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Eigenschaften, Bau und Bedeutung von Salzen 10h

Die experimentelle Untersuchung von Salzen und die Deutung der Befunde auf der Ebene der Teilchen führen zum Ionenmodell und zur Beschreibung der in diesen Verbindungen wirksamen Kräfte durch die Ionenbindung. An Beispielen, die ggf. Salzlagerstätten des Heimatraums einbeziehen, sollen die Schüler eine Vorstellung von der vielfältigen Bedeutung von Salzen erhalten.

Grundbegriffe: Salz, Kation, Anion, Elektrolyse, Ionengitter, Gitterenthalpie

Ionen als Ladungsträger

Elektrolyte und Nichtelektrolyte (Leitfähigkeitsuntersuchungen)

Versuch: Leitfähigkeitsuntersuchung folgender Lösungen:

- destilliertes Wasser

- Leitungswasser

- Harnstoff

- Kochsalz

- Kupfersulfat

- Rohrzucker

- Natronlauge

- Salzsäure

- Alkohol

Elektrolyte sind Stoffe, die in wässriger Lösung den Strom leiten.

Beim Lösen von Elektrolyten (Säuren, Laugen, Salze) in Wasser entstehen frei bewegliche Ladungsträger, die Ionen.

Versuch: Leitfähigkeit geschmolzener Feststoffe (Zucker, Natriumthiosulfat)

(in Rggl. Schmelzen, Leitfähigkeitselektrode eintauchen)

Ergebnis: 

Salze leiten in geschmolzenem Zustand den elektrischen Strom; sie sind nicht aus Molekülen, sondern aus elektrisch geladenen Teilchen, den Ionen aufgebaut. Beim Schmelzen werden die Bausteine eines Feststoffes beweglich.

Unterschied zu metallischen Leitern?

Formulierung neuer Fragen:

- Welche Vorgänge spielen sich beim Stromfluss durch einen Elektrolyten ab? Erfolgt die Trennung in entgegengesetzt geladene Ionen erst unter dem Einfluss des elektrischen Stroms oder liegen von Anfang an getrennte Ionen vor?

- Welche Ladung transportieren die einzelnen Ionen?

- Unterscheiden sich die Ionen hinsichtlich ihrer Wanderungsgeschwindigkeit?

Gefrierpunktserniedrigung

Problemstellung: Erfolgt die Trennung in Ionen unter dem Einfluss des elektrischen Stroms oder besteht die Trennung in Ionen von Anfang an?

Wodurch unterscheiden sich Lösungen von reinen Lösungsmittel?

- Dampfdruckerniedrigung – Siedepunktserhöhung - Gefrierpunktserniedrigung

Versuch:

Ergebnis:

- Die Gefrierpunktserniedrigung ist der gelösten Stoffmenge proportional.

- Gleiche Stoffmengen verschiedener Nichtelektrolyte bewirken in der gleichen Menge desselben Lösungsmittels die gleiche Gefrierpunktserniedrigung.

Gefrierpunktserniedrigung der Elektrolytlösungen:

Was haben äquimolare Lösungen gemeinsam? [gleiche Konzentration gelöster Teilchen!]

Eine 1-molare Kochsalzlösung zeigt die doppelte, eine 1-molare Bariumchloridlösung die dreifache Gefrierpunktserniedrigung im Vergleich zur Lösung eines Nichtelektrolyten gleicher Konzentration.

Schlussfolgerung: In der Kochsalzlösung liegt die doppelte, in der Bariumchloridlösung die dreifache Anzahl von Teilchen vor. Die Elektrolyte sind in der Lösung bereits in Ionen dissoziiert.

Ionenwanderung

Ergebnis des Versuches zur GPE einer Lösung von Chlorwasserstoff in Wasser: In wässriger Lösung liegen doppelt so viele Teilchen vor wie in der gleichen Menge gasförmigen Chlorwasserstoffs.

Verknüpfung mit dem Versuch zur Elektrolyse von Salzsäure: Wanderung der Wasserstoffatome zur Kathode und der Chloratome zur Anode deutet darauf hin, dass die beiden Bruchstücke, in die der Chlorwasserstoff in wässriger Lösung zerfällt (dissoziiert), elektrische Ladungen tragen.

Elektrolyte dissoziieren in wässriger Lösung (elektrolytische Dissoziation).

Die elektrisch geladenen Bruchstücke, in die ein Elektrolyt zerfällt, heißen Ionen.

Positiv geladene Ionen heißen Kationen, weil sie zur negativen Elektrode, der Kathode wandern. Die negativ geladenen Ionen, die Anionen, wandern zur positiven Elektrode, zur Anode. Die Ionen zeigen im Vergleich zu den neutralen Atomen völlig andere Eigenschaften.

Versuch: Nachweis der Ionenwanderung von H+ und OH- -Ionen:

elektrolytische Dissoziation (vereinfacht)

HCl   ->  H⁺    +    Cl^-

                           Kation       Anion  

NaOH   ->  Na⁺   +    OH^-

                             Kation               Anion

Projektionsversuch auf dem Tageslichtprojektor:

Ionenbildung: Kation, Anion, Ionenladung

Die Entstehung von Ionen bei der Salzbildung und die Oktettregel (Edelgasregel)

Hinführung: an die Elemente Natrium (silberweißes, weiches, mit Wasser heftig reagierendes Metall) und Chlor (gelbgrünes, schweres, sehr giftiges Gas) erinnern und mit den Eigenschaften von Kochsalz vergleichen.

Warum reagieren die Elemente Natrium und Chlor miteinander zu Natriumchlorid? Wie entstehen aus Atomen elektrisch geladenen Ionen?  Lassen sich die Eigenschaften des Kochsalzes aus seinem Aufbau (Natrium- und Cloridionen) erklären?

Versuch: Reaktion von Natrium mit Chlor         

Beobachtung: Reaktion unter Feuererscheinung zu einer weißen, salzartigen Verbindung (Identifizierung als Natriumchlorid, Kochsalz)

Reaktionsgleichung

Stoffgleichung:  2 Na  +  Cl₂  ->  2 NaCl

Ionengleichung:  2 Na  +  Cl₂  ->  2  Na⁺  +  2 Cl^-

Schema des Elektronenübergangs:                           

Natriumatom	Chloratom
Natriumion	Chloridion

Edelgasregel:

Atome können durch Aufnahme oder Abgabe von Elektronen die gleiche Anzahl und Anordnung der Elektronen wie die Edelgas-Atome erreichen. Man spricht dann von einer Edelgaskonfiguration.

Ladungszahl eines Ions  -  Schreibweise

Formulierung der Reaktion von Natrium mit Chlor als Elektronenübergang - getrennt für die beiden Teilvorgänge:

Na   ->   Na⁺  +  e^-     / *2

Cl₂  +  2 e^-   ->  2 Cl^-

--------------------------------------------------        

2 Na  +  Cl₂    ->  2 Na +  +  2 Cl^-

Versuch: Reaktion von Aluminium mit Brom

Durchführung: Blanke Aluminiumblechsteifen werden in ein Rggl. mit ca. 0.5 ml Brom geworfen [Abzug! Sicherheitsbehälter!]

Beobachtung: Funkenregen!

Gleichung unter Anwendung der Oktettregel ableiten!

               Al   ->   Al³⁺   +   3 e^-  /*2

Br₂  +   2 e^-   ->   2 Br^-            /*3

--------------------------------------------------------------------------------------------

2 Al  + 3 Br₂   ->  2 Al³⁺   +  6 Br^-  Ionengleichung

2 Al  + 3 Br₂   ->  2 AlBr₃            Stoffgleichung

                                               Aluminiumbromid (Salz)

Alle Feststoffe, die aus Ionen aufgebaut sind, werden als Salze bezeichnet.

Versuch: Verbrennung von Magnesium:

           Mg   ->   Mg²⁺   +   2 e^-  /*2

O₂  +   4 e^-   ->   2 O^2-           

----------------------------------------------------------------------------------

2 Mg  +   O₂   ->  2 Mg²⁺   +  2 O^2-  Ionengleichung

2 Mg  +   O₂   ->  2 MgO            Stoffgleichung

                                         Magnesiumoxid 

Regeln zur Ermittlung der Formel binärer Salze (= Salze, die nur aus zwei verschiedenen Elementen bestehen)

Anwendung der Edelgasregel: 

1. Bei Hauptgruppenelementen ist die Gruppennummer gleich der Zahl der Valenzelektronen. Davon lässt sich ableiten, wie viele Elektronen abgegeben oder aufgenommen werden müssen, um eine Edelgasschale (Oktett) zu erreichen.

Beispiele:

Li  ->  Li⁺  +  e^-

Mg  ->  Mg²⁺  + 2 e^-

Al  -> Al³⁺  +  3 e^-

N  +  3 e^-  ->  N^3-

O  +  2 e^-  ->  O^2-

Cl  +  e^-  ->  Cl^- 

2. In einer Formel muss die Zahl der positiven Ladungen  gleich der Zahl der negativen Ladungen sein.

Beispiele: aus den unter 1. genannten Ionen ( Li⁺ Mg²⁺ Al³⁺ Cl^- O^2- N^3-  ) können folgende Salzformeln gebildet werden:

LiCl  Li₂O  Li₃N  MgCl₂  MgO  Mg₂N₃  AlCl₃  Al₂O₃  AlN 

3. Einige Elemente der Hauptgruppen und die meisten Nebengruppenelemente können bei der Ionenbildung unterschiedliche Elektronenzahlen abgeben. Die in römischen Ziffern angegebene Zahl ( = Wertigkeit) gibt an, wie viele Elektronen abgegeben werden.

Beispiele:

Blei(II)-oxid PbO    Blei(IV)-oxid PbO₂

Kupfer(I)-oxid Cu₂O    Kupfer(II)-oxid CuO

Chrom(III)-oxid Cr₂O₃    Chrom(VI)-oxid CrO₃

Übung: Formuliere Ionenbildungsreaktionen für die Bildung von Aluminiumoxid aus den Elementen und die Summengleichung in Ionenform und als Stoffgleichung.

Lösung:

           Al   ---------->   Al³⁺   +   3 e^-  /*4

 O₂  +   4 e^-   ---------->   2 O^2-            /*3

--------------------------------------------------------

4 Al  +  3 O₂   ---------->   4 Al³⁺   +   6 O^2-

4 Al  +  3 O₂   ---------->   2 Al₂O₃

Welche Formeln haben die Salze, die durch Kombination der folgenden Kationen und Anionen gebildet werden können?

Kationen: Li⁺ Ca²⁺ Al³⁺

Anionen: Cl^- O^2- N^3-  

Elektrolyse der Salze (Zinkiodid)

Versuch

Deutung der Vorgänge:

Zinkiodid liegt in wässriger Lösung in Form von frei beweglichen Ionen vor:

ZnI₂  ->  Zn²⁺  +  2 I^-

Zinkiodid        Zinkionen   Iodidionen

Unter den Einfluss der elektrischen Spannung wandern die positiv geladenen Zinkionen (Kationen) zur Kathode, wo sie durch Aufnahme von 2 Elektronen zu metallischem Zink entladen werden (Kathode = Elektronendonator).

Die negativ geladenen Iodidionen (Anionen) wandern zur Anode, wo sie durch Entzug eines Elektrons in elementares Iod übergehen (Anode = Elektronensauger, Elektronenakzeptor)

Kathodenvorgang:    Zn²⁺  +  2 e^-  ->  Zn

Anodenvorgang:     2 I^-  ->  I₂  +  2 e^-

---------------------------------------------------------------------------

Gesamtvorgang:     Zn²⁺  2 I^-  ->  Zn  +  I₂

Aufgaben: 

Reaktionsgleichungen für die Elektrolyse von Kupfer(II)-chlorid (getrennt nach Teilvorgängen und Gesamtvorgang)

In welche Richtungen bewegen sich die Elektronen an Kathode und Anode?

Welche Stoffmengen (in Mol) und welche Massen (in Gramm) werden bei der Elektrolyse von Zinkiodid an Kathode und Anode abgeschieden, wenn genau ein Mol Elektronen durchgeflossen ist?

Galvanotechnik

Elektrolytische Herstellung von Metallüberzügen

Versuch: Vernickeln eines Kupferblechstreifens

Bildung eines festhaftenden, silberglänzenden Nickelüberzugs an der Kathode:

Ni²⁺  +  2 e^-  ->  Ni

Verwendet man eine Nickelanode, so geht dabei eine entsprechende Menge Nickel in Form von Nickel(II)-Ionen in Lösung:

Ni  ->  Ni²⁺  +  2 e^- 

Herstellung elektrisch leitender Überzüge auf nichtleitenden Oberflächen?

Eisen vorher verkupfern.

Versilberung? Vergolden?

Ionenbindung und Ionengitter

Beispiele für die Elektronenkonfiguration von Ionen

Kationen: Na⁺  Mg²⁺  Al³⁺   K⁺   Ca²⁺

Anionen: F^-   O^2-  N^3-  Cl^-  S^2-

Metalle haben die Tendenz zur Elektronenabgabe, Nichtmetalle die Tendenz zur Elektronenaufnahme. Die Ionenbindung tritt zwischen Metallen und Nichtmetallen auf.

Ionenradius in pm        97       181

Wovon hängt die Stärke der Anziehungskraft ab?

• Ionenradius

• Ladung

Ionenbindung: Die chemische Bindung, die als Anziehungskraft zwischen Kationen und Anionen wirkt.

Modell Kochsalzkristall

Die Anziehungskraft eines Ions wirkt gleichmäßig nach allen Richtungen.

Wovon hängt die räumliche Anordnung von Kationen und Anionen ab?

Beispiel Natriumchlorid - empirische Formel  (= Verhältnisformel): NaCl

- Natriumionen und Chloridionen sind im Verhältnis 1:1 vorhanden, da ein Kochsalzkristall nach außen hin elektrisch neutral ist.

- Die räumliche Anordnung hängt vom Verhältnis der Ionenradien ab.

            r (Na⁺) = 0.95*10^-10 m    r (Cl^-) = 1.81*10^-10 m

Doppelter Radius der Chloridionen - der räumliche Aufbau wird durch die Chloridionen bestimmt. Sie bilden eine dichteste Kugelpackung.

Skizze des Kochsalzgitters (Kochsalzwürfel) Tafel, Gittermodell  

Koordinationszahl: Anzahl der einem Ion direkt benachbarten, entgegengesetzt geladenen Ionen

im Kochsalzgitter: KZ=6

Cäsiumchloridgitter (Cäsium- und Chloridionen sind fast gleich groß):

KZ=8      Tafel, Gittermodell

typische Eigenschaften von Salzen

Versuche:

- Leitfähigkeit einer Salzschmelze (Kaliumnitrat)

- Sprödigkeit von Kochsalz (Vergleich mit Duktilität eines Metalls, z.B. Zinn)

- Löslichkeit von Kochsalz oder Kaliumpermanganat in Wasser, Unlöslichkeit in Benzin 

• hoher Schmelz- und Siedepunkt

• Sprödigkeit

• häufig gute Löslichkeit in Wasser, Unlöslichkeit in organischen Lösungsmitteln

• elektrische Leitfähigkeit ihrer Lösungen und Schmelzen

Wie lassen sich diese Eigenschaften der Salze aus ihrer Struktur erklären?

Zusammenhang zwischen Stellung im Periodensystem (Ionenladung, Ionenradius) und Gitterenergie anhand einer Tabelle ableiten

Zusammenhang zwischen Gitterenergie und Schmelzpunkt aus Tabelle ableiten

Vorkommen und Bedeutung von Salzen

Entstehung von Salzlagerstätten

Vorkommen

Gewinnung 

• - bergmännisch als Steinsalz

• - Siedesalz durch Eindampfen von Sole

• - Meersalz durch Eindunsten lassen von Meerwasser

Bedeutung

Beispiele für in der Natur als Mineralien vorkommende Salze:

• Steinsalz (Halit) = Natriumchlorid NaCl

• Flussspat = Calciumfluorid CaF₂

• Kalkstein, Calcit = Calciumcarbonat CaCO₃

• Gips = Calciumsulfat CaSO₄

• Dolomit = Calcium-Magnesiumcarbonat CaMg(CO₃)₂

• Sylvin = Kaliumchlorid KCl

• Kryolith = Natrium-Aluminiumfluorid Na₃AlF₆

• Magnesit = Magnesiumcarbonat MgCO₃

• Schwerspat = Bariumsulfat BaSO₄

• Chilesalpeter = Natriumnitrat NaNO₃

• Kaliumiodid

Aufgabe: 

Untersuche die Formeln und Namen der Salze in einem Mineralwasser anhand der Analysenangaben auf dem Flaschenetikett:

Schreibe von den folgenden Elementen die nach der Oktettregel gebildeten Ionen auf und ermittle die Formeln aller Salze, die man aus den genannten Ionen bilden kann: Ca (Calcium) - S (Schwefel) - I (Iod) - Al (Aluminium) - K (Kalium)

Aluminium reagiert mit Chlor zu Aluminiumchlorid. Stelle für diesen Vorgang die Reaktionsgleichung auf.

Energie- und Strukturuntersuchungen bei Salzen

Wie groß ist das Reaktionsvermögen zwischen Elementen, die im PS links stehen und solchen, die im PS rechts stehen?

Versuch: Kalium wird in einen mit Chlorgas gefüllten Zylinder gehalten:

Beobachtungen: - Kalium glüht auf - die grüne Farbe des Chlorgases verschwindet - es entsteht weißer Rauch, der sich am Boden und an den Wänden als fester Stoff ablagert

Erklärung: Kalium und Chlor reagieren unter Energieabgabe zu Kaliumchlorid.

Anwendung der Oktettregel (Wiederholung):

Widerspruch zum Experiment!

Welche Vorgänge und welche damit verbundenen Energieumsetzungen sind bei der Deutung nicht berücksichtigt worden?

Vorschlag 1: Die Cl₂-Moleküle müssen erst in Cl-Atome gespalten werden (Bindungsenergie):

1/2 Cl₂ (g) ->  Cl     + 121 kJ/mol

Vorschlag 2: Zur Bildung von freien Kaliumatomen ist Sublimationsenergie notwendig.

K (s)  ->  K (g)     + 90 kJ/mol

aber: auch diese Vorgänge können die beobachtete Energieänderung nicht erklären.

Freisetzung von Gitterenergie!

Gesamtbilanz:

K (s)  +  1/2  Cl₂  ->  KCl    - 439 kJ/mol

Übung: Bildungsmöglichkeiten von Salzen I

1. Aus den Elementen

a) Zinkpulver + Iodpulver + 1-3 Tr. Wasser

oder

b) Zinkpulver + Bromwasser

Beobachtungen: a) heftige Reaktion, Erwärmung, Iodfarbe verschwindet schließlich

b) Verschwinden der Bromfarbe

Zn  +  I₂  ->  ZnI₂

Zn  +  Br2  ->  ZnBr2

allgemein:  Metall  +  Nichtmetall  ->  Salz

2. Aus unedlen Metallen mit Säuren

Magnesiumband mit verd. Salzsäure/Essigsäure

Beobachtungen: Gasentwicklung, Magnesium löst sich unter Erwärmung auf, Knallgasprobe positiv

Mg  +  2 HCl  ->  MgCl₂  +  H₂

allgemein: Metall (unedel) + Säure -> Salz + Wasserstoff

Zink mit halbkonz. Salzsäure

Ergebnis: Wasserstoffentwicklung, Zink verschwindet

Zn  +  2 HCl  ->  ZnCl₂  +  H₂

3. Aus Metalloxiden und Säuren

Kupfer(II)-oxid + verd. Schwefelsäure

oder:

Kupfer(II)-oxid + verd. Salzsäure

Beobachtung: Beim Erwärmen entsteht eine blaue Lösung.

  CuO   +  H₂SO₄  ->  CuSO₄  +  H2O

  CuO   +  2 HCl   ->   CuCl₂  +  H₂O

allgemein: Metalloxid  +  Säure ->  Salz  +  Wasser

Übung: Bildungsmöglichkeiten von Salzen II