Natriumchlorid (NaCl)oder einfach Kochsalz

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Philipps-Universität Marburg Fachbereich Chemie

Bezeichnung der Veranstaltung:

Übungen im Experimentalvortrag für Studierende des Lehramts

Beteiligte Dozenten:

Buthenuth, Jörg; Gerstner, Ernst; Perst, Hartwig; Müller, Ulrich

Protokoll zum Vortrag

Natriumchlorid (NaCl) oder einfach Kochsalz

Fabian Gelies

Sommersemester 2002

Dort können unterschiedliche Materialien für den Schulunterricht herunter geladen werden, unter anderem hunderte von Experimentalvorträgen so wie der vorliegende:

http://online-media.uni-marburg.de/chemie/chids/veranstaltungen/uebungen_experimentalvortrag.html

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Überblick und Struktur

Auf eine Gliederung des Vortrags ist hier im Protokoll und auch beim Vortragen bewusst verzichtet worden.

Es ist nicht Zielsetzung dieses Vortrags die Chemie um die Verbindung NaCl in einen vorgegebenen Rahmen einzufügen oder sogar vollständig abzuhandeln. Vielmehr soll aufgezeigt werden, dass NaCl gleichermaßen alltäglich und vielseitig ist. Diese Abhandlung ist sicher nicht vollständig und sie ist auch keinesfalls abgeschlossen, denn es werden oft nur kleine Einblicke in weitreichende Themenbereiche geworfen. So ist es gut möglich einen Vortrag zum Thema NaCl zu entwerfen, der Aspekte aus ganz anderen Blickwinkeln betrachtet und völlig andere Experimente in den Vordergrund stellt.

Klare Absicht des auf den folgenden Seiten protokollierten Vortrags ist die Gewichtung des experimentellen Charakters. Dabei soll entlang der durchgeführten Versuche, dargestellten Demonstrationen und verteilten Anschauungsobjekten ein knapper Überblick gegeben werden:

Einstieg ist Versuch 1 , Darstellung aus den Elementen, bei dem die überall auffindbare Alltagschemikalie auf ungewöhnliche Art gewonnen wird.

Üblich ist die NaCl Gewinnung durch einfachen Abbau, ohne aufwendige Darstellung, wie das Anschauungsobjekt 1 , Steinsalzblock zeigt.

Damit ist der Bezug zu den Elementen gegeben. NaCl bietet im weiteren den Grundstoff für die Herstellung sehr vieler Natrium- und Chlorverbindungen.

Als Beispiel wird Versuch 2 , das Leblanc Verfahren zur Darstellung von HCl – Gas angeführt.

Gasförmiges HCl ist es dann, was bei Versuch 3 zur Kristallisation im Eiltempo führt.

Anschauungsobjekt 2 sind Kochsalzkristalle in einem Wägeglas.

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Eine Verfeinerung der strukturellen Anschauung über das mit dem bloßen Auge Sichtbare hinaus bringt dann Anschauungsobjekt 3 , das die NaCl – Struktur als Modell zeigt.

Die Zusammensetzung von NaCl aus Ionen wird bei der Elektrolyse zur Gundlage.

Nach der theoretischen Behandlung der Schmelzflusselektrolyse schließt mit Versuch 4 , dem chlorierenden Rösten von Kupferoxid, ein Experiment an, bei dem zentrale Bedeutung bei einer Salzschmelze liegt.

Beim Übergang vom Kristall zur Lösung wird mit Versuch 5 , der Kochsalz - Kältemischung, ein physikalisches Phänomen betrachtet.

Genauso ist im Bereich der physikalischen Eigenschaften die Demonstration 1 , Dichte einer konzentrierten Salzlösung einzuordnen.

Elektrochemische Potentialdifferenzen und ihre Folgen, sofern NaCl als Elektrolyt vorhanden ist werden im Versuch 6 , Korrosionsförderung angesprochen.

Mit der Demonstration 2 , Osmotischer Druck, wird schließlich eine Brücke zu einem biologisch sehr Bedeutsamen Aspekt geschlagen, bei dem NaCl eine Zentrale Rolle spielt.

(* Parallel zur Durchführung der Experimente ist die begleitende Powerpoint Präsentation zu sehen, welche in Form von „schwarz/weiß Handzetteln (6 auf 1)“ diesem Protokoll als Anlage beigefügt ist *)

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Versuch 1: Darstellung aus den Elementen

Geräte:

1. Stativ: 2 Platten, 3 Stangen, 2 Hakenmuffen, Klammern(2 kleine, 4 mittlere, 1 große), 2 Hebebühnen

2. Apparatur:Tropftrichter mit Druckausgleich, Glasstopfen, Zweihalskolben, Magnetrührer mit Fisch, Absaugstück, 2 + 1 Waschflaschen, Glührohr, 2 Gummistopfen (gebohrt), Verbindungsschlauch, 3 Sicherungsfedern

3. Sonstiges: Spatel, Erlenmeyerkolben(EK) Glastrichter(Einfüllen der Säure),

Pinzette, Messer, Filterpapier, Petrischale (Na-Vorbereitung) Bunsenbrenner

Chemikalien:

MnO

2

, HCl, H

2

SO

4

, NaCO

3

-Lsg., Na

2

S

2

O

3

-Lsg.

Natrium

Aufbau:

Vorgelegt im Zweihalskolben sind 80 g MnO

2

– Pulver. Aus dem darüber montierten Tropftrichter erfolgt die Zugabe konzentrierter Salzsäure. Das dabei entstehende Chlorgas wird durch den zweiten Ausgang des Kolbens in einer gasdicht geschlossenen Apparatur zunächst zur Trocknung durch eine mit Schwefelsäure gefüllte Waschflasche, dann durch das Glührohr, in dem sich ein kleines Stück Natrium befindet, und schließlich zur Entsorgung in die Thiosulfat - Lösung geleitet. Um das „Zurückziehen“ der Flüssigkeiten zu vermeiden sind jeweils leere Waschflaschen dazwischengeschaltet. (Der Aufbau erfolgt zur Sicherheit im Abzug, da toxisches Chlorgas entickelt wird und konzentrierte Säuren verwendet werden.)

Durchführung:

1. Start(Chlordarstellung): Magnetrührer einschalten, Säure zutropfenlassen 2. Natriumstück mit Brennerflamme erhitzen bis Zündung erfolgt.

Beobachtung:

Natrium verbrennt hell gelb leuchtend im Chlorstrom.

Es entsteht ein weißer Rückstand (festes NaCl).

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Bemerkungen:

Warum ist die Reaktion exotherm?

Die Elemente Chlor und Natrium sind beide äußerst reaktionsfreudig und streben das Erreichen einer Edelgaskonfiguration an. Dabei besitzt Natrium genau das eine Elektron zuviel, welches dem Chlor noch fehlt. Die beiden Elemente sind sozusagen optimal für eine gemeinsame Redoxreaktion geschaffen.

In der Tat kommen sowohl Natrium als auch Chlor in der Natur nicht elementar vor. Natrium liegt immer als Na

⁺

-Ion in der Oxidationsstufe +1 vor; Chlor überwiegend als Cl

^-

-Ion der Oxidationsstufe –1.

Hauptsächlich in dieser im ersten Versuch dargestellten Verbindung kommen die Elemente Natrium (sechsthäufigstes Element der Erdkruste) und Chlor (elfthäufigstes Element ...) vor und lassen sich praktisch überall finden:

In gelöster Form in den Weltmeeren(2,7 bis 3% NaCl-Gehalt => 3,6

^.

10

¹⁶

Tonnen );

Von dort aus entstanden auch durch Austrocknung und damit verbundener Auskristallisation die unterirdischen zu findenden Ablagerungen; genannt Salzlager(10

¹⁵

Tonnen). Diese Salzlager beinhalten den überwiegenden Teil des zur Gewinnung genutzten Vorkommens und erklären auch eine der üblichen Bezeichnungen: „Steinsalz“.

[ * Zur Einschätzung der Zahlenverhältnisse

Wenn man 10

¹⁵

Tonnen auf 50 kg Portionen aufteilt und alle Chinesen beim Tragen mithelfen, dann müsste jeder etwa 14 Millionen mal laufen, um diese Masse zu bewegen. * ]

Des weiteren befinden sich Vorkommen von NaCl in salzhaltiger Kohle und Organismen. Als Beispiel dafür dient sogar der Mensch:

Physiologie: In Blut und Gewebesäften sind 150 – 300 g NaCl enthalten; täglich sind 10 bis 15 g zu ersetzen. Es ist also wirklich schlimm, wenn das sprichwörtliche Salz in der Suppe fehlt. Die gebräuchlichste Bezeichnung von NaCl als „Kochsalz“ liegt damit auf der Hand.

Übermäßiger Salzgenuss ist allerdings gesundheitsschädlich. Die akut toxische Dosis sind etwa 5 g/kg. Blut enthält 0,9% NaCl. Gleich konzentriert ist die Pysiologische Kochsalzlösung, die als zeitweiliger Ersatz für Blutplasma verwendet wird.

Die NaCl-Gewinnung erfolgt als rein physikalischer Prozess:

- Herausbrechen aus Salzlagern durch Sprengungen oder Lösen unter Tage – Hochpumpen und Eindampfen von Lösungen;

- Aus Salzsolen durch Eindampfen in Siedepfannen

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- Aus Meerwasser durch Verdunsten oder Ausfrieren (unter reinem Eis verbleibt eine konzentrierte Salzlösung)

Eingabe 1: Steinsalzblock

Nur bei der Reinigung sind dann chemische Verfahren im Einsatz:

Ausfällung von Verunreinigungen. Natriumcarbonatlösung fällt Ca

²⁺

und Mg

²⁺

-Ionen aus;

Kalziumhydroxid fallt SO

42-

-Ionen aus.

Alternativ denkbar ist auch die Fällung von NaCl selbst mittels eingeleitetem HCl-Gas.

Dieses HCl-Gas kann man nun wiederum auch aus NaCl darstellen, denn schwerer flüchtige Säuren, wie zum Beispiel die Schwefelsäure, reagieren mit NaCl unter Bildung von Chlorwasserstoff.

Versuch 2: Leblancverfahren

Geräte:

Stativmaterial: 2 Klammern, 2 Doppelmuffen

Gasentwicklungsgefäß: EK mit Gumistopfen und Einleitungsrohr Absorptionsgefäße: 3 Reagenzgläser (RG)

Chemikalien:

NaCl, H

2

SO

4

, AgNO

3

-Lsg, Indikatorlösung, gesättigte Kochsalzlösung

Durchführung und Beobachtung:

NaCl

(s)

mit H

2

SO

4

versetzen

Gas einleiten in AgNO

3

–Lsg. => AgCl-Fällung

Gas einleiten in Indikatorlösung => Farbumschlag (als Säurenachweis) Gas einleiten in NaCl –Lsg. => Niederschlag?!?

AgCl in Ammoniak Lösen

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Bemerkungen:

Ausfällung von Natriumchlorid erscheint als nicht alltäglich, denn Kochsalz ist hinlänglich als sehr gut wasserlöslich bekannt. Durch die nahezu temperaturunabhängige Löslichkeit in Wasser (35,6g/100mL bei 20°C gegenüber 39g/100mL bei 100°C) ist die Umkristallisation oder das Züchten schöner Kristalle nicht einfach möglich.

Eingabe 2: Wägeglas mit NaCl-Kristallen

Auskristallisieren von NaCl ist unter gewöhnlichen Bedingungen ein langwieriger Prozess.

Doch unter geeigneten Bedingungen kann es auch schneller gehen:

Versuch 3: Kristallisation im Eiltempo

Geräte:

Petrischale mit Deckel, Pipette

Schwanenhals - Kamera in Verbindung mit Videobeamer (Overheadprojektor)

Chemikalien:

NaOH(w=0,4), HCl konz.

Durchführung:

Neben einen mL Natronlauge wird ein wenig rauchende Salzsäure pipettiert

Beobachtung:

Blitzartig bilden sich an der Oberfläche der vorgelegten Natronlauge winzige Kristalle, ohne dass die beiden Flüssigkeiten in Berührung gekommen sind.

(Wenn bei der Durchführung versehentlich die Flüssigkeiten ineinander laufen,

kommt es selbstverständlich auch zur sichtbaren NaCl - Fällung, aber die

gewünschte Ästhetik geht leider verloren)

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Bemerkungen:

NaCl kristallisiert wasserfrei in farblosen, durchsichtigen Würfeln der Dichte 2,164 g/cm

³

, welche bei 801 °C schmelzen und bei 1413°C sieden.

Natriumchlorid ist der typische Vertreter seiner Kristallstruktur und daher dafür namen- gebend.

In Natriumchlorid - Struktur kristallisieren die meisten Alkalimetallhalogenide (außer CsCl, CsBr, CsI), die Alkalimetallhydride und die Erdalkalimetalloxide (außer BeO). Jedes Natrium - Ion ist Oktaedrisch von 6 Chlorid - Ionen umgeben („koordiniert“). Man bezeichnet diese Anordnung wegen der Besetzung der Ecken und Flächenmitten auch als „kubisch- flächenzentrierte“ Anordnung.

Wie kommt es bei Kochsalz zu ausgerechnet dieser Struktur:

Der Kristallstruktur-Typ wird durch das Radienverhältnis von Kation und Anion mitbestimmt.

Ein Kation kann umso mehr Anionen um sich gruppieren je größer es im Verhältnis zum Anion ist. Die sich so ergebende Koordinationszahl legt die Typen energetisch günstiger Kristallstrukturen fest.

Mit anderen Worten: Die Grenzradienverhältnisse lassen Aussagen über die vorliegende Kristallstruktur zu.

Tabelle Grenzradienverhältnisse

r

⁺

/r

^-

KZ des Kations Anionenanordnung Namengeber (r

⁺

/r

^-

)

> 0,73 8 kubisch CsCl (1,13)

> 0,414 6 oktaedrisch NaCl (0,70)

> 0,225 4 tetraedrisch ZnS (0,44)

> 0,155 3 trigonal-planar BN (0,19)

Über die Ionenbindung werden die Kristalle zusammengehalten und zeigen auch beachtliche Beständigkeit. (Bereits erwähnter hoher Schmelzpunkt)

Eingabe 3: NaCl - Struktur(Modell der

Elementarzelle)

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Der Themenbereich Elektrochemie wurde abgehandelt im Rahmen des Experimentalvortrags von Thomas Decher

Daher erfolgt in diesem Vortrag die Einschränkung auf eine kurze theoretische Abhandlung von Elektrolyseprozessen mit NaCl.

Die in Versuch 1 gezeigte Reaktion von Chlor und Natrium zu NaCl kann mittels Elektrolyse, also unter Einsatz elektrischer Energie, umgekehrt werden. Die Elemente Natrium und Chlor werden durch Schmelzflusselektrolyse aus NaCl gewonnen. Als Anode verwendet man eine Kohleelektrode und als Kathode eine Eisenelektrode.

(* Ein Schema einer Natriumchlorid Elektrolyseanlage ist in der Powerpoint Präsentation abgebildet (siehe Anlage) *)

Die Elektrodenvorgänge sind:

Reduktion: 2 Na

⁺

+ 2 e

^-

-> 2 Na Oxidation: 2Cl

^-

-> Cl

2

+ 2e

^-

Redoxreaktion: 2 Na

⁺

+ 2 Cl

^-

-> 2 Na + Cl

2

Wegen des hohen Schmelzpunktes von NaCl verwendet man im Labor zur Durchführung einer Schmelzflusselektrolyse NaCl, dem CaCl

2

im Volumenverhältniss 1:1 beigemischt wurde, um mit dieser „Verunreinigung“ den Schmelzpunkt herabzusetzen.

In wässriger Lösung sind die Elektronenvorgänge als analog zu betrachten. Nur werden an der Kathode statt Na

⁺

zu Na die im Wasssermolekül gebundenen H - Atome zu elementarem H

2

reduziert.

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Eine ausgewählte technische Anwendung von NaCl soll an dieser Stelle demonstriert werden.

Durchgeglühtes Kupfer(II)-Oxid lässt sich nicht in Wasser lösen. Kochsalz hilft:

Versuch 4: Chlorierendes Rösten

Geräte:

2 RG (mit Schmelzmischung / mit NH

3

), RG-Klammer Bunsenbrenner, Mörser mit Pistill, Spritzflasche (Wasser) Glastrichter, Faltenfilter, 2 Bechergläser (BG)

Chemikalien:

trockene, feste Mischung NaCl/CaCl

2

/CuO, NH

3

-Lsg.

Durchführung mit Beobachtung:

- Mischung wird über der Brennerflamme geschmolzen.

- Nach Wiedererstarren wird RG samt Inhalt im Mörser zerkleinert - Mörserinhalt in Filter entleert

- mit Wasser nachgespült => Filtrat bläulich bis grünlich - Filtrat in RG mit NH

3

eingefüllt => intensives blau

Bemerkungen:

In den vorgelegten Feststoffen sind die Ionen fest in die Kristallgitter eingebunden. In der Schmelze werden alle festen Strukturen aufgelöst, die Ionen können sich frei bewegen und werden durchmischt. Bei der Abkühlung dieses Ionengemisches bildet sich wieder ein Feststoff. Jetzt sind auch Cu

²⁺

-Ionen so auskristallisiert, dass das vormalige Gegenion, das Sauerstoff – Ion, durch 2 Chlorid - Ionen ersetzt wurde. In einer wässrigen Lösung lassen sich Cu

²⁺

-Ionen nachweisen.

Im obigen Versuch wurde demonstriert wie man Cu

²⁺

-Ionen in Lösung bringen kann. Hat man

NaCl als Feststoff vorliegen so ist die Lösung in Wasser sehr gut und schnell möglich. Schon

in Rahmen von Versuch 2 wurde die gute Löslichkeit in Wasser angesprochen.

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Beim Salzlösen in Wasser lassen sich interessante Phänomene beobachten. Im nächsten Versuch sind die Bedingungen so gewählt, dass ein spezieller Effekt zur vollen Entfaltung kommt:

Versuch 5: Kältemischung

Geräte:

2 BG, Plastikschüssel, Glasstab, Thermometer, 3 RG

Chemikalien:

Eis und Kochsalz, Wasser und Erdbeermilch

Durchführung:

- Eis und Kochsalz mischen - Temperatur messen

- Wasser und Erdbeermilch einfrieren

Bemerkungen:

Die Eis – Kochsalz – Mischung führt zu einer immensen Abkühlung innerhalb kürzester Zeit.

NaCl/Wassereis ist keineswegs das einzige Rezept für Kältemischungen und auch bei weitem nicht das Wirkungsvollste. Seinen vielfältigen Einsatz in Labor und Technik verdankt es der Tatsache konkurrenzlos günstig zu sein.

(* Eine Tabelle in der unterschiedliche „Kältemischungen“ behandelt werden ist in der

Powerpoint Präsentation abgebildet (siehe Anlage) *)

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Wo liegt der Grund für die beobachtete Abkühlung:

Physikalisch - chemischer Hintergrund

Grundlegend sind zwei verschiedene Prozesse, welche sich in ihrer Auswirkung addieren.

Zunächst sei der Lösevorgang genannt:

Beim Lösen von Salz in Wasser werden Ionen aus dem Salzgitter durch die Wasserdipole

„herausgebrochen“ und gehen solvatisiert in Lösung.

Ist die freiwerdende Ionisierungsenergie kleiner als die Gitterenergie, so ist der Lösevorgang endotherm. Die Lösungswärme wird aus der Umgebung entnommen; es kommt zur Abkühlung von Lösung und Gefäß.

Diese Abkühlung ist immer beim Lösen von Kochsalz zu beobachten; unabhängig der Lösungstemperatur bei Reaktionsstart.

Der zweite Prozess ist mit dem eingesetzten festen Wassereis verbunden:

Eis ist immer von einer Wasserschicht umgeben. Es liegt das dargestellte Gleichgewicht vor.

Durch den Lösevorgang wird das Gleichgewicht verschoben; immer mehr Wasser wird flüssig. Als zweiter Kühlungseffekt tritt die Schmelzwärme des Wassers hinzu.

Anwendung findet die Eis – Kochsalz – Mischung in der Technik (insbesondere historisch), als alltägliches, kostengünstiges und zuverlässiges Kühlmittel im Labor und auch im Straßenverkehr (wobei in diesem Fall nicht die Kühlung, sondern die Enteisung im Vordergrund steht).

Bei unterlassener Isolierung, wie es das Becherglas auf der Laborbank darstellt, ist nach kurzer Zeit aus der Umgebung so viel Wärme aufgenommen, dass das Eis geschmolzen und das Salz größten Teils in Lösung ist. Dann ist der Kälteeffekt beendet. Die Salzlösung kann nicht weiter als Kühlmittel ohne Eis funktionieren.

Die Temperaturveränderung ist also nur ein vorübergehendes Phänomen, doch die Flüssigkeit

hat sich in einer anderen physikalischen Eigenschaft temperaturinvariant verändert:

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Demonstration 1: Kunststofftrennung in Abhängigkeit der Dichte

Geräte:

2 große Bechrgläser, „Paddel“(großer Kochlöffel oder vergleichbares Gerät)

Chemikalien:

Wasser, gesättigte Lösungen (1. NaCl; 2. Na

2

S

2

O

3

), kleingeschnittener Kunststoffmüll

Durchführung:

Müll in Lösung 2 werfen, schwimmende Teile abschöpfen Müll in Lösung 1 werfen, schwimmende Teile abschöpfen Müll ins Wasser werfen, schwimmende Teile abschöpfen

Bemerkungen:

Die Kunststoffschnipsel sind herausgeschnitten aus üblichem Haushalts und Verpackungsmüll. Sofern die Dichte des Materials die Dichte der entsprechenden Lösung überschreitet sinken die Teile ab. Das Material mit geringer Dichte schwimmt oben auf der Lösung.

(* Detaillierte Übersicht in der Powerpoint Präsentattion abgebildet (siehe Anlage) *)

Das Problem der Kunststofftrennung im Müll wird in Zukunft eine immer größere Bedeutung haben, da der Werkstoff Glas durch die vielseitigeren Kunststoffverbindungen insbesondere im Hinblick auf Verpackungen schon jetzt immer mehr in den Hintergrund gedrängt wird.

Dieses auf den Dichte - Unterschieden von Lösungen bestehende Trennverfahren wird unter

der Bezeichnung „Schwimm-Sink-Verfahren“ technisch angewendet. Ein großes Paddel rührt

fortwährend an der Oberfläche während die gesunkenen Teile kontinuierlich abgesaugt

werden.

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Nachdem mit dem Kunststofftrennverfahren eine nützliche Anwendung für wässrige NaCl- Lösungen aufgezeigt ist, soll auch nicht verschwiegen werden, welcher große wirtschaftliche Schaden von NaCl ausgeht: Die Korrosion (von Eisen)

Unter welchen Bedingungen verrostet Eisen?

Es sind drei Komponenten erforderlich:

Sauerstoff als einer der Hauptbestandteile der Luft ist in der Natur immer vorhanden, auch Wasser taucht nahezu überall auf. Kommt jetzt noch das üble Natriumchlorid hinzu, dann ist die Katastrophe perfekt:

Versuch 6a: Gute Bedingungen zum Rosten

Geräte:

Stativplatte, Stativstange, 2 Doppelmuffen, 2 Klammern

2 Demoreagenzgläser, 2 durchbohrte Gummistopfen, 2 Glasrohre EK (zum Entfetten)

Chemikalien:

Stahlwolle, Kochsalzlösung, Farbstofflösung, Aceton

Durchführung:

Zwei Ansätze werden parallel vorbereitet - Entfetten Stahlwolle mit Aceton

- Eintauchen in Kochsalzlösung (Blindprobe nicht eintauchen) - Hineinstopfen in Demoreagenzglas

- Verschließen mit Glasrohrstopfen - Eintauchen in Farbstofflösung - Abwarten ( 2 bis 5 Stunden)

Beobachtung:

Die gefärbte Flüssigkeit ist weit in das Demoreagenzglas, in dem sich die NaCl - behandelte

Stahlwolle befindet, hinaufgestiegen. Bei der Blindprobe ist die Flüssigkeit nicht

hochgestiegen.

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Bemerkungen:

Was ist chemisch passiert?

Betrachten wir die Reaktionsgleichung: 2 Fe

(s)

+ O

2(g)

+ H

2

O ----> 2 FeO(OH)

(s)

= Fe

2

O

3 .

H

2

O Das entstandene Fe

2

O

3

wirkt nicht als passivierende Schutzschicht, sondert blättert ab.

Eisenbauteile rosten also kontinuierlich bis zur Zerstörung durch.

Man sieht, dass die beiden in der RKT-Gleichung vorkommenden Komponenten Sauerstoff und Wasser sind. NaCl ist der Elekrolyt, dem katalysierende Bedeutung zukommt. Angemerkt sei an dieser Stelle: Es gibt außer NaCl auch andere Stoffe die an Stelle der dritten Komponente stehen können. Genannt seien zum Einen CO

2

-haltige Luft, zum Anderen SO

2

- haltige Luft. Letzteres hat in einem der vorangegangenen Experimentalvorträge Mike Schmitt in einer eindrucksvollen Demonstration gezeigt.

Auslösender Faktor ist bei beiden genannten Fällen die Säurewirkung.

Ein besonders interessanter Effekt ist zu beobachten, wenn Metalle, die unterschiedlich „edel“

sind, d.h. mit unterschiedlichen Potentialen, in einer Salzlösung zusammenkommen.

Elektrochemische Korrosion droht überall dort, wo sich zwei metallische Leiter berühren.

Dazu genügen schon Fremdeinschlüsse an der Metalloberfläche. Es bilden sich kurzgeschlossene galvanische Elemente, sozusagen „Lokalelemente“. Von der Leitfähigkeit des Elektrolyten hängt die Geschwindigkeit der elektrochemischen Korrosion ab.

Das soll im nun folgenden Versuch mittels Kochsalzlösung und einem Bleistiftanspitzer veranschaulicht werden:

Der Spitzer besteht aus einem Leichtmetallblock und einer angeschraubten Stahlklinge.

Versuch 6b: Bleistiftanspitzer als Lokalelement

Geräte:

Großes Becherglas (hohe Form), Glastrichter, 2 +1 RG (halbmikro,normal), Bunsenbrenner, Feuerzeug

Chemikalien:

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Durchführung mit Beobachtung:

- Spitzer in die Lösung werfen => Gasentwicklung - Trichter und Mikro-RG überstülpen => Gas wird aufgefangen - Halbgefülltes RG abziehen mit Luft durchmischen

- An offener Flamme zünden => „Pföff“

- Letzten beiden Schritte gegebenenfalls wiederholen

(* Reaktionsgleichung und Zuordnung der Elektroden auf Folie 22 der Powerpoint Präsentation (siehe Anlage) *)

Bemerkungen:

Die beobachtete Wasserstoffentwicklung erfolgt an der als Kathode geschalteten Eisenklinge.

Es gehen dabei Hydroxid – Ionen in Lösung, welche zusammen mit in Lösung kommenden Magnesium – Ionen einen weißlichen Niederschlag bilden.

Anzumerken ist weiterhin, dass das als Kathode geschaltete Eisen gegenüber der Opferannode einen guten Korrosionsschutz erhält. Man kann also auf elektrochemischen Wege Korrosion auch entgegenwirken. Dieses Verfahren wird da eingesetzt, wo Korrosion ein besonders ernstes Problem darstellt:

Schiffbau (Schiffe sind ständig der aggressiven NaCl-Elektrolytlösung ausgesetzt) Heizungsbau (Stichwort Hochtemperaturkorrosion)

Unseriöse KFZ-Werkstätten können „Kunden sichern“, wenn sie den Auspuff mit Messingschrauben arretieren und somit als Opferanode schalten.

Was passiert, wenn man einen schönen, blanken „Euro“, welcher offensichtlich aus zwei verschiedenen, sich berührenden Metallen besteht, in die Salzlösung wirft?!?

Nichts!!! Auch nach Tagen keine Spur irgendwelcher Auflösungserscheinungen.

Wie kann das sein?!?

Hier haben die europäischen Währungsexperten tatsächlich naturwissenschaftliche

Zusammenhänge beachtet und Vorsorge getroffen. Die beiden verwendeten Legierungen

unterscheiden sich in ihrer Farbe, nicht aber im elektrochemischen Potential!!!

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Versuch 6c: Die Salzbatterie

Geräte:

Eisenklinge und Magnesiumblock (zerlegter Bleistiftspitzer), Demonstrationsvoltmeter, 2 Kabel , 2 Krokodilklemmen, kleines Becherglas (für Salzlösung)

Chemikalien:

H

2

O, NaCl

Durchführung mit Beobachtung:

Block und Klinge werden über Kabel und Klemme mit dem Voltmeter verbunden - Eintauchen in Salzlösung ohne Berührung => Spannung messbar

Bemerkungen:

Der Leichtmetallblock besteht aus einer Magnesium/Aluminium Legierung mit überwiegendem Magnesiumanteil (97%).

Daher werden zur Auswertung die Standardpotentiale für die Systeme Mg/Mg

²⁺

sowie Fe/Fe

²⁺

(Klinge) herangezogen.

Mg: - 2,38 V Fe: - 0,44V

Vermeidung elektrochemischer Korrosion ist in der Technik eine immer wieder gefragte Problematik. Optimal ist es den Kontakt verschiedener Metalle gänzlich zu unterbinden.

Sofern dies nicht möglich ist, empfiehlt es sich bei der Auswahl der eingesetzten Werkstoffe

auch die elektrochemischen Potentiale genau abzustimmen.

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Ein ganz wichtiger mit Salzlösungen zu verknüpfender Aspekt ist die Osmose.

Osmose bezeichnet den Vorgang der Diffusion, des Hindurchtretens einer Flüssigkeit durch eine halbdurchlässige Wand (semipermeable Membran), die zwei unterschiedlich konzentrierte Lösungen trennen.

Die semipermeable Membran hat nun die Eigenschaft die Wassermoleküle hindurchzulassen, während die solvatisierten Ionen nicht durchgelassen werden.

Um den Konzentrationsunterschied auszugleichen, diffundieren Wassermoleküle von der nicht konzentrierten Lösung in die konzentrierte Lösung. Dabei baut sich ein messbarer Druck, der osmotische Druck, auf.

Demonstration 2: Osmotischer Druck

Geräte:

Aquarium, getrocknete Schweinsblase, Glastrichter, Kordel, Nähnadel

Chemikalien:

H

2

O, NaCl

Durchführung:

Schweinsblase wird mit konzentrierter Salzlösung gefüllt, mit der Kordel kräftig zugeschnürt und über Nacht in ein mit entionisiertem Wasser gefülltes Aquarium gelegt. Am nächsten Tag sticht man mit der Nadel ein kleines Loch in die prall gefüllte, deutlich vergrößerte Schweinsblase hinein.

Beobachtung:

Das Wasser spritzt im hohen Bogen

(* In der Powerpoint Präsentation graphisch veranschaulicht (siehe Anlage) *)

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Bemerkungen:

Die Osmose spielt in der Biologie eine außerordentlich wichtige Rolle. Halbdurchlässige Wände werden in den manigfaltigsten Formen durch die Grenzschichten des Plasmas der Tiere und Pflanzen gebildet. Ist der Innendruck einer Zelle geringer als der osmotische Druck der umgebenden Lösung, so nimmt die Zelle Wasser auf und kann bis zum Platzen anschwellen. Im umgekehrten Fall geben die Zellen Wasser ab und schrumpfen. Auf uns Menschen bezogen ist es also der osmotische Druck, der uns (wörtlich gesprochen) „im innersten zusammenhält“.