Protokoll ()

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hunderte von Experimentalvorträgen so wie der vorliegende:
http://online-media.uni-marburg.de/chemie/chids/veranstaltungen/uebungen_experimentalvortrag.html
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
Experimentalvortrag SS 2002
Fabian Gelies
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.
2
Experimentalvortrag SS 2002
Fabian Gelies
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 *)
3
Experimentalvortrag SS 2002
Fabian Gelies
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:
MnO2, HCl, H2SO4, NaCO3-Lsg., Na2S2O3-Lsg.
Natrium
Aufbau:
Vorgelegt im Zweihalskolben sind 80 g MnO2 – 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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Experimentalvortrag SS 2002
Fabian Gelies
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 . 1016 Tonnen );
Von dort aus entstanden auch durch Austrocknung und damit verbundener Auskristallisation
die unterirdischen zu findenden Ablagerungen; genannt Salzlager(1015 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 1015 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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Experimentalvortrag SS 2002
-
Fabian Gelies
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 Ca2+ und Mg2+-Ionen aus;
Kalziumhydroxid fallt SO42--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, H2SO4, AgNO3-Lsg, Indikatorlösung, gesättigte Kochsalzlösung
Durchführung und Beobachtung:
NaCl(s) mit H2SO4 versetzen
Gas einleiten in AgNO3 –Lsg.
=> AgCl-Fällung
Gas einleiten in Indikatorlösung
=> Farbumschlag (als Säurenachweis)
Gas einleiten in NaCl –Lsg.
=> Niederschlag?!?
AgCl in Ammoniak Lösen
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Experimentalvortrag SS 2002
Fabian Gelies
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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Experimentalvortrag SS 2002
Fabian Gelies
Bemerkungen:
NaCl kristallisiert wasserfrei in farblosen, durchsichtigen Würfeln der Dichte 2,164 g/cm3,
welche bei 801 °C schmelzen und bei 1413°C sieden.
Natriumchlorid ist der typische Vertreter seiner Kristallstruktur und daher dafür namengebend.
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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Experimentalvortrag SS 2002
Der
Themenbereich
Fabian Gelies
Elektrochemie
Experimentalvortrags von Thomas
wurde
abgehandelt
im
Rahmen
des
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- -> Cl2 + 2eRedoxreaktion: 2 Na+ + 2 Cl- -> 2 Na + Cl2
Wegen des hohen Schmelzpunktes von NaCl verwendet man im Labor zur Durchführung
einer Schmelzflusselektrolyse NaCl, dem CaCl2 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 H2
reduziert.
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Experimentalvortrag SS 2002
Fabian Gelies
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 NH3 ), RG-Klammer
Bunsenbrenner, Mörser mit Pistill, Spritzflasche (Wasser)
Glastrichter, Faltenfilter, 2 Bechergläser (BG)
Chemikalien:
trockene, feste Mischung NaCl/CaCl2/CuO,
NH3-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 in RG mit NH3 eingefüllt => intensives blau
=> Filtrat bläulich bis grünlich
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 Cu2+-Ionen so auskristallisiert, dass das vormalige Gegenion, das
Sauerstoff – Ion, durch 2 Chlorid - Ionen ersetzt wurde. In einer wässrigen Lösung lassen sich
Cu2+-Ionen nachweisen.
Im obigen Versuch wurde demonstriert wie man Cu2+-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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Experimentalvortrag SS 2002
Fabian Gelies
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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Experimentalvortrag SS 2002
Fabian Gelies
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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Experimentalvortrag SS 2002
Fabian Gelies
Demonstration 1: Kunststofftrennung in Abhängigkeit
der Dichte
Geräte:
2 große Bechrgläser, „Paddel“(großer Kochlöffel oder vergleichbares Gerät)
Chemikalien:
Wasser, gesättigte Lösungen (1. NaCl; 2. Na2S2O3),
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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Experimentalvortrag SS 2002
Fabian Gelies
Nachdem mit dem Kunststofftrennverfahren eine nützliche Anwendung für wässrige NaClLösungen 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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Experimentalvortrag SS 2002
Fabian Gelies
Bemerkungen:
Was ist chemisch passiert?
Betrachten wir die Reaktionsgleichung: 2 Fe(s) + O2(g) + H2O ----> 2 FeO(OH)(s) = Fe2O3 . H2O
Das entstandene Fe2O3 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 CO2-haltige Luft, zum Anderen SO2haltige 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:
Konzentrierte NaCl-Lsg., Bleistiftanspitzer aus Leichtmetall
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Experimentalvortrag SS 2002
Fabian Gelies
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
-
Letzten beiden Schritte gegebenenfalls wiederholen
=> „Pföff“
(* 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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Experimentalvortrag SS 2002
Fabian Gelies
Versuch 6c: Die Salzbatterie
Geräte:
Eisenklinge und Magnesiumblock (zerlegter Bleistiftspitzer),
Demonstrationsvoltmeter, 2 Kabel , 2 Krokodilklemmen,
kleines Becherglas (für Salzlösung)
Chemikalien:
H2O, 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/Mg2+ sowie
Fe/Fe2+ (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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Experimentalvortrag SS 2002
Fabian Gelies
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:
H2O, 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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Experimentalvortrag SS 2002
Fabian Gelies
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“.
Übersicht über verwendete Literatur:
Internetveröffentlichungen (zur Didaktik der Chemie)
- Universität Bielefeld
- Universität und Gesamthochschule Siegen
- Kantonsschule Heerbrugg (CH)
- Universität Zheng Zhou
(VRC)
Taschenbuch der Chemie (Fachbuchverlag Leipzig)
Schröter, Lautenschläger, Bibrack
Lehrbuch der Anorganischen Chemie
(de Gruyter)
Hollemann und Wiberg
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