II Welt der Salze - Versionsgeschichte

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‎Abkürzungen

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‎Erklärung

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‎Erklärung

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‎Erklärung

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‎Erklärung

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‎Erklärung

13j tobkay: /* Beobachtung */

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‎Beobachtung

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‎Erklärung

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‎Erklärung

13j tobkay: /* Versuchsaufbau */

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‎Versuchsaufbau

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 Dabei handelt es sich um eine Natriumchlorid-Lösung (Natronlauge). Die Na<sup>+</sup>- und die Cl<sup>-</sup>-Ionen sind von Wassermolekülen umgeben, hydratisiert.
-== Abkürzungen ==
+== Abkürzung ==
 RG = Reagenzglas

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 [[Bild:Salz_Abb.9b.jpg|thumb|right|Abb.9b: Schematische Darstellung des Lösungsvorgangs von Kaliumchlorid (endotherm)]]
 <div class="tright" style="clear:none">[[Datei:Salz_Abb.9a.jpg|thumb|right|Abb.9a: Schematische Darstellung des Lösungsvorgangs von Lithiumchlorid (exotherm)]]</div>
-Wenn ein Salzkristall ins Wasser gegeben wird, docken Wassermoleküle an ihn an. Da Wassermoleküle Dipole sind, können sie sich sowohl bei den Kationen als auch bei den Anionen anlagern. Durch dieses Anlagern wird etwas Energie frei, was die Entropie und die Pendelbewegung der Ionen im Ionengitter erhöht; allmählich beginnen sich die Ionen an den Ecken und Rändern aus dem Ionengitter herauszulösen. Einmal herausgelöst werden sie von Wassermolekülen umgeben. Dieser Vorgang nennt sich Hydratation, bei dem die Hydratationsenergie E<sub>H</sub> frei. Die Entropie hat sich ein zweites Mal erhöht.
+Wenn ein Salzkristall ins Wasser gegeben wird, docken Wassermoleküle an ihn an. Da Wassermoleküle Dipole sind, können sie sich sowohl bei den Kationen als auch bei den Anionen anlagern. Durch dieses Anlagern wird etwas Energie frei, was die Entropie und die Pendelbewegung der Ionen im Ionengitter erhöht; allmählich beginnen sich die Ionen an den Ecken und Rändern aus dem Ionengitter herauszulösen. Einmal herausgelöst werden sie von Wassermolekülen umgeben. Dieser Vorgang nennt sich Hydratation, bei dem die Hydratationsenergie E<sub>H</sub> frei wird. Die Entropie hat sich ein zweites Mal erhöht.
-Ist nun bei einem Salz die Hydratationsenergie grösser als die für den Lösungsvorgang hinderliche Gitterenergie E<sub>G</sub> verläuft der Lösungsvorgang exotherm, die Umgebungstemperatur erhöht sich (s. Abb. 9a). Im umgekehrten Fall wird dem Wasser Wärmeenergie entzogen, damit die Gitterenergie doch noch überwunden werden kann. Der Lösungsvorgang verläuft endotherm (s. Abb. 9b). Für die Temperaturänderung massgebend ist auch die Menge des Salzes, das man zugibt. Bei grösseren Salzmengen wird die Temperaturänderung erhöht.
+Ist nun bei einem Salz die Hydratationsenergie grösser als die für den Lösungsvorgang hinderliche Gitterenergie E<sub>G</sub> verläuft der Lösungsvorgang exotherm, die Umgebungstemperatur erhöht sich (s. Abb. 9a). Im umgekehrten Fall wird dem Wasser Wärmeenergie entzogen, damit die Gitterenergie doch noch überwunden werden kann. Der Lösungsvorgang verläuft endotherm (s. Abb. 9b). Für die Temperaturänderung massgebend ist auch die Menge des Salzes, das man zugibt. Bei grösseren Salzmengen wird die Temperaturänderung vergrössert.
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 ==== <span style="color:#4C4C4C;">Fragen</span> ====
-[[image:Salz_Abb.10.jpg|thumb|right|Abb.10: Wassermoleküle sind Dipole; das Sauerstoffatom zieht die beiden negativ geladenen Elektronen der Wasserstoffatome in seine Richtung]]
+[[image:Salz_Abb.10.jpg|thumb|right|Abb.10: Wassermoleküle sind Dipole; das Sauerstoffatom zieht die beiden negativ geladenen Elektronen der Wasserstoffatome in seine Richtung.]]
 <span style="color:#4C4C4C;">'''1.a. Ein Salzkristall wird ins Wasser gegeben. Die ''Salzteilchen'' und die ''Wassermoleküle'' treten miteinander in Wechselwirkung.'''</span>
 <span style="color:#4C4C4C;">'''Worauf beruht diese Wechselwirkung?'''</span>
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 <span style="color:#4C4C4C;">'''2. Bei der Wechselwirkung wird Energie frei: die Hydratationsenergie E<sub>H</sub>. Diese fördert den Lösungsvorgang. Es gibt jedoch eine zweite Kraft, welche dem Lösungsvorgang entgegenwirkt. Um was handelt es sich?'''</span>
-Es handelt sich um die elektrostatische Anziehungskraft zwischen den Ionen in der Gitterstruktur, die Gitterenergie E<sub>G</sub>.
+Es handelt sich um die elektrostatische Anziehungskraft zwischen den Ionen in der Gitterstruktur. Um all diese Anziehungskräfte im Ionengitter zu überwinden, wird die Gitterenergie E<sub>G</sub> benötigt.
 <span style="color:#4C4C4C;">'''3. Es gibt Salze, bei denen wird beim Lösen Wärme frei (''exothermer'' Lösungsvorgang). Andere lösen sich unter starker Abkühlung (''endothermer'' Lösungsvorgang). Wie schätzen Sie für diese beiden Fälle die förderliche und die hinderliche Energie ein?'''</span>
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 <span style="color:#4C4C4C;">'''4. Welche Verhältnisse herrschen bei ''schwerlöslichen'' Salzen?'''</span>
-Bei schwerlöslichen Salzen ist die Hydratationsenergie vernachlässigbar klein im Vergleich zur Gitterenergie, es gilt: E<sub>G</sub> >> E<sub>H</sub>. Die Zunahme der Entropie, die entstünde, wenn sich ein schwerlösliches Salz in Wasser löste, würde durch die Zunahme der Ordnung(Bewegungen der Wassermoleküle werden langsamer) und einer damit einhergehenden Abnahme der Entropie im Wasser überkompensiert. D.h. der Lösungsvorgang würde zur einer Abnahme der Gesamt-Entropie führen, was nicht möglich ist.
+Bei schwerlöslichen Salzen ist die Hydratationsenergie vernachlässigbar klein im Vergleich zur Gitterenergie, es gilt: E<sub>G</sub> >> E<sub>H</sub>. Die Zunahme der Entropie, die entstünde, wenn sich ein schwerlösliches Salz in Wasser löste, würde durch die Zunahme der Ordnung (Bewegungen der Wassermoleküle werden langsamer) und einer damit einhergehenden Abnahme der Entropie im Wasser überkompensiert. D.h. der Lösungsvorgang würde zur einer Abnahme der Gesamt-Entropie führen, was nicht möglich ist.
 <span style="color:#4C4C4C;">'''5.a. Der Lösungsvorgang mit Kochsalz beschreibt man in der Formelsprache folgendermassen: NaCl(s) → Na<sup>+</sup>(aq) + Cl<sup>-</sup>(aq). Was bedeutet das Anhängsel „aq“?'''</span>

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 [[Bild:Salz_Abb.9b.jpg|thumb|right|Abb.9b: Schematische Darstellung des Lösungsvorgangs von Kaliumchlorid (endotherm)]]
 <div class="tright" style="clear:none">[[Datei:Salz_Abb.9a.jpg|thumb|right|Abb.9a: Schematische Darstellung des Lösungsvorgangs von Lithiumchlorid (exotherm)]]</div>
-Wenn ein Salzkristall ins Wasser gegeben wird, docken Wassermoleküle an ihn an. Da Wassermoleküle Dipole sind, können sie sich sowohl bei den Kationen als auch bei den Anionen anlagern. Durch dieses Anlagern wird etwas Energie frei, was die Entropie und die Pendelbewegung der Ionen im Ionengitter erhöht; allmählich beginnen sich die Ionen an den Ecken und Rändern aus dem Ionengitter herauszulösen. Einmal herausgelöst werden sie von Wassermolekülen umgeben. Dieser Vorgang nennt sich Hydratation, dabei wird die Hydratationsenergie E<sub>H</sub> frei. Die Entropie hat sich ein zweites Mal erhöht.
+Wenn ein Salzkristall ins Wasser gegeben wird, docken Wassermoleküle an ihn an. Da Wassermoleküle Dipole sind, können sie sich sowohl bei den Kationen als auch bei den Anionen anlagern. Durch dieses Anlagern wird etwas Energie frei, was die Entropie und die Pendelbewegung der Ionen im Ionengitter erhöht; allmählich beginnen sich die Ionen an den Ecken und Rändern aus dem Ionengitter herauszulösen. Einmal herausgelöst werden sie von Wassermolekülen umgeben. Dieser Vorgang nennt sich Hydratation, bei dem die Hydratationsenergie E<sub>H</sub> frei. Die Entropie hat sich ein zweites Mal erhöht.
 Ist nun bei einem Salz die Hydratationsenergie grösser als die für den Lösungsvorgang hinderliche Gitterenergie E<sub>G</sub> verläuft der Lösungsvorgang exotherm, die Umgebungstemperatur erhöht sich (s. Abb. 9a). Im umgekehrten Fall wird dem Wasser Wärmeenergie entzogen, damit die Gitterenergie doch noch überwunden werden kann. Der Lösungsvorgang verläuft endotherm (s. Abb. 9b). Für die Temperaturänderung massgebend ist auch die Menge des Salzes, das man zugibt. Bei grösseren Salzmengen wird die Temperaturänderung erhöht.

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 oder kompakter:
-NaCl (aq) + AgNO3 (aq) → '''AgCl (s)''' + NaNO3 (aq)
+NaCl (aq) + AgNO<sub>3</sub> (aq) → '''AgCl (s)''' + NaNO<sub>3</sub> (aq)
 == Posten D: Lösen von Salzen in Wasser ==

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 [[image:Salz_Abb.7.jpg|thumb|right|Abb. 7: Kompaktes Ionengitter von Eisen(III)-oxid ]]
 <div class="tright" style="clear:none">[[image:Salz_Abb.6.jpg|thumb|right|Abb. 6: Schichtweise aufgebautes Ionengitter von Eisen(III)-chlorid.]]</div>
-Die Löslichkeit von Salzen hat mit der Gitterenergie E<sub>G</sub> zu tun. Diese hängt von Ladung und Radius der beteiligten Ionen sowie von der Struktur des Ionengitters ab. Je kleiner der Radius und je höher die Ladung der Ionen eines Salzes desto grösser ist dessen Gitterenergie und desto weniger gut löslich ist es. Man könnte nun meinen, dass sich jedes Salz vollständig in Wasser lösen sollte, da sich dabei ja die Entropie im Salz erhöhen würde (mehr freie Teilchen, flüssig statt fest). Der Haken dabei ist, dass in gewissen Ionengitter die elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen den Ionen derart gross ist, dass das umgebende Wasser die zum Lösungsvorgang benötigte (Wärme-)Energie theoretisch zwar zur Verfügung stellen könnte, sich dabei aber so stark abkühlte, dass der Entropiegewinn, der beim Lösungsvorgang des Salzes entstünde, durch den Entropieverlust im Wasser bei weitem kompenisert würde. Insgesamt würde die Entropie absinken, was gemäss dem 2. Hauptsatz der Thermodynamik nicht möglich ist.
+Die Löslichkeit von Salzen hat mit der Gitterenergie E<sub>G</sub> zu tun. Diese hängt von Ladung und Radius der beteiligten Ionen sowie von der Struktur des Ionengitters ab. Je kleiner der Radius und je höher die Ladung der Ionen eines Salzes desto grösser ist dessen Gitterenergie und desto weniger gut löslich ist es. Man könnte nun meinen, dass sich jedes Salz vollständig in Wasser lösen sollte, da sich dabei ja die Entropie im Salz erhöhen würde (mehr freie Teilchen, flüssig statt fest). Der Haken dabei ist, dass in gewissen Ionengitter die elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen den Ionen derart gross sind, dass das umgebende Wasser die zum Lösungsvorgang benötigte (Wärme-)Energie theoretisch zwar zur Verfügung stellen könnte, sich dabei aber so stark abkühlte, dass der Entropiegewinn, der beim Lösungsvorgang des Salzes entstünde, durch den Entropieverlust im Wasser bei weitem kompenisert würde. Insgesamt würde die Entropie absinken, was gemäss dem 2. Hauptsatz der Thermodynamik nicht möglich ist.
 Sowohl beim Eisen(III)-chlorid als auch beim Eisen(III)-oxid sind die Eisenionen dreifach positiv geladen. Die Chloridionen sind aber nur einfach negativ, die Oxidionen hingegen doppelt negativ geladen. Zudem ist der Ionenradius des Chloridions grösser als derjenige des Oxidions. Das führt nun dazu, dass Eisen(III)-chlorid in Wasser löslich ist, wohingegen Eisen(III)-oxid nahezu unlöslich ist. Die elektrostatischen Anziehungskräfte zwischen den 3-fach positiv geladenen Fe<sup>3+</sup>-Ionen und den doppelt negativ geladenen O<sup>2-</sup> ist so gross, dass sich bei einem Lösungsvorgang die Entropie im Gesamtsystem absenken würde, was wie oben gesehen, nicht möglich ist.

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 === Beobachtung ===
-Das deionisierte Wasser mit dem Eisen(III)-chlorid wird nach kurzer Zeit wieder transparent, d.h. es wird zur Lösung. Eisen(III)-chlorid ist wasserlöslich.
+Das deionisierte Wasser mit dem Eisen(III)-chlorid wird nach kurzer Zeit wieder transparent.
-Das deionisierte Wasser mit dem Eisen(III)-oxid bleibt trüb und ist daher eine Suspension. Eisen(III)-oxid ist nicht wasserlöslich
+Das deionisierte Wasser mit dem Eisen(III)-oxid bleibt trüb. Es handelt sich um eine Suspension.
 === Erklärung ===

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 Sobald das Leitfähigkeitsmessgerät eingeschaltet wird, beginnen die  K<sup>+</sup>-Ionen zur Kathode zu wandern, die  Cl<sup>-</sup>-Ionen zur Anode. Einmal bei der Kathode angekommen nehmen die  K<sup>+</sup>-Ionen ein Elektron auf und werden zu Kalium-Atomen, die  Cl<sup>-</sup>-Ionen geben bei der Anode ein Elektron ab und verbinden sich zu Chlor-Molekülen (Cl<sub>2</sub>).
-Die chemischen Bindungen in den Glucosemoleküle werden nicht getrennt; die Glucosemoleküle bleiben elektrisch neutral. Sie können weder Elektronen abgeben, noch aufnehmen.
+Die chemischen Bindungen in den Glucosemoleküle werden nicht getrennt; sie bleiben elektrisch neutral. Sie können weder Elektronen abgeben, noch aufnehmen.
 Fazit: In Wasser gelöste Salze leiten elektrischen Strom.

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 === Erklärung ===
-Wenn die Salzkristalle ins Wasser gegeben werden, lagern sich Wassermoleküle mit dem jeweils entgegen gesetzt geladenen Teil an die Kat- und Anionen im Ionengitter an. Dabei wird etwas Energie frei, die Entropie im Salzgitter erhöht sich, die Schwing- und Pendelbewegungen der Ionen erhöhen sich, bis die Bewegungen so stark werden, dass sich einzelne Ionen aus der Gitterstruktur herauslösen und vollständig von Wasserteilchen umgeben werden, dabei erhöht sich die Entropie erneut (mehr frei bewegliche Teilchen, flüssig statt fest). Da sich bei diesem Lösungsvorgang die Gesamtentropie im System erhöht, läuft der Vorgang weiter, bis sich alle K<sup>+</sup>- und Cl<sup>-</sup>-Ionen frei beweglich zwischen den Wassermolekülen befinden.
+Wenn die Salzkristalle ins Wasser gegeben werden, lagern sich Wassermoleküle mit dem jeweils entgegen gesetzt geladenen Teil an die Kat- und Anionen im Ionengitter an. Dabei wird etwas Energie frei, die Entropie im Salzgitter erhöht sich, die Schwing- und Pendelbewegungen der Ionen erhöhen sich, bis die Bewegungen so stark werden, dass sich einzelne Ionen aus der Gitterstruktur herauslösen und vollständig von Wasserteilchen umgeben werden. Dabei erhöht sich die Entropie erneut (mehr frei bewegliche Teilchen, flüssig statt fest). Da sich bei diesem Lösungsvorgang die Gesamtentropie im System erhöht, läuft der Vorgang weiter, bis sich alle K<sup>+</sup>- und Cl<sup>-</sup>-Ionen frei beweglich zwischen den Wassermolekülen befinden.
 Sobald das Leitfähigkeitsmessgerät eingeschaltet wird, beginnen die  K<sup>+</sup>-Ionen zur Kathode zu wandern, die  Cl<sup>-</sup>-Ionen zur Anode. Einmal bei der Kathode angekommen nehmen die  K<sup>+</sup>-Ionen ein Elektron auf und werden zu Kalium-Atomen, die  Cl<sup>-</sup>-Ionen geben bei der Anode ein Elektron ab und verbinden sich zu Chlor-Molekülen (Cl<sub>2</sub>).

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 === Versuchsaufbau ===
-Glucose (Traubenzucker, C<sub>6</sub>H<sub>12</sub>O<sub>6</sub>)und Kaliumchlorid (KCl) in je einem Becherglas mit 50 ml deionisiertem Wasser auflösen und die Lösung mit einem Leitfähigkeitsmessgeräts auf elektrische Leitfähigkeit überprüfen. Das Leitfähigkeitsmessgerät besteht aus einer Batterie, einem Lämpchen und einem unterbrochenen Stromkreislauf. Wenn man die beiden Metalldrähte (Anode und Kathode) in eine Flüssigkeit taucht, die Strom leitet, schliesst sich der Stromkreis und das Lämpchen leuchtet auf.
+Glucose (Traubenzucker, C<sub>6</sub>H<sub>12</sub>O<sub>6</sub>) und Kaliumchlorid (KCl) in je einem Becherglas mit 50 ml deionisiertem Wasser auflösen und die Lösung mit einem Leitfähigkeitsmessgeräts auf elektrische Leitfähigkeit überprüfen. Das Leitfähigkeitsmessgerät besteht aus einer Batterie, einem Lämpchen und einem unterbrochenen Stromkreislauf. Wenn man die beiden Metalldrähte (Anode und Kathode) in eine Flüssigkeit taucht, die Strom leitet, schliesst sich der Stromkreis und das Lämpchen leuchtet auf.
 === Beobachtung ===