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Kolligative Phänomene

Kolligative Phänomene

Kolligative Phänomene sind Eigenschaften eines chemischen Stoffes, die nur von seiner Teilchenzahl, aber nicht von der Art der Teilchen abhängen. Löst man beispielsweise einen Stoff in Wasser, sind kolligative Phänomene zwar von der Anzahl der gelösten Teilchen abhängig, aber nicht von der Teilchenart – es spielt also keine Rolle, ob man Zucker oder Salz oder noch etwas anderes nimmt. (Vorsicht beim Salz – Salz besteht aus den Ionen Natrium und Chlorid und zerlegt sich in diese beiden, sobald es sich löst. Ein Salzmolekül ergibt also zwei Teilchen, weshalb man hier die doppelte Teilchenzahl hat. Das ist aber nur wichtig, wenn man konkret rechnen will. Das wollen wir hier aber nicht.)

Kolligative Phänomene sind Dampfdruckerniedrigung, Siedepunkterhöhung, Gefrierpunkterniedrigung und Osmose. In allen Fällen steht eine flüssige wässrige Lösung mit reinem Wasser über eine Grenzfläche in Verbindung: bei Dampfdruckerniedrigung und Siedepunkterhöhung liegt das Wasser in Dampfform vor, die Grenzfläche ist einfach die Oberfläche der Flüssigkeit; bei der Gefrierpunkterniedrigung liegt das Wasser als Eis vor (also fest), die Grenzfläche ist die Eisoberfläche; bei der Osmose ist auch das Wasser flüssig, die Grenzfläche bildet eine halbdurchlässige Membran. Es geht nun immer darum, dass aus der Lösung nur die Wasserteilchen die Grenzfläche durchdringen, nicht aber die gelösten Teilchen – insgesamt also nur ein Bruchteil der in der Lösung vorhandenen Teilchen –, während aus der Phase reinen Wassers alle Teilchen durch die Grenzfläche hindurch können (denn es gibt ja nur Wasserteilchen dort).

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Dampfdruckerniedrigung

Dampfdruck

An der Oberfläche von Wasser verlassen stets Wassermoleküle die Flüssigkeit, um in die Dampfphase überzugehen; umgekehrt gehen auch Wassermoleküle von der Dampfphase in die Flüssigkeit über. Der Dampf übt einen Druck auf die Flüssigkeit aus, den so genannten Dampfdruck. (Um sich vorstellen zu können, wieso der Dampf Druck ausübt, muss man sich klarmachen, dass der Dampf ein Teil der Luft ist, er verursacht daher auch einen Teil des Luftdruckes.) Luft kann eine bestimmte maximale Menge Wasserdampf aufnehmen. Hat sie diese maximal mögliche Menge aufgenommen, ist sie gesättigt mit Wasserdampf. Ist die Luft über der Flüssigkeit gesättigt, verdampft kein weiteres Wasser mehr. Der Dampfdruck hat den Sättigungsdampfdruck erreicht. (Dass kein weiteres Wasser mehr verdampft, ist der makroskopische Eindruck – mikroskopisch betrachtet, verdampfen gleich viele Moleküle wie auch wieder kondensieren. Es herrscht also ein Gleichgewicht zwischen Verdampfen und Kondensieren.)

Dampfdruck über einer Lösung

Nun lösen wir einen Stoff im Wasser auf, der nicht mit verdampft, zum Beispiel Salz (wie gesagt, kann das auch ein anderer Stoff sein, ohne dass sich etwas ändert). 10 % der Teilchen in der Lösung sind nun Salzteilchen, und nur noch 90 % der Teilchen sind Wasserteilchen. Das heißt, jedes zehnte Teilchen, dass an die Wasseroberfläche stößt, ist kein Wasserteilchen und kann daher nicht verdampfen, die Lösung also nicht verlassen. In der Dampfphase haben wir es jedoch weiterhin mit 100 % Wasserteilchen zu tun. Es gehen also genauso viele Dampfteilchen in die flüssige Phase über wie im Fall des reinen Wassers. Verdampfen tun nun jedoch nur noch 0,9-mal so viele Teilchen wie im Fall des reinen Wassers. Mehr Teilchen kondensieren als verdampfen – der Gleichgewichtsdampfdruck (also der Sättigungsdampfdruck) sinkt.

Korrekterweise müsste es also heißen „Sättigungsdampfdruckerniedrigung“. Oft sagt man nur Dampfdruck, wenn man den Sättigungsdampfdruck meint – man muss also sehr darauf achten, wovon gerade die Rede ist.

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Siedepunkterhöhung

Der Sättigungsdampfdruck ist abhängig von der Temperatur – je höher die Temperatur, desto höher der Sättigungsdampfdruck. Wird der Sättigungsdampfdruck schließlich so hoch wie der Luftdruck, beginnt die Flüssigkeit zu sieden.
Betrachten wir wieder unsere Salzlösung und erhitzen diese. Der Dampfdruck über der Lösung ist kleiner als der über reinem Wasser. Die Differenz zum Luftdruck ist also größer. Das hat zur Folge, dass die Salzlösung stärker erhitzt werden muss, damit der Sättigungsdampfdruck den Luftdruck erreicht. Mit anderen Worten: Der Siedepunkt der Lösung liegt höher als der reinen Wassers.

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Gefrierpunkterniedrigung

Nun stecken wir einen Eisklotz in das reine Wasser. Es spielt sich das analoge zum Verdampfen ab: Wassermoleküle lagern sich am Eiskristall ab, Eismoleküle tauen und gehen in die flüssige Phase über. Liegt die Temperatur über dem Gefrierpunkt, tauen mehr Moleküle auf als Gefrieren – der Eisklotz taut auf. Ist die Temperatur niedriger als der Gefrierpunkt, lagern sich mehr Moleküle am Eis an, als tauen, und das Wasser gefriert. Am Gefrierpunkt herrscht Gleichgewicht und es gehen gleich viele Teilchen in die Eisphase wie in die flüssige Phase über.
Jetzt nehmen wir wieder unsere Salzlösung, kühlen sie auf den Gefrierpunkt von reinem Wasser ab (0 °C) und legen den Eisklotz hinein. Aus dem Eisklotz kommt dieselbe Menge Teilchen in die Wasserphase wie im Fall des reinen Wassers. Aber aus der Lösung kommen jetzt nur 0,9-mal so viele Teilchen, um sich am Eis anzulagern. Denn das können nur die Wasserteilchen, nicht die Salzteilchen. Es verlassen also mehr Wassermoleküle das Eis, als wieder dazukommen – das Eis taut. Man muss die Mischung weiter abkühlen, um mehr Teilchen dazu zu bringen, sich am Eis anzulagern und zu gefrieren. Der Gefrierpunkt der Salzlösung ist also niedriger als der reinen Wassers.
Aus diesem Grund wirkt Streusalz bei Glatteis.

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Osmose

Als letztes sehen wir uns an, was passiert, wenn die Lösung mit reinem Wasser in Kontakt steht – aber so, dass nur die Wassermoleküle von einem zum anderen wechseln können, nicht aber die Salzmoleküle. So etwas kann man mit einer halbdurchlässigen Membran erreichen, die nur die Wassermoleküle durchlässt und den gelösten Stoff aufhält. Vom reinen Wasser kann jedes Teilchen, das auf die Membran trifft, durch die Membran auf die Lösungsseite wechseln. In der Lösung kann jedes zehnte Teilchen nicht durch die Membran hindurch. Von der Lösung können also nur 0,9-mal so viele Teilchen auf die Wasserseite wechseln. Es wandern also mehr Teilchen auf die Lösungsseite als auf die Wasserseite. Auf der Lösungsseite steigt also die Flüssigkeitsmenge und damit auch der Druck. Man nennt den Vorgang Osmose und den Druck, der sich dadurch aufbaut, den osmotischen Druck.

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Osmose am Ei

Das kann man mithilfe eines nackten Hühnereis zeigen. Zunächst muss man die Schale des Eis entfernen. Pellen fällt aus, denn es muss ein rohes Ei sein. Man legt das Ei also 1–2 Tage in Essig. Der Essig löst die Kalkschale auf. Das Ei ist jetzt wabbelig und weich und durch die Haut ist der Dotter erkennbar. Entscheidend ist jedoch, dass die Haut des Eis genau so eine halbdurchlässige Membran ist, wie wir sie für die Osmose brauchen.
Legt man das „ enthüllte“ Ei neben eins, das seine Schale noch hat, sieht man auch bereits, dass das nackte Ei größer ist. Bereits im Essigbad ist Wasser in das Ei eingedrungen. Verstärken kann man diesen Effekt noch, indem man das nackte Ei nun in destilliertes Wasser legt. Das Ei schwillt in wenigen Stunden deutlich an. Diese Volumenzunahme beruht auf Osmose: Destilliertes Wasser enthält überhaupt keine anderen Teilchen, während im Eiklar alle möglichen Stoffe im Wasser gelöst sind.
Man kann auch den umgekehrten Effekt erzielen, indem man das nackte Ei in Sirup legt. Es dauert noch nicht einmal eine halbe Stunde, bis es schrumpelig wird. Der Sirup enthält noch mehr gelöste Teilchen als das Eiklar, sodass nun Wasser aus dem Ei in den Sirup wandert. Legt man das Ei anschließend wieder in destilliertes Wasser, wird es wieder prall.

Abb. 1a ¦ Osmose am Ei  
BildunterschriftBildunterschrift Ende
Abb. 1b ¦ Osmose am Ei  
BildunterschriftLinks: nacktes Ei, das in destilliertem Wasser lag; mitte: nacktes Ei, das im Essig gelegen hat; rechts: unbehandeltes Ei mit Schale
Bereits im Essig hat das Ei über Osmose Wasser aufgenommen und ist größer geworden. Nach einem Bad im destillierten Wasser ist dieser Effekt noch deutlich verstärkt.Bildunterschrift Ende
Abb. 2 ¦ Osmose am Ei  
BildunterschriftIm Sirup gibt das Ei Wasser ab, schrumpft und wird faltig.Bildunterschrift Ende

Osmotischer Druck

Auch für eine Demonstration des osmotischen Druckes ist das pralle Ei gut. Man nimmt das Ei, das im destillierten Wasser gelegen hat, und piekt es mit einer Nadel an. Eine regelrechte Fontäne Wasser spritzt heraus.

Abb. 1 ¦ Osmose am Ei  
BildunterschriftSticht man das im destillierten Wasser angeschwollene Ei an, spritzt eine Wasserfontäne heraus und demonstriert anschaulich den osmotischen Druck. Bildunterschrift Ende

© Wiebke Salzmann, Juni 2012

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