Big Bang HTL 2, Schulbuch

Bereich Grundlagen der Chemie (II. Jahrgang, 3. Semester) 55 Die chemischen Bindungen 4 Kristallstruktur und Spaltbarkeit: Durch die atomare Gitterstruktur entstehen auch makro- skopisch Kristalle mit ebenen Gitterflächen. Je langsamer der Kristall wachsen kann, desto größer wird er. Je nach Kristallsystem entstehen z. B. würfelförmige, prismenartige oder oktaederartige Kristalle. Übt man auf einen Salzkristall eine mechanische Kraft aus, so zerbricht er. Salze sind spröde . Das liegt an der Struktur des Ionengitters. Durch die Krafteinwirkung schieben sich gleich geladene Ionen nebeneinander, diese stoßen sich ab und der Kristall zerbricht . Dabei entstehen schöne glatte Bruchflächen. ( F35 ) Gitterenergie und Schmelzpunkte: Salze besitzen hohe Schmelzpunkte . Grund dafür ist die Gitterenergie . Bei der Bildung eines Salzes aus den Elemen- ten entsteht aus den Atomen ein Ionengitter. Dabei wird Energie frei, je nach Bindungspartnern unterschiedlich viel. Will man das Ionengitter wieder zerstören (durch schmel- zen oder lösen), so muss diese Gitterenergie wieder zuge- führt werden. Es ist quasi die Energie, die man braucht, um die Kationen und Anionen zu trennen, auseinanderzureißen. Grundregel: Je größer die Ionen, und je mehr Ladungen, die sie tragen, desto höher ist auch die Gitterenergie und damit der Schmelzpunkt. Tab. 4.1: Gitterenergien und Schmelzpunkte einiger Salze Salz Betrag der Gitter­ energie [kJ/mol] Schmelzpunkt [°C] Natriumchlorid Na + Cl – 781 801 Magnesiumoxid Mg 2+ O 2– 3933 2640 Titannitrid Ti 3+ N 3– 8033 2950 Löslichkeit: Salze sind im Allgemeinen recht gut wasserlöslich . Aber auch hier muss man die Gitterenergie, also die An- ziehungskräfte der Ionen im Gitter überwinden, um die Ionen einzeln in Lösung zu bringen. Das ist möglich durch den besonderen Bau der Was- sermoleküle (siehe Kap. 4.5). Wasser- moleküle sind gewinkelt gebaut und haben grob gesagt ein positiv geladenes Ende, dort wo die H’s sitzen und ein negativ geladenes Ende dort wo das O sitzt. Abb. 4.17: Ionengitter zerbrechen bei Krafteinwirkung Abb. 4.18: Wasser- molekül Dipol Beim Lösen eines Salzes passiert nun Folgendes: Wasser- moleküle umhüllen die einzelnen Ionen mit ihrem „passen- den“ Ende und entfernen sie so aus dem Gitter. In wässriger Lösung liegen die Ionen mit einer Hülle aus Wassermole- külen vor. Man sagt, sie sind hydratisiert. Der Vorgang der Bildung einer Hydrathülle heißt Hydratisierung oder Hydratation . Manche Salze behalten diese Hydrathülle sogar beim Aus- kristallisieren. Diese Wassermoleküle werden auch Kristall- wasser genannt und in der Formel so aufgeschrieben: CuSO 4 × 5 H 2 O ® die fünf Wassermoleküle sind die Hydrat- hülle . Dieses Salz heißt Kupfersulfat-Pentahydrat oder „blaues Kupfersulfat“. Durch Erhitzen kann man die Hydrat- hülle entfernen, dann entsteht Kupfersulfat CuSO 4 oder „weißes Kupfersulfat“. Siehe V4.6. Energetisch wirken beim Lösen eines Salzes zwei Vorgänge einander entgegen. Einerseits muss die Gitterenergie über- wunden werden, um die Ionen auseinanderzubringen. An- dererseits wird bei der Bildung der Hydrathülle wiederum Energie frei. Wer sich das nicht so recht vorstellen kann, wa- rum das so ist, denkt mal an den umgekehrten Vorgang: Um die Hydrathülle wieder zu entfernen muss man ja ebenfalls Energie zuführen, also muss bei der Bildung der Hydrathülle Energie frei werden. Diese Energie nennt man Hydratisierungsenergie . Je nachdem, welcher Energiebetrag nun beim Lösen eines Salzes überwiegt, ergeben sich folgende Möglichkeiten: Das Salz löst sich … … unter Erwärmung Hydratisierungsenergie ist höher … unter gleich bleibender Temperatur Hydratisierungsenergie und Gitterenergie sind gleich groß … unter Abkühlung Gitterenergie ist höher … gar nicht Gitterenergie ist viel höher Dieses Prinzip wird bei Einmal- Kältekissen (Cool-Packs) und auch Wärmekissen angewendet. Diese Packs enthalten 2 Kammern, 1 gefüllt mit Wasser, die andere gefüllt mit einem Salz. Benutzt man das Kissen, so muss man es an einer bestimmten Stelle knicken und dadurch gelangt das Salz ins Wasser. Das benutzte Salz muss der Anwendung entsprechend eine höhere oder niedrigere Gitterenergie als Hydratisierungsenergie besitzen. Abb. 4.19: Vorgang bei der Hydratisierung eines Ionenkristalls Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv