Fällungsreaktion in Natur und Technik

Fällungsreaktion
Einstieg
Die auf Seite2 „Fällungsreaktionen in Natur und Technik“ aufgelisteten Beispiele sind
als Kopiervorlage für eine Overheadfolie gedacht Sie ist gedacht als
� Einstiegshilfe in das Thema „Fällungsreaktionen“ (Wo spielen Fällungsreaktionen
überall eine Rolle?)
Und (oder)
� Anregung für eigenständige Arbeiten der SchülerInnen zum Thema
„Fällungsreaktionen“ am Ende der Unterrichtssequenz.
Praktische Phase 1
Laut Arbeitsblatt Teil A;
Informationen zu den ausgegebenen Salzen am Ende des Dokuments
Erarbeitungsphase 1
Im Klassenverband sollen nun die Begriffe Löslichkeit und Löslichkeitsprodukt erarbeitet
werden => siehe Folien.
Praktische Phase + Erarbeitungsphase 2
laut Arbeitsblatt Teil B a) + b)
Erarbeitung des Begriffs Fällungsreaktionen (Lehrervortrag)
Nun sollen die SchülerInnen die Reaktionsgleichungen für ihre Fällungsreaktionen
formulieren (Arbeitsblatt Teil B c))
Portfolio
Der Arbeitsauftrag könnte lauten:
Zeige an einem Beispiel deiner Wahl, dass du die Begriffe „Löslichkeit“ und
„Fällungsreaktionen“ verstanden und anwenden kannst.
� Recherchiere dazu in Büchern und im Internet.
� Plane ein dazu passendes Experiment, führe es durch und werte es aus.
� Formuliere für mindestens einen dabei stattfindenden Löse- oder Fällungsvorgang
ein Reaktionsgleichung.
� Gib die Löslichkeit/ das Löslichkeitsprodukt eines dabei entstandenen Salzes an.
� ....
Mögliche Themen auf Seite 2 /siehe oben).
R.Steininger; 2004 1

Fällungsreaktion in Natur und Technik
Abwasserreinigung (Phosphatfällung)
Entstehung von Nierenstein (Oxalat)
Bariumsulfat als Kontrastmittel bei
Röntgenaufnahmen
Wechselwirkungen eines Calcium-Präparats
(„Beipackzettel“)
Nachweis von Unterschieden zwischen
verschiedenen Mineralwässern
Bildung von Kesselstein
Kalkverwitterung
Herstellung anorganische Pigmente
Gewinnung von Kochsalz
Gewinnung von Aluminium
R.Steininger; 2004 2

Arbeitsblatt zum Thema Löslichkeit von Salzen und Fällungsreaktionen
Teil A: Löslichkeit von Salzen
1. Wiederholt mündlich:
Was versteht man unter einer gesättigten Lösung?
Wovon hängt die Löslichkeit eines Salzes ab?
2. Eure Eprouvette enthält ca. 1 g eines Salzes. Versucht das Salz in ca. 5 ml deionisiertem
Wasser zu lösen.
a) Notiert eure Beobachtungen:
b) Stellt eine Vermutung auf bzw. gebt eine Erklärung (Hinweise findet ihr in Abb. 59.2 im
Buch):
c) Schreibt die Gleichung für den Lösevorgang eures Salzes an:
Teil B: Fällungsreaktionen
1. Hat sich das Salz nicht zur Gänze aufgelöst, so filtriert die Lösung. Sammelt dabei
das Filtrat in der kurzen Eprouvette
2. Füllt je 1/3 der klaren Lösung in die zwei verbliebenen großen Eprouvetten (Rest-
Drittel als „Reserve“)
3. Versetzt die Lösung in der einen Eprouvette mit Bariumchlorid-Lösung BaCl2 (aq), die
in der anderen mit Silbernitrat-Lösung AgNO3 (aq)
a) Notiert eure Beobachtungen.
b) Stellt eine Vermutung auf bzw. gebt eine Erklärung:
c) Formuliert die Gleichungen für die Fällungsreaktionen.
R.Steininger; 2004 3

Informationen zu den ausgegebenen Salzen
Calciumhydroxid
Ca(OH)2, MG. 74,10. Farblose Krist. od. pulverige Masse, D. 2,08–2,30, in Wasser mit
alkal. Reaktion (pH der gesätt. wäss. Lsg. 12,4) u. bitterem, laugigem Geschmack
etwas lösl., besser in Glycerin u. Zuckerlsg., in org. Lsgm. sonst nicht löslich. C. reizt
Haut u. Schleimhäute.
Calciumsulfat
Calciumsulfat
CaSO4, MG. 136,14. Farblose Krist. od. weißes Pulver. Kommt in der Natur in
wasserfreier Form als Anhydrit u. als Dihydrat (Gips, Selenit) vor, Löslichkeit in Wasser
2,7–8,8 g/l (je nach Modif.). C. ist von enormer Bedeutung vor allem in der
Bauwirtschaft
Blei(II)-chlorid,
Xn, PbCl2, MG. 278,12. Farblose, giftige Krist., D. 5,85 Schmp. 501°, Sdp. 950°, in
kaltem Wasser wenig, in heißem Wasser besser, aufgrund der Bildung von
Doppelsalzen in wäss. Lsg. von NH4Cl u. NH4NO3 gut löslich.
Kupfer(II)-sulfat
CuSO4, MG. 159,60. Wasserfrei ganz farblose Krist., D. 3,603. K. bildet ein
Pentahydrat CuSO4·5H2O, MG. 249,68, das auch als Kupfervitriol (Blauer Vitriol,
Blaustein) bezeichnet wird. Durchsichtige, große, lasurblaue, trikline, ziemlich
beständige Krist., D. 2,284. Beim Erhitzen verliert das 5-Hydrat stufenweise sein Krist.-
Wasser, s. Hydrate, der Vorgang ist umkehrbar (Hydratation). Neben den genannten
bildet K. noch verschiedene andere dunkel- bis blaßblaue Hydrate, so z.B.
CuSO4·9H2O (nur unterhalb –20° beständig) u. CuSO4·6H2O. Bei starkem Erhitzen
zerfällt das entwässerte CuSO4 in Kupferoxid, Schwefeldioxid u. Sauerstoff. In Wasser
ist das Pentahydrat leicht lösl., zumal bei erhöhter Temp.: Bei 100° lösen sich 2032 g,
bei 20° 423 g im Liter Wasser. Die wäss. Lsg. reagiert stark sauer, hat einen
widerwärtigen, metall. Geschmack u. wirkt als Emetikum, s.a. Kupfer.
Natriumcarbonat
Na2CO3, MG. 105,99. Im folgenden wird neben N. auch der histor. Name Soda benutzt
(das od. die S., Herkunft unklar, möglicherweise von arab.: suwwâd = Salzpflanzen-
Asche). Kristallwasserfreies N. (auch calcinierte Soda od. Ammoniaksoda genannt)
bildet ein weißes, auf Haut u. Schleimhäute reizend wirkendes Plv., D. 2,532, wobei
man zwischen leichter calcinierter Soda mit einem Schüttgew. von 0,5–0,55 kg/l u.
schwerer calcinierter Soda mit 1,0–1,1 kg/l unterscheidet, Schmp. 854°, stark hygr. u.
kann in feuchten Räumen bis zu 10% Wasser binden, ohne feucht auszusehen. Man
löst N. am leichtesten durch Einrühren in heißes Wasser, 100 g H2O lösen bei 0° 7,1 g,
bei 10° 12 g, bei 20° 21,7 g, bei 30° 37,2 g u. bei 100° 45,5 g Na2CO3. Die wäss. Lsg.
reagiert stark alkal. (pH 11,6). N
R.Steininger; 2004 4

Kaliumnitrat
KNO3, MG. 101,11. Farblose, wasserfreie Krist. od. weißes, trockenes, luftbeständiges
Plv., D. 2,109, Schmp. 334°, bei 400° Zersetzung. K. ist unlösl. in Alkohol, sehr leicht
lösl. in Wasser (unter starker Abkühlung): je 100 g Wasser lösen bei 0° 13 g, bei 100°
246 g; die kühlend bitter schmeckende Lsg. reagiert neutral. Bei 129° geht die rhomb.
Modif. in die trigonale über. K. gibt bei Rotglut Sauerstoff ab u. oxidiert bei höherer
Temp. org. Verb., Kohle, Schwefel usw. rasch unter explosionsartigen Erscheinungen.
In der Natur kommt K. als Kalisalpeter in z.T. größeren Lagern vor.
Herst.: Bis gegen 1400 nach unserer Zeitrechnung reichten die kleinen, aus Indien u.
China („Chinesischer Schnee“) bezogenen, natürlich vorkommenden Kalisalpeter-
Mengen aus, um den Bedarf der Schießplv.-Werkstätten zu decken; später beutete man
auch die kleineren Salpeter-Lager in Ungarn, Galizien, Südrußland u. Spanien aus.
Etwa vom 16.Jh. bis 1820 wurde der Kalisalpeter in den Salpeter-armen Ländern (bes.
in Deutschland u. Frankreich) in sog. Salpeter-Plantagen gewonnen, s. Calciumnitrat.
Etwa von 1820 an wurde in größerem Umfang Chilesalpeter eingeführt, der sich wegen
seiner hygr. Eig. freilich nicht gut zur Schwarzpulver-Fabrikation eignete. Man brachte
daher zu heißgesätt. Chilesalpeter-Lsg. etwa äquivalente Mengen Kaliumchlorid, wobei
das in der Hitze schwächer lösl. Kochsalz ausfiel u. K. aus der filtrierten, abgekühlten
Lsg. auskrist. Je 100 g Wasser lösen bei 100° 175 g Natriumnitrat bzw. 246 g
Kaliumnitrat, aber nur 56,6 g Kaliumchlorid bzw. 39,1 g Natriumchlorid; bei 0° lösen je
100 g Wasser dagegen 73 g Natriumnitrat, 28,5 g Kaliumchlorid, 35,6 g Natriumchlorid
u. nur 13 g Kaliumnitrat, weshalb letzteres bei geeigneter Temp. ziemlich rein auskrist.
Dieser Vorgang wird als Konversion, das hierbei gewonnene K. als Konversions-
Salpeter bezeichnet. Heute wird K. techn. v.a. durch doppelte Umsetzung von Nitraten
mit KCl od. K2SO4 hergestellt. Auch durch Einwirkung von Salpetersäure auf Kalium-
Salze ist K. zugänglich, wobei man zur Gewinnung prinzipiell auch von Meerwasser
ausgehen kann (Kjelland-Verf.).
Verw.: Zur Herst. von Schwarzplv., Feuerwerkskörpern, Leuchtsätzen,
Kältemischungen,
Natriumchlorid
NaCl, MG. 58,45; im folgenden u. in anderen Stichwörtern werden neben N. auch die
histor. Namen „Kochsalz“ u. „Steinsalz“ (s. unten) benutzt. Chem. reines NaCl krist. aus
wäss. Lsg. in farblosen Würfeln, die oft treppenförmig zu innen hohlen Pyramiden
anwachsen; gelegentlich finden sich auch Oktaeder od. Dodekaeder, D. 2,164, H. 2,5,
Schmp. 801°, Sdp. 1440°; die Dampfdichte entspr. der Formel NaCl. NaCl ist nicht hygr.
Im Kristallgitter wechseln Na- u. Cl-Ionen regelmäßig miteinander ab, s.
Kristallstrukturen, S. 2378. Während des Auskrist. können in Lücken des Krist. kleine
Wassermengen eingeschlossen werden; diese verdampfen beim Erwärmen u. bewirken
ein Zerplatzen der Krist. (Dekrepitieren), wobei ein Knistern hörbar wird. Auch
Einschlüsse von Gasen (Kohlendioxid, Schwefelwasserstoff, Methan u.a.) sind möglich
(Knistersalz). Blaues Steinsalz entsteht durch Einwirkung radioakt. Strahlung
(Farbzentren). Je 100 g Wasser lösen bei 0° 35,6 g, bei 20° 35,8 g u. bei 100° 39,2 g
reines NaCl auf; die gesätt. wäss. Lsg. siedet bei 107,7°;
Quelle: CD Römpp Chemie Lexikon – Version 1.0, Stuttgart/New York: Georg Thieme
Verlag 1995
R.Steininger; 2004 5