Das Lösen von Salzen auf Teilchenebene
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Gelangt ein Salzkristall in Wasser, findet ein Lösevorgang statt. Auf Teilchenebene betrachtet bedeutet dies, dass sich Wasser-Moleküle an den äußeren Rand des Ionengitters anlagern. Die Wasser-Moleküle richten sich dabei je nach Ladung der Ionen entsprechend aus, es treten so genannte Dipol-Ionen-Wechselwirkungen auf. So werden Ionen von der Oberfläche des Ionengitters gelöst.
Dabei muss die Anziehung zwischen den Kationen und Anionen, d.h. die Ionenbindung, überwunden werden.
Das ist richtig. Zudem bilden sich Hydrat-Hüllen aus Wasser-Teilchen um die gelösten Ionen aus. Diesen Vorgang nennt man Hydratation, oder, wenn ein beliebiges Lösungsmittel im Spiel ist, Solvatation.
Die Anzahl der an einer Hydrat-Hülle beteiligten Wasser-Teilchen und die Stärke der Dipol-Ionen-Wechselwirkung hängen maßgeblich von der Größe und der Ladung des Ions ab: Bei gleicher Ladung bauen die kleineren Ionen eine größere Hydrathülle auf als die größeren Ionen.
Das Lösen der Ionen aus dem Ionengitter und die Hydratation laufen gleichzeitig ab!
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Vereinfachte Darstellung des Lösevorgangs von Salzen auf Teilchenebene am Beispiel von Natriumchlorid.1
Das Lösen von Salzen energetisch betrachtet
Die molare Standardgitterenthalpie
Die Bildung eines Ionengitters aus den einzelnen Ionen ist ein exothermer Vorgang. Man betrachtet dabei die Enthalpiedifferenz zwischen den beiden Zuständen, die man als Gitterenthalpie bezeichnet.
Betrachtet man den Vorgang für die Bildung von 1 mol Natriumchlorid bei konstantem Druck unter Standardbedingungen, erhält man die molare Standardgitterenthalpie:
Der umgekehrte Vorgang läuft beim Lösen von Salzen in einem Lösungsmittel ab. Dieser Vorgang ist also endotherm.
Die molare Standardhydratationsenthalpie
Die Bildung einer Hydrathülle um ein Ion ist ein exothermer Vorgang. Dieser wird durch die Hydratationsenthalpie beschrieben. Löst sich ein Salz in Wasser, müssen dabei die Hydratationsenthalpien aller beteiligten Ionen addiert werden.
Beispielsweise gilt für die Berechnung der molaren Standardhydratationsenthalpie für die Bildung einer Hydrathülle von 1 mol Natrium- und Chlorid-Ionen unter Standardbedingungen und bei konstantem Druck:
Molare Standardgitter- und Hydratationsenthalpien muss man nicht jedes Mal neu messen. Ihre Werte lassen sich leicht Tabellen entnehmen, wie zum Beispiel in M3.
Die molare Lösungsenthalpie
Aus der Bilanz von Gitterenthalpie und Hydratationsenthalpie ergibt sich die Lösungsenthalpie, die die Enthalpieänderung eines Systems beim Lösen eines Stoffes in einem Lösungsmittel darstellt.
Auch wenn der Differenzbetrag nur sehr gering ausfällt: Das Lösen von Natriumchlorid in Wasser ist insgesamt ein endothermer Vorgang. Hierbei sinkt die Temperatur der Umgebung geringfügig.
Standardenthalpien
Molare Standardgitterenthalpien
Molare Standardhydratationsenthalpien
Aufgaben
- Berechnen Sie die molare Standardlösungsenthalpien für die Salze aus dem vorherigen Material.
- Zeichnen Sie ein Energiediagramm für das Lösen von Natriumchlorid und Calciumchlorid in Wasser, mit dem Sie den Zusammenhang zwischen Lösungsenthalpie, Gitterenthalpie und Hydratationsenthalpie darstellst. Formulieren Sie einen Merksatz, unter welchen Umständen ein Lösevorgang exotherm bzw. endotherm ist.
- Erklären Sie am Beispiel der Lösungsenthalpie von Natriumchlorid, inwiefern es möglich ist, mit Hilfe einer Kalorimetrie die Lösungsenthalpie zu ermitteln (Was misst man hier eigentlich und was berechnet man auf dieser Grundlage genau?)