Was sind Salze?: Unterschied zwischen den Versionen

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Version vom 22. Juli 2010, 16:08 Uhr

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Autoren: Hans-Jürgen Schwarz, NN
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Zusammenfassung[Bearbeiten]

Salze bestehen aus Metallkationen (z. B. K+, Ca2+) oder einer basichen Atomgruppe (z.B. NH4+) und Säurerestanionen (z.B Nitrat), die durch eine Ionenbindung zusammengehalten werden. Sie sind kristallin.


Aufbau der Salze[Bearbeiten]

Salze bestehen in der Regel aus positiv geladenen Ionen, den Kationen, und negativ geladenen Ionen, den Anionen, die ein Kristallgitter aufbauen. Zusätzlich findet sich oft im Kristallgitter noch Wasser (H2O).

NaCl polyhedra.png


Salze entstehen z. B. bei der Neutralisationsreaktion, d. h. beim Zusammentreffen einer Säure mit einer Base.


Fehler beim Parsen (SVG (MathML kann über ein Browser-Plugin aktiviert werden): Ungültige Antwort („Math extension cannot connect to Restbase.“) von Server „https://wikimedia.org/api/rest_v1/“:): {\displaystyle Na^+ + OH^- + H_3O^+ + Cl^- \rightarrow NaCl + 2H_2O}


    Base    +        Säure          →          Salz   +   Wasser

Bei der Reaktion einer Säure mit einer Base entsteht nicht immer ein neutrales Salz. Es gibt auch basische und saure Salze, je nachdem wie stark die Säuren bzw. Basen sind, die an der Reaktion beteiligt sind:

1. starke Säure + starke Base → neutrales Salz + H2O

2. starke Säure + schwache Base → saures Salz + H2O

3. schwache Säure + starke Base → basisches Salz + H2O

z.B.

1. H3O+ + Cl- + Na+ + OH- → NaCl + H2O

2. H3O+ + Cl- + NH3 → NH4Cl + H2O

3. H3O++ HCO3- + 2Na+ + 2OH- → Na2CO3 + 3H2O

Manche Salze unterscheiden sich nur in der Zahl der Wassermoleküle im Kristallgitter wie z. B. Thermonatrit = Na 2CO3•H2O und Natrit = Na2CO3 •10 H2O

Die Formel von Salzen schreibt man:

(positives Ion (Kation))X (negatives Ion (Anion))Y • nH2O : z.B. CaCl2 • 6 H2O

mit x,y,n Zahl der Ionen bzw. Wassermoleküle


Salze bestehen aus Metallkationen (z. B. K+, Ca2+) oder einer basichen Atomgruppe (z.B. NH4+) und Säurerestanionen, die durch eine Ionenbindung zusammengehalten werden.
Sie sind kristallin.

Welche Ionen bauen die Salze auf?[Bearbeiten]

Bauschädlichen Salze[Bearbeiten]

Die bauschädlichen Salze bestehen zu über 90% aus den 

Anionen

  • Sulfat         SO42-
  • Nitrat          NO3-
  • Chlorid        Cl-
  • Carbonat     CO32-

 und den Kationen 

  • Natrium       Na+
  • Kalium        K+
  • Calcium      Ca2+
  • Magnesium Mg2+


weitere nachgewiesene Anionen sind:

  • Acetat
  • Formiat
  • Oxalat
  • ...

weitere nachgewiesene Kationen sind:

  • Ammonium   NH4+
  • Phosphat      PO43-
  • ...



Kristallisation von Salzen aus wässerigen Lösungen[Bearbeiten]

Bei geschlossenem System bestimmt die Konzentration der Salzlösung den Wasserdampfdruck über der Lösung (vgl. Kap. 1.5.). Eine Aufkonzentrierung der Lösung erfolgt durch Verdunsten im offenen System. Wenn ein Salz in einer wässerigen Lösung auskristallisiert, kontrolliert folgende Beziehung die Ausfällung

mit x,y = Zahl der Kationen, Anionen [Mn+] und [Am-] sind die Ionenaktivitäten und K ist die Gleichgewichtskonstante bei gegebener Temperatur und Druck. Nur bei unendlicher Verdünnung der Lösung, kann die Ionenaktivität gleich der Konzentration des Ions in der Lösung gesetzt werden. Eine Kristallisation kann nur dann erfolgen, wenn das aktuelle Ionenaktivitätsprodukt (IAP)

(Mn+) • (Am-) = IAP

größer als die Gleichgewichtskonstante K wird. Kommt es in diesem Fall zu keiner Kristallisation, so spricht man von einer übersättigten Lösung. Die Aktivität der einzelnen in der Lösung befindlichen Ionen hängt von verschiedenen Parametern ab.

Eine übersättigte Lösung ist nicht stabil; nach der Bildung von Keimen scheidet sich der überschüssig gelöste Stoff so lange aus, bis die Sättigungskonzentration erreicht ist (oft geschieht dies schlagartig). Die Sättigungskonzentration ist für jedes Salz eine Temperatur- und Druck-abhängige Konstante.

Für feste Stoffe mit positiver Lösungswärme steigt die Löslichkeit mit der Temperatur, im umgekehrten Fall sinkt sie. Durch den Zusatz von Fremdsalzen werden die Ionenstärken und damit die Aktivitätskoeffizienten aller in der Lösung vorhandenen Komponenten verändert. Daraus ergeben sich Veränderungen von Gleichgewichtskonzentration, Dampfdrücken über Lösungen und Löslichkeit (Einsalz-, Aussalzeffekt) (vgl. Pitzer 1991). Die Mehrzahl der Salze gehört zu den starken Elektrolyten und dissoziiert in wässeriger Lösung praktisch vollständig (Dissoziationsgrad   1).


Löslichkeit von Salzen[Bearbeiten]

Für die Löslichkeit eines Ionenkristalles, eines Salzes, ist die Gitterenergie ein wichtiger Faktor. In einem polaren Lösungsmittel wie Wasser zerfällt der Ionenkristall in seine einzelnen Ionen, und eine Auflösung ist nur möglich, wenn dabei die Gitterenergie aufgebracht wird. In wässrigen Lösungen sind die Ionen von Wassermolekülen umgeben, an die sie, auf Grund des polaren Charakters der Moleküle, ziemlich fest gebunden sind. Es ist hauptsächlich die Solvatationsenergie der Ionen, durch die die Energie aufgebracht wird, Ionen aus dem Kristall in Lösung zu bringen. Im Allgemeinen lässt sich sagen, dass sich Ionenkristalle lösen, wenn das Lösungsmittel polar und die Gitterenergie nicht zu groß ist. Für die Voraussage der Löslichkeit einer bestimmten Verbindung sind detailliertere Betrachtungen notwendig. Im Wasser lösen sich viele Salze ohne nennenswerten Energieaufwand, manche sogar unter Energieabgabe. Wie ist dieser Unterschied zu erklären. Beim Lösen werden die positiven und negativen Ionen gegen ihre elektrische Anziehung voneinander getrennt. Es muss die Gitterenergie überwunden werden.

Die dazu notwendige Energie liefert beim Lösen (beim Schmelzen geschieht dies durch Erwärmen) die Solvatation - im besonderen Fall des Wassers die Hydratation, so dass die Hydratationsenergie die Gitterenergie mindestens teilweise kompensieren kann. Im Gitter führen die Teilchen Pendelbewegungen um ihre Schwerpunktslage aus. Bringt man nun einen Ionenkristall ins Wasser, so werden Wassermoleküle, die infolge ihrer unsymmetrischen Ladungsverteilung starke Dipole sind, von den Ionen angezogen und lagern sich an der Oberfläche des Kristalls an. Dabei wird Energie frei, die von den Ionen des Kristalls übernommen wird, bis es schließlich den energiereichsten von ihnen gelingt, sich aus dem Gitterverband zu lösen. Dieses gilt insbesondere für die Ionen an den Kanten und Ecken. Gelöste Ionen werden allseitig von Wassermolekülen umgeben, und es wird weiter Energie frei. Das Salz löst sich schließlich ganz auf. Der Wassermantel schwächt die zwischen den Ionen wirkenden Anziehungskräfte so stark ab, dass die hydratisierten Ionen sich einzeln in der Lösung bewegen können.

Unter der Voraussetzung, dass die beiden Ionenarten eines Salzes mit Wasser nicht reagieren, d.h. neue Stoffteilchen bilden, gelten für Salze der Hauptgruppenelemente die folgenden Löslichkeitsregeln. Gut löslich sind Salze der Hauptgruppenelemente dann, wenn beide Ionenarten je einfach geladen sind oder dann, wenn die eine Ionenart einfach und die andere doppelt geladen ist. Wie jede Regel hat auch diese Ausnahmen; so sind die Fluoride schlechter löslich, was mit der Kleinheit dieses negativen Ions erklärt werden kann.