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Warum schmilzt Salz Eis?

Ein eiskalter Wintertag, die Straßen sind durch überfrierende Nässe spiegelglatt – jeder Schritt kann leicht zur gefährlichen Schlitterpartie werden. Doch zum Glück gibt es Abhilfe: Streusalz. Wie Salz dem gefrorenen Wasser zu Leibe rückt, kann man in der Simulation „Salz schmilzt Eis“ erfahren.

Experiment starten

In dieser Szenerie hat man sich für 68 g Salz und einer Umgebungstemperatur von -15,2°C entschieden. Die zugefügte Salzmenge reicht nicht aus, um 1 kg Eis zum Schmelzen zu bringen.

Hinweis zur Bedienung

In diesem Experiment kann untersucht werden, wie sich das Zufügen einer Salzlösung auf das Schmelzverhalten von einem Liter Wassereis auswirkt.

Sowohl die Salzmenge als auch die Außentemperatur können mithilfe der entsprechenden Schieberegler verändert werden. Es sind Salzmengen zwischen einem und 500 g sowie Temperaturen zwischen -0,1°C und -21,9°C möglich.

Detailaufnahme der
Simulation: Ergebnisausgabe

Bei einer Salzmenge von 236 g und einer Umgebungstemperatur von -21,9° C sind 688 g der Eismenge geschmolzen.

In der Experiment-Ansicht (rechte Seite der Interaktivität) lassen sich der Schmelzprozess und die sich verändernden Parameter verfolgen.

Ziel des Experiments ist es, im Versuch möglichst exakt die jeweilige Salzmenge zu ermitteln, die entsprechend der vorgewählten Temperatur zum Schmelzen von einem Liter Eis notwendig ist.

Ein Blick in die Chemie

Wasser kennt drei Aggregatszustände: fest, flüssig, gasförmig. Zwischen 0 und 100° C ist es flüssig, und über 100° C verdampft es. Unter 0° C beginnen Wassermoleküle zu gefrieren, es entsteht ein festes Kristallgitter. An der Eisoberfläche hingegen sind die Wassermoleküle nur lose miteinander verbunden und bilden einen dünnen Wasserfilm. Fällt Salz auf den Wasserfilm, spaltet es sich in positiv geladene Natrium- und negativ geladene Chloridionen. Sofort docken die Wassermoleküle mit ihrer positiv geladenen Seite an, um die Chloridionen zu binden. Auf der gegenüberliegenden negativ geladenen Seite können die Natriumionen andocken. Durch diesen Vorgang lösen die Natrium- und Chloridionen kontinuierlich Wassermoleküle aus dem Eiskristallgitter heraus. Die Kristallgitterbildung wird gestört, das Eis taut und eine Salzlösung entsteht.

Detailaufnahme der
Simulation: 3-D-Ansicht des Versuchs

Man kann sich das Experiment auch als 3-D-Grafik anzeigen lassen.

Zur Auflösung des Salzgitters und zum Schmelzen des Eises ist Energie notwendig. Diese wird der Umgebung in Form von Wärme entzogen. Damit sinkt die Temperatur, die Salz-Wasser-Mischung kühlt ab. Dabei werden Temperaturen von unter 0°C erreicht. Salz kühlt beim Lösevorgang die Flüssigkeit bzw. das Eis-Wasser-Salz-Gemisch ab. Die Tatsache, dass sich das Eis bei Zugabe von Salz auflöst, macht man sich beim Winterdienst zunutze. Durch Salzstreuen werden schnee- und eisglatte Straßen wieder eisfrei.

Gefrierpunktserniedrigung

Die Zugabe von Salz zu Wasser hat noch eine weitere Folge: Die Wassermoleküle werden gehindert, bei unter 0°C einen Eiskristall aufzubauen. Die Salzlösung gefriert erst bei wesentlich niedrigeren Temperaturen, der Gefrierpunkt des Wassers sinkt. Weil der Gefrierpunkt einer Kochsalzlösung bei -21,3°C liegt, wird bei niedrigeren Temperaturen kein Salz mehr gestreut –  es wäre wirkungslos.

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