Laugen 

Alkalische Lösungen oder Laugen sind wässrige Lösungen von Metallhydroxiden wie zum Beispiel von Natriumhydroxid (Natronlauge) oder Kaliumhydroxid (Kalilauge). Diese Metallhydroxide zählen zu den Alkalihydroxiden. Im weiteren Sinne verwendet man den Begriff auch für jede Lösung von Basen. Dazu zählen unter anderem Ammoniak (Ammoniakwasser) und organische Verbindungen wie Amine. Alkalische Lösungen im weitesten Sinne können auch nichtwässrige Lösungen sein.

Im Alltag werden auch alkalische Lösungen von Seifen und Waschmitteln in Wasser als Laugen bezeichnet.

Wässrige Lösungen sind alkalisch, wenn die Konzentration der Hydroxid-Ionen OH⁻ die der Oxonium-Ionen H₃O⁺ übersteigt. Der pH-Wert ist dann größer als 7. Stark alkalische wässrige Lösungen haben einen pH-Wert größer als 10, zum Beispiel hat eine normale Natronlauge einen pH-Wert von 14.

Eigenschaften

Alkalische Lösungen fühlen sich auf der Haut glitschig (seifig, schmierig) an. Das geschieht durch Verseifung der Fette an der Hautoberfläche. An und abseits der Haut wirken Laugen entfettend; einerseits durch die kontinuierliche Bildung von Seifen aus Fett und andererseits durch die Fettlöseeigenschaften dieser Seifen.

Säuren und alkalische Lösungen besitzen einige gemeinsame Eigenschaften. Diese Lösungen ergeben mit Indikatoren charakteristische Färbungen. Die Lösungen sind ätzend, daher muss beim Arbeiten mit alkalischen Lösungen stets eine Schutzbrille getragen werden. Ferner zeigen sie elektrische Leitfähigkeit, es müssen also freibewegliche Ionen vorliegen.

Stark alkalische Lösungen sind ätzend: Sie können Metalle, beispielsweise Aluminium, und Proteine auflösen, weshalb Hautkontakt mit ihnen vermieden werden sollte. Beim Umgang mit stark alkalischen Lösungen sollten Handschuhe und Schutzbrille getragen werden. Sie können – vor allem bei langem Einwirken bei erhöhten Temperaturen – auch Glasoberflächen angreifen und zur Trübung von Gläsern führen. Die Handhabung von Natronlauge etc. in Glasgefäßen wie Erlenmeyerkolben ist dennoch möglich, solange keine Schliffstopfen aus Glas verwendet werden, da diese sich bei längerem Lagern festsetzen.

Verwendung

Alkalische Lösungen werden unter anderem verwendet, um Nahrungsmittel zu pökeln und so zu konservieren, um sie dadurch länger haltbar zu machen. Laugen werden auch beim Backen von Brezeln oder Laugenbrötchen eingesetzt.

In der Technik und der chemischen Produktion werden Laugen verwendet, um Säuren zu neutralisieren.

Herstellung alkalischer Lösungen

Herstellung von wässrigen Alkalimetallhydroxidlösungen

Folgende Reaktionen, die jeweils mit Beispiel angeführt sind, führen zur Bildung wässriger Lösungen von Alkalimetallhydroxiden:

Lösen des entsprechenden Hydroxids in Wasser

Dies ist die einfachste Methode für die praktische Verwendung der Lösungen im Labor. Die Wärmeentwicklung beim Lösen (exotherme Reaktion) kann jedoch so stark sein, dass das Wasser zu sieden beginnt, wobei die alkalische Lösung verspritzen und zu Verätzungen führen kann. Beispiel:

Natriumhydroxid + Wasser {\displaystyle \rightarrow } Natriumhydroxid – Lösung bzw. Natronlauge

NaOH (s) + H₂O (l){\displaystyle \rightarrow } Na⁺ (aq) + OH⁻ (aq) + H₂O (l)

Reaktion eines Alkalimetalloxids mit Wasser

Es bildet sich bei Zugabe einer stöchiometrisch passenden Stoffmenge Wassers festes Alkalimetallhydroxid, bei Zugabe von Wasser im Überschuss eine Alkalimetallhydroxid-Lösung. Dabei erfolgt der in Herstellungsvariante 1 beschriebene Lösevorgang mit dem bei der Reaktion entstehenden Lithiumhydroxid. Beispiel:

Lithiumoxid + Wasser {\displaystyle \rightarrow } Lithiumhydroxid

Li₂O (s) + H₂O (l, stöchiometrisch) {\displaystyle \rightarrow } 2 LiOH (s)

Lithiumoxid + Wasser {\displaystyle \rightarrow } Lithiumhydroxid – Lösung

Li₂O (s) + H₂O (l, Überschuss){\displaystyle \rightarrow } Li⁺ (aq) + OH⁻ (aq) + H₂O (l)

Reaktion eines Alkalimetalls mit Wasser

Wie bei der 2. Herstellungsvariante ist auch hier die zugegebene Stoffmenge Wasser entscheidend für die Entstehung bzw. Benennung des Produktes. Beispiel:

Natrium + Wasser {\displaystyle \rightarrow } Natriumhydroxid + Wasserstoff

2 Na (s) + 2 H₂O (l){\displaystyle \rightarrow } 2 NaOH (s) + H₂ (g)

Bei Zugabe von Wasser im Überschuss erfolgt der Lösevorgang des Natriumhydroxids aus Herstellungsvariante 1. In Abhängigkeit vom verwendeten Alkalimetall und der Versuchsdurchführung entzündet sich der entstehende Wasserstoff durch die frei werdende Reaktionswärme. Hochgeschwindigkeitsaufnahmen der Reaktion von Alkalimetallen mit Wasser legen eine Coulomb-Explosion nahe.^[1]

Eine wichtige Variante ist die technische Produktion von Natronlauge durch die Reaktion von Wasser mit Natriumamalgam, welches man durch die Chlor-Alkali-Elektrolyse mit Quecksilberelektroden erhält.

Elektrolyse von Alkalimetall-Halogensalz-Lösungen

Durch die Elektrolyse von Kochsalzlösung wird großtechnisch Natronlauge hergestellt, wobei man durch eine poröse Trennwand (Diaphragma) weitgehend verhindert, dass sich die Kochsalzlösung und Natronlauge vermischen. Dadurch ist eine kontinuierliche Elektrolyse möglich:

2 Na⁺ (aq) + 2 Cl⁻ (aq) + 2 H₂O (l) {\displaystyle \rightarrow } 2 Na⁺ (aq) + 2 OH⁻ (aq) + Cl₂ (g) + H₂ (g)

Weitere alkalische Lösungen

Kalkwasser (Kalklauge, gelöschter Kalk, Ca[OH]2) erhält man durch das Aufschlämmen von Calciumhydroxid oder das Löschen von Calciumoxid CaO, das als gebrannter (ungelöschter) Kalk günstig erhältlich ist.

Quelle:Wikipedia