EL-MO Elemente und Moleküle, Schulbuch

Schmelzpunkt – Wasserlöslichkeit – Kristallwasser 2.12 Eigenschaften von Ionenverbindungen 54 54 Abb. 054–3: Salze mit und ohne Kristallwasser Abb. 054–1: Schmelzpunkte einiger Ionenver- bindungen Durch das Ionengitter sind Salze bei Raumtemperatur immer Feststoffe. Schmelzpunkt Die Schmelzpunkte sind sehr hoch, weil beim Schmelzen der Zusammenhalt im Gitter - die Gitterenergie E G - überwunden werden muss. Zum Unterschied zu Molekülen wird hier beim Schmelzvorgang eine Hauptvalenz aufgebrochen. In der Schmelze haben die Ionen ihre Gitterplätze verlassen und sind frei be- weglich. MgCl 2 (s) → Mg 2+ (l) + 2 Cl – (l) [(s) ... solid ⇒ festes Salz ; (l) ... liquid ⇒ Salzschmelze] Auch in der Salzschmelze bleibt das Ionenverhältnis selbstverständlich erhal- ten. Da die Ionen jetzt nicht mehr miteinander verbunden sind, schreibt man das Verhältnis der Ionen als Faktoren vor das jeweilige Ion. Wasserlöslichkeit Salze sind oft gut wasserlöslich. Der Vorgang erfolgt in den meisten Fällen ohne äußere Energiezufuhr. Auf den ersten Blick erscheint diese Tatsache verwunder- lich, weil auch beim Lösen die Gitterenergie E G überwunden werden muss. Wasser-Moleküle – als Dipolmoleküle – werden von den Ionen angezogen und lagern sich 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-Molekülen, die Hydrat- hülle . In der Formelschreibweise wählt man zur Kennzeichnung von wässrigen Lösun- gen 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 Hy- dratisierungsenergie E H . In vielen Fällen ist die Hydratisierungsenergie größer als die Gitterenergie. Das Salz löst sich daher unter Erwärmung. Manche Salze lösen sich allerdings auch unter Abkühlung. In diesen Fällen wird die Gitter- energie nicht ganz von der Hydratisierungsenergie aufgebracht. Der fehlende Energiebetrag wird von der Wärmeenergie des Wassers geliefert, das sich da- durch abkühlt. Ist die Gitterenergie viel größer als die Hydratisierungsenergie, so besitzen die Salze eine geringe Löslichkeit. Man unterscheidet daher 4 Fälle (Schüler-Experimente 2.3 und 2.4): E G ≈ E H : Salz löst sich ohne merkliche Temperaturänderung E G < E H : Salz löst sich unter Erwärmung E G > E H : Salz löst sich unter Abkühlung E G ≫ E H : Salz löst sich nicht Kristallwasser Beim Auskristallisieren aus wässrigen Lösungen verlieren manche Ionen ihre Hydrathülle nicht vollständig. Die im Ionengitter eingebauten Wasser-Moleküle bezeichnet man als Kristallwasser. Der Kristallwassergehalt wird bei der Formel getrennt durch einen Punkt angegeben. Es zeigt das Molverhältnis Salz zu Was- ser (zB CuSO 4 . 5H 2 O bedeutet, dass pro mol CuSO 4 , 5 mol H 2 O im Kristallverband gebunden sind). Kristallwasserhältige und kristallwasserfreie Salze unterscheiden sich oft in der Farbe, daher werden diese Substanzen als Feuchtigkeitsindikator eingesetzt. (Abb. 54–3) Das Kristallwasser wird bei höheren Temperaturen wieder abgegeben. Die Auf- nahme bzw. Abgabe von Kristallwasser ist mit einem Energieumsatz verbunden. So erfolgt zB die Ausbildung einer Hydrathülle unter Erwärmung. Dies wird un- ter anderem auch bei einem Taschenwärmer genutzt (Schüler-Experiment 2.3). 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 CoCl 2 • 6 H 2 O rosa Cobalt(II)-chlorid-Hexahydrat CoCl 2 blau Cobalt(II)-chlorid CuSO 4 • 5 H 2 O blau Kupfer(II)-sulfat-Pentahydrat CuSO 4 weiß Kupfer(II)-sulfat NiSO 4 • 7 H 2 O grün Nickel(II)-sulfat-Heptahydrat NiSO 4 gelb Nickel(II)-sulfat Schüler-Experimente 2.3 u. 2.4 Wasserlöslichkeit von Salzen Taschenwärmer Abb. 054–2: Salze lösen sich gut in polaren Lösungsmitteln VS Nur zu Prüfzwecken – Eigentum des Verlags öbv