I den här artikeln går vi igenom både teorin kring kristallvatten och några vanliga beräkningar. För beräkningarna är det viktigt att du har koll på formelenhet, empirisk formel och stökiometri.
Allmänt om saltkristaller
En ”vanlig” saltkristall är ett gigantiskt nätverk av omväxlande positiva och negativa joner i ett regelbundet mönster i alla riktningar. De positiva och negativa jonerna binder till varandra med starka jonbindningar, som uppstår eftersom plus- och minusladdningar attraherar varandra.
Vad är kristallvatten?
Om det finns vatten i närheten (t.ex. om det finns vattenånga i luften) kan kristaller av vissa salter plocka in vattenmolekyler i kristallstrukturen. Man säger då att saltet blir hydratiserat. Ofta, men inte alltid, sker detta genom att det uppstår bindningar mellan den positiva jonen och de elektronrika syreatomerna i vattnet. Detta kallas för koordination. Det är ofta metalljoner med mer än en plusladdning som är bäst på att binda till vatten på det sättet.
Ett exempel på joner som gärna binder till vatten är koppar(II)joner, Cu2+. Om saltet koppar(II)sulfat, CuSO4, har kontakt med vatten lagras exempelvis fem vattenmolekyler per koppar(II)jon in i saltkristallen. Fyra av dessa vattenmolekyler binder direkt till koppar(II)jonen som i bilden till höger, medan den femte binder till sulfatjonen med vätebindning (källa: Encyclopedia Brittannica).
Kristallvattnet kan påverka saltets egenskaper. Koppar(II)sulfat som inte är hydratiserat har t.ex. grå färg, medan fullständigt hydratiserat koppar(II)sulfat har blå färg, som uppkommer genom att vattenmolekylerna som ligger närmast koppar(II)jonerna påverkar de tillgängliga energinivåerna för kopparns elektroner.
Formel och namn
För att beskriva ett salts kemiska uppbyggnad använder man en empirisk formel, dvs. en formel som visar förhållandet mellan antalet av den positiva jonen och antalet av den negativa jonen. Magnesiumklorid har t.ex. den empiriska formeln MgCl2, vilket betyder att det finns dubbelt så mycket kloridjoner som magnesiumjoner i en kristall av magnesiumklorid. Den empiriska formeln anger även vad som är saltets formelenhet, dvs. vad som är den minsta byggstenen som kan bygga upp kristallen genom att upprepas tillräckligt många gånger.
Om ett salt innehåller kristallvatten anges detta i den empiriska formeln med ett multiplikationstecken. För fullständigt hydratiserat koppar(II)sulfat blir t.ex. formeln \( \mathrm{CuSO_4\cdot 5H_2O}\), där 5H2O anger att varje formelenhet innehåller fem vattenmolekyler.
Vill man namnge ett salt med kristallvatten lägger man på ordet hydrat på slutet, tillsammans med ett grekiskt räkneord som anger antalet vattenmolekyler per formelenhet. Fullständigt hydratiserat koppar(II)sulfat får på så vis namnet koppar(II)sulfatpentahydrat, där penta står för fem. Lista över viktiga grekiska räkneord finns på Wikipedia.
Energi och kristallvatten
Som alltid när det bildas kemiska bindningar, frigörs det energi när kristallvattnet binds in i en saltkristall. Om man t.ex. droppar vatten på dehydratiserat koppar(II)sulfat höjs temperaturen. Vi kan skriva ut energin i reaktionsformeln:
\[\mathrm{CuSO_4(s) + 5H_2O(l) \longrightarrow CuSO_4\cdot 5H_2O(s) + energi}\,.\]
Om vi vill göra det motsatta, dvs. få bort kristallvattnet måste vi bryta bindningar, och det går därför åt energi. Ett vanligt sätt att få bort kristallvattnet är att värma saltet, och i så fall lämnar vattnet saltet i form av vattenånga:
\[\mathrm{CuSO_4\cdot 5H_2O(s) + energi\longrightarrow CuSO_4(s) + 5H_2O(g)}\,.\]
Labba med kristallvatten
En vanlig laboration är att man ska bestämma hur mycket kristallvatten som finns i ett salt. Det vanliga tillvägagångssättet är att man på labben får ett salt som i någon mån är hydratiserat.
- Väg saltet så du vet hur mycket du hade från början.
- Värm saltet så att kristallvattnet avdunstar, och det dehydratiserade saltet finns kvar.
- Väg det salt du har kvar efter uppvärmningen.
De slutsatser du kan dra är att:
- Saltet efter uppvärmningen är ett dehydratiserat salt. Du kan räkna ut precis hur mycket substansmängd av saltet du har med hjälp av molmassan för saltet.
- Den massa som saltet tappade under uppvärmningen bestod av kristallvatten. Detta kan användas för att räkna ut substansmängden kristallvatten i saltet.
- Om du delar substansmängden kristallvatten med substansmängden dehydratiserat salt får du fram hur många kristallvatten i genomsnitt som fanns i ditt hydratiserade salt innan uppvärmningen. Oftast bör man avrunda till ett heltal.
- Ifall du exempelvis får ut 5.92 mol kristallvatten från 1 mol salt, så har man goda skäl att tro att saltet är ett ”hexahydrat” när det är hydratiserat, alltså att det finns 6 enheter kristallvatten per enhet salt.
Detta illustreras i uppgift 1 nedan.
Övningsuppgifter
Vid en labb vägdes 1,687 g hydratiserat magnesiumklorid (\(\mathrm{MgCl_2 \cdot \mathit{x}H_2O}\), där \(x\) är okänt). Saltet upphettades sedan så att allt vatten avdunstade. När man vägde det kvarvarande saltet visade vågen 0,791 g.
a) Hur många enheter vatten finns det per magnesiumklorid? Det vill säga bestäm heltalet \(x\) i formeln \(\mathrm{MgCl_2 \cdot \mathit{x}H_2O}\).
b) Vad är saltets fullständiga namn inklusive kristallvattnet?
Saltets formel är \(\mathrm{MgCl_2\cdot 6H_2O}\) och namnet blir magnesiumkloridhexahydrat.
Reaktionsformeln:
\[\mathrm{MgCl_2\cdot\mathit{x}H_2O\longrightarrow MgCl_2 + \mathit{x}H_2O}\,.\]
Strategi: Vi beräknar dels substansmängden vatten som avdunstade vid uppvärmningen, och dels substansmängden dehydratiserat salt som finns kvar efteråt. Genom att dividera dessa båda mängder fås \(x\).
Vi börjar med vattnet. Massan vatten som avdunstade var
\[\mathrm{\mathit{m}(H_2O) = (1,687\,g) – (0,791\,g) = 0,896\,g}\,,\]
vilket vi gör om till substansmängd med hjälp av molmassan för vatten:
\[\mathrm{\mathit{M}(H_2O)=(2\cdot 1,01 + 16,00)\,g/mol=18,02\,g/mol}\]
\[\mathrm{\mathit{n}(H_2O) = \mathit{m/M} = (0,896\,g)/(18,02\,g/mol)=0,04972\,mol}\,.\]
Det dehydratiserade saltet var ren magnesiumklorid. Vi beräknar substansmängden:
\[\mathrm{\mathit{M}(MgCl_2)=(24,3+ 2\cdot 35,5)\,g/mol=95,3\,g/mol}\]
\[\mathrm{\mathit{n}(MgCl_2) = \mathit{m/M} = (0,791\,g)/(95,3\,g/mol)=0,008300\,mol}\,.\]
Slutligen får vi \(x\) genom att dividera mängderna:
\[\mathrm{\mathit{x}=\frac{\mathit{n}(H_2O)}{\mathit{n}(MgCl_2)}=\frac{0,04972\,mol}{0,008300\,mol}\approx 5,99\approx 6}\,.\]
Det grekiska räkneordet för 6 är hexa. Alltså blir namnet magnesiumkloridhexahydrat.
Gips är ett material som har kristallvatten bundet till sig. Gips består av 79 % kalciumsulfat och 21 % vatten (masshalt). Hur många enheter vatten finns per enhet kalciumsulfat? Det vill säga, bestäm heltalet \(x\) i följande formel: \(\mathrm{CaSO_4 \cdot \mathit{x}H_2O}\)
\(x=2\)
Att kopparsulfat har en så stor benägenhet att ta upp vatten gör det till ett användbart torkmedel på labb.
Etanol är känt för att vara svårt att få riktigt vattenfritt, samtidigt som mycket kemi är beroende av att man har så vattenfria reaktionsförhållanden som möjligt. Destillation ger till exempel max 95.5 %-ig etanol (massprocent). Men genom att i flera omgångar tillsätta/filtrera bort vattenfri koppar(II)sulfat kan man torka etanolen till en masshalt över 99 %.
Hur många gram vatten kan 1 gram vattenfri koppar(II)sulfat, CuSO4, maximalt absorbera? Fullständigt hydratiserad koppar(II)sulfat har formeln CuSO4·5H2O.
1 g koppar(II)sulfat kan maximalt absorbera 0,57 g vatten.
Reaktionsformeln för fullständig hydratisering av koppar(II)sulfat är
\[\mathrm{CuSO_4(s) + 5H_2O(l) \longrightarrow CuSO_4\cdot 5H_2O(s)}\,.\]
Reaktionsformel:
\[\mathrm{CuSO_4(s) + 5H_2O(l) \longrightarrow CuSO_4\cdot 5H_2O(s)}\,.\]
Strategi: Vi antar att reaktionen sker fullständigt och utnyttjar att molförhållandet mellan dehydratiserad koppar(II)sulfat och vatten då är 1:5.
Vi börjar med att beräkna mängden koppar(II)sulfat i 1 gram (molmassan för CuSO4 är 159,61 g/mol):
\[\mathrm{\mathit{n}(CuSO_4)=\mathit{m/M}=(1\,g)/(159,61\,g/mol)=0,00627\,mol}\,.\]
Med molförhållandet får vi att
\[\mathrm{\mathit{n}(H_2O, absorberat)=5\cdot\mathit{n}(CuSO_4)=5\cdot 0,00627\,mol=0,03135\,mol}\,,\]
vilket nu ger att
\[\mathrm{\mathit{m}(H_2O, absorberat)=\mathit{n\cdot M}=(0,03135\,mol)\cdot (18,02\,g/mol)\approx 0,56\,g}\,.\]