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B978-3-437-29695-6.50013-3

10.1016/B978-3-437-29695-6.50013-3

978-3-437-29695-6

Heterogenes Gleichgewicht zwischen gesättigter Salzlösung und festem Bodenkörper (Beispiel: Bariumsulfat).

Elektrolyse einer Kupfer(II)-chlorid-Lösung.

Ionenradius und Hydratationsenthalpie (ΔHHyd).

Tab. 7/1
Ion Radius (nm = 10−9 m) ΔHHyd (kJ/mol)
Li 0,060 − 508
Na 0,095 − 398
K 0,133 − 308
Mg2⊕ 0,065 − 1908
Ca2⊕ 0,097 − 1577
Cl 0,181 − 376

Anteil von Ionen mineralischer Natur in Körperflüssigkeiten (Angaben in mmol/L).

Tab. 7/2
Blutplasma Interzellularraum
Kationen: Na Natrium-Ion 143 10
K Kali um-Ion 5 155
Mg2⊕ Magnesium(II)-Ion 0,8 15
Ca2⊕ Calcium(II)-Ion 2,5 < 1
Anionen: Cl Chlorid-Ion 103 8
HCO3 Hydrogencarbonat-Ion 25 10
H2PO4/HPO2⊖4 Hydrogenphosphat-Ionen 1 50
SO2⊖4 Sulfat-Ion 0,5 10

Salzlösungen

Orientierung

Verbindungen, die im festen Zustand aus Ionen aufgebaut sind, heißen Salze. Salze unterscheiden sich durch Kristallformen, Farben, Festigkeit und in ihrer Löslichkeit in Wasser. Der Kalk (CaCO3) der Alpen, der Marmor prächtiger Kunstwerke (CaCO3 in Form des Minerals Calcit), Gips (CaSO4), Salpeter (NaNO3) oder Steinsalz (NaCl) in großen Lagerstätten gehören ebenso dazu wie die unterschiedlichsten Silicat-Gesteine. Beim Menschen kommen Salze in fester Form im Knochengerüst und in der Zahnsubstanz z. B. als Hydroxylapatit (Ca5(PO4)3OH) vor. Für die Lebensprozesse bedeutsam sind Salze jedoch in wässriger Lösung. Sobald Salze im normalen Stoffwechselgeschehen auskristallisieren, führt dies z. B. bei Nierensteinen (Calciumoxalat) oder Gicht (Natriumurat) zu Krankheitsbildern.

Die Zufuhr von bestimmten Salzen mit der Nahrung ist für den Menschen essenziell, denn im Gegensatz zu den organischen Bestandteilen der Nahrung werden die Ionen der Salze im menschlichen Körper nicht auf- oder abgebaut, sondern sie passieren ihn und werden z. B. über die Nieren im Harn und über die Haut im Schweiß wieder ausgeschieden. Menge und Art verschiedener Ionen im Salzangebot müssen dem Bedarf entsprechen. Ein Überangebot an Salzen oder eine falsche Zusammensetzung führt zu Salzvergiftungen. Mit Meerwasser als alleinigem Trinkwasser hat der Mensch keine Überlebenschance.

In den verschiedenen Körper- und Zellflüssigkeiten wird ein Fließgleichgewicht bezüglich der Salzanteile aufrechterhalten. Diese gelösten Salzanteile sind für die Lebensprozesse unentbehrlich.

Antwort erhalten Sie u. a. auf folgende Fragen:

  • Welche Prozesse laufen beim Lösen von Salzen ab?

  • Wie ist die Löslichkeit von Salzen definiert?

  • Warum können schwer lösliche Salze für die chemische Analytik hilfreich sein?

  • Was passiert bei der Elektrolyse von Salzen?

  • Wie und warum unterscheiden Zellen zwischen Na- und K-Ionen?

Vorgänge beim Lösen von Salzen

Dissoziation

Beim Lösen eines Salzes werden durch den Dipolcharakter des Wassers ( Kap. 3.4.9) die elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen den Ionen im Ionengitter an der Oberfläche des Kristalls abgeschwächt. Die Wassermoleküle schieben sich zwischen die Anionen und Kationen. Diese Trennung der Ionen beim Lösungsvorgang bezeichnet man als Dissoziation. Der Teil des Salzes, der vom Wasser gelöst wird, ist vollständig dissoziiert. Salze sind damit starke Elektrolyte ( Kap. 7.4). Die Auswirkung der Dissoziation auf den osmotischen Druck einer Lösung wurde schon besprochen ( Kap. 5.5.4).

Dissoziation

Starke Elektrolyte

Gitterenergie

Gitterenergie.
Für das Aufbrechen eines Ionengitters wird Energie benötigt, die sog. GitterenergieHGitter). Die Energie ist aufzuwenden (ΔHGitter > 0), wenn aus dem festen (s) Salz die Ionen so herausgetrennt werden, dass sie ohne Wechselwirkung miteinander oder mit anderen Partnern sind. Die Ionen werden in diesem Prozess so gedacht, als seien sie am Ende gasförmig (g), also einzeln. Umgekehrt wird die Gitterenergie frei (ΔHGitter < 0), wenn die Ionen aus dem gedachten völlig freien Zustand sich zum Gitter zusammenfügen. Entsprechend diesem Denkmodell lässt sich die Gitterenergie nicht direkt bestimmen, dies gelingt nur auf Umwegen mit Hilfe anderer thermodynamischer Daten.
Die Werte für die Gitterenergie einzelner Salze hängen von der Größe und Ladung der Ionen ab. Je größer die Ladung und je kleiner der Radius der Ionen ist, desto größer ist die Gitterenergie, die für die Trennung der Ionen aus dem Kristall aufzuwenden ist, die Beispiele verdeutlichen diesen Vorgang.
Natriumchlorid:NaCl(s) → Na(g) + Cl(g)ΔHGitter= + 788 kJ/mol
Kaliumchlorid:KCl(s) → K(g) + Cl(g)ΔHGitter = + 701 kJ/mol
Magnesium(II)-chlorid:MgCl2(s)→ Mg2(g) + 2Cl(g)ΔHGitter = + 2525 kJ/mol
Calcium(II)-chlorid:CaCl2(s) → Ca2(g) + 2Cl(g)Δ HGitter = + 2146 kJ/mol

Hydratation von Ionen

Hydratation

Hydratation.
Die Anionen und Kationen des Salzes liegen in wässriger Lösung nicht frei vor, sondern werden von Wassermolekülen, die sich entsprechend der Ladung des Ions ausrichten, eingehüllt. Es treten Ion-Dipol-Wechselwirkungen auf, die Ionen werden hydratisiert. Mit Wasser als Lösungsmittel heißt dieser Vorgang Hydratation. Allgemein bezeichnet man die Umhüllung eines Ions oder Moleküls durch Lösungsmittelmoleküle als Solvatation.

Solvatation

Die Zahl der Wassermoleküle, die sich um ein Ion herum anlagern, beträgt in der ersten Sphäre oft vier oder sechs und variiert mit der Größe und Ladung der Ionen sowie mit der Temperatur. Bei gleicher Ladung bauen kleinere Ionen eine ausgedehntere Hydrathülle auf als größere, denn sie bilden neben der festeren ersten Sphäre ( Kap. 10.4.1) eine lockere zweite Sphäre mit geordneten Wassermolekülen aus. Wegen dieser Schwankungen, die insbesondere auch von der Temperatur abhängen, ist es nicht sinnvoll, die Hydrathülle stöchiometrisch anzugeben. Man markiert lediglich durch den Index „aq” am Ion (lat. aqua = Wasser), dass es hydratisiert vorliegt. Oft wird auch auf die „aq”-Markierung verzichtet, man setzt die Tendenz zur Hydratation (Hydratisierung) als bekannt voraus.

KCl ( s ) H 2 O K aq + Cl aq CaCl 2 ( s ) H 2 O Ca aq 2 + 2 Cl aq

Hydratationsenthalpie

Hydratationsenthalpie.
Bei der Hydratation von Ionen wird Energie frei, die HydratationsenthalpieHHyd). Man stellt sich das so vor, dass aus den gasförmig gedachten Ionen ( Kap. 7.1.1) gelöste, hydratisierte Ionen werden.
K ( g ) Cl ( g ) + K aq + Cl aq Δ H Hyd = - 684 kJ / mol
Der Energiegewinn hängt von der Größe und Ladung des jeweiligen Ions ab. Ist das Ion kleiner, wird die Hydrathülle größer, es steigt die Hydratationsenthalpie ausgehend vom nicht hydratisierten Ion. Entsprechend sind die Werte beim Na größer als beim K und beim Mg2 größer als beim Ca2 ( Tab. 7/1).
Ionenradius.
Durch die Ausbildung einer Hydrathülle vergrößert sich der nach außen wirksame Radius der Teilchen. Während der Ionenradius bei den „nackten” Alkali-Ionen mit steigender Ordnungszahl zunimmt, zeigen die hydratisierten Ionen ein gegenläufiges Verhalten.

Teilchenradius
Ionen: Li < Na < K
Hydratisierte Ionen: Liaq > Naaq > Kaq

Ionentransport durch die Zellmembran.
Die Größe der Teilchen beeinflusst ihre Beweglichkeit im intra- und extrazellulären Raum, was insbesondere für die Diffusion oder beim Transport durch die Poren einer Membran Bedeutung hat. Zum Beispiel sind hydratisierte Na-Ionen (Naaq) größer als hydratisierte K-Ionen (Kaq). Das hat zur Folge, dass Naaq für bestimmte Membranporen zu groß ist und zurückgehalten wird, während Kaq noch passieren kann. Die Größenverhältnisse kehren sich um, wenn die Alkali-Ionen ihre Hydrathülle in einem Ionenkanal mithilfe von Proteinen abstreifen.

Ionen-Kanäle

Selektiv arbeitende Na- und K-Ionen-Kanäle, z. B. bei den Nervenzellen, verfügen an der engsten Stelle des Proteinkanals über einen sog. Selektivitätsfilter. Diesen kann ein bestimmtes Ion nur passieren, wenn es nach Verlust seiner Hydrathülle durch die funktionellen Gruppen des Proteinkanals passend eingehüllt wird. Nur dann ist die Energiebilanz (Verlust der Hydrathülle vs. „Solvatation” durch das Protein) ausgeglichen. Ist das Ion zu groß, passt es nicht durch den Selektivitätsfilter, ist es zu klein, ist die Energiebilanz nicht ausgeglichen.

Das Aussalzen von Proteinen

Aus der starken Tendenz von Ionen, sich mit einer Hydrathülle zu umgeben, leitet sich ein Fällungsverfahren ab, das man als „Aussalzen” bezeichnet. Versetzt man z. B. Blutplasma mit einer gesättigten Ammoniumsulfatlösung, dann fällt „Albumin”, ein Protein des Blutplasmas, aus. Die unvollständig hydratisierten Ionen des Ammoniumsulfats entziehen dem Albumin seine Hydrathülle, die vergleichsweise locker gebunden ist. Dadurch wird Albumin unlöslich und kann abgetrennt werden. Dieser Vorgang ist reversibel, d. h., das gefällte Albumin lässt sich bei Zugabe von Wasser wieder auflösen und besitzt dieselben Eigenschaften wie vorher. Aussalzen ist ein gängiges Verfahren zur Reinigung von Proteinen.

Salze als Abführmittel

Bittersalz (MgSO4) und Glaubersalz (Na2SO4 · 10 H2O) wirken abführend, wenn man z. B. 10 – 20 g in gewebsisotoner Lösung einnimmt. Die Salze sind schwer resorbierbar. Da der osmotische Druck ausgeglichen ist, bleibt das Wasser der Salzlösung weitgehend im Darm und spült diesen durch. Verwendet man die Salze in höheren Konzentrationen (hypertonische Lösung), wird Wasser aus dem Gewebe in den Darm abgegeben, der Effekt verstärkt sich. Beide Salze dürfen auf keinen Fall häufiger angewendet werden, weil es unerwünschte Nebenwirkungen geben kann.

Lösungsenthalpie

Beim Lösen eines Salzes in Wasser kann sich die Lösung erwärmen (exothermer Vorgang) oder abkühlen (endothermer Vorgang). Dies hängt davon ab, ob die Gitterenergie (ΔHGitter) des Salzes größer oder kleiner ist als die Hydratationsenthalpien (ΔHHyd) der Ionen. Man definiert die LösungsenthalpieHL, Lösungswärme), indem man die Bilanz aus ΔHGitter und ΔHHyd aufstellt. In nachfolgenden Beispielen wird ein Mol festes Salz in Wasser gelöst und die Temperaturänderung während des Lösungsvorganges bestimmt.

Lösungsenthalpie

Geht man in Beispiel 2 nicht von wasserfreiem, sondern von wasserhaltigem Calciumchlorid (CaCl2 · 6 H2O) aus, tritt beim Lösen dieses Salzes in Wasser eine Abkühlung ein, weil die Hydratationsenthalpie jetzt kleiner als die Gitterenergie ist. Das Kristallwasser ist schon ein Teil der Hydrathülle.
Entropie.
Bei der Beschreibung von Lösungsvorgängen gibt es zwei weitere Gesichtspunkte, deren Einfluss auf die Energiebilanz im Einzelfall geprüft werden muss, denn am Ende entscheidet die Gibbs-Energie (ΔG), ob ein Lösungsvorgang stattfindet oder nicht ( Kap. 6.4.4).
  • 1.

    Es gibt einen Entropiegewinn, da die hohe Ordnung der Ionen im Gitter verlorengeht. Durch die Freisetzung der einzelnen Ionen bei der Dissoziation wächst der Grad der Unordnung (ΔS > 0).

  • 2.

    Gegenläufig ist der Effekt, dass Wassermoleküle ihre Wasserstoffbrücken zum Teil aufbrechen und um die Ionen des Salzes herum höher geordnete Hydrathüllen bilden, so dass die Ordnung der Wassermoleküle insgesamt zunimmt (ΔS < 0).

Ionenverteilung im Körper

Die Salze (Elektrolyte), die der Mensch benötigt, werden gelöst aufgenommen, verteilt und am Ende ausgeschieden. Die Verteilung der verschiedenen Ionen auf zellulärer Ebene ist jedoch keineswegs gleich. Das Blutplasma z. B. enthält sehr viel mehr Na als K und mehr Ca2 als Mg2 im Vergleich zum Intrazellularraum. Bei den Anionen überwiegen Cl und HCO3 (Tab. 7/2). Der osmotische Druck innerhalb und außerhalb der Erythrozyten ist jedoch gleich und der Elektrolythaushalt der Zellen und Körperflüssigkeiten geht generell mit dem Wasserhaushalt des Körpers Hand in Hand.
Die Anteile der Ionen im Blutplasma entsprechen in etwa denen des Meerwassers, ein interessanter Befund, der Hinweise auf die Evolution des Lebens auf der Erde geben kann. Dass im Innern von Körperzellen K und Mg2 überwiegen ( Tab. 7/2), ist zunächst überraschend. Die Unterschiede erfordern eine Ionenselektivität beim Transport der Ionen durch die Zellmembran und sie erfordern einen „aktiven” Transport, d. h. einen Transport gegen einen Konzentrationsgradienten unter Energieverbrauch (Spaltung von ATP). Warum diese räumliche Trennung von Na und K? Beobachtungen zeigen: K gibt in den Zellen den Ton an, unabhängig davon, ob es sich um Pflanze, Tier oder Mensch handelt. Na hingegen hat – anders als bei Pflanzen – für den Menschen eine ganz eigene Bedeutung. Es greift durch seine größere Hydrathülle stärker in den Wasserhaushalt ein, reguliert u. a. den Blutdruck und hat seinen festen Platz in der Nervenreizleitung. Das lat. Wort sal heißt nicht nur „Salz”, sondern auch „scharfer Verstand, Bewusstsein”, d. h., bei der Entwicklung von höherem Leben spielt Na eine wichtige Rolle. Es gibt ein Salzbedürfnis, d. h., der Mensch fügt seinen Speisen regelmäßig Salz (NaCl) zu, und es gab Zeiten, in denen Salz teurer als Gold war.

Lithiumsalze in der Psychiatrie

Lithium (Li) steht im Periodensystem über dem Natrium. Li-Ionen kommen u. a. im Meerwasser und in einigen Mineralwässern als Spurenelement vor. Für Li ist im normalen Stoffwechsel keine Funktion bekannt. In kleiner Menge sind Lithiumsalze unbedenklich, die Normwerte im Blutplasma betragen 0,4 – 6,3 μmol/L, in hohen Dosen wirken Lithiumsalze toxisch.
In der Hand des Arztes dienen Lithiumsalze (z. B. Li2CO3) zur Prophylaxe affektiver Psychosen und zur Therapie manischer Phasen. Bei einer individuellen Dosierung darf der Serumspiegel 1,0 – 1,2 mmol/L nicht übersteigen. Die Wirkung beruht darauf, dass Li zusammen mit Na durch die Zellmembran transportiert, aber schlechter als Na wieder herausgepumpt wird, d. h., es reichert sich z. B. in den Nervenzellen an und beeinflusst u. a. die Bildung von Neurotransmittern. Die Verdrängung von Na-Ionen durch die ähnlichen, aber im normalen Stoffwechsel bedeutungslosen Li-Ionen hilft dem Kranken. Durch die Zufuhr gesteigerter Mengen Kochsalz lässt sich Li wieder „auswaschen”.

Löslichkeitsprodukt

Beim Studieren des Lösungsverhaltens von Salzen stellt man fest, dass es leicht lösliche (z. B. Alkali- und Erdalkalihalogenide) und schwer lösliche Salze (z. B. Silberhalogenide, Schwermetallsulfate und -sulfide) gibt. Zur quantitativen Erfassung der Löslichkeit hat man das Löslichkeitsprodukt (Lp) definiert, auch Löslichkeitskonstante genannt. Es lässt sich aus dem Massenwirkungsgesetz (MWG, Kap. 6.5.2) ableiten.
Eine gesättigte Salzlösung, die mit dem festen Bodenkörper des Salzes in Kontakt steht, ist ein typisches Beispiel für ein dynamisches, heterogenes Gleichgewicht ( Kap. 5.2). Ständig gehen aus dem Bodenkörper Ionen in Lösung und gleichzeitig scheiden sich Ionen aus der Lösung am Festkörper wieder ab (Abb. 7/1).
Da festes Salz als Bodenkörper vorhanden ist, bleibt seine Konzentration konstant und wird gleich 1 gesetzt. Übrig bleibt dann das Produkt der Konzentrationen der gelösten Ionen. Dieses ist für ein bestimmtes Salz bei gegebener Temperatur eine Konstante und wird als Löslichkeitsprodukt (Lp) bezeichnet. Die eckigen Klammern stehen für die Konzentration der Ionen in mol/L. Das Löslichkeitsprodukt für BaSO4 beträgt 10–10 mol2/L2. Je kleiner das Löslichkeitsprodukt Lp, desto geringer ist die Löslichkeit des Salzes. Die Lp-Werte für einzelne Salze können Tabellenwerken entnommen werden.

Löslichkeitsprodukt

Das Löslichkeitsprodukt (Lp) eines Salzes ist das Produkt der Konzentrationen der gelösten Ionen in einer gesättigten Lösung. Lp-Werte sind temperaturabhängig.

Bariumsulfat wird in der Medizin als Röntgenkontrastmittel für Untersuchungen des Verdauungstraktes genutzt (Bariumbrei). Ba2-Ionen sind zwar giftig ( Kap. 2.5), stellen wegen der geringen Löslichkeit des Salzes jedoch keine Gefahr dar.
Beispiel 1:
Wie groß ist die Konzentration an gelösten Baaq2 in einer gesättigten Lösung von Bariumsulfat?
Reaktionsgleichung: BaSO4→←H2OBaaq2⊕+SO4aq2⊖
Lp = [Ba2+] · [SO2⊖4] = 10-10 mol2/L2.
Da [Ba2⊕] = [SO2⊖4], gilt: [Ba2⊕]2 =10-10 mol2/L2
Daraus ergibt sich: [Ba2⊕]2 =10-5 mol/L
Antwort: In einer gesättigten Bariumsulfatlösung sind 10–5 mol/L Bariumsulfat gelöst.
Beispiel 2:
Wie viel mg BaSO4 sind in 1 Liter Wasser löslich?
Antwort: Mit Hilfe der Molmasse von BaSO4 (233 g/mol) ergibt sich, dass in einem Liter 233g/mol · 10–5mol/L=0,00233g/LBaSO4 gelöst sind, das entspricht 2,33mg/L. Da eine gesättigte Lösung vorliegt, gibt dieser Wert die Löslichkeit von BaSO4 an ( Kap. 5.1). Darüber hinausgehende Salzmengen liegen als fester Bodensatz vor.
Einheiten für Lp.
Für Salze verschiedener Zusammensetzung ergeben sich für das Löslichkeitsprodukt verschiedene Einheiten, denn die Zahl der Ionen in der Salzformel findet sich als Hochzahl im Löslichkeitsprodukt (Lp) wieder.
Salz 1: AB Lp = [A] · [B] mol2/L2
(z. B. AgCl, Silber(I)-chlorid) Lp(AgCl) = 2 · 10-10 mol2/L2
Salz 2: A2B Lp = [A]2 · [B2⊖] mol3/L3
(z. B. Ag2S, Silber(I)-sulfid) Lp(Ag2S) = 6 · 10-51 mol3/L3
Salz 3: AB2 Lp = [A2⊕] · [B]2 mol3/L3
(z. B. CaF2, Calciumfluorid) Lp(CaF2) = 4 · 10-11 mol3/L3

Nierensteine

Der Elektrolythaushalt wird über die Niere reguliert, d. h., überschüssige Ionen werden im Harn ausgeschieden. In der Niere können vorübergehend höher konzentrierte Salzlösungen oder gar übersättigte Lösungen von Salzen entstehen. Schutzstoffe im Harn verhindern, dass Salze ausfallen oder auskristallisieren. Fehlen die Schutzstoffe, kommt es zur Nierensteinbildung (Nephrolithiasis). Nierensteine können z. B. aus Calciumoxalat (Ca2, OOC–COO), Calciumphosphat (Ca3(PO4)2) oder Magnesiumammoniumphosphat (MgNH4PO4) bestehen. Therapeutisch beseitigt man Nierensteine durch Auflösen, Zertrümmerung oder Operation.

Knochen- und Zahnbildung

Den Einbau von schwer löslichen Salzen in das Körpergewebe bezeichnet man als Mineralisation. Hydroxylapatit (Ca5(PO4)3OH), ein komplexes Salz aus Calciumphosphat und Calciumhydroxid, ist mit einem Anteil von über 50 % am Aufbau des menschlichen Skeletts und der Zähne beteiligt und macht etwa 90 % der Mineralsubstanzen des Körpers aus. Insbesondere im Zahnschmelz wird ein Teil der OH-Gruppen im Hydroxylapatit durch Fluorid-Ionen (F) zum Fluorapatit (Ca5(PO4)3F) ausgetauscht. Für diesen Prozess müssen kleinere F-Mengen (3 – 4mg täglich) mit der Nahrung aufgenommen werden (z. B. über das Trinkwasser, durch Verwendung von Meersalz oder durch angereichertes Speisesalz). Der Zahnschmelz ist die härteste Körpersubstanz.

Fällungs-Reaktionen

Ein Salz fällt aus seiner Lösung aus, sobald das Produkt der Ionenkonzentrationen größer als das Löslichkeitsprodukt wird. Dies kann man in der analytischen Chemie gezielt für Fällungs-Reaktionen nutzen. Die unterschiedliche Löslichkeit von Salzen eröffnet die Möglichkeit, aus einer Salzlösung durch Zugabe geeigneter Fremdionen eine bestimmte Ionensorte selektiv auszufällen. Der auftretende Niederschlag dient als qualitativer Nachweis für eine Ionensorte oder kann durch Auswiegen häufig auch zur quantitativen Bestimmung einer Ionensorte herangezogen werden. Das Entfernen einer bestimmten Ionensorte durch Ausfällen gelingt nahezu vollständig, wenn man mit einem Überschuss an Fällungsmittel arbeitet.

Fällungs-Reaktion

Niederschlag

Beispiel 1: Silberchlorid.
Gibt man zu einer angesäuerten Lösung, die Cl-Ionen enthält (z. B. NaCl), eine Silbernitratlösung, dann bildet sich ein farbloser, am Licht dunkler werdender Niederschlag, der aus Silberchlorid besteht.
Man vereinfacht die Reaktionsgleichung häufig, indem man nur die Ionen aufschreibt, auf die es bei der Bildung des Niederschlags ankommt, und verzichtet auf die nicht beteiligten Ionen, die sich weiterhin in Lösung befinden.

Fällungs-Reaktion:

NaCl Natriumchlorid + AgNO 3 Silbernitrat AgCl ilberchlorid + NaNO 3 Natriumnitrat Ag + Cl AgCl Lp = 1 , 8 10 - 10 mol 2 / L 2

Die Fällung von schwer löslichem Silberchlorid kann also wahlweise zum qualitativen Nachweis von Ag- oder Cl-Ionen in unbekannten Salzlösungen verwendet werden. Die Masse der Niederschläge gibt Auskunft darüber, wie viel Ag oder Cl in einer unbekannten Salzlösung enthalten ist (quantitative Bestimmung). Der gebildete Niederschlag gibt sich zweifelsfrei als AgCl zu erkennen, wenn er sich in verdünnter Ammoniaklösung unter Bildung einer farblosen Komplexverbindung wieder auflöst.

Nachweisreaktion für AgCl:

AgCl Silberchlorid + 2 NH 3 Ammoniak [ Ag ( NH 3 ) 2 ] Diamminsilber ( I ) - Ion + Cl

Beispiel 2: Bariumsulfat.
Ba2-Ionen lassen sich durch Zugabe einer Natriumsulfatlösung nachweisen, SO42-Ionen durch Zugabe einer Bariumchloridlösung. In beiden Fällen entsteht schwer lösliches Bariumsulfat als farbloser Niederschlag. Dieser Bariumsulfatniederschlag löst sich nicht in Ammoniaklösung, was die Unterscheidung von AgCl ermöglicht.

Fällungs-Reaktion:

BaCl 2 Bariumchlorid + Na 2 SO 4 Natriumsulfat BaSO 4 Bariumsulfat + 2 NaCl Natriumchlorid Ba 2 + SO 4 2 BaSO 4 Lp = 10 - 10 mol 2 / L 2

Beispiel3: Bleisulfid.
Schwefelwasserstoff (H2S) bildet mit vielen Schwermetallionen (z. B. Ag, Pb2, Cu2) schwer lösliche, dunkel gefärbte Sulfide. Aus einer Bleisalzlösung lässt sich bei Zugabe von H2S schwarzes Bleisulfid ausfällen.

Fällungs-Reaktion:

PbCl 2 Bleichlorid + H 2 S Schwefelwasserstoff Pbs Bleisulfid + 2 HCl Salzs a ¨ ure Pb 2 + S 2 Pbs Lp = 10 - 28 mol 2 / L 2

Elektrolyse

Da Salzlösungen frei bewegliche Ionen enthalten, leiten sie den elektrischen Strom durch Ionenwanderung. Solche Systeme werden als Elektrolyte bezeichnet. Salze sind starke Elektrolyte, weil sie in gelöster Form vollständig in Ionen zerfallen (dissoziieren). Die Leitfähigkeit von Salzlösungen ist größer als die von reinem Wasser, jedoch kleiner als die von Metallen. Die elektrische Leitfähigkeit einer Salzlösung nimmt mit steigender Konzentration ab, da die freie Beweglichkeit der Ionen geringer wird. Auch Salzschmelzen leiten den elektrischen Strom, weil die Ionen nicht mehr im Ionengitter fixiert sind.

Elektrolyte

Taucht man in eine wässrige Kupfer(II)-chlorid-Lösung Elektroden, die aus einem Elektronen-leitenden Material (Edelmetall, Graphit) bestehen, und legt eine genügend hohe Gleichspannung an, so beobachtet man im äußeren Draht einen Stromfluss, der anzeigt, dass Elektronen fließen ( Kap. 9.7). Der Stromkreis schließt sich durch eine Ionenwanderung in der Lösung (Abb. 7/2). Die Kationen (Cu2) wandern zur Kathode und nehmen dort Elektronen auf, Cu2 wird zu metallischem Kupfer reduziert, das sich an der Elektrode abscheidet. Die Anionen (Cl) wandern zur Anode und geben dort Elektronen ab, Cl wird zum Chloratom oxidiert. Zwei Chloratome bilden ein Chlormolekül (Cl2). Chlor entweicht an der Anode als Gas.

Ionenwanderung Kathode Anode

Die Elektrolyse erfordert Energie, die als elektrische Energie bereitgestellt wird. Es handelt sich um eine endergone Redoxreaktion ( Kap. 9).

Redoxreaktion

Es gilt für die Elektrolyse: Kathode: Cu2⊕aq + 2 e Cu (kathodische Reduktion, Elektronenaufnahme)
Anode: 2 Claq Cl2↑ + 2 e (anodische Oxidation, Elektronenabgabe)
In der Bilanz lautet die Elektrolysereaktion:
Cu2⊕aq + 2 Claq Cu + Cl2 (Redoxreaktion)

Elektrolysen in der Chemietechnik

Elektrolysen haben große technische Bedeutung. Bei der Chloralkali-Elektrolyse z. B. werden aus einer NaCl-Lösung die Grundchemikalien Chlor, Natriumhydroxid und Wasserstoff gewonnen. In der Schmelzflusselektrolyse wird das Metall Aluminium aus Aluminiumoxid hergestellt, das in einer Mischung mit geschmolzenem Kryolith (Na3[AlF6]) bei 950 °C gelöst vorliegt. Ferner kann man Metalle durch eine Elektrolyse reinigen oder unedle Metalle z. B. mit einem Silberüberzug versehen (versilbern).

Ionenwanderung im Wurzelkanal

Eine Wurzelkanalbehandlung ist die Voraussetzung, um auch „tote” Zähne, d. h. solche, deren Nerv abgestorben ist, zu erhalten. Bei unsachgemäßer Behandlung können sich im Zahn oder an der Zahnwurzel Entzündungsherde bilden, die Toxine in den Körper abgeben und so chronische Schäden hervorrufen. Wichtig bei der Behandlung des Wurzelkanals (Endodontie) sind die Aufbereitung, die Desinfektion und die Füllung. Die Aufbereitung der Hauptwurzelkanäle erfolgt mechanisch bis ins Kanalende (apikales Delta). Durch Spülung der aufbereiteten Kanäle z. B. mit 2- bis 5 %iger Natriumhypochlorit-Lösung (NaOCl) oder 3 %iger Wasserstoffperoxid-Lösung (H2O2) werden Dentinspäne ausgeschwemmt, Gewebereste aufgelöst und Bakterien eliminiert. Zur nachhaltigen Desinfektion nicht nur des Hauptkanals, sondern auch der Nebenkanäle bis in das apikale Delta werden Calciumhydroxid-Pasten (Ca(OH)2, wässrig oder mit Glycerin) eingesetzt. Die bei der Dissoziation entstehenden Ca2- und OH-Ionen (pH = 12,5) diffundieren vom Hauptkanal aus in die anderen Bereiche.
Alternativ verwendet man heute auch eine wässrige Kupfer-Calciumhydroxid-Paste, die unter anderem Tetrahydroxidocuprat(II)-Ionen [Cu(OH)4]2 enthält. Legt man an den Wurzelkanal ein elektrisches Feld an (15 V/cm, 5 mA), indem die Kathode (– Pol) als Nadelelektrode in der Paste im Kanal steckt und die Anode (+ Pol) als Wangenelektrode angebracht ist, so wandert das kupferhaltige Anion rasch in Richtung apikales Delta und durchdringt auch die Nebenkanäle. Diese sog. Ionophorese (auch Iontophorese) wird mehrmals durchgeführt, wobei sich fein verteiltes Kupferhydroxid Cu(OH)2 bildet, das etwa 100-fach stärker desinfiziert als Calciumhydroxid. Durch dieses Verfahren (Depotphorese), dessen allgemeine Anerkennung noch aussteht, kann eine permanente Sterilität im gesamten apikalen Delta erreicht werden.

Checkliste

Folgende Bezeichnungen/Begriffe sollten Sie erklären oder definieren (s. a. Glossar) und – wo möglich – Abkürzungen oder Beispiele angeben können:

Anionen – Kationen – Anode – Kathode – Dissoziation – Gitterenergie – Hydratation – Solvatation – Hydratationsenthalpie – Entropie beim Lösevorgang – Lösungsenthalpie – Ionenradius von Na/Naaq und K/Kaq im Vergleich – Ionenwanderung – Elektrolyt – Elektrolyse – Löslichkeitsprodukt – Fällungs-Reaktion – Niederschlag.

Aufgaben

  • 1.

    Was ist ein Salz? Formulieren Sie die Dissoziationsgleichung beim Lösen von Kupfer(II)-sulfat, Calciumphosphat, Kaliumcarbonat und Natriumhydrogencarbonat in Wasser!

  • 2.

    Vergleichen Sie die Salze KBr und CaF2!

    Wie heißen die Salze? Wie lautet die Dissoziationsgleichung beim Lösen der Salze in Wasser? Welches der beiden Salze hat die größere Gitterenergie und warum? Vergleichen Sie die Größe der Ionen.

  • 3.

    Welches Ion der folgenden Paare ist stärker hydratisiert: Li/Na, K/Ca2, Mg2/Ca2, Fe2/Fe3?

  • 4.

    Welche Größe eines Ions ändert sich bei der Hydratation?

  • 5.

    Was versteht man unter „Aussalzen” ?

  • 6.

    Wie viel NaCl enthält eine physiologische Kochsalzlösung?

  • 7.

    Wann verläuft der Löseprozess eines Salzes in Wasser exotherm, wann endotherm?

  • 8.

    Formulieren Sie das Löslichkeitsprodukt für CaF2 und Ca3(PO4)2!

  • 9.

    Das Löslichkeitsprodukt von CaCO3 (Kalk, Marmor) beträgt Lp = 4,8 · 10–9 mol2/L2. Wie viel mol bzw. mg CaCO3 lösen sich in 1L Wasser?

  • 10.

    Es gibt Salze, die sich unter Abkühlung auflösen. Warum findet ein derartiger Vorgang überhaupt statt?

  • 11.

    In einer angesäuerten Lösung sind gleiche Mengen NaCl, NaBr und NaI enthalten (10–2 mol/L). Sie tropfen langsam eine Silbernitratlösung hinzu. Welches Salz fällt zuerst aus und warum? Formulieren Sie die Fällungs-Reaktionen!

    AgCÍ AgBr Agl
    Lp (mol2/L2) 10−10 10−13 10−15

  • 12.

    Welche Pb2-Konzentration bleibt übrig, wenn Sie aus einer 0,1m Bleisalzlösung mit Iodid-Ionen PbI ausfällen? Lp (PbI2) = 10–8 mol3/L3.

  • 13.

    Warum löst sich BaSO4 nicht in verdünnter Ammoniaklösung?

  • 14.

    Welche Systeme zeigen elektrische Leitfähigkeit?

    a) Festes NaCl, b) Schmelze von NaCl bei 801 °C, c) 0,1m NaCl-Lösung.

  • 15.

    Welche Reaktionen laufen bei der Chloralkali-Elektrolyse an der Anode und Kathode ab?

  • 16.

    Warum sollte man bei Gewitter nicht baden gehen?

  • 17.

    Welche beiden Metallkationen findet man bevorzugt im Intrazellularraum?

  • 18.

    Warum können beim gesunden Menschen in der Niere vorübergehend übersättigte Salzlösungen auftreten, ohne dass es zur Nierensteinbildung kommt?

  • 19.

    Wie kann man Nierensteine beseitigen?

  • 20.

    Was sollte ein Zahnarzt bei jeder Wurzelkanalbehandlung unbedingt erreichen und warum?

Bedeutung für den Menschen

Salze, Salzlösungen

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