Elemente und Moleküle, Schulbuch

38 2 DIe CHeMISCHe BINDUNG Eigenschaften von Ionenverbindungen Auf Grund der einheitlichen Struktur – Ionengitter – sind Ionenverbindungen unter - einander ähnlicher als Molekülverbindungen. Man bezeichnet Ionenverbindungen auch allgemein als Salze . Durch die Struktur des Ionengitters sind Salze bei Raum - temperatur immer Feststoffe. Die Schmelzpunkte sind sehr hoch, weil beim Schmel- zen die Gitterenergie überwunden werden muss. Der Schmelzpunkt von Salzen steigt mit zunehmender Ionenladung, weil die Anziehungskräfte stärker werden. In der Schmelze haben die Ionen ihre Gitterplätze verlassen und sind frei beweglich. MgCl 2 (s) → Mg 2+ (l) + 2 Cl – (l) (s) ... solid → festes Salz ; (l) ... liquid → Salzschmelze Auch in der Salzschmelze bleibt das Ionenverhältnis selbstverständlich erhalten. Da die Ionen jetzt nicht mehr miteinander verbunden sind, schreibt man das Verhältnis der Ionen als Faktoren vor das jeweilige Ion. Salze sind spröde. Auch dies ist eine Eigenschaft, die direkt aus dem Ionengitter hervorgeht. Durch mechanische Beanspruchung des Gitters kommt es zu einer Ver- schiebung der Gitterebenen wobei gleich geladene Ionen aufeinandertreffen und einander abstoßen (Abb. 38.2). Salze sind oft gut wasserlöslich. Der Vorgang erfolgt in den meisten Fällen ohne äußere Energiezufuhr. Auf den ersten Blick erscheint diese Tatsache verwunderlich, weil auch beim Lösen die Gitterenergie überwunden werden muss. Wasser-Molekü - le – als Dipolmoleküle – werden von den Ionen, die an der Festkörperoberfläche liegen, angezogen und lagern sich dann an der Oberfläche des Gitters entsprechend ihrer Teilladung an. Bei der Anlagerung wird Energie frei, die zur Überwindung der Gitterenergie dient. In der Lösung besitzen alle Ionen eine Hülle von Wasser-Mole - külen, die Hydrathülle (Abb. 38.3). In der Formelschreibweise wählt man zur Kennzeichnung von wässrigen Lösungen den Index aq. (Lat.: aqua = Wasser) MgCl 2 (s) → Mg 2+ (aq) + 2 Cl – (aq) Die Energie, die bei der Ausbildung der Hydrathülle frei wird, nennt man Hydratisie- rungsenergie . In vielen Fällen ist die Hydratisierungsenergie größer als die Gitter - energie. Das Salz löst sich daher unter Erwärmung. Manche Salze lösen sich aller- dings auch unter Abkühlung. In diesen Fällen wird die Gitterenergie nicht ganz von der Hydratisierungsenergie aufgebracht. Der fehlende Energiebetrag wird von der Wärmeenergie des Wassers geliefert, das sich dadurch abkühlt. Ist die Gitterenergie viel größer als die Hydratisierungsenergie, besitzen die Salze eine geringe Löslich- keit. Beim Auskristallisieren aus wässrigen Lösungen verlieren manche Ionen ihre Hyd - rathülle nicht vollständig. Die dabei im Ionengitter miteingebauten Wasser-Molekü - le bezeichnet man als Kristallwasser . Das Kristallwasser wird bei höheren Tempe- raturen wieder abgegeben, wodurch kristallwasserfreie Salze entstehen. Kristallwasserhältige und kristallwasserfreie Salze unterscheiden sich oft in der Farbe, daher kann man diese Substanzen als Feuchtigkeitsindikatoren einsetzen (Abb. 39.1). Da in Salzschmelzen und Salzlösungen frei bewegliche Ladungsträger vorliegen, sind diese, zum Unterschied vom festen Salz, elektrisch leitfähig. Lösungen mit be- weglichen Ionen bezeichnet man als Elektrolyte . Verwendet man Gleichspannung, so tritt bei der Stromleitung in Elektrolyten eine chemische Reaktion ein, die man als Elektrolyse bezeichnet. Kationen wandern zum negativen Pol ( Katode ) und neh- men dort Elektronen auf, Anionen wandern zum positiven Pol ( Anode ) und geben dort Elektronen ab. zB Katode (–): Mg 2+ (l) + 2 e – → Mg Anode (+): 2 Cl – (l) → 2 e – + Cl 2 In der wässrigen Lösung ist aber oft, abhängig vom gelösten Salz, das Wasser an der Reaktion beteiligt. So kann an der Katode aus dem positiv polarisierten Wasser - Cl – -Ion Na + -Ion Cl – -Ion Na + -Ion H 2 O-Molekül ZnCl 2 275 °C K 2 Cr 2 O 7 398 °C KI 681 °C MgCl 2 708 °C NaCl 801 °C ZnF 2 872 °C FeS 1193 °C CaF 2 1423 °C Ca 3 (PO 4 ) 2 1670 °C MgO 2852 °C Abb. 38.1: Schmelzpunkte einiger Ionenverbindungen Abb. 38.2: Spaltung eines Kochsalzkristalls durch Verschieben der Gitterebenen Abb. 38.3: Lösen eines Kochsalzkristalls in Wasser Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv