II Welt der Salze

Einleitung

Abb.1: Gitterstruktur von Natriumchlorid (Kochsalz)

Salze werden auch Ionenverbindungen genannt. Sie sind aus positiv geladenen Metallionen (Kationen) und negativ geladenen Nichtmetallionen (Anionen) aufgebaut. Sie bilden eine regelmässige Gitterstruktur, zu deren Auflösung die Gitterenergie erforderlich ist. Salze begegnen uns in allen Lebensbereichen, z.B. in der Küche zum Würzen von Speisen oder zum Konservieren von Lebensmitteln, auf der Strasse zum Auftauen von Glatteis oder in der Medizin als Riechsalze zur Überwindung von Schwindelanfällen.

Ziele:

• Die wichtigsten Eigenschaften von Salzen kennenlernen und erklären können
• Salze aufgrund dieser Eigenschaften erkennen

Versuch 1: Elektrische Leitfähigkeit von Salzen

Zucker von Salz (ohne Geschmackstest!) unterscheiden

Abb.2: Die einzelnen Glucosemoleküle lösen sich nicht auf.

Abb.3: Das Kaliumchlorid wird in K⁺ - und Cl^- -Ionen getrennt und von Wassermolekülen umgeben, hydratisiert.

Versuchsaufbau

Glucose (Traubenzucker, C₆H₁₂O₆)und Kaliumchlorid (KCl) in je einem Becherglas mit 50 ml deionisiertem Wasser auflösen und die Lösung mit einem Leitfähigkeitsmessgeräts auf elektrische Leitfähigkeit überprüfen.

Beobachtung

Die KCl(aq)-Lösung bringt die Lampe zum Leuchten, während die Glucose-Lösung keinen elektrischen Strom leitet.

Erklärung

Die Gitterstruktur des Kaliumchlorids wird aufgebrochen, die K⁺- und Cl^--Ionen verteilen sich frei beweglich zwischen den Wassermolekülen. Sobald das Leitfähigkeitsmessgerät eingeschaltet wird, beginnen die K⁺-Ionen zur Kathode zu wandern, die Cl^--Ionen zur Anode. Einmal bei der Kathode angekommen nehmen die K⁺-Ionen ein Elektron auf und werden zu Kalium-Atomen, die Cl^--Ionen geben bei der Anode ein Elektron ab und verbinden sich zu Chlor-Molekülen (Cl₂). Die einzelnen Glucosemoleküle werden nicht aufgebrochen und bleiben elektrisch neutral. Sie können weder Elektronen abgeben, noch aufnehmen. Fazit: In Wasser gelöste Salze leiten elektrischen Strom.

Versuch 2: Löslichkeit in Wasser zwei verschiedener Eisensalze

Abb. 4: Eisen(III)-chlorid (FeCl₃)

Abb. 5: Abb. 5: Eisen(III)-oxid (Fe₃O₂)

Eisen bildet mit Halogenen, Sauerstoff und Sulfaten (SO₄^2-) farbige Salze. In diesem Versuch geht es darum Eisen(III)-chlorid und Eisen(III)-oxid auf ihre Löslichkeit in Wasser zu überprüfen.

Versuchsaufbau

Wenige Kristalle der Salze in je ein zu 1/3 mit deionisiertem Wasser gefülltes RG geben.

Beobachtung

Das deionisierte Wasser mit dem Eisen(III)-chlorid wird nach kurzer Zeit wieder transparent, d.h. es wird zur Lösung. Eisen(III)-chlorid ist wasserlöslich. Das deionisierte Wasser mit dem Eisen(III)-oxid bleibt trüb und ist daher eine Suspension. Eisen(III)-oxid ist nicht wasserlöslich

Erklärung

Abb. 6: Schichtweise aufgebautes Ionengitter von Eisen(III)-chlorid.

Abb. 7: Kompaktes Ionengitter von Eisen(III)-oxid

Die Löslichkeit von Salzen hat mit der Gitterenergie E_G zu tun. Diese wiederum hängt von Ladung und Radius der beteiligten Ionen sowie von der Struktur des Ionengitters ab. Je kleiner der Radius und je höher die Ladung der Ionen eines Salzes desto grösser ist dessen Gitterenergie und desto weniger gut löslich ist es. Sowohl beim Eisen(III)-chlorid als auch beim Eisen(III)-oxid sind die Eisenionen dreifach positiv geladen. Die Chloridionen sind aber nur einfach negativ, die Oxidionen hingegen doppelt negativ geladen. Zudem ist der Ionenradius des Chloridions grösser als derjenige des Oxidions. Das führt nun dazu, dass Eisen(III)-chlorid in Wasser löslich ist, wohingegen Eisen(III)-oxid nahezu unlöslich ist. Eisenerz wird im Berg- oder Tagbau abgebaut und zwecks Eisengewinnung verhüttet. Eisen wird mithilfe von Koks im Hochofen aus Eisenerz gewonnen. Wäre Eisenoxid wasserlöslich, wäre es aus dem Gestein herausgewaschen worden und es gäbe keine Eisenerze.

Versuch 3: Chloridionen entdecken

Mithilfe von Silbernitrat können Chloridionen nachgewiesen werden. Ein Schüler hat einige Spritzflaschen mit Leitungswasser anstatt mit deionisiertem Wasser aufgefüllt. Welche Spritzflasche enthält Leitungswasser und folglich auch Chloridionen?

Abb.8: Silberchlorid wird ausgefällt

Versuchsaufbau

Man fülle zwei RGs zur Hälfte, eines mit Wasser aus Spritzflasche A, eines mit Wasser aus Spritzflasche B. Dann gibt man je drei Tropfen Silbernitrat-Lösung bei.

Beobachtung

RG mit Wasser von A = keine Reaktion. → deionisiertes Wasser. RG mit Wasser von B = weisses Silberchlorid wird ausgefällt → Leitungswasser.

Erklärung

Silbernitrat löst sich sehr gut in Wasser auf. Im Wasser gelöste Silber- und Chloridionen ziehen sich so stark an, dass sie sich zu einem Ionengitter verbinden und als Salzkristalle ausgefällt werden.

Reaktionsgleichungen: Na⁺ (aq) + Cl^- (aq) + Ag⁺ (aq) + NO3^- (aq) → AgCl (s) + Na⁺ (aq) + NO^- (aq)

oder kompakter: NaCl (aq) + AgNO3 (aq) → AgCl (s) + NaNO3 (aq)

Versuch 4: Lösen von Salzen in Wasser

Wir lösen verschiedene Salze in Wasser und untersuchen, ob es sich dabei um exotherme oder endotherme Lösungsvorgänge handelt.

Salze: Lithiumchlorid (LiCl), Natriumchlorid (NaCl), Kaliumchlorid (KCl), Calciumchlorid (CaCl₂) und Ammoniumchlorid (NH₄Cl)

Versuchsaufbau

RGs zu einem Drittel mit deionisiertem Wasser füllen, einen halben Löffel eines Salzes zugeben, mit Stopfen das RG schliessen, dreimal kräftig schütteln, Stopfen entfernen und sofort die Temperatur mit dem Thermometer messen.

Beobachtung

Wassertemperatur in der Spritzflasche: 20°C

Salznamen (Verhältnisformel)	Kation/ Anion	Temp. in der Salzlösung	Temp. Differenz	Erklärung
Lithiumchlorid (LiCl)	Li+ Cl-	24°C	4°C	EH > EG exotherm
Natriumchlorid (NaCl)	Na+ Cl-	20°C	0°C	EH ≈ EG
Kaliumchlorid (KCl)	K+ Cl-	15°C	-5°C	EH < EG endotherm
Calciumchlorid (CaCl2)	Ca2+ Cl-	26°C	6°C	EH > EG exotherm
Ammoniumchlorid (NH4Cl)	Na4+ Cl-	18°C	-2°C	EH < EG endotherm

Erklärung

Abb.9a: Schematische Darstellung des Lösungsvorgangs von Lithiumchlorid (exotherm)

Abb.9b: Schematische Darstellung des Lösungsvorgangs von Kaliumchlorid (endotherm)

Wenn ein Salzkristall ins Wasser gegeben wird, docken Wassermoleküle an ihn an. Da Wassermoleküle Dipole sind, können sie sich sowohl bei den Kationen als auch bei den Anionen anlagern. Durch dieses Anlagern wird etwas Energie frei und die Pendelbewegung der Ionen im Ionengitter erhöht sich; allmählich beginnen sich die Ionen an den Ecken und Rändern aus dem Ionengitter herauszulösen. Einmal herausgelöst werden sie von Wassermolekülen umgeben. Dieser Vorgang nennt sich Hydratation, dabei wird die Hydratationsenergie E_H frei. Ist nun bei einem Salz die Hydratationsenergie grösser als die für den Lösungsvorgang hinderliche Gitterenergie E_G verläuft der Lösungsvorgang exotherm, die Umgebungstemperatur erhöht sich. Im umgekehrten Fall wird dem Wasser Wärmeenergie entzogen, damit die Gitterenergie doch noch überwunden werden kann. Der Lösungsvorgang verläuft endotherm (s. Abb. 9a und 9b). Bei schwer löslichen Salzen ist die Hydratationsenergie vernachlässigbar klein im Vergleich zur Gitterenergie, es gilt: E_G >> E_H . Die Ionen eines Salz, welches in Wasser gelöst ist, werden von Wassermolekülen umgeben, die sich mit den entgegengesetzt geladenen Polen zum Ion hin wenden. In Formeln bezeichnet man diesen Zustand mit einem „(aq)“ nach der Verhältnisformel. Bei NaCl(aq) handelt sich also um eine Natriumchlorid-Lösung. Die Na⁺-und die Cl^--Ionen sind hydratisiert.

Abkürzungen: RG = Reagenzglas

Quellen

• Unterlagen: GLF Praktikum
• 02 Welt_der_Salze_Einfuehrung.pdf
• Werner Eisner: Elemente. Klett und Balmer Verlag, Zug, 5. Auflage 2013.
• www.wikipedia.org

Bildnachweis

• Abb.1:[1]
• Abb.4:[2]
• Abb.5:[3]
• Abb.6:[4]
• Abb.7:[5]
• Abb.8:[6]
• Abb.9: Schema gemäss Werner Eisner u.a.: Elemente. Klett und Balmer Verlag, Zug, 5. Auflage 2013, S.152, Abb.33.

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Kay Tobler, 24.6.2015