Die Ionenwanderung im elektrischen Feld

Salze sind aus positiv geladenen Kationen und negativ geladenen Anion aufgebaut. Wie alle geladenen Teilchen “bewegen” sich auch die Ionen im elektrischen Feld. Diese “Bewegung” von Ionen im elektrischen Feld wird auch als Ionenwanderung bezeichnet. Da ein elektrisches Feld “gerichtet” ist, ist die Ionenwanderung ebenfalls eine gerichtete Bewegung von Ionen. Die Ionenwanderung beruht dabei auf dem Coulombschen Gesetz, daher wandern die negativ geladenen Anionen zur positiv geladenen Anode und die positiven Kationen wandern zur Kathode.

Erzeugung einer Ionenwanderung

Im ersten Schritt lösen wir ein Salz in einem Lösungsmittel (bevorzugt Wasser). Anschließend fügt man in diese Lösung zwei (gleiche) Metallbleche. An diese Metallbleche schließt man eine Spannungsquelle (Gleichstrom) an. Legt man nun die Gleichspannung an, “bilden” sich aus dem Metallblech und der Lösung eine sogenannte Elektrode (näheres hierzu: siehe entsprechende Kapitel der Elektrochemie).  Durch die Gleichspannung entsteht eine positiv geladene Elektrode, die sogenannte Anode, und eine negative geladene Elektrode, die sogenannte Kathode. Zwischen diesen beiden Elektroden, der Anode und der Kathode bildet sich ein elektrisches Feld aus. Wie aus dem Fach Physik bekannt, wirken in einem elektrischen Feld Kräfte auf geladene Teilchen, wobei zwischen entgegengesetzten Ladungen Anziehungskräfte ausgebildet werden. Daher werden die positiv geladenen Kationen von der negativ geladenen Kathode angezogen und die negativ geladenen Anionen von der positiv geladenen Anode angezogen.

Nachweis der Ionenwanderung

Der Nachweis der Ionenwanderung erfolgt analog wie vorher beschrieben. Dazu benötigen wir einen Objektträger (ein normales, das gewöhnlich für die Mikroskopie eingesetzt wird), ein Filterpapier (auf die Größe des Objektträgers zurechtgeschnitte), Krokodilklemmen, Kabel, eine Spannungsquelle (20 bis 30 Volt) und die entsprechenden Chemikalien bzw. Verbrauchsmaterial

Das Filterpapier wird mit einer Kaliumchlorid oder Kaliumnitratlösung getränkt. Dieses Filterpapier wird auf dem Objektträger fixiert und an beiden Enden werden dünne Metallstreifen (am besten Kupferblech) angebracht. Damit bilden wir ein gleichmäßiges elektrisches Feld aus. An diese beiden Metallstreifen werden die Krokodilklemmen befestigt, die über ein Kabel mit der Gleichspannungsquelle verbunden ist.

Nun bereiten wir die Lösung vor, die wir untersuchen wollen. Diese Lösung enthält Kupfersulfat und Kaliumpermanganat in wässriger ammoniakalischer Lösung. Nun nehmen wir diese Lösung und tropfen anschließend auf die Mitte das Filterpapier (Hinweis: der Objektträger muss waagrecht liegen, sonst funktioniert die Ionenwanderung nicht richtig).  Nun legen wir eine Gleichspannung an (20 bis 30 Volt). Nach einiger Zeit beobachten wir, wie die blauen, positiv geladenen Kupferionen (Hinweis: es bildet sich ein Kupfertetramminkomplex [Cu(NH3)4]2+)]) zur negativ geladenen Kathode wandern. Die violett negativ geladenen Permanganationen wandern zur positiv geladenen Anode.

Hinweis:  Im Rahmen einer Vereinfachung wird oft als zu untersuchendes Reagenz nur “Kaliumpermanganat” verwendet. Dabei wird ein kleiner Kristall von Kaliumpermanganat auf die Mitte der Filterpapiers gegeben und mit etwas Kaliumchlorid- oder Kaliumnitratlösung betropft. Legt man nun eine Gleichspannung an, beobachtet man, wie die violetten, negativ geladenen Permanganationen zur positiv geladenen Anode wandern.

Mit diesem Versuch kann man auf einfache Weise zeigen, dass Salze aus Ionen aufgebaut sind und das diese Ionen elektrisch geladen sind. Weiterhin kann man zeigen, dass (aufgrund der physikalischen Grundgesetze der Elektrizitätslehrer) Ionen als geladene Teilchen im elektrischen Feld wandern(entsprechend ihrer Ladung). Die Wanderung der Ionen im elektrischen Feld erfolgt zu den entgegengesetzt geladenen Polen. Als Salze werden oft Kaliumchlorid, Kaliumsulfat, Kupfersulfat und Kaliumpermanganat verwendet, da die entsprechenden Gegenionen (K+ bzw. Cl, SO42-) farblos sind bzw. keine farbigen Verbindungen bilden. Daher werden diese Ionen auch nicht im Experiment beobachtet.

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Anorganische Chemie