Ideen für interaktiven Chemieunterricht mit Simulationen

Diese Ideen für interaktiven Chemieunterricht geben Ihnen zehn Aktivitäten mit kostenlosen Simulationen, vom Bau eines Atoms bis zur Messung der Spannung einer galvanischen Zelle. Chemie ist schwer zu unterrichten, weil das Geschehen in einer Größenordnung stattfindet, die niemand sehen kann. Eine Simulation zeigt die Teilchen neben den Messwerten auf dem Bildschirm, sodass die Lernenden „die Lösung wurde dunkler“ mit „das Gleichgewicht hat sich in Richtung NO₂ verschoben“ verbinden können. Sie lässt sie auch Versuche durchführen, die Sie am Schulpraktikumstisch nie erlauben würden, etwa die Elektrolyse einer Salzschmelze. Jede Idee unten nennt die Klassenstufe, eine Leitfrage, was die Lernenden tun und welches Ergebnis sie erhalten sollten, mit an der Simulation geprüften Zahlen. Die Lernenden öffnen alles auf Simulic über einen Link oder QR-Code, ohne Konto.

Dieser Leitfaden geht tiefer als das Chemiebeispiel in Interaktive Simulationen im Unterricht einsetzen und nutzt andere Simulationen.

Atome und Bindung

1. Was ändert sich, wenn man einem Atom ein Teilchen hinzufügt?

Klassen 6–9 · Atom bauen

Leitfrage: Welches Teilchen entscheidet, um welches Element es sich handelt?

1. Beginnen Sie mit der Standardeinstellung: 6 Protonen, 6 Neutronen, 6 Elektronen. Die Lernenden benennen das Element und geben die Massenzahl an.
2. Fügen Sie zwei Neutronen hinzu. Fügen Sie dann, getrennt davon, stattdessen ein Proton hinzu. Vergleichen Sie die Karten.
3. Bauen Sie Natrium (11 p, 12 n, 11 e) und entfernen Sie ein Elektron.
4. Stellen Sie den Modus auf Herausforderung und lösen Sie fünf Aufgaben.

Erwartetes Ergebnis: Die Standardeinstellung ist Kohlenstoff-12. Zwei zusätzliche Neutronen ergeben Kohlenstoff-14, weiterhin Kohlenstoff, aber radioaktiv, mit einer Halbwertszeit von 5730 Jahren. Ein zusätzliches Proton macht daraus Stickstoff. Natrium minus ein Elektron ist Na⁺ mit den Schalen 2, 8, derselben Anordnung wie Neon.

2. Warum ist CO₂ unpolar, obwohl seine Bindungen polar sind?

Klassen 9–11 · Polarität von Molekülen

Leitfrage: Kann ein Molekül aus polaren Bindungen insgesamt unpolar sein?

1. Auf dem Bildschirm Zwei Atome ergeben die Standardwerte χ = 2,0 und 3,0. Lesen Sie Δχ und die Bindungsart ab. Erhöhen Sie Atom B auf 3,8.
2. Ziehen Sie auf dem Bildschirm Drei Atome (A = 3,0, B = 2,2, C = 3,0 bei 120°) den Winkel auf 180° und beobachten Sie das Moleküldipol.
3. Vergleichen Sie bei Echte Moleküle (3D) CO₂ mit H₂O, dann BF₃ mit NH₃.

Erwartetes Ergebnis: Δχ = 1,0 ist eine polare Atombindung; bei 3,8 überschreitet Δχ = 1,8 die Grenze von 1,7 zur Ionenbindung. Bei 120° addieren sich die Bindungsdipole zu einem Gesamtdipol, bei 180° heben sie sich auf. CO₂ und BF₃ sind symmetrisch und unpolar; gewinkeltes H₂O und pyramidales NH₃ sind polar. Ergänzen Sie das mit Molekülgeometrie (VSEPR) für die räumlichen Winkel.

Aggregatzustände und Gase

3. Warum siedet Wasser so viel höher als Neon?

Klassen 6–10 · Aggregatzustände – fest, flüssig, gasförmig

Leitfrage: Was ist bei den Teilchen in einem Feststoff, einer Flüssigkeit und einem Gas anders, und warum schmelzen und sieden Stoffe bei unterschiedlichen Temperaturen?

1. Erhitzen Sie auf dem Bildschirm Zustände festes Argon langsam. Die Lernenden beschreiben die Bewegung in jeder Phase in einem Satz.
2. Kühlen Sie es wieder ab und beobachten Sie, wie es sich neu bildet.
3. Öffnen Sie den Bildschirm Wechselwirkungspotential und vergleichen Sie die Potentialtiefen von Neon, Argon, Sauerstoff und Wasser.

Erwartetes Ergebnis: Die Teilchen schwingen im Feststoff an ihrem Platz, gleiten in der Flüssigkeit aneinander vorbei und fliegen im Gas frei. Der Potentialtopf von Wasser ist etwa 34 meV tief, gegenüber 3,1 meV bei Neon, mehr als zehnmal so tief. Stärkere Anziehung heißt, dass mehr Energie nötig ist, um die Teilchen auseinanderzuziehen, also liegt der Siedepunkt höher.

4. Warum müssen Gastemperaturen in Kelvin angegeben werden?

Klassen 10–12 · Ideales Gas – pV = nRT

Leitfrage: Wenn Sie die Temperatur eines Gases in einem geschlossenen Behälter verdoppeln, verdoppelt sich dann der Druck?

1. Lesen Sie den Standardzustand ab: 1 mol, 300 K, 20 L.
2. Wählen Sie das isochore p-T-Diagramm. Stellen Sie T auf 600 K und lesen Sie den Druck ab.
3. Fragen Sie: „27 °C auf 54 °C ist auch eine Verdopplung. Verdoppelt sich der Druck?“ Rechnen Sie in Kelvin um und testen Sie.
4. Wechseln Sie zum isothermen Diagramm und halbieren Sie das Volumen.

Erwartetes Ergebnis: Der Standarddruck beträgt etwa 124,7 kPa (1,23 atm). Bei 600 K verdoppelt er sich auf etwa 249 kPa. Von 27 °C auf 54 °C sind es nur 300 K auf 327 K, ein Anstieg um 9 %. Auch das Halbieren des Volumens auf 10 L verdoppelt den Druck.

Lösungen, Säuren und Basen

5. Gleiche Stoffmenge, gleiches Volumen: gleiche Konzentration?

Klassen 8–10 · Molarität

Leitfrage: Wenn Sie 0,5 mol eines Feststoffs in 0,5 L Wasser lösen, beträgt die Konzentration dann immer 1 mol/L?

1. Beginnen Sie mit den Standardwerten: 0,5 mol Kupfer(II)-sulfat in 0,5 L. Lesen Sie die Konzentration und die gelöste Masse ab.
2. Halbieren Sie das Volumen, dann verdoppeln Sie es. Die Lernenden sagen jedes Mal die Farbe voraus.
3. Wechseln Sie den gelösten Stoff zu Kaliumpermanganat mit denselben Mengen.

Erwartetes Ergebnis: Kupfersulfat ergibt 1,00 mol/L, mit 79,8 g gelöst. Die Konzentration verdoppelt sich, wenn sich das Volumen halbiert. Kaliumpermanganat sättigt sich bei 0,40 mol/L, also bleiben 0,3 mol als Kristalle am Boden. Die Löslichkeit begrenzt die Konzentration, und die Formel c = n/V gilt nur für das, was sich löst. Für Extinktion und Farbe erweitern Sie mit dem Lambert-Beer-Gesetz.

6. Macht Wasserzugabe eine Säure weniger sauer?

Klassen 6–9, Erweiterung für 11–12 · pH-Skala

Leitfrage: Was geschieht mit dem pH-Wert von Kaffee, wenn Sie Wasser zugeben? Wenn Sie die Hälfte davon weggießen?

1. Messen Sie auf dem Bildschirm Makro Kaffee mit der Sonde (pH 5,0).
2. Halten Sie „Halten: Wasser zugeben“ einige Sekunden gedrückt und lesen Sie den pH-Wert ab. Halten Sie dann „Halten: ablassen“ gedrückt.
3. Vergleichen Sie auf dem Bildschirm Mikro die Balken für H₃O⁺ und OH⁻ auf der logarithmischen Skala bei Batteriesäure, Wasser und Rohrreiniger.

Erwartetes Ergebnis: Wasserzugabe verschiebt den pH-Wert in Richtung 7. Ablassen ändert das Volumen, aber nicht den pH-Wert, weil die Konzentration nicht davon abhängt, wie viel Sie haben. Bei pH 5 ist [H₃O⁺] = 10⁻⁵ mol/L, hundertmal mehr als in neutralem Wasser. Öffnen Sie für die Klassen 11–12 Starke und schwache Säuren: Bei 0,1 M hat HCl pH 1,00 und Ethansäure etwa 2,88, ungefähr 76-mal weniger H⁺, und doch ergeben beide am Ende mit Magnesium dieselben 60 mL Wasserstoff.

Reaktionsgeschwindigkeit und Gleichgewicht

7. Ergibt Pulver mehr Gas oder nur schneller Gas?

Klassen 9–11 · Gasvolumen im Zeitverlauf messen

Leitfrage: Calciumcarbonat reagiert mit Säure. Ändert das Zerkleinern die endgültige Menge CO₂ oder nur die Geschwindigkeit?

1. Lassen Sie die Standardwerte laufen: 0,4 g CaCO₃ in Stücken, 1,0 M HCl, 25 °C. Notieren Sie das Endvolumen und die Halbwertszeit in der Tabelle.
2. Drücken Sie auf Neue Messung, wechseln Sie zu Pulver und lassen Sie es erneut laufen.
3. Neue Messung mit Stücken bei 35 °C.
4. Ziehen Sie die Marken t₁ und t₂, um die mittlere Geschwindigkeit in den ersten 30 s jeder Messung zu finden.

Erwartetes Ergebnis: Jede Messung endet bei etwa 99 mL CO₂, weil die 4 mmol CaCO₃ der limitierende Reaktand sind. Pulver ergibt einen viel steileren Anfang. Eine Erhöhung um 10 °C verdoppelt die Geschwindigkeit, also halbiert sich die Halbwertszeit. Lassen Sie es vor einem echten Praktikum mit der Gasspritze laufen, damit die Lernenden wissen, welche Kurvenform sie erwarten können und welchen Faktor sie ändern sollen.

8. In welche Richtung verschiebt sich das Gleichgewicht?

Klassen 11–12 · Chemisches Gleichgewicht – N₂O₄ ⇌ 2NO₂

Leitfrage: Die Hinreaktion ist endotherm. Was geschieht mit der Farbe, wenn Sie den Kolben erhitzen und wenn Sie ihn zusammendrücken?

1. Lassen Sie die Standardwerte zur Ruhe kommen (25 °C, 2 L, 0,1 mol N₂O₄). Lesen Sie K und den Dissoziationsgrad ab.
2. Erhöhen Sie die Temperatur auf 50 °C.
3. Setzen Sie zurück, verringern Sie dann das Kolbenvolumen auf 1 L und beobachten Sie die Farbe in den ersten Sekunden und nach der Einstellung.
4. Drücken Sie auf NO₂ zugeben und verlangen Sie eine Vorhersage, bevor sich der Graph einpendelt.

Erwartetes Ergebnis: Bei 25 °C ist K ≈ 0,006, und etwa 16 % des N₂O₄ sind dissoziiert. Bei 50 °C steigt K auf etwa 0,018 und die Dissoziation auf 26 %: dunkleres Braun. Das Zusammendrücken färbt das Gas sofort dunkler, dann hellt es sich etwas auf, wenn die Dissoziation auf etwa 12 % sinkt. Die neue Farbe ist immer noch dunkler als vorher, weil [NO₂] bei 0,023 M statt 0,016 M endet. Le Chatelier „wirkt“ einer Änderung „entgegen“; er macht sie nicht rückgängig.

Stöchiometrie und Elektrochemie

9. Welcher Reaktand ist zuerst aufgebraucht?

Klassen 8–10 · Reaktionsgleichungen ausgleichen und Edukte, Produkte und Reste

Leitfrage: Sie haben 4 Moleküle H₂ und 3 von O₂. Wie viel Wasser können Sie herstellen, und was bleibt übrig?

1. Gleichen Sie in der Simulation zum Ausgleichen die drei Reaktionen der Einführung aus und spielen Sie dann Spiel Stufe 1.
2. Beginnen Sie in der Simulation zu den Resten auf dem Bildschirm Sandwiches und öffnen Sie dann Moleküle → Wasser bilden mit 4 H₂ und 3 O₂.
3. Die Lernenden sagen die Produkte und Reste voraus und prüfen sie dann anhand der Atombilanz-Tabelle.

Erwartetes Ergebnis: 2H₂ + O₂ → 2H₂O. Vier H₂ ergeben 4 H₂O und verbrauchen nur 2 O₂, also bleibt 1 O₂ übrig. H₂ ist der limitierende Reaktand, obwohl es „mehr“ Moleküle davon gibt. Die Verbrennung von Methan gleicht sich als CH₄ + 2O₂ → CO₂ + 2H₂O aus.

10. Welches Metallpaar ergibt die beste Batterie?

Klassen 11–12 · Galvanische Zellen und Elektrolyse

Leitfrage: Können Sie die Anzeige des Voltmeters vorhersagen, bevor Sie die Zelle bauen?

1. Im Modus Galvanische Zelle nutzen die Lernenden die E°-Werte, um die Zellspannung für Zn–Cu vorherzusagen, und prüfen sie dann.
2. Gehen Sie die anderen Paare durch und ordnen Sie sie.
3. Wechseln Sie zur Elektrolyse von CuSO₄ mit inerten Elektroden bei 2 A. Lesen Sie die Kupfermasse nach 10 simulierten Minuten ab und wiederholen Sie das bei 4 A.

Erwartetes Ergebnis: Zn–Cu zeigt 1,10 V. Mg–Cu ergibt mit etwa 2,70 V den größten Wert und Cu–Ag mit 0,46 V den kleinsten. Zink löst sich auf, und Kupfer scheidet sich ab. Die Elektrolyse bei 2 A über 10 Minuten scheidet etwa 0,40 g Kupfer ab; 4 A verdoppeln das. NaCl-Lösung liefert an der Kathode Wasserstoff, nicht Natrium. Nur geschmolzenes NaCl erzeugt das Metall.

Welche Idee passt zu welcher Stunde?

Idee	Bester Zeitpunkt	Anzuhängende Frage
1. Atom bauen	Erste Stunde zum Atombau	Kurzantwort: Was macht Kohlenstoff-14 zu Kohlenstoff?
3. Aggregatzustände	Einstieg in das Teilchenmodell	Vorhersage: Was geschieht mit den Teilchen, wenn ein Feststoff schmilzt?
4. Ideales Gas	Nach der Einführung von pV = nRT	Zahl: Druck bei 600 K (249 kPa ± 2)
5. Molarität	Vor einem Praktikum zum Herstellen von Lösungen	Zahl: Konzentration von 0,5 mol in 0,25 L (2,0 mol/L ± 0,05)
7. Gasvolumen	Vor oder statt eines Praktikums zur Reaktionsgeschwindigkeit	Multiple Choice: Stücke gegen Pulver, Endvolumen
8. Gleichgewicht	Einführung des Prinzips von Le Chatelier	Vorhersage: Farbe nach dem Erhitzen
10. Elektrochemie	Wiederholung der Elektrodenpotentiale	Zahl: Zellspannung Zn–Cu (1,10 V ± 0,02)

So setzen Sie diese Ideen im Unterricht ein

Chemieideen funktionieren am besten, wenn sich die Lernenden auf eine Erklärung auf Teilchenebene festlegen, bevor sie hinschauen. Drei Möglichkeiten, das einzurichten:

• Erst der Beamer, dann die Geräte. Lassen Sie die Ideen 3 und 8 am Beamer im Präsentationsmodus laufen (hängen Sie ?present=1 an den Link), sammeln Sie Vorhersagen und zeigen Sie dann den QR-Code, damit die Paare auf eigenen Geräten weitermachen. Unterricht mit Beamer führt Sie Schritt für Schritt durch den Präsentationsmodus.
• Vorhersagesperren. Vorhersagefragen halten die Simulation gesperrt, bis eine Schülerin oder ein Schüler antwortet, was zu den Ideen 5, 6 und 8 passt. Der Leitfaden Vorhersagen, beobachten, erklären zeigt, wie Sie danach die Diskussion führen.
• Pro Klasse andere Zahlen. Erstellen Sie auf der Seite Teilen einen Link pro Klasse und legen Sie unterschiedliche Startwerte fest, etwa eine andere Masse CaCO₃ in Idee 7. Dann prüft eine Zahlenfrage echtes Verständnis. Lesen Sie Simulationen für formative Leistungsbewertung, um zu planen, was Sie mit den Ergebnissen tun.

Denken Sie daran, dass jedes Modell vereinfacht. Der Gleichgewichtskolben nutzt ein vereinfachtes K(T), und das Modell der Reaktionsgeschwindigkeit verdoppelt die Geschwindigkeit alle 10 °C. Fragen Sie die Lernenden, was ein echter Versuch am Labortisch hinzufügen würde.

Häufige Fragen

Können diese Simulationen Chemiepraktika ersetzen?

Nein. Nutzen Sie sie für das, was ein Labortisch nicht sicher oder schnell leisten kann: Teilchenansichten, Schmelzflusselektrolyse, zehn Messungen der Reaktionsgeschwindigkeit in zehn Minuten. Heben Sie sich echte Praktika für den Umgang mit Glasgeräten, das Messen und das Beobachten echter Stoffe auf.

Welche Idee passt am besten zur Sekundarstufe I?

Die Ideen 1 (Atom bauen), 3 (Aggregatzustände) und 6 (pH-Skala). Sie brauchen keine Gleichungen, und die sichtbare Veränderung macht den Punkt deutlich.

Wie beantworten die Lernenden Fragen ohne Konten?

Hängen Sie ein Fragenset an den Link. Die Lernenden geben einen Spitznamen ein und antworten unterhalb der Simulation. Sie sehen eine Ergebnistabelle für den Link und können sie als CSV exportieren.

Die Gleichgewichtsidee ist für meine Klasse zu schwer. Was soll ich stattdessen nehmen?

Nehmen Sie die pH-Skala (Idee 6) oder die Simulation zu Edukten und Resten (Idee 9). Beide bauen die Gewohnheit auf, Teilchen mit Messwerten zu verbinden, auf die sich das Gleichgewicht später stützt.