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

Posten A: Zucker oder Salz

Zucker von Salz unterscheiden. Da viele Salze für den Menschen giftig sind, ist von einem Geschmackstest unbedingt abzuraten.

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

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

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. Das Leitfähigkeitsmessgerät besteht aus einer Batterie, einem Lämpchen und einem unterbrochenen Stromkreislauf. Wenn man die beiden Metalldrähte (Anode und Kathode) in eine Flüssigkeit taucht, die Strom leitet, schliesst sich der Stromkreis und das Lämpchen leuchtet auf.

Beobachtung

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

Erklärung

Wenn die Salzkristalle ins Wasser gegeben werden, lagern sich Wassermoleküle mit dem jeweils entgegen gesetzt geladenen Teil an die Kat- und Anionen im Ionengitter an. Dabei wird etwas Energie frei, die Entropie im Salzgitter erhöht sich, die Schwing- und Pendelbewegungen der Ionen erhöhen sich, bis die Bewegungen so stark werden, dass sich einzelne Ionen aus der Gitterstruktur herauslösen und vollständig von Wasserteilchen umgeben werden. Dabei erhöht sich die Entropie erneut (mehr frei bewegliche Teilchen, flüssig statt fest). Da sich bei diesem Lösungsvorgang die Gesamtentropie im System erhöht, läuft der Vorgang weiter, bis sich alle K⁺- und Cl^--Ionen frei beweglich zwischen den Wassermolekülen befinden.

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 chemischen Bindungen in den Glucosemoleküle werden nicht getrennt; sie bleiben elektrisch neutral. Sie können weder Elektronen abgeben, noch aufnehmen. Fazit: In Wasser gelöste Salze leiten elektrischen Strom.

Posten B: Zwei 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. Das deionisierte Wasser mit dem Eisen(III)-oxid bleibt trüb. Es handelt sich um eine Suspension.

Erklärung

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

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

Die Löslichkeit von Salzen hat mit der Gitterenergie E_G zu tun. Diese 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. Man könnte nun meinen, dass sich jedes Salz vollständig in Wasser lösen sollte, da sich dabei ja die Entropie im Salz erhöhen würde (mehr freie Teilchen, flüssig statt fest). Der Haken dabei ist, dass in gewissen Ionengitter die elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen den Ionen derart gross sind, dass das umgebende Wasser die zum Lösungsvorgang benötigte (Wärme-)Energie theoretisch zwar zur Verfügung stellen könnte, sich dabei aber so stark abkühlte, dass der Entropiegewinn, der beim Lösungsvorgang des Salzes entstünde, durch den Entropieverlust im Wasser bei weitem kompenisert würde. Insgesamt würde die Entropie absinken, was gemäss dem 2. Hauptsatz der Thermodynamik nicht möglich ist.

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. Die elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen den 3-fach positiv geladenen Fe³⁺-Ionen und den doppelt negativ geladenen O^2- ist so gross, dass sich bei einem Lösungsvorgang die Entropie im Gesamtsystem absenken würde, was wie oben gesehen, nicht möglich ist.

Fragen

1.a. Eisenoxide sind die wertvollen Bestandteile von Eisenerzen. Falls Sie das schon vor dem Experiment wussten, dann konnten Sie vermutlich die Löslichkeit des einen Salzes voraussagen. Was wäre Ihre Vermutung gewesen?

Ich hätte vermutet, dass Eisen(III)-oxid unlöslich ist. Wäre Eisenoxid wasserlöslich, wäre es aus dem Gestein herausgewaschen worden und es gäbe keine Eisenerze.

b. Was wissen Sie bereits über Eisenerz?

Eisenerz wird im Berg- oder Tagbau abgebaut und zwecks Eisengewinnung verhüttet. Eisen wird mithilfe von Koks im Hochofen aus Eisenerz gewonnen.

Posten C: 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 = Wasser bleibt klar.

RG mit Wasser von B = Wasser wir mit einer weissen Substanz eingetrübt.

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)

Posten D: Lösen von Salzen in Wasser

Wir lösen verschiedene Salze in Wasser und messen im Anschluss daran die Wassertemperatur

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

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

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, was die Entropie und die Pendelbewegung der Ionen im Ionengitter erhöht; 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, bei dem die Hydratationsenergie E_H frei wird. Die Entropie hat sich ein zweites Mal erhöht. 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 (s. Abb. 9a). Im umgekehrten Fall wird dem Wasser Wärmeenergie entzogen, damit die Gitterenergie doch noch überwunden werden kann. Der Lösungsvorgang verläuft endotherm (s. Abb. 9b). Für die Temperaturänderung massgebend ist auch die Menge des Salzes, das man zugibt. Bei grösseren Salzmengen wird die Temperaturänderung vergrössert.

Fragen

Abb.10: Wassermoleküle sind Dipole; das Sauerstoffatom zieht die beiden negativ geladenen Elektronen der Wasserstoffatome in seine Richtung.

1.a. Ein Salzkristall wird ins Wasser gegeben. Die Salzteilchen und die Wassermoleküle treten miteinander in Wechselwirkung. Worauf beruht diese Wechselwirkung?

Wassermoleküle sind Dipole. Sie richten sich mit ihrem positiv geladenen Teil zu den Anionen, mit dem negativ geladenen Teil zu den Kationen aus. Sie treten mit den Ionen im Salzgitter in eine elektrostatische Wechselwirkung.

b. Wie liegt das gelöste Salz vor?

Die Ionen sind umgeben von Wassermolekülen, sie sind hydratisiert. Die Kationen werden von Wassermolekülen umgeben, die ihnen ihren negativ geladen Pol zuwenden. Die Anionen werden von Wassermolekülen umgeben, die ihnen den positiv geladenen Pol zuwenden.

2. Bei der Wechselwirkung wird Energie frei: die Hydratationsenergie E_H. Diese fördert den Lösungsvorgang. Es gibt jedoch eine zweite Kraft, welche dem Lösungsvorgang entgegenwirkt. Um was handelt es sich?

Es handelt sich um die elektrostatische Anziehungskraft zwischen den Ionen in der Gitterstruktur. Um all diese Anziehungskräfte im Ionengitter zu überwinden, wird die Gitterenergie E_G benötigt.

3. Es gibt Salze, bei denen wird beim Lösen Wärme frei (exothermer Lösungsvorgang). Andere lösen sich unter starker Abkühlung (endothermer Lösungsvorgang). Wie schätzen Sie für diese beiden Fälle die förderliche und die hinderliche Energie ein?

Beim exothermen Lösungsvorgang ist die zum Lösen förderliche Hydratationsenergie E_H grösser als die zum Lösen hinderliche Gitterenergie E_G. Beim endothermen Lösungsvorgang ist es gerade umgekehrt.

4. Welche Verhältnisse herrschen bei schwerlöslichen Salzen?

Bei schwerlöslichen Salzen ist die Hydratationsenergie vernachlässigbar klein im Vergleich zur Gitterenergie, es gilt: E_G >> E_H. Die Zunahme der Entropie, die entstünde, wenn sich ein schwerlösliches Salz in Wasser löste, würde durch die Zunahme der Ordnung (Bewegungen der Wassermoleküle werden langsamer) und einer damit einhergehenden Abnahme der Entropie im Wasser überkompensiert. D.h. der Lösungsvorgang würde zur einer Abnahme der Gesamt-Entropie führen, was nicht möglich ist.

5.a. Der Lösungsvorgang mit Kochsalz beschreibt man in der Formelsprache folgendermassen: NaCl(s) → Na⁺(aq) + Cl^-(aq). Was bedeutet das Anhängsel „aq“?

Die Teilchen liegen in Wasser gelöstem, in hydratisiertem Zustand vor.

b. Was stellen Sie sich unter folgender Beschreibung vor: NaCl(aq) ?

Dabei handelt es sich um eine Natriumchlorid-Lösung (Natronlauge). Die Na⁺- und die Cl^--Ionen sind von Wassermolekülen umgeben, hydratisiert.

Abkürzung

RG = Reagenzglas

Quellen

• Unterlagen: GLF Praktikum
• 02 Welt_der_Salze_Einfuehrung.pdf
• Werner Eisner u.a.: 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, 29.6.2015