Warum lösen sich manche Salze in Wasser nicht?

Das Rätsel der unlöslichen Salze: Warum mischt sich nicht alles mit Wasser?

Wasser, das universelle Lösungsmittel – so lautet ein weit verbreiteter Mythos. Tatsächlich löst Wasser eine beeindruckende Bandbreite an Stoffen, doch die Behauptung ist eine Vereinfachung. Viele Salze und andere Substanzen bleiben selbst in großen Wassermengen unberührt, ihre kristalline Struktur behält ihre Integrität. Warum ist das so? Die Antwort liegt in den komplexen Wechselwirkungen zwischen den beteiligten Molekülen und Ionen.

Der Schlüssel zum Verständnis der Löslichkeit liegt in der Konkurrenz zweier Kräfte: der Anziehungskraft zwischen den Ionen des Salzes und der Anziehungskraft zwischen den Wassermolekülen und den Ionen. Ein Salz besteht aus einem regelmäßigen Gitter aus positiv geladenen Kationen und negativ geladenen Anionen, die durch starke elektrostatische Kräfte zusammengehalten werden. Wassermoleküle sind polare Moleküle; sie besitzen einen positiv partiell geladenen Wasserstoff-Teil und einen negativ partiell geladenen Sauerstoff-Teil.

Wenn ein lösliches Salz, wie beispielsweise Kochsalz (NaCl), in Wasser gegeben wird, umgibt das polare Wasser die Ionen. Die positiven Wasserstoff-Enden der Wassermoleküle orientieren sich um die negativ geladenen Chlorid-Ionen (Cl⁻), während die negativen Sauerstoff-Enden die positiv geladenen Natrium-Ionen (Na⁺) umgeben. Diese Anziehungskraft zwischen Wassermolekülen und den Ionen ist stark genug, um die elektrostatischen Kräfte zwischen den Ionen im Salzkristall zu überwinden. Die Ionen werden hydratisiert – sie sind von Wassermolekülen umgeben – und lösen sich im Wasser auf.

Bei unlöslichen Salzen hingegen ist die Anziehungskraft zwischen den Ionen im Kristallgitter stärker als die Anziehungskraft zwischen den Ionen und den Wassermolekülen. Die Wassermoleküle können die Ionen nicht effektiv genug umhüllen und die Ionen aus dem Gitter lösen. Die Gitterenergie, die Energie, die benötigt wird, um den Kristall zu zerbrechen, übersteigt die Hydratationsenergie, die Energie, die durch die Wechselwirkung der Ionen mit Wasser freigesetzt wird.

Die Unlöslichkeit hängt von verschiedenen Faktoren ab:

• Gitterenergie: Je stärker die elektrostatischen Kräfte innerhalb des Kristallgitters sind (z.B. aufgrund hoher Ladungsdichte der Ionen oder kleiner Ionenradien), desto geringer ist die Löslichkeit.
• Hydratationsenergie: Je stärker die Anziehung zwischen den Ionen und den Wassermolekülen ist, desto höher ist die Löslichkeit. Diese Stärke wird von der Ionenladung und dem Ionenradius beeinflusst.
• Entropie: Die Zunahme der Unordnung (Entropie) beim Auflösen eines Salzes begünstigt ebenfalls die Lösung. Jedoch ist dieser Effekt oft weniger dominant als die Gitter- und Hydratationsenergien.

Zusammenfassend lässt sich sagen, dass die Löslichkeit eines Salzes ein komplexes Gleichgewicht zwischen der Energie, die benötigt wird, um den Kristall zu zerbrechen, und der Energie, die durch die Hydratation der Ionen freigesetzt wird, darstellt. Nur wenn die Hydratationsenergie die Gitterenergie übersteigt, löst sich das Salz im Wasser auf. Andernfalls bleibt es als unveränderter Feststoff bestehen, seine Teilchen fest im Kristallgitter gebunden und von Wassermolekülen unbeeinflusst.