Beiträge

Wirken Antistatik-Sprays gegen Staub?

Schon wieder Staub wischen – wer kennt das Problem nicht? Wohl kaum einer. Deshalb haben zahlreiche Hersteller von Reinigungs- und Pflegemitteln Antistatik-Sprays im Angebot. Diese Mittel sollen – einfach aufgesprüht – dafür sorgen, dass sich weniger Staub auf den Oberflächen in unserem Zuhause absetzt. So müssten wir dann weniger Staub wischen.

Aber was taugen solche Sprays wirklich? Wie funktionieren sie? Und kann man sie auch selber herstellen?

Wie kommt der Staub ins Haus?

Staub im Haus ist etwas ganz normales und überdies unvermeidlich. Grossteils besteht er aus winzigen Hautschuppen von uns und, wenn vorhanden, unseren Haustieren. So lange wir leben, erneuert sich unsere Haut ständig, sodass wir laufend solche Schuppen verlieren.

Dazu kommen Klein- und Kleinstlebewesen, deren Überreste und Ausscheidungen. Auch die sind ganz normal: Selbst der sauberste Haushalt kommt nicht ohne Hausstaubmilben, Einzeller, Spinnen (und Spinnweben) sowie viele andere kleine Mitbewohner aus. Dazu kommen Fasern, Fussel und anderer Abrieb von Textilien und Gegenständen, die wir tagtäglich daheim benutzen.

Auch von draussen tragen wir regelmässig Staub ins Haus: Abrieb von Strassen und Reifen, Pflanzenteilchen und wiederum Kleinstlebewesen. Beim Lüften kommen mit der ausgetauschten Luft Pollen und mehr (Saharastaub, Vulkanausbrüche…) oder weniger (Feinstaub durch Verkehr) natürlicher Staub aus der Luft hinzu.

Insgesamt bilden sich täglich rund 6 Milligramm Hausstaub pro Quadratmeter – oder 130 Gramm pro Person und Jahr! Dass wir regelmässig Staub wischen müssen lässt sich also nicht vermeiden. Es sei denn, es wäre uns gleich, wenn irgendwann alles zustaubt.

Das jedoch kann fatale Folgen haben. Wenn der Staub Lüftungsschlitze elektronischer Geräte verstopft, kann das zur Überhitzung und im schlimmsten Fall zu einem Brand führen. Und als wollten sie uns verhöhnen, ziehen gerade elektronische Geräte den Staub wie magisch an.

Staubige Tasten: Helfen Antistatik-Sprays hier?
Auch Tastaturen ziehen Staub wie magisch an.

Warum ziehen Elektrogeräte besonders viel Staub an?

Staubpartikel gelangen von ihrem Entstehungsort zunächst in die Luft und werden in Strömungen und Wirbeln durch den Raum transportiert. Irgendwann folgen sie trotz ihres verschwindend kleinen Gewichts der Schwerkraft – oder anderen Kräften – und setzen sich auf Oberflächen ab.

Welche anderen Kräfte?

Staubpartikel bestehen aus Molekülen. Wenn solche Partikel von grösseren Gegenständen abgerieben werden, werden nicht nur ganze Moleküle voneinander getrennt. Auch die Moleküle selbst werden abgerieben: Sie büssen dabei Elektronen aus ihrer Hülle ein oder bekommen zusätzliche Elektronen, die von anderen Molekülen abgerieben wurden, aufgedrängt. Kurzum: Diese Moleküle, und damit auch die Staubpartikel, zu denen sie gehören, werden elektrisch geladen.

Und das werden elektronische Geräte auch. Das liegt in der Natur ihrer Funktionsweise: Sie arbeiten mit elektrischem Strom. Das heisst, in ihnen werden Ladungen hin und her geschickt und hier und da gesammelt. Und die Funktionsweise mancher Geräte, zum Beispiel Laserdrucker, beruht sogar darauf, dass bestimmte Bauteile ganz gezielt elektrostatisch aufgeladen werden.

Nur halten sich elektrische Ladungen kaum an Spielregeln oder Grenzen. Stattdessen drängen sie in jeden Stoff in ihrer Umgebung, in welchem sie sich halbwegs bewegen können. So bleibt es nicht aus, dass einige Ladungen in der Aussenverkleidung der Geräte landen. Und wenn in deren Nähe Staub in der Luft vorbeikommt, der zufällig entgegengesetzt geladen ist, ziehen sich die unterschiedlichen Ladungen gegenseitig an. Da die Ladungen in der Geräteoberfläche nicht hinaus können, gibt der fast gewichtslose Staub der Anziehung nach und landet auf dem Gerät.

Was kann man dagegen tun?

Um die vermehrte Anziehung von Staub zu verhindern, müssen die elektrischen Ladungen von der Geräteoberfläche fortgeschafft werden. Das Problem dabei: Die übliche Aussenverkleidung von Elektrogeräten besteht aus nichtleitendem Kunststoff (Verweis PBA). Das heisst, Ladungen, die dort einmal hineingeraten sind, finden kaum bis gar nicht wieder hinaus.

Ein extremes Beispiel ist Polystyrol (“Styropor”). Nicht umsonst verwende ich dieses Material beim Erzeugen von Miniatur-Blitzen im DIY-Experiment: Es lässt sich durch Reibung stark elektrostatisch aufladen und gibt die Ladung erst ab, wenn ein elektrischer Leiter (wie die Aluschale im Experiment) in seine unmittelbare Nähe gelangt.

Findige Chemiker und Techniker haben jedoch zwei Wege ersonnen, um den Ladungen das Entkommen aus solchen Materialien zu erleichtern. Beide beruhen darauf, dass die Leitfähigkeit der jeweiligen Oberfläche erhöht wird – indem eigens für den Abfluss von elektrischen Ladungen Wege geschaffen werden.

1. Leiter in die Oberfläche einbauen oder darauf aufbringen

Am naheliegendsten ist vielleicht, eine Metallschicht auf die Kunststoffoberfläche aufzubringen. Metalle sind sehr gute elektrische Leiter und sorgen für einen regen Ladungsverkehr. Andererseits sind sie oft anfällig für Korrosion – und jene, die das nicht sind, sind meist teuer. Ausserdem verändern sie das Aussehen der Kunststoffoberfläche.

Deshalb gibt es viele weitere sogenannte leitende Antistatika, die direkt in das Material hineingemischt werden. Das können Metallpulver sein, die mit Lacken vermengt werden, oder Metallfäden bzw. Leitfähigkeitsruss, die mit einem Kunststoff gemischt werden. Diese Stoffe, insbesondere Russ, sind jedoch tief schwarz und dementsprechend an der Oberfläche sichtbar. Freunde unverändert farbiger Oberflächen haben daher eigens leitfähige Polymere wie PEDOT ersonnen.

Ein leitfähiger Kunststoff ohne Farbe

PEDOT steht für “Polyethylendioxythiophen” und sieht so aus:

Ausschnitt aus einem PEDOT-Polymer: Die abwechselnden C-C-Doppel- und Einfachbindungen, entlang welcher dieses Polymer leitfähig ist, sind orange markiert.

Wie alle Polymere besteht auch dieser Stoff aus langen Kettenmolekülen, die aus sich immer wiederholenden “Gliedern” zusammengesetzt sind. Die PEDOT-Moleküle haben dabei eine Besonderheit: Entlang ihrer Ketten wechseln sich C-C-Einfach- und C-C-Doppelbindungen stets ab. Tatsächlich ragt die zweite Bindung (die sogenannte “Pi-Bindung”) einer Doppelbindung, die wie eine Hülle um die erste liegt, an beiden Enden über die eigentliche Bindung hinaus, sodass es zu einer Überlappung mit dem Ende der Doppelbindung am Nachbaratom kommt.

So können die Elektronen der äusseren Bindung sich in die nächste äussere Bindung bewegen und umgekehrt. Entlang sich abwechselnder Einzel- und Doppelbindungen kann also ein Strom fliessen: Die Molekülkette ist also nichts anderes als ein winziges Stromkabel!

Wenn man diese Polymerketten mit anderen mischt, erhält man leitfähige Kunststoffe – zum Beispiel Lack, den man auf eine Oberfläche auftragen kann. Wirklich raffiniert wird PEDOT aber erst dadurch, dass es in einer dünnen Lackschicht farblos erscheint. Die meisten Moleküle, die miteinander vernetzte Pi-Bindungen enthalten, sind nämlich farbig (auch Lebensmittelfarbstoffe, wie sie zum Färben von Ostereiern verwendet werden, zeichnen sich durch derartige Netzwerke aus). PEDOT wirkt dagegen erst in dickeren Schichten bläulich. So kann man damit Oberflächen leitfähig machen, ohne dass sich ihre Farbe ändert.

2. Nichtleitende Antistatika ein- bzw. aufbringen

Ob nun Metall, Russ oder leitfähige Kunststoffe – die Verarbeitung dieser leitenden Antistatika ist immer mit Aufwand und Mehrkosten verbunden. Deshalb verwendet man sie vornehmlich da, wo es nicht anders geht: Zum Schutz von speziellen elektronischen Bauteilen, denen aufgestaute Ladung bzw. zu schnell abfliessende Ströme gefährlich werden können.

Im Alltag verwenden wir, wenn wir es für nötig erachten, stattdessen sogenannte nichtleitende Antistatika. Die bestehen aus einfachen, kleineren Molekülen, die leicht zu handhaben und an ihren Einsatzort zu bringen sind. Aber halt:

Wie können Nichtleiter Strom leiten?

Würden Nichtleiter Ladungen, also elektrischen Strom leiten können, wären sie schliesslich keine Nichtleiter. Deswegen brauchen die Nichtleiter im Antistatik-Einsatz Hilfe von einem leitfähigen Stoff: Wasser. Eigentlich ist reines Wasser nur wenig leitfähig, aber es bietet darin gelösten Ionen immerhin die Möglichkeit, sich frei zu bewegen. Und Ionen sind nun einmal geladene Teilchen. Wasser mit darin gelösten Ionen eignet sich daher prima, um unerwünschte Ladungen abzutransportieren.

Nur kann man mit Wasser nicht einfach Kunststoffe lackieren – zumal die meisten Kunststoffe Wasser nicht mögen – sie sind “hydrophob” (das ist altgriechisch für “wasserscheu”) – und daher die meisten Wechselwirkungen mit dem kühlen Nass verweigern. So auch den Austausch elektrischer Ladungen.

Hilfreich: Die Superkräfte von Tensiden

Wenn ihr euch schon mit der Superwaschkraft von Seifen beschäftigt habt, kennt ihr dieses Problem wahrscheinlich schon: Wasserscheue (und damit gleichzeitig fettliebende) Stoffe verweigern die Zusammenarbeit mit Wasser. Abhilfe durch Molekül-Diplomatie schaffen da Tenside, die besonderen Moleküle, aus denen Seife besteht.

Besonders sind Tensid-Moleküle deshalb, weil sie – ähnlich wie Streichhölzer – aus zwei ganz unterschiedlichen Teilen bestehen: Einem wasserliebenden “Kopf” und einem fettliebenden “Schwanz”. Da fettliebende Moleküle nur mit anderen Fettliebenden und wasserliebende Moleküle nur mit anderen Wasserliebenden verkehren wollen, sind solche “Zwitter” die perfekten Vermittler.

Streichholzmodell: Tenside an der Wasseroberfläche
Auch Luft besteht grösstenteils aus wasserscheuen Stoffen. Deshalb richten Tenside an der Wasseroberfläche ihre “Schwänze” zur Luft hin aus.

Geraten Tenside nämlich zwischen Wasser und einen fettliebenden Stoff, so richten sie ihre Köpfe zum Wasser aus und ihre Schwänze zum fettliebenden Material. Köpfchen in das Wasser, Schwänzchen in die Höh’! So können Tenside mit beiden Stoffsorten wechselwirken – und das auch noch gleichzeitig. Über so geschaffene “Brücken” können auch elektrische Ladungen den Weg vom unwegsamen Kunststoff ins bewegliche Wasser finden.

Antistatik-Sprays enthalten Tenside

Um eine Oberfläche leitfähig und damit passierbar für elektrische Ladungen zu machen, kann man also einfach Tenside mit Wasser aufsprühen (oder sie als Zusatzstoff in den Kunststoff einarbeiten). Deren wasserscheue Schwänze haften daraufhin an der Oberfläche, während die wasserliebenden Köpfe für den gewünschten Ladungsaustausch mit dem Wasserfilm darüber sorgen.

Die Wirkung von Antistatik-Sprays hat Grenzen

Der Wirksamkeit von antistatischen Tensiden zum Aufsprühen sind damit allerdings zwei einfache, aber kaum überwindbare physikalische Grenzen gesetzt:

  1. Die Wechselwirkungen zwischen den Molekülen, die zum Haften der Tenside an der Oberfläche führen, sind im Vergleich zu chemischen Bindungen ziemlich schwach. So genügt schon ein wenig Reibung, um die aufgesprühte Schicht wieder zu entfernen. Selbst Luftreibung führt dazu, dass die aufgesprühte Schicht mit der Zeit wieder abgetragen wird.
  2. Die Antistatik-Schicht funktioniert nur so lange, wie sie genügend Wasser enthält. Dass ein Grossteil des mit Antistatik-Spray aufgesprühten Wassers verdunstet, ist so gewollt. Wenn aber die Raumluft zu trocken ist, verdunstet bald zu viel Wasser, sodass die allein gelassenen Tenside ihre Wirkung nicht mehr entfalten können.

Und dann ist da noch die Schwerkraft: Staubteilchen, die von oben herabsinken, werden von Antistatika keineswegs abgelenkt, sondern fallen letztlich da hin, wo ihr Weg nach unten eben endet.

So können Antistatik-Sprays nur vorübergehend und unter den richtigen Bedingungen Wirkung zeigen. Nützliche Helferlein, um im Zimmer die Luftfeuchtigkeit hoch zu halten, sind Pflanzen, Zimmerbrunnen oder im Winter Wasserschalen auf der Heizung. Für solche sind Antistatik-Sprays kein Ersatz, sondern allenfalls eine Ergänzung.

Antistatik-Sprays zum Selbermachen: Was taugen die?

Wenn schon die Wirkung so eingeschränkt ist, lohnt sich dann womöglich teures Antistatik-Spray mit all seinen Inhaltstoffen aus der chemischen Industrie? Oder kann man das auch selber machen?

Viele Seiten, die sich mit nachhaltiger Lebensweise und DIY-Reinigungsmitteln beschäftigen, meinen: Ja. Und geben mehr oder minder unterschiedliche Rezepte an. Insgesamt finden sich neben Wasser vier Bestandteile immer wieder. Doch wie sinnvoll sind die?

Flüssigseife

Enthält Tenside für die Superwaschkraft. Da diese Moleküle ebenso den Austausch von Ladungen zwischen nichtleitenden Oberflächen und Wasser bzw. feuchter Luft ermöglichen sollen, macht diese Zutat noch am meisten Sinn. Inwieweit die als Seife gedachten Tenside solchen, die speziell für den Ladungsaustausch designt sein mögen, gleich kommen, bleibt allerdings offen.

Anion der Stearinsäure (“Stearat”), ein gutes Tensid und typischer Bestandteil von Seife

Essig

Enthält Essigsäure – Tafelessig 3 bis 5%, der in der Schweiz gängige Haushaltsessig zum Putzen knapp 10% und Essigessenz bis zu 30%. Essigsäure ist eine Carbonsäure, die aus einem wasserscheuen Kohlenwasserstoffgerüst und einer wasserliebenden Säuregruppe* besteht.

*Besonders wasserliebend wird die Säuregruppe durch ihre Fähigkeit, ein H+-Ion abzugeben und als Carbonsäure-Anion (mit negativer elektrischer Ladung!) leicht mit dem Wasser zu wechselwirken.

Strukturformel von Essigsäure: Bei einem so winzigen wasserscheuen “Schäftchen” gibt der Kopf den Ton an: Das Molekül als Ganzes ist wasserliebend. Das “H” im roten Bereich kann zudem leicht als H+ abgegeben werden, was das Molekül zur Säure macht.

Das klingt doch irgendwie nach einem Tensid. Allerdings sind die Essigsäuremoleküle sehr klein, sodass der Anteil der wasserscheu haftenden Wechselwirkung ziemlich gering ausfallen dürfte.

Andere Carbonsäure-Anionen mit längeren Kohlenwasserstoffgerüsten würden da womöglich bessere Dienste leisten. Allerdings haben die nächstlängeren Verwandten der Essigsäure einen weitaus unangenehmeren Eigengeruch (Buttersäure z.B. enthält zwei Kohlenstoff-Atome mehr als Essigsäure, aber die möchte wirklich niemand riechen!).

Stearinsäure, eine langkettige Fettsäure (jede Zacke ist ein C-Atom!): Der lange wasserscheue “Schaft” verleiht dem Molekül selbst dann noch wasserscheue Eigenschaften, wenn das H+ im roten Bereich abgegeben ist und somit ein Stearat-Anion mit äusserst wasserliebendem Kopf vorliegt. Aus solchen Fettsäure-Anionen bestehen Seifen!

Ausserdem ist Essigsäure – eben eine Säure. Und Säuren reagieren gerne mit verschiedenen Stoffen – besonders dann, wenn sie ständig daran kleben und entsprechend viel Zeit dazu erhalten. Auf Marmor und Kalkstein sollte man zum Beispiel niemals Essig aufsprühen. Diese Gesteine werden nämlich von Säuren sehr leicht angegriffen. Doch auch andere Oberflächen könnten bei längerer Anwendung irgendwann mit unliebsamen Überraschungen aufwarten.

Olivenöl

Besteht hauptsächlich aus Neutralfetten, die auch Triglyceride genannt werden. In diesen Molekülen sind Fettsäuren – also meist besonders langkettige Carbonsäuren – an Glycerin gebunden.

Lewis-Struktur eines Triglycerids: Diese Verbindungen nutzen in Antistatik-Sprays wenig
Ein Triglycerid oder “Fettmolekül”: Dank der langen Kohlenwasserstofketten (hier als Zickzack-Linien), die sich um das Glycerin (schwarz) winden, sind diese Moleküle wasserscheu!

Diese Moleküle tragen von sich aus keine elektrischen Ladungen und sind weder besonders sauer noch basisch – daher der Name. Ausserdem sind sie fettliebend – und damit wasserscheu. Diese Eigenschaften machen frische Pflanzenöle so wenig leitfähig, dass z.B. Rapsöl als flüssiges Isoliermaterial in der Energie- und Hochspannungstechnik eingesetzt werden kann.

Olivenöl als Quelle für Tenside?

Carbonsäuren mit langen Kohlenstoffketten? Die gäben doch prima Tenside ab! Wenn sie denn ungebunden und elektrisch geladen wären. In der Verbindung mit Glycerin zum Fettmolekül, die zur Familie der Ester gehört, sind sie dagegen nur wasserscheue, ungeladene Seitenketten eines wasserscheuen Moleküls. Das kann man ändern, wenn man das Fett mit einer Base mischt, um die Moleküle zu zerlegen: So stellt man schon seit Jahrtausenden Seife her.

In Gegenwart von Essigsäure (wie in vielen Rezepturen für DIY-Antistatik-Spray) können Fettmoleküle zwar auch gespalten werden, doch entstehen dabei – anders als bei der “Verseifung” mittels Basen – vollständige Carbonsäure-Moleküle anstelle von Carbonsäure-Anionen. Und die geben ihr H+-Ion in Gegenwart der Essigsäure auch nachträglich kaum ab.

Naturgemäss finden sich in Pflanzenölen also stets ein paar freie Fettsäuren. Besonders dann, wenn das Öl schon etwas älter ist. Dann hatten Mikroorganismen und andere äussere Einflüsse nämlich viel Zeit, um das ein oder andere Fettmolekül zu zerlegen. In Gegenwart von Essig werden jedoch kaum Fettsäure-Anionen, sondern fast nur ungeladene Moleküle vorliegen. Wenn unter diesen Fettsäuren solche mit einem penetranten Eigengeruch sind, wird leicht erkenntbar, was dieser Prozess bedeutet: Das Öl wird ranzig.

Warum dann Olivenöl?

Vermutlich zielen solche Rezepturen auf die Pflege von Holzoberflächen oder allgemein den Glanz eines Ölfilms ab. Ob der Einsatz deshalb sinnvoll ist, wage ich dennoch zu bezweifeln. Nicht nur, weil Speiseöle leicht ranzig werden und Mikroben Tür und Tor ins Holz öffnen (Holz- und Möbelexperten empfehlen deshalb technisch aufbereitetes Leinöl, das diese Probleme nicht mitbringt, zur Holzpflege).

Wenn das Antistatik-Spray überdies Flüssigseife enthält, wird zudem ein Grossteil der Tenside aus der Seife mit der Vermittlung zwischen Wasser und Olivenöl beschäftigt, was zu Lasten der eigentlichen Antistatik-Wirkung gehen dürfte.

Ätherische Öle

Wie bereits erwähnt, hat Essig einen Eigengeruch, den nicht jeder mögen muss. Deshalb sollen ätherische Öle dazu dienen, diesen Geruch mit einem angenehmeren Duft zu überdecken.

Generell bin ich keine Freundin von solchen Manövern, zumal der eigentliche Störenfried dabei nicht beseitigt wird. Stattdessen kommen beachtliche Mengen des erwünschten Duftstoffs zum Einsatz, um erfolgreich mit dem Störgeruch zu konkurrieren. Das erachte ich bei Stoffen, die Allergien hervorrufen können (und das können ätherische Öle wie viele andere Naturstoffe auch!), nicht eben als erstrebenswert.

Immerhin: Für den Einsatz in selbstgemachten Reinigungsmitteln könnt ihr ein Öl, das alle (!) Mitglieder eures Haushalts mögen und vertragen, selbst aussuchen.

Zusammenfassung

Die Entstehung von Hausstaub ist unvermeidlich, kann aber nicht nur lästig, sondern auch zum Problem werden. Sogenannte Antistatika sollen Abhilfe schaffen – als leitende Zusatzstoffe in nichtleitenden Kunststoffen oder Lacken in der Elektrotechnik, oder als schnelle Hilfe in Form von nichtleitenden Antistatika zum Aufsprühen.

Die Wirkung solcher Antistatik-Sprays beruht auf Tensiden, also seifenartigen Molekülen, die das Abfliessen von elektrischen Ladungen aus einer nichtleitenden Oberfläche in einen leitenden Wasserfilm fördern sollen. Das funktioniert jedoch nur bei ausreichender Luftfeuchtigkeit und bis die Tensidschicht abgerieben wird.

Trotzdem wird eine Vielzahl von Sprays gegen Staub verkauft und im Netz finden sich viele Rezepturen für Antistatik-Spray zum Selbermachen. Neben Wasser enthalten diese DIY-Produkte in der Regel Flüssigseife (mit Tensiden), Essig (Säure mit Eigengeruch und wenig Tensid-Eigenschaften, die gegenüber manchen Oberflächen aggressiv sein kann), Olivenöl (das ranzig werden kann und die Wirksamkeit der Seife aufhebt) sowie ätherische Öle (als – unter Umständen allergieauslösende – Duftstoffe bzw. zur Überdeckung des Essiggeruchs).

Fazit

Aus meiner persönlichen Sicht ist der eingeschränkte Nutzen von Antistatik-Spray den Aufwand (und das Risiko einer Beeinträchtigung der behandelten Oberflächen) nicht wert. Da wische ich lieber regelmässig Staub – mit einem feuchten Lappen oder Schwamm, sodass ich möglichst wenig davon wieder aufwirbele. So kann ich den Staub ebenso regelmässig ganz aus den Räumen entfernen. Denn so lange er sich nicht absetzt, erscheint mir das kaum möglich.

An der Wirksamkeit von gängigen DIY-Antistatik-Sprays wage ich aus Chemikersicht zu zweifeln. Deshalb gibt es hier auch kein eigenes Rezept. Insbesondere dann, wenn Seife (die ja eigentlich auf Wirksamkeit hoffen lässt) darin auf Speiseöl trifft. Aber auch Chemiker sind nicht perfekt. Vielleicht habe ich ja etwas übersehen?

Dann freue ich mich auf eure Hinweise und Erfahrungen in den Kommentaren und die Möglichkeit, diesen Artikel ggfs. zu überarbeiten.

Silber putzen leicht gemacht!

Die Weihnachtszeit ist auch die Zeit von Festtagsmenu und fein herausgeputzter Tafel. Aber gerade wer die eher selten eindeckt, steht mitunter vor einem ungeliebten Haufen Arbeit: Das Tafelsilber ist schon wieder angelaufen – und auch der Silberschmuck zum Festtagsoutfit glänzt nicht mehr. Also ist Putzen und Polieren angesagt…es sei denn, man versteht ein wenig von Chemie.

Dieser Beitrag ist Teil des Adventskränzchens 2019!
Weitere Beiträge zum Thema des Tages “Fein herausgeputzt” findet ihr auf
www.marie-theres-schindler.de
http://cosmic-blue.jimdofree.com
https://das-leben-ist-schoen.net

Warum läuft Silber an?

Landläufig kennt man Silber eigentlich als Edelmetall – also als eines jener Metalle, die als so reaktionsträge gelten, dass sie auch an der Luft mehr oder weniger blank bleiben. “Reaktionsträge” meint dabei “schwer bis gar nicht zu oxidieren”. Und für das Oxidieren an der Luft ist in der Regel der darin enthaltene Sauerstoff verantwortlich. Der kann dem Silber aber gar nichts, wenn er alleine ist. Anders sieht es aber aus, wenn der Sauerstoff Unterstützung durch seinen grossen Bruder hat: Den Schwefel.

Schwefel: Der anrüchige Bruder des Sauerstoffs

Der steht im Periodensystem der Elemente direkt unter dem Sauerstoff, was bedeutet, dass Schwefel und Sauerstoff chemisch miteinander eng verwandt sind. So gibt es Schwefel auch in Form von S2--Ionen, analog zu den Sauerstoff-Anionen O2-. Und diese S2- -Ionen kommen zum Beispiel im Schwefelwasserstoff, H2S, einem äusserst übelriechenden Gas, oder in organischen Verbindungen, den sogenannten Thiolen, vor. “Thio-” ist altgriechisch für Schwefel und die Endung “-ol” weist auf die chemische Verwandschaft hin: Thiole sind die schwefelhaltigen Geschwister der Alkohole.

Ebenso haben auch die Aldehyde und Ketone (Sauerstoffverbindungen, die entstehen, wenn man Alkohole oxidiert – darunter Acetaldehyd, das uns nach Alkoholgenuss den Kater beschert) schwefelhaltige Geschwister.

All diese organischen Schwefelverbindungen sind oft ziemlich üble Stinker, und das nicht von ungefähr: Wie Schwefelwasserstoff sind einige Thiole hochgiftig, sodass der Gestank uns Menschen aus gutem Grund dazu bewegt, vor ihnen wegzulaufen. Andere Verbindungen werden von Pflanzen verwendet, um ihre Fressfeinde abzuschrecken. Ein bekanntes Beispiel dafür sind Zwiebeln. Der Stoff, der uns beim Schneiden von Zwiebeln Tränen in die Augen treibt, um uns vom Zerstören der Knollen abzuhalten, gehört auch zur Grossfamilie der schwefelorganischen Verbindungen.

Wie Schwefel an das Silber kommt

Tatsächlich kann man Thiole und andere schwefelorganische Verbindungen – und damit auch Schwefelwasserstoff in kleinen Mengen – überall dort finden, wo Leben ist oder war. Zum Beispiel in Lebensmitteln, auf unserer Haut oder auch in Kosmetika. So ist es nur natürlich, dass unser Tafelsilber und Silberschmuck, wenn wir sie benutzen, nebst Sauerstoff auch mit S2--Ionen in Berührung kommt.

Und die bilden mit Silberionen, Ag+, ein schwarzes, wasserunlösliches Salz, das Silbersulfid Ag2S:

2Ag+ + S2- –> Ag2S

Dabei wird eine Menge Energie frei. Das bedeutet, dem fertigen Silbersulfid wohnt viel weniger Energie inne als dem Silber-Metall und den S2--Ionen. Und Zustände mit möglichst wenig Energie strebt die bequeme Natur stets an. Der Zustand als Silbersulfid ist sogar dermassen erstrebenswert, dass Luftsauerstoff aus Silber-Metall Silber-Ionen machen kann (das geht normalerweise nicht von selbst), wenn S2- zur Stelle ist, um mit letzteren Silbersulfid zu bilden. Und zwar direkt an der Oberfläche des Silber-Metalls, wo die Ag+-Ionen entstehen. So bleibt das wasserunlösliche Silbersulfid gleich dort und bildet die dunkle Patina, die Silber so häufig überzieht.

Wie wird man die Silbersulfid-Schicht wieder los?

Grundsätzlich gibt es zwei Wege, die schwarze Schicht von der Silberoberfläche zu bekommen:

  • Man schrubbt oder löst sie ab – dann ist das Silber darin aber verloren.
  • Man macht aus den Silberionen darin wieder metallisches Silber und setzt die Sulfid-Ionen frei.

Ich ziehe den zweiten Weg dem ersten vor, um möglichst viel Silber an meinen Gegenständen zu erhalten. Und dazu gibt es neben kommerziellen Reinigungsmitteln verschiedenste Hausmittel im Netz. Besonders interessant – weil so einfach und wirksam, finde ich dieses:

Silber mit Aluminiumfolie in Salzwasser reinigen

Ihr braucht dazu

  • euer angelaufenes Silber (Besteck, Tafelsilber oder Schmuck ohne Steine oder sonstiges Beiwerk!)
  • Aluminiumfolie
  • etwas Kochsalz
  • Leitungswasser
  • Kochtopf und Herd
  • einen gut belüfteten Raum bzw. eine Dunstabzugshaube zum Herd
  • eine Grillzange oder ein ähnliches Greifwerkzeug
Was ihr zum Silber putzen braucht: Silber, Kochsalz, Alufolie, Kochtopf
Ich habe für meinen Testlauf ein Schmuckstück aus 925er Silber verwendet (unten im Bild). Das bedeutet, 925 von 1000 Teilen oder 92,5% des Metalls sind Silber, der Rest besteht aus anderen Metallen – in der Regel Kupfer. In solch einer Legierung ist das Silber etwas härter als in ganz reiner Form. Silberbesteck besteht übrigens meistens aus 80% Silber und 20% Kupfer und ist damit noch härter. Doch so lange das Besteck nicht grün angelaufen ist, funktioniert dieser Trick auch damit.

So geht’s

  • Füllt Wasser in den Topf (es soll eure Silbergegenstände später ganz bedecken) und gebt einen Löffel Kochsalz hinzu (als wolltet ihr z.B. Spaghetti kochen)
  • Bringt das Wasser auf dem Herd zum Kochen
  • Zerteilt inzwischen die Aluminiumfolie in kleine Schnipsel und gebt sie in das kochende Wasser. Die Schnipsel sollten ganz ins Wasser eingetaucht sein – hierzu ist die Grillzange sehr nützlich!
  • Legt den Silbergegenstand in das kochende Wasser, lasst das Ganze kurz aufkochen und nehmt das Silber mit der Zange wieder heraus (Vorsicht, heiss!). Wenn ihr das ganze Tafelsilber säubern wollt, wiederholt diesen Schritt einfach mit den nächsten Teilen.
  • Lasst das Metall kurz abkühlen und trocknet es gründlich ab
Silber und Alufolie im Kochtopf
Kaum zu sehen: Das Silber liegt auf dem Grund des Salzwassers mit Aluminium-Schnipseln.

Was ihr beobachten könnt

Das Silber wird innerhalb einer Minute oder weniger wieder hell und glänzend. Der aufsteigende Wasserdampf riecht währenddessen ein wenig nach faulen Eiern – deshalb grössere Mengen nicht einatmen, gut lüften oder den Abzug verwenden!

Vorsicht, heiss: Gerade aus dem Topf gehoben glänzt das Silber blitzblank!
Vorsicht, heiss: Gerade aus dem Topf gehoben glänzt das Silber blitzblank!

Was passiert da?

Aluminium ist ein sehr unedles Metall. Es wird also leicht oxidiert. Oxidation bedeutet: Das Aluminium gibt Elektronen an einen Reaktionspartner ab:

Ein möglicher Reaktionspartner, der freiwillig Elektronen von Aluminium entgegennimmt (die Aufnahme von Elektronen eines Reaktionspartners heisst Reduktion), sind Silberionen, Ag+:

Links: Das Schmuckstück vor dem Kochen mit deutlich sichtbarer Silbersulfid-Schicht.
Rechts: Nach dem Kochen, Abkühlen und Trocknen glänzt das Silber wieder hell.

Euch kommt das irgendwie bekannt vor? Richtig: Aluminiumfolie als Rostfänger in der Spülmaschine funktioniert ganz ähnlich! Mit dem Unterschied, dass das Aluminium dort der Entstehung von Flugrost (d.h. Eisen-Ionen) zuvorkommt, weil es leichter als Eisen oxidiert wird.

Für die Reduktion von Silbersulfid müssen die Elektronen aber irgendwie vom Aluminium in der Folie zum Silbersulfid an der Oberfläche unseres Tafelsilbers gelangen. Und Elektronen, die auf Wanderschaft gehen, sind elektrischer Strom.

Elektronentransport dank Elektrolytlösung

Hier kommt das Kochsalz, NaCl, ins Spiel. Gibt man es ins Wasser, löst es sich nämlich in Na+– und Cl-Ionen auf. Und Ionen, die sich in einer Flüssigkeit bewegen können, leiten den elektrischen Strom! Anders als in einem Kabel, durch welches Elektronen einfach hindurchströmen, wandern positiv geladene Ionen (Kationen) hierzu durch die Flüssigkeit dorthin, wo es viele Elektronen gibt (zur “Kathode”), um dort Elektronen (hier vom Aluminium) “huckepack” zu nehmen, während die negativen Ionen (Anionen) dorthin wandern, wo wenig Elektronen sind (zur “Anode”), um dort Elektronen abzugeben (hier an die Silberionen). Eine solche leitfähige Flüssigkeit nennen die Chemiker “Elektrolyt”.

Ebenso wie Kochsalz funktionieren natürlich auch andere wasserlösliche Salze als Bestandteil der Elektrolytlösung zum Silberputzen. Natron, Soda oder Backpulver werden gerne als Alternativen genannt. Diese reagieren allerdings basisch und bilden mit vielen Metallen – auch Aluminium – schwer lösliche Hydroxide. Und die könnten die Oberfläche der Aluminiumfolie für die Redox-Reaktion mit dem Silber blockieren (“passivieren”). Deshalb – und weil Basen die Haut eher reizen als neutrale Stoffe oder Säuren – finde ich Kochsalz als Elektrolyt einfach bequemer.

Da auf diese Weise sehr bequemes Silbersulfid zerstört werden soll, braucht es zusätzlich noch Energie, damit das Ganze funktioniert. Und die fügen wir durch das Erhitzen zu.

Und woher kommt der Geruch nach faulen Eiern?

Wenn die Ag+-Ionen zu metallischem Silber reagieren, bleiben die S2--Ionen übrig:

Die bleiben aber ungern nackt und einsam, sodass sie sich sofort von den nächstbesten Wassermolekülen H+-Ionen schnappen:

Also insgesamt:

Das Gas H2S, also Schwefelwasserstoff, ist giftig, wasserlöslich, verdampft aber leicht – ganz besonders, wenn die Lösung gerade kocht. Deshalb können wir es im Wasserdampf, der aus unserem Topf mit dem Silber aufsteigt, riechen. Aber keine Sorge: Gerade weil dieses Gas so giftig ist, ist die menschliche Nase darauf äusserst empfindlich. Bevor wir gesundheitsschädliche Mengen davon einatmen können, sind wir in aller Regel längst vor dem Gestank davongelaufen.

Trotzdem solltet ihr euren Raum, in dem ihr Silber auf diese Weise putzt, gut lüften oder die Dunstabzugshaube einschalten, damit sich das Gas nicht sammelt – und damit nicht eure ganze Wohnung danach stinkt 😉 .

Was passiert, wenn man viel Silber reinigt?

Wenn ihr viel Silber reinigt, könnte es auch mit Kochsalz als Elektrolyt passieren, dass eure Alufolienschnipsel stumpf werden. Denn dank der frei werdenden S2--Ionen kommt ihr letztlich um die Entstehung von Hydroxiden (Verbindungen mit OH-Ionen) nicht herum. So lassen sich alle Gleichungen oben zu einer einzigen Reaktionsgleichung zusammenfassen:

Sollte sich das Aluminiumhydroxid Al(OH)3 an der Oberfläche der Alufolie sammeln, bis das Reinigen des Silbers nicht mehr funktioniert, tauscht die Folienschnipsel einfach gegen frische Schnipsel aus. Zudem könnt ihr die Haltbarkeit der Folienschnipsel etwas verlängern, indem ihr ein wenig Säure, zum Beispiel Zitronensäure, zur Salzlösung gebt.

Wenn ihr euch gut mit Chemie auskennt, könntet ihr natürlich eine Pufferlösung einzusetzen, um die Alufolie noch deutlich länger “frisch” zu halten. Aber das ist eine andere Geschichte.


Entsorgung

Da bei diesem Verfahren Silberionen an der Silberoberfläche zu metallischem Silber reduziert werden, sollte eure Salzlösung nach dem Kochen praktisch kein Silber enthalten. Das Aluminium reagiert ebenfalls zu schwer löslichen Salzen (spätestens dann, wenn ihr die gebrauchte Lösung mit etwas Natron basisch macht).

Wenn die, nachdem ihr viel Silber gereinigt habt, als sichtbare Schlieren oder Trübung aus der Lösung ausfallen, könnt ihr die Flüssigkeit filtrieren, das Filterpapier (z.B. einen Kaffeefilter) trocknen lassen und in den Hausmüll geben.

So könnt ihr die verbleibende Salzlösung nach dem Abkühlen – und nachdem ihr die Folienschnipsel herausgenommen habt, in den Ausguss entsorgen.

Die Folienschnipsel könnt ihr wie anderes Haushalts-Aluminium auch in den Recycling-Abfall geben (in der Schweiz in den Container an der Abfall-Sammelstelle, in Deutschland und Österreich über die gelbe Tonne).

Wenn ihr ausserdem Kupfer oder Messing putzen möchtet: Auch dafür gibt es einen einfachen Chemie-Trick – den findet ihr hier!

Und wie putzt ihr euer Silber für gewöhnlich?

Experiment und Haushaltstipp: Kupfer mit Hausmitteln reinigen

Ein verregneter Frühling ist – wohl oder übel – Zeit für Schlechtwetterprogramm. Aber was tun? Experimentieren oder Haushalt? Warum nicht beides miteinander? Ich habe einen genialen Hack für euer Kupfer-Geschirr – mit Experiment für eure Kinder dazu!

Habt ihr einen Kupfertopf? Armaturen oder andere Gegenstände aus Messing? Und die sind mal wieder ziemlich angelaufen und sollten dringend geputzt werden? Dann legt los – und zwar ganz ohne kommerzielle Reinigungspaste. Denn was ihr braucht, findet ihr mit Sicherheit in der Küche.

Kupfer und Messing reinigen: Ihr braucht dazu

  • Angelaufenen Kupfertopf o.Ä.
  • Papiertücher (könnt ihr einfach entsorgen, da ihr sie nicht auswaschen müsst!)
  • Ggfs. Putzhandschuhe
  • Haushaltsessig
  • Kochsalz (Speisesalz, NaCl)

Und für ein simples, aber atemberaubendes Experiment für die Nachwuchs-Forscher das Ganze im Kleinformat…

Experiment: Kupfermünzen reinigen: Ihr braucht dazu

  • Kupfermünzen (nachweislich funktionieren Euro-Cents, britische Pennys und US-Cents, Münzen mit messinggoldener Oberfläche wie das Schweizer Füüferli oder tschechische 20 Kronen bringen kein gutes Ergebnis)
  • Haushaltsessig
  • Kochsalz
  • leeres Glas (z.B. Gewürzglas, praktisch mit gewölbtem Boden)
  • ggfs. Schutzbrille und Kittel für die Nachwuchs-Forscher

Haushaltsessig und andere Säuren wirken ätzend! Essigsäure ist jedoch eine schwache Säure, die unserer Haut dank deren Säureschutz nicht gleich Schaden zufügt. Deshalb trage ich beim Umgang mit solch kleinen Mengen keine Handschuhe.

Wenn ihr Essig auf die Haut bekommt, spült ihn einfach gründlich mit Wasser ab. Sollte euch ein Spritzer in die Augen geraten (die Schutzbrille sollte das verhindern!), spült die Augen sehr gründlich mit fliessendem Wasser aus (10 Minuten lang heisst es im Labor!) und geht bei bleibenden Beschwerden zur Sicherheit zum Augenarzt.

Wenn Spritzer auf die Kleidung kommen, zieht sie aus und wascht sie ebenfalls sofort sehr gründlich aus. Wenn die Säure die Textilien angreift, können sonst später beim Waschen in der Maschine noch Löcher entstehen!

So geht’s

Experiment

Gebt ca. 1 cm hoch Haushaltsessig ins Glas, dann eine angelaufene Kupfermünze hinein. Schliesslich gebt ihr reichlich – etwa einen Teelöffel – Kochsalz hinzu.

Münze im Essig-Kochsalz-Bad: Ein paar Sekunden reichen – ihr könnt zuschauen, wie sie blank wird! Das Kochsalz muss sich übrigens nicht vollständig im Essig lösen. Direkt auf die Münze gegeben wirkt es am besten.

Kupfertopf reinigen

Gebt einen Schuss Essig auf euren Lappen und streut Kochsalz auf den nassen Fleck. Nicht damit sparen! Dann poliert euren Kupfertopf oder Messinggegenstand mit dem Gemisch. Sobald der Topf blank ist, könnt ihr ihn mit einer kleinen Menge Speiseöl einreiben, damit er nicht sogleich wieder anläuft.

Was ihr beobachten könnt

Beim Experimentieren

Die dunkel angelaufene Kupfermünze wird innerhalb von Sekunden hell! Fischt die Münze aus dem Glas, sobald sie hell genug ist (eine Gabel ist dabei sehr hilfreich) und spült sie kurz mit Wasser ab.

Kupfermünze mit Essig und Kochsalz gereinigt: Die linke Münze ist nach wenigen Sekunden im Essig-Salz-Bad blank, die rechte, angelaufene dient als Vergleich
Rechts: Angelaufene 2-Eurocent-Münze; Links: eine vergleichbar angelaufene 2-Eurocent-Münze nach wenigen Sekunden im Essig-Kochsalz-Bad

Beim Reinigen des Kupfertopfes oder Messinggegenstandes

Das Kupfer oder Messing wird sofort blank, wie beim Putzen mit einer kommerziellen Reinigungspaste!

Entsorgung

Kupferionen sind giftig für Wasserorganismen und andere Kleinstlebewesen. Deshalb gehören sie grundsätzlich als Sondermüll entsorgt. Die winzigen Mengen, welche beim Experimentieren mit Münzen entstehen, könnt ihr aber mit dem Essig-und-Salz-Gemisch in den Abfluss entsorgen.

Die Papiertücher, mit welchen ihr Kupfertöpfe und Messing putzt, könnt ihr in den Hausmüll geben oder – wenn ihr die Kupfergeschirr-Komplettausstattung eurer Profi-Küche poliert und so grössere Mengen erzeugt habt 😉 – trocknen lassen und zur Sonderabfall-Sammelstelle bringen.

Was passiert da?

Die dunkle Farbe angelaufenen Kupfers ist ein Belag aus Kupferoxiden, hauptsächlich aus schwarzem Kupfer(II)oxid (CuO). Dieses Salz besteht aus Cu2+– und O2- -Ionen. Cu2+-Ionen können sich in Wasser lösen, wobei sie von Wassermolekülen umgeben werden.

Dabei nehmen sechs Wassermoleküle der innersten Wasserschicht um ein Cu2+-Ion ganz bestimmte, geometrische Positionen ein: Die Ecken eines lang gezogenen Oktaeders.

Hexaaquakupfer(II) - Komplex: Die beiden H2O auf der Längsachse sind etwas weiter vom Kupfer entfernt als die vier übrigen
Der Hexaaquakupfer(II)-Komplex: Die Pfeile deuten die Bindungen durch “geliehene” Elektronenpaare an. Die Wassermoleküle markieren die Ecken eines Oktaeders (eine viereckige Doppelpyramide), wobei die beiden Moleküle oben und unten etwas weiter weg vom Kupfer sind als die übrigen vier. Die Folge: Der Oktaeder erscheint etwas in die Länge gezogen.

Wie sie dazu kommen? Ein Cu2+-Ion hat relativ wenig Elektronen (immerhin zwei weniger, als zum Ausgleich seiner Kernladung nötig wären). Wassermoleküle hingegen haben – zumindest am Sauerstoff-Ende – ziemlich viele davon, und zwar ganze zwei äussere Elektronenpaare, die für keine chemische Bindung innerhalb des Moleküls gebraucht werden. So können Wassermoleküle eines dieser nichtbindenden Elektronenpaare einem Cu2+-Ion “ausleihen”.

Damit entsteht eine chemische Bindung zwischen Wasser und Kupfer-Ion, die von den Chemikern “koordinative Bindung” oder “Komplexbindung” genannt wird. “Komplex” ist daran allerdings nur, dass ein Bindungspartner dem anderen ein Elekronenpaar ausleiht, anstatt dass wie bei der kovalenten oder Atombindung jeder Partner ein Elektron dazu beisteuert.

Komplexbildungsreaktionen sind Gleichgewichtsreaktionen

Cu2+-Ionen sind nun damit zufrieden, von sechs geliehenen Elektronenpaaren jeweils ein Bisschen zu haben. Allerdings lange nicht so zufrieden wie damit, einen Platz in einem CuO-Kristallgitter zu haben.

Stets kehren Cu2+-Ionen aus der Lösung in das Kristallgitter zurück: Die [Cu(H2O)6]2+ – Komplexe befinden sich stets mit dem Kupfer-Ionen im Kristallgitter in einem chemischem Gleichgewicht (Le Chatelier erklärt euch das Gleichgewicht hier auf dem Flughafen genauer).

Dieses Gleichgewicht liegt in Wasser allerdings ganz weit auf der Seite des Salzkristalls, es sind nur ganz wenige [Cu(H2O)6]2+ -Komplexe in Lösung.

Kochsalz übt einen Zwang aus

Gibt man nun reichlich Kochsalz (NaCl) in das Wasser, löst sich dessen Gitter auf: Na+– und Cl-Ionen gehen einzeln ins Wasser über . Die Cl-Ionen können ebenfalls Komplexe mit Kupfer bilden: Sie können Wassermoleküle im [Cu(H2O)6]2+ ersetzen, sodass Komplexe wie [Cu(H2O)5Cl]+ entstehen:

Die Art Reaktion nennen die Chemiker “Ligandenaustauschreaktion”: Die Teilchen, welche dem Kupfer-Ion (dem “Kern”) im Zentrum des Komplexes die Elektronenpaare leihen, heissen nämlich “Liganden” (von lateinisch ligare = binden).

Durch solche Reaktionen können bis zu vier Wassermoleküle ausgetauscht werden. Die zwei verbleibenden Wassermoleküle bilden nun die Spitzen des langgezogenen Oktaeders.

Tetrachlorocuprat(II) in wässriger Lösung: Der quadratisch-planare Kupfer-Komplex wird von zwei Wassermolekülen zum langgezogenen Oktaeder ergänzt.
Tetrachlorocuprat(II): So heisst der Komplex, welcher entsteht, wenn die maximal mögliche Anzahl Wassermoleküle gegen Chlorid-Ionen ausgetauscht wird.

All diese Komplexe stehen miteinander im Gleichgewicht. Das schiere Überangebot an Cl-Ionen allein sorgt dafür, dass diese Gleichgewichte jeweils auf die Seite mit mehr Chlorid im Komplex gedrängt werden. So einem Zwang wie dem Cl-Überschuss will das ganze System nämlich ausweichen.

Der Knackpunkt dabei: Durch die Entstehung der Komplexe mit Chlorid wird dem Gleichgewicht zwischen CuO und gelösten Kupferionen das  [Cu(H2O)6]2+ entzogen! Laut dem Prinzip von Le Chatelier strebt das Gleichgewicht danach, auh diesen Verlust auszugleichen: Der Verlust der Kupferionen mit reiner Wasserhülle zieht das Gleichgewicht förmlich auf die Seite des gelösten [Cu(H2O)6]2+. So geht in der Anwesenheit von reichlich Cl mehr Cu2+ aus dem CuO in Lösung.

Und was tut der Essig dabei?

Mit Kochsalz und blossem Wasser funktionieren diese Ligandenaustauschreaktionen kaum: Das Kupferoxid bleibt an der Oberfläche haften – der Kupfertopf bleibt dunkel.

So lautete meine erste Vermutung Die Säure (Haushaltsessig ist nichts anderes als Essigsäure gelöst in Wasser) fördert irgendwie die Entstehung der chloridhaltigen Komplexe. Befriedigend war diese Erklärung aber lange nicht.

Deshalb habe ich meine Chemiker-Gedanken weiter gesponnen und bin zu folgender Erklärung gelangt:

Wenn Cu2+-Ionen aus dem CuO in Lösung gehen, müssen die O2--Ionen aus dem Gitter auch irgendwo hin. Allerdings können die nicht einfach von Wassermolekülen umgeben existieren. Stattdessen reagieren sie mit dem Wasser zu OH-Ionen:

Auch zwischen diesen Reaktionspartnern besteht ein Gleichgewicht, das nicht all zu weit auf der Seite der OH-Ionen liegen mag. Ist im Wasser allerdings eine Säure (ein Stoff, der mit Wasser H3O+-Ionen erzeugen kann) vorhanden, reagieren die OH-Ionen allerdings gleich wieder zu Wasser:

Diese Gleichgewichtsreaktion nennen die Chemiker “Neutralisation”! Es liegt nämlich recht weit auf der Wasser-Seite, sodass eine Säure wie H3O+ und eine Base wie OH ganz von selbst miteinander reagieren. Durch den “Verbrauch” von OH-Ionen durch die Neutralisation wird wiederum das Gleichgewicht zwischen O2- im CuO-Gitter und den OH-Ionen in Lösung auf die OH-Seite gezogen.

Zum besseren Überblick habe ich die wichtigsten Gleichgewichte und ihre Abhängigkeiten voneinander noch einmal zusammengefasst:

Überblick über die Gleichgewichtsreaktionen: So löst sich Kupfer in Essig mit Kochsalz
Die roten Pfeile deuten die Verlagerung der Gleichgewichte an: Die Reaktionen ganz rechts “ziehen” die Gleichgewichte weiter links auf die Seite der Lösung: Das Kupferoxid an der Kupferoberfläche wird aufgelöst!

Wenn meine Erklärung zutrifft, müsste das Ganze auch mit Kochsalz in anderen Säuren funktionieren. Ich habe es ausprobiert: Kochsalz in Zitronensäure zeigt beim Polieren die gleiche Wirkung.

Aber Kupfer(II)-Komplexe sind doch farbig?

Die Chemie-Erfahreneren unter euch wissen vielleicht, dass die Komplexe mit Cu2+-Ionen eigentlich sehr farbig sind: [Cu(H2O)6]2+ ist zum Beispiel cyanblau, während die chloridhaltigen Komplexe zunehmend grün sind. Warum sieht man dann beim Reinigen der Münzen die Farben nicht?

Ich gehe davon aus, dass diese Komplexe insgesamt in so kleiner Menge entstehen, dass uns die äusserst blasse blau-grüne Färbung schlichtweg nicht auffällt.


Wie verträglich ist die Reinigung mit Essig und Kochsalz für die Kupfer-oberfläche?

Durch die Ligandenaustauschreaktionen wird das Kupfer-Metall nicht wieder hergestellt. Stattdessen wird bereits oxidiertes Kupfer in Wasser gelöst, sodass es abgewaschen werden kann. Wie bei allen anderen mir bekannten Mitteln zur Entfernung von Korrosionsspuren würde auch dieses bei wiederholtem Putzen irgendwann das Metall “aufbrauchen”.

Im praktischen Gebrauch bei der Reinigung von Kupfertöpfen und ähnlichen Gegenständen fällt diese Verlust jedoch nicht ins Gewicht. Zudem gehe ich davon aus, dass kommerzielle Reinigungspasten nach dem gleichen Prinzip funktionieren. Ihr könnt also getrost eure Kupfertöpfe mit Essig und Kochsalz polieren.

Und Messingoberflächen?

Messing ist eine Legierung – also ein Gemisch – aus den Metallen Kupfer und Zink. Auch in Messing sind also Kupferatome enthalten, die, wenn sie zu CuO oxidiert werden, dem Metall ein dunkles, stumpfes Aussehen geben. Damit sollte sich dieses Problem mit Hilfe der selben Reaktionen beheben lassen.

Tatsächlich habe ich auch den Messinggriff meines Kupfertopfes problemlos mit Essig und Kochsalz polieren können. Lasst dabei jedoch die Mischung nicht unnötig lange einwirken, sondern spült sie gleich nach dem Putzen ab!

Beim Experimentieren mit Messingmünzen habe ich nämlich festgestellt, dass die Mischung Zink oder/und andere Bestandteile der Legierung aus der Oberfläche herauslösen kann. Die Folge: Die ehemals messinggoldene Oberfläche wird zwar blank, aber rot wie Kupfer!

Zink ist nämlich ein ziemlich unedles Metall, sodass es von der Säure angegriffen werden könnte. Die Säurekorrosion habe ich hier zur Rostparade oder zum Anhören in der neuen Folge des Proton-Podcasts (erscheint in Kürze) erklärt.

Bild: Tschechische 20-Kronen-Münze rot verfärbt

Was euch die Verwendung dieses Hausmittels bringt

Wie bereits erwähnt vermute ich, dass im Handel erhältliche Reinigungspaste für Kupfer und Messing auf die gleiche Weise funktioniert wie das Gemisch aus Säure und Kochsalz – nämlich mit Chemie. Welchen Vorteil habt ihr dann aber von diesem Hausmittel?

Wie ihr seht: Ohne Chemie geht nichts im Haushalt. Anders als bei einer Reinigungspaste aus dem Handel wisst ihr beim Einsatz eines solchen Hausmittels oder Chemie-Hacks ganz genau, welche Chemie bzw. Chemikalien darin enthalten sind. Nämlich garantiert nichts, was euch gefährlich werden könnte (so lange ihr das Kochsalz nicht löffelweise esst oder euch die Säure in die Augen spritzt – aber das versteht sich ja von selbst). Das ist doch ein beruhigender Gedanke, oder?

Und wie reinigt ihr Kupfer und Messing in eurem Haushalt?

WC-Reiniger enthalten Säure : Achtung ätzend!

Wie funktioniert WC-Reiniger? Gibt es Hausmittel-Alternativen? Dies sind die Leser-Fragen der Woche.

Die meisten unter euch kennen sie wahrscheinlich – wie ich – als relativ dicke, knallig gefärbte Flüssigkeit aus der Flasche mit dem seltsamen Entenhals. Doch die Mutter aller WC-Reiniger war ein festes Granulat zum Aufschäumen. Farbgebung und Geruch dieser Substanzen lassen auch den Otto-Normalverbraucher erahnen, dass mit ihnen nicht zu spassen ist. Doch was verbirgt sich wirklich dahinter?

Woraus bestehen WC-Reiniger?

Die vielleicht wichtigsten – und oft nicht auf der Verpackung aufgeführten – Bestandteile von flüssigen WC-Reinigern sind Säuren. Das können Salzsäure (HCl), Phosphorsäure (H3PO4) oder Salpetersäure (HNO3) sein. Diese Säuren verleihen dem üblichen WC-Reiniger einen pH-Wert von etwa 1 (ich habe das mit einem einfachen pH-Streifen an dem Reiniger aus der Entenhals-Flasche nachgemessen!), was in etwa unserer Magensäure entspricht.

Dazu kommen Tenside, also “Seife”, Farb- und Duftstoffe sowie irgendeine Form von Verdickungsmittel.

Feste WC-Reiniger-Granulate enthalten zusätzlich Salze wie Soda (Natriumcarbonat, Na2CO3) oder Natron (Natriumhydrogencarbonat, NaHCO3), die in Wasser mit sauren Bestandteilen reagieren und dabei CO2-Gas freisetzen, welches das Ganze aufschäumen lässt (dieser Effekt lässt sich für spektakuläre Experimente nutzen).

Wie funktionieren WC-Reiniger?

Der wichtigste Wirkstoff in WC-Reinigern ist die Säure. Die reagiert nämlich mit festem Kalk (CaCO3) und Urinstein zu wasserlöslichen Stoffen, die leicht abgebürstet und weggespült werden können.

Von starken und schwachen Säuren

Eine Säure ist ein Stoff, der H+-Ionen abgeben kann. Dabei bleibt zwangsläufig ein Anion übrig, welches theoretisch das oder die H+-Ion(en) wieder aufnehmen kann: Das Anion ist eine Base. Allerdings ist das Bestreben, H+-Ionen abzugeben, nicht bei jeder Säure gleich stark. So gilt, wenn sich zwei Säuren begegnen, die Regel: Die stärkere Säure gibt H+-Ionen an die Anionen der schwächeren Säure ab – und löst diese Anionen dazu notfalls auch aus einem Salzkristall:

Salzsäure (HCl in Wasser)* ist eine starke, Kohlensäure (H2CO3) eine schwache Säure. So führt die Gegenwart von Salzsäure dazu, dass sich die Anionen der Kohlensäure (Carbonat, CO32-) aus dem festen Kalk (einem Ionenkristall) lösen, um je 2 H+-Ionen aufzunehmen. Anders als Calcium- und Carbonat-Ionen sind Calcium- und Chlorid-Ionen gemeinsam in Wasser gut löslich und können einfach fortgespült werden.

*Für jene, die es ganz genau nehmen: Tatsächlich ist Wasser auch eine Base, sodass Chlorwasserstoff-Moleküle (HCl) all ihre H+-Ionen erst einmal an Wasser-Moleküle abgeben:

Das Hydronium-Ion H3O+ ist damit in Wirklichkeit die stärkere Säure in der ersten Reaktion, welche die Kohlensäure aus dem Kalk freisetzt.

Und wer meine früheren Beiträge, zum Beispiel zum Experimentieren mit Natron und Essig, aufmerksam gelesen hat, weiss auch, dass freie Kohlensäure in Wasser nicht beständig ist. Stattdessen zerfällt sie in Wasser und CO2-Gas – ein Umstand, der, wie Le Chatelier auf dem Flughafen zu erklären weiss, das Auflösen von Kalk in Säuren nur mehr fördert.


Und was ist Urinstein?

Urinstein ist ein gelblich-braunes Kristallgemisch, das durch die Reaktion von Urin-Bestandteilen mit im Spülwasser gelöstem Kalk bei basischem, also hohem pH-Wert entsteht. Er kann unter anderem die schwerlöslichen Salze Calcium- und Magnesiumcarbonat, -sulfat, -oxalat, -phosphat, -hydroxid sowie ebenfalls abgelagerten Harnstoff (eine elektrisch ungeladene organische Verbindung) enthalten.

Poröse Ablagerungen von Kalk und Urinstein können Bakterien eine Heimat bieten, die wiederum mit ihren Stoffwechselausscheidungen für einen basischen pH-Wert in ihrer Umgebung sorgen können.

In Gegenwart von Säure lösen sich die Urinstein-Bestandteile jedoch leichter in Wasser, sodass saure WC-Reiniger auch bei der Entfernung von unschönem Urinstein samt enthaltener Bakterien (die in stark saurer Umgebung meist nicht lange überleben) helfen.


Die ausserdem im WC-Reiniger enthaltenen Tenside helfen mit ihrer Super-Waschkraft, angelöste Ablagerungen gänzlich von den Oberflächen im WC zu lösen. Ausserdem verbleiben zähflüssige WC-Reiniger länger auf den verschmutzten Oberflächen als dünnflüssigeres Wasser, sodass die Säuren Zeit zum Reagieren haben.

Die knalligen Warnfarben der WC-Reiniger-Flüssigkeit dienen schliesslich in meinen Augen der Abschreckung: Was giftig blau erscheint, nehmen wir meist instinktiv als “nicht zum Verzehr geeignet” wahr – und in den Mund genommen oder gar verschluckt können die ätzenden Flüssigkeiten unseren Schleimhäuten und schlimmstenfalls unserem Leben sehr gefährlich werden.

Welche Gefahren gehen von WC-Reinigern aus?

Kontakt mit Umgebung und anderen Reinigern

WC-Schüsseln bestehen in der Regel aus Keramik, die nicht mit Säuren reagiert und daher problemlos damit gereinigt werden kann. Das gilt jedoch nicht für Marmoroberflächen im Bad, kalkhaltige Füllungen von Fliesen-Fugen und einige Kunststoffe und Textilien! Gebt also gut acht, dass eure WC-Reiniger-Flüssigkeit nur dahin gelangt, wo sie hin soll (nämlich in die WC-Schüssel).

Die Säuren im WC-Reiniger können zudem mit starken Basen (zum Beispiel in Abflussreinigern!) unter Freigabe von viel Energie reagieren: Gebt das eine nicht mit dem anderen zusammen – schäumende und spritzende ätzende Flüssigkeit und aufsteigende ätzende Dämpfe wären die gefährliche Folge!

Gebt besonders mit chlorhaltigen Bleichmitteln (Javel-Wasser!) acht: Die Säuren können aus solchen hochgiftiges Chlor-Gas freisetzen! Bringt also niemals Javel-Wasser und WC-Reiniger zusammen!

Gesundheit

Doch auch WC-Reiniger als solche wirken ätzend, aber mindestens reizend auf Haut und Schleimhäute. Haltet sie – wie alle Reinigungsmittel – von Kindern (und allen anderen, bei welchen der Instinkt “knatschbunt ist nicht essbar” nicht funktioniert) fern. Wenn ihr selbst etwas davon auf die Haut bekommt, spült es rasch mit viel Wasser ab. Bei Schleimhaut-Reizungen entfernt euch von den Dämpfen und geht an die frische Luft. Solltet ihr einen Spritzer in die Augen bekommen, spült sie mehrere Minuten lang gründlich mit Wasser und geht bestenfalls zur Sicherheit zum Augenarzt.

Wenn trotz aller Vorsicht jemand WC-Reiniger verschluckt hat: Ruft in der Giftnotruf-Zentrale (Schweiz, Deutschland, Österreich) an, lasst euch Anweisungen geben und alarmiert schlimmstenfalls gleich den Rettungsdienst. Grundsätzlich gilt nach Verschlucken ätzender Stoffe: Kein Erbrechen herbeiführen, viel Wasser oder anderes Getränk (ohne Kohlensäure, ohne Alkohol) schluckweise trinken.

Umwelt

Nahezu alle Lebewesen sind für eine Umgebung mit mehr oder weniger neutralem pH-Wert (pH = 7) geschaffen. Starke Säuren in grossen Mengen sind also nahezu jedem Leben abträglich – je kleiner die Lebewesen, desto schneller. Je stärker eine Säure verdünnt ist, desto weniger gefährlich ist sie allerdings.

Lasst deshalb unverdünnten WC-Reiniger nicht in die Umwelt gelangen. Braucht ihn möglichst ganz auf – und wenn ihr doch einmal grössere Reste loswerden möchtet, bringt sie zur Sondermüll-Entsorgung. Kleine Reste können mit viel Wasser in den Ausguss gespült werden.

Es ist zwar möglich, WC-Reiniger vor der Entsorgung mit Natriumcarbonat-Lösung oder verdünnter Natronlauge zu neutralisieren, allerdings erfordert das Sicherheitsmassnahmen (Schutzbrille, ggfs. Handschuhe!), eine Möglichkeit, den pH-Wert zu messen, viel Umsicht und einiges an Geschick, sodass dieses Vorgehen im Haushalt kaum praktikabel ist.

Verwendet WC-Reiniger daher grundsätzlich sparsam und spült nach der Reinigung der WC-Schüssel reichlich nach!

Gibt es Hausmittel-Alternativen für WC-Reiniger?

Vor der Markteinführung von WC-Reinigern in den 1950er Jahren wurden WCs mit verdünnter Salzsäure gereinigt. Die ist dünnflüssig und farblos, sodass man ihr ihre ätzenden Eigenschaften äusserlich nicht ansieht. So findet man Salzsäure heute nur noch selten bis gar nicht im Putzmittelregal – dafür aber etwas anderes: Haushaltsessig.

Auch Essigsäure ist eine stärkere Säure als Kohlensäure und in der Lage, Urinstein aufzulösen – wenn sie auch nicht ganz so stark ist, wie die im WC-Reiniger enthaltenen Säuren. Damit eignet sich auch Haushaltsessig – eine Lösung von etwa 10% Essigsäure oder mehr (“Essigessenz”) in Wasser – zum Reinigen von WCs, auch wenn man damit vielleicht etwas kräftiger schrubben muss. Denn der dünnflüssige Essig haftet weniger gut auf der Keramik-Oberfläche und reagiert weniger schnell mit den Ablagerungen darauf.

Dafür ist Haushaltsessig generell weniger stark ätzend als Salzsäure und Co und grundsätzlich haut- und umweltverträglicher (im Allgemeinen gelten die gleichen Sicherheitsvorkehrungen wie für die starken Säuren – die Gefahr ernster Verletzungen ist aber geringer).

Mit Marmor und anderen carbonathaltigen Stoffen reagiert Essig allerdings ebenso wie andere Säuren. Das gilt auch für Javel-Wasser und basische Abflussreiniger. Gebt diese auch mit Essig nie zusammen!

Fazit

WC-Reiniger sind meist flüssige Reinigungsmittel, die starke Säuren enthalten. Sie lösen Kalk und Urinstein in der WC-Schüssel, reagieren aber ebenso gut mit säureempfindlichen Stoffen wie Marmor oder Körpergeweben. Beim Umgang damit ist daher Vorsicht angesagt!

Haushaltsessig ist ebenfalls eine – wenn auch schwächere – Säure und eignet sich damit auch zum Reinigen von WCs, auch wenn er weniger effektiv ist.

Damit haben WC-Reiniger in meinen Augen durchaus eine Daseinsberechtigung – wenn sie sparsam eingesetzt werden. Ich setze meinen Reiniger alle ein bis zwei Wochen ein. So können sich keine nennenswerten, hartnäckigen Ablagerungen bilden, sodass ich jeweils mit relativ wenig Reinigungsflüssigkeit auskomme. Nach dem Schrubben leere ich dann zwei komplette Spültanks, um alles sorgfältig und verdünnt wegzuspülen.

Und wie reinigt ihr eure WCs?