Löslichkeit

Löslichkeit

Die Löslichkeit beschreibt, wie viel eines gelösten Stoffes sich in einem bestimmten Volumen eines bestimmten Lösungsmittels lösen kann. Die Löslichkeit wird in der Regel in Bezug auf die Masse des gelösten Stoffes pro Lösungsmittelvolumen oder die Masse des gelösten Stoffes pro Lösungsmittelmasse angegeben. Zum Beispiel wird die Löslichkeit von Natriumchlorid in Wasser bei Raumtemperatur mit 36 g pro 100 ml Wasser angegeben. Wenn die Löslichkeit in gelöster Masse pro Lösungsmittelmasse angegeben wird, muss die Lösungsmittelmasse für weitere Berechnungen in Volumen umgerechnet werden.

Die Löslichkeit ändert sich mit der Temperatur. Zum Beispiel wird die Löslichkeit von Natriumcarbonat in Wasser mit 7 g pro 100 ml bei etwa 0 °C, 22 g pro 100 ml bei Raumtemperatur und 44 g pro 100 ml bei 100 °C angegeben. Die Löslichkeit nimmt tendenziell mit der Temperatur zu, obwohl es Ausnahmen gibt.

Eine Lösung, in der die maximale Menge an gelöstem Stoff gelöst ist, wird als gesättigte Lösung bezeichnet. Zu diesem Zeitpunkt bleibt die weitere Zugabe des gelösten Stoffes ungelöst und bleibt ein Niederschlag in der Lösung. Zum Beispiel ist eine Lösung von 36 g Natriumchlorid, gelöst in 100 ml Wasser bei Raumtemperatur, eine gesättigte Natriumchloridlösung.

Die Löslichkeit eines gelösten Stoffes variiert von Lösungsmittel zu Lösungsmittel. Zum Beispiel hat Natriumchlorid eine Löslichkeit von 36 g pro 100 ml in Wasser bei Raumtemperatur, aber seine Löslichkeit in Methanol beträgt nur 1,1 g pro 100 ml, und seine Löslichkeit in Dimethylformamid ist mit 0,034 g pro 100 ml sogar noch geringer.

Eine Möglichkeit, vorherzusagen, wie löslich ein gelöster Stoff in einem Lösungsmittel sein wird, besteht darin, der Regel "Gleiches löst Gleiches" zu folgen. Polare gelöste Stoffe oder gelöste Stoffe mit ionischen Bindungen oder großen intramolekularen Unterschieden in der Elektronegativität sind tendenziell besser löslich in polaren Lösungsmitteln und weniger löslich in unpolaren Lösungsmitteln. Unpolare gelöste Stoffe sind in unpolaren Lösungsmitteln tendenziell besser löslich und in polaren Lösungsmitteln weniger löslich.

Gleichgewicht der Löslichkeit

Wenn sich ein gelöster Stoff auflöst, bilden die Lösungsmittelmoleküle durch intermolekulare Kräfte schwache Wechselwirkungen mit den gelösten Molekülen, während sie gleichzeitig über intramolekulare Kräfte miteinander interagieren. Der Prozess des Auflösens und Haltens des gelösten Stoffes in Lösung wird als Solvatation bezeichnet. Die Auflösung verläuft auf unterschiedliche Weise, je nachdem, welches Molekül aufgelöst wird. Ionische Salze, starke Säuren und starke Basen dissoziieren in ihre Ionenbestandteile. Übergangsmetallkomplexe tauschen typischerweise einige ihrer Liganden gegen Lösungsmittelmoleküle aus. Andere Moleküle können einfach so solvatisiert werden, wie sie sind.

Jeder reversible Auflösungsprozess kann als chemische Gleichung geschrieben werden und hat eine Gleichgewichtskonstante. Zum Beispiel würde die Auflösung von Natriumchlorid in Wasser geschrieben werden:

NaCl_(s) ⇌ Na⁺_(aq) + Cl^-_(aq)

Wenn eine Lösung noch nicht gesättigt ist, wird in der Regel die Auflösung bevorzugt. Sobald eine Lösung gesättigt ist, befindet sie sich im dynamischen Gleichgewicht. Für jedes zusätzliche Molekül Natriumchlorid, das sich auflöst, fällt ein Molekül Natriumchlorid aus der Lösung aus, so dass es insgesamt keine Veränderung im System gibt.

Für die generische Reaktion aA + bB ⇌ cC + dD wird die vereinfachte Gleichgewichtskonstante wie folgt geschrieben:

Bei der Berechnung der Gleichgewichtskonstante für einen Auflösungsprozess können die Konzentrationen beliebiger Feststoffe auf 1 gesetzt werden. Daher gibt es eine einfachere Version der Gleichung, die für Verbindungen ausgelegt ist, die beim Auflösen dissoziieren, wie z. B. ionische Salze:

A_xB_y(s) ⇌ xA⁺_(aq) + yB^-_(aq)

K_sp = [A]^x[B]^y

K_sp wird als Löslichkeitsprodukt bezeichnet und kann immer dann verwendet werden, wenn eine Gleichgewichtskonstante erforderlich ist.

Thermodynamik

Ein Grundprinzip der Thermodynamik ist, dass sich Systeme wann immer möglich in Richtung energieärmerer, ungeordneterer Zustände bewegen. Dies ist eine der treibenden Kräfte chemischer Reaktionen. Es kann jedoch schwierig sein, vorherzusagen, was allein aus einer chemischen Gleichung das beste Gleichgewicht zwischen Energie und Unordnung ergibt.

Zum Beispiel gibt es sowohl Zunahmen als auch Abnahmen der Unordnung, wenn ein gelöster Stoff aufgelöst wird. Der Wechsel von einem geordneten Feststoff zu solvatisierten Molekülen, die sich in Lösung bewegen, erhöht die Unordnung des gelösten Stoffes, insbesondere wenn die Moleküle ebenfalls in ihre Ionen dissoziieren. Die Lösungsmittelmoleküle müssen sich jedoch in einem geordneten "Käfig" um jedes Molekül oder dissoziierte Ion sammeln, um es zu solvatisieren.

Die Gleichgewichtskonstante einer Reaktion bezieht sich auf die Energiemenge im System, die für reversible Arbeit zur Verfügung steht, die als freie Gibbs-Energie oder Gibbs-Energie bezeichnet wird und als G abgekürzt wird. Die Änderung der Gibbs-Energie vor und nach einer Reaktion oder einem Prozess wird als ΔG geschrieben und kann aus der Gleichgewichtskonstante für diese Reaktion mit dieser Gleichung berechnet werden:

ΔG = –RT ln(K)

wobei R die ideale Gaskonstante, T die Temperatur in Kelvin und K die Gleichgewichtskonstante ist.

Wenn ΔG positiv ist, hat das System am Ende der Reaktion eine höhere Gibbs-Energie als zu Beginn der Reaktion. Dies bedeutet normalerweise, dass das System Energie absorbieren muss, um die Reaktion durchzuführen. Wenn ΔG negativ ist, hat das System am Ende der Reaktion eine niedrigere Gibbs-Energie. Dies impliziert, dass das System bereits über genügend Energie verfügte, um die Reaktion durchzuführen. Reaktionen mit einem negativen ΔG werden als spontane Reaktionen bezeichnet.

Die Gibbs-Energie wird durch diese Gleichung mit zwei anderen nützlichen thermodynamischen Parametern, der Entropie (S) und der Enthalpie (H), in Beziehung gesetzt:

ΔG = ΔH – TΔS

Die Entropie stellt die Unordnung oder Zufälligkeit eines Systems dar. Wir gehen davon aus, dass unsere Reaktionen in einem isolierten System stattfinden, so dass es während der Reaktion keine Nettoabnahme der Entropie geben kann. Die endgültige Entropiemenge muss gleich oder größer als die Ausgangsmenge sein, d. h. die Gesamtänderung der Entropie (ΔS) muss null oder positiv sein. Sobald sich ein System im Gleichgewicht befindet, gibt es keine Nettoänderung der Entropie.

Die Enthalpie stellt die innere Energie eines Systems zuzüglich der Arbeit dar, die durch Druck- oder Volumenänderungen im System verursacht wird. Da jede Druck- oder Volumenänderung während des Auflösungsprozesses vernachlässigbar ist, können wir die Änderung der Enthalpie als die Energiemenge behandeln, die während der Reaktion in das oder aus dem System übertragen wird, typischerweise als Wärme.

Ist die Änderung der Enthalpie (ΔH) positiv, hat das System am Ende der Reaktion mehr innere Energie als zu Beginn und hat daher während der Reaktion Energie absorbiert. Dies wird normalerweise beobachtet, wenn das System während der Reaktion kälter wird, daher nennen wir diese Reaktionen endotherm. Ist die Änderung der Enthalpie negativ, hat das System am Ende der Reaktion weniger innere Energie. Das System muss also während der Reaktion Energie freigesetzt haben, in der Regel in Form von Wärme. Diese Reaktionen werden als exotherm bezeichnet.

Referenzen

1. Harris, D.C. (2015). Quantitative chemische Analyse. New York, NY: W.H. Freeman und Company.