12.4:

12.4: Wässrige Lösungen und Hydratationswärme

Aqueous Solutions and Heats of Hydration

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Chemistry

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Aqueous Solutions and Heats of Hydration

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12.3: Enthalpy of Solution

12.5: Solution Equilibrium and Saturation

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02:42 min

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September 24, 2020

Overview

Wasser und andere polare Moleküle werden von Ionen angezogen. Die elektrostatische Anziehung zwischen einem Ion und einem Molekül mit einem Dipol wird als Ionen-Dipol-Anziehung bezeichnet. Diese Attraktionen spielen eine wichtige Rolle bei der Auflösung von ionischen Verbindungen im Wasser.

Wenn sich ionische Verbindungen in Wasser auflösen, trennen sich die Ionen im Feststoff und verteilen sich gleichmäßig in der Lösung, da Wassermoleküle die Ionen umgeben und lösen, wodurch die starken elektrostatischen Kräfte zwischen ihnen reduziert werden. Dieser Prozess stellt eine körperliche Veränderung dar, die als Dissoziation bekannt ist. Unter den meisten Bedingungen dissoziieren ionische Verbindungen beim Auflösen fast vollständig und werden daher als starke Elektrolyte eingestuft. Auch wenn es sich nur selten um lösliche ionische Verbindungen handelt, handelt es sich um starke Elektrolyte, da die geringe Menge, die sich auflöst, vollständig dissoziiert.

Stellen Sie sich vor, was auf mikroskopischer Ebene passiert, wenn festes KCl zu Wasser hinzugefügt wird. Ionen-Dipol-Kräfte ziehen das positive (Wasserstoff-)Ende der polaren Wassermoleküle zu den negativen Chlorid-Ionen an der Oberfläche des Festkörpers an, und sie ziehen das negative (Sauerstoff-)Ende zu den positiven Kalium-Ionen an. Die Wassermoleküle umgeben einzelne K⁺– und Cl⁻-Ionen, wodurch die starken interionischen Kräfte, die die Ionen aneinander binden, reduziert und sie als solvatisierte Ionen in Lösung gehen können. Die Überwindung der elektrostatischen Anziehungskraft ermöglicht die unabhängige Bewegung jedes hydratisierten Ions in einer verdünnten Lösung, während die Ionen von festen Positionen in der ungelösten Verbindung zu weit verteilten, solvatisierten Ionen in Lösung übergehen.

Dieser Text wurde übernommen von <a href="https://openstax.org/books/chemistry-2e/pages/11-2-electrolytes">Openstax, Chemie 2e, Abschnitt 11.2: Elektrolyte.

Transcript

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.

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Tags

Wässrige Lösungen Hydratationswärme Gelöste Ionen Coulombkräfte Wasserstoffbrückenbindungen Enthalpie endothermer Prozess Gitterenergie exothermer Prozess Hydratation Ionen-Dipol-Wechselwirkungen Hydratationswärme Enthalpieänderung Lösungsmittel Mischen