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

    Von H I L, vor mehr als 3 Jahren

Dissoziation Übung

Du möchtest dein gelerntes Wissen anwenden? Mit den Aufgaben zum Video Dissoziation kannst du es wiederholen und üben.

  • Beschreibe das Ionengitter.

    Tipps

    Erinnere dich an das Bild vom Ionengitter.

    Denke an die Eigenschaften von Salzen.

    Lösung

    Viele Eigenschaften von Salzen lassen sich am Ionengitter erklären. Sie bestehen aus einem stabilen Gitter, wobei sich die negativ geladenen Anionen und die positiv geladenen Kationen anziehen. Welche Form das Ionengitter dabei hat, hängt stark von Art und Größe der Ionen ab. Solange Salze im festen Zustand vorliegen, leiten sie auch keinen elektrischen Strom (denn um Strom leiten zu können bedarf es freier Ionen). Salzlösungen oder Schmelzen leiten den Strom dagegen sehr gut, weil Ionen hier frei beweglich vorliegen.

  • Nenne die Stoffe, die gut im Wasser dissoziieren.

    Tipps

    Wie müssen Verbindungen, die dissoziieren, beschaffen sein?

    Lösung

    Salze sind Verbindungen, die aus positiv geladenen Kationen und negativ geladenen Anionen bestehen. Da Wasser ein Dipol-Molekül ist, kann es sich sehr gut an die Ionen anlagern. Es wechselwirkt mit den Ionen und löst sie aus ihrem Ionengitter heraus.

    Die polaren Ionen lösen sich gut im polaren Wasser. Schwefel ist keine polare Verbindung und löst sich nicht. Auch Silberchlorid (AgCl) löst sich kaum im Wasser aufgrund der starken Bindungen im Gitter. Man spricht bei AgCl auch von einem schwachen Elektrolyten.

  • Benenne die chemischen Stoffgruppen, die dissoziieren.

    Tipps

    Unter Dissoziation versteht man das Zerlegen einer Verbindung in ihre Ionen.

    Die Dissoziation erfolgt in Gegenwart von Wasser.

    Lösung

    Neben Salzen dissoziieren auch Säuren und Basen in wässrigen Lösungen.

    Dissoziation von Säuren:

    $HCl \leftrightarrows H^+ +Cl^-$

    Das Säuremolekül dissoziiert in ein Wasserstoff-Ion (Proton) und ein Säurerest-Ion.

    Dissoziation von Basen :

    $NaOH \leftrightarrows Na^+ + OH^-$

    Das Basemolekül dissoziiert in ein Natrium-Kation und ein Hydroxid-Ion.

  • Beschreibe die Dissoziation von Salzen.

    Tipps

    Denke daran, was mit Kochsalz im Wasser passiert.

    Lösung

    Der dipolare Charakter von Wasser

    Salze lösen sich so gut in Wasser wegen des dipolen Charakters von Wassermolekülen. Durch die freien Außenelektronenpaare am Sauerstoff werden die Wasserstoffatome abgewinkelt. Dabei entsteht eine positive Ladungsverteilung im Bereich der Wasserstoffatome. Wasserstoff hat im Molekül die kleinere Elektronegativität und ist damit positiv geladen. Sauerstoff hat im Molekül die höhere Elektronegativität und ist damit negativ geladen. Wasser wirkt also als Dipol und lagert sich durch seine unterschiedliche Polarität an den Ionen mit entgegengesetzter Ladung im Ionengitter an. Dadurch wird das Ionengitter und damit das feste Salz gelöst.

  • Stelle Dissoziationsgleichungen für folgende Salze auf.

    Tipps

    Salze bestehen aus zwei unterschiedlichen Ionenarten.

    Lösung

    Salze bestehen aus Ionengittern, die positive Ionen und negative Ionen beinhalten. Werden diese Gitter aufgebrochen, so zerlegen sie sich in die positiven und negativen Ionen. Die Metallionen sind positiv geladen, die Anionen sind negativ geladen. Calciumcarbonat ($CaCO_3 $) besteht also aus einem zweifach positiv geladenen Calcium-Ion und einem zweifach negativ geladenen Carbonat-Ion.

    $CaCO_3 \leftrightarrows Ca^{2+} + {CO_3}^{2-}$

    Salze sind nach außen neutral. Das bedeutet auch, dass im dissoziierten Zustand die positive Ladung des Metallions ($Ca^{2+}$) der negativen Ladung des Gegenions (${CO_3}^{2-}$) entsprechen muss.

    Salze, wie $Na_3PO_4 $, bestehen aus Ionen, die eine unterschiedliche Ladung haben. Das Natrium-Kation ist einfach positiv geladen und das Phosphat-Ion ist dreifach negativ geladen. Der Ausgleich der Ladung erfolgt dann über die Stöchiometrie. Im Salz befinden sich dann also immer dreimal so viele Natrium-Ionen wie Phosphat-Ionen.

    $Na_3PO_4 \leftrightarrows 3~Na^+ + {PO_4}^{3-}$

  • Unterscheide zwischen starken und schwachen Elektrolyten.

    Tipps
    Lösung

    Salze dissoziieren in wässriger Lösung in ihre Ionen:

    $ KA \rightleftharpoons K^+ + A^-$

    Von starken Elektrolyten sprcht man, wenn die Dissoziation praktisch vollständig erfolgt und somit das Gleichgewicht der Reaktion stark auf Seiten der Produkte liegt. Bei schwachen Elektrolyten erfolgt die Dissoziation in Ionen kaum und das Gleichgewicht liegt stark auf Seiten des Edukts.

    Für Salze kann man einen Dissoziationsgrad angeben. Der Dissoziationsgrad lässt sich durch folgende Gleichung berechnen:

    $ \alpha = \frac{Anzahl~der~dissoziierten~Moleküle}{Gesamtanzahl~der~Moleküle} $

    Ist $ \alpha$ hoch, so liegt ein starker Elektrolyt vor. Bei niedrigem Anteil ist der Elektrolyt schwach.

    Die Dissoziation hängt übrigens auch immer von der Konzentration des Elektrolyten und der Temperatur der Lösung ab.