Eigenschaften von Salzen und Lösen in Wasser

Einstieg: Hart, spröde und doch löslich

Ein Kochsalzkristall ist so hart, dass du ihn mit dem Fingernagel kaum ritzen kannst. Schlägst du mit einem Hammer darauf, zerspringt er in kleine Würfel, statt sich zu verbiegen wie ein Stück Kupfer. Erst bei 801 °C schmilzt er. Trotzdem verschwindet derselbe Kristall in einem Glas Wasser nach wenigen Minuten. Wie passt das zusammen?

Erklärung: Typische Eigenschaften von Salzen

Die Eigenschaften der Salze lassen sich mit dem Ionengitter erklären.

Eigenschaft	Erklärung auf der Teilchenebene
hohe Schmelztemperatur (NaCl 801 °C, MgO etwa 2800 °C)	Die Ionenbindung wirkt in alle Richtungen und ist stark. Um das Gitter aufzulösen, muss viel Energie zugeführt werden.
hart und spröde	Verschiebt ein Schlag eine Ionenschicht um eine Position, stehen sich plötzlich gleich geladene Ionen gegenüber. Sie stoßen sich ab, der Kristall bricht.
leiten fest nicht, in Lösung und Schmelze schon	Im Gitter sitzen die Ionen fest. In Lösung und Schmelze sind sie beweglich.
oft wasserlöslich	Wassermoleküle können Ionen aus dem Gitter lösen (siehe unten).

Magnesiumoxid schmilzt viel höher als Natriumchlorid, weil seine Ionen doppelt so stark geladen sind ($\mathrm{Mg^{2+}}$, $\mathrm{O^{2-}}$) und kleiner sind. Je höher die Ladungen und je kleiner die Ionen, desto stärker ist die Ionenbindung.

Erklärung: Was passiert beim Lösen?

Wassermoleküle sind elektrisch nicht ganz ausgeglichen: Am Sauerstoffatom sind sie etwas negativ, an den Wasserstoffatomen etwas positiv geladen. Man nennt sie Dipolmoleküle.

Gibt man ein Salz in Wasser, lagern sich die Wassermoleküle an die Ionen an der Kristalloberfläche an:

• An ein Kation wenden sie ihre negative Seite (Sauerstoff).
• An ein Anion wenden sie ihre positive Seite (Wasserstoff).

Die Ionen werden aus dem Gitter herausgelöst und sind dann von einer Hülle aus Wassermolekülen umgeben. Diesen Vorgang nennt man Hydratation, die umhüllten Ionen hydratisierte Ionen. Man schreibt sie mit dem Zusatz (aq) für „aqua“:

$\mathrm{NaCl}\mathrm{(s)} \longrightarrow \mathrm{Na^{+}}\mathrm{(aq)} + \mathrm{Cl^{-}}\mathrm{(aq)}$

Der Lösevorgang ist keine chemische Reaktion im engeren Sinn: Beim Eindampfen erhält man das Salz zurück. Es werden aber Bindungen gelöst (Ionenbindungen im Gitter) und neue Wechselwirkungen gebildet (zwischen Ionen und Wassermolekülen).

Die Energiebilanz des Lösens

Beim Lösen spielen zwei Energiebeträge gegeneinander:

• Die Gitterenergie muss aufgebracht werden, um die Ionen aus dem Gitter zu trennen.
• Die Hydratationsenergie wird frei, wenn sich Wassermoleküle an die Ionen anlagern.

Ist die Hydratationsenergie größer als die Gitterenergie, wird insgesamt Energie frei. Die Lösung erwärmt sich, der Lösevorgang ist exotherm. Ist sie kleiner, wird Energie aus der Umgebung aufgenommen. Die Lösung kühlt ab, der Lösevorgang ist endotherm. Ist die Gitterenergie sehr viel größer, löst sich das Salz kaum.

Versuch: Warm oder kalt?

Material: zwei Bechergläser mit je 20 ml Wasser, Thermometer, Kaliumchlorid, wasserfreies Calciumchlorid, Spatel, Schutzbrille.

Durchführung: Miss die Wassertemperatur. Gib in das erste Glas drei Spatel Kaliumchlorid, in das zweite drei Spatel wasserfreies Calciumchlorid. Rühre mit dem Thermometer um und lies die tiefste bzw. höchste Temperatur ab.

Beobachtung (Beispielwerte): Kaliumchlorid: von 21 °C auf 15 °C. Calciumchlorid: von 21 °C auf 38 °C.

Sicherheit: Schutzbrille. Wasserfreies Calciumchlorid trägt das Piktogramm GHS07 und verursacht schwere Augenreizung (H319). Kaliumchlorid ist nicht als Gefahrstoff eingestuft. Die Lösungen können verdünnt über das Abwasser entsorgt werden, wenn die Lehrkraft nichts anderes sagt.

Beispiele

Beispiel 1: Den Versuch deuten

Beim Kaliumchlorid sinkt die Temperatur. Die Gitterenergie ist größer als die Hydratationsenergie, das Lösen ist endotherm. Beim Calciumchlorid steigt die Temperatur. Die kleinen, zweifach geladenen Calcium-Ionen ziehen Wassermoleküle besonders stark an. Die Hydratationsenergie überwiegt, das Lösen ist exotherm. Den endothermen Effekt nutzen Sofort-Kühlkompressen, den exothermen Effekt nutzt Calciumchlorid als Streusalz.

Beispiel 2: Ein spröder Kristall

Du legst einen Kochsalzkristall auf eine feste Unterlage, setzt eine Messerklinge an und schlägst leicht darauf. Der Kristall spaltet sich entlang glatter Flächen in kleinere Quader. Die Spaltflächen verlaufen entlang der Ionenschichten. Ein Metall würde sich stattdessen verformen, weil die Atomrümpfe dort von frei beweglichen Elektronen zusammengehalten werden.

Merksatz

Salze haben hohe Schmelztemperaturen, sind hart und spröde und leiten den Strom nur gelöst oder geschmolzen. Beim Lösen in Wasser werden Ionen aus dem Gitter gelöst und hydratisiert. Ob sich die Lösung erwärmt oder abkühlt, hängt davon ab, ob die frei werdende Hydratationsenergie größer oder kleiner ist als die aufzubringende Gitterenergie.

Übungen

Grundlagen

1. Nenne vier typische Eigenschaften von Salzen.
2. Erkläre, warum ein Salzkristall beim Hammerschlag zerspringt.
3. Beschreibe mit einer Skizze, wie sich Wassermoleküle an ein Natrium-Ion und an ein Chlorid-Ion anlagern.

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4. Schreibe die Gleichungen für das Lösen von Kaliumchlorid, Calciumchlorid und Natriumsulfat in Wasser.
5. Erkläre, warum Magnesiumoxid eine viel höhere Schmelztemperatur hat als Natriumchlorid.
6. Deute die Temperaturänderung beim Lösen von Kaliumchlorid mit den Begriffen Gitterenergie und Hydratationsenergie.

Knobeln

7. Eine Sofort-Kühlkompresse enthält einen Beutel Wasser und ein Salz. Welche Eigenschaft muss das Salz haben? Begründe mit der Energiebilanz.
8. Im Winter streut man Calciumchlorid auf Straßen. Nenne zwei Gründe, warum es dafür besser geeignet sein könnte als Kochsalz. Denk an den Versuch.

Lösungen

1. Zum Beispiel: hohe Schmelztemperatur, hart, spröde, leiten fest nicht, leiten in Lösung und Schmelze, oft wasserlöslich.
2. Durch den Schlag verschiebt sich eine Ionenschicht. Dann liegen gleich geladene Ionen nebeneinander und stoßen sich ab. Der Kristall bricht entlang dieser Schicht.
3. Am Natrium-Ion zeigen die Sauerstoffseiten (negativ) der Wassermoleküle zum Ion. Am Chlorid-Ion zeigen die Wasserstoffseiten (positiv) zum Ion.
4. $\mathrm{KCl}\mathrm{(s)} \longrightarrow \mathrm{K^{+}}\mathrm{(aq)} + \mathrm{Cl^{-}}\mathrm{(aq)}$, $\mathrm{CaCl_{2}}\mathrm{(s)} \longrightarrow \mathrm{Ca^{2+}}\mathrm{(aq)} + 2\,\mathrm{Cl^{-}}\mathrm{(aq)}$, $\mathrm{Na_{2}SO_{4}}\mathrm{(s)} \longrightarrow 2\,\mathrm{Na^{+}}\mathrm{(aq)} + \mathrm{SO_{4}^{2-}}\mathrm{(aq)}$
5. Die Ionen in Magnesiumoxid sind zweifach geladen und kleiner. Sie ziehen sich deutlich stärker an. Um das Gitter aufzubrechen, braucht man viel mehr Energie.
6. Zum Trennen der Ionen aus dem Gitter wird die Gitterenergie aufgewendet. Beim Anlagern der Wassermoleküle wird die Hydratationsenergie frei. Bei Kaliumchlorid ist die Gitterenergie größer. Der fehlende Betrag wird der Umgebung als Wärme entzogen, die Lösung kühlt ab.
7. Das Salz muss sich endotherm lösen, die Gitterenergie muss also größer sein als die Hydratationsenergie. Dann entzieht der Lösevorgang der Umgebung Wärme. Außerdem muss es gut löslich sein, damit viel Salz in kurzer Zeit gelöst wird.
8. Calciumchlorid löst sich exotherm und schmilzt das Eis dadurch zusätzlich an. Außerdem liefert eine Formeleinheit drei Ionen statt zwei, und gelöste Teilchen senken die Erstarrungstemperatur des Wassers. Es wirkt deshalb auch bei tieferen Temperaturen.