingungen kamen sie in Berührung.
Die Erkenntnis, dass im Schweiß der Calcium-Gehalt gar nicht so hoch ist, könnte zu einem
angemessenen und sinnvollen Verbraucherverhalten führen. Die Werbung für beispielsweise
Sportgetränke oder künstliche Mineralstoffe könnte jetzt auf fachlicher Basis beurteilt
werden.
Das durchgeführte Projekt ermöglichte viele individuelle fachliche Gespräche. Meine Rolle
war hier eben anders definiert. Auch gab es persönliche Gespräche - z.B. über
Freizeitaktivitäten, über das Joggen u.ä. Diese beiden Ebenen ermöglichten eine gute und
entspannte Lernatmosphäre.
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16 Literaturhinweise
Zitierte Literatur
[ 1 ] Asselborn, Wolfgang u.a.: Chemie heute SI Gesamtband. Schroedel 2001, S.137
[ 2 ] Biesalski, Hans Konrad; Grimm, Peter: Taschenatlas der Ernährung. Thieme 2004.
S.216ff
[ 3 ] Römpp Chemie Lexikon, Thieme 1995. S.3000, Bd 4 M-Pk.
[ 4 ] Wenk, C. u.a: Methodische Untersuchungen zur Abschätzung des Verlustes von Natrium,
Kalium, Calcium und Magnesium über den Schweiß am Beispiel eines 10 km Laufes. In:
Zeitschrift für Ernährungswissenschaft, Vol.32, Nr.4, Dezember 1993.
[ 5 ] Struck, Prof. Dr. Peter: Die 15 Gebote des Lernens. Schule nach PISA. WBG 2007.
Verwendete Literatur
Fabricius, V. u.a.: Warum sollte man ab Juni keinen Rhabarber mehr essen? In: PdN 48
(1999) H.7, S12ff.
Glöckner, Wolfgang (Hrsg.): Handbuch der experimentellen Chemie. Sek.II. Band 2: Alkali-
und Erdalkalimetalle, Halogene. Aulis 1996.
Mahr/Fluck: Anorganisches Grundpraktikum.Verlag Chemie 1976.
Plautz, H.; Schäfer, H.: Anorganisch-Chemisches Grundpraktikum für Chemiker und
Lebensmittelchemiker. 2., verbesserte Auflage: Aus dem Anorganischen Institut der
Universität Münster/Westf. 1982.
Stübs, Renate: Experimentelle Untersuchungen von Lebensmitteln. Milch. Kartoffeln. In:
Chemie in der Schule, Heft 1, 44. Jahrgang 1997, S.6ff.
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17 Anhang
I
M
P
R
E
S
S
I
O
N
E
N
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