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: Wie lösen sich verschiedene Salze in Wasser ?

Vorgehen:

Von den drei Salzen Cu(NO₃)₂, K₂CrO₄ und CaCO₃ wird je gleich viel (ein Löffel) in eine dreigeteilte Petrischale gegeben. Diese Petrischale ist mit Wasser gefüllt.

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

Ergebnis:

Cu(NO₃)₂ : hat sich komplett aufgelöst.

K₂CrO₄  : hat sich teilweise aufgelöst.

CaCO₃  : hat sich fast nicht aufgelöst.

Das heisst: Salze lösen sich verschieden gut in Wasser. Bei diesem Experiment erkennt man sehr grosse Unterschiede in 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 Wasser löst.

Einheit:

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

Umrechnung: von g/L in mol/L:

1. Molare Masse:

Um die Umrechnung durchführen zu können, braucht man die molare Masse. Diese 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. Dreisatz Rechnung:

Die Konzentration in mol/L ist gesucht. Gegeben ist die molare Masse in g/mol.

RECHENEN ANHAND VON BEISPIEL OBEN AUS BILD. ARNAUD ANSCHAUEN... NICHT SICHER!

3. Weiteres:

• 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 weiter 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.

Schlussfolgerung:

1. Warum lösen sich Salze überhaupt?

2. Welche Faktoren bestimmen die Löslichkeit?

Lösungsvorgang von Salzen

Ausgangslage:

1. Warum lösen sich Salze überhaupt?

Folgende drei Aspekte spielen bei der Lösung von Salzen in Wasser entscheidende Rollen:

- Die Wahrscheinlichkeit - Entropie

- Das Zusammenspiel der Gitterenergie, welche überwunden werden muss

- Die Hydrationsenergie, welche mithilft.

Lösevorgang eines Salzes in Wasser auf Teilchenebene.

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)

Zwischenkapitel: Experiment: Gitterenergie oder Hydrationsenergie ? - Energetische Betrachtung

Vorgehen:

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

Ergebnisse:

Es gibt sowohl gut lösliche Salze, die sich exotherm wie endotherm lösen. Dies kann man an der Temperaturveränderung ablesen. Wenn die Tempereatur gesunken ist, hat das System "Energie" aus dem Wasser aufegnommen und hat somit die Temperatur gesenkt. Wenn es eine exothereme Reaktion ist, dann gibt die Reaktion Energie an das umliegende Wasser ab und die Temperatur steigt.

Bei sehr schlecht löslichen Salzen ist die Gitterenergie sehr gross und muss zuerst überwunden werden bzw. kann gar nicht von Wasser überwunden werden.

Vorgang der Hydration (Hydratation)

Definition:

Hydration ist der Prozess, bei dem Wassermoleküle die Ionen eines gelösten Salzes umgeben und stabilisieren. Dies geschieht, weil Wasser ein stark polares Molekül ist und dadurch in der Lage ist, die Ionen eines Salzes effektiv zu lösen und in der Lösung zu halten.

Wichtig zu wissen:

Das Ionengitter ist kein starrer, sondern ein kinetischer Zustand und die Ionen bewegen sich ständig. Sie "schubsen" sich ständig gegenseitig und werden auch von den Wassermolekülen angerempelt.

Hydratation von Kationen: Sauerstoffatome der Wassermoleküle, die eine negative Partialladung tragen, richten sich zu den Kationen aus und lösen sie aus dem Gitter.

Beispiel eines Ionengitters: Anordnung von Natrium-Kationen und Chlorid-Anionen

Hydratation von Anionen: Wasserstoffatome der Wassermoleküle, die eine positive Partialladung tragen, richten sich zu den Anionen aus und lösen diese heraus.

Dieser Prozess der Hydratation ist energetisch günstig und hilft, die starken elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen den Ionen zu überwinden, was zur Auflösung des Salzes im Wasser führt.

Detaillierte Erklärung des Hydrationsprozesses im Zusammenhang mit der Löslichkeit von Salzen:

Die Entropie beschreibt das Mass an Unordnung oder Zufälligkeit in einem System. Wenn sich ein Salz in Wasser löst, erhöht sich die Entropie, weil die festen Ionen aus dem geordneten Kristallgitter in eine ungeordnete Lösung übergehen.

Schritt 1 – Auflösen des Salzes: Wenn ein Salz, wie Natriumchlorid (NaCl), in Wasser gegeben wird, zerfällt es in seine Bestandteile: Natrium-Ionen (Na⁺) und Chlorid-Ionen (Cl⁻). Dieser Vorgang des Auflösens wird durch die Anziehungskraft zwischen den geladenen Ionen und den polaren Wassermolekülen unterstützt.

Schritt 2 – Hydratation der Ionen: Nach der Dissoziation umgeben Wassermoleküle die einzelnen Ionen. Wasser ist ein polares Molekül, was bedeutet, dass es eine positive und eine negative Seite hat. Die positiv geladenen Wasserstoffatome des Wassermoleküls richten sich zu den negativ geladenen Anionen (wie Cl⁻) aus, während die negativ geladenen Sauerstoffatome zu den positiv geladenen Kationen (wie Na⁺) weisen. Dieser Prozess wird als Hydratation oder Solvatation bezeichnet.

Lösevorgang eines Salzes in Wasser auf Teilchenebene.

Schritt 3 – Energieaspekte der Hydratation: Die Hydratation der Ionen ist ein exothermer Prozess, bei dem Energie in Form von Hydratationsenergie freigesetzt wird. Diese freigesetzte Energie trägt dazu bei, die Gitterenergie des Salzes (die Energie, die benötigt wird, um das ionische Gitter auseinanderzubrechen) zu überwinden. Wenn die Hydratationsenergie die Gitterenergie übersteigt, löst sich das Salz leicht im Wasser auf.

Hydratisiertes Natrium-Ion; die sechs Wasser-Moleküle liegen in den Ecken eines Oktaeders.

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:

Schritt 1: Eine Lösung von Cobalt(II)-chlorid-Hexahydrat in Wasser herstellen.

Schritt 2: Mit dieser Lösung eine Nachricht auf ein Blatt Papier schreiben.

Schritt 3: Das Papier trocknen lassen. Die Nachricht ist nun unsichtbar.

Schritt 4: 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.

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
• [1] – Löslichkeit, Wikipedia
• [2] – Hydration, Studyfix
• [3] – Salze, Studyfix
• [4] – Löslichkeitsprodukt, Studyfix
• [5] – Salze, Lernort-Mint
• [6] – Löslichkeit, Lenntech