Hydratation: Unterschied zwischen den Versionen

Version vom 31. August 2010, 20:30 Uhr

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Autoren: Michael Steiger
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Viele Salze können in ihr Kristallgitter definierte Mengen von Wasser einbauen. Es handelt sich dabei nicht um an eine an 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 RH_eq 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 [Kristallisationsdruck|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.

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-Hydratation
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-Viele Salze können in ihr Kristallgitter definierte Mengen von Wasser einbauen. Es handelt sich dabei nicht um an eine an An- oder Einlagerung von Wassermolekülen in das vorhandene Kristallgitter eines wasserfreien Salzes(LINK1), wie beispielsweise in einem porösen Material. Tatsächlich besitzen Hydratsalze genau wie wasserfreie Salze definierte Gitterstrukturen, in den 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.
+'''Autoren:''' [[Benutzer:MSteiger|Michael Steiger]]
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+[[Category:Grundlagen]] [[Category:MSteiger]] [[Category:R-MSteiger]] [[Category:"Bearbeitung]]
-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(LINK2), kommt beispielsweise sowohl als wasserfreie Phase Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub> (Thenardit) als auch in hydratisierter Form als Dekahydrat 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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+Viele Salze können in ihr Kristallgitter definierte Mengen von Wasser einbauen. Es handelt sich dabei nicht um an eine an 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 [[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:
 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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-|Na<sub>2</sub>SO<sub>4 </sub>– Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>•10H<sub>2</sub>O
+|[[Thenardit|Na<sub>2</sub>SO<sub>4]] </sub>– [[Mirabilit|Na<sub>2</sub>SO<sub>4</sub>•10H<sub>2</sub>O]]
 |align = "center"|60.6
 |align = "center"|68.2
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 |-
-|MgSO<sub>4</sub>•6H<sub>2</sub>O – MgSO<sub>4</sub>•7H<sub>2</sub>O
+|[[Hexahydrit|MgSO<sub>4</sub>•6H<sub>2</sub>O]] – [[Epsomit|MgSO<sub>4</sub>•7H<sub>2</sub>O]]
 |align = "center"|30.2
 |align = "center"|37.5
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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]]
 |align = "center"|36.1
 |align = "center"|41.1
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-|MgSO<sub>4</sub>•4H<sub>2</sub>O – MgSO<sub>4</sub>•6H<sub>2</sub>O
+|[[Starkeyit|MgSO<sub>4</sub>•4H<sub>2</sub>O]] – [[Hexahydrit|MgSO<sub>4</sub>•6H<sub>2</sub>O]]
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-Weitere wichtige Hydrate und detailliertere Angaben zu Gleichgewichtsfeuchtigkeiten finden sich bei den einzelnen Salzen(LINK3).
+Weitere wichtige Hydrate und detailliertere Angaben zu Gleichgewichtsfeuchtigkeiten finden sich bei den einzelnen Salzen.
-Neben Kristallisationsvorgängen aus Lösungen(LINK4) sind Hydratationsreaktionen eine zweite Gruppe von Prozessen, die zum Kristallwachstum im Porenraum und deshalb zur Ausbildung von Druck (Hydratationsdruck(LINK5)) und damit letztlich zur Materialschädigung führen.
-LINKS
-Grundlagenseite mit Kristallgitter
-auf die Na2SO4-Seite
-Übersichtsseite Salze
-Kristallisationsdruck
-Hydratationsdruck
+Neben [Kristallisationsdruck|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.

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