Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-2 Salze, Wässrige Lösungen

Salze, Wässrige Lösungen Salze: (1) „Werden äquivalente Mengen einer starken Säure und einer starken Lauge miteinander gemischt, so reagiert die entstehende Lösung weder sauer noch basisch, sondern neutral. Eine solche Reaktion wird als Neutralisation bezeichnet. Die Neutralisation ist eine Reaktion zwischen einer Säure und einer Base, bei der ein Salz und Wasser entstehen. Base + Säure Salz + Wasser (Metallhydroxid) Beispiel: 2 KOH + H2SO4 K2SO4 + H2O Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-2

Salze, Wässrige Lösungen „ Weitere Arten der Salzbildung sind:“ (1) Metalloxid + Säure Salz + Wasser (Basenanhydrid) CuO + H2SO4 CuSO4 + H2O Metall + Säure Salz + Wasserstoff Zn + 2HCl ZnCl2 + H2 Base + Nichtmetalloxid Salz + Wasser (Säureanhydrid) Ca(OH)2 + CO2 CaCO3 + H2O Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-2

Salze, Wässrige Lösungen Metall + Nichtmetall Salz 2 Na + Cl2 2 NaCl Nach ihrer allgemeinen Zusammensetzung kann man sagen: Salze bestehen aus Metall und Säurerest. Aktuelle Definition: Salze sind Verbindungen, die im festen Zustand aus Ionen bestehen. Der Begriff „Salz“ bedeutet also eine Substanz von bestimmten Aufbau und bestimmten Eigenschaften, unabhängig von seiner chemischen Zusammensetzung oder von der Herstellungsweise. Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-2

Salze, Wässrige Lösungen Salze - Ionenverbindungen: (2) „Ionenverbindungen bilden im festen Zustand ein Ionengitter. Im Flüssigen und gasförmigen Zustand werden die Ionen mehr oder weniger beweglich. Da aber die Anziehungskräfte zwischen den Ionen verhältnismäßig stark sind (und um so stärker werden, je höher geladen die Ionen sind), muß viel Energie aufgewendet (d.h. hoch erwärmt) werden, um solche Substanzen zu verdampfen, wobei das Intervall zwischen Schmelz- und Siedepunkt sehr groß ist. Typische Ionenkristalle sind daher ausgesprochen schwerflüchtig. Das Wasser vermag dank seiner hohen Dielektrizitätskonstante und der Erscheinung der Hydration die Anziehungskräfte zwischen den Ionen herabzusetzen, so daß sich das Ionengitter mehr oder weniger gut löst. Wegen des Vorhandenseins geladener Teilchen, die in einem elektrischen Feld wandern können (Anziehung durch entgegengesetzt geladene Pole), zeigen Ionenverbindungen im flüssigen und gelösten Zustand elektrische Leitfähigkeit (ion gr. wandernd). Das Ionengitter ist hingegen ein Nichtleiter, weil die feste Gitterordnung (d.h. die starken elektrischen Kräfte zwischen den Ionen) ein Verschieben der Ionen verhindert.“ Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-2

Salze, Wässrige Lösungen Löslichkeit von Ionenkristallen: (2) Hydration und Hydrationsenergie: „Um einen Ionenkristall zu verdampfen, muß stets viel Energie aufgewendet werden. Im Wasser lösen sich jedoch viele Salze ohne nennenswerten Energieaufwand, ja manche sogar unter Energieabgabe. Im Gitter eines festen Stoffes führen die Teilchen Pendelbewegungen um ihre Schwerpunktslage aus. Bringt man nun einen Ionenkristall ins Wasser, so werden Wassermoleküle (starke Dipole) von den Ionen angezogen und lagern sich an der Oberfläche des Kristalls an diese an. Dabei wird aber bereits etwas Energie frei, welche von den Ionen des Gitters übernommen wird. Einzelne von Ihnen beginnen sich stärker zu bewegen, und schließlich gelingt es den energiereichsten von ihnen, sich aus dem Gitterverband zu lösen. Ein auf diese Weise freigewordenes Ion wird aber sofort auf allen Seiten von Wassermolekülen eingehüllt. Die Energie, welche dabei frei wird, führt dazu, daß sich weitere Ionen aus dem Gitter lösen, sofern die Gittererenergie (die Anziehungskraft der Ionen im Gitter) nicht allzu groß ist und dies verhindert. Das Salz löst sich schließlich ganz auf. Der „Wassermantel“ um die Ionen schwächst die zwischen ihnen wirkenden Anziehungskräfte so stark ab, daß die hydratisierten Ionen sich einzeln in der Lösung bewegen können.“ (2) Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-2

Salze, Wässrige Lösungen „Sowohl beim Verdampfen wie beim Lösen werden die positiven und negativen Ionen gegen ihre elektrische Anziehung voneinander getrennt. Es muß also die Gitterenergie überwunden werden. Die dazu notwendige Energie wird im Falle des Schmelzens und Siedens durch direktes Erwärmen aufgebracht; beim Lösen muß offenbar die Wechselwirkung mit den Lösemittelteilchen, die Solvatation (Im besonderen Fall des Wassers Hydration genannt), Energie liefern, so daß die Solvatations- (Hydrations-)energie die Gitterenergie (mindestens teilweise) kompensieren kann.“ (2) Quelle:chemie-master.de Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-2

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Salze, Wässrige Lösungen Literaturquellen: Es wurde als Quellen verwendet: Übernommen aus: Nachschlagebücher für Grundlagenfächer Chemie, Schröter, Lautenschläger, VEB Fachbuchverlag Leipzig Chemie, Hans Rudolf Christen, Verlag Sauerländer Kurzes Lehrbuch der anorganischen und allgemeinen Chemie, J. Fenner und H Siegers, Springer Verlag Chemie.de Chemische und mikrobiologische Grundlagen der Wassertechnologie 3-2