Hydratation: Unterschied zwischen den Versionen
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Existieren von einem Salz verschiedene Hydratstufen, dann können sich diese durch Wasseraufnahme (Hydratation) oder Wasserabgabe (Dehydratation) ineinander umwandeln. Eines der in Baustoffen am häufigsten anzutreffenden Salze, Natriumsulfat, kommt beispielsweise sowohl als wasserfreie Phase [[Thenardit|Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> (Thenardit)]] als auch in hydratisierter Form als Dekahydrat [[Mirabilit|Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>•10H<sub>2</sub>O (Mirabilit)]] vor. Für die Umwandlung der beiden Phasen ineinander gilt folgende Reaktionsgleichung: | |||
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Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> <nowiki>+</nowiki> 10H<sub>2</sub>O → Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>•10H<sub>2</sub>O | Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> <nowiki>+</nowiki> 10H<sub>2</sub>O → Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>•10H<sub>2</sub>O | ||
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Je nach relativer Luftfeuchtigkeit sind entweder Thenardit oder Mirabilit stabil. Hohe Luftfeuchtigkeiten begünstigen die Bildung hydratisierter Phasen. Beispielsweise bildet sich bei 20 °C Mirabilit bei relativen Luftfeuchtigkeiten ab 76.4%, der Gleichgewichtsfeuchtigkeit RH<sub>eq</sub> für das Hydratations-Gleichgewicht von Thenardit und Mirabilit. Diese Gleichgewichtsfeuchtigkeiten sind jedoch stark temperaturabhängig. In nachstehender Tabelle sind für einige der in Baustoffen vorkommenden Salzhydrate die Gleichgewichtsfeuchtigkeiten bei unterschiedlichen Temperaturen aufgeführt. | Je nach relativer Luftfeuchtigkeit sind entweder Thenardit oder Mirabilit stabil. Hohe Luftfeuchtigkeiten begünstigen die Bildung hydratisierter Phasen. Beispielsweise bildet sich bei 20 °C Mirabilit bei relativen Luftfeuchtigkeiten ab 76.4%, der Gleichgewichtsfeuchtigkeit RH<sub>eq</sub> für das Hydratations-Gleichgewicht von Thenardit und Mirabilit. Diese Gleichgewichtsfeuchtigkeiten sind jedoch stark temperaturabhängig. In nachstehender Tabelle sind für einige der in Baustoffen vorkommenden Salzhydrate die Gleichgewichtsfeuchtigkeiten bei unterschiedlichen Temperaturen aufgeführt. | ||
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|MgSO<sub>4</sub>•H<sub>2</sub>O – MgSO<sub>4</sub>•7H<sub>2</sub>O | |[[Kieserit|MgSO<sub>4</sub>•H<sub>2</sub>O]] – [[Epsomit|MgSO<sub>4</sub>•7H<sub>2</sub>O]] | ||
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Aktuelle Version vom 30. Juli 2012, 16:40 Uhr
Autor: Michael Steiger
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Viele Salze können in ihr Kristallgitter definierte Mengen von Wasser einbauen. Es handelt sich dabei nicht um eine An- oder Einlagerung von Wassermolekülen in das vorhandene Kristallgitter eines wasserfreien Salzes, wie beispielsweise in einem porösen Material. Tatsächlich besitzen Hydratsalze genau wie wasserfreie Salze definierte Gitterstrukturen, in denen neben den Kationen und Anionen auch die Wassermoleküle definierte Positionen besetzen. In der Regel unterscheiden sich die Strukturen eines wasserfreien und eines hydratwasserhaltigen Salzes völlig, d.h. auch die Kationen und Anionen weisen in beiden Salzen völlig unterschiedliche Gitteranordnungen auf.
Existieren von einem Salz verschiedene Hydratstufen, dann können sich diese durch Wasseraufnahme (Hydratation) oder Wasserabgabe (Dehydratation) ineinander umwandeln. Eines der in Baustoffen am häufigsten anzutreffenden Salze, Natriumsulfat, kommt beispielsweise sowohl als wasserfreie Phase Na2SO4 (Thenardit) als auch in hydratisierter Form als Dekahydrat Na2SO4•10H2O (Mirabilit) vor. Für die Umwandlung der beiden Phasen ineinander gilt folgende Reaktionsgleichung:
Na2SO4 + 10H2O → Na2SO4•10H2O
Je nach relativer Luftfeuchtigkeit sind entweder Thenardit oder Mirabilit stabil. Hohe Luftfeuchtigkeiten begünstigen die Bildung hydratisierter Phasen. Beispielsweise bildet sich bei 20 °C Mirabilit bei relativen Luftfeuchtigkeiten ab 76.4%, der Gleichgewichtsfeuchtigkeit RHeq für das Hydratations-Gleichgewicht von Thenardit und Mirabilit. Diese Gleichgewichtsfeuchtigkeiten sind jedoch stark temperaturabhängig. In nachstehender Tabelle sind für einige der in Baustoffen vorkommenden Salzhydrate die Gleichgewichtsfeuchtigkeiten bei unterschiedlichen Temperaturen aufgeführt.
| Salzpaar | 0 °C | 10 °C | 20 °C | 30 °C | 40 °C | 50 °C |
| Na2SO4 – Na2SO4•10H2O | 60.6 | 68.2 | 76.4 | 85.3 | – | – |
| MgSO4•6H2O – MgSO4•7H2O | 30.2 | 37.5 | 46.7 | 57.7 | 70.6 | – |
| MgSO4•H2O – MgSO4•7H2O | 36.1 | 41.1 | 46.7 | 53.0 | 60.0 | 67.7 |
| MgSO4•4H2O – MgSO4•6H2O | 32.0 | 35.4 | 39.1 | 43.3 | 48.4 | 54.4 |
Weitere wichtige Hydrate und detailliertere Angaben zu Gleichgewichtsfeuchtigkeiten finden sich bei den einzelnen Salzen. Neben Kristallisationsvorgängen aus Lösungen sind Hydratationsreaktionen eine zweite Gruppe von Prozessen, die zum Kristallwachstum im Porenraum und deshalb zur Ausbildung von Druck (Hydratationsdruck) und damit letztlich zur Materialschädigung führen.
Weblinks[Bearbeiten]
Literatur[Bearbeiten]
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