Erdalkalisulfate und -halogenide: Löslichkeit und Verwendung
Warum die Löslichkeit der Erdalkalisulfate von Magnesium zu Barium sinkt, warum Calciumfluorid schwer löslich ist und wofür man Bittersalz, Calciumchlorid und Bariumsulfat einsetzt.
Das Wichtigste in Kürze
- Die Erdalkalisulfate und -halogenide zeigen typische Löslichkeitsunterschiede, die ihre Verwendung als Trockenmittel, Abführmittel oder Röntgenkontrastmittel bestimmen.
- Die Löslichkeit der Erdalkalisulfate sinkt von Be/Mg zu Ba, weil die Gitterenergie nahezu gleich bleibt und die Hydratationsenthalpie des Kations mit wachsendem Radius abnimmt.
- \(\ce{CaF2}\) ist schwer löslich, viel schwerer als \(\ce{CaCl2}\), und unter den Fluoriden von Mg, Ca und Ba am schwersten löslich.
- Bittersalz ist \(\ce{MgSO4 * 7 H2O}\); erst das durch Erhitzen gewonnene wasserfreie \(\ce{MgSO4}\) trocknet organische Lösungsmittel.
- \(\ce{CaCl2}\) und \(\ce{MgCl2}\) sind hygroskopisch; \(\ce{CaCl2}\) ist ungeeignet für Ammoniak, weil es \(\ce{NH3}\) anlagert.
- Schwerspat ist \(\ce{BaSO4}\); nur dieses praktisch unlösliche Bariumsalz taugt als perorales Röntgenkontrastmittel, Bariumsalze färben die Flamme grün.
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Worum es geht
Die Salze der Erdalkalimetalle unterscheiden sich stark darin, wie gut sie sich in Wasser lösen. Davon hängt ab, ob ein Salz als Trockenmittel, als Abführmittel oder als Röntgenkontrastmittel taugt. Die Gründe dafür liefern Gitterenergie und Hydratation, die du aus den periodischen Trends der Erdalkalimetalle kennst.
Löslichkeit der Sulfate und Fluoride
Die Sulfate der Erdalkalimetalle folgen einem klaren Gruppentrend. Ihre Wasserlöslichkeit nimmt von oben nach unten ab. Berylliumsulfat und Magnesiumsulfat lösen sich gut, Calciumsulfat nur noch schwer. Strontiumsulfat ist noch schlechter löslich, und Bariumsulfat ist praktisch unlöslich. Man kann denselben Trend auch anders formulieren: Die Löslichkeit sinkt mit steigender Ordnungszahl, also mit steigender Kernladungszahl und wachsendem Kationenradius.
| Sulfat | Löslichkeit in Wasser (etwa 20 °C) | Einordnung |
|---|---|---|
| \(\ce{BeSO4}\) | sehr gut | leicht löslich |
| \(\ce{MgSO4}\) | über 300 g/L | leicht löslich, auch als Heptahydrat |
| \(\ce{CaSO4}\) | etwa 2 g/L | schwer löslich |
| \(\ce{SrSO4}\) | etwa 0,1 g/L | schwer löslich |
| \(\ce{BaSO4}\) | etwa 2,5 mg/L | praktisch unlöslich |
Die abnehmende Sulfatlöslichkeit von Be/Mg zu Ba ist ein Examensklassiker, egal ob nach Ordnungszahl, Kernladungszahl oder Kationengröße formuliert. Achte auf die Endpunkte: \(\ce{MgSO4}\) und sein Heptahydrat sind gut löslich, \(\ce{BaSO4}\) ist praktisch unlöslich, \(\ce{CaSO4}\) liegt als schwer lösliches Salz dazwischen.
Warum die Löslichkeit sinkt
Beim Lösen muss das Ionengitter aufbrechen. Das kostet die Gitterenergie. Zurück gewinnt das System die Hydratationsenthalpie, wenn sich Wassermoleküle um die Ionen lagern. Ob ein Salz sich löst, entscheidet die Bilanz aus beiden Größen.
Das Sulfat-Ion ist groß. Im Gitter bestimmt es deshalb fast allein den Abstand zwischen Kation und Anion. Man kann sich eine große Kugel vorstellen, an die man kleine Kugeln verschiedener Größe legt: Der Mittelpunktsabstand ändert sich kaum. Die Gitterenergie bleibt von \(\ce{MgSO4}\) bis \(\ce{BaSO4}\) also nahezu gleich. Die Hydratationsenthalpie des Kations hängt dagegen stark von seinem eigenen Radius ab. Das kleine \(\ce{Mg^2+}\) bindet Wasser fest, das große \(\ce{Ba^2+}\) nur schwach. Die Bilanz wird von oben nach unten ungünstiger, und die Löslichkeit fällt.
Bei Salzen mit kleinem Anion kann der Trend umgekehrt laufen. So werden die Erdalkalihydroxide von Mg zu Ba besser löslich, weil dort die Gitterenergie mit wachsendem Kation deutlich sinkt.
Bariumsulfat ist trotz seiner Unlöslichkeit eine typische Ionenverbindung aus \(\ce{Ba^2+}\) und \(\ce{SO4^2-}\). Schwerlöslich heißt also nicht kovalent gebaut. Sein Löslichkeitsprodukt liegt bei etwa \(10^{-10}\) mol²/L². Das Kation allein macht das Salz nicht unlöslich: Bariumchlorid löst sich gut in Wasser. Gibt man eine \(\ce{BaCl2}\)-Lösung zu einer sulfathaltigen Lösung, fällt sofort weißes Bariumsulfat aus:
\[\ce{Ba^2+ + SO4^2- -> BaSO4 v}\]
Calciumfluorid
Das Fluorid-Ion ist klein und bildet mit \(\ce{Ca^2+}\) ein besonders stabiles Gitter. Calciumfluorid (\(\ce{CaF2}\), als Mineral Flussspat) ist deshalb schwer wasserlöslich. Es löst sich viel schlechter als Calciumchlorid, das sich in Wasser leicht löst. Unter den Fluoriden von Magnesium, Calcium und Barium ist \(\ce{CaF2}\) am schwersten löslich.
Trockenmittel
Ein Trockenmittel nimmt Wasser auf, ohne mit dem zu trocknenden Stoff zu reagieren. Magnesium- und Calciumsalze eignen sich dafür gut. Ihre kleinen, zweifach geladenen Kationen binden Wassermoleküle fest als Kristallwasser.
Bittersalz und wasserfreies Magnesiumsulfat
Bittersalz ist Magnesiumsulfat-Heptahydrat, \(\ce{MgSO4 * 7 H2O}\). Es ist ein Sulfat, gut wasserlöslich und schmeckt bitter.
Der Name verleitet zur Verwechslung mit Glaubersalz. Glaubersalz ist jedoch Natriumsulfat-Decahydrat, \(\ce{Na2SO4 * 10 H2O}\). Beide sind Sulfate, aber mit verschiedenen Kationen. Mit Magnesiumcarbonat hat Bittersalz ebenfalls nichts zu tun, denn sein Anion ist Sulfat. In der Apotheke kennt man Bittersalz als osmotisch wirkendes Abführmittel.
Erhitzt man das Heptahydrat, gibt es sein Kristallwasser ab. Zurück bleibt wasserfreies Magnesiumsulfat:
\[\ce{MgSO4 * 7 H2O ->[\Delta] MgSO4 + 7 H2O}\]
Dieses wasserfreie Salz ist ein gängiges Trockenmittel für organische Lösungsmittel. Man gibt das Pulver etwa zu einem feuchten Ether- oder Ethylacetat-Extrakt, schwenkt um und filtriert ab. Das Salz bindet dabei Wasser wieder als Hydrat. Das Heptahydrat selbst trocknet nicht. Seine Wasserplätze sind schon besetzt, wie bei einem vollgesogenen Schwamm.
Hygroskopische Chloride
Auch die Chloride sind starke Wasserfänger. Calciumchlorid und Magnesiumchlorid sind hygroskopisch, sie ziehen also Wasser aus der Luft an. Calciumchlorid tut das so stark, dass es an feuchter Luft zerfließt. Es füllt deshalb Trockenrohre und Exsikkatoren. Magnesiumchlorid als Begleitstoff lässt ungereinigtes Meersalz verklumpen. Kristallines \(\ce{CaCl2}\) ist überwiegend ionisch gebaut, aus \(\ce{Ca^2+}\)- und \(\ce{Cl-}\)-Ionen.
Calciumchlorid ist ungeeignet zum Trocknen von Ammoniakgas. Das \(\ce{Ca^2+}\)-Ion lagert nicht nur Wasser, sondern auch \(\ce{NH3}\) an und bildet Ammin-Addukte wie \(\ce{CaCl2 * 8 NH3}\). Das Trockenmittel würde also das Gas selbst binden. Diese Eignungsgrenze wird im Examen gerne gefragt: \(\ce{CaCl2}\) ist hygroskopisch, scheidet für Ammoniak aber aus. Ammoniak trocknet man stattdessen über basischen Mitteln wie gebranntem Kalk (\(\ce{CaO}\)).
Eignungsgrenzen
| Trockenmittel | typischer Einsatz | Grenze |
|---|---|---|
| \(\ce{MgSO4}\) (wasserfrei) | organische Lösungsmittel und Extrakte | nur die wasserfreie Form wirkt |
| \(\ce{CaCl2}\) | Luft, Exsikkator, Trockenrohr | bindet Ammoniak, Alkohole und Amine |
| \(\ce{CaO}\) | Ammoniakgas | reagiert mit sauren Stoffen |
Bariumverbindungen
Barium kommt in der Natur vor allem als Sulfat vor. Wegen seiner Unlöslichkeit übersteht das Mineral Verwitterung und Grundwasser gut.
Schwerspat (Baryt) ist natürliches Bariumsulfat, \(\ce{BaSO4}\). Der Name kommt von seiner hohen Dichte von etwa 4,5 g/cm³.
Bariumsulfat als Röntgenkontrastmittel
Barium hat die Ordnungszahl 56 und absorbiert Röntgenstrahlung stark. Eine Suspension von Bariumsulfat macht deshalb nach dem Schlucken Speiseröhre, Magen und Darm im Röntgenbild sichtbar. Das funktioniert nur, weil \(\ce{BaSO4}\) praktisch unlöslich ist. Freie \(\ce{Ba^2+}\)-Ionen sind nämlich stark giftig. Aus dem Sulfat gehen so wenige Ionen in Lösung, dass sie unbedenklich bleiben. Details zum Arzneistoff findest du bei den anorganischen Arzneistoffen.
\(\ce{BaCl2}\), \(\ce{Ba(NO3)2}\) und \(\ce{Ba(OH)2}\) lösen sich in Wasser und setzen giftiges \(\ce{Ba^2+}\) frei. \(\ce{Ba(CN)2}\) liefert zusätzlich Cyanid. Keines davon ist als perorales Röntgenkontrastmittel geeignet.
Barytwasser
Barytwasser ist eine gesättigte wässrige Lösung von Bariumhydroxid. Mit einer Hydrogencarbonat-Lösung hat es nichts zu tun. Man nutzt es zum Nachweis von Kohlendioxid. Leitet man \(\ce{CO2}\) ein, fällt weißes Bariumcarbonat aus:
\[\ce{Ba^2+ + 2 OH- + CO2 -> BaCO3 v + H2O}\]
Flammenfärbung
Calcium, Strontium und Barium färben die nichtleuchtende Brennerflamme charakteristisch. Die Farbe entsteht durch Emission angeregter Atome, wie bei den angeregten Zuständen erklärt. Bariumsalze färben die Flamme grün. Strontium färbt sie karminrot, eine blaue Färbung zeigt es also nicht.
| Element | Flammenfärbung |
|---|---|
| Calcium | ziegelrot |
| Strontium | karminrot |
| Barium | fahlgrün |
Quiz
Aussage 1
Magnesiumsulfat-Heptahydrat löst sich gut in Wasser.
Magnesiumsulfat ist wasserfrei wie als Heptahydrat leicht löslich, mit über 300 g/L.
Aussage 2
Unter den Fluoriden von Magnesium, Calcium und Barium ist Calciumfluorid am schwersten wasserlöslich.
\(\ce{CaF2}\) bildet ein besonders stabiles Gitter und ist das am schwersten lösliche dieser drei Fluoride.
Aussage 3
Glaubersalz ist der Trivialname von \(\ce{MgSO4 * 7 H2O}\).
\(\ce{MgSO4 * 7 H2O}\) heißt Bittersalz. Glaubersalz ist Natriumsulfat-Decahydrat, \(\ce{Na2SO4 * 10 H2O}\).
Aussage 4
Bariumsalze färben die nichtleuchtende Brennerflamme grün.
Barium zeigt eine fahlgrüne Flammenfärbung, Strontium dagegen karminrot und Calcium ziegelrot.
Aussage 5
Bariumsulfat ist praktisch unlöslich, weil es aus kovalent gebundenen Molekülen besteht.
\(\ce{BaSO4}\) ist eine Ionenverbindung aus \(\ce{Ba^2+}\) und \(\ce{SO4^2-}\). Die Unlöslichkeit folgt aus der ungünstigen Bilanz von Gitterenergie und Hydratationsenthalpie.
Aussage 6
Calciumchlorid eignet sich wegen seiner Hygroskopie gut zum Trocknen von Ammoniakgas.
\(\ce{CaCl2}\) ist zwar hygroskopisch, lagert aber auch \(\ce{NH3}\) an und bildet Ammin-Addukte. Ammoniak trocknet man über \(\ce{CaO}\).
Aussage 7
Die Wasserlöslichkeit der Erdalkalisulfate nimmt mit wachsendem Kationenradius zu.
Sie nimmt ab: Von \(\ce{MgSO4}\) (gut löslich) bis \(\ce{BaSO4}\) (praktisch unlöslich) sinkt die Löslichkeit, weil die Hydratationsenthalpie des Kations abnimmt.
Aussage 8
Bariumnitrat ist als perorales Röntgenkontrastmittel ungeeignet, weil es in Wasser löslich ist und giftiges \(\ce{Ba^2+}\) freisetzt.
Nur das praktisch unlösliche \(\ce{BaSO4}\) ist geeignet; lösliche Salze wie \(\ce{Ba(NO3)2}\) oder \(\ce{BaCl2}\) geben toxische Bariumionen ab.
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