Eine Nachweisreaktion ist eine Reaktion, deren sichtbares Ergebnis nur ein bestimmtes Teilchen anzeigt. Du lernst zwei Arten kennen. Bei einer Fällungsreaktion entsteht aus gelösten Ionen ein schwer lösliches Salz, das als Feststoff ausfällt. Dieser Feststoff heißt Niederschlag. Bei einer Farbreaktion ändert sich eine Farbe.

Beispiel: Gibst du Silbernitrat-Lösung zu Kochsalz-Lösung, fällt ein weißer Niederschlag aus. In der Gleichung $\mathrm{NaCl} + \mathrm{AgNO_3} \rightarrow \mathrm{AgCl}\downarrow + \mathrm{NaNO_3}$ zeigt der Pfeil nach unten den Niederschlag. Wichtig sind nur die Ionen, die wirklich reagieren. Die Natrium- und Nitrat-Ionen bleiben gelöst. Die Ionengleichung lässt sie weg: $\mathrm{Ag^+} + \mathrm{Cl^-} \rightarrow \mathrm{AgCl}\downarrow$.

Halogenid-Ionen sind die Anionen der Halogene. Chlorid ($\mathrm{Cl^-}$), Bromid ($\mathrm{Br^-}$) und Iodid ($\mathrm{I^-}$) weist man mit Silbernitrat-Lösung nach (Silberfluorid ist löslich). Vorher säuert man die Probe mit verdünnter Salpetersäure an, damit Carbonat-Ionen nicht stören. Es entsteht ein Silberhalogenid: $\mathrm{Ag^+} + \mathrm{X^-} \rightarrow \mathrm{AgX}\downarrow$. Die Farbe verrät das Halogenid:

Sulfat-Ionen ($\mathrm{SO_4^{2-}}$) weist man mit Bariumchlorid-Lösung nach, ebenfalls nach dem Ansäuern, nun mit Salzsäure. Es fällt weißes Bariumsulfat aus: $\mathrm{Ba^{2+}} + \mathrm{SO_4^{2-}} \rightarrow \mathrm{BaSO_4}\downarrow$. Lösliche Bariumsalze sind giftig, deshalb gehört dieser Nachweis ins Labor. Das Bariumsulfat selbst ist so schwer löslich, dass es ungiftig ist.

Carbonat-Ionen ($\mathrm{CO_3^{2-}}$) weist man mit verdünnter Salzsäure nach. Die Probe schäumt auf, weil Kohlenstoffdioxid entsteht: $\mathrm{CO_3^{2-}} + 2\,\mathrm{H_3O^+} \rightarrow \mathrm{CO_2} + 3\,\mathrm{H_2O}$. Das Gas leitest du in Kalkwasser. Wird es milchig trüb, war es Kohlenstoffdioxid. So prüft man zum Beispiel Kalkstein oder Eierschalen.

Ammonium-Ionen ($\mathrm{NH_4^+}$) weist man mit Natronlauge nach. Beim Erwärmen entsteht Ammoniak: $\mathrm{NH_4^+} + \mathrm{OH^-} \rightarrow \mathrm{NH_3} + \mathrm{H_2O}$. Das Ammonium-Ion gibt ein Proton an das Hydroxid-Ion ab. Ammoniak riecht stechend, und ein feuchtes Indikatorpapier an der Öffnung färbt sich blau, denn Ammoniak reagiert mit Wasser alkalisch.

Sicherheit: Natronlauge, Salzsäure, Salpetersäure und Silbernitrat-Lösung ätzen, Schutzbrille tragen. Ammoniak reizt die Atemwege. Rieche nie direkt am Gefäß, sondern fächle dir den Geruch zu.

Die Stoffmengenkonzentration $c$ gibt an, wie viel Stoffmenge $n$ eines Stoffes in einem Liter Lösung steckt. Die Einheit ist mol/L. Du kennst sie aus der Stoffmengenrechnung, hier die wichtigste Form:

Die Maßanalyse bestimmt die Menge eines Stoffes in einer Probe, indem sie ein Volumen misst. Das wichtigste Verfahren ist die Titration. Du gibst eine Lösung mit bekannter Konzentration, die Maßlösung, aus einer Bürette (ein Glasrohr mit Hahn und Skala) tropfenweise zur Probe. Die Probe hat ein bekanntes Volumen und enthält einen Indikator. Beispiel Phenolphthalein: farblos in saurer, pink in alkalischer Lösung.

Beim Äquivalenzpunkt hat man genau die Stoffmenge zugegeben, die nach der Reaktionsgleichung mit der Probe reagiert. Der Indikator schlägt um, das nennt man den Endpunkt. Er liegt dem Äquivalenzpunkt sehr nahe. Eine Salzsäure-Probe wird zum Beispiel mit Natronlauge titriert. Die Reaktion $\mathrm{HCl} + \mathrm{NaOH} \rightarrow \mathrm{NaCl} + \mathrm{H_2O}$ läuft im Verhältnis 1 : 1. Am Äquivalenzpunkt gilt also $n(\mathrm{HCl}) = n(\mathrm{NaOH})$.

Auswertung: Aus dem verbrauchten Volumen der Maßlösung rechnest du mit $n = c \cdot V$ die Stoffmenge aus. Das Verhältnis der Reaktionsgleichung gibt die Stoffmenge der Probe. Mit dem Probevolumen folgt $c = n / V$. Rechne die Volumina von mL in L um (1 L = 1000 mL).