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Löst man ein Salz in Wasser, so treten aufgrund der Wechselwirkungen zwischen dem Lösemittel und dem gelösten Stoff bestimmte, auch für die Umwelt wichtige Effekte auf. An Salzlösungen lassen sich deshalb einfache, aber exemplarische Einblicke in die Physikalische Chemie gewinnen. Dabei kommt es gar nicht so sehr auf quantitative Aussagen an, sondern nur auf das qualitative und modellhafte Verständnis der Zusammenhänge.

Im Folgenden bringen wir eine kurze Übersicht. Auf einer besonderen Webseite werden die Hintergründe genauer beleuchtet.

Beim Lösen von Kochsalz kühlt die Lösung ab
Um das Salz zu lösen, muss man Kristallgitter von Kochsalz aufbrechen. Das verbraucht Energie (Lösungswärme). Einen Teil der notwendigen Energie resultiert zwar aus der Wechselwirkung zwischen den Dipolen des Wassers und den Ionen. Jedoch reicht das nicht aus. Deshalb muss der Lösungsvorgang durch Energieentnahme aus dem System gefördert werden.
Man kann es aber auch so sehen: Wärme bedeutet Molekülbewegung und Molekülschwingung. Durch die Wechselwirkung mit den Ionen werden die Wassermoleküle immobiler, so dass die Wärme der Lösung abnimmt; sie kühlt ab.

Siedepunktserhöhung (Dampfdruckerniedrigung)
Salzwasser siedet bei höherer Temperatur als reines Wasser. Der Grund: Die gelösten Stoffe halten die Wassermoleküle in der Lösung fest. Daher muss mehr Energie als normal zugeführt werden, um diese Bindungen zu lösen. Das Lösemittel verdampft deshalb erst bei höheren Temperaturen.

Gefrierpunktserniedrigung
Salzwasser kann man weit unter 0 °C, dem Gefrierpunkt von reinem Wasser, abkühlen. Der Grund: Eis, das aus Salzwasser auskristallisiert, ist reines Wasser. Die von den Ionen des gelösten Salzes festgehaltenen Wassermoleküle werden gehindert, ein Eiskristallgitter aufzubauen. Dies gelingt erst bei tieferen Temperaturen, da die dann freiwerdende größere Kristallisationsenergie ausreicht, die Wasserdipole von den Salz-Ionen zu trennen. Dann können die Wassermoleküle endlich ihr Kristallgitter aufbauen.

Mischt man Kochsalz statt mit Wasser mit Eis, so stellen sich definierte, besonders tiefe Gleichgewichtstemperaturen ein. Grund ist, dass nicht nur die Lösungswärme für das Salz, sondern zusätzlich auch noch die Schmelzwärme für das Eis aus dem System oder aus der näheren Umgebung entnommen werden müssen. Vermischt man z. B. 33 g Kochsalz innig mit 100 g feinverteiltem Eis, so erreicht man eine Temperatur von -21,3 °C. Dies ist die Grundlage von Kältemischungen. Den Effekt nutzt man aber auch, um mit Streusalz im Winter Glatteis zu bekämpfen.

Osmotischer Druck
Hierbei handelt es sich um die Wechselwirkung an einer semipermeablen Membran zwischen reinem Wasser und einer konzentrierten Lösung, z. B. von Kochsalz. Der Konzentrationsausgleich hat eine Verdünnung sowie einen hydrostatischen Druck zur Folge. Dieser ist proportional zur Gesamtkonzentration der Ionen.

Eine 0,9%ige Kochsalzlösung hat übrigens den gleichen osmotischen Druck wie Blut. Sie dient deshalb als Lösemittel für medizinische Zwecke.

Lässt man umgekehrt einen hohen Druck auf diese Anordnung einwirken, so gibt die Salzlösung das Reinwasser zurück. Solche Anlagen nutzt man zur Meerwasser-Entsalzung; das Verfahren heißt Umkehr-Osmose. Klicke hier.

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