Alkalihalogenide und wichtige Alkalisalze
Gitterbau, Löslichkeit und Reinigung von Kochsalz sowie Soda, Trivialnamen und Flammenfärbungen wichtiger Alkalisalze.
Das Wichtigste in Kürze
- Alkalihalogenide sind farblose, kristalline Ionenverbindungen; NaCl bildet das Steinsalzgitter, in dem jedes Ion oktaedrisch von 6 Gegenionen umgeben ist.
- Die Gitterenergie der Natriumhalogenide nimmt von NaF zu NaI ab, weil das Anion größer wird; entsprechend sinkt der Schmelzpunkt.
- Die Löslichkeit von NaCl ist nahezu temperaturunabhängig, daher lässt es sich nicht durch Umkristallisieren aus Wasser reinigen.
- Sehr reines NaCl fällt beim Einleiten von Chlorwasserstoff in kalte, gesättigte Kochsalzlösung aus, weil das Löslichkeitsprodukt überschritten wird.
- Soda ist \(\ce{Na2CO3}\); \(\ce{NaHCO3}\) fällt aus ammoniakalischer Kochsalzlösung mit \(\ce{CO2}\) und zerfällt beim Erhitzen zu \(\ce{Na2CO3}\), \(\ce{CO2}\) und \(\ce{H2O}\).
- Glaubersalz ist \(\ce{Na2SO4 * 10 H2O}\), Chilesalpeter \(\ce{NaNO3}\); Flammenfarben: Lithium rot, Natrium gelb, Kalium violett.
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Worum es geht
Kochsalz, Soda und Glaubersalz gehören zu den bekanntesten Alkalisalzen. Ihr Gitterbau und ihre Löslichkeit erklären, wie man sie reinigt und herstellt. Die Flammenfärbung zeigt, wie man sie erkennt. In der Apotheke begegnen sie dir etwa als isotonische Kochsalzlösung oder als Abführmittel.
Alkalihalogenide
Alkalimetallhalogenide wie NaCl, KCl oder KBr sind bei Raumtemperatur farblose, kristalline Feststoffe. Sie bestehen aus Kationen und Anionen, die durch Ionenbindung zusammengehalten werden. Ionisch gebaut sind auch Alkalisalze organischer Anionen, etwa Natriumacetat \(\ce{CH3COONa}\).
Das Steinsalzgitter
Natriumchlorid kristallisiert im Steinsalzgitter. Man kann es sich als zwei ineinandergestellte kubisch-flächenzentrierte Teilgitter vorstellen, eines aus \(\ce{Na+}\) und eines aus \(\ce{Cl-}\). Dadurch ist jedes Ion oktaedrisch von 6 Gegenionen umgeben. Die Koordinationszahl beträgt für beide Ionensorten 6. Weitere Gitter findest du unter Gittertypen.
Gitterenergie und Schmelzpunkt
Die Gitterenergie wird frei, wenn sich das Gitter aus gasförmigen Ionen aufbaut. Sie wächst mit der Ionenladung und sinkt mit dem Ionenabstand. Bei den Natriumhalogeniden ist die Ladung gleich. Vom Fluorid zum Iodid wird das Anion aber größer, der Abstand zum \(\ce{Na+}\) wächst. Deshalb nehmen die Gitterenergien von NaF zu NaI ab, und NaCl liegt unter NaF. Ein schwächer gebundenes Gitter schmilzt leichter. Der Schmelzpunkt sinkt also in derselben Reihenfolge.
| Salz | Anion | Schmelzpunkt |
|---|---|---|
| NaF | \(\ce{F-}\) | 993 °C |
| NaCl | \(\ce{Cl-}\) | 801 °C |
| NaBr | \(\ce{Br-}\) | 747 °C |
| NaI | \(\ce{I-}\) | 661 °C |
Reinigung von Kochsalz
Rohsalz aus Lagerstätten enthält oft Kaliumchlorid und andere Begleitsalze. Viele Feststoffe reinigt man durch Umkristallisation.
Man löst den verunreinigten Feststoff in der Hitze bis zur Sättigung und lässt die Lösung abkühlen. Der Stoff kristallisiert rein aus, die geringen Mengen an Verunreinigungen bleiben in der Mutterlauge gelöst.
Das gelingt nur bei deutlich temperaturabhängiger Löslichkeit. Nur dann gibt die abkühlende Lösung viel Substanz ab. Bei NaCl ist die Löslichkeit dagegen nahezu temperaturunabhängig. In 100 g Wasser lösen sich bei 0 °C etwa 36 g, bei 100 °C knapp 40 g. NaCl ist in heißem Wasser also gut löslich, aber kaum besser als in kaltem. Ganz anders Kaliumnitrat: Seine Kurve steigt von etwa 13 g auf über 240 g.
Die Folge: NaCl lässt sich nicht durch Umkristallisieren aus Wasser reinigen. Auch anhaftendes KCl wird man so nicht los. Beim Abkühlen fiele kaum Salz aus. Verdampft man stattdessen das Wasser, kristallisieren die Begleitsalze mit.
Fällung mit Chlorwasserstoff
Reines NaCl gewinnt man chemisch. Man leitet Chlorwasserstoff in eine kalte, gesättigte Kochsalzlösung. Das erhöht die Chloridkonzentration stark. Das Massenwirkungsgesetz gilt auch für diese Lösung, also verschiebt sich das Lösungsgleichgewicht nach links:
\[\ce{NaCl(s) <=> Na+(aq) + Cl-(aq)}\]
Das Ionenprodukt \(c(\ce{Na+}) \cdot c(\ce{Cl-})\) überschreitet das Löslichkeitsprodukt, und sehr reines NaCl fällt aus. Die Kalium-Ionen bleiben gelöst, weil ihre Konzentration klein ist und KCl ungesättigt vorliegt.
Löslichkeit und Soda
Die meisten Alkalisalze lösen sich gut in Wasser. Die einfach geladenen Kationen bauen nur moderate Gitterenergien auf, und die Hydratation der Ionen gleicht sie leicht aus. Eine Ausnahme bildet \(\ce{CsClO4}\): Große Kationen mit großen, einfach geladenen Anionen werden schwach hydratisiert und bleiben im Gitter. Die Besonderheiten des Lithiums behandelt Lithium.
| Salz | Löslichkeit in Wasser |
|---|---|
| \(\ce{Na2CO3}\), \(\ce{Na3PO4}\) | gut |
| KBr, \(\ce{K2S}\) | gut |
| \(\ce{K2SO4}\), \(\ce{Rb2SO4}\) | löslich |
| \(\ce{CsClO4}\) | schwer löslich |
Soda und Natriumhydrogencarbonat
Soda ist Natriumcarbonat \(\ce{Na2CO3}\). In Wasser dissoziiert es vollständig:
\[\ce{Na2CO3 -> 2 Na+ + CO3^2-}\]
Eine Sodalösung enthält also \(\ce{Na+}\)- und \(\ce{CO3^2-}\)-Ionen. Kalium- oder Sulfat-Ionen gehören nicht zum Salz und kommen darin nur als Verunreinigung vor.
Natriumhydrogencarbonat ist relativ schwer löslich. Leitet man \(\ce{CO2}\) in eine konzentrierte ammoniakalische Kochsalzlösung, fällt es aus:
\[\ce{NaCl + NH3 + CO2 + H2O -> NaHCO3 v + NH4Cl}\]
Beim Erhitzen zerfällt es zu Soda, Kohlenstoffdioxid und Wasser:
\[\ce{2 NaHCO3 -> Na2CO3 + CO2 ^ + H2O}\]
Im analytischen Sodaauszug dient Soda als Reagenz, nicht das Hydrogencarbonat. Mehr zu beiden Anionen steht unter Carbonate und Hydrogencarbonate.
Trivialnamen und Flammenfärbung
Zwei Natriumsalze tragen bekannte Trivialnamen. Glaubersalz ist Natriumsulfat-Decahydrat \(\ce{Na2SO4 * 10 H2O}\), also ein Sulfat mit Kristallwasser. Chilesalpeter ist Natriumnitrat \(\ce{NaNO3}\). Salpeter ist damit ein Salz der Salpetersäure und anders als manche Mineralnamen kein Oxid.
Alkalimetallverbindungen färben die nichtleuchtende Bunsenbrennerflamme charakteristisch. Die Hitze regt Elektronen an, die beim Zurückfallen Licht bestimmter Wellenlänge aussenden. Die Physik dahinter erklärt Angeregte Zustände.
| Element | Flammenfarbe |
|---|---|
| Lithium | rot (karminrot) |
| Natrium | gelb |
| Kalium | violett |
Schon Spuren von Natrium färben die Flamme intensiv gelb und überstrahlen das schwache Kaliumviolett. Durch Cobaltglas betrachtet wird das Gelb absorbiert, und das Violett wird sichtbar.
Quiz
Aussage 1
Im Steinsalzgitter hat jedes \(\ce{Na+}\)-Ion sechs \(\ce{Cl-}\)-Ionen als nächste Nachbarn, die einen Oktaeder bilden.
Die Koordinationszahl im Steinsalzgitter ist für beide Ionensorten 6, die Anordnung oktaedrisch.
Aussage 2
Leitet man Chlorwasserstoff in eine kalte, gesättigte Kochsalzlösung ein, scheidet sich sehr reines Natriumchlorid ab.
Die erhöhte Chloridkonzentration lässt das Ionenprodukt das Löslichkeitsprodukt überschreiten, NaCl fällt aus.
Aussage 3
Natriumiodid besitzt eine höhere Gitterenergie als Natriumfluorid.
Umgekehrt: Das große Iodid-Ion vergrößert den Ionenabstand, die Gitterenergie sinkt von NaF zu NaI.
Aussage 4
Kaliumsalze färben die nichtleuchtende Bunsenbrennerflamme rot.
Kalium färbt die Flamme violett; rot färbt Lithium, Natrium färbt gelb.
Aussage 5
Kochsalz lässt sich gut aus Wasser umkristallisieren, da es sich in siedendem Wasser wesentlich besser löst als in kaltem.
Die Löslichkeit von NaCl ist nahezu temperaturunabhängig (etwa 36 g bei 0 °C, knapp 40 g bei 100 °C je 100 g Wasser), deshalb gelingt das Umkristallisieren nicht.
Aussage 6
Beim Erhitzen von Natriumhydrogencarbonat bleibt Natriumcarbonat zurück, während Kohlenstoffdioxid und Wasser entweichen.
Es gilt \(\ce{2 NaHCO3 -> Na2CO3 + CO2 + H2O}\).
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