8. Woche. Säuren und Basen. Inhaltsverzeichnis Saure und basische Lösungen Säuren, Basen, Ampholyte Neutralisationsreaktionen 7

Transkript

1 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 8. Woche Säuren und Basen Inhaltsverzeichnis Seite 8.1. Saure und basische Lösungen Säuren, Basen, Ampholyte Neutralisationsreaktionen Pufferlösungen Verbrennen von Schwefel Schwefelsäure Salzsäure 17 1

2 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 8.1. Saure und basische Lösungen Theorie Die Begriffe Säure und Base haben im Laufe der Chemiegeschichte mehrmals bedeutende Wandlungen erfahren. Heute ist es wichtig zu verstehen, dass Stoffe je nachdem, mit welchem Partner sie reagieren, die Funktion einer Säure oder die einer Base einnehmen können. Säure und Base sind also relative Begriffe ähnlich wie Oxidations- und Reduktionsmittel. Nach Brønsted sind Säuren Verbindungen, die bei Anwesenheit eines entsprechenden Reaktionspartners Protonen abgeben können (Protonendonatoren) und Basen Verbindungen, die Protonen aufnehmen können (Protonenakzeptoren). Lewis erweiterte das Säure-Basen- Konzept auch auf Verbindungen, die keine Protonen austauschen. Er definierte Säuren als Elektronenpaarakzeptoren und Basen als Elektronenpaar-donatoren. Der ph-wert (von lat. pondus Hydrogenii, pondus = Gewicht) ist heute als negativer dekadischer Logarithmus der Wasserstoffionenaktivität in einer Lösung definiert: ph = - lg a(h + ). In verdünnten Lösungen ist die Aktivität näherungsweise gleich der Konzentration, sodass gilt: ph - lg c(h + ). Aus der Definition ergibt sich zwangsläufig, dass die ph-skala nicht nur von 0 bis 14 reicht, sondern auch kleinere (negative) und größere ph-werte denkbar sind. Rotkraut-Universalindikator und Malventee-Indikator: Verschiedene Farbstoffe in der Natur ändern ihre Farbe in Abhängigkeit vom ph-wert. Oft handelt es sich dabei aber um ein Gemisch vieler chemischer Verbindungen. Für den Einsatz als ph-indikator darf ein Farbstoff aber nur aus einer oder aus wenigen Verbindungen bestehen. Im Chemielabor werden deshalb hauptsächlich synthetische Indikatoren verwendet. Saft von Rotkraut enthält relativ wenige Verbindungen (Anthocyane) und kann im Schulversuch direkt als Universalindikator verwendet werden. Didaktische Hinweise Schon in der Unterstufe sollen Begriffe wie Säure und Base sowie ph-wert eingeführt werden, ohne dass bei den Schülern Abstraktionsvermögen und mathematisches Grundwissen für ein grundlegendes Verständnis vorhanden sind. Eine gute Möglichkeit, mit diesen Dingen erstmals Bekanntschaft zu machen, ist die grobe Bestimmung des ph-wertes bei Lebensmitteln und Haushaltschemikalien mit Indikatorstreifchen (für ph = 1-14). Dies wird am besten in Gruppen als Schülerversuch durchgeführt. Geeignet sind alle wässrigen Lösungen sowie Feststoffe, die man in Wasser lösen kann, z.b. Backpulver. Es ist günstig, auch in der Oberstufe einen phänomenologischen Einstieg in das Thema ph- Wert zu wählen. Im Allgemeinen wird man sich dann in weiterer Folge auf das Säure-Basen- Konzept nach Brønsted beschränken. Es ist ein weit verbreiteter Irrtum, dass die ph-skala nur von 0 bis 14 geht. Der ph-wert ist allerdings nur für verdünnte Lösungen definiert. 2

3 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e Geräte Messer und Brett Mixer Reagenzgläser Bechergläser Trichter mit Filtriergestell und Filter Chemikalien und Lebensmittel Rotkraut (frisch) Malventeebeutel Diverse Lebensmittel und Haushaltschemikalien Verdünnungsreihe (Wasser, Salzsäure, Natronlauge) ph = 2 bis 12 Salzsäure 2M Natronlauge 2M Versuchsablauf Rotkrautindikator Man zerschneidet frisches Rotkraut und zerhackt dieses mit etwas Wasser im Mixer. Die dabei entstehende blauviolette Lösung wird abfiltriert und sofort verwendet. Mit einer geeigneten Verdünnungsreihe wird gezeigt, dass mit diesem Indikator beinahe in 1er-Schritten ph-werte unterschieden werden können. Der Saft kann eingefroren und portionsweise aufgetaut werden, wenn kein frisches Rotkraut erhältlich ist. Es ist auch möglich, Rotkraut zu schneiden und zu trocknen. Malventeeindikator Ein Beutel Malventee wird in ein Becherglas mit kaltem Wasser gehängt. Der extrahierte Farbstoff wird mit einigen Tropfen 2 M Natronlauge bzw. 2 M Salzsäure versetzt und die Farbe beobachtet. Universalindikatorpapier Proben von diversen flüssigen Lebensmitteln oder Haushaltschemikalien bzw. Lösungen derselben werden mit Indikatorstreifchen untersucht. Gut geeignet sind z.b. Essig, Cola, Seifenlösung, WC-Reiniger, Waschmittel, Zitronensaft, Rotwein, Shampoo usw. Entsorgung Natronlauge verd. in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen Salzsäure verd. in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen 3

4 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e Sicherheitshinweise Natronlauge verd. 2M Salzsäure verd. 2M 8.2. Säuren, Basen, Ampholyte Theorie Siehe hierzu auch Kapitel 8.1. Die notwendige Bedingung dafür, dass ein Stoff als Brønsted-Säure wirken kann, ist das Vorhandensein eines H-Atoms in seiner Formel, das als H + abgegeben werden kann. Das H + wirkt gegenüber unedlen Metallen wie z.b. Magnesium als Oxidationsmittel und wird dabei selbst zum molekularen Wasserstoff (H 2 ) reduziert, der entstehende Wasserstoff kann mit der Knallgasprobe nachgewiesen werden. Viele Säure-Base-Reaktionen finden in wässrigen Lösungen statt, es gibt aber auch Beispiele für Salzbildung in der Gasphase. So bildet sich Ammoniumchlorid ( Salmiak ) direkt, wenn die beiden Gase Chlorwasserstoffl und Ammoniak miteinander in Kontakt gebracht werden: HCl + NH 3 NH 4 Cl Stoffe, die je nach Reaktionspartner als Säure oder als Base wirken, werden Ampholyte genannt. Das wichtigste Beispiel für einen amphoteren Stoff ist das Wasser. Dieses wirkt gegenüber Säuren als Base und wird zum H 3 O + protoniert: HA + H 2 O H 3 O + + A - H 3 O + ist hier die konjugierte Säure zur Base H 2 O. Gegenüber Basen hingegen wirkt es als Säure und protoniert diese, wobei aus dem H 2 O ein OH - wird: A - + H 2 O HA + OH - Das OH - ist hier die konjugierte Base zur Säure H 2 O. Als weiteres Beispiel sei das Dihydrogenphosphatanion (H 2 PO - 4 ) genannt, das z.b. gegenüber NH 3 eine Säure ist, gegenüber HNO 3 hingegen eine Base. Didaktische Hinweise Es soll vermittelt werden, dass Säure- und Basenfunktion etwas Relatives sind und vom jeweiligen Reaktionspartner abhängen (ähnlich wie beim Begriff des Reduktions- bzw. Oxidationsmittels, in beiden Fällen steckt ein allgemeines Donor-Akzeptor-Konzept dahinter). Im Zusammenhang mit der Bildung von Ammoniumchlorid sollte man auch auf dessen Anwendungen eingehen (v.a. in Trockenbatterien als Elektrolyt und beim Löten zum Entfernen von Oxidschichten durch das sich beim Erhitzen bildende HCl). 4

5 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e Geräte Sandpapier Bechergläser Reagenzgläser Chemikalien Magnesiumband 1 M Salzsäure 10%ige Essigsäure Konz. Ammoniaklösung Konz. Salzsäure Versuchsablauf Wasserstoff-Freisetzung mit unedlen Metallen Ein Stück Magnesiumband wird mit Sandpapier blank geschliffen. Anschließend lässt man das Metall in einem Becherglas einmal mit der verdünnten Mineralsäure Salzsäure und einmal mit verdünnter Essigsäure reagieren. Das gebildete Gas wird aufgefangen und mittels Knallgasprobe als Wasserstoff identifiziert.bildung von NH 4 Cl in der Gasphase Man öffnet je eine Vorratsflasche mit konzentrierter Ammoniaklösung und eine mit konzentrierter Salzsäure und stellt die beiden nebeneinander. Nach kurzer Zeit kann man einen weißen Rauch (Aerosol) von Ammoniumchlorid beobachten. Diese Reaktion kann sowohl zum qualitativen Nachweis von NH 3 -Gas als auch zum Nachweis von HCl-Gas herangezogen werden. 5

6 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e Bildung von Ammoniumchlorid Entsorgung Magnesium getrennt von anderen Gefahrenstoffen in eigenen Behälter entsorgen Salzsäure in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen Essigsäure in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen Ammoniaklösung in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen Sicherheitshinweise Magnesium Salzsäure konz. 6

7 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e Essigsäure 10% Ammoniaklösung konz. 7

8 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 8.3. Neutralisationsreaktionen Theorie Lässt man eine Säure mit einer Base reagieren, so entsteht das entsprechende Salz sowie Wasser. Reagieren äquimolare Mengen miteinander, so kann man beobachten, dass der Temperaturanstieg bei der Reaktion verschiedener Säuren und Basen miteinander gleich groß und in erster Näherung unabhängig von der Art der Säure oder Base ist. Die Neutralisationswärme wird hier im Wesentlichen von der exothermen Reaktion H + + OH - H 2 O H = - 55,6 kj/mol bestimmt. Die anderen beteiligten Ionen bleiben dissoziiert in Lösung und tragen kaum zur Wärmetönung bei. Neutralisationsreaktionen spielen in der quantitativen Analytik eine bedeutende Rolle (Acidimetrie, Alkalimetrie). Unter Zuhilfenahme eines ph-indikators bzw. einer ph-elektrode wird bis zum ph-umschlag titriert. Mit Hilfe einer ph-elektrode und eines Tropfenzählers, die an die ChemBox angeschlossen sind, lässt sich der Verlauf (ph gegen ml Titrierlösung) einer Neutralisationstitration sehr gut darstellen. Titration einer schwache Säure mit NaOH Didaktische Hinweise Es ist zu beachten, dass der auf der y-achse aufgetragene ph-wert eine logarithmische Größe ist. Steigt die H + -Ionenkonzentration z.b. auf das Zehnfache, so verringert sich der ph-wert um 8

9 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 1. Der Äquivalenzpunkt liegt nur bei der Neutralisation einer starken Säure mit einer starken Base (oder umgekehrt) bei ph = 7 das gebildete Salz ergibt eine neutrale Lösung. Liegt der ph-wert so wie in der obigen Abbildung im Basischen, wurde eine schwache Säure mit einer starken Base titriert das gebildete Salz (z.b. Natriumacetat) reagiert basisch. Neutralisationstitrationen sind ein wichtiger Bestandteil der Chemieolympiade- Vorbereitungskurse. Auch hier sollte man praxisrelevante Beispiele heranziehen (z.b. Gehalt an Essigsäure im Speiseessig). Geräte Bechergläser Thermofühler ph-elektrode Tropfenzähler ChemBox Kleine Spritze (1-2 ml) Große Spritze (5 ml) Chemikalien Natronlauge 0,1 M Salzsäure 1 M Schwefelsäure 0,5 M Speiseessig Versuchsablauf Neutralisationswärme Zu 200 ml 0,1 M Natronlauge in einem Becherglas wird 1 M Salzsäure bzw. 0,5 M Schwefelsäure gegossen. Dabei wird mit dem Thermofühler die Temperatur gemessen. Die Säure sollte in einem Zug zur Lauge gegossen werden. Die Menge, die gerade zur Neutralisation ausreicht, ist zu berechnen und in einem Vorversuch mit Hilfe eines Indikators genau zu ermitteln.neutralisationstitration Mit Hilfe einer ph-elektrode und eines Tropfenzählers, die an die ChemBox angeschlossen sind, lässt sich der Verlauf (ph gegen ml Titrierlösung) einer Neutralisationstitration sehr gut darstellen. Als einfaches Beispiel der Titration einer starken Säure mit einer starken Lauge wird geeignet verdünnte HCl-Lösung mit 0,1 M NaOH-Lösung titriert. Weiters wird Speiseessig mit 0,1 M NaOH-Lösung titriert. Dabei kann man den Essigsäuregehalt bestimmen, den Verlauf einer Titration schwacher Säure mit starker Base studieren und auch gleich zu Lösungen von Salzen schwacher Säuren, Puffersystemen, u.a. überleiten. Dies sind Versuche für die Oberstufe. 9

10 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e Neutralisationstitration Variante: Schülerversuch Eine Variante, die als Schülerversuch auch schon in der Unterstufe durchgeführt werden kann, sei hier vorgestellt. Man gießt etwas Speiseessig in ein Becherglas und entnimmt mit der kleinen Spritze 0,5 ml Essig und füllt diesen in den Titrierkolben. Nun gibt man destilliertes Wasser dazu, sodass etwa 2-3 cm hoch Flüssigkeit im Kolben ist. Nun fügt man einige Tropfen Indikator (Bromthymolblau) hinzu. Die Lösung wird gelb, da sie Essigsäure enthält und daher sauer ist. Aus ca ml 0,1 M Natronlauge in einem Becherglas werden mit der größeren Spritze genau 3 ml davon entnommen und in den Titrierkolben gefüllt. Nach gutem 10

11 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e Umschwenken muss die Lösung im Titrierkolben noch immer gelb sein. Nun füllt man die größere Spritze mit genau 5 ml Lauge und gibt tropfenweise x ml unter ständigem Umschwenken Lauge zur gelben Lösung, bis diese blau wird. An der Spritze wird nun abgelesen, wie viele ml Lauge zugesetzt wurde. Dieser Wert ist in die Formel %Säure = (3 ml + x ml) 1,2 einzusetzen und man erhält den Gehalt an Essigsäure. Die Methode ist ausreichend genau, um als kleine Analyseaufgabe verschiedene Sorten Speiseessig mit z.b. 5% und 7,5 % Essigsäure zu unterscheiden. Entsorgung Natronlauge verd. in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen Salzsäure verd. in den Abfluss, mit Viel Wasser nachspülen Schwefelsäure verd. in den Abfluss, mit Viel Wasser nachspülen Sicherheitshinweise Natronlauge verd. Salzsäure verd. Schwefelsäure verd. 11

12 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 8.4. Pufferlösungen Theorie Pufferlösungen haben die Eigenschaft, dass sich ihr ph-wert bei Zugabe einer nicht allzu großen Menge Säure oder Base praktisch nicht verändert. Setzt man zu reinem Wasser 0,01 mol/l HCl-Lösung zu, so ändert sich der ph-wert dramatisch von 7 auf 2 also um 5 Größenordnungen. Anders verhalten sich Lösungen, die sowohl eine schwache Säure, als auch ihre konjugierte Base enthalten, ein wichtiges Beispiel dafür ist der Essigsäure-Acetat-Puffer. Setzt man nun zu einer Lösung aus 1 M Essigsäure und 1 M Natriumacetat wiederum 0,01 mol/l HCl-Lösung zu, so verringert sich der ph-wert lediglich um 0,009 Einheiten. Setzt man zur Pufferlösung H + -Ionen zu, so reagieren sie mit dem Acetat zur Essigsäure, setzt man OH -Ionen zu, reagieren sie mit der Essigsäure unter Bildung von Acetat, und der ph-wert bleibt in beiden Fällen praktisch konstant. Für Pufferlösungen, die aus äquimolaren Mengen der beiden Komponenten bestehen gilt, dass ihr ph-wert gleich dem pk S -Wert der Säure ist, der Acetatpuffer ist also im sauren Bereich anwendbar (ph = 4,7). Will man im neutralen Bereich puffern, kann man z.b. den Phosphatpuffer einsetzen (ph = 7,2), der aus Hydrogenphosphat und Dihydrogenphosphat besteht. Das physiologisch wichtigste Beispiel für einen Puffer ist das Blut, wo eine Vielzahl an Enzymen nur in einem bestimmten ph-bereich wirken kann. Das Blut des Menschen ist auf ph = 7,35 bis 7,42 gepuffert. Im Meerwasser besteht ein Carbonat/Hydrogencarbonat-Puffer.Didaktische Hinweise Puffersysteme besitzen eine enorme physiologische Bedeutung, ein grundlegendes Verständnis über die Abläufe ist daher wichtig. Eine genauere quantitative Betrachtung (Henderson- Hasselbalch-Gleichung) würde den Rahmen dieses Praktikums sprengen, kann aber unter Umständen in Wahlpflichtfach oder Chemieolympiade erfolgen. Geräte Bechergläser ph-elektrode ChemBox Chemikalien 1 M Essigsäure 1 M Natriumacetatlösung 0,1 M Natronlauge 0,1 M Salzsäure 0,5 M NaH 2 PO 4 -Lösung 0,5 M Na 2 HPO 4 -Lösung 12

13 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e Versuchsablauf Acetat-Puffer Es werden 200 ml Acetatpuffer durch Mischen von je 100 ml 1 M Essigsäure und 1 M Natriumacetatlösung hergestellt. Die Pufferlösung wird auf zwei Bechergläser aufgeteilt. Man gibt nun tropfenweise 0,1 M Natronlauge bzw. 0,1 M Salzsäure zu und verfolgt den ph-wert mittels ph-elektrode, die an die ChemBox angeschlossen ist.phophat-puffer Man mischt 100 ml 0,5 M Natriumdihydrogenphosphat- und 100 ml 0,5 M Natriumhydrogenphosphatlösung. Um zu untersuchen, wie sich der ph-wert bei Zugabe einer Säure oder einer Base verändert, geht man wie oben beschrieben vor. Zum Vergleich kann parallel die Änderung des ph-wertes von Wasser bei Zugabe einer Säure oder einer Base beobachtet werden. Entsorgung Essigsäure verd. in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen Natronlauge verd. in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen Salzsäure verd. in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen Sicherheitshinweise Essigsäure verd. Natronlauge verd. Salzsäure verd. 13

14 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 8.5. Verbrennen von Schwefel Theorie Schwefel brennt mit blauer Flamme: S + O 2 SO 2. Das entstehende Schwefeldioxid ist ein farbloses, stechend riechendes, nicht brennbares, korrodierendes Gas (Sdp. 10 C, Smp. 75 C). SO 2 entsteht nicht nur beim Verbrennen von Schwefel, sondern auch beim Rösten sulfidischer Erze: z.b. 4 FeS O 2 2 Fe 2 O SO 2 Es wird zur Desinfektion von Wein- und Bierfässern ( Ausschwefeln ), als Konservierungsmittel (z.b. Harzen von Wein [Retsina]) sowie als Antioxidationsmittel verwendet. SO 2 ist das Anhydrid der schwefeligen Säure H 2 SO 3 und ein Zwischenprodukt bei der Schwefelsäure-Herstellung. Die Schwefeldioxid-Belastung in der Luft konnte durch Reinigung der Erdölprodukte in den letzten Jahren erheblich gesenkt werden. Im Versuch wird Schwefel zu Schwefeldioxid verbrannt und das Verbrennungsprodukt in Wasser gelöst, sodass schwefelige Säure entsteht. Mittels Indikator kann dann der saure Charakter nachgewiesen werden. Didaktische Hinweise Die Verbrennung von Schwefel und die Reaktion des entstehenden Schwefeldioxid mit Wasser zu Säure ist ein Klassiker im Schulversuchsrepertoir. Technologisch sind Schwefeloxide und Schwefelsäuren von großer Bedeutung. Industrie- und Verkehrsabgase enthalten immer noch gewisse Mengen an Schwefeldioxid wenn auch im weit geringeren Ausmaß als noch vor 20 Jahren, als der saure Regen ein gängiger Begriff war. Der Geruch von Schwefeldioxid, der auch beim Verbrennen von Schwefel im Abzug noch ausreichend wahrgenommen wird, ist allgemein bekannt (Feuerwerk, Knallkörper, Industrieabgase etc.). Er wird aber meist als Schwefelgeruch bezeichnet. An dieser Stelle kann gezeigt werden, dass Schwefel geruchlos ist. Es bietet sich auch an, hier auf das Thema Anhydride einzugehen. Geräte Teclubrenner Verbrennungslöffel Erlenmeyerkolben mit Stopfen Chemikalien Schwefel Indikatorpapier Versuchsablauf Etwas Schwefelpulver wird auf einem Verbrennungslöffel im Abzug mit dem Teclubrenner entzündet. Der Schwefel verbrennt mit bläulicher Flamme. Der brennende Schwefel wird in einen Erlenmeyerkolben eingebracht, der ca. 1 cm hoch mit Wasser gefüllt ist. Nach dem Erlöschen wird ein Stopfen aufgesetzt und die Anordnung kräftig geschüttelt. Anschließend wird der ph-wert der Lösung mit einem Indikatorpapierstreifen bestimmt. Man kann statt des 14

15 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e Wassers auch eine neutrale Lösung von Bromthymolblau (grün) verwenden, sobald sich die schwefelige Säure bildet erfolgt dann ein Farbumschlag nach gelb. Verbrennung von Schwefel Entsorgung Schwefel im Abzug verbrennen. Sicherheitshinweise Schwefel 15

16 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 8.6. Schwefelsäure Theorie Reine Schwefelsäure ist eine farblose, ölige, stark hygroskopische Flüssigkeit, Schmelzpunkt: 10 C, Dichte 1,85 g/l. Sie bildet mit Wasser ein Azeotrop (98%ig), das bei 338 C siedet. Beim Mischen mit Wasser kommt es zu einer erheblichen Wärmeentwicklung. ACHTUNG! Verdünnen der Schwefelsäure nur durch langsames Eingießen der Säure in Wasser, Schutzbrille! Andernfalls kann es zu einer lokalen Überhitzung kommen und Säure herausspritzen: Zuerst das Wasser, dann die Säure, sonst geschieht das Ungeheure! Die stark hygroskopische (wasserentziehende) Wirkung führt dazu, dass H 2 O sogar aus organischen Verbindungen entzogen werden kann. Übergießt man Saccharose mit konzentrierter Schwefelsäure, so verkohlt der Zucker: C 12 H 22 O H 2 O + 12 C. Die exotherme Reaktion lässt das Wasser verdampfen und treibt so den Kohlenstoff nach oben es entsteht der klassische Kohlepilz. Außerdem wird der Schwefel in der Schwefelsäure teilweise reduziert und es entsteht Schwefeldioxid, das am Geruch erkennbar ist. Es ist günstig, Staubzucker einzusetzen, weil dieser eine größere Oberfläche hat als Kristallzucker und die Reaktion so schneller vor sich geht. Man kann auch die Reaktion mit Papier, Holz oder Stoff zeigen. Papier besteht vor allem aus Cellulose ((C 6 H 10 O 5 ) n ). Auch hier kann H 2 O entzogen werden und es kommt zu einer Braunfärbung. Didaktische Hinweise Das Verdünnen von Schwefelsäure ist ein weiteres Beispiel für einen exothermen Vorgang. Außerdem eignet es sich als Beispiel für den sicheren Umgang mit Gefahrenstoffen im chemischen Labor. Es bietet sich an, auf die Kennzeichnung mit Gefahrensymbolen einzugehen und auf die Schutzbrillenpflicht hinzuweisen. Gegen Spritzer von Schwefelsäure kann man sich weiters durch Verwendung von säurefesten Handschuhen schützen. Da die Kohlepilz-Reaktion sehr beeindruckend ist, könnte es passieren, dass sie als typische Säure-Reaktion identifiziert wird. Es ist deshalb wichtig, darauf hinzuweisen, dass es sich um eine Besonderheit der konzentrierten Schwefelsäure handelt. Geräte Becherglas 150 ml Pipette Graue Papierhandtücher Stofffetzen Chemikalien Konzentrierte Schwefelsäure Staubzucker 16

17 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e Versuchsablauf Kohlepilz In ein 150 ml Becherglas gibt man 30 g Staubzucker und anschließend 14 ml konzentrierte Schwefelsäure. Mitunter dauert es Sekunden, ehe die exotherme Reaktion einsetzt. Der entstehende Kohlepilz wird bis zu 30 cm hoch. Es ist empfehlenswert, die Versuchsanordnung gleich nach dem Abkühlen zu wässern, weil sonst die Reinigung schwer fällt. Kohlepilz Reaktion mit Papier oder Stoff Mit Hilfe einer Pipette schreibt man auf Papier (z.b. graue Papierhandtücher) oder Stoff mit Schwefelsäure (80%ig). Es entsteht ein Loch und schwarzer Kohlenstoff. Entsorgung Schwefelsäure konz. in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen Sicherheitshinweise Schwefelsäure konz. 17

18 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e 8.7. Salzsäure Theorie Chlorwasserstoff ist unter Normalbedingungen ein farbloses, stechend riechendes, unbrennbares Gas, schmilzt bei 114 C und siedet bei 85 C. Die Dichte bei 0 C beträgt 1,64 g/l. Bei 0 C lösen sich ca. 525 L HCl-Gas in 1 L Wasser (!), HCl-Gas eignet sich deshalb ebenso wie NH 3 -Gas zu einem Springbrunnenversuch. Eine bei 20 C gesättigte Lösung ist ca. 40 %ig. Wässrige Lösungen von Chlorwasserstoff werden als Salzsäure bezeichnet. Chlorwasserstoff fällt heute in großen Mengen bei der Chlorierung organischer Verbindungen an. Salzsäure ist eine der gebräuchlichsten, starken anorganischen Säuren. Sie gehört zu den nicht oxidierenden Säuren und ist auch im Magensaft (0,1 0,5 %ig) enthalten. Metalle, die in der Spannungsreihe links von 2 H + /H 2 stehen also unedle Metalle lösen sich in Salzsäure unter Bildung von molekularem Wasserstoff auf, sofern es nicht zu Passivierungsreaktionen kommt (z.b. bei Eisen und Aluminium), die meist durch Verdünnen der Säure vermieden werden können. Manche nicht wasserlösliche, basische Metalloxide (z.b. CuO, ZnO) lösen sich in HCl-Lösung in einer Säure-Base-Reaktion (z.b. CuO + 2 HCl (aq.) CuCl 2 + H 2 O). Metallsulfide (z.b. ZnS, CuS, FeS) lösen sich analog in Salzsäure unter Freisetzung der schwächeren, flüchtigen Säure Schwefelwasserstoff (H 2 S). Ähnliches passiert mit Carbonaten unter Freisetzung von Kohlensäure, die sogleich in CO 2 + H 2 O zerfällt. Didaktische Hinweise Es bietet sich an, anhand der Reaktionen von Salzsäure die verschiedenen Arten von chemischen Reaktionen zu besprechen (Redox-, Säure-Base-, Austreibungsreaktion). Das HCl- Molekül ist weiters ein gutes Beispiel für ein stark polares Molekül und deswegen im polaren Lösungsmittel Wasser sehr gut löslich. Es ist wichtig, die Begriffe Chlorwasserstoff(gas) einerseits und Salzsäure andererseits auseinander zu halten. 18

19 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e Geräte Spritzen zur Gasentwicklung Rundkolben 500 ml mit Stopfen und Einleitrohr Stativmaterial Pneumatische Wanne Reagenzgläser Chemikalien Natriumchlorid Konz. Schwefelsäure Konz. Salzsäure Methylorange Zinkgranalien Aluminiumspäne Eisennagel Kupfer(II)-oxid Calciumcarbonat (Marmor) Versuchsablauf Darstellung von Chlorwasserstoff 2 NaCl + H 2 SO 4 Na 2 SO HCl Die Reaktion kann in der Spritzenvariante durchgeführt werden, wobei das Natriumchlorid im Reagenzglas vorgelegt wird und die konz. Schwefelsäure langsam zugetropft wird. Pro 0,5 ml konz. Schwefelsäure werden so ca. 60 ml Chlorwasserstoffgas gewonnen. Das Gleichgewicht dieser Reaktion liegt deshalb auf der rechten Seite, weil Chlorwasserstoffgas dem Gleichgewicht laufend entzogen wird. Löslichkeit von Chlorwasserstoff: Der HCl-Springbrunnen Man nimmt einen Rundkolben (ca. 500 ml), füllt diesen mit HCl-Gas (aus der Flasche oder durch Erhitzen von Salzsäure), und verschließt ihn mit einem durchbohrten Korken mit Glasrohr (unten verjüngt). Nun wird der Kolben umgedreht und das Glasrohr in ein Wasserreservoir getaucht. Etwas Methylorange im Wasser verschönert den Effekt und bringt zusätzliche Informationen. Da sich weniger HCl-Gas als NH 3 -Gas in Wasser löst, ist der Springbrunneneffekt mit Ammoniak kräftiger. 19

20 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e Chlorwasserstoff-Springbrunnen Reaktionen mit Salzsäure Redoxreaktion: Die oxidierende Wirkung von H + wird mit halbkonzentrierter Salzsäure gezeigt, weil es sonst bei bestimmten Metallen zu einer Oberflächenpassivierung kommt. Es werden Zinkgranalien, Aluminiumspäne bzw. ein mit Sandpapier polierter Eisennagel verwendet. Der entstehende Wasserstoff kann mittels Knallgasprobe nachgewiesen werden. Säure-Basen-Reaktion: Etwas schwarzes Kupfer(II)-oxid-Pulver wird in einem Reagenzglas mit konzentrierter Salzsäure übergossen. Es bildet sich Kupfer(II)-chlorid, was man an der Blaufärbung der Lösung erkennen kann. Austreibungsreaktion: CaCO HCl CaCl 2 + H 2 O + CO 2 Ein paar Stückchen Marmor werden mit konzentrierter Salzsäure übergossen. Das gebildete Kohlenstoffdioxid kann für Versuche mit Kohlenstoffdioxid (siehe Woche 9) verwendet werden. Entsorgung Salzsäure konz. in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen Schwefelsäure konz. in den Abfluss, mit viel Wasser nachspülen Methylorange feste organische Abfälle Zinkgranalien anorganische Abfälle mit Schwermetallen 20

21 A n o r g a n i s c h e / M a t e r i a l c h e m i e Sicherheitshinweise Salzsäure konz. Schwefelsäure konz. Methylorange 21