Salze, Säuren und Laugen
Maximilian Ernestus 10. Klasse
I. SalzeSalze sind die häufigsten Verbindungen auf der Erde. Das bekannteste Salz ist das Kochsalz (Na-triumchlorid, Na Cl). Salze können ganz verschiedene Eigenschaften haben. Im Folgenden unter-suchen wir sechs verschiedene Salze:
V1: Untersuchung von verschiedenen Salzen
Nr. Aussehen Löslichkeit Geschmack Name chem. For-mel
1 pulvrig schlecht geschmacklos Caliumsulfat CaSO4・2H2O
2 pulvrig-körnig sehr schlecht leicht salzig, bit-ter
Natriumsulfat Na2So4
3 grobkörnig-kristallin
gut salzig, Meerwas-ser
Natriumchlorid NaCl
4 fein-kristallin sehr gut leicht salzig, bit-ter
Kaliumchlorid KCl
5 grobkörnig gut bitter Magnesiumsulfat MgSO4・6H2O
6 blau kris-tallin, feucht
gut bitter, metallisch, zusammenzie-
hend
Kupfersulfat CuSO4・5H2O
Die Wasserlöslichkeit von Salzen ist sehr unterschiedlich. Bei Salzen, die sich im Wasser kom-plett auflösen, verschwindet die feste kristalline Form und scheinbar auch das Salz. Am Ge-schmack lässt such jedoch feststellen, dass es nicht verschwunden ist.
Bariumchlorid(BaCl2) ist ein Nachweisreagenz für gelöstes CaSO4: Es bildet sich ein weißer Nie-derschlag aus in Wasser quasi unlöslichem Bariumsulfat
Frage: Ist CaSO4 in Wasser unlöslich, oder hat es sich in der wässrigen Phase teilweise gelöst?
V2: CaSO4 - Nachweis mit BaCl2
Durchführung:
Zunächst füllten wir die wässrige Phase mit dem CaSO4 und füllten sie durch einen Filter in ein Reagenzglas. Dann füllten wir in Wasser gelöstes Bariumchlorid hinzu.
Beobachtung:
Die gemixte Flüssigkeit bekam einen weißen Niederschlag.
Ergebnis
Die Phase enthielt CaSO4.
Salzkristalle können verschiedene, immer für sie typische Formen annehmen. Dazu drei Beispiele:
Calcit (CaCO3 - Kristall)
Bergkristall (Quarz - Kristall)
Alaun (Kalium - Aluminiumsulfat -Kristall)
Kristalle entstehen aus wässriger Lösung durch Bildung und Wachstum. Diesen Vorgang nennt man Kristallisation.
Reaktionsgleichung:
Calziumsulfat + Bariumchlorid → Calciumclorid + Bariumsulfat ↓
Calziumsulfat + Bariumchlorid → Calciumclorid + Bariumsulfat ↓
CaSO4 + BaCl2 → CaCl2 + BaSO4 ↓
2. Kristallisation
V3: Kaliumchlorid - Kristalle aus heißer Kaliumchlorid Lösung
Durchführung:
Wir füllten eine heiße, gesättigte KCl - Lösung in kleine Bechergläser und ließen die Lö-sung abkühlen.
Beobachtung:
Am nächsten Tag hatten sich spitze nadelartige Kristalle an den Böden der Becherglä-ser gebildet.
Kaliumclorid (KCl)
• wird auch Sylien genannt
• bildet aus wässriger Lösung heraus farblose scharf salzig schmeckende Kristalle, als kristalli-nes Pulver ist es dagegen weiß.
• Schmelzpunkt: 770°C
• Dichte: 1,98g/cm3
• gut löslich in Wasser (350g/ Liter bei 20°C)
• Verwendung: als Düngemittel, im Streusalz, als Geschmacksverstärker (E508), in Giftspritzen (bei Hinrichtungen als letzte Spritze → stoppt den Herzschlag), zum Einschläfern von Tieren, in Zahncremes für schmerzempfindliche Zähne.
Kristallzucht V4:
a) Kupfersulfat:
b) Allaun-Kristalle
V5: Löslichkeit von Alaun bei verschiedenen Temperaturen
Durchführung:
Man füllte zwei Bechergläser mit jeweils 20 und 80°C heißem Wasser. Dann füllte man so lange Alaun hinzu, bis die beiden Flüssigkeiten gesättigt waren. In das 20°C Wasser „passten“ 8g Alaun und in das 80°C Wasser ca. 224g.
Ergebnis:
Warmes Wasser kann mehr Alaun aufnehmen als kaltes. Die Löslichkeit von Salzen ist temperaturabhängig. Je wärmer das Lösungsmittel (in diesem Fall Wasser) desto bes-ser ist die Löslichkeit; dies gilt für fast alle Salze, eine Ausnahme ist das Kaliumsulfat Ca-SO4. Das Lösungsverhalten der Salze ist recht unterschiedlich wie folgende Tabelle zeigt:
Das Lösungsverhalten verschiedener Salze in Abhängigkeit von der Temperatur
Temp. °C 0 10 20 30 40 50 60 70 80 90 100
NaCl - 35,7 35,8 36,1 36,4 36,7 37 37,5 38,5 38,7 39,2
KNO3 13 21 31 45 63 85 108 138 168 202 245
KCl 28 31 34 37 40 43 45 48 51 53 56
CuSO4 22 - 32 - 44 - 62 - 87 - 120
Aufgaben:
a) Wie viel g CuSO4 sind in 100 ml gesättigter CuSO4-Lösung bei 80°C enthalten?
b) Wie viel g CuSO4 sind in 100 ml gesättigter CuSO4-Lösung bei 40°C enthalten?
c) Was passiert beim Abkühlen von 80°C heißer gesättigter CuSO4-Lösung?
d) Wie viel g CuSO4 - Kristall enthält man beim Abkühlen von 80°C heißer gesättigter CuSO4 - Lösung auf 40°C?
Ist in einer Flüssigkeit (in unserem Fall: Wasser) ein Stoff (in unserem Fall: Salz) gelöst, so be-zeichnet man die Flüssigkeit als Lösungsmittel und das resultierende Gemisch als Lösung. Ist die
NaCl KCl CuSO4 KNO3
0
50
100
150
200
250
0°C 10°C 20°C 30°C 40°C 50°C 60°C 70°C80°C90°C100°C
höchstmögliche Menge des Stoffes im Lösungsmittel gelöst, so spricht man von einer gesättig-ten Lösung und bezeichnet die entsprechende Konzentration der Stoffes als Sättigungskonzen-tration. Diese Sättigungskonzentration ist auch von der Temperatur abhängig. Wenn man die Sättigungskonzentration überschreitet, erhält man eine übersättigte Lösung: der Überschuss an nicht mehr zu lösendem Stoff bleibt ungelöst bzw. tritt wieder aus der Lösung heraus (in unse-rem Fall: das Salz löst sich nicht oder kristallisiert aus).
V6:
Durchführung:
Wir füllten 50 ml Ethanol zusammen mit 50 ml gesättigter Kupfersulfatlösung in ein Re-agenzglas.
Beobachtung:
In dem Reagenzglas bildeten sich drei Phasen. Unten eine tiefblaue, in der Mitte eine hellblaue und oben setzte sich eine klare Flüssigkeit ab.
Ergebnis:
Ethanol hat eine sehr hohe Affinität zu Wasser. Es entzieht der Lösung also das Lö-sungsmittel Wasser, so dass sich die Konzentration von CuSO4 erhöht.
Folge:
Die Lösung ist übersättigt. CuSO4 kristallisiert aus. Bei der Kristallisation wird Wärme frei (= exotherme Reaktion).
Weiter zu V4:
Nach drei Tagen ist ist der Kristall am Faden gewachsen und eine Oktaederform wird langsam erkennbar. Außerdem haben sich kleine Kristalle am Boden und oberhalb des Flüssigkeitsrandes gebildet und die Menge der Flüssigkeit hat sich verringert.
Wodurch wächst der Kristall?
Die gesättigte Lösung verdunstet z.T., zurück bleibt das Alaun. Die Konzentration steigt und es entsteht eine übersättigte Lösung. Das überschüssige Alaun setzt sich auf dem Impfkristall und am Becherglas ab.
Alaun (Kaliumaluminiumsulfat, KAlSO4・12H2O)
• bildet oktaederförmige, klare Kristalle
• Schmelzpunkt 92,5°C
• Verwendung: als „Rasierstein“ zur Blutstillung, in Lebensmitteln als Stabilisator (E522), in Deo-dorant, früher als Flammschutzmittel
Bei jeder Kristallisation wird Wärme frei:
V7: Lösungskälte und Gefrierpunkterniedrigung
a)Durchführung:
Wir hatten ein Becherglas mit Leitungswasser, welches eine Temperatur von 20°C hat-te. Als man Kochsalz hinzu gab, sank die Wassertemperatur um 0,5°C.
b) Durchführung:
In einem zweiten Becherglas hatten wir leicht gefrorenes Eis mit einer Temperatur von 0°C. Als man Kochsalz hinzugab, sank die Temperatur auf -3°C.
a) Ergebnis:
Bei der Lösung von NaCl in Wasser wird Energie in Form von Wärme gebraucht, diese wird der Umgebung entzogen. Folge: Die Lösung wird kälter. Es handelt sich um eine en-dotherme Reaktion (endotherme Reaktion = bei der Wärme gebraucht wird).
b) Ergebnis:
Die Zugabe von NaCl bewirkt eine deutliche Abkühlung der Lösung auf -5°C, ohne das diese gefriert, denn eigentlich würde man bei -3°C festes Eis erwarten. Durch die Salzzu-gabe wird also der Gefrierpunkt erniedrigt. Dieses Phänomen nennt man Gefrierpunk-terniedrigung.
Lösung KristalleLösung
Kristallisation
Wärme wird frei
Wärme wird benötigt
3. Gefrierpunkterniedrigung
Normalerweise gefriert Wasser bei 0°C (Luftdruck 1012 mbar). eine Gefrierpunkterniedrigung von Wasser lässt sich dadurch erreichen, dass man einen geeigneten Stoff (z.B. ein Salz) im Wasser löst.
Beispiele:
Salz Zusammensetzung niedrigste Temp.
Ammoniumnitrat (NH4NO3) 14g/100g Eiswasser -10,8°C
Ammoniumchlorid (NH4Cl) 25g/100g Eiswasser -15,4°C
Kochsalz (NaCl) 33g/100g Eiswasser -21,3°C
Calciumchlorid (CaCl2・6H2O) 143g/100g Eiswasser -55°C
Ursache für die Gefrierpunkterniedrigung:
Das gelöste Salz bindet sozusagen das Wasser an sich und erst bei sehr tiefen Temperaturen gelingt es den Wasserteilchen sich aus der Bindung der Salzteilchen zu lösen.
Anwendung und Bedeutung:
• Kältemischungen
• Meerwasser gefriert erst bei tiefen Temperaturen. Dadurch ist mehr Wasser verfügbar.
• Streusalz
Wirkung von Streusalz
Durch den Luftdruck ist auf dem Eis auf der Straße eine dünne Wasserschicht, welche sich mit dem Streusalz vermischt. Es entsteht eine Salz-Wasser Lösung. Durch diese Lösung wird der Gefrierpunkt des darunter liegenden Eises erniedrigt. Das Eis taut auf, und vermischt sich mit der Lösung, so dass sich die Lösung immer weiter nach unten vorarbeitet.
Auf den Eis: ein dünnes Was-serhäutchen durch den Luft-druck.
Das Salz löst sich im Wasser; an der Grenzfläche zu festem Eis schmilzt weiteres Eis (es taut).
Ergebnis: nach einiger Zeit wird das Eis komplett wegge-taut, dadurch, dass der Ge-frierpunkt erniedrigt wurde.
4. Siedepunkterhöhung
V8: Siedetemperatur von gesättigter NaCl-Lösung
Durchführung:
Wir erhitzten normales Wasser so lange, bis es siedete. Wir konnten eine Temperatur von 95°C messen. Als wir die Prozedur mit einer gesättigten Kochsalzlösung wiederhol-ten, konnten wir eine Temperatur von 104°C messen.
Ergebnis:
Durch die Zugabe von NaCl wurde der Siedepunkt von Wasser erhöht.
Erklärung:
Das Wasser wurde von den gelösten Salz angezogen und dadurch auch bei höheren Temperaturen sozusagen festgehalten.
Merke:
Kochsalz und viele andere Salze bewirken gelöst in Wasser eine Gefrierpunkterniedrigung und eine Siedepunkterhöhung.
5. Erhitzung von Kupfersulfat
V9: Erhitzung von Kupfersulfat
Durchführung:
Wir bauten eine Konstruktion wie unten graphisch dargestellt. Wir erhitzen den Kolben mit dem Kupfersulfat. Nach einiger Zeit wurde das Kupfersulfat grau/weiß und aus dem Gasröhrchen im anderen Kolben strömte ein grauer Dampf. Dieser Kondensierte an der Kolbenwand und sammelte sich am Boden. Anschließend füllten wir die Überreste des Kupfersulfates in einen Glasbecher und füllten vorsichtig Wasser hinzu. Das Kupfersulfat wurde blau, zischte dabei und erhitzte sich.
Ergebnis:
Bereits geringe Erwärmung führt dazu, dass Kupfersulfat Wasserdampf erzeugt, der in dem Kolben kondensiert. es handelt sich bei dem Kupfersulfat um einen Kristall mit sog. Kristallwasser, auch Hydratwasser. Das Wasser ist wie eineingefroren in den Kristall auch wenn dieser bei Zimmertemperatur kristallisiert. Alle Kristalle mit Kristallwasser können schon bei Zimmertemperatur verwittern, denn sie sind nicht sehr beständig. Manche Kristalle mit Kristallwasser lösen sich beim Erhitzen in dem von ihm abgegebe-nen Kristallwasser auf.
II. Säuren1. Die Schwefelsäure (H2SO4)
V1: Darstellung von H2SO4 aus Eisensulfat
Durchführung:
Wir bauten eine Konstruktion wie unten graphisch dargestellt. Wir erhitzten das FeSO4 in dem Reagenzglas.
Beobachtung:
Das FeSO4 wurde zunächst dunkelgrau, dann dunkelrot. Ein weißlicher Dampf stieg auf, der weiter oben am kühleren Teil des Reagenzglases zu einer klaren Flüssigkeit konden-sierte. Die Untersuchung dieser Flüssigkeit mit einem Indikator ergab, dass es sich um eine starke Säure handelt (Vermutung: Schwefelsäure)
Bariumchlorid (BaCl2) ist ein Nachweisreagenz für Sulfate und für die Schwefelsäure.
Wir konnte durch BaCl2 nachweisen, dass wir wirklich Schwefelsäure produziert hatten.
Schwefelsäure:
• ätzend
• farblose, ölige Flüssigkeit
• Vorkommen: Saurer Regen und in Sulfaten
• Dichte: 1,84g/cm3 (97%ige H2SO4)
• Wasserlöslichkeit: in jedem Verhältnis mischbar.
• Eigenschaften: Konzentrierte Schwefelsäure zerstört organische Stoffe wie Zucker, Baumwoll-gewebe oder Haut unter Bildung von schwarzem Kohlenstoff. Im Magen verursacht sie lebens-gefährliche Verätzungen. Gegenmaßnahmen sind das Trinken von Wasser oder die Neutralisa-tion der Säure mit einer Mischung aus Wasser und Magnesiumoxid. Säure auf der Haut sollte mit einem trockenen Lappen abgewischt und dann mit viel Wasser nachbehandelt werden. Schwefelsäure ist stark hygroskopisch, d.h. sie zieht Feuchtigkeit aus der Luft an.
• Herstellung: Die Herstellung der Schwefelsäure erfolgt heute hauptsächlich aus Schwefel und Sauerstoff nach dem Doppelkontaktverfahren.
• Verwendung: Herstellung von Sulfaten (Natriumsulfat, Kupfersulfat) und Düngemitteln; im Ge-misch mit Salpetersäure als Nitriersäure zur Herstellung von Explosivstoffen; im Bleiakku als Elektrolyt (37-38%-ige Säure besitzt die beste Leitfähigkeit für elektrischen Strom); wichtiger Katalysator im Labor und bei chemischen Synthesen; als Rohstoff zur Waschmittel- und Farbstoffherstellung (Sulfonierung und Sulfatierung); zum Aufschluss von Titanmineralien bei der Herstellung des Weißpigments Titandioxid; wichtige Säure im chemischen Labor und als Trocknungsmittel.
Quelle: www.seilnacht.com
Auch aus den Salzen Kupfersulfat (CuSO4), Magnesiumsulfat (MgSO4) und allen anderen Sulfaten lässt sich durch Erhitzen das Salzes Schwefelsäure darstellen („darstellen“ bedeutet in der Che-mie „herstellen“),
Merke:
Alles Salze, aus denen man Schwefelsäure darstellen kann, heißen Sulfate. Sulfate sind die Salze der Schwefelsäure.
Alle Sulfate lassen sich mit Bariumchlorid nachweisen: es bildet sich quasi unlöslicher, weißer Niederschlag aus Bariumsulfat.
CuSO4 + BaCl2 → CuCl2 + BaSO4 ↓
CaSO4 + BaCl2 → CaCl2 + BaSO4 ↓
FeSO4 + BaCl2 → FeCl2 + BaSO4 ↓
Verbrennung von Schwefel S + O2 → SO2
Oxidation (Sauerstoffaufnahme) von SO2 SO2 + ½O2 → SO3
Einleitung von SO3 in Wasser H2O + SO3 → H2SO4
2. Schwefelige Säure (HsSO3)
V2: Darstellung von Schwefeliger Säure
Durchführung:
Man verbrannte Schwefel auf einem Stein und fing den entstehenden Rauch mit einem Trichter auf. Der Rauch wurde weitergeleitet in eine Waschflasche, wo er sich mit dem Wasser verband und eine Säure bildete, die man mit einem Indikator nachweisen konnte. Man hatte Schwefelige Säure (H2SO3) dargestellt.
Ergebnis;
Das bei der Verbrennung von Schwefel entstehende Schwefeldioxid (SO2) verbindet sich mit dem Wasser zu schwefeliger Säure:
H2O + SO3 → H2SO4
Wichtige Eigenschaften der Schwefeligen Säure:
• Sie ist eine schwache Säure
• Farblos
• Unbeständig
• Gesundheitsschädlich
• Mitverantwortlich für den Sauren Regen
Alle Salze der Schwefligen Säure heißen Sulfite. Z.B. Magnesiumsulfit (MgSO3), Natriumsulfit (NaSO3)
Natriumsulfit (Na2SO3)
• ist das Natriumsalz der Schwefeligen Säure.
• kristallines, weißes bis schwach gelbliches Pulver.
• geruchlos
• in Wasser gut löslich.
• Verwendung: als Konservierungsmittel (E221), als Rostschutzmittel, als Bleichmittel (z.B. in Tin-tenkillern), als Gegenmittel bei Nikotinvergiftung.
3. Die Salzsäure
V3: Darstellung von Salzsäure
Durchführung:
Wir bauten eine Konstruktion wie unten graphisch dargestellt. Wir gaben Schwefelsäure durch den Tropftrichter auf das NaCl. Das Salz schäumte auf und ein weißer Dampf floss durch das Glasrährchen in den Rundkolben. Als wir Wasser mit Indikator per Unterdruck in den Rundkolben führten, konnten wir eine starke Säure nachweisen.
Ergebnis:
Schwefelsäure reagiert mit NaCl unter Bildung des stechend riechenden, unsichtbaren Gases Chlorwasserstoff (HCl). Dieses Gas reagiert mit dem Wasserdampf der Luft und bildet aggressiven Salzsäure-Nebel. Dieser fließt in den Rundkolben. Als das Gas im Rundkolben mit dem Wasser in in Berührung kam, löste sich sofort der Chlorwas-serstoff im Wasser, dadurch wurde das Volumen des Gases im Kolben schlagartig viel geringer. Die Folge war ein starker Unterdruck im Kolben. Das Wasser wurde hineinge-sogen und es bildete sich eine wässrige Lösung von Chlorwasserstoff. Diese heißt Salz-säure (HCl).
Die Salze der Salzsäure heißen Chloride.
Bsp.: NaCl, BaCl2, CaCl2.
V4: Erkennungsreaktion für Salzsäure und Chloride
Durchführung:
Man mischte NaCl - Lösung verdünnte Salzsäure und BaCl2 - Lösung jeweils mit Silberni-tritlösung.
Beobachtung:
Jede der drei Lösungen färbte sich milchig - weiß und flockte aus.
Ergebnis:
AgNO3 ist ein Nachweisreagenz für HCl und Chloride. Es bildet sich ein weißer Nieder-schlag aus Silberchlorid.
Reaktionsgleichung für die Reaktion mit Salzsäure:
Salzsäure + Silbernitrat → Salpetersäure + Silberchlorid
HCl + AgNO3 → HNO3 + AgCl
Reaktionsgleichung für die Reaktion mit Kochsalz:
Natriumchlorid + Silbernitrat → Natriumnitrat + Silberchlorid
NaCl + AgNO3 → NaNO3 + AgCl
Allgemein für Chloride:
Metallchlorid + Silbernitrat → Metallnitrat + Silberchlorid
4. Die Kohlensäure
Die Kohlensäure ist eine schwache, leicht flüchtige Säure. Sie wird gebildet, wenn man Kohlendi-oxid in Wasser einleitet und zwar nach folgender Reaktionsgleichung:
Wasser + Kohlendioxid ⇆ Kohlensäure
H2O + CO2 ⇆ H2CO3
Kohlensäure zerfällt leicht, dabei entsteht CO2 und H2O
Die Salze der Kohlensäure heißen Carbonate und Hydrocarbonate.
Bsp.:
Natriumcarbonat
Calciumcarbonat (CaCO3)
Natriumchlorid (NaCl)
• Löslichkeit: gut: Wasser; schlecht: Ethanol, Aceton
• Würfelförmige farblose Kristalle
• NaCl - Lösung ist leitfähig
• Vorkommen: Blut (9g/1l); Meerwasser (3%); in unterirdischen Steinsalzlagern
• Verwendung: Lebensmittel-Würzung/Konservierung; Streusalz; Seifen - Farbindustrie; Herstel-lung von Salzsäure, Soda, Chlor und Natronlauge; Kältemischungen
V5: Darstellung von Salpetersäure
Durchführung:
Man baute eine Konstruktion wie unten dargestellt auf. Man erhitzte das Calciumnitrat in einem Rundkolben.
Beobachtung:
Im Rundkolben entstand ein brauner Nebel, der langsam in den Erlenmeyerkolben floss. Als man Indikator in den Erlenmeyerkolben goss, färbte dieser sich augenblicklich rot und zeigte eine Säure an.
Ergebnis:
Zunächst ist das Salz in seinem eigenen Kristallwasser geschmolzen. Bei weiterem Er-hitzen trat dann Wasserdampf aus, bei noch höheren Temperaturen wurden das Salz zerstört: Es entstanden Nitrosegase, diese sind sehr giftig, gelten als krebserregend und haben einen stechenden Geruch. Mit Wasser verbinden sie sich zur Salpetersäure (HNO3).
Die Salze der Salpetersäure heißen Nitrate
z.B.: Ca(NO3)2 Meersalpeter, KNO3, Kaliumnitrat, Kalisalpeter, NH4NO3 Ammoniumnitrat.
Alle Nitrate werden als Düngemittel und als Sprengstoff verwendet.
1) Im 13. Jh. wurde Salpetersäure dargestellt, indem man Kupfersulfat mit Mauersalpeter und Alaun auf Rotglut erhitzte und das entweichende Gas mit Wasser mischte. Heute wird Salpeter-säure dargestellt, indem man Calciumnitrat erhitzt, und die entstehenden Gase mit Wasser vermischt.
Im 16. Jh. stellte man Salzsäure dar, indem man ein Gemisch aus Kochsalz und Ton erhitzte. Heute stellt man Salzsäure dar, indem man Schwefelsäure auf NaCl gibt. Dabei wird das HCl aus dem NaCl "vertrieben". Beim alten verfahren, war das Prinzip ein anderes.
2) Wir haben die Salzsäure dargestellt, indem wir das HCl aus dem NaCl "vertrieben" haben (Me-thode 3).
Wirkung von Säuren auf Metalle
Wen man eine Säure auf Metall gibt, löst sich das Metall in den allermeisten Fällen auf (sehr edle Metalle wie z.B. Gold lösen sich nur unter bestimmten Bedingungen auf). Es entsteht ein neutra-les Metallsalz, der Säure und Wasserstoff.
Allgemein:
Metall + Säure → Metallsalz der Säure + H2
Daraus schließen wir:
Das "Säurehafte" einer Säure ist der Wasserstoff. Z.B. :
H2 - SO4
H - Cl
H2 - SO3
säurehafter WasserstoffSäurerest; verbindet sich mit Metall zu neutralem Salz
III. Basen
Der Name "Base" kommt von Basis (Grundlage) weil beim erhitzen von Salzen die Base zurück-bleibt. Dies geschieht zum Beispiel beim Kalkbrennen.
Wässrige Lösungen von Basen heißen Laugen. Es gibt starke und Schwache Basen bzw. Laugen. Sie fühlen sich meistens seifig an und können sehr stark ätzend sein. Ein guter Indikator für Lau-gen ist Phenolphthalein, dieses färbt Laugen pink (Säuren/Neutrales farblos).
Wichtige Basen bzw. Laugen:
1. Kalklauge
• Stark ätzende Wirkung
• Herstellung aus Ätzkalk und Wasser -> sehr stark exotherm
2. Natronlauge (NaOH)
• Nach der Schwefelsäure die wichtigste Industriechemikalie
• Sehr stark ätzend
• Wird als Abflussreiniger verwendet
3. Magnesiumlauge (Magnesiumhydroxid MgOH2)
• Schwache Base bzw. Lauge
• Darstellung: Durch Lösen von Magnesiumoxid (MgO) in Wasser; MgO erhält man durch Ver-brennung von Magnesium.
4. Ammoniak (NH3)
• "Luftbase": Stechender Geruch
• Starke Lauge
CO2+ H2O
+ H2O
Kalk
CaCO3
starke Hitze
900-1000°CCaO
Kohlensäure
Kalklauge CalciumhydroxidCa(OH)2„Ätzkalk“
CalciumoxidBase
„Säuregas“
Der pH-Wert
Der pH-Wert gibt an, wie sauer oder alkalisch (=basisch) eine Lösung ist. Die pH-Skala reicht von 0 bist 14.
0 7 14
zunehmend saurer zunehmend alkalischer
neutralBeispiele: pH-Wert von:
-Orangensaft: 3
-Apfelsaft: 3,5
-Magensaft: 2 (enthält Salz)
-Seifenlauge: 10
Die Neutralisation
Wenn man zu konz. Salzsäure (HCl) Ätznatron (NaOH) gibt, reagieren diese heftig miteinander (=stark exotherme Reaktion). Es bildet sich ein weißer Niederschlag aus Kochsalz.
Reaktionsgleichung:
Natronbase + Salzsäure → Natriumchlorid + Wasser
NaOH + HCl → NCl + H2O
Allgemein:
Base + Säure → Salz + Wasser
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