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.

Vorgang der Hydration (Hydratation)

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.

Verschiedene Faktoren, welche die Löslichkeit beeinflussen

Temperatur:

Für die meisten festen Salze nimmt die Löslichkeit mit steigender Temperatur zu. Dies liegt daran, dass die zusätzliche Wärmeenergie die kinetische Energie der Ionen erhöht, wodurch sie leichter die Gitterenergie des Salzes überwinden und in Lösung gehen können.

Ionengrösse und -ladung:

Kleine Ionen:

Kleinere Ionen haben höhere Ladungsdichten (Ladung pro Volumeneinheit), was zu stärkeren elektrostatischen Anziehungskräften zwischen den Ionen führt. Diese stärkeren Kräfte machen es schwieriger, das Ionengitter zu brechen und die Ionen in Lösung zu bringen.

Höhere Ladungen:

Ionen mit höherer Ladung (z.B. Al³⁺ oder Fe³⁺) haben ebenfalls stärkere elektrostatische Anziehungskräfte im Ionengitter, was die Löslichkeit verringert. Dies ist darauf zurückzuführen, dass mehr Energie erforderlich ist, um diese starken Anziehungskräfte zu überwinden und die Ionen in Lösung zu bringen. Grosse Ionen mit kleinen Ladungen sind also besser löslich als kleine Ionen mit grossen Ladungen.

Wann sind Salze löslich ? Zusammenfassung

Salze lösen sich in Wasser durch die Zerstörung des Ionengitters (Gitterenergie) und die Hydration der Ionen (Hydrationsenergie).

Die Gitterenergie ist immer positiv, da Energie benötigt wird, um die Ionen zu trennen, während Hydrationsenergie immer negativ ist, da Energie freigesetzt wird.

Entropie erhöht die Unordnung und begünstigt die Löslichkeit.

Temperatur und Ionengröße/-ladung beeinflussen die Löslichkeit: höhere Temperaturen und größere Ionen mit kleineren Ladungen erhöhen die Löslichkeit.

Exotherme Prozesse treten auf, wenn die Hydrationsenergie die Gitterenergie übersteigt, während endotherme Prozesse stattfinden, wenn die Gitterenergie höher ist.

Kristallwasser

Unter Kristallwasser versteht man Wasser, das im Kristallgitter eines Salzes eingebaut ist. Viele Salze bilden Hydrate, in denen Wassermoleküle in die Kristallstruktur integriert sind. Ein bekanntes Beispiel für ein solches Hydrat ist Cobalt(II)-chlorid-Hexahydrat.

Bsp: Geheimtinte

CO²⁺CL₂^1- * 6H₂O_(s)

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(s)

→

CO2+CL21-(s) + 6H2O(g)

Cobaltchlorid Hexahydrat

Cobaltchlorid(Wasserfrei)

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

Cobalt(II)-chlorid-Hexahydrat (rosa) verwandelt sich in wasserfreies Cobalt(II)-chlorid (blau), sobald das Kristallwasser verdampft.

Dadurch wird die "unsichtbare" Schrift sichtbar.

1. Materialien:

- Cobalt(II)-chlorid-Hexahydrat - Wasser - Papier - Pinsel oder Tropfer - Wärmequelle (z.B. Bügeleisen oder Föhn)

2. Durchführung:

Eine Lösung von Cobalt(II)-chlorid-Hexahydrat in Wasser herstellen. Mit dieser Lösung eine Nachricht auf ein Blatt Papier schreiben. Das Papier trocknen lassen. Die Nachricht ist nun unsichtbar. Um die Nachricht sichtbar zu machen, das Papier erhitzen. Die rosa Schrift wird blau.

3. Sicherheitshinweise:

- Cobaltverbindungen sind giftig  Handschuhe und Schutzbrille tragen. - In einem gut belüfteten Raum arbeiten. - Die Lösung möglichst nicht auf die Haut bringen.

Seite erstellt von: Arnaud Vienne & Max Schlayer

Quellen

• Chemienotizen des 2. Jahres an der KsBa
• Chemiebuch
• Bilder von Herrn Deuber
• BingAI inkl. Quellenangaben

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]]