Warum Salz den Gefrierpunkt von Wasser senkt: Die Physik des Streusalzes
Winter: Streusalz auf Straßen. Sommer: Salz in der Eismaschine. Beides nutzt den kolligativen Effekt: Gelöste Teilchen erniedrigen den Gefrierpunkt des Lösungsmittels.
Mikroskopischer Mechanismus
Bei 0 °C bilden Wassermoleküle ein Kristallgitter (Eis). Dynamisches Gleichgewicht: Moleküle verlassen & treten in festen Phase gleichermaßen. Salz (NaCl → Na⁺ + Cl⁻) stört dies: Ionen blockieren Gitterplätze an der Grenzfläche → weniger Wassermoleküle können in Festphase eintreten. Austrittsrate > Eintrittsrate → Eis schmilzt. Neues Gleichgewicht bei niedrigerer Temperatur.
Quantitativ
Gefrierpunktserniedrigung ΔTf = i · Kf · m (i = Teilchenzahl pro Formel, Kf = 1,86 K·kg/mol für Wasser, m = Molalität).
Meerwasser: ~3,5 % Salz (0,6 M) → Gefrierpunkt ca. −1,8 °C. Strömung (Wärmekonvektion) verhindert Einfrieren bis in Polargebiete.
Praxis
- Eismaschine: Salz-Eis-Gemisch (Brine) → −10 bis −20 °C → friert Eismasse
- Straßen: NaCl, CaCl₂, MgCl₂ – wirken bis ca. −10 bis −20 °C (CaCl₂ exotherm)
- Umwelt: Versalzung von Böden/Gewässern → Alternativen (Sole, Harnstoff, Sand)
Industrietechnik
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