Auflösung von Salzen in Lösungsmitteln

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.

 

 


Auflösung von Salzen in Lösungsmitteln – Testfragen/-aufgaben

1. Was bedeutet der Begriff “Löslichkeit” im Zusammenhang mit Salzen in Lösungsmitteln?

Die Löslichkeit eines Salzes in einem Lösungsmittel bezeichnet die maximale Menge des Salzes, die in einer bestimmten Menge des Lösungsmittels aufgelöst werden kann, bei einer bestimmten Temperatur.

2. Was passiert auf molekularer Ebene, wenn ein Salz in einem Lösungsmittel auflöst?

Wenn ein Salz in einem Lösungsmittel aufgelöst wird, trennen sich die positiven (Kationen) und negativen Ionen (Anionen) des Salzes voneinander. Sie werden dann vom Lösungsmittel umgeben und verteilen sich gleichmäßig im Lösungsmittel.

3. Welche Rolle spielt die Polarität eines Lösungsmittels bei der Auflösung von Salzen?

Die Polarität eines Lösungsmittels ist wichtig, da polarisierte Lösungsmittel in der Regel Salze besser lösen können. Dies liegt daran, dass sie die geladenen Ionen des Salzes besser umgeben und isolieren können.

4. Was ist ein Hydrathülle und warum ist es wichtig in Bezug auf gelöste Salze?

Ein Hydrathülle ist eine Schicht von Wassermolekülen, die ein Ion in einer Lösung umgibt. Es hilft dabei, die Ionen des Salzes voneinander zu trennen und sie im Lösungsmittel zu verteilen.

5. Können alle Salze in Wasser gelöst werden? Begründen Sie Ihre Antwort.

Nein, nicht alle Salze können in Wassert gelöst werden. Einige Salze sind wasserunlöslich, da ihre Ionen zu stark aneinander gebunden sind und so die intermolekularen Kräfte des Wassers nicht ausreichen, um diese Bindungen zu brechen.

6. Wie beeinflusst die Temperatur die Löslichkeit einem Salz im Wasser?

Die Temperatur kann die Löslichkeit eines Salzes im Wasser stark beeinflussen. Generell steigt die Löslichkeit mit zunehmender Temperatur.

7. Welche Rolle spielen Salzkristalle beim Auflösen in einem Lösungsmittel?

Die Salzkristalle lösen sich von der Oberfläche ab, wenn sie mit einem Lösungsmittel in Kontakt kommen. Dies setzt Ionen frei, die dann vom Lösungsmittel umgeben und gleichmäßig im Lösungsmittel verteilt werden.

8. Warum kann ein übersättigtes Salz auskristallisieren, wenn die Temperatur sinkt?

Wenn eine Lösung übersättigt ist, bedeutet das, dass mehr Salz gelöst ist, als es bei der aktuellen Temperatur normalerweise möglich wäre. Wenn die Temperatur sinkt, kann weniger Salz gelöst werden und das überschüssige Salz beginnt zu kristallisieren.

9. Warum sind Salze in Öl normalerweise schlecht löslich?

Öl ist ein nichtpolares Lösungsmittel und kann daher die geladenen Ionen des Salzes nicht effektiv umgeben und verteilen. Daher sind Salze in Öl normalerweise schlecht löslich.

10. Kann eine Lösung übersättigt sein? Erklären Sie Ihre Antwort.

Ja, eine Lösung kann übersättigt sein. Das bedeutet, dass mehr von einem Stoff gelöst ist, als es normalerweise unter den gegebenen Bedingungen möglich wäre. Dies kann zum Beispiel passieren, wenn die Lösung bei hoher Temperatur gesättigt und dann abgekühlt wird.

Autor: , Letzte Aktualisierung: 27. Juli 2023
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