Nachweis von Chlorid-Ionen und Flammenfärbung

Einstieg: Ist in diesem Wasser Kochsalz?

Auf einem Mineralwasser steht „natriumarm“, ein anderes wirbt mit viel Chlorid. Eine Wasserprobe aus einem Brunnen in Küstennähe soll auf Salz geprüft werden. Probieren ist im Labor verboten, und ein farbloses Wasser sieht wie das andere aus. Chemikerinnen und Chemiker nutzen deshalb Nachweisreaktionen: Reaktionen, die nur ein bestimmtes Ion zeigen, und zwar mit einer gut sichtbaren Beobachtung.

Erklärung: Nachweis von Halogenid-Ionen mit Silbernitrat

Gibt man zu einer Lösung mit Chlorid-Ionen einige Tropfen Silbernitratlösung, bildet sich sofort ein weißer, käsiger Niederschlag. Ein Niederschlag ist ein schwer löslicher Feststoff, der in einer Lösung entsteht. Hier ist es Silberchlorid:

$\mathrm{Ag^{+}} + \mathrm{Cl^{-}} \longrightarrow \mathrm{AgCl}$

Die Nitrat-Ionen und die Kationen der Probe, zum Beispiel Natrium-Ionen, nehmen an der Reaktion nicht teil. Man lässt sie in der Gleichung weg. Eine solche Gleichung heißt Ionengleichung.

Auch Bromid- und Iodid-Ionen geben einen Niederschlag, aber in anderer Farbe:

Ion in der Probe	Niederschlag	Farbe
Chlorid $\mathrm{Cl^{-}}$	Silberchlorid $\mathrm{AgCl}$	weiß
Bromid $\mathrm{Br^{-}}$	Silberbromid $\mathrm{AgBr}$	hellgelb
Iodid $\mathrm{I^{-}}$	Silberiodid $\mathrm{AgI}$	gelb

$\mathrm{Ag^{+}} + \mathrm{Br^{-}} \longrightarrow \mathrm{AgBr}$

$\mathrm{Ag^{+}} + \mathrm{I^{-}} \longrightarrow \mathrm{AgI}$

Silberchlorid färbt sich im Licht nach einiger Zeit grau-violett, weil sich etwas Silber bildet. Auf demselben Effekt beruhte früher die Fotografie mit Film.

Erklärung: Nachweis von Metall-Ionen durch Flammenfärbung

Viele Metall-Ionen färben die nicht leuchtende Brennerflamme charakteristisch:

Ion	Flammenfarbe
Natrium $\mathrm{Na^{+}}$	intensiv gelb
Kalium $\mathrm{K^{+}}$	fahlviolett (durch Cobaltglas betrachten)
Lithium $\mathrm{Li^{+}}$	karminrot
Calcium $\mathrm{Ca^{2+}}$	ziegelrot
Kupfer $\mathrm{Cu^{2+}}$	grün

Die Energie der Flamme hebt Elektronen kurz auf eine höhere Energiestufe. Fallen sie zurück, geben sie die Energie als Licht einer ganz bestimmten Farbe ab. Feuerwerk nutzt genau diesen Effekt.

Versuch: Ionen in Wasserproben nachweisen

Material: Reagenzgläser, Tropfpipette, Proben (destilliertes Wasser, Leitungswasser, Mineralwasser, Kochsalzlösung), verdünnte Silbernitratlösung aus einer Tropfflasche, Magnesiastäbchen, Gasbrenner, Schutzbrille, Einmalhandschuhe.

Durchführung: Fülle jede Probe etwa 2 cm hoch in ein Reagenzglas und gib 3 Tropfen Silbernitratlösung dazu. Halte für die Flammenfärbung ein ausgeglühtes, mit Probe benetztes Magnesiastäbchen in den Rand der rauschenden Flamme.

Sicherheit: Schutzbrille und Handschuhe. Silbernitratlösung reizt Haut und Augen, hinterlässt auf der Haut dunkle Flecken und ist sehr giftig für Wasserorganismen. Die Lehrkraft gibt sie nur tropfenweise aus. Alle Reste mit Silber kommen in den Sammelbehälter für Schwermetallabfälle, nie in den Ausguss.

Beobachtung (typisch): Destilliertes Wasser bleibt klar. Leitungswasser und Mineralwasser werden leicht trüb. Kochsalzlösung gibt einen dichten, weißen Niederschlag. Die Kochsalzprobe färbt die Flamme gelb.

Beispiele

Beispiel 1: Ergebnisse deuten

Die leichte Trübung im Leitungswasser zeigt: Es enthält wenig Chlorid-Ionen. Destilliertes Wasser enthält keine. In der Kochsalzlösung sind viele Chlorid-Ionen. Zusammen mit der gelben Flamme ist nachgewiesen, dass die Probe Natrium-Ionen und Chlorid-Ionen enthält, also Natriumchlorid gelöst ist.

Beispiel 2: Eine Blindprobe

Warum testet man auch destilliertes Wasser? Es dient als Blindprobe. Würde sich auch hier ein Niederschlag bilden, wären Reagenzglas, Pipette oder Silbernitratlösung verunreinigt, und das Ergebnis der anderen Proben wäre wertlos.

Merksatz

Nachweisreaktionen zeigen bestimmte Ionen durch eine gut sichtbare Beobachtung. Halogenid-Ionen bilden mit Silber-Ionen schwer lösliche Niederschläge: Silberchlorid weiß, Silberbromid hellgelb, Silberiodid gelb. Metall-Ionen erkennt man an der Flammenfärbung. Eine Blindprobe sichert das Ergebnis ab.

Übungen: Selbsttest zur ganzen Reihe

Grundlagen

1. Erkläre die Begriffe Kation, Anion und Ionengitter.
2. Stelle die Verhältnisformeln auf: Kaliumiodid, Calciumbromid, Aluminiumfluorid, Magnesiumnitrat.
3. Schreibe die Ionengleichung für den Nachweis von Bromid-Ionen.

Weiter

4. Eine Lösung gibt mit Silbernitrat einen weißen Niederschlag und färbt die Flamme fahlviolett (durch Cobaltglas). Welches Salz ist gelöst? Gib Name und Formel an.
5. Erkläre, warum geschmolzenes Kaliumchlorid den Strom leitet, festes aber nicht.
6. Stelle die Reaktionsgleichung für die Bildung von Calciumoxid aus den Elementen auf und gib die Teilgleichungen für Elektronenabgabe und -aufnahme an.

Knobeln

7. Eine Lösung enthält entweder Natriumchlorid oder Natriumiodid. Entwickle einen Plan, wie du das mit einem Versuch entscheidest, und beschreibe die erwartete Beobachtung für beide Fälle.
8. Lisa sagt: „Beim Lösen von Salz in Wasser reagiert das Salz mit dem Wasser zu Ionen.“ Beurteile die Aussage.

Lösungen

1. Kation: positiv geladenes Ion. Anion: negativ geladenes Ion. Ionengitter: regelmäßige dreidimensionale Anordnung von Kationen und Anionen, die durch Ionenbindung zusammengehalten werden.
2. $\mathrm{KI}$, $\mathrm{CaBr_{2}}$, $\mathrm{AlF_{3}}$, $\mathrm{Mg(NO_{3})_{2}}$.
3. $\mathrm{Ag^{+}} + \mathrm{Br^{-}} \longrightarrow \mathrm{AgBr}$
4. Weißer Niederschlag: Chlorid-Ionen. Violette Flamme: Kalium-Ionen. Gelöst ist Kaliumchlorid, $\mathrm{KCl}$.
5. In der Schmelze sind Kalium-Ionen und Chlorid-Ionen frei beweglich und können Ladung transportieren. Im festen Gitter sitzen sie auf festen Plätzen.
6. $2\,\mathrm{Ca} + \mathrm{O_{2}} \longrightarrow 2\,\mathrm{CaO}$. Elektronenabgabe: $\mathrm{Ca} \longrightarrow \mathrm{Ca^{2+}} + 2\,\mathrm{e^{-}}$. Elektronenaufnahme: $\mathrm{O_{2}} + 4\,\mathrm{e^{-}} \longrightarrow 2\,\mathrm{O^{2-}}$.
7. Einige Tropfen Silbernitratlösung zugeben. Weißer Niederschlag: Silberchlorid, also Natriumchlorid. Gelber Niederschlag: Silberiodid, also Natriumiodid. Als Vergleich kann man bekannte Lösungen beider Salze daneben testen.
8. Die Aussage ist ungenau. Die Ionen sind schon im festen Salz vorhanden, sie entstehen nicht erst beim Lösen. Beim Lösen werden sie aus dem Gitter gelöst und von Wassermolekülen umhüllt (Hydratation). Es entsteht kein neuer Stoff, beim Eindampfen erhält man das Salz zurück.