Kristallwasser


Kristallwasser

Kristallwasser oder auch Hydratwasser ist die Bezeichnung für Wasser, das im kristallinen Festkörper gebunden vorkommt. Kristallwasserhaltige Substanzen werden auch als Hydrate bezeichnet.[1]

Inhaltsverzeichnis

Grundlagen: Koordinationswasser, Strukturwasser

Wassermoleküle können koordinativ an Ionen gebunden sein (Koordinationswasser, z. B. beim Kupfersulfat), als Strukturwasser über Wasserstoffbrückenbindungen an Moleküle gebunden vorliegen, oder – wie bei den Mineralen der Zeolithgruppe – nicht am Kristallgitter beteiligt sein. Am vielfältigsten sind die Bindungsverhältnisse des Wassers in Proteinkristallen.

Das Kristallwasser ist meist nur locker gebunden und entweicht beim Erhitzen (technischer Ausdruck: Calcinieren, Brennen), was beim Kupfersulfat zur Entfärbung, bei anderen Substanzen sogar zur Auflösung im eigenen Kristallwasser führen kann.

Nomenklatur

Hydrate und Anhydrate

So gibt es z. B. kristallwasserfreies Natriumsulfat Na2SO4 und das Dekahydrat (Glaubersalz) mit 10 (altgr.: deka = zehn) Wassermolekülen pro Formeleinheit Na2SO4. Die Bindung wird durch einen hochgestellten Punkt (manchmal auch ein x) symbolisiert, diese Schreibweise gibt aber keine Auskunft über die Art der Bindung: Na2SO4 · 10 H2O.

Die kristallwasserfreien Salze werden Anhydrate genannt (z. B. Natriumsulfat-Anhydrat, Kupfersulfat-Anhydrat, nicht zu verwechseln mit Anhydrid und Anhydrit). Anhydrate sind meist stark hygroskopische Substanzen und werden daher zum Trocknen von Lösungsmitteln und Gasen benutzt.

Bei der Bildung der Hydrate wird dann Energie in Form von Hydratationswärme frei – das ist die Energie, die beim Dehydratieren (darum: ‚Brennen‘) zugeführt werden muss.

Nomenklatur der Hydrate

Die Hydrate[2] erhalten ihre Namen nach den griechischen Zahlwörtern.

Name Zahl der
Wassermoleküle
Beispiele (Salze) Beispiele (andere Stoffe)
Anhydrat 0 Magnesiumchlorid-Anhydrat  
Hemihydrat 1/2 Calciumsulfat-Hemihydrat  
Monohydrat 1 Natriumhydrogensulfat-Monohydrat Citronensäure-Monohydrat,
Glucose-Monohydrat
Sesquihydrat 1,5 Kaliumcarbonat-Sesquihydrat  
Dihydrat 2 Calciumsulfat-Dihydrat,
Calciumchlorid-Dihydrat
 
Trihydrat 3 Natriumacetat-Trihydrat,
Blei(II)-acetat-Trihydrat
 
Tetrahydrat 4 Kaliumnatriumtartrat-Tetrahydrat  
Pentahydrat 5 Kupfersulfat-Pentahydrat  
Hexahydrat 6 Aluminiumchlorid-Hexahydrat,
Cobalt(II)-chlorid-Hexahydrat
 
Heptahydrat 7 Magnesiumsulfat-Heptahydrat,
Eisen(II)-sulfat-Heptahydrat,
Zink(II)-sulfat-Heptahydrat
 
Octahydrat 8   Bariumhydroxid-Oktahydrat
Nonahydrat 9 Chrom(III)-nitrat-Nonahydrat  
Decahydrat 10 Natriumsulfat-Dekahydrat (Glaubersalz),
Natriumcarbonat-Decahydrat
 
Undecahydrat 11    
Dodecahydrat 12 Natriumphosphat-Dodecahydrat  

Abgrenzung von Gashydraten

Gashydrate (wie Methaneis), sind eigentlich keine Hydrate, sondern Einschlussverbindungen (Klathrate).[3] Hier sind die Gase in den Struktur-Hohlräumen von kristallinem Wasser eingelagert, man spricht dabei nicht von Kristallwasser, da die Wassermoleküle selber die Struktur erzeugen. Die eingeschlossenen Atome oder Moleküle sind wie in einem Käfig in der Struktur gefangen, daher auch der Name Käfigverbindungen. Beim Schmelzen des Wassers werden die Gase dann wieder freigesetzt.

Arzneistoffe und andere Organika

Arzneistoffe und andere Organika sind oft basisch und werden als Hydrohalogenide eingesetzt. In einigen Fällen kristallisieren die Hydrohalogenide zugleich als Hydrate. Beispiele: Tirofiban und Ziprasidon. Estradiol-Hemihydrat ist ein weiteres Beispiel für einen Arzneistoff.

Ausnutzung in der Technik

Technisch nutzt man das Vermögen des Gipses, das durch Erhitzen (Brennen) teilweise oder ganz verlorene Kristallwasser beim Anrühren mit Wasser wieder aufzunehmen und dabei zu erhärten. Bei Erhitzen des Dihydrats CaSO4 · 2 H2O auf etwa 110 °C entsteht gebrannter Gips (Halbhydrat bzw. Hemihydrat genannt, CaSO4 · 1/2 H2O), bei 130 bis 160 °C Stuckgips (Gemisch aus viel Halbhydrat und wenig Anhydrit). Auch Kalkbrennen, die Herstellung der abbindenden Kalke, beruht auf Dehydratation.

Anhydrit kommt auch als Mineral in Salzlagerstätten vor und besteht aus kristallwasserfreiem Calciumsulfat (CaSO4). Eine weitere technische Anwendung ist das Versetzen des Trockenmittels Kieselgel mit Cobaltchlorid, welches im kristallwasserfreien Zustand blau und im kristallwasserhaltigen rosa gefärbt ist. Bei solchermaßen behandeltem Kieselgel zeigt die rosa Verfärbung an, dass das Kieselgel keine weitere Feuchtigkeit mehr aufnehmen kann und daher durch Erhitzen regeneriert werden muss.

Salzhydrate können als Wärmespeicher dienen. Dabei wird das Hydrat geschmolzen und die Wärme kann gespeichert werden. Bei Bedarf reagiert es wieder zu einem Hydrat und gibt dabei Wärme ab. Nach diesem Prinzip funktionieren:

Einzelnachweise

  1. Brockhaus ABC Chemie, VEB F. A. Brockhaus Verlag Leipzig 1965, S. 746−747.
  2. Brockhaus ABC Chemie2, VEB F. A. Brockhaus Verlag Leipzig 1965, S. 557.
  3. Brockhaus ABC Chemie, VEB F. A. Brockhaus Verlag Leipzig 1965, S. 456.

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