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Lösungsenthalpie 05:18 min

Textversion des Videos

Transkript Lösungsenthalpie

Guten Tag und herzlich willkommen. Dieses Video heißt Lösungsenthalpie. Das Video gehört zur Reihe Salzlösungen. Zur Erlangung der nötigen Vorkenntnisse solltet ihr bereits die Videos Dissoziation und Hydratation von Ionen gesehen haben. Mein Ziel ist es, euch in diesem Video den Begriff der Lösungsenthalpie und seine Anwendungen kurz darzustellen. Das Video ist in 3 Abschnitte unterteilt:

  1. Was ist die Lösungsenthalpie?
  2. 2 Beispiele
  3. Der entropische Effekt

  4. Was ist die Lösungsenthalpie? Wir gehen aus von einem Ionengitter. Auf das Ionengitter wirkt Wasser. Es kommt zur Dissoziation. Im 1. Schritt werden die Ionen weit voneinander getrennt. Man benötigt dafür 1. eine Gitterenergie, abgekürzt ΔHGitter. Im nächsten Schritt wirken die Dipole des Wassers auf die Ionen. Es kommt zur Ion-Dipol-Wechselwirkung. Diesen Vorgang bezeichnet man als Hydratisierung. Die dabei frei werdende Energie ist die Hydratationsenthalpie, die die 2. Komponente unserer Überlegung darstellt. Sie wird durch das Symbol ΔHhyd dargestellt. Die Lösungsenthalpie setzt sich aus Gitterenergie und Hydratationsenthalpie zusammen. Lösungsenthalpie = Gitterenergie + Hydratationsenthalpie. ΔHL = ΔHGitter + ΔHhyd.

  5. Beispiele

Im Beispiel 1 betrachten wir die Dissoziation von Kaliumchlorid. KCl dissoziiert in wässriger Lösung in hydratisierte Kaliumionen und in hydratisierte Chloridionen. Das System erfährt beim Auflösen des Salzes im Wasser eine leichte Abkühlung. ΔHGitter beträgt für Kaliumchlorid 701 kJ/mol. Das ist die Gitterenergie. ΔHyd beträgt für die Bildung von hydratisierten Kaliumionen -308 kJ/mol. Bei der Hydratisierung eines Mols an Chloridionen werden 376 kJ/mol an Energie frei. Es handelt sich hier um die beiden Hydratationsenergien des Kations und des Anions. Wir bilanzieren. Das geschieht, indem wir die einzelnen Energiewerte addieren. Wir erhalten für ΔHL +17 kJ/mol. Eine positive Lösungsenthalpie ist in Übereinstimmung mit einer leichten Abkühlung während des Lösungsvorgangs. Für das Auflösen des Salzes wird Energie vom Wasser aufgenommen. D. h. das System kühlt sich ab.

Im Beispiel 2 betrachten wir die Dissoziation von Kalziumchlorid. Kalziumchlorid dissoziiert in wässriger Lösung unter der Bildung von hydratisierten Kalziumionen und hydratisierten Chloridionen. Beim Lösungsprozess kommt es zu einer kräftigen Erwärmung. ΔHGitter für Kalziumchlorid beträgt 2146 kJ/mol. Es handelt sich hier um die Gitterenergie. ΔHhyd für die Hydratisierung von Kalziumionen beträgt -1577 kJ/mol. Der entsprechende Wert für die Bildung eines hydratisierten Chloridions aus einem reinen Chloridion muss verdoppelt werden, denn wir haben es ja mit 2 Teilchen zu tun. Wir erhalten -752 kJ/mol. Aus beiden Werten können wir die Hydratationsenthalpie für die Ionen berechnen. Nun können wir bilanzieren. D. h. Gitterenergie und Hydratationsenthalpie einfach addieren. Wir erhalten einen Wert von -183 kJ/mol. Das bedeutet, dass die Energie zum Wasser übergeht und das erklärt auch die kräftige Erwärmung.

  1. Der entropische Effekt Ich möchte darauf verweisen, dass streng genommen bei allen Überlegungen die Entropie berücksichtigt werden müsste. Sie ist jedoch meistens klein und man vernachlässigt sie. Folgendes gibt es aber zu bedenken: Wir erinnern uns: Wohlgeordnete Ionen geben ihre geordnete Lage auf und werden zu einzelnen freibeweglichen Ionen. Der Übergang vom Ionengitter zu den Ionen ist mit einem Entropiezuwachs verbunden. Die Einwirkung der Wasserdipole auf die Ionen und die damit verbundene Hydratisierung führt zu einer Entropieverminderung.

Mit diesen letzten Überlegungen zum Auf- und Abbau der Materie möchte ich mich verabschieden. Alles Gute. Auf Wiedersehen.

Informationen zum Video
4 Kommentare
  1. 001

    "Toll erklärt. Danke.
    Kleiner Zusatz: Interessant wäre beim entropischen Effekt vielleicht noch die Tatsache gewesen, dass die Entropiezunahme der Grund dafür ist, dass endogene Lösungsvorgänge überhaupt (unter Abkühlung) stattfinden. (exergone Reaktion) Soweit ich das richitg verstanden habe, ist dem so?"
    Von Olivia Serwata, vor mehr als 3 Jahren

    André Otto schreibt am 25. Oktober 2015:
    Ich hatte die Bemerkung damals nicht gesehen.
    Beim Auflösen eines Salzes kommt es generell zur Entropiezunahme. Mit Erwärmen oder Abkühlen hat das nichts zu tun. Ob es wärmer oder kälter wird hängt lediglich davon ab, ob die Energie (Enthalpie), die bei der Hydratation (Solvatisierung) frei wird, vom Betrag größer oder kleiner als die Gitterenergie (Gitterenthalpie) ist. Im zweiten Fall spielt die Entropie eine wichtige Rolle. Ist ihre Zunahme zu gering, findet das Auflösen nur teilweise oder nicht statt.
    Alles Gute

    Von André Otto, vor etwa einem Jahr
  2. 001

    Gibt es doch, hat Götz Vollweiler vor 5 Jahren gedreht.

    Alles Gute

    Von André Otto, vor etwa einem Jahr
  3. Default

    Ich brauche bitte ein Video über enthalpie

    Von Ragai00fox, vor etwa einem Jahr
  4. Default

    Toll erklärt. Danke.
    Kleiner Zusatz: Interessant wäre beim entropischen Effekt vielleicht noch die Tatsache gewesen, dass die Entropiezunahme der Grund dafür ist, dass endogene Lösungsvorgänge überhaupt (unter Abkühlung) stattfinden. (exergone Reaktion) Soweit ich das richitg verstanden habe, ist dem so?

    Von Olivia Serwata, vor mehr als 4 Jahren