Epsomit

Autoren: Hans-Jürgen Schwarz, Nils Mainusch, NN....

Epsomit
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Mineralogische Salzbezeichnung	Epsomit
Chemische Bezeichnung	Magnesiumsulfatheptahydrat
Trivialname	Bittersalz, Gletschersalz, Reichardit
Chemische Formel	MgSO4•7H2O
Hydratformen	Kieserit (MgSO4•H2O);      Starkeyit(MgSO4•4H2O);     Pentahydrit (MgSO4•5H2O); Hexahydrit(MgSO4•6H2O);       Epsomit und Magnesium 12-Hydrat
Kristallklasse	orthorhombisch
Deliqueszenzfeuchte 20°C	90,1
Dichte (g/cm³)	1,67 g/cm3
Molvolumen	146,8 cm3/mol
Molgewicht	246,48 g/mol
Transparenz	durchsichtig bis durchscheinend
Spaltbarkeit	deutlich bis vollkommen
Kristallhabitus	kleine, nadelige oder faserige Kristalle, körnige Aggregate, Krusten
Zwillingsbildung	selten
Brechungsindices	nx = 1,433; ny = 1,455; nz= 1,461
Doppelbrechung	Δ = 0,028
Optische Orientierung	zweiachsig negativ
Pleochroismus	keiner
Dispersion	-
Phasenübergang	-
Chemisches Verhalten	-
Bemerkungen	-

Allgemeines

Vorkommen von Epsomit

Als natürliches Mineral wurde Epsomit im Jahr 1695 erstmalig aus den Mineralwässern des Ortes Epsom (bei London) gewonnen, woher die mineralogische Namensgebung rührt. Ebenso wie Kieserit (Magnesiumsulfatmonohydrat) treten Einzelkristalle in der Natur selten auf. Beide Magnesiumsalze wie auch weitere Hydratstufen werden in alpinen Lagerstätten abgebaut und erscheinen zusammen mit Sylvin und Steinsalz in Norddeutschland und in den Abraumsalzen des Staßfurter Gebietes (bei Magdeburg).

Angaben zu Herkunft und Bildung von Epsomit an Baudenkmalen

Die Bildung von Magnesiumsulfaten an Denkmalen setzt das Vorhandensein löslicher Magnesiumverbindungen, bzw. von Magnesiumionen voraus. An historischen Bauten können unterschiedliche Materialien Verwendung finden, in denen Magnesiumverbindungen enthalten sind. Einige Beispiele seien nachfolgend aufgeführt:

• Verwendung von Kalk mit dolomitischem Anteil: Dolomit ist ein Doppelsalz der Zusammensetzung CaMg(CO₃)₂. Wird dolomithaltiger Kalk gebrannt, gelöscht und als Mörtelmischung verwendet, liegt nach dem Prozeß der Carbonatisierung sowohl CaCO₃ wie auch MgCO₃·xH₂0 vor (beispielsweise in Form von Nesquehonit, also mit drei Kristallwassermolekülen in der Form MgCO₃·3H₂0). Die Wasserlöslichkeit von MgCO₃·3H₂0 liegt mit ca. 1,76 g/l deutlich über den Löslichkeiten von Calcit (0,014 g/l) und Dolomit (0,078 g/l). Durch Feuchteeinwirkung gelöste Magnesiumionen können mit entsprechenden Anionen   verschiedene Magnesiumsalze bilden. Die Bildung von Magnesiumsulfat kann forciert erfolgen, wenn in Verbindung mit dolomithaltigem Verputz Stuckgips oder Gipsputz am Objekt verwendet wurde und somit Sulfat im Überschuß vorliegt.
• Verwendung von Magnesiabinder: Magnesiabinder besteht im wesentlichen aus MgO und MgCl₂ oder Magnesiumsulfat. Das ausreagierte und verfestigte Bindemittel kann stark hygroskopische Magnesiumsalze enthalten, welche zu Magnesiumsulfat umgebildet werden können.
• Verwendung von Zement: Nach DIN 1164 ist in Zementen eine Höchstgehalt an MgO von 5 M.% zugelassen. Außer der Möglichkeit bei zeitverzögert verlaufendem Ablöschen durch sogenanntes „Magnesiatreiben“ Schäden zu verursachen, können theoretisch Magnesiumionen freigesetzt werden und zur Bildung von Magnesiumsulfat führen.

Als weitere Quelle einer möglichen Magnesiumsulfatbildung ist Streusalz anzuführen, welches oft einen geringen Anteil des leichtlöslichen MgCl2 enthält. Weiterhin kann eine Magnesiumzufuhr durch stete Bodenauslaugung bei aufsteigender Feuchte erfolgen.

Angaben zum Schadenspotential und zur Verwitterungsaktivität von Epsomit

Lösungsverhalten

Alle oben beschriebenen Magnesiumsulfathydratformen zählen mit einer Löslichkeit von deutlich über 100 g/l (bei 20°C) zur Gruppe der leichtlöslichen Salze. Damit ist im Prinzip eine große Mobilität des Salzes und eine häufige Verschiebung der Anreicherungszonen im Materialgefüge verbunden. Mit dem Temperatureinfluß auf die Löslichkeit kann die Gefahr eines Ausfallens gelöster Salze bei raschem Temperaturabfall verbunden sein.

 
Diagramm 4 – Darstellung der temperaturabhängigen Veränderung der Löslichkeit von Epsomit im Vergleich
mit anderen Salzphasen [nach Stark/Stürmer 1993].

(vgl.Tabelle Hygroskopizität der Salze und Gleichgewichtsfeuchte)

Hygroskopizität

Die geringe Hygroskopizität des Reinsalzes Epsomit, die in dem hohen Wert der Gleichgewichtsfeuchte im Bereich 88-90 % r.F. deutlich wird, kann nicht isoliert betrachtet werden. In Mischsystemen, d.h. unter dem Einfluß von Fremdionen, liegt der Sorptionspunkt tiefer (siehe Tab.15). Die Möglichkeit der hygroskopischen Feuchteaufnahme mit den damit verbundenen Problematiken ist trotz des hohen Deliqueszenzpunktes durchaus gegeben.

10°C	20°C	25°C	30°C
86,9% r.F.	90,1% r.F.	88,3% r.F.	88,0% r.F.

 Tabelle 1 - Deliqueszenzpunkte in Abhängigkeit zur Temperatur[nach Arnold/Zehnder 1991].

RF %	Ca(NO3)2	KNO3
MgSO4 xH2O	67 (21°C)	78(21°C)

 Tabelle 2 - Gleichgewichtsfeuchte im Salzgemisch (Mischungsverhältnis: Gesättigte Lsg. A/ gesättigte Lsg. B =1:1) [nach Vogt/Goretzki 1993].

Feuchtesorption:

Lagerungsfeuchte	87%r.F.	81%r.F.	70%r.F.	61%r.F.	50%r.F.
MgSO4	76	75	70	71	27
MgSO4 + NaCl (1:1 molare Mischung)	240	146	75	50	20

Tabelle 3 - Sorptionsverhalten von Kaliumnitrat [nach Vogt/Goretzky 1993]

Kristallisationsdruck

Aufgrund der leichten Löslichkeit des Salzes treten bei entsprechenden Feuchteverhältnissen Lösungs- und Rekristallisationsvorgänge ein. Der dabei (theoretisch berechenbare) Kristallisationsdruck liegt bei Epsomit zwischen 10,5-12,5 N/mm² und bei Hexahydrit zwischen 11,8- 14,1 N/mm². Im Vergleich mit anderen bauschädlichen Salzen liegen diese Werte somit im unteren Drittel einer berechneten Werteskala, die insgesamt von 7,2 bis 65,4 N/mm² reicht [nach Winkler 1975]

Hydratationsverhalten

Das System MgSO₄ – H₂O: Als stabile Verbindungen sind die oben aufgelisteten sechs Hydratstufen des Magnesiumsulfates belegt. Mit der Ausnahme des Magnesiumsulfat-12-Hydrates wurden alle oben aufgeführten Kristallwasserstufen des Magnesiumsulfates an Baudenkmalen nachgewiesen, wobei im wesentlichen jedoch nur Epsomit, Hexahydrit, Pentahydrit und Kieserit auftreten.

Epsomit stellt bei Raumtemperatur und einer relativen Feuchte im Bereich von 50%-90% die beständigste Hydratwasserstufe dar. Sinkt die relative Feuchte bei Raumtemperatur deutlich unter 50%, dann kommt es zu Kristallwasserverlust und der Bildung niedrigerer Hydratstufen. Hexahydrit (MgSO₄ × 6H₂O) ist als Reinsalz theoretisch nur im Temperaturbereich zwischen ca. 48°C und 67,5 °C stabil. Pentahydrit wird in der Literatur als an der Luft metastabil, bzw. instabil bezeichnet, trotzdem ist die Existenz dieser beiden Salzphasen an Bauwerken röntgenografisch nachgewiesen. Das Austreiben des Hydratwassers bis zum Erhalt von Kieserit kann bei erhöhten Temperaturen stattfinden.

Hydratationsdruck

Die Möglichkeit der Veränderung des Kristallwassergehaltes von Magnesiumsulfaten an Bauwerken ist erwiesen, und es ist anzunehmen, daß Wechsel im Bereich der Kristallwasserstufen Pentahydrit, Hexahydrit und Epsomit (in Abhängigkeit von klimatischen Veränderungen) in situ durchlaufen werden. Der Einbau eines Wassermoleküles in das Kristallgitter des Hexahydrit und der Umbildung zu Epsomit ist mit einer Volumenzunahme von rund 10% verbunden. Der daraus resultierende Hydratationsdruck kann bei einer Temperatur von 0-20°C und einer r.F. von ca. 70% mit Werten zwischen 6,8 –9,7 N/mm² angegeben werden. Für die Umwandlung von Kieserit zu Hexahydrit ist eine Volumenzunahme von ca. 140% anzugeben [nach Stark/Stürmer 1993].

Umwandlungsreaktionen

Als Beispiel für das Schädigungspotential, das, die bereits mit der Bildung von Epsomit verbunden ist, sei ein Fall dargestellt: Liegt Magnesiumcarbonat (als Magnesit) im Materialgefüge eines Denkmales vor, so kann durch die Einwirkung von Schwefelsäure Epsomit entstehen. Mit dieser Umwandlung ist eine Volumenzunahme von über 400% verbunden [nach Stark/Stürmer 1993].

Analytischer Nachweis

Kristallisiertes Magnesiumsulfat, welches an einem Objekt vorliegt, kann in unterschiedlichen Morphologien erscheinen, wobei bestimmte Erscheinungsformen vorzugsweise auftreten. Bei einem im Rahmen der vorliegenden Diplomarbeit untersuchten Objekt stellte sich die Ausbildung eines Gemisches von Epsomit und Hexahydrit in situ als lockere Kruste einer opaken, grauweißlichen Substanz dar. In Form “körniger Krusten” ist Epsomit in der Klosterkirche St. Johann in Müstair belegt, Magnesiumsulfatausblühungen in Form von Salz-Whiskern wurden in der St. Georgskirche in der Steiermark in Österreich nachgewiesen.

Mikroskopie

Laboruntersuchung:

Behauchen einer überwiegend magnesiumsulfathaltigen Ausblühung bewirkt keine makroskopisch beobachtbaren Veränderungen. Charakteristisch hingegen ist das gute Lösungsverhalten in Wasser, ein pH-Wert um 7 und die Ausbildung eines mit bloßem Auge erkennbaren, ringförmigen und leicht erhabenen Saumes bzw. einer transparenten Schicht, die nach dem Verdampfen des wäßrigen Lösemittels verbleibt.

Im Labor sind die Ergebnisse der Objekttests unter Zuhilfenahme des Mikroskops zu überprüfen. Die Betrachtung einerseits des Rohprobematerials, wie auch des rekristallisierten Salzes zeigt: Magnesiumsulfatkristalle treten im Probematerial in sehr unspezifischen Erscheinungsformen auf. Versuche, gut ausgebildete Magnesiumsulfat-Einzelkristalle auf dem Wege der Rekristallisation aus wäßriger Lösung zu erstellen, erweisen sich als sehr schwierig, da eine starke Verwachsungstendenz besteht. So bildet sich in der Regel der erwähnte auffällige, ringförmige Saum von flach ineinander verwachsenen Kristallen, wenn eine überwiegend magnesiumsulfathaltige Lösung vorsichtig eingedampft wird. Epsomit zeigt eine geringe Löslichkeit in wasserfreiem Ethanol und in Glyzerin, was unter dem Mikroskop gut zu beobachten ist.

Die Tendenz von Magnesiumsulfat, beim Rekristallisieren aus wäßriger Lösung kaum äquidimensionale oder elongierte Einzelkristalle auszubilden, erschwert die Erstellung guter Präparate für die weitergehende polarisationsmikroskopische Untersuchung beträchtlich. Die geringe Ethanollöslichkeit ermöglicht es allerdings, durch sehr dosierte, eventuell mehrfache Zugabe auf das rekristallisierte Material Einzelpartikel zu isolieren. Sowohl am Ausgangsmaterial, wie auch am rekristallisierten Präparat ist die weiterfolgende Untersuchung am Polarisationsmikroskop durchzuführen.

Brechungsindizes:  n_X = 1,433, n_y = 1,455, n_z

Doppelbrechung:    Δ = max.  0,028
Kristallklasse:          orthorhombisch

Polarisationsmikroskopische Untersuchung:

Die Zuweisung der Brechungsindizes von Epsomit erfolgt entsprechend der Immersionsmethode (sukzessive mittels der Einbettmedien n_D=1,518; n_D=1,47; n_D=1,46). Bei der Verwendung eines Immersionsmediums mit Brechungsindex n_D=1,45 ist bei vielen Einzelpartikeln ein geringer, jedoch klarer Wechsel im Relief bei der Rotation erkennbar. Da Epsomit zur Klasse der orthorhombischen Kristalle zählt, tritt keine schiefe, sondern stets parallele und symmetrische Auslöschung auf. Neben Epsomit bildet sich zumeist auch Hexahydrit, welches monoklin ist und nahezu identische Brechungsindizes wie Epsomit aufweist. Zwischen diesen beiden Hydratformen des Magnesiumsaulfates ist eine Unterscheidung nur über die Zuweisung der Kristallklasse möglich. Aufgrund des geringen Gangunter-schiedes zeigen Epsomitkristalle in der Regel nur niedrige Interferenzfarben im Bereich der ersten Ordnung.

Verwechslungsmöglichkeiten:

Epsomit/Hexahydrit sind zuzuweisen, sofern die unteren Untersuchungskriterien eindeutig geklärt sind: 

• gute Wasserlöslichkeit
• charakteristisches Erscheinungsbild bei der Rekristallisation 
• geringe Doppelbrechung

Weblinks

 http://webmineral.com/data/Epsomite.shtml

http://www.mindat.org/min-1393.html

http://www.mineralienatlas.de/lexikon/index.php/MineralData?mineral=Epsomit

Die Deliqueszenzfeuchte beschreibt die Höhe der relativen Luftfeuchte, oberhalb der z. B. ein Salz Feuchtigkeit aus der Luft aufnimmt und in Lösung geht.

Negativ geladene Ionen

Wassergehalt, der sich in einem Material nach Lagerung bei konstanten Bedingungen ergibt (relative Luftfeuchte, Temperatur).

relative Luftfeuche

Differential-Thermoanalyse, eine Methode zur Charakterisierung von Materialien anhand von Reaktionswärmen

Thermogravimetrie