Thermodynamik des Lösens von Salzen einfach erklärt

Hast du dich schon einmal gefragt, wie diese Knick-Kühlpads aus dem Erste-Hilfe-Kasten funktionieren, die ohne Kühlschrank plötzlich eiskalt werden? In diesem Artikel schauen wir uns die Thermodynamik des Lösens von Salzen und Salzhydraten genauer an.

Das Geheimnis dahinter ist reine Chemie! In diesen Pads befindet sich Wasser und ein Salz, die voneinander getrennt sind. Knickt man das Pad, mischen sie sich. Wenn sich bestimmte Salze in Wasser lösen, können sie ihre Umgebung stark abkühlen oder erhitzen. In dieser Lektion werden wir herausfinden, warum das passiert und wie Wasser sogar unsichtbar in scheinbar staubtrockenen Salzkristallen „gefangen“ sein kann.

Vorwissen

• Ionen und Salze: Salze bestehen aus positiv und negativ geladenen Teilchen (Ionen), die in einem festen Kristallgitter angeordnet sind. Beispiel: Kochsalz besteht aus $\text{Na}^+$ und $\text{Cl}^-$ Ionen, die fest aneinanderhängen.
• Exotherm und Endotherm: Exotherme Vorgänge geben Wärme ab (es wird warm). Endotherme Vorgänge nehmen Wärme auf (es wird kalt). Beispiel: Ein brennendes Lagerfeuer ist exotherm, weil es spürbar Wärme an die Umgebung abgibt.

Aufgabentyp 1: Exothermer und endothermer Lösevorgang von Salzen

Wenn man ein Salz in Wasser wirft, passieren auf kleinster Ebene zwei Dinge gleichzeitig. Es ist wie ein Tauziehen der Energien:

1. Der Kristall wird zerstört: Die Ionen kleben im Kristallgitter fest zusammen wie starke Magnete. Um sie voneinander zu trennen, muss man Energie aufwenden. Diese benötigte Energie nennt man Gitterenergie.
2. Das Wasser umhüllt die Ionen: Sobald die Ionen frei sind, stürzen sich die Wassermoleküle auf sie und umhüllen sie (Hydratation). Bei diesem Vorgang wird Energie freigesetzt! Diese freigesetzte Energie nennt man Hydratationsenergie.

Um zu wissen, ob das Wasserglas nun warm oder kalt wird, müssen wir diese beiden Energien vergleichen:

• Exothermer Lösevorgang (Es wird warm): Wenn das Wasser mehr Hydratationsenergie freisetzt, als wir an Gitterenergie aufwenden mussten, bleibt Energie übrig. Diese überschüssige Energie wird als Wärme an das Wasser abgegeben. Die Lösung erhitzt sich.
• Endothermer Lösevorgang (Es wird kalt): Wenn das Zerstören des Kristalls mehr Gitterenergie kostet, als das Wasser freisetzen kann, fehlt Energie. Diese fehlende Energie wird dem Wasser als Wärme entzogen. Die Lösung kühlt ab.
• Geringe Löslichkeit: Wenn die Gitterenergie extrem viel größer ist als die Hydratationsenergie, schaffen es die Wassermoleküle gar nicht erst, den Kristall aufzubrechen. Das Salz löst sich dann fast gar nicht im Wasser.

Schritt-für-Schritt-Anleitung

1. Schritt 1: Energien vergleichen Lies aus der Aufgabe ab, welche Energie größer ist: Die benötigte Gitterenergie oder die freigesetzte Hydratationsenergie.
2. Schritt 2: Energiebilanz ziehen Überlege: Bleibt am Ende Energie übrig (freigesetzte Energie ist größer) oder fehlt Energie (benötigte Energie ist größer)?
3. Schritt 3: Temperaturänderung schlussfolgern
   • Energie bleibt übrig $\to$ exotherm $\to$ das Wasser wird warm.
   • Energie fehlt $\to$ endotherm $\to$ das Wasser wird kalt.

Durchgerechnete Beispiele

Aufgabentyp 2: Salzhydrate und Kristallwasser

Wenn Salzwasser verdunstet und sich feste Salzkristalle bilden, verschwindet das Wasser manchmal nicht vollständig. Einige Wassermoleküle werden beim Wachsen des Kristalls wie in einem Käfig im Kristallgitter eingesperrt.

Salze, die Wassermoleküle fest in ihrem Kristallgitter eingebaut haben, nennt man Salzhydrate. Das eingesperrte Wasser nennt man Kristallwasser. Obwohl diese Salze Wasser enthalten, sehen sie aus wie völlig trockenes Pulver oder feste Kristalle!

In der Chemie schreibt man das Kristallwasser mit einem Punkt in die Formel. Zum Beispiel schreibt man Kupfer(II)-sulfat-Pentahydrat so: $\text{CuSO}_4 \cdot 5 \text{ H}_2\text{O}$. Der Punkt bedeutet, dass auf jedes Kupfersulfat-Teilchen genau fünf Wassermoleküle im Gitter kommen.

Dieses Wasser ist aber nicht für immer gefangen. Wenn man das Salzhydrat erhitzt, verdampft das Kristallwasser und entweicht. Zurück bleibt ein „wasserfreies“ Salz. Oft ändert das Salz dabei komplett seine Farbe!

Aufgabentyp 3: Der Farbwechsel von Kupfersulfat

Zweck: Zu sehen, wie Kristallwasser durch Erhitzen aus einem Salzhydrat entfernt wird und wie sich dadurch die Farbe ändert.

Materialien: Ein Spatel voll blauem Kupfer(II)-sulfat-Pentahydrat, Reagenzglas, Holzklammer, Bunsenbrenner, Pipette mit Wasser.

⚠️ Sicherheitshinweis: Schutzbrille tragen. Kupfersulfat ist gesundheitsschädlich und umweltgefährlich. Das Reagenzglas wird sehr heiß, daher nur mit der Holzklammer anfassen und die Öffnung nie auf Personen richten. Nur unter Aufsicht der Lehrkraft durchführen.

Durchführung:

1. Gib das blaue Kupfersulfat in das Reagenzglas.
2. Halte das Reagenzglas mit der Holzklammer schräg und erhitze es vorsichtig über der Flamme des Bunsenbrenners.
3. Lass das Reagenzglas danach einige Minuten abkühlen.
4. Gib mit der Pipette einen Tropfen Wasser auf das nun weiße Pulver.

Beobachtung: Beim Erhitzen verwandelt sich das blaue Pulver langsam in ein weißes Pulver. Am oberen, kühleren Rand des Reagenzglases bilden sich kleine Wassertropfen. Wenn man später Wasser zu dem weißen Pulver gibt, wird es sofort wieder blau und das Reagenzglas wird spürbar warm.

Erklärung: Das blaue Salz ist ein Salzhydrat. Durch die Hitze verdampft das eingebaute Kristallwasser, steigt auf und kondensiert am kühlen Glas zu Wassertropfen. Zurück bleibt das wasserfreie, weiße Salz. Gibt man wieder Wasser hinzu, wird es sofort wieder in das Kristallgitter eingebaut und die blaue Farbe kehrt zurück.

Wichtige Erkenntnisse

• Gitterenergie wird benötigt, um den Kristall zu zerstören. Hydratationsenergie wird frei, wenn Wasser die Ionen umhüllt.
• Ist die Hydratationsenergie größer, wird das Wasser warm (exothermer Lösevorgang).
• Ist die Gitterenergie größer, wird das Wasser kalt (endothermer Lösevorgang).
• Salzhydrate sind feste Salze, die unsichtbare Wassermoleküle (Kristallwasser) in ihrem Kristallgitter eingesperrt haben.
• Durch Erhitzen kann man dieses Wasser verdampfen, was oft zu einem sichtbaren Farbwechsel führt (z. B. von blau zu weiß bei Kupfersulfat).