Polare Substanzen (Ionenverbindungen wie Salze und Metalloxide, Dipolmolekiile) losen sich im Allgemeinen nur in polaren Losungsmitteln

Je ahnlicher sich die Molekule des zu losenden Stoffes und des Losungsmittels in Bezug auf ihre Polaritat sind, umso besser losen sie sich ineinander. Zuckermolekule enthalten beispielsweise eine bestimmte Anzahl polarer OH-Gruppen, die mit den polaren H20-Mo – lekulen Wasserstoffbrucken eingehen konnen.

Methanol (CH3OH, Кар. 10.1.3) besteht wie Wasser aus polaren Molekulen. Die Polaritat des Methanols ist ebenfalls auf die OH-Gruppe zuriickzufuhren. Obwohl die Molekule beider Substanzen ilber Wasserstoffbrucken verkniipft sind, kann man Wasser und Metha­nol in jedem Verhaltnis miteinander mischen. Wasser ist in der Lage, die intermolekularen Anziehungskrafte im reinen Methanol zu uberwinden, indem es ahnlich starke Wechsel­wirkungen mit den CH3OH-Molekulen eingeht. Ethanol und Essigsaure sind aufgrund ihrer polaren funktionellen Gruppen ebenfalls gut wasserloslich.

Unpolare Substanzen wie Tetrachlorkohlenstoff CC14, Hexan СбНн oder Benzol C6H6 bilden mit Wasser keine homogenen Losungen. Sie sind in Wasser nicht loslich. Bei­spielsweise bilden sich bei Zugabe von CC14 zu Wasser zwei getrennte, ubereinanderlie – gende Flussigkeitsschichten (Phasen) aus. Die polaren Wassermolekule sind untereinander
durch erheblich starkere Anziehungskrafte verbunden als die CCl4-Molektile. Zwischen letzteren wirken lediglich Dispersionskrafte. Die Anziehungskrafte, die sich zwischen den unpolaren CCl4-Molektilen und den H20-Dipolen aufbauen, sind zu schwach, um eine ge – genseitige Durchmischung zu erreichen. Die CCl4-Molektile werden von den assoziierten H20-Molektilen verdrangt. Dagegen sind Tetrachlorkohlenstoff, Hexan und Toluol gute Losungsmittel fur unpolare feste und flussige MolekUlsubstanzen wie z. B. Fette und Ole. Es gilt die allgemeine Regel: Ahnliches lost sich in Ahnlichem.

Eine praktische Anwendung dieser einfachen Regel findet sich z. B. im Saureschutzbau. Po – lare organische Kunststoffe wie UP, PUR, EP und Phenolharze werden von polaren Me – dien wie Sauren, Laugen, Salzlosungen und organischen Verbindungen mit polaren funkti – onellen Gruppen angegriffen, wahrend andererseits unpolare Kunststoffe wie PE, PIB und PP von unpolaren bzw. schwach polaren Medien (z. B. aliphatische und aromatische Koh – lenwasserstoffe) angegriffen werden. Bestandigkeit ist zu erwarten, wenn unpolare Medien auf polare Kunststoffe und umgekehrt, polare Medien auf unpolare Kunststoffe, einwirken.

Die Ausbildung einer Hydrathiille durch Anlagerung von Wassermolektilen nennt man Hydratation (altere Bez.: Hydratisierung). Sie ist ein allgemeines Charakteristikum alter Ionen in Losung. Bei Verwendung eines anderen Losungsmittels als Wasser, z. B. Methanol oder Aceton, laufen ahnliche Prozesse ab. Anstelle von Hydratation spricht man dann ganz allgemein von Solvatation (lat. Solvens Losungsmittel) bzw. von einer Solvathulle.

Der Hydratationsprozess ist stets exotherm. Die Energie, die frei wird, heiBt Hydratations- enthalpie. Ihr Betrag ist ein MaB fur die Starke der Wechselwirkungskrafte zwischen Io­nen und Wassermolektilen. Bei einem groBen Wert fur AHhydr werden die Wassermolektile stark gebunden. Die H20-Molektile der Hydrathiille sind in der Lage, weitere Wassermole­ktile tiber Wasserstoffbrticken anzulagem. Dabei sind die sich nach weiter auBen aufbau – enden Hydrathtillen immer weniger fest gebunden.

Lasst man das Wasser einer wassrigen Natriumchloridlosung, z. B. Salzsole oder Meerwas – ser, allmahlich verdunsten oder durch Erhitzen verdampfen, so kommt es bei Erreichen eines bestimmten Wassergehalts zu einem Abbau der Hydrathtillen. Das Salz beginnt unter Freisetzung von H20-Molektilen zu kristallisieren und scheidet sich als Feststoff ab.

Eine bestimmte Gruppe von Salzen ist in der Lage, beim Eindampfen ihre Hydrathiille mit in das Kristallgitter zu nehmen. Es bilden sich kristalline Substanzen, in denen die hydrati – sierten Ionen erhalten bleiben. Als Beispiele sollen die Verbindungen FeCb • 6 H20 Ei – sen(III)-chlorid-Hexahydrat und CaCl2 • 6 H20 Calciumchlorid-Hexahydrat angefiihrt werden. Die korrekte Formel fiir beide Hexaaquakomplexe mtiBte lauten: [Те(Н20)б]С1з Hexaaquaeisen(III)-chlorid und [Са(Н20)б]С12 Hexaaquacalciumchlorid. Die Tendenz zur Bildung des Hexahydrates ist im letzteren Fall so groB, dass entwassertes Calciumchlorid als Trockenmittel fiir zu entwassemde Stoffe oder Stoffgemische eingesetzt werden kann.

Das in das Kristallgitter eingelagerte Wasser bezeichnet man als Kristallwasser und die Salze, die einen bestimmten Anteil Kristallwasser im Gitter enthalten, als Hydrate (auch: Kristall – oder Salzhydrate). Das Kristallwasser der Hydrate muss nicht generell an die Kationen oder Anionen des Gitters gebunden sein. Die Wassermolektile konnen auch in das Gitter eingebaut werden, ohne an ein bestimmtes Ion assoziiert zu sein. Im Kupfersul- fat-Pentahydrat CuS04 • 5 H20 sind vier H20-Molektile unmittelbar am Kupfer(II)-Ion ko – ordiniert, das fiinfte H20-Molekiil ist iiber Wasserstoffbriicken an Sulfationen und Koordi – nationswasser zweier verschiedener Cu-Komplexeinheiten gebunden. Im Gipsstein CaS04 • 2 H20 ist das Kristallwasser ebenfalls als nichtkoordiniertes Wasser in das Kristallgitter eingebaut. Kommt es bei der Einlagerung von Wasser zu einer Aufweitung des Kristallgit – ters und damit zu einer VolumenvergroBerung, bezeichnet man den auftretenden Druck als Hydratationsdruck. Er stellt im Prinzip eine besondere Form des Kristallisationsdruckes dar (Кар. 9.4.4) und kann im Baustoff Sprengwirkungen hervorrufen.

Hydrate weisen einen fur jede Temperatur T charakteristischen Wasserdampfdruck auf. Seine GroBe ist von dem im Gitter enthaltenen Stoffmengenanteil an Kristallwasser abhan – gig. Der Dampfdruck der Hydrate kann groBer oder kleiner als der Wasserdampf-Partial – druck der Luft (Luftfeuchtigkeit) sein. Der standige Wechsel zwischen Feuchtigkeit und Trockenheit beeinflusst unmittelbar das dynamische Gleichgewicht zwischen Verdunstung des Kristallwassers und Wasseraufnahme durch die Hydrate. Er bildet die Grundlage fiir zahlreiche Verwitterungs – und Schadigungsprozesse an Bauwerken.

• Liegt der Dampfdruck des Kristallwassers eines Hydrats iiber dem Wasserdampf-Par – tialdruck der Luft, entweicht das Kristallwasser aus dem Gitterverband des Salzes. Es erfolgt eine allmahliche Zerstorung des Ionengitters und die Verbindung zerrieselt zu Pulver (Verwitterung).

• Liegt umgekehrt der Dampfdruck des Kristallwassers deutlich unter dem Wasserdampf – Partialdruck der Luft, kommt es infolge von Wasseraufnahme aus der Umgebungsluft zur Auflosung des Salzes. Es ,,flieBt“ aus dem Putz bzw. Mauerwerk heraus. Kristalli – siert das Salz an der Oberflache der Bauteile wieder aus, ist die Schadigung auBerlich erkennbar (Ausbltihungen, Кар. 9.4.4).

Feste aber auch flussige anorganische und organische Substanzen, wie z. B. MgCl2, CaCl2, NaOH, KOH, P205, H2S04 oder Glycerin, die bei langerer Lagerung an der Luft Feuchtig­keit an sich ziehen, sich dabei allmahlich verdunnen oder – soweit es sich um feste Stoffe handelt – zerflieBen bzw. verklumpen, bezeichnet man als hygroskopisch. Diese Eigen – schaft ist besonders bei Salzen ausgepragt, die sich leicht in Wasser losen. Der Wasser – dampf der Umgebungsluft kondensiert sich auf der Oberflache des betreffenden Salzes unter Bildung einer gesattigten Losung. Das Salz zerflieBt allmahlich.

Beim Losen einer Substanz in Wasser wird generell Energie freigesetzt oder aufgenom – men. Findet der Vorgang bei konstantem Druck, z. B. in einem offenen GefaB statt, be­zeichnet man die ausgetauschte Warmemenge als Losungsenthalpie oder Losungswarme AHl. Sie setzt sich aus zwei Energiebeitragen zusammen: Aus der Energie, die zum Tren- nen der Teilchen der zu losenden Substanz aufgebracht werden muss (Gitterenergie) und der Energie, die bei der Hydratation der Teilchen freigesetzt wird {Hydratationsenthalpie). Ein Salz lost sich exotherm, wenn der Absolutbetrag der Hydratationsenthalpie den Wert der Gitterenergie Ubertrifft (AHL < 0). Die Losung erwarmt sich. Beispiele fur sich exo­therm losende Salze sind A12(S04)3, MgCl2 und wasserfreies CaCl2.

Eine zweite Gruppe von Salzen, wie z. B. KN03, NH4N03, K2S04, KC1, CaCl2 • 6H20, NaCl, lost sich in Wasser endotherm (AHL > 0). Die Salze bewirken beim Auflosen eine

Abkuhlung der Losung. In diesen Fallen ist der absolute Betrag der Hydratationsenthalpie geringfugig kleiner als der der Gitterenergie. Der fehlende Energiebetrag wird der Umge – bung entzogen.

Betrachten wir als Beispiel die Auflosung von Kochsalz NaCl in Wasser: Die Gitterenergie besitzt einen Wert von UG = +780 kJ/mol und die Hydratationsenthalpie einen Wert von ЛНнуф = -774 kJ/mol. Damit ergibt sich eine positive Losungsenthalpie von +6 kJ/mol. Die Auflosung von NaCl ist ein schwach endothermer Prozess.

Die Betrage von UG und AHhydr liegen meist in vergleichbaren GroBenordnungen, die re- sultierenden Losungsenthalpien besitzen hingegen viel kleinere Werte. Deshalb wirken sich bereits geringe Abweichungen entscheidend auf den Differenzbetrag aus. Sie implizie – ren deutliche Unterschiede im Losungsverhalten, die bei praktischen Messungen oft nicht verifizierbar sind. Ist die Gitterenergie viel groBer als die Hydratationsenthalpie, sind die Salze in Wasser schwer loslich. Damit konnen die teilweise gravierenden Loslichkeitsun – terschiede in erster Linie auf Unterschiede in den Gitterenergien zuruckgefuhrt werden.

Der im Bauwesen zentrale Begriff der Zementhydratation ist weiter gefasst als die gerade beschriebene Hydratation der Ionen. Er beinhaltet alle Reaktionen des Zements mit Was­ser, und zwar von Hydratations- und Protolysereaktionen bis hin zu komplizierten Festkor – perprozessen, an deren Ende der erhartete Beton steht (Кар. 9.3.3.4). Das bei der Ze­menthydratation eingelagerte Wasser wird in der bauchemischen Literatur haufig in che – misch und physikalisch gebundenes Wasser unterteilt. Unter chemisch gebundenem Was­ser versteht man das vom Zement als Hydratwasser oder Hydroxid gebundene Wasser, unter physikalisch gebundenem Wasser dagegen das in den Gelporen durch intermole – kulare Bindungskrafte gebundene Wasser. Wahrend sich das chemisch gebundene Wasser beim Erwarmen auf eine Temperatur von 105°C nicht aus dem Zementstein austreiben lasst, entweicht das in den Gelporen physikalisch gebundene Wasser bis 105°C vollstandig. Die Unterteilung in chemisch und physikalisch gebundenes Wasser hat in erster Linie ei­nen praktischen Hintergrund. Ihre Bestimmung wird u. a. zur Beurteilung des Hydratati – onsgrades und damit der Nachbehandlungsqualitat des Betons herangezogen.