Die Hydratationsenergie bei Ionenverbindungen (Salzen)

In anderen Kapitel haben wir uns mit der Löslichkeit von Salzen und der Gitterenergie befasst. Hierbei stellte uns bereits die Frage nach dem Zusammenhang zwischen Löslichkeit und Gitterenergie. Die Löslichkeit eines Salzes hängt im Wesentlichen von zwei Eigenschaften ab, der Gitterenergie und der sogenannten Hydratationsenthalpie bzw. energie. Je größer der Betrag der Gitterenergie ist (um so stärker werden die Ionen im Ionengitter gebunden) umso schlechter löst sich das Salz. Je größer die Hydratationsenthalpie ist, desto besser löst sich das Salz in Wasser. In diesem Kapitel soll nun die Hydratationsenergie betrachtet werden.

Die Hydratationsenergie bei Ionenverbindungen

Wie bereits erwähnt, ist die Hydratationsenergie eine wesentliche Einflussgröße für die Löslichkeit von Salzen. Damit ein Salz in einem Lösungsmittel in Lösung geht, muss dessen Kristallgitter aufgebrochen werden. Hierbei gibt es zwei Möglichkeiten: Entweder ist die erforderliche Energie zum Herauslösen der Ionen aus dem Gitter mindestens so groß wie die „Bindungskräfte“, die die Anionen und Kationen zusammenhalten (dieser Betrag entspricht im Wesentlichen der Gitterenergie) oder es muss von „außen“ zusätzlich Energie hinzu geführt werden.

Ähnlich wie bei der Gitterenergie ist die Hydratationsenergie im Wesentlichen abhängig von Radius und Ladung der Anionen und Kationen im Ionengitter. Im Allgemeinen ist die Hydratationsengerie ist um so größer, je kleiner der Radius und je höher die Ladung der Ionen ist.

Die „Entstehung“ der Hydratationsenergie lässt sich am besten am Beispiel Wasser (als Lösungsmittel) erklären. Bei Wassermolekülen handelt es sich um polare Moleküle, sie stellen einen permanenten Dipol dar. Daher kann das Wassermolekül auch mit positiv bzw. negativ geladenen Teilchen in Wechselwirkung treten. Dabei lagert sich die partiell positive geladene Seite des Wassermoleküls (Wasserstoff-Atome) an die Anionen, während die partiell negativ geladene Teil des Wassermoleküls mit den Kationen in Wechselwirkung tritt. Dabei treten unter anderem starke Ion-Dipol-Wechselwirkung (anziehende Wechselwirkungen) auf, wobei Energie frei wird.

Allgemeine Tendenzen:

In der Regel ist ein Salz in einem bestimmten Lösungsmittel gut löslich, wenn die Hydrationsenergie vom Betrag größer ist, als die Gitterenergie.
Ist die Hydratationsenergie vom Betrag höher als die Gitterenergie erwärmt sich (v.a. in Wasser als Lösungsmittel) die Temperatur des Reaktionsgemisches.




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Anorganische Chemie