Welche Salze lösen sich exotherm in Wasser?

Exotherme Auflösung von Salzen in Wasser: Ein tieferer Blick auf den Fall Calciumchlorid und weitere Beispiele

Die Auflösung von Salzen in Wasser ist ein alltäglicher Vorgang, der oft als einfache physikalische Veränderung wahrgenommen wird. Doch hinter diesem scheinbar simplen Prozess verbergen sich komplexe thermodynamische Vorgänge. Während manche Salze beim Lösen Wärme aus der Umgebung aufnehmen (endotherme Auflösung), setzen andere, wie im Beispiel von Calciumchlorid (CaCl₂), Wärme frei (exotherme Auflösung). Dieser Artikel beleuchtet die Ursachen für exotherme Auflösung und geht über das oft genannte Beispiel von CaCl₂ hinaus.

Die exotherme Auflösung eines Salzes in Wasser ist darauf zurückzuführen, dass die Hydratationsenergie, also die Energie, die freigesetzt wird, wenn Wassermoleküle die Ionen des Salzes umgeben und solvatisieren, die Gitterenergie übersteigt. Die Gitterenergie beschreibt die Energie, die benötigt wird, um das Kristallgitter des festen Salzes aufzubrechen. Ist die Hydratationsenergie größer als die Gitterenergie, resultiert eine negative Enthalpieänderung (ΔH < 0) und damit eine exotherme Reaktion – Wärme wird an die Umgebung abgegeben.

Calciumchlorid (CaCl₂): Ein Paradebeispiel

Wasserfreies Calciumchlorid (CaCl₂) ist ein klassisches Beispiel für ein Salz mit exothermer Auflösung. Die stark polarisierten Wassermoleküle bilden starke Dipol-Ion-Wechselwirkungen mit den Calcium- und Chlorid-Ionen. Die dabei freigesetzte Hydratationsenergie ist so hoch, dass sie die Gitterenergie deutlich übersteigt. Diese starke Wärmeentwicklung macht CaCl₂ zum beliebten Streusalz im Winter, da es nicht nur Eis schmilzt, sondern durch die Wärmeentwicklung auch die Bildung neuer Eisschichten erschwert.

Weitere Beispiele für Salze mit exothermer Auflösung:

Neben Calciumchlorid gibt es weitere Salze, die exotherm in Wasser gelöst werden. Die Vorhersage, ob ein Salz exotherm oder endotherm löslich ist, ist jedoch nicht trivial und hängt von verschiedenen Faktoren ab, darunter:

• Ladungsdichte der Ionen: Je höher die Ladungsdichte der Ionen, desto stärker die Hydratationsenergie und desto wahrscheinlicher eine exotherme Auflösung. Salze mit hochgeladenen Ionen (z.B. Al³⁺, Mg²⁺) zeigen oft eine exotherme Auflösung.
• Ionenradius: Kleinere Ionen haben eine höhere Ladungsdichte und somit eine stärkere Wechselwirkung mit Wassermolekülen.
• Struktur des Kristallgitters: Die Stärke des Kristallgitters beeinflusst die Gitterenergie. Ein schwächeres Gitter benötigt weniger Energie zum Aufbrechen.
• Solvatationsenthalpie des Lösungsmittels: Auch die Eigenschaften des Lösungsmittels beeinflussen die Hydratationsenergie.

Es ist zu beachten, dass die genaue Vorhersage der Löslichkeitsenthalpie komplex ist und oft auf experimentelle Daten zurückgreift. Beispiele für weitere Salze mit tendenziell exothermer Auflösung (die Stärke der Exothermie variiert jedoch):

• Magnesiumchlorid (MgCl₂): Ähnlich wie CaCl₂ aufgrund der hochgeladenen Ionen.
• Natriumhydroxid (NaOH): Die starke Wechselwirkung des Hydroxid-Ions mit Wasser führt zu einer exothermen Auflösung.
• Schwefelsäure (H₂SO₄): Die Reaktion von konzentrierter Schwefelsäure mit Wasser ist stark exotherm und muss mit großer Vorsicht durchgeführt werden.

Fazit:

Die exotherme Auflösung von Salzen in Wasser ist ein interessantes Beispiel für die komplexen Wechselwirkungen zwischen Ionen und Lösungsmittelmolekülen. Während Calciumchlorid ein bekanntes Beispiel ist, gibt es zahlreiche weitere Salze, die dieses Phänomen zeigen. Eine genaue Vorhersage erfordert jedoch eine detaillierte Betrachtung der thermodynamischen Faktoren. Die Stärke der Wärmeentwicklung variiert stark je nach Salz und sollte immer mit Vorsicht behandelt werden, insbesondere bei konzentrierten Lösungen.