Fehlvorstellungen und Fachwissen zum Thema Energie

1. Fehlvorstellungen und Fachwissen zum Thema Energie Seminar „Diagnose und Korrektur von Schülervorstellungen“ Prof. Dr. Barke WS 2009/10 Referentin: Nina Harsch

2. Basiskonzept des Lernens „Aller Unterricht hat bei der Erfahrung der Kinder anzufangen. Alle neuen Erfahrungen, die die Schüler im Unterricht machen, werden mit Hilfe bereits bekannter Vorstellungen organisiert.“ [J. Dewey]

3. Welche Vorstellungen und Erfahrungen haben die Schüler? • Alltagssprache: • „Leere Batterien“ • „Energie-Verbrauch“ • „Energie-Erzeugung“ (Hausgemachte) Fehlvorstellungen

4. Welche Vorstellungen und Erfahrungen haben die Schüler? • Eigene Beobachtungen: • „Eine Wasserpfütze wird vom Sonnenstrahl aufgesaugt. Das Wasser ist weg.“ • „Energie ist ein Stoff, der elektrischen Strom entstehen lässt.“ • „Energie ist ein unsichtbarer Stoff, mit dem man sich bewegen kann.“ => Präkonzepte

5. Welche Vorstellungen und Erfahrungen haben die Schüler? • Auswendig Gelerntes: • „Energie ist gespeicherte Arbeit.“ • „Energie ist die Fähigkeit eines Systems, Arbeit zu verrichten.“

6. Zusammenfassung Typische Fehlvorstellungen: • Vernichtungskonzept • Stoffkonzept Warum? • Alltagssprache • Komplexität des Themas

7. Komplexität des Themas Energie • Energie ist nicht sichtbar • Verschiedene Energieformen • Abstrakte Fachbegriffe => Verwirrung beim Schüler  Überlastung / Abschalten  Zurückgreifen auf eigene Konzepte  „Parallele Denkweisen“ / „Tauschwissen“

8. Grundlagenwissen Energie • Energieerhaltungssatz • Verschiedene Energieformen • Der Energieumsatz bei Chemischen Reaktionen • Das Wechselspiel von Enthalpie und Entropie • Die Geschwindigkeit Chemischer Reaktionen

9. Energieerhaltungssatz • Energieumwandlung vs. „Energieverbrauch“ • Energieerhaltungssatz: • Robert Mayer (1842) • „Wenn Bewegungsenergie sich in Wärmeenergie verwandelt, müsste Wasser durch Schütteln zu erwärmen sein.“ • Mayer konnte nicht nur diesen Nachweis führen, sondern bestimmte auch den quantitativen Faktor der Umwandlung, das Mechanische Wärmeäquivalent: 427 kpm = 1 cal = 4.187,4 J

10. Energieerhaltungssatz • Energieerhaltungssatz: (1. Hauptsatz der Thermodynamik) „Es kann kein Perpetuum Mobile geben.“ Oder: „Die Gesamtenergie eines abgeschlossenen Systems bleibt über die Zeit hinweg konstant. Energie kann weder erzeugt noch vernichtet, sondern nur in andere Energiearten umgewandelt werden. Energie ist eine Erhaltungsgröße.“ • Maßeinheit der Energie: Joule

11. Energieformen • Mechanische Energie • Elektrische Energie • Strahlungs-Energie • Thermische Energie • Chemische Energie

12. Mechanische Energie (A) Potentielle Energie (Lageenergie) (B)Kinetische Energie (Bewegungsenergie) (C) Spann-Energie (Verformungsenergie) (A) (B) (A) (A) (B) (C) (C)

13. Elektrische Energie • Energie von Ladungen im Elektrischen Feld • Elektrische Energie Q [Ws] • Q = U * I * t • 1 VAs = 1 Ws = 1 J • Stromstärke I [A]: I = U / R Menge der pro Zeiteinheit bewegten Ladungen. • Spannung U [V]: Spezifisches Arbeitsvermögen einer Ladung. • Widerstand R [Ω]: Nötige Spannung für den Stromfluss durch einen elektr. Leiter

14. Strahlungs-Energie • Auch: Elektromagnetische Energie • Photonen: elektrisches Feld + magnetisches Feld => Elektromagnetische Welle • E = mc2

15. Thermische Energie • In der ungeordneten Bewegung von Atomen oder Molekülen gespeichert. • Eth = m * cs * T • Eth = Wärme-Energie eines Stoffes [J] • m = Masse [kg] • cs = spezifische Wärmekapazität • T = absolute Temperatur [K] • 2. Hauptsatz der Thermodynamik (Entropiesatz): „Es gibt keine Zustandsänderung, deren einziges Ergebnis die Übertragung von Wärme von einem Körper niederer auf einen Körper höherer Temperatur ist.“ [Clausius, Thomson, Planck] • Eine vollständige Umwandlung von Wärme in nutzbare Energie ist nicht möglich, da ein Teil der Wärme abgegeben und die Entropie der Umgebung erhöht wird.

16. Was ist Entropie? • Maß für die möglichen Zustände bzw. für die Unordnung eines Systems: • In einem geschlossenen System nimmt die Entropie immer weiter zu. • Mit abnehmender Temperatur steigt die Tendenz für Ordnung (geringe Entropie). Mit zunehmender Temperatur steigt die Tendenz für Unordnung (hohe Entropie). Ungeordnet Hohe Entropie Ungeordnet Hohe Entropie Geordnet Geringe Entropie Geordnet Geringe Entropie Ungeordnet Hohe Entropie Geordnet Geringe Entropie Natürlicher Ablauf Energieaufnahme

17. Chemische Energie • Wird bei chemischen Reaktionen benötigt oder freigesetzt, um chemische Bindungen zu bilden oder zu lösen. 1.) Bindungslösung => Energieaufwand 2.) Bindungsneubildung => Energiegewinn => a) Aufwand > Gewinn => endotherm b) Gewinn > Aufwand => exotherm

18. Reaktionsenthalpie Änderung der Enthalpie im Verlauf einer Reaktion bei konstantem Druck: ΔH = HProdukte – HEdukte a) ΔH < 0: HProdukte < HEdukte => Energie: Gewinn > Aufwand; Wärmeabgabe => Enthalpie-Abnahme => exotherm b) ΔH >0: HProdukte > HEdukte => Energie: Gewinn < Aufwand; Wärmeaufnahme => Enthalpie-Zunahme => endotherm Grundlagenwissen Energie

19. Molare Standardbildungsenthalpie Für die quantitative Ermittlung von ΔH-Werten Auf 1 mol bezogen Problem: Reaktionsgefäß (Kalorimeter) nimmt einen Teil der Wärmeenergie auf => Muss von ΔH abgezogen werden => Es ergibt sich nun die Molare Standardbildungsenthalpie bzw. „Bildungswärme“ (ΔH0) Grundlagenwissen Energie

20. Beispiel: 1 mol H2O-Moleküle 2 H2 + O2 2 H2O (flüssig) 1 mol H2 + ½ mol O2  1 mol H2O  Tabelle: ΔH0 (H2O) = -286 kJ/mol Standardbildungsenthalpie (wird frei): -286 kJ/mol  Reaktionsenthalpie : 2 x -286 = -572 kJ/mol Enthalpien ermitteln Grundlagenwissen Energie

21. Heßscher Wärmesatz „Die Reaktionsenthalpie ist unabhängig vom Reaktionsweg, sie hängt nur vom Ausgangs- und Endzustand des Systems ab.“ Grundlagenwissen Energie

22. Enthalpien und Bindungsenergien H2O (g)  H2(g) + ½ O2 (g) 1.) Standardbildungsenthalpie: ΔH0 (H2O) = 242 kJ/mol ______________________________________ 2.) Bindungsenergien: H2 (2H) => ΔH = 2 x 218 kJ/mol ½ O2 (O) => ΔH= 248 kJ/mol ______________________________________ 3.) Gesamtenergie zur Spaltung von H2O (g): ΔH (H2O) = ΔH0 (H2O) + ΔH (2H)+ ΔH (O) = 242 + 436 + 248 = + 926 kJ/mol

23. Enthalpie und Entropie Ermöglichen oder verhindern Reaktionen Gibbs-Helmholtz-Gleichung: ΔG = ΔH – T *ΔS  Verknüpfung von Enthalpie (ΔH) und Entropie (ΔS)  ΔG = Gibbssche Energie / Freie Enthalpie  Entscheidend: Vorzeichen von ΔG a) ΔG < 0 => Reaktion läuft freiwillig ab (exergonisch) b) ΔG > 0 => Reaktion läuft nicht freiwillig ab (endergonisch) Grundlagenwissen Energie

24. Reaktionsgeschwindigkeit 1.) Teilchenmodell: Kugeln in Bewegung 2.) Steigende Temperatur => schnellere Bewegung 3.) Reaktionsvoraussetzung: Zusammenstoß 4.) Häufige Zusammenstöße = schnellere Reaktion 5.) Zusammenstoßvoraussetzung: Mindestenergie => Für Reaktionsbeginn nötig: Aktivierungsenergie Katalysatoren: setzen die Aktivierungsenergie herab Grundlagenwissen Energie

25. Beispiele für Energieumwandlung Grundlagenwissen Energie

26. Grundlegende Schulversuche 1.) Vernichtungskonzept widerlegen : exotherme Reaktion Kupfersulfat (s, weiß) + Wasser (l)  Kupfersulfat-hydrat (s, blau) => Kühlwasser-Temperatur vorher und nachher messen 2.) Stoffkonzept widerlegen: Reaktion wie oben; geschlossenes System => Gewicht vorher und nachher bestimmen 3.) Umwandlungskonzept vertiefen: Alltagsbeispiele diskutieren => Kennenlernen der wichtigsten Energieformen Grundlagenwissen Energie

27. Grundlegende Schulversuche 4.) Energieumsätze / Aggregatzustände: Eis-Wasser-Gemisch => Temperaturverlauf messen Siedendes Wasser => Verbleib des Wassers diskutieren 5.) Spezifische Wärmekapazität: Temperaturen von Wasser- und Glycolportionen nach Zufuhr gleicher Energiemengen 6.) Verbrennungsvorgänge: Verbrennung von Eisenwolle  Vorher und nachher wiegen Verbrennung von Kohle  Modellvorstellung diskutieren Grundlagenwissen Energie

28. Fazit „Aller Unterricht hat bei der Erfahrung der Kinder anzufangen.“ (Dewey) „Der Chemie-Unterricht muss eine tragende Brücke von den ursprünglichen Vorstellungen der Schüler zu den heute gültigen Vorstellungen schlagen.“ (Barke und Harsch, 2001)