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Auflösung von Salzen in Lösungsmitteln

Allgemeines:
In diesem Kapitel soll das Löslichkeitsverhalten von Salzen in Lösungsmitteln wie beispielsweise Wasser näher untersucht werden. So sind manche Salze wie z.B. Kochsalz  lösen sich sehr leicht in Wasser, manche wie z.B. Calciumcarbonat nur sehr schwer. 
Will man wissenschaftlich ausdrücken, so gilt: Die Löslichkeit eines Salzes in einem Lösungsmittel hängt von der Änderung der freien Enthalpie ab, die mit dem Lösungsvorgang eintritt.

 

Aufbau eines Salzes:

Zum besseren Verständnis sei nochmals kurz der Aufbau eines Salzes erwähnt. Ein Salz besteht aus positiv geladenen Kationen und negativ geladenen Anionen, die sich aufgrund der entgegengesetzten Ladung anziehen (Coulombsches Gesetz). Da diese anziehenden Kräfte in alle Richtungen wirken, wird ein dreidimensionales (Ionen)gitter aufgebaut. Die Anziehungskraft der Ionen untereinander hängt dabei der Ladung des einzelnen Ions und auch von den Ionenradien ab.

 

Lösen eines Salzes:

Will man nun ein Salz in einem Lösungsmittel wie z.B. Wasser auflösen, muss eine bestimmte Energie zum Auflösen dieser Anziehungskräfte (auch als Gitterenergie bezeichnet) aufgebracht werden. Fügt man diese "Gitterenergie" dem System zu, so wird das Ionengitter aufgelöst, dabei liegen die Ionen danach nicht mehr in einer Gitteranordnung vor, sondern "frei" vor (als hydratisierte Ionen). 

Die Lösungsmittelmoleküle z.B. Wassermoleküle lagern sich an die einzelnen Ionen an und zwar so, dass das Lösungsmolekül mit seiner Partialladung an das entgegensetzt geladene Ionen anlagert. So umgeben die Lösungsmoleküle die (aus dem Gitter) herausgelösten Ionen (dies wird auch als Solvathülle bezeichnet, bei Wassermolekülen wird es als Hydrathülle bezeichnet. Dieser Vorgang ist mit einer Energieänderung verbunden, die als Solvatationsenthalpie (allgemein) bzw. Hydratationsenthalpie (bei Wasser) bezeichnet wird. Diese Solvatationsenthalpie ist proportional zur Ladung der Ionen und umgekehrt proportional zum Ionenradius (Coulombsches Gesetz). 

 

Energetische Betrachtung des Lösungsvorganges eines Salzes:

Will man den Lösungsvorgang energetische betrachten, benötigt man die Gibbs-Helmholz-Gleichung D G = D H - TD S. Beim Lösungsvorgang nimmt in der Regel die Entropie zu, da das System von einem geordneten Zustand im Kristall zu einem weniger geordneten Zustand in Lösung gelangt. Daher ist die Entropie bei Lösungsvorgängen in der Regel positiv. 

Der Lösungsvorgang besteht aber nicht nur aus der Entropie, sondern auch aus der Enthalpie.

  • Im ersten Schritt muss das Ionengitter "aufgelöst" werden und die Ionen herausgelöst werden. (Hierbei wird Energie benötigt, um die Ladungen im Gitter voneinander zu trennen). Die Energie, die aufgewendet werden muss, ist mind. die Gitterenergie.
  • Im zweiten Schritt lagern sich an die freien Ionen aufgrund elektrostatischer Anziehung mit den Lösungsmolekülen einzelne Lösungsmoleküle an. Hierbei bildet sich eine Solvathülle, wobei Energie freigesetzt wird (Solvatationsenthalpie).
Ist nun diese Solvatationsenthalpie vom Betrag her größer als die Gitterenegie ist der Lösungsvorgang exotherm (D H < 0). Ist die Solvatationsenthalpie kleiner als die Gitterenergie, so handelt es sich um einen endothermen Vorgang (D H > 0), Wie vorher bereits beschrieben, liegt bei einem Lösungsprozeß eine Entropiezunahme vor, dies kann dazu führen, dass ein endothermer Vorgang (z.B. Auflösen von Ammoniumchlorid in Wasser) freiwillig abläuft.

Beispiel für Ammoniumchlorid

  • D H (Lösungsvorgang) =  + 15 kJ/mol (endothermer Vorgang)
  • TD S (bei 25°C) = + 22 kJ/mol
  • D G = D H - TD S = 15 kJ/mol - 22 kJ/mol = - 7 kJ/mol (Lösungsvorgang verläuft freiwillig)
Da nun die energetische Betrachtung durchgeführt wurde, kann man sich beim Lösen eines Salzes in einem Lösungsmittel mehrere Möglichkeiten vorstellen, je nachdem ob nun die Gitterenergie oder die Solavatationsenthalpie größer ist.
  • So kann sich eine Salzlösung beim Lösevorgang erwärmen (der Betrag der Solvatationsenthalpie ist größer als der Betrag der Gitterenergie).
  • Eine Salzlösung kann sich beim Lösevorgang auch abkühlen (die Gitterenergie ist vom Betrag her größer als die Solvatationsenthalpie). Beim Lösen des Salzes wird dem System Energie entzogen, so dass die Ionen trotzdem aus dem Gitter gelöst werden können. Die Salzlösung kühlt dabei durch Energieentzug ab.
  • Das Salz löst sich nicht bzw. kaum (die Gitterenergie ist vom Betrag größer als die Solvatationsenthalpie). Zusätzlich kann das System nicht genug Energie aufbringen, so dass das Ionengitter nicht aufgelöst werden kann. In diesem Fall ist das Salz schwerlöslich.
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