Wie funktioniert das mit dem Salz und dem Eis???

Das Geheimnis lautet "Gefrierpunkterniedrigung". Eine wässrige Salzlösung kann ich auf - 18 °C abkühlen, bevor sie friert. Das heißt dann aber auch, dass Schnee schmilzt, wenn Salz dazugegeben wird, solange er nicht kälter als

- 18 °C ist.

Der Effekt, dass Eis schmilzt, wenn es mit Salz in Kontakt kommt, liegt an der molaren Gefrierpunktserniedrigung, d. h. dass Wasser, in dem Salz gelöst ist, flüssig sein müßte; Folge: das Eis schmilzt.

Herleiten kann man das aus der Überlegung, dass das chemische Potential von Wasser in der Lösung und im Feststoff am Gefrierpunkt gleich sein muss (chemisches Gleichgewicht). Analog ergibt sich ein höherer Siedepunkt einer Lösung verglichen mit dem reinen Lösungsmittel.

Die Abkühlung beim Lösen gewisser Salze in Wasser (NaCl gehört dazu) ist ebenso ein thermodynamischer Effekt. Im Feststoff werden die Ionen durch die Gitterenergie zusammengehalten und beim Lösen lagern sich die Dipole des Wassers an den Ionen an; die Kationen treten mit dem negetiv polarisierten Sauerstoff, die Anionen mit dem positiv polarisierten Wasserstoff in Wechselwirkung; die dabei frei werdende Energie nennt man Hydratationsenthalpie.

In vielen Fällen ist die Hydratationsenthalpie kleiner als die Gitterenergie, im Fall unlöslicher Salze viel kleiner.

Bei Salzen mit mäßiger Gitterenergie (NaCl ist ein Beispiel) kann die Hydratationsenthalpie mit der Gitterenergie in Konkurrenz treten, die beim Lösen stark zunehmende Unordnung (die Fixierung der Ionen in einem geordneten Kristallgitter wird durch die regellose Bewegung in der Lösung ersetzt) sorgt dafür, dass im Ausdruck

DELTA G = DELTA H - T*DELTA S

der zweite Summand (T*DELTA S) größer ist als DELTA H. Folge: DELTA G ist negativ und der Vorgang läuft freiwillig ab, die dafür notwendige Energie wird der Umgebung entnommen mit der Folge, dass die Temperatur sinkt.