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Dissoziation 05:45 min

Textversion des Videos

Transkript Dissoziation

Guten Tag und herzlich willkommen! Dieses Video heißt "Dissoziation". Das Video gehört zur Reihe "Salzlösungen". An Vorkenntnissen solltet ihr das Wissen aus dem Video "Bedeutung von Salzen" besitzen. Ziel des Videos ist es, euch ein grundlegendes Verständnis über die Dissoziation und den Begriff der Gitterenergie zu vermitteln. Der Film ist in vier Abschnitte unterteilt. 1. Dissoziation von Salzen

  1. Starke und schwache Elektrolyte

  2. Beispiele

  3. Gitterenergie  

  4. Dissoziation von Salzen Salze bestehen aus geladenen Teilchen, den Ionen. Doch trifft man davon nicht nur 2 zusammen an, sondern es sind 3 oder 4 oder 5 oder noch mehr. Eine unvorstellbar große Anzahl an geladenen Teilchen baut nicht nur in der Ebene, sondern auch im Raum eine neue Struktur auf. Aus Milliarden und abermals Milliarden an Ionen entsteht ein Ionengitter. Das Ionengitter ist relativ stabil, sobald nicht Wasser ins Spiel kommt. Die Moleküle des Wassers besitzen ein positives und ein negatives Ende. Die Moleküle des Wassers besitzen Dipolcharakter. Dieser hat bei Berührung mit festem Salz auf das Ionengitter drastische Auswirkungen. Die Wassermoleküle nähern sich an das Ionengitter an. Sie berühren die Stellen, die ihren Ladungen entgegengesetzt sind, und reißen dabei Ionen aus dem Ionengitter heraus. An diesem Prozess sind in Wirklichkeit sehr sehr viele Wasserteilchen beteiligt. Nicht nur wie hier 2. Und es kommt dazu, dass ein Ion nach dem anderen das Ionengitter verlässt und mit den Wasserteilchen in Lösung geht. Schließlich hört das Ionengitter auf zu existieren. Das Salz hat seinen festen Aggregatszustand verloren. Die ursprüngliche Ordnung der Ionen ist nun vollständig aufgehoben. Sie verteilen sich in der gesamten Menge von Wasser. Das Salz ist nun nicht mehr fest, es befindet sich in der Flüssigkeit. Achtung! Die Bezeichnung "Salz (l)" ist eigentlich nicht korrekt. Wie es richtig bezeichnet wird, sehen wir später. Den hier beschriebenen Prozess der Auflösung eines Ionengitters durch Wasser und den Übergang der Ionen in die wässrige Lösung bezeichnet man als Dissoziation.
  5. Starke und schwache Elektrolyte Zu den starken Elektrolyten gehören Salze, die vollständig oder praktisch vollständig dissoziiert sind. Zu den starken Elektrolyten zählen die Salze Natriumchlorid, Kaliumnitrat und Kaliumsulfat. Zu den schwachen Elektrolyten zählen Salze, die kaum dissoziiert sind. Wichtige Beispiele für solche schwache Elektrolyte sind Silberchlorid, Bariumsulfat und Bleisulfid. Als 3. möchte ich einige Beispiele für die Dissoziation angeben. Als Erstes: Dissoziation von Natriumchlorid. Natriumchlorid fest dissoziiert in wässriger Lösung in sogenannte hydratisierte Natrium-Ionen und hydratisierte Chlorid-Ionen. Hydratisiert wird jeweils durch den Index "aq" angegeben. Als zweites Beispiel: Kaliumnitrat fest dissoziiert in wässriger Lösung in hydratisierte Kalium-Ionen und hydratisierte Nitrat-Ionen. Als drittes Beispiel: die Dissoziation von Silberchlorid. Es bilden sich hydratisierte Silber-Ionen und hydratisierte Chlorid-Ionen. Es handelt sich um einen schwachen Elektrolyten, das wird ausgedrückt durch den sehr kurzen Reaktionspfeil nach rechts. Ebenfalls ein schwacher Elektrolyt ist Bleisulfid. Es dissoziiert nur sehr schwach in wässriger Lösung, in hydratisierte Blei-Ionen und in hydratisierte Sulfid-Ionen. Analog dissoziiert Bariumsulfat in hydratisierte Barium-Ionen und hydratisierte Sulfat-Ionen.
  6. Gitterenergie Den Begriff der Gitterenergie möchte ich an diesem kleinen Ionengitter beschreiben. Wir betrachten den Prozess des Übergangs des Ionengitters in vollständig isolierte Ionen. Die für diesen Prozess notwendige Energie bezeichnet man als Gitterenergie. Streng genommen ist es die Gitterentalpie. Ich möchte einige charakteristische Werte für die Gitterenergie anführen. Natriumchlorid: 788; Kaliumchlorid: 701; Magnesiumchlorid: 2525; Kalziumchlorid: 2146. Die Einheit ist jeweils kJ/mol. Das sind wirklich beeindruckende Werte. Diese Zahlen liegen klar über den Werten von charakteristischen Reaktionsentalpien. Mit diesem Abschlussbild möchte ich euch verlassen. Ich wünsche euch alles Gute, auf Wiedersehen.
Informationen zum Video
2 Kommentare
  1. 001

    Blei befindet sich in der 4. Hauptgruppe (HG) des Periodensystems der Elemente. Die Zahl der Außenelektronen ist 4. Die Ladung der Ionen ist maximal +4, also Pb 4+. Von oben nach unten in der HG ist die Tendenz der Bildung von zweifach geladenen Ionen charakteristisch. Das heißt, es bildet sich Pb 2+.
    Beim Schwefel ist es einfacher. S steht in der 6. HG des PSE. Um eine Edelgaskonfiguration (Argon) erreichen zu können, werden 2 Elektronen aufgenommen. Es entsteht das Sulfid - Ion S 2-. Man kann auch dagen, dass S 2- das Säurerest - Ion der Schwefelwasserstoff - Säure H2S ist. Diese ist eine analoge Verbindung zum Wasser H2O.

    Alles Gute und viele Grüße

    Von André Otto, vor 8 Monaten
  2. Default

    Wie stellt man bei 3. die Gleichungen auf ? Woher weiß man das Pb 2+ ist ? Und S 2-

    Von H I L, vor 8 Monaten