Die Löslichkeit von Salzen

Aufgrund der starken Anziehungskräfte von Ionen sind Salze grundsätzlich nur in hydrophilen Lösungsmitteln löslich. Für die Löslichkeit allgemein: Siehe Löslichkeit

Experiment zur Löslichkeit von Salzen

Versuch: Lösen von Cu(NO₃)₂, K₂CrO₄ und CaCO₃ in Wasser in einer dreigeteilten Petrischale auf einem Projektor.

Bild folgt...

Ergebnis: Salze lösen sich verschieden gut in Wasser. Man kann bei diesem Experiment sehr grosse Unterschiede der Löslichkeit der Salze erkennen.

Interpretation: Wieso kann das Wasser bei Zimmertemperatur das Gitter von Salzen zerstören?

Grundlagen der Löslichkeit von Salzen

Ausgangslage: Salze sind unterschiedlich gut löslich. Wir benötigen ein Mass für die Löslichkeit !

Definition: Bei der Löslichkeit handelt es sich um die Eigenschaft, welche beschreibt ob und in welchem Umfang sich ein Salz in einem Lösungsmittel löst.

Einheit: Gramm pro Liter (g/L) oder Mol pro Liter (mol/L).

Umrechnung: von g/L in mol/L:

1. Dafür muss man die molare Masse des gelösten Stoffes kennen. Die molare Masse gibt an, wie viel Gramm ein Mol des Stoffes wiegt und hat die Einheit Gramm pro Mol (g/mol).Diese findet man im Periodensystem, in dem man die Atommasse des gelösten Stoffes addiert.

2. Formel anwenden: n = m/M n steht hier für: die Konzentration in mol/L (gesucht) m steht hier für: die Konzentration in g/L M steht hier für: die molare Masse in g/mol (Haben wir im 1. Schritt herausgefunden)

• Wenn die maximale Menge Salz in der Lösung gelöst ist, spricht man von einer gesättigten Lösung. • Wenn man über die Löslichkeitsgrenze hinaus ein weiteres Salz hinzufügt, kann es sich nicht mehr im Lösungsmittel lösen und bildet einen Bodensatz (also eine ungelöste feste Masse am Boden der Lösung).

Kurz gesagt: Eine gesättigte Lösung enthält die maximale Menge eines gelösten Salzes, und überschüssiges Salz wird als Bodensatz sichtbar.

Lösungsvorgang von Salzen:

Salze lösen sich aufgrund von 2 «Triebkräften»:

1. Enthalpie «Reaktionswärme»: ΔH

Betrachtung der Wirkung der Kräfte  Energetische Betrachtung - Zerstörung eines Gitters  Aufwendung von EG - Hydratisation der Ionen durch Wassermoleküle  Freisetzung von Hydrationsenergie EH  Einfluss der Kräfte: «Es geschieht, was zu einem Minimum an potenzieller Energie führt». Gitterenergie: Energie, die benötigt wird, um das Ionengitter des Salzes zu zerbrechen und die Ionen in die Gasphase zu überführen. Diese Energie ist immer positiv, da Energie aufgewendet werden muss, um die starken elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen den Ionen zu überwinden. Hydrationsenergie Energie, die freigesetzt wird, wenn Ionen von Wassermolekülen umgeben werden (Hydration). Diese Energie ist negativ, da Energie freigesetzt wird, wenn die Wassermoleküle die Ionen stabilisieren.

2. Entropie «Wahrscheinlichkeit»: ΔS

Betrachtung der Wahrscheinlichkeit aufgrund der zufälliges Teilchenbewegung: Entfernt sich ein Ion aus dem Gitter durch zufällige Stösse, ist die Wahrscheinlichkeit grösser, dass sich das Ion weiter entfernt, als dass es genau an seinem Platz zurückgestossen wird:  Einfluss der Wahrscheinlichkeit «Es geschieht was wahrscheinlich ist».

Chemische Vorgänge sind eine Kombination des Einflusses der Kräfte und der Wahrscheinlichkeit (Wird später detailliert besprochen)

Experiment: Gitterenergie oder Hydrationsenergie ?

Vorgehen:

Messen der Temperatur beim Lösen einiger Salze (endotherm / exotherm)

Tabelle kommt noch...

Ergebnisse:

Es gibt sowohl gut lösliche Salze, die sich exotherm wie endotherm lösen.

Bei sehr schlecht löslichen Salzen ist die Gitterenergie sehr gross.

Energetische Betrachtung

Um vorauszubestimmen ob eine Hydration exotherm oder endotherm ist, analysiert man den Prozess von der energetischen Seite.

Theoretisch betrachtet, gibt es zwei Faktoren die bestimmen ob der Vorgang endotherm oder exotherm ist.

1. Die Zerstörung des Ionengitters: Energieaufwand

2. Die Hydration der Ionen: Energieertrag

Wenn der Energieaufwand (die Zerstörung des Ionengitters) grösser ist als der Energieertrag (die Hydration der Ionen), dann ist die Reaktion endotherm.

Wenn der Energieaufwand (die Zerstörung des Ionengitters) kleiner ist als der Energieertrag (die Hydration der Ionen), dann ist die Reaktion exotherm.

Wenn man das Ganze jedoch experimentell nachprüft, dann ergibt sich folgende Schlussfolgerung:

Es gibt soviele Faktoren die die Hydration mitbestimmen dass man nicht zuverlässig voraussagen kann, wie exotherm oder wie endotherm eine Reaktion abläuft. Manchmal kann eine theoretisch exotherme Reaktion auch leicht endotherm sein.

Wann sind Salze also löslich?

Bei unlöslichen Salzen

-sind ist die Entropie (Wahrscheinlichtkeit) und die Enthalpie (Kräfte) ungünstig

-oder der ungünstige Faktor überwiegt

Bei Salzen die gut löslich

-sind entweder beide Faktoren günstig

-oder der günstige Faktor überwiegt

Kristallwasser

Unter Kristallwasser versteht man Wasser das ins Gitter eingebaut wird. Ein Beispiel um eine Anwendung zu veranschaulichen

Bsp: Geheimtinte

CO²⁺CL₂^1- * 6H₂O

Cobalt bildet mit 6 Wassermolekülen ein Komplexion:

[CO(6H₂O)₆]²⁺

Im Cobaltchlorid Hexahydrat ist jetzt dieses Komplexion und noch zwei Chlorionen enthalten.

Und zwar ist jedes Cobaltion von 8 Gegenionen umgeben, zwei davon Chlorionen und sechs Wassermoleküle.

Geheimtinte wird sichtbar, sobald man ein damit beschriebenes Blatt erhitzt.

CO2+CL21- * 6H2O

→

CO2+CL21- + 6H2O

Cobaltchlorid Hexahydrat

Cobaltchlorid(Wasserfrei)

Denn das Kristallwasser im Ionengitter verdampft, übrig bleibt Cobaltchlorid und wird sichtbar.

Erstellt von: Bianca Bolliger und Stefanie Eichler

Quellen

• Chemieunterlagen
• Animation von Herrn Deuber

Weblinks

• Swisseduc – Unterrichtsserver für Chemie
• Mediawiki Hilfeseite – So kann der Link näher beschrieben werden

--Steffi bianca 01:53, 30 January 2008 (CST)[[Image:Media:Example.jpg]]