Saure und basische Salze

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SebastianV
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Saure und basische Salze

Beitrag von SebastianV »

Saure und basische Salze

Bereits in der Antike nutzte man die Natursoda aus den unterägyptischen Natronseen oder die Pflanzensoda, die man durch Auslagen der Aschen von Strandpflanzen gewonnen hatte, zur Körperpflege, zur Reinung und zum Bleichen der Kleidung und nicht zuletzt für die Glashertellung. Ebenso wie die Pottasche, das Kaliumcarbonat, das man durch eindampfen von Holzaschenlauge in "Pötten" gewann, fand die Soda Anwendung als milde Base. Andererseits sind diese Stoffe typische Salze, wie sie aus der Vereinigung von Säuren mit Basen hervorgehen. Der französische Gelehrte G.F. Rouelle (1703-1770), 1742 Professor am Botanischen Garten in Paris und 1744 Mitglied der Pariser Akademie der Wissenschaften, unterschied in seinen Arbeiten über die Natur der Salze (1744-1754) "...mittlere oder neutrale Salze, wo die Base genau durch die Säure neutralisiert ist..." (so das Kochlsalz oder das Glaubersalz) und die sauren oder die basischen Salze, die durch die Stärke der Säure- oder Basenkomponente ihre spezifischen Eigenschaften erhalten. Zu den sauren Salzen zählen die Hydrate des Magnesium(II)- und Eisen(III)-chlorids, zu den basischen Soda, Pottasche und die Alkalisalze der Pflanzensäuren.


Geräte:

2 Reagenzgläser, Reagenzglashalter, Gasbrenner, Eisbad, Pipetten


Chemikalien:

Natriumacetat Trihydrat
Magnesiumchlorid Hexahydrat
Ethanol Warnhinweis: f Warnhinweis: attn
Phenolphthalein Warnhinweis: xn Warnhinweis: attn
Methylrot


Hinweis:
Vorsicht! Magnesiumchlorid ist sehr hygroskopisch!


Durchführung:

(I) Man füllt ein Reagenzglas zu etwa einem Drittel mit Natriumacetat Trihydrat, fügt 4 Tropfen alkoholische Phenolphthaleinlösung hinzu und erhitzt vorsichtig. In kurzer Zeit schmilzt das Salz in seinem Kristallwasser und die Flüssigkeit färbt sich kräftig rosa. Beim Abkühlen im Eisbad entsteht wieder festes Salz und die Farbe ist verschwunden.

(II) Man füllt ein Reagenzglas zu etwa einem Drittel mit Magnesiumchlorid Hexahydrat, fügt 4 Tropfen alkoholische Methylrotlösung hinzu und erhitzt vorsichtig. In kurzer Zeit schmilzt das Salz in seinem Kristallwasser und die Flüssigkeit färbt sich rot. Beim Abkühlen im Eisbad entsteht wieder festes Salz und die Farbe soll zu gelb wechseln. Da es bei mir nicht der Fall war, habe ich eine sehr kleine Menge Natronlauge hinzugefügt, das zu viel vorhandene Wasser durch Erwärmen verdampft und beim Abkühlen ergab sich eine rosa-gelbe Farbe.

Es ist wichtig, reine Salze zu benutzen. Ein Überschuss an Säure oder Base, wenn man die Salze selbst hergestellt hat, kann den Versuch misslingen lassen!

Entsorgung:

Die fest gewordenen Salze kann man wieder durch Erwärmen flüssig machen, auf ein Blech gießen und in den Hausmüll werfen. Oder die Salze in Wasser lösen und in den Abfluss spülen.


Erklärung:

(I) In wässrger Lösung ist Natriumacetat vollständig dissoziiert und das Gleichgewicht liegt auf der rechten Seite der Gleichung. Das Hydroxid-Ion färbt das Phenolphthalein rosa. In den festen Kristallgitterverband des Acetats kann der Indikator aber nicht eindringen wird deshalb farblos, wenn das Salz wieder kristallisiert.

CH3COO- + H2O → CH3COOH + OH-

(II) Magnesiumchlorid Hexahydrat ist eine Brönstedt-Säure und reagiert in wässriger Lösung wie folgt:

[Mg(H2O)6)]2+ + H2O → [Mg(H2O)5)(OH)]+ + H3O+

Durch das Schmelzen des Salzes im eigenen Kristallwasser verschiebt sich das Gleichgewicht auf die rechte Seite, sodass die Oxoniumionen den Indikator Methylrot zu rot verfärben. Im festen Salz liegt der Indikator wieder in seiner Grundfarbe Gelb vor.


Bilder:

Festes Natriumacetat im Reagenzglas versetzt mit Phenolphthaleinlösung
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Es schmilzt und färbt sich rosa
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Die Lösung ist stark rosa geworden
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Beim Abkühlen verschwindet die Farbe langsam
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Das feste Salz ist wieder farblos.
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Magnesiumchlorid mit etwas Methylrot-Lösung
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Nach dem Erhitzen ist alles geschmolzen und rot. Nach diesem Foto habe ich etwas NaOH-Lösung zugetropft.
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Beim Abkühlen ändert sich die Farbe zu schweinchenrosa-gelb. Die reine gelbe Farbe konnte ich nicht erzielen.
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Literatur:

Chemische Kabinettstücke, Versuch 55.
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SebastianV
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Re: Saure und basische Salze

Beitrag von SebastianV »

Das ist mein zweiter Versuch in diesem Forum.
Ich hoffe er gefällt euch.
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aliquis
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Re: Saure und basische Salze

Beitrag von aliquis »

Versuch einer Erklärung:

Magnesiumhalogenid-Hydrate neigen beim Erhitzen zur Zersetzung, beim Abkühlen/Erstarren erfolgt keine vollständige Rückauflösung von Magnesiumhydroxid in der zuvor entstandenen Salzsäure. Magnesiumhydroxid dissoziert schwächer als Chlorwasserstoff. Etwas freie Salzsäure bleibt auch in der erstarrten Schmelze vorhanden und verhindert den vollständigen Farbumschlag des Indikators nach gelb.

Kalte konzentrierte Lösungen von Natriumacetat färben Phenolphthalein normalerweise nicht so kräftig rosa.
Interessant wäre, ob sich hier eine Temperaturabhängigkeit des Dissoziationsgleichgewichts beim Natriumacetat zeigen ließe, indem man die Hydratschmelze langsam zu einer übersättigten Lösung abkühlen lässt - und was mit der Färbung passiert, wenn man die Kristallisation dann schlagartig herbeiführt (Demonstrationsversuch "Heisses Eis"). Würde die freigesetzte Hydratationswärme eine vollständige Entfärbung zunächst behindern?
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SebastianV
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Re: Saure und basische Salze

Beitrag von SebastianV »

Hast du den Versuch schon einmal gemacht? Im Buch steht gelb. Aber geht es überhaupt? Ich war geschockt als das Methylrot auf dem festen Magnesiumchlorid blutrot war. Es sollte gelb sein, steht im Buch. Das Experiment mit Naacetat hat aber gut geklappt.
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aliquis
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Re: Saure und basische Salze

Beitrag von aliquis »

Nein, aber ich habe früher mal vergeblich versucht, wasserfreies Magnesiumchlorid durch Eindampfen zu gewinnen. Es wird Chlorwasserstoff frei, zurück bleibt hauptsächlich schwerlösliches Magnesiumhydroxid.
Etwas unempfindlicher scheint Magnesiumsulfat zu sein. Das kann man bei milder Hitze im Backofen trocknen - auch wenn nur wenig wasserfreies Salz dabei übrigbleibt.

Magnesiumhalogenide reagieren stark sauer, die Salze sind sehr hygroskopisch, an der Luft also immer latent feucht. Auf den Kristallen befindet sich somit ein dünner Feuchtigkeitsfilm aus konzentrierter Lösung - kein Wunder, dass sich der Indikator tiefrot färbt. Dieser wird ja ausserdem zumeist in Ethanol gelöst, welcher ebenfalls noch ein wenig Wasser enthält, in dem sich das Salz konzentriert lösen kann.
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SebastianV
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Re: Saure und basische Salze

Beitrag von SebastianV »

Vielleicht probiert noch jemand anderes den Versuch aus. Ich weiß nicht, ob das Buch gelogen hat.
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Glaskocher
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Re: Saure und basische Salze

Beitrag von Glaskocher »

Bei dem Unterschied zwischen Magnesiumchlorid und -Sulfat muß man die Flüchtigkeit der freien Säuren vergleichen. HCl verdunstet bereits bei recht niedrigen Temperaturen merklich aus wässriger Lösung, während Schwefelsäure doch ganz schön "Feuer" braucht, um Dampfdruck zu zeigen.

PS: Eventuell kann ich das mal testen, die Reagenzien sind vorhanden.

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SebastianV
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Re: Saure und basische Salze

Beitrag von SebastianV »

Das wäre schön. Wenn es mit Magnesiumsulfat funktioniert, noch besser.
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aliquis
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Re: Saure und basische Salze

Beitrag von aliquis »

Wenn hier alles HCl ausgetrieben werden würde, dürfte nach dem Abkühlen keine Rosafärbung zurückbleiben.
Bis 20 % verdampfen Wasser und HCl im gleichen Verhältnis.
Es könnte auch HCl-Gas in der erstarrenden Schmelze gefangen bleiben.
Oder Methylrot mag so starkes Erhitzen einfach nicht...
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SebastianV
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Re: Saure und basische Salze

Beitrag von SebastianV »

Magnesiumsulfat funktioniert nicht. Ich habe es ausprobiert. Es schmilzt nicht beim Erhitzen, sondern gibt das Wasser ab und wird trocken. Zudem zersetzt es sich ebenso wie das Magnesiumchlorid.

Es ist ein Salz aus schwacher Base und starker Säure nötig, nicht hygroskopisch und es muss im Kristallwasser schmelzen. Zink(II)sulfat Heptahydrat? Wer kann es testen?
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aliquis
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Re: Saure und basische Salze

Beitrag von aliquis »

aliquis hat geschrieben:
Freitag 9. Februar 2024, 21:26
Interessant wäre, ob sich hier eine Temperaturabhängigkeit des Dissoziationsgleichgewichts beim Natriumacetat zeigen ließe, indem man die Hydratschmelze langsam zu einer übersättigten Lösung abkühlen lässt - und was mit der Färbung passiert, wenn man die Kristallisation dann schlagartig herbeiführt (Demonstrationsversuch "Heisses Eis"). Würde die freigesetzte Hydratationswärme eine vollständige Entfärbung zunächst behindern?
Ich habe das jetzt mal ausprobiert. Die abgekühlte übersättigte Lösung bleibt kräftig rosa. Das gleiche, wenn man sie schlagartig zum Auskristallisieren bringt, wobei sich die erstarrende Masse stark erwärmt. Erst beim Abkühlen des Kristallbreis verblasst die Farbe langsam.
Der Dissoziationsgrad ist also auch temperaturabhängig.

Am Rande: eine schwache Rosafärbung zeigte sich bereits bei Zutropfen der Indikatorlösung und verblieb zunächst auch nach Erstarren und Erkalten der Masse.
Edit: Erst bei längerem Stehen über Nacht und Abkühlung knapp unter Raumtemperatur (Fenster war in Kippstellung geöffnet) verschwand die Farbe ganz.
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SebastianV
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Re: Saure und basische Salze

Beitrag von SebastianV »

Bei mir war die abgekühlte übersättigte Lösung nur schwach rosa. Ich habe p.A. Natriumacetat genutzt. Beim Zutropfen der Indikatorlösung habe ich keine Farbe gesehen.

Hast du auch den Versuch mit MgCl2 und Methylrot probiert?
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aliquis
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Re: Saure und basische Salze

Beitrag von aliquis »

Ich dachte auch zuerst, dass es an der technischen Qualität meines Acetats läge und dieses basischer wäre.
Doch dann hätte die erstarrte Schmelze am nächsten Tag ja auch noch schwach rosa sein müssen - sie war aber wie gesagt komplett farblos.

Magnesiumchlorid besitze ich nicht, da ich sonst keinerlei Verwendung dafür hätte.
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SebastianV
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Re: Saure und basische Salze

Beitrag von SebastianV »

Ich habe mir etwas MgCl2 aus MgSO4 und BaCl2 gemacht. Also es sollte eigentlich säurefrei gewesen sein. Ich habe es vorsichtig eingedampft, aber es ist wirklich sehr schwer trocken zu kriegen. Also dieser Versuch wie er im Buch steht funktioniert aus meiner Sicht nicht.
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aliquis
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Re: Saure und basische Salze

Beitrag von aliquis »

Man muss die konz. Lösung im Vakuum trocknen, sonst zersetzt sich die Substanz.
Bei der Zersetzung entsteht Säure, die auch nicht mehr vollständig zurückreagiert.
Auch könnten noch Spuren von nicht umgesetztem Bariumchlorid und Magnsiumsulfat drin gewesen sein.
Du müsstest schon das kommerzielle Produkt verwenden, um recht sicher behaupten zu können, dass es nicht funktioniert.
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