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Hydratation
Unter Hydratation oder Hydration versteht man die Anlagerung von Wassermolekülen. an gelöste Ionen. Dadurch entsteht eine Hydrathülle (auch Hydrat-Sphäre).
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Begriff und Bedeutung
Hydratation oder Hydration ist die Anlagerung von Wassermolekülen an andere Teilchen oder Stoffe. Sie ist der Spezialfall der Solvatation, bei dem Wasser das Lösungsmittel ist.
Wassermoleküle können sich an gelöste Ionen sowie an polare, elektrisch neutrale Moleküle anlagern. Bei polaren Neutralmolekülen spielt besonders die Bildung von Wasserstoffbrückenbindungen eine Rolle. In Festkörpern, etwa in Mineralien, kann Wasser als Kristallwasser gebunden werden; dabei entstehen Hydrate.
Technisch bedeutsam ist die Hydratation im Bauwesen. Beispiele sind die Reaktion von Calciumoxid (Branntkalk) zu Calciumhydroxid (Löschkalk), von Magnesiumoxid (gebrannte Magnesia) zu Magnesiumhydroxid sowie von Zement zu Calciumsilicathydraten.
Hydrathüllen um Ionen
Bei gelösten Ionen beruht die Hydratation auf elektrostatischen Kräften zwischen den geladenen Ionen und den Dipolen der Wassermoleküle. Diese Anziehung heißt Ion-Dipol-Wechselwirkung. Die Wassermoleküle bilden um das Ion eine Hydrathülle, auch Hydrat-Sphäre genannt. An diese erste Hülle können sich über Wasserstoffbrücken weitere Wassermoleküle anlagern, sodass eine weitere Hydrat-Sphäre entsteht.
Die Zahl der gebundenen Wassermoleküle und die Bindungsstärke hängen von Größe und Ladung des Ions ab. Bei gleicher Ladung bauen kleinere Ionen eine größere Hydrathülle auf als größere Ionen. Anionen sind im Allgemeinen wesentlich größer als Kationen und deshalb schwächer hydratisiert.
Hydrationsenergie und Schreibweise
Die Hydrationsenergie beschreibt die Neigung eines Ions, sich mit Wassermolekülen zu verbinden. Sie ist als die Energie definiert, die erforderlich ist, um die Ionen aus einer wässrigen Lösung in eine unpolare Umgebung zu bringen.
Der Zusatz „aq“ – von lateinisch „aqua“ für Wasser – zeigt in einer Reaktionsgleichung an, dass ein Ion hydratisiert in Lösung vorliegt:
NaCl → Na⁺₍aq₎ + Cl⁻₍aq₎
Ähnliche Wirkungen treten auch in anderen polaren Lösungsmitteln auf, beispielsweise in Ammoniak. Der allgemeine Begriff dafür lautet Solvatisierung.
Besonderheiten kleiner Kationen
Bei kleinen und/oder mehrfach geladenen Kationen können die gebundenen Wassermoleküle Protonen abgeben. Solche Kationen werden als Kationsäuren bezeichnet und gehören zu den Lewis-Säuren. Aus Lösungen mit Kationsäuren lässt sich das Lösungsmittel Wasser unter Umständen nicht entfernen, ohne dass eine chemische Reaktion eintritt. Als Beispiel wird folgende Reaktion angegeben:
AlCl₃ + 3 H₂O → Al(OH)₃ + 3 HCl
Hydrophobe Hydratation
Auch unpolare und ungeladene, also wasserfeindliche Teilchen beeinflussen das sie umgebende Wasser. Dieser Vorgang gehört zu den hydrophoben Effekten und wird hydrophobe, das heißt wassermeidende, Hydratation genannt.
In der unmittelbaren Umgebung eines unpolaren Teilchens, beispielsweise eines Xenon-Atoms, oder einer unpolaren Molekülgruppe, etwa einer Alkylgruppe, ist das Wasser etwas stärker strukturiert. Gleichzeitig sind die translatorische Bewegung, also die Ortsveränderung, und die rotatorische Bewegung, also die Drehbewegung, der benachbarten Wassermoleküle eingeschränkt.
Der hydrophobe Effekt tritt auch in der Umgebung großer Biomoleküle auf, bei denen Wasser sowohl an polare als auch an unpolare Molekülgruppen grenzt. Deshalb ist er für viele biochemische Prozesse außerordentlich wichtig.
