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Hydratation von Ionen

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Die Autor*innen
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André Otto
Hydratation von Ionen
lernst du in der Unterstufe 3. Klasse - 4. Klasse - Oberstufe 5. Klasse - 6. Klasse

Grundlagen zum Thema Hydratation von Ionen

Inhalt

Hydratation von Ionen – Chemie

Was ist eine Hydratation überhaupt? Was man unter einer Hydratation von Ionen in der Chemie versteht und wann eine Hydrathülle entsteht, lernst du im folgenden Text.

Was ist Hydratation? – Definition

Was wird mit dem Begriff Hydratation ausgedrückt? Die Hydratation von Ionen ist einfach erklärt die Anlagerung von Wassermolekülen $(\ce{H2O})$ an Ionen in wässriger Lösung. Du kannst dazu auch Hydration sagen. Es lagern sich in der Regel vier bis sechs Wassermoleküle um ein Ion an.

Was passiert bei einer Hydratation?

Das Wassermolekül ist ein Dipol. Das bedeutet, dass das Sauerstoffatom partiell negativ (${\delta}^-$) und die beiden Wasserstoffatome partiell positiv (${\delta}^-$) geladen sind. Ionen können sowohl negativ als auch positiv geladen sein – man nennt ein negativ geladenes Ion auch Anion und ein positiv geladenes Ion wird als Kation bezeichnet.

Hydratation von Ionen – Beispiel

Die Hydratation sehen wir uns nun am Beispiel von Natriumchlorid in wässriger Lösung genauer an. Beim Lösen von Natriumchlorid (Kochsalz) $\ce{NaCl}$ in Wasser findet eine Ionenbildung statt. Deswegen befinden sich in wässrigen Lösungen dann Natrium- und Chloridionen. Das Natriumion $(\ce{Na+})$ ist positiv und das Chloridion $(\ce{Cl-})$ negativ geladen. Das Natriumion ist also ein Kation und das Chloridion ein Anion.

Das positiv geladene Natriumion zieht das partiell negativ geladene Sauerstoffmolekül an. Du kannst dir das so vorstellen: Das positive Natriumion befindet sich in der Mitte, während um dieses Ion herum alle Sauerstoffmoleküle des Wassers wie kleine Magnetnadeln in seine Richtung zeigen. Das Chloridion ist negativ geladen, sodass die partiell positiven Wasserstoffe in Richtung des Chloridions zeigen. Die negativ geladenen Sauerstoffatome zeigen nach außen.

Die Wassermoleküle, die sich um die Ionen anlagern, werden als Hydrathülle bezeichnet. Die Ionen, um die eine Hydrathülle gebildet wird, werden dabei als hydratisierte Ionen bezeichnet. Das hydratisierte Chloridion und das hydratisierte Natriumion kannst du schematisch im folgenden Bild sehen:

Natrium- und Chloridion mit unterschiedlichem Ionenradius Hydration

Und ist die Hydratation eine chemische Reaktion? Nein, es handelt sich dabei nicht um eine chemische Reaktion, sondern um eine Anlagerung von Wassermolekülen. Es ist also ein physikalisches Phänomen. Gekennzeichnet wird die Hydratation in einer Reaktionsgleichung durch das Anhängen von den tiefgestellten Buchstaben $aq$. Das bedeutet aquatisiert bzw. hydratisiert.

Die Reaktionsgleichung ist hier am Beispiel von Kochsalz $(\ce{NaCl})$ gezeigt.

$\ce{NaCl + H2O -> Na^+_{(aq)} +Cl^-_{(aq)} + H2O}$

Unterschied Hydratation und Hydratisierung

Die Hydratation bezeichnet die Anlagerung von Wassermolekülen an Ionen (oder polare Moleküle). Die Hydratisierung bezeichnet hingegen die Addition eines Wassermoleküls an ein Substrat.

Warum wird bei der Hydratation Energie frei?

Bei der Hydratation von Ionen wird Energie frei. Diese Energie wird als Hydrationsenthalpie bezeichnet. Diese frei werdende Energie resultiert aus der elektrostatischen Anziehung des Ionendipols und hängt dementsprechend von der Ladung und dem Ionenradius (Ionengröße) des betreffenden Ions ab. Bei einem kleinen Ion, wie dem Natriumion, ist die positive Ladung konzentrierter. Es lagern sich mehr Wassermoleküle an und die Hydrathülle wird größer. Dadurch wird bei der Hydratisierung mehr Energie frei. In der folgenden Tabelle sind Beispiele für Ionen mit ihrem Radius und der Hydratationsenthalpie gezeigt.

Ion Ionenradius in $\pu{nm}$ Hydrationsenthalpie
$\Delta H_{\text{Hyd}} \quad \text{in} \quad \pu{kJ//mol}$
Lithiumion $\ce{Li+}$ 0,059 −508
Natriumion $\ce{Na+}$ 0,095 −398
Kaliumion $\ce{K+}$ 0,132 −307
Magnesiumion $\ce{Mg2+}$ 0,065 −1 097
Calciumion $\ce{Ca2+}$ 0,097 −1 577

Merke dir: Die Hydratationsenthalpie nimmt bei kleinen Ionen zu, weil sich durch die konzentriertere Ladung eine größere Hydrathülle ausbildet. Mit zunehmender Ladung nimmt ebenfalls die Ladungskonzentration zu und somit auch die Hydratationsenthalpie.

Die Hydratation bei Beton

Sehr wichtig ist die Hydratation vor allem in der Bauchemie. Zement wirkt als Bindemittel in Baustoffen. Vermischt man ihn mit Wasser, Sand und Kies, erhält man Beton. Das Erstarren und Erhärten in diesem Prozess beruht dabei auf der Hydratation, die zwischen dem Zement und dem Anmachwasser entsteht. Die Hydratation ist dabei temperaturabhängig und wird von höheren Temperaturen beschleunigt. Die Hydratation läuft in den ersten Stunden und Tagen schneller ab und wird im Laufe der Zeit langsamer – man spricht dabei vom sogenannten Nacherhärten. Die Hydratation bricht ab, wenn nicht genügend Wasser zur Verfügung steht. Gibt es einen Wasserüberschuss, verdunstet das übrig gebliebene Wasser.

Dieses Video

In diesem Video lernst du, was die Hydratation von Ionen ist. Du erfährst, dass dabei eine Hydratationsenthalpie frei wird und dass diese von der Größe des Ions und deren Ladung abhängig ist.

Im Anschluss an das Video und diesen Text findest du Übungsaufgaben, um dein erlerntes Wissen zu überprüfen. Viel Spaß!

Transkript Hydratation von Ionen

Guten Tag und herzlich willkommen. In diesem Video geht es um Hydratation von Ionen. Das Video gehört zur Reihe Salzlösungen. Für das Erlangen nötiger Vorkenntnisse solltest du die Videos Bedeutung und Dissoziation von Salzen gesehen haben. Das Ziel ist es euch das Wesen und Bedeutung der Hydratation von Ionen zu veranschaulichen. Das Video habe ich in 7 Abschnitte unterteilt. 1. Gitterenergie 2. Hydratation 3. Hydratationsenthalpie 4. Ionenradius und Ladung 5. Ionentransport durch Zellen 6. Aussalzen und 7. Abführmittel 1. Gitterenergie Salze bestehen aus einem Ionengitter. Entfernt man die Ionen möglichst weit voneinander, behält man isolierte Ionen. Die für diesen Prozess notwendige Energie wird als Gitterenergie bezeichnet und man schreibt DeltaHGitter. Die Gitterenergie ist gemessen an chemischen Reaktionen sehr groß. Der relativ geringe Wert von Natriumchlorid beträgt immerhin 788 kJ/mol. Die Umwandlung des Ionengitters in isolierte Ionen ist somit stark endotherm. Das bedeutet aber, dass dieser Prozess thermodynamisch unwahrscheinlich ist. Wie kommt er aber dann trotzdem zustande? Und vor allem: Wie läuft dann die Dissoziation von Salzen ab?      2. Hydratation Da die Bildung isolierter Ionen energetisch unwahrscheinlich ist, so muss dieser Prozess mit einer Reaktion gekoppelt sein, die zu einer ausgeglichenen Energiebilanz führt. Betrachten wir nun jeweils ein isoliertes Kation sowie ein isoliertes Anion. Auf beide Teilchen wirkt Wasser ein. Wassermoleküle sind die Pole. Sie besitzen einen ausgeprägten Dipolcharakter. Das Kation tritt mit dem negativen Teil des Dipols in Wechselwirkung. Das Anion dagegen wird an den positiven Teil des Dipols gekoppelt. Es kommt zu einer Ion-Dipol-Wechselwirkung. Um ein Ion wie das Natrium-Ion können sich gleichzeitig mehrere Wasserteilchen anordnen. Diesen Vorgang der Anlagerung von Wasserteilichen um ein Ion bezeichnet man als Hydratation. Schreibt man die Wasserteilchen in Formelschreibweise und kennzeichnet an jedem Teilchen die jeweilige negative Partialladung, so sieht das Ergebnis der Hydratation eines Kations in etwa so aus. Ein hydratisiertes Anion sieht in etwa so aus. Die positiven Partialladungen der Wasserteilchen sind zur negativen Ladung des Ions gerichtet. Man sagt auch, dass die Wasserteilchen um die Ionen eine Hydrathülle bilden. Es ist wichtig zu beachten, dass die Zahl der Wassermoleküle um ein Ion schwankt. Daher ist es zum Beispiel nicht sinnvoll für das hydratisierte Natriumion NA+(H2O) in Klammern n-mal zu schreiben oder vielleicht sogar noch eine Zahl einzusetzen. Unter Kenntnis der Hydratation können wir nun die Dissoziation eines Salzes formulieren. Wir schreiben: NaCl in festem Zustand wird unter Einwirkung von Wasser zu Na+ aq + Cl- aq. Das aq bedeutet das die entsprechenden Ionen jeweils hydratisiert sind.  3. Hydratationsenthalpie Ein isoliertes Kation ist ein Kation, welches sich in der Gasphase befindet. Dieses Kation reagiert mit Wasser und wird hydratisiert. Den gleichen Vorgang kann man für ein isoliertes Anion beschreiben. Die bei dieser Reaktion frei werdende Reaktionswärme bezeichnet man als Hydratationsenthalpie und schriebt DeltaHhyd. DeltaHhyd, die Hydratationsenthalpie ist kleiner als 0. Die Hydratationsenthalpie wird für gewöhnlich in kJ/mol angegeben. Folgende Werte sind für wichtige Ionen bekannt. Lithiumion -508, Natriumion -398, Kaliumion -308, Magnesiumion -1908, Kalziumionen -1577. Das Chloridion hat eine Hydratationsenthalpie von -376. 4. Ionenradius und Ladung  Die Radien der Ionen in nm betragen: Lithiumion 0,060, Natriumion 0,095, Kaliumion 0,133, Magnesiumion 0,065, Kalziumion 0,097 und Chloridionen 0,18. Betrachtet man diese kleine Anzahl an Ionenradien, so ist auffällig: Die Hydratationsenthalpie fällt mit steigendem Ionenradius. Die Ladungen der Ionen können wir leicht aus den Symbolen ablesen. Lithium, Natrium und Kalium sind einfach positiv geladen. Magnesium ist zweifach positiv geladen und Kalzium ist ebenfalls zweifach positiv geladen. Folgende Tendenz ist leicht zu ersehen: Die Hydratationsenthalpie steigt mit steigender Ionenladung. 5. Ionentransport durch Zellmembran Betrachten wir eine Zellmambran in dieser schematisch vereinfachten Darstellung. Liegen Kationen hydratisiert vor, so ist der Ionenradius des Natriumions größer als der Ionenradius des Kaliumions. Bei geeigneter Porengröße kann das Kaliumion die Zellmembran durchdringen. Das Natriumion dagegen ist zu groß und wird von der Zellmembran zurückgehalten. Sind die Kationen nicht hydratisiert, sondern nackt, so kehren sich die Verhältnisse um. Das Kaliumion ist groß und das Natriumion ist klein. Das Natriumion durchdringt die Zellmembran. Das Kaliumion dagegen wird von der Zellmembran zurückgehalten. Ein interessanter Vorgang unter Beteiligung von Ionen findet in den Nervenzellen statt. Man spricht hier von einem Selektivfilter. Haben die Kationen eine geeignete Größe, so können sie den Filter durchdringen. Sind die Ionen zu groß, werden sie zurückgehalten. Das ist völlig klar und das hatten wir schon. Sind sie dagegen zu klein, so werden sie auch zurückgehalten. Und das ist schon erstaunlich. Zu kleine Ionen führen nämlich zu einer gestörten Energiebilanz. Der Verlust an Energie durch das Ablösen von Wasser, welches die Hydrathülle um das Ion gebildet hat, muss nämlich ausgeglichen werden durch die Solvatation des Anions durch das Protein, in welches es eindringt. 6. Aussalzen Blutplasma besteht aus Proteinen, welches eine große Anzahl an Wassermolekülen enthält. Wir versetzen nun das Blutplasma mit einer gesättigten Ammoniumsulfatlösung. Das Blutplasma verliert sein Hydratationswasser und es entsteht Albumin. Achtung: Albumin ist eine Sammelbezeichnung. Das hier abgebildete Albumin kann durchaus nicht vom Blut stammen. Ich bitte um Nachsicht. Durch Zugaben von Wasser kann man die Reaktion umkehren. Den Entzug von Hydratationswasser durch Zugabe einer gesättigten Salzlösung bezeichnet man als Aussalzen. Aussalzen wird für die Proteinreinigung verwendet.  7. Abführmittel Verstopfung ist schon eine schlimme Geschichte. Gegen Verstopfung helfen Bittersalz, Magnesiumsulfat oder Glaubersalz, Natriumsulfat mit Kristallwasser. Man verwendet dafür eine gewebeisotone Lösung. Unter dieser Bedingung findet die Osmose durch die Darmwand nicht statt. Die Salzlösung bleibt unverändert im Darminneren und führt zu einer Durchspülung des Darms. Bei der Verwendung einer hypertonischen Lösung, d. h. einer Lösung mit höherer Konzentration kommt es zu einer Verstärkung des genannten Effekts. Aber Vorsicht: Nicht häufig praktizieren, es gibt Nebenwirkungen.   Und damit möchte ich schließen. Ich wünsche euch alles Gute. Auf Wiedersehen.                                                          

4 Kommentare

4 Kommentare
  1. Chlor und Calcium besitzen keine Radien. Es geht hier wohl um die Ionen der Elemente. Da stimmt die Relation schon.
    Alles Gute.

    Von André Otto, vor mehr als 7 Jahren
  2. Guten Tag :)
    Wieso ist der Radius von Chlor größer als der von Calcium ? Müsste das nicht andersherum sein ?
    LG

    Von Lisaroe, vor mehr als 7 Jahren
  3. Hallo,

    ich schaue jetzt mal nicht ins Video und hoffe, dass die Angaben nicht "so sehr" streuen. Damit meine ich einen Bereich von -20 kj/mol bis + 20 kJ/mol. Um klare Aussagen zu treffen, muss man in die Originalliteratur gehen. Hydtratationsenthalpien sind tatsächlich nicht so einfach zu bestimmen. Für H+, zum Beispiel, streuten die Angaben jahrelang in einem Bereich von 100 kJ/mol und mehr.
    Für uns ist allein die Größenordnung wichtig. Wir liegen bei "normalen" Reaktionen.Im Zehnerbereich wären das vdW-Kräfte bzw. H-Brücken, im Tausenderbereich haben wir es mit stark exothermen Reaktionen (Thermit-Aluminothermisches Schweißen) zu tun.

    In der Hoffnung, etwas entwirrt zu haben

    Alles Gute

    André Otto

    Von André Otto, vor mehr als 9 Jahren
  4. mir ist unklar, wieso auf verschiedensten Seiten verschiedene Werte für die Hydratationsenthalpie angegeben werden.. zum Beispiel auf der Uniseite von Heidelberg: Na+: -406 kJ/mol und Cl-: -381 kJ/mol.
    Was ist jetzt richtig, oder gibt es keinen absoluten, allgemeingültigen Wert?

    Von Isboy Lux, vor mehr als 9 Jahren

Hydratation von Ionen Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Hydratation von Ionen kannst du es wiederholen und üben.
  • Definiere die Hydratation und die Gitterenergie.

    Tipps

    Die Hydratation ist eine Solvatation im Lösemittel Wasser.

    Salze bilden Kristalle und haben hohe Schmelzpunkte.

    Lösung

    Innerhalb von Salzen bestehen Ionenbindungen. Sie beruhen auf elektrostatischen Wechselwirkungen zwischen den Kationen und Anionen des Salzes. Diese Bindungen sind sehr stark. Aus diesem Grund muss viel Energie aufgebracht werden, um die Ionen aus dem gebildeten Gitter zu lösen und sie zu separieren. Diese Energie wird als Gitterenergie $\Delta H_{Gitter}$ bezeichnet.

    Bei einer Hydratation lagern sich Wassermoleküle um diese Ionen an. Der Lösevorgang beginnt immer an den Außenflächen des Kristallgitters. Hier werden nach und nach die Ionen herausgelöst. Um die Ionen baut sich eine Hydrathülle auf, die eine weitere starke Wechselwirkung zwischen den entgegengesetzt geladenen Ionen verhindert. Aus diesem Grund bleibt das Salz in Lösung.

  • Skizziere die Hydratation eines Kations und eines Anions.

    Tipps

    Wo befinden sich die negative und positive Partialladung im Wassermolekül?

    Sauerstoff hat eine höhere Elektronegativität als Wasserstoff.

    Lösung

    Gegensätze ziehen sich an

    An diesem Sprichwort ist, in Bezug auf Ladungen, wirklich etwas Wahres dran. Zwischen einer positiven Ladung und einer negativen Ladung wirkt die Coulomb-Kraft. Dies ist eine starke elektrostatische Wechselwirkung, die bewirkt, dass sich diese entgegengesetzten Ladungen anziehen.

    Daher richten sich Wassermoleküle mit ihrem negativen Ladungsschwerpunkt $(O)$ in Richtung eines Kations $(Mg^{2+})$ und mit ihrem positiven Ladungsschwerpunkt $(H)$ in Richtung eines Anions $(Cl^-)$ aus.

  • Erläutere, warum das Wassermolekül ein Dipol ist.

    Tipps

    Die Elektronegativität ist die Fähigkeit eines Elements, Elektronen an sich zu ziehen.

    Welche Ladung hat der Bereich, in dem sich viele Elektronen aufhalten?

    Lösung

    Wasser ist eine der wichtigsten Verbindungen auf unserem Planeten. Im Wasser ist das Leben entstanden und Wasser hält es auch am Leben. Für uns und alle Lebewesen ist Wasser ein unersetzliches Lösemittel in unseren Körpern. Der Stofftransport funktioniert oft nur durch Lösevorgänge in Wasser.

    Dafür ist die Eigenschaft des Wassers als Dipol überaus wichtig. Sie beruht auf der Elektronegativitätsdifferenz zwischen Sauerstoff und Wasserstoff. Der Sauerstoff zieht die Bindungselektronen stark zu sich. Aus diesem Grund besteht hier der negative Ladungsschwerpunkt ($\delta^-$) des Moleküls. Folglich befindet sich an den Wasserstoffatomen der positive Ladungsschwerpunkt ($\delta^+$).

    Diese Polarität hat weitreichende Folgen. Sie ist verantwortlich für den hohen Siedepunkt von Wasser. Auch die Dichteanomalie besteht aufgrund des Dipol-Charakters.

  • Formuliere die Dissoziationsgleichungen für Natriumchlorid, Natriumsulfat und Ammoniumnitrat.

    Tipps

    Ammoniumnitrat wird als Dünger verwendet, da es sehr viel Stickstoff enthält.

    Natrium ist ein Alkalimetall. Alkalimetalle sind alle Elemente der ersten Hauptgruppe im PSE.

    Lösung

    Salze dissozieren in Wasser. Das heißt, die Ionen, aus denen das Kristallgitter besteht, werden nach und nach von Wassermolekülen gelöst und abtransportiert.

    In der Reaktionsgleichung rechts kannst du sehen, wie man diesen Vorgang kenntlich macht. Das $(aq)$ steht für aquatisiert, d.h. die Ionen liegen gelöst vor. Sie haben also eine Hydrathülle.

    Wie gut löslich ein Salz ist, hängt von der Stärke der inneren Kräfte im Kristallgitter ab. Je höher diese sind, desto höher ist die Energie, die aufgebracht werden muss, um das Gitter aufzubrechen, also die Gitterenthalpie $\Delta H_{Gitter}$.

  • Bestimme die Hydratationsenthalpien der Alkalimetall-Ionen.

    Tipps

    Der Betrag der Hydratationsenthalpie nimmt in einer Gruppe mit steigender Ordnungszahl ab.

    Lithium hat die Ordnungszahl 3.

    Lösung

    Ionen haben verschiedene Durchmesser. So sind Anionen meist groß, da sie zusätzliche Elektronen aufgenommen haben und so mehr Elektronen die äußere Schale besetzen. Kationen dagegen sind meist klein. Sie geben Elektronen ab und besitzen somit eine Schale weniger als das Atom aus dem sie entstanden sind.

    In einer Gruppe (also Spalte des PSE) nimmt der Radius der Ionen von oben nach unten (also mit steigender Ordnungszahl) zu. Kleine Ionen sind besonders gut solvatisierbar, da ihre Ladung einen größeren Einfluss hat als die bei größeren Ionen der Fall ist, und es nicht viele Wassermoleküle braucht, um eine Hydrathülle aufzubauen. Aus diesem Grund wird bei der Hydratation immer weniger Energie frei, je weiter man in einer Gruppe nach unten kommt.

  • Berechne, ob das Lösen von Kochsalz eine endotherme oder exotherme Reaktion ist.

    Tipps

    Exotherme Reaktionen haben eine negative Enthalpie.

    Um die Ionen aus dem Gitter zu lösen, wird Energie benötigt. Bei der Hydratation der Ionen wird Energie frei.

    Lösung

    Salze liegen in Ionengittern vor. In diesen wirken coulombsche Anziehungskräfte zwischen den Kationen und den Anionen des Salzes. Diese Kräfte sind sehr groß. Aus diesem Grund ist die Gitterenergie, also die Energie, die aufgebracht werden muss, um die Ionen aus dem Gitter zu lösen, bei den meisten Salzen sehr hoch.

    Bei der Hydratation, also dem Aufbau einer Hydrathülle um die Ionen, wird Energie frei. Der Grund dafür ist, dass die Ionen so abgeschirmt sind. Daher stellt dies einen energieärmeren und damit stabileren Zustand dar. Das Verhältnis der Gitter- und Hydratationsenergie zueinander gibt nun an, ob das Salz eine exotherme (Wärmeentwicklung) oder endotherme (Abkühlung) Reaktion beim Lösen zeigt.

    • Hydratationsenergie > Gitterenergie: Salz löst sich unter Wärmeentwicklung
    • Hydratationsenergie = Gitterenergie: Salz löst sich
    • Hydratationsenergie < Gitterenergie: Salz löst sich unter Abkühlung
    • Hydratationsenergie << Gitterenergie: Salz löst sich nicht
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