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Hydratation

Ein Salzkorn verschwindet spurlos im Wasser — und trotzdem geht dabei kein einziges seiner Ionen verloren.

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Salz trifft auf Wasser

Ein Salzkristall besteht aus Ionen, Wassermoleküle sind Dipole — zwischen beiden wirken elektrische Anziehungskräfte.

  • Ionengitter:Kationen und Anionen, regelmäßig angeordnet; jedes Ion wird von seinen Nachbarn allseitig angezogen.
  • Wasserdipol:das O-Atom trägt die Teilladung \(\delta^-\), die beiden H-Atome tragen \(\delta^+\).
  • Ausrichtung:Wassermoleküle drehen sich zum Ion — O-Seite zum Kation, H-Seite zum Anion (Ion-Dipol-Anziehung).
  • Ecken, Kanten:dort hat ein Ion die wenigsten Nachbarn im Gitter und die meisten Wassermoleküle — es wird zuerst herausgelöst.
  • Hydratation:Umhüllen der herausgelösten Ionen mit Wassermolekülen; die Hülle heißt Hydrathülle.

Starte die Simulation und beobachte, an welchen Stellen des Kristalls sich die Ionen zuerst lösen. Verändere die Temperatur und tausche danach Wasser gegen das unpolare Lösemittel Heptan.

Salzkristall im Lösemittel

Halte fest: Wassermoleküle ziehen die Ionen von den Ecken und Kanten her aus dem Gitter und umgeben jedes Ion mit einer Hydrathülle — in einem unpolaren Lösemittel wie Heptan bleibt der Kristall unverändert.

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Hydrathülle und Lösungsgleichung

Hydratisierte Ionen bekommen in Formeln den Zusatz (aq) — von lateinisch aqua, Wasser.

Hydrathüllen um Kation und Anion
δ+ δ+ δ− Wassermolekül + hydratisiertes Kation − hydratisiertes Anion δ+ δ+ δ− Wassermolekül + hydratisiertes Kation − hydratisiertes Anion
Das Wassermolekül zeigt dem Ion immer die Seite mit der entgegengesetzten Teilladung (vereinfacht in einer Ebene gezeichnet).
  • Kation:die O-Atome \((\delta^-)\) der Wassermoleküle zeigen zum Ion.
  • Anion:je ein H-Atom \((\delta^+)\) eines Wassermoleküls zeigt zum Ion.
  • Feste Hülle:kleine Ionen und Ionen mit hoher Ladung binden ihre Hydrathülle besonders stark, z. B. \(\mathrm{Mg^{2+}}\) stärker als \(\mathrm{K^+}\).
  • Kennzeichnung:(s) fester Stoff, (aq) hydratisiertes Teilchen; über dem Pfeil steht das Lösemittel.

Lösungsgleichung aufstellen:

\(\mathrm{CaCl_2(s)}\)
Ionen erkennen
Start: Calciumchlorid enthält \(\mathrm{Ca^{2+}}\)- und \(\mathrm{Cl^-}\)-Ionen im Verhältnis 1 : 2.
\(\mathrm{CaCl_2(s)}\longrightarrow\mathrm{Ca^{2+}}+\mathrm{Cl^-}\)
Anzahl ausgleichen
Je Formeleinheit entstehen zwei Chlorid-Ionen.
\(\mathrm{CaCl_2(s)}\xrightarrow{\mathrm{H_2O}}\mathrm{Ca^{2+}(aq)}+2\,\mathrm{Cl^-(aq)}\)
Ergebnis
Alle Ionen sind hydratisiert; Ladungsbilanz rechts: \(+2+2\cdot(-1)=0\).
Merke

Lösen eines Salzes: \(\text{Salz(s)}\xrightarrow{\mathrm{H_2O}}\text{Kationen(aq)}+\text{Anionen(aq)}\)

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Allgemeine Hinweise

Lösen ist nicht Schmelzen

Kochsalz schmilzt erst bei 801 °C. Beim Lösen bauen Wassermoleküle das Gitter ab — die Ionen werden herausgezogen, nicht durch Hitze beweglich gemacht.

Ionen bleiben Ionen

Aus \(\mathrm{NaCl}\) entstehen beim Lösen weder Natrium-Atome noch Chlorgas, sondern hydratisierte \(\mathrm{Na^+}\)- und \(\mathrm{Cl^-}\)-Ionen. Die Ladungen bleiben erhalten.

Welches Ende zeigt zum Ion?

Immer das Ende mit der entgegengesetzten Teilladung: zum Kation das O-Atom \((\delta^-)\), zum Anion ein H-Atom \((\delta^+)\).

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