Wässrige Lösungen und Hydratationswärmen

Ionische gelöste Stoffe werden durch anziehende Wechselwirkungen, die als Coulomb-Kräfte bezeichnet werden, zusammengehalten.

Wenn ionische gelöste Stoffe in Wasser gelöst werden, brechen die Wasserstoffbrückenbindungen zwischen den Wassermolekülen auf und stören die Coulomb-Kräfte zwischen den Ionen.

Die Zerlegung eines ionischen Kristallgitters in seine Bestandteile auf diese Weise erfordert einen großen Energieeinsatz, und daher ist die Enthalpie des gelösten Stoffes ein endothermer Prozess.

Die Energie, die freigesetzt wird, wenn ein Mol eines ionischen Festkörpers aus den konstituierenden gasförmigen Ionen gebildet wird, wird als Gitterenergie bezeichnet und ist immer exotherm. Somit ist die Enthalpie, um ein Mol des gelösten Stoffes in seine Bestandteile zu zerlegen, gleich und entgegengesetzt zur Gitterenergie.

Wenn jedoch ein Ionengitter in einer wässrigen Lösung gebrochen wird, wird jedes Ion durch Ionen-Dipol-Wechselwirkungen mit dem entgegengesetzt geladenen Ende des Wasserdipols umgeben und stabilisiert.

Dieses Phänomen wird als Hydratation bezeichnet. Die Enthalpieänderung, die mit der Auflösung eines Mols Ionen in Wasser verbunden ist, wird als Hydratationswärme bezeichnet. Es ist eine Kombination aus der Enthalpie des Lösungsmittels und der Enthalpie des Mischens.

Da die Ionen-Dipol-Wechselwirkungen zwischen einem hydratisierten Ion und den Wassermolekülen viel stärker sind als die Wasserstoffbrückenbindungen im Wasser allein, ist die Hydratation immer ein exothermer Prozess.

Die Gesamtenthalpie der Lösung ist eine Summe aus der endothermen Enthalpie des gelösten Stoffes und der exothermen Hydratationswärme und hängt daher von den relativen Größen dieser beiden Terme ab.

Wenn die Enthalpie des gelösten Stoffes kleiner ist als die Hydratationswärme, ist die Enthalpie der Lösung negativ und die Auflösung ist exotherm – wie in einer Natriumhydroxidlösung zu sehen.

Wenn die Enthalpie des gelösten Stoffes größer ist als die Hydratationswärme, ist die Enthalpie der Lösung positiv und die Auflösung endotherm – wie in einer Ammoniumchloridlösung.

Wenn die Enthalpie des gelösten Stoffes viel größer ist als die Hydratationswärme, bleibt der gelöste Stoff in Wasser unlöslich – wie im Fall von Calciumsulfat zu sehen ist.

Wenn die beiden Terme nahezu gleich sind, ist die Enthalpie der Lösung nahe Null, wie es bei Natriumchlorid der Fall ist. Solche gelösten Stoffe verändern die Temperatur der Lösung nicht.