Natriumchlorid.

Du kennst diesen Stoff garantiert, denn ohne ihn würden viele Speisen fade schmecken oder andere wiederum verderben. Kochsalz ist aber auch in geringen Mengen notwendig, damit die Erregungsleitung in unserem Nervensystem funktioniert.

Eigenschaften von Natriumchlorid
  • Name des festen Stoffes → Natriumchlorid
  • englischer Name → sodium chloride
  • Trivialname → Kochsalz
  • Eigenschaften von festem Natriumchlorid bei 20°C weiß, fest, kristallin, spröde, geruchlos, gut wasserlöslich, hohe Siede- und Schmelztemperatur [TSchmelz= 801°C, TSiede= 1465°C], Dichte ρ = 2,16 g/cm3; wässrige Lösung leitet elektrischen Strom [Feststoff aber nicht]
  • Aufbewahrung von kristallinen Natriumchlorid gut verschlossen, da es leicht feucht und hart wird
    Tipp: Wenn Du ein paar Reiskörner mit in den Salzstreuer gibst, wird das Kochsalz nicht so schnell hart und bleibt streufähig.
Bau und Formel von Natriumchlorid
  • Beschreibung → festes Natriumchlorid besteht aus Ionen [ist also eine Ionensubstanz], die regelmäßig zu Ionenkristallen angeordnet sind; darin sind im Verhältnis 1:1 Natriumionen Na+ und Chloridionen Cl- miteinander verbunden; die Ionen sind durch Ionenbindung miteinander verbunden, die auf starken Anziehungskräften zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen beruht; räumlich gesehen ist jedes Natriumion von 6 Chloridionen umgeben und umgekehrt [zum Vergrößern Bild anklicken]
  • Verhältnisformel → NaCl
    chemisches Zeichen für eine Elementargruppe [Baueinheit] Natriumchlorid; diese besteht aus Natrium- und Chloridionen im Verhältnis 1:1 [bedingt durch die gleiche Ladungsanzahl der beiden Ionensorten]
Die Dissoziation von Natriumchlorid in Wasser
  • Grundvorgang → löst man festes Natriumchlorid in Wasser, so zerfallen die Ionenkristalle in frei bewegliche Ionen [die Ionen werden von Wassermolekülen umgeben (hydratisierte Ionen); somit ist die Ionenbindung überwunden und die Ionen können sich frei bewegen]
  • Dissoziation → chemische Reaktion, bei der unter Einfluss von Wassermolekülen frei bewegliche Ionen entstehen [Ursache der elektrischen Leitfähigkeit der Lösung]; Rückreaktion: Kristallisation
  • Hydratisierung → Wassermoleküle umschließen entsprechend ihrer entgegengesetzten Ladungsschwerpunkte jedes Ion [die Dipolmoleküle des Wassers docken mit den positiven Ladungsschwerpunkt an negativ geladene Ionen und mit dem negativen Ladungsschwerpunkt an positiv geladene Ionen an]; dadurch wird die Ionenbindung überwunden]
  • Dissoziationsgleichung → Jeweils eine Elementargruppe [Baueinheit] Natriumchlorid dissoziiert in ein positiv geladenes Natriumion und ein negativ geladenes Chloridion
    NaCl Na+ + Cl- ; ΔH = +4 kJ/mol [bei 25°C]
  • elektrische Leitfähigkeit → wässrige Lösung leitet den elektrischen Strom infolge frei beweglicher Ionen [frei bewegliche Ladungsträger]
    festes Natriumchlorid leitet den Strom aber nicht, da die Ionen gebunden [nicht frei beweglich] sind
  • Reaktionswärme → die Dissoziation ist leicht endotherm [die Lösung wird beim Lösen etwas kälter]; dies nutzt man bei der Herstellung von Kältemischungen; Beispiel: 100 g Eis und 23 g NaCl ergeben eine Temperatur von -21°C
  • salzartige Stoffe → Stoffe, die in wässriger Lösung in frei bewegliche elektrisch positiv geladene Metallionen und elektrisch negativ geladene Säurerestionen dissoziieren [frei bewegliche, elektrisch geladene Ionen in der wässrigen Lösung verursachten deren elektrische Leitfähigkeit]; salzartige Stoffe sind u.a. Salze im engeren Sinne wie z.B. Metallchloride [siehe Natriumchlorid], Metallbromide und -iodide, Sulfate, Carbonate, Nitrate, Phosphate, Acetate, außerdem Metalloxide oder -sulfide
Nachweis von Natriumchlorid
  • Nachweis von Chlorid-Ionen → weißer Niederschlag [bestehend aus schwer löslichen Silberchlorid AgCl] bei Zugabe von Silbernitratlösung zu Natriumchloridlösung
    Ag+ + Cl- AgCl
  • Nachweis des Elements Natrium → Magnesia-Stäbchen in der Brennerflamme ausglühen, erkalten lassen, dann in destilliertes Wasser tauchen, wenige Kristalle Natriumchlorid anhaften lassen und wieder in die Flamme bringen [Brenner etwas schräg halten, so dass keine Kristalle hinein fallen]; Ergebnis: gelbe Flammenfärbung
Vorkommen sowie Gewinnung von Natriumchlorid
  • natürliche Vorkommen → z.B. im Meereswasser [Meersalz], unterirdische Salzvorkommen [Steinsalz]
  • Salzgehalt der Gewässer → Meereswasser durchschnittlich 3,5%, Ostsee 1,5%, Nordsee 3%, Mittelmeer 3,8% und Totes Meer 28%
  • Ursprung des Meeressalzes → durch Gesteinsverwitterung entstanden, z.T. auch über Fließgewässer und Grundwasser ins Meer gespült
  • Gewinnung von Meersalz → in Salinen zum Auskristallisieren von Meereswasser in Salzgärten [dazu wird Meereswasser in küstennahen Gebieten in flache Seen geleitet und man lässt das Wasser es durch die Sonne verdunsten]
  • Fleur de Sel [Salzblume] teuerstes Meeressalz, das nur an heißen, windstillen Tagen als hauchdünne Schicht an der Wasseroberfläche gebildet und in Handarbeit mit einer Holzschaufel abgeschöpft wird
  • Entstehung von Steinsalzlagerstätten → flache Meeresgebiete wurden erdgeschichtlich durch Erhebungen vom Meer getrennt; durch Verdunstung sanken die Mineralsalze zu Boden [NaCl gelangte in untere Schichten]; darauf lagerten sich Calciumcarbonat- [Kalkstein, siehe Muschelgehäuse u.ä.] und Calciumsulfatschichten [Gips] ab; ist die Senke trocken, so lagerten sich Sand, Staub etc. ab, wobei Ton-Mineralien eine wasserundurchlässige Schicht bildeten
  • Gewinnung von Steinsalz → Abbau im Salzbergwerk und anschließend Auskristallisieren von Steinsalzlösung [Sole]
  • Zusammensetzung von Speisesalz → durchschnittlich: Chloridgehalt 60 %, Natriumgehalt 39 %, weiterhin Calcium 0,25 %, Phosphor 0,15 %, Magnesium 0,12 %, Schwefel 0,02 %, Kalium 0,01 %.
    Hinweis: Es gibt auch sehr preisgünstiges Tafelsalz, das 100% Natriumchlorid enthält, das überwiegend chemisch gewonnen wurde.
  • Himalaya-Salz → rosa-getöntes Speisesalz [verursacht durch Eisenoxide], meist aus Pakistan stammend; enthält n eben NaCl noch 7-8 weitere Salze
Darstellung von Natriumchloridlösung durch Neutralisation
  • Darstellung von Natriumchloridlösung durch Neutralisation → durch Reaktion von verdünnter Salzsäure [Chlorwasserstoffsäure] mit Natriumhydroxidlösung [Natronlauge] ...
    Salzsäure + Natronlauge → Natriumchloridlösung + Wasser ; exotherm
    HCl + NaOHNaCl + H2O ; ΔH = -56 kJ/mol
  • Durchführung → dazu versetzt man z.B. in einem Erlenmeyerkolben Salzsäurelösung mit Universalindikator [Rotfärbung]; nun tropft man Natronlauge unter Schütteln hinzu, bis eine Grünfärbung die Neutralität der Lösung andeutet; bei Eindampfen eines Teils der Lösung werden Salzkristalle sichtbar [die aber vom Indikator verunreinigt sind] - reines Natriumchlorid erhält man, wenn man auf den Indikator verzichtet und den pH-Wert mittels Messgerät beobachtet
Synthese von Natriumchlorid aus den Elementsubstanzen
  • Synthese → durch Reaktion von Natrium mit Chlor
  • Reaktionsgleichung ↓
    2 Na + Cl22 NaCl ; ΔH = -411 kJ/mol
  • Beobachtungen → leitet man unter Einhaltung aller Vorsichtsmaßnahmen über erhitztes Natrium gasförmiges Chlor [sehr giftig], bildet sich ein weißer Rauch, der aus feinen Salzkristallen von Natriumchlorid gebildet wird
Einige Reaktionen von Natriumchlorid
  • Reaktion mit Silbernitratlösung → eine Fällungsreaktion, die z.B. zum Nachweis der Chloridionen durchgeführt wird, wobei weißes, schwer lösliches Silberchlorid AgCl als Niederschlag ausfällt
    Reaktionsgleichung: AgNO3 + NaClAgCl + NaNO3
    Ionengleichung: Ag+ + NO3- + Na+ + Cl- AgCl + Na+ + NO3-
    verkürzte Ionengleichung: Ag+ + Cl- AgCl
  • Reaktion mit Schwefelsäure → zur Erzeugung von Chlorwasserstoff [Hydrogenchlorid, gasförmig] in der Experimentalchemie
    Reaktionsgleichung: 2 NaCl + H2SO42 HCl + Na2SO4
Verwendung und Bedeutung von Natriumchlorid
  • Verwendung von Natriumchlorid z.B. Speisesalz [Würzmittel], Konservierungsmittel [z.B. Einsalzen von Fisch oder Fleisch], physiologische Kochsalzlösung [0,9%ig] bei Blutverlusten, Kältemischung
    [Eis : NaCl = 3 : 1; T
    emperatur sinkt auf bis zu - 21°C], Herstellung von Natronlauge und Chlor [Alkalichloridelektrolyse siehe auch auf der Seite Natriumhydroxid] etc.
  • Bedeutung von Natriumchlorid → in Lebewesen z.B. für die Erregungsleitung über die Nerven
  • Natriumchlorid und Gesundheit ein bisschen Salz ist sogar lebenswichtig; täglich sollte ein gesunder Erwachsener mit mittlerer Belastung etwa 2-3 g Kochsalz zu sich nehmen [etwa ein gestrichener Teelöffel; Sportler ein wenig mehr], um den Verlust durch Schwitzen und Ausscheidung auszugleichen, aber nicht wesentlich mehr, da sonst Herz-Kreislauf-Erkrankungen [Bluthochdruck, Arterienverkalkung etc.], Osteoporose, Krebs etc. begünstigt werden und der Körperflüssigkeits-Haushalt durcheinander gerät; deshalb auch das versteckte Salz in Lebensmitteln [z.B. Brot, Wurst, Fertiggerichte] beachten!!!
    Der Grenzwert liegt bei etwa 6 g täglich [viele von uns nehmen aber mit etwa 10-15 g viel zu viel Kochsalz zu sich.]
Einige Fachbegriffe dieser Seite
  • Ionenbindung → Art der chemischen Bindung, die auf (elektrostatischen) Anziehungskräften zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen beruht
  • Ionensubstanz → Stoff, der aus Ionen besteht
  • Dissoziation [dissoziieren] → Zerfall von Stoffen in frei bewegliche Ionen durch Einwirkung von Wassermolekülen; diese Eigenschaft besitzen insbesondere Säuren, Basen und Salze
    • Säure, hier Salzsäure HCl H+ + Cl-
      dabei entstehen immer Wasserstoffionen und je nach Säure verschiedene Säurerestionen
    • Metallhydroxid [Base], hier Lithiumhydroxid LiOH Li+ + OH-
      dabei entstehen Metallionen und in jedem Fall Hydroxidionen
    • Salz [salzartiger Stoff], hier Kaliumbromid KBr K+ + Br-
      dabei entstehen Metallionen und Säurerestionen
  • Base [nach BRÖNSTED] Teilchen, die Protonen H+ aufnehmen können [Protonenakzeptoren]
  • Reaktionswärme exotherm [Abgabe von Wärmeenergie] ΔH = -n kJ/mol [bzw. Q = -n kJ/mol]; endotherm [Aufnahme von Wärmeenergie] ΔH = +n kJ/mol [bzw. Q = +n kJ/mol]; oft auch mit Q statt ΔH angegeben (Q für Wärmemenge); Schreibweise der Einheit kJ/mol auch als kJ · mol-1 möglich; n o.a. Buachstabe als Variable für beliebige Zahlenangabe
    Bei umkehrbaren Reaktionen gilt die Angabe für die Hinreaktion [für die Rückreaktion dann das Gegenteil]!
  • umkehrbare Reaktion → Einstellung eines chemischen Gleichgewichts zwischen Hin- und Rückreaktion; gekennzeichnet mit einem Doppelpfeil [mehr]
  • Kation → positiv geladenes Ion
  • Anion → negativ geladenes Ion
  • Kältemischung → Mischung aus Wasser-Eis u.a. bestimmten Stoffen [verschiedene Salze, Alkohol, Aceton u.a.] in festgelegtem Verhältnis, so dass die normale Umgebungstemperatur des Eises noch weiter gesenkt wird Beispiel: 100 g Eis und 23 g Natriumchlorid ergeben über einige Zeit lang eine Temperatur von -21°C [100 g Eis mit 14 g Magnesiumchlorid sogar bis -34°C]; Anwendung z.B. für Kühlzwecke im Labor
  • Fällungsreaktion → chemische Reaktion, bei der in wässriger Lösung aus frei beweglichen Ionen Ionenkristalle eines schwer löslichen Salzes entstehen, die als Niederschlag ausfallen
  • salzartige Stoffe [Salze] → Stoffe, die in wässriger Lösung in frei bewegliche elektrisch positiv geladene Metallionen und elektrisch negativ geladene Säurerestionen dissoziieren; salzartige Stoffe sind u.a. Salze im engeren Sinne wie z.B. Metallchloride [siehe Natriumchlorid], Metallbromide und -iodide, Sulfate, Carbonate, Nitrate, Phosphate, Acetate, außerdem Metalloxide oder -sulfide
Quellenangaben
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