Kristallvatten

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?

Bild av Wikipedia-användaren Ben Mills, som illustrerar omgivningen runt en kopparjon i kopparsulfatpentahydrat.

Bild av Wikipedia-användaren Ben Mills, som illustrerar omgivningen runt en kopparjon i kopparsulfatpentahydrat. Den femte vattenmolekylen som binder till sulfatjonen visas ej.

Om det finns vatten i närheten (t.ex. genom att kristallen ligger i vatten, eller om det finns vattenånga i luften) kan kristaller av vissa salter plocka in vattenmolekyler i kristallstrukturen. Man säger då att saltet blir hydrerat. 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 hydrerat har t.ex. grå färg, medan fullständigt hydrerat 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 hydrerat 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 hydrerat 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 dehydrerat 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 hydrerat.

  1. Väg saltet så du vet hur mycket du hade från början.
  2. Värm saltet så att kristallvattnet avdunstar, och det dehydrerade saltet finns kvar.
  3. Väg det salt du har kvar efter uppvärmningen.

De slutsatser du kan dra är att:

  • Saltet efter uppvärmningen är ett dehydrerat 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 dehydrerat salt får du fram hur många kristallvatten i genomsnitt som fanns i ditt hydrerade 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 hydrerat, alltså att det finns 6 enheter kristallvatten per enhet salt.

Detta illustreras i uppgift 1 nedan.

Övningsuppgifter

Här finns tre övningsuppgifter om kristallvatten. För att få tillgång till övningsuppgifterna behöver du ett studentkonto eller skolkonto.

Artikeln skriven av Oskar Henriksson och Matias Ekstrand. Lämna feedback / ställ en fråga.
Publicerad 19 januari 2010. Senast uppdaterad 19 mars 2017.

Comments are closed