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Wasser und Lösungen: Löslichkeit von Salzen, Gasen u. a. Stoffen, Temperaturabhängigkeit, Dichte von Salzlösungen, pH-Wert und Berechnung

Aktualisiert/überarbeitet am 28.06.2009

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1. Wasser und Lösevermögen

Das Lösevermögen von Wasser ist je nach Stoff unterschiedlich. Vollkommen unlöslich in Wasser ist kein Stoff, aber es gibt viele Substanzen, die derart wenig löslich sind, dass sie in der Praxis als unlöslich betrachtet werden können. Andererseits sind eine Reihe von Flüssigkeiten mit Wasser in beliebigen Verhältnissen mischbar, z. B. Alkohol, Methanol, Essigsäure, Schwefelsäure, Glykol und Glycerin. Auch Gase lösen sich in Wasser. Ihre Löslichkeit steigt mit dem Druck und mit ihrer Konzentration in der Luft.

Die Löslichkeit aller Stoffe ist mehr oder weniger von der Temperatur abhängig. Bei gewöhnlichem Kochsalz (NaCl) z. B. ändert sie sich von 0 °C bis 100 °C nur sehr wenig. Dagegen löst sich Cäsiumaluminiumsulfat 86 mal besser bei 100 °C als bei 0 °C. Bei Gasen nimmt die Löslichkeit gewöhnlich mit der Temperatur ab, bei festen Stoffen nimmt sie dagegen meist zu. Eine Ausnahme ist z. B. das Calciumsulfat (Gips), das sich in kaltem Wasser besser löst als in heißem.

Beim Lösen eines Stoffes wird dessen Molekülverband zerstört und die Moleküle "schwimmen" voneinander losgelöst im Wasser herum. Säuren, Alkalien und Salze zerfallen ("dissoziieren") zudem ganz oder teilweise in Ionen (jeweils positiv und negativ geladene). Beispiele:
Kochsalz (NaCl) zerfällt in Na(+) und Cl(-).
Schwefelsäure (H2SO4) zerfällt in H(+) und HSO4(-).
Das HSO4(-) zerfällt z. T. weiter in H(+) und SO4(2-).
Natriumhydroxid (NaOH) zerfällt in Na(+) und OH(-).
Auch Wasser selbst zerfällt zu einem ganz geringen Teil (0,00000018 %) in Ionen: in H(+) und OH(-).

Andere Stoffe, wie z. B. Zucker oder Alkohol, zerfallen praktisch nicht in Ionen.

Wenn mehrere Stoffe gleichzeitig in Wasser gelöst werden sollen, dann beeinflussen diese sich mehr oder weniger gegenseitig in ihrer Löslichkeit. Besonders stark ist dieser Effekt bei verschiedenen Salzen, die eine gemeinsame Ionenart besitzen, z. B. Natriumchlorid und Kaliumchlorid (NaCl und KCl). Aus beiden entsteht beim Lösen in Wasser das Cl(-)-Ion. In einer Lösung, die KCl enthält, löst sich weniger NaCl als in reinem Wasser und umgekehrt.

Einige Beispiele für Löslichkeiten in Wasser bei verschiedenen Temperaturen in Gewichts-% (Eine Löslichkeit von 15 Gew.-% bedeutet, dass sich höchstens 15 g des Stoffes in 85 g Wasser lösen lassen (ergibt zusammen 100 g Lösung)):

Stoff             Löslichkeit in Gew.-%
                  20 °C      80 °C
===================================================
Natriumchlorid    26,5       27,5   ("Kochsalz")
Kaliumchlorid     25,5       33,6 
Ammoniumchlorid   27,0       40,0   ("Salmiak")
Kaliumsulfat      10,0       17,5
Calciumsulfat      0,199      0,10  ("Gips")
Calciumhydroxid    0,17       0,087
Calciumcarbonat    0,0015     0,002 (100 °C)
Zinkchlorid       78,7       84,5


Löst man die maximal lösliche Menge Kaliumchlorid bei 80 °C in Wasser und lässt die Lösung abkühlen, dann verringert sich die Löslichkeit und der nicht mehr lösliche Anteil an Kaliumchlorid kristallisiert wieder aus.


Salzlösungen haben gewöhnlich höhere Dichten als reines Wasser. Am Beispiel Natriumchlorid bei 20 °C:

Konz.(Gew.-%)  Dichte(kg/m³)
============================
 0              998
 2             1013
 4             1027
 6             1041
10             1071
20             1148
25             1189


Bei Gasen ist die Löslichkeit von Temperatur und Druck abhängig. Die folgende Tabelle zeigt die Löslichkeitskoeffizienten von reinem Sauerstoff, reinem Stickstoff und reinem CO2 in g(Gas)/kg(Wasser)/bar:

Temp.(°C)   Sauerstoff   Stickstoff   CO2
==========================================
 0          0,0676       0,0281       3,26
10          0,0526       0,0226       2,28
20          0,0428       0,0190       1,67
30          0,0364       0,0166       1,28
50          0,0291       0,0137       0,82
70          0,0258       0,0129       0,59
90          0,0246       0,0125       ----

Die Löslichkeit eines Gases ist bei gegebener Temperatur proportional zu seinem Druck. Dieser ist bei reinen Gasen gleich dem mit einem Manometer messbaren Gesamt-Gasdruck, bei Gasgemischen ist für die Löslichkeit jedes einzelnen Gases dessen Partialdruck (=Teildruck) ausschlaggebend. Der Partialdruck errechnet sich aus dem Gesamt-Gasdruck, multipliziert mit dem Molanteil (zum Begriff Mol s.u.). Unter den üblichen Umgebungsbedingungen sind Molanteil und Volumenanteil für Luftbestandteile so gut wie identisch, daher kann statt des Molanteils auch der Volumenanteil (bzw. Volumen-%) herangezogen werden.

Beispiel: Luft enthält ca. 21 Vol.-% Sauerstoff (O2). Wieviel Sauerstoff löst sich bei 1,2 bar Luftdruck in Wasser, das eine Temperatur von 20 °C aufweist?

1. Partialdruck von O2 berechnen:
p(O2) = 1,2 bar * 21 Vol.-% / 100 Vol.-% = 0,252 bar

2. Löslichkeit von O2 berechnen mit Hilfe des betreffenden Löslichkeitskoeffizienten aus der o.a. Tabelle:
L(O2) = 0,252 bar * 0,0428 g(O2)/kg(Wasser)/bar = 0,0108 g(O2)/kg(Wasser)

Die Löslichkeit von CO2 ist stark vom pH-Wert abhängig. Dieser wiederum wird durch eine große Zahl von Stoffen beeinflusst, wenn diese im Wasser gelöst sind.






2. Wasser, Lösungen und der pH-Wert

Der pH-Wert ist ein (logarithmisches) Maß für die Konzentration von Wasserstoffionen in einer wäßrigen Lösung. Seine Berechnung ist nicht ganz so einfach. Man benötigt hierfür eine besondere Maßeinheit, das Mol. 1 Mol bedeutet 602300000000000000000000 Teilchen, z. B. Wassermoleküle, Natriumionen oder auch Wasserstoffionen (H(+)). Trotz der gewaltigen Zahl ist ein Mol meist eine Menge von weniger als 1 kg. Das liegt daran, dass Atome und Moleküle so unvorstellbar klein und leicht sind.

Der Chemiker rechnet deshalb gern in Mol, weil bei chemischen Reaktionen immer jeweils eine bestimmte Anzahl der beteiligten Molekülsorten benötigt wird. Bei der Bildung von Wasser aus Wasserstoff und Sauerstoff z. B. reagieren immer 2 Wasserstoffmoleküle und 1 Sauerstoffmolekül miteinander zu 2 Wassermolekülen:

2 H2 + 1 O2 = 2 H2O

Wenn man das Ganze 602300000000000000000000 mal macht, reagieren dann 2 Mol H2 mit 1 Mol O2 zu 2 Mol H2O. Am Ende muss man allerdings doch wieder in "Gewichts"einheiten (genau genommen sind es Masseneinheiten!) umrechnen, dazu muss man nur wissen, wieviel ein Mol von welcher Atomsorte "wiegt" bzw. welche Masse es hat. Da es nur etwa 110 Atomsorten gibt (der größte Teil davon spielt nur in ganz speziellen Fällen eine Rolle), ist das leichter als es aussieht. Beispiele:

1 Mol (= 602300000000000000000000 Atome) einer Atomsorte haben folgende Masse:
Wasserstoff (H):  ca.  1,0 g
Sauerstoff  (O):  ca. 16,0 g
Stickstoff  (N):  ca. 14,0 g
Kohlenstoff (C):  ca. 12,0 g
Natrium     (Na): ca. 23,0 g
Kalium      (K):  ca. 39,1 g
Chlor       (Cl): ca. 35,5 g
Schwefel    (S):  ca. 32,1 g
Magnesium   (Mg): ca. 24,3 g
Calcium     (Ca): ca. 40,1 g
Fluor       (F):  ca. 19,0 g
Phosphor    (P):  ca. 31,0 g
Eisen       (Fe): ca. 55,8 g
Selen       (Se): ca. 79,0 g
Silizium    (Si): ca. 28,1 g
Zink        (Zn): ca. 65,4 g
Bor         (B):  ca. 10,8 g
Kupfer      (Cu): ca. 63,5 g

Demnach haben 1 Mol CO2-Moleküle (Jedes von ihnen besteht aus 1 C-Atom und 2 O-Atomen) folgende Masse (in der Umgangssprache: "wiegen"):

  1 Mol C   entspricht 12,0 g
+ 2 Mol O   entspricht 32,0 g
------------------------------
  1 Mol CO2 entspricht 44,0 g
==============================

Die Masse, die 1 Mol einer bestimmten Molekülsorte aufweist, nennt man dessen Molmasse, oder häufig auch Molekulargewicht.

In gleicher Weise ergibt sich für die Molmasse M(HCl) von Salzsäuregas:

M(HCl) = 1 * 1,0 g/Mol + 1 * 35,5 g/Mol = 36,5 g/Mol

In reinem Wasser sind immer gerade so viele Wassermoleküle in H(+) und OH(-) zerfallen (den Zerfall in Ionen nennt man auch Dissoziation), dass die Konzentration von H(+) ungefähr 1/10000000 Mol/l beträgt. Das sind, anders ausgedrückt, 1/10^7 Mol/l oder 10^-7 Mol/l. Der Zehnerlogarithmus von 10^-7 ist = -7. Der pH-Wert wiederum ist der negative Zehnerlogarithmus der H(+)-Konzentration in Mol/l und damit -(-7) = 7. In reinem Wasser ist der pH-Wert = 7.

In Wasser gelöste Säuren oder saure Salze zerfallen meist in viel stärkerem Maße als Wasser und geben deshalb viele zusätzliche H(+)-Ionen ab, was deren Konzentration im Wasser erhöht. Wegen der erhöhten H(+)-Konzentration lagern sich gleichzeitig so viele OH(-)-Ionen mit H(+) wieder zu H2O-Molekülen zusammen, bis die Konzentrationen von H(+) und OH(-), also c(H(+)) und c(OH(-)), miteinander multipliziert wieder den Wert 1*10^-14 Mol^2/l^2 ergeben:

c(H(+)) * c(OH(-)) = 1*10^-14 Mol^2/l^2

Beispiel: Salzsäure (HCl) zerfällt in Wasser praktisch vollständig in seine Ionen:

HCl = H(+) + Cl(-).

Aus 1 Mol in Wasser gelöster HCl entsteht also 1 Mol H(+). Im Folgenden eine Beispielrechnung: 0,1 Mol HCl werden in so viel Wasser gelöst, dass genau 1 l Lösung dabei herauskommt. Eine solche Lösung nennt man eine 0,1-Molare Salzsäure(lösung) (kurz: 0,1M-HCl). Beim vollständigen Zerfall der HCl-Moleküle entstehen 0,1 Mol H(+). Die aus dem Zerfall des Wassers stammenden Ionen kann man gegenüber dieser großen Menge bzw. hohen Konzentration vernachlässigen: Bei 0,1 Mol/l H(+) beträgt die OH(-)-Konzentration (und damit auch die Konzentration der H(+)-Ionen, die dem Eigenzerfall des Wassers zuzuordnen sind) nur noch 10^-13 Mol/l und spielt damit keine Rolle mehr. Wie hoch ist nun der pH der Lösung? Ganz einfach:

1. Zehnerlogarithmus der H(+)-Konzentration bilden, wobei immer der Konzentrationswert in Mol/l verwendet werden muss, andere Einheiten sind hier nicht zulässig:

Log(0,1) = -1

2. Vorzeichen umkehren ("negativieren"):

pH(0,1M-HCl) = -(Log(0,1)) = -(-1) = 1

Der pH-Wert einer "0,1-Molaren" Salzsäure ist folglich 1.

Nun kann man noch die Konzentration der Salzsäure in die üblicheren Masseneinheiten umrechnen:

1 Mol HCl entspricht 36,5 g

0,1 Mol HCl entspricht 3,65 g

Somit enthält 1 l 0,1M-HCl-Lösung 3,65 g HCl.


Substanzen, die beim Zerfall in Ionen nicht H(+)- sondern OH(-)-Ionen abgeben ("Basen"), beeinflussen den pH-Wert indirekt. Die OH(-)-Ionen reagieren nämlich mit H(+)-Ionen wieder zu Wasser (H2O) und senken dadurch die H(+)-Konzentration. Das Ganze geschieht in dem Maße, dass das Produkt aus H(+)- und OH(-)-Konzentration in Wasser immer = 1/100000000000000 Mol^2/l^2 beträgt, also 10^-14 Mol^2/l^2. Wenn also z.B. 0,01 Mol NaOH in Wasser gelöst wird, zerfällt es praktisch vollständig in Na(+) und OH(-). Die OH(-)-Konzentration ist dann = 0,01 Mol/l (=10^-2 Mol/l) und die H(+)-Konzentration folglich = 10^-12 Mol/l (10^-2 Mol/l * 10^-12 Mol/l = 10^-14 Mol^2/l^2) und der pH = 12.

Bei "schwachen" Säuren und Basen, die nur zum Teil in Ionen zerfallen, muss der so genannte "Dissoziationsgrad" berücksichtigt werden. Ihr Einfluss auf den pH ist deutlich geringer als der von starken Säuren bzw. Basen.

Soll der pH-Wert von 1 l reinem Wasser mit Salzsäure herabgesetzt werden, so werden folgende Mengen Salzsäure benötigt (In der Praxis muss aber beachtet werden, dass Salzsäure niemals reine HCl ist, sondern eine Lösung von HCl (HCl ist ein Gas!) in Wasser in einer Konzentration bis zu ca. 36 Gew.-%):

pH-Herabsetzung  Mol HCl   = g HCl   entspr. g 25%ige
                                     Salzsäure (*)
======================================================
Von 7 auf 5      0,00001   0,000365  0,00146
Von 7 auf 3      0,001     0,0365    0,146
Von 7 auf 1      0,1       3,65     14,6

(*): Soweit nicht anders angegeben, bedeutet "%ig" bei Flüssigkeiten und Feststoffgemischen normalerweise immer Gewichts-% (= Massen-%).

Im pH-Bereich um 7 herum können also schon geringste Säurezugaben zu starken pH-Änderungen führen. Deshalb ist es äußerst schwierig, durch Dosierung von Salzsäure reines Wasser z.B. auf einen pH von 6 bringen zu wollen.

Genau genommen müssen bei einer pH-Berechnung auch die auf den Zerfall des Wassers entstandenen sehr geringen Mengen H(+)-Ionen mit berücksichtigt werden. In den meisten Fällen können diese aber vernachlässigt werden, weil die Säure- bzw. Basenmenge viel größer ist.

In Wasser, das gelöste Salze enthält, muss außerdem eine evtl. vorhandene "Pufferwirkung" berücksichtigt werden. Ist nämlich im Wasser bereits das Salz einer schwachen Säure gelöst (z.B. ein Carbonat, Acetat oder Phosphat), dann reagieren die durch den Zerfall der zugesetzten (starken) Säure entstehenden H(+)-Ionen mit dem Anion der schwachen Säure (das durch den Zerfall des Salzes gebildet wurde) zu einem erheblichen Teil zur schwachen Säure: Der pH ändert sich nur wenig.

Beispiel: In eine Natriumacetatlösung (NaCH3COO), in der das Salz in seine Ionen zerfallen ist:

NaCH3COO = Na(+) + CH3COO(-)

wird etwas HCl zugegeben, die wiederum vollständig in ihre Ionen zerfällt ("dissoziiert"):

HCl = H(+) + Cl(-)

Die gebildeten H(+)-Ionen werden jedoch von den Acetat-Ionen größtenteils gleichsam "weggefangen":

H(+) + CH3COO(-) = HCH3COO

Die Folge ist, dass nur wenige der gebildeten H(+)-Ionen auch wirklich als solche in der Lösung verbleiben, so dass der pH-Wert nur wenig abnimmt.

Analog verhält es sich mit den Salzen schwacher Basen (z.B. Ammoniumsalze) und zugesetzten starken Basen.

Da in Leitungswasser, Quellwasser, Fluss- und Meerwasser fast immer nennenswerte Mengen an Carbonaten und z.T. auch Phosphaten enthalten sind, ist eine Berechnung der für eine pH-Einstellung auf einen bestimmten Wert benötigten Säure- oder Basenmenge aus dem gemessenen pH allein nicht möglich. Liegt eine genaue Wasseranalyse vor, ist die Berechnung der benötigten Säure- bzw. Basenmenge immer noch keine einfache Angelegenheit.





3. Quellen:

D'Ans-Lax: Taschenbuch für Chemiker und Physiker, Band 1: Makroskopische chem.-physikal. Eigenschaften, Springer-Verlag, 3. Auflage, 1967

Weast, Handbook of Chemistry and Physics, 64th Edition, 1983-1984, CRC Press Inc., Boca Raton, Florida






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