Lösen in zwei Schritten
- Anknüpfung:nach Hess darf man einen Vorgang gedanklich in Teilschritte zerlegen — das gilt auch für das Lösen eines Salzes.
- Gitterenthalpie \(\Delta_G H\):Energie, um 1 mol Ionengitter in freie, gasförmige Ionen zu zerlegen — immer positiv.
- Hydratationsenthalpie \(\Delta_{Hyd} H\):Energie, die frei wird, wenn sich Wasser-Dipole um 1 mol gasförmige Ionen lagern (Hydrathülle) — immer negativ.
Zerlege das Lösen eines Salzes in drei Teilschritte. Lege jeden Pfeil mit ▲ (Energie wird aufgenommen) oder ▼ (Energie wird abgegeben) — oder Karte mit Tab anwählen und ↑/↓ drücken. Die Summe der Pfeile ist \(\Delta_L H\).
Halte fest: Die Lösungsenthalpie ist die kleine Differenz zweier großer Beträge — ob sich eine Lösung erwärmt oder abkühlt, entscheidet, ob die Hydratation mehr Energie freisetzt, als das Aufbrechen des Gitters kostet.
Lösungsenthalpie: \(\Delta_L H = \Delta_G H + \Delta_{Hyd} H(\text{Kationen}) + \Delta_{Hyd} H(\text{Anionen})\)
Gitterenthalpie \(\Delta_G H\): Energie, um 1 mol Ionengitter in freie, gasförmige Ionen zu zerlegen; immer positiv.
Hydratationsenthalpie \(\Delta_{Hyd} H\): Energie, die frei wird, wenn sich Wasser-Dipole um 1 mol gasförmige Ionen lagern; immer negativ.
Merke: \(\Delta_L H\) ist die kleine Differenz zweier großer Beträge; bei Salzen wie \(\ce{CaCl2}\) zählt jedes Ion mit seinem Koeffizienten.
- Koeffizienten:bei \(\ce{CaCl2}\) zählt die Hydratation von zwei Chlorid-Ionen.
Warm oder kalt?
- \(\Delta_L H < 0\):Hydratation überwiegt, die Lösung wird warm (z. B. \(\ce{CaCl2}\), \(\ce{NaOH}\)).
- \(\Delta_L H > 0\):Gitter überwiegt, die Lösung kühlt ab (z. B. \(\ce{NH4NO3}\) im Kältepack).
- Ionenladung:höhere Ladung → stärkere Anziehung → größere Gitter- und Hydratationsenthalpie.
- Ionenradius:kleinere Ionen → Ladungen rücken näher zusammen → beide Beträge wachsen.
- Vorhersage?schwierig: \(\Delta_L H\) ist die Differenz zweier großer, fast gleich großer Beträge.
- Freiwillig trotz \(\Delta_L H > 0\):endotherme Lösevorgänge laufen trotzdem ab — die Erklärung liefert die Entropie.
Vorzeichen: \(\Delta_L H < 0\): Hydratation überwiegt, die Lösung wird warm (\(\ce{CaCl2}\), \(\ce{NaOH}\)). \(\Delta_L H > 0\): das Gitter überwiegt, die Lösung kühlt ab (\(\ce{NH4NO3}\)).
Einflüsse: Höhere Ionenladung und kleinerer Ionenradius vergrößern Gitter- und Hydratationsenthalpie.
Freiwillig: Endotherme Lösevorgänge laufen trotzdem ab; die Erklärung liefert die Entropie.
Allgemeine Hinweise
Vorzeichen der Gitterenthalpie
Manche Tabellen geben die Gitterenergie für den Aufbau des Gitters an (negativ). Für den Kreisprozess zählt das Aufbrechen: \(\Delta_G H > 0\). Vorzeichen immer aus der Richtung des Pfeils ableiten.
Jedes Ion hydratisieren
Pro Formeleinheit werden alle Ionen hydratisiert: bei \(\ce{MgCl2}\) ein Mg²⁺ und zwei Cl⁻. Ein vergessener Faktor dreht oft das Vorzeichen von \(\Delta_L H\).
Diagramm zuerst
Erst das Enthalpiediagramm skizzieren (Salz → Gasionen ↑ → hydratisierte Ionen ↓), dann rechnen. So stimmen Richtung und Vorzeichen jedes Teilschritts.