Lösungsenthalpie
Erfahre, wie Salze Wärme beim Auflösen aufnehmen oder abgeben. Verstehe den Energieaustausch einer Lösung durch die Lösungsenthalpie. Interessiert? Das und vieles mehr findest du im folgenden Text.
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Grundlagen zum Thema Lösungsenthalpie
Lösungsenthalpie – Chemie
Mithilfe der Lösungsenthalpie lässt sich beim Auflösen von Salzen bestimmen, ob Wärme oder Kälte abgegeben wird – also ob Wärme aus der Umgebung aufgenommen oder an diese abgeben wird. Sie hängt mit der Gitterenergie des Salzes und der Hydratationsenergie der einzelnen Ionen zusammen.
Für ein besseres Verständnis solltest du bereits wissen, was Hydratation von Ionen, Ionengitter und Ionenbindung bedeuten. In den folgenden Abschnitten wird das Konzept der Lösungsenthalpie einfach erklärt.
Was ist die Lösungsenthalpie? – Definition
Die Lösungsenthalpie $\Delta H_L$ ist die Änderung der Enthalpie, die auftritt, wenn ein Salz in einem Lösungsmittel wie z. B. Wasser ($\ce{H2O}$) aufgelöst wird. Das Lösen von Salzen, in der Chemie Dissoziation genannt, kann grob in zwei Vorgänge aufgeteilt werden.
Zuerst muss das Ionengitter aufgetrennt werden. Dieser Prozess ist durch die Gitterenergie gekennzeichnet.
In einem zweiten Schritt treten die Ionen mit dem Lösungsmittel in Wechselwirkung. Im Fall von Wasser $(\ce{H2O})$ bildet sich dann eine Hydrathülle um die einzelnen Ionen. Dieser Vorgang ist durch die Hydratationsenthalpie der einzelnen Ionen ausgedrückt.
Diese beschriebene Dissoziation läuft ab, sobald das Salz in Wasser gegeben wird. Im folgenden Bild kannst du dir die Dissoziation am Beispiel von Natriumchlorid ansehen. Die Natrium- und Chloridionen werden nach und nach aus dem Ionengitter entfernt.
Mit dem Auflösen des Ionengitters verliert das Salz auch seinen festen Aggregatzustand. Die Ionen verteilen sich nun im Wasser. Für das Auflösen der Ionengitterstruktur wird Energie benötigt. Diese Energie wird als Gitterenergie bezeichnet. Sie ist also ein charakteristischer Wert, der angibt, wie viel Energie pro Mol aufgewendet werden muss, damit das Ionengitter aufgelöst wird. Die Hydratationsenthalpie gibt dagegen an, wie viel Energie bei der Hydratation der Ionen pro $\pu{mol}$ des gelösten Salzes frei wird oder aufgenommen wird.
Die Lösungsenthalpie ist nun die Summe aus Gitterenergie und Hydratationsenthalpie. Für ein Salz der allgemeinen Form $\ce{X_aY_b}$ lässt sich die Lösungsenthalpie mit folgender Formel berechnen:
$\Delta H_L=\Delta H_{Gitter}+a\cdot\Delta H_{Hyd,X}+b\cdot\Delta H_{Hyd,Y}$
Das Ergebnis wird in $\pu{kJ/mol}$ angegeben. Anhand des Vorzeichens der Lösungsenthalpie lässt sich dann bestimmen, ob eine Lösung beim Auflösen eines Salzes wärmer oder kälter wird. Sie macht also Aussagen über den Energieaustausch mit der Umgebung während des Lösungsvorgangs. Eine positive Lösungsenthalpie bedeutet, dass Energie aus der Umgebung aufgenommen wird und das System abkühlt. Eine negative Lösungsenthalpie bedeutet, dass während des Lösungsvorgangs Energie an die Umgebung abgegeben wird und das System so wärmer wird.
Lösungsenthalpie – Beispiele
In einigen Beispielen wird nun die molare Lösungsenthalpie verschiedener wichtiger Salze berechnet. Dabei wird auch kenntlich gemacht, ob sich das System beim Lösungsvorgang erwärmt oder abkühlt. Die Berechnung der Lösungsenthalpie der Salze ist im Folgenden in Tabellen dargestellt.
Lösungsenthalpie von Natriumchlorid $\ce{NaCl}$
Als erstes Beispiel soll die Lösungsenthalpie von Natriumchlorid $\ce{NaCl}$, auch Kochsalz genannt, berechnet werden. Dafür wird zunächst die Reaktionsgleichung des Lösungsvorgangs benötigt. Zur Berechnung werden dann noch die Gitterenergie des Salzes und die Hydratationsenthalpien der einzelnen Ionen benötigt.
| Reaktionsgleichung | $\ce{NaCl ->[H2O] Na+ + Cl-}$ |
| Gitterenergie | ${\Delta H_{Gitter, NaCl}} = \pu{778 kJ/mol}$ |
| Hydratationsenthalpie 1. Ion | ${\Delta H_{Hyd, Na}} = \pu{-851 kJ/mol}$ |
| Hydratationsenthalpie 2. Ion | ${\Delta H_{Hyd, Cl}} = \pu{77 kJ/mol}$ |
| Endergebnis | $\Delta H_{L, NaCl} = \pu{778 kJ/mol} \pu{-851 kJ/mol} \pu{77 kJ/mol} = \pu{4 kJ/mol}$ |
Die Lösungsenthalpie ist in diesem Beispiel nur ein bisschen größer als null. Beim Auflösen von Natriumchlorid kommt es also nur zu einer sehr leichten Abkühlung.
Lösungsenthalpie von Kaliumchlorid $\ce{KCl}$
Als zweites Beispiel wird die Lösungsenthalpie von Kaliumchlorid $\ce{KCl}$ berechnet. Auch hier werden wieder die Reaktionsgleichung des Lösungsvorgangs, die Gitterenergie des Salzes und die Hydratationsenthalpien der einzelnen Ionen benötigt.
| Reaktionsgleichung | $\ce{KCl ->[H2O] {K^+} + {Cl^-}}$ |
| Gitterenergie | ${\Delta H_{Gitter, KCl}} = \pu{701 kJ/mol}$ |
| Hydratationsenthalpie 1. Ion | ${\Delta H_{Hyd, K}} = \pu{-308 kJ/mol}$ |
| Hydratationsenthalpie 2. Ion | ${\Delta H_{Hyd, Cl}} = \pu{-376 kJ/mol}$ |
| Endergebnis | $\Delta H_{L, KCl} = \pu{701 kJ/mol} \pu{-308 kJ/mol} \pu{-376 kJ/mol} = \pu{17 kJ/mol}$ |
Beim Auflösen von $\ce{KCl}$ in Wasser, kühlt das System leicht ab. Salze mit positiver Lösungsenthalpie nehmen also Energie aus dem Lösungsmittel auf. Man bezeichnet dies auch als Lösungskälte.
Lösungsenthalpie von Calciumchlorid $\ce{CaCl2}$
Als drittes Beispiel wird die Lösungsenthalpie von Calciumchlorid $\ce{CaCl2}$ berechnet. Auch hier werden wieder wie in den oberen beiden Beispielen die Reaktionsgleichung des Lösungsvorgangs, die Gitterenergie des Salzes und die Hydratationsenthalpien der einzelnen Ionen benötigt.
| Reaktionsgleichung | $\ce{{CaCl_2} ->[H2O] {Ca^{2+}} + 2 {Cl^{-}}}$ |
| Gitterenergie | ${\Delta H_{Gitter, \ce{CaCl2}}} = \pu{2146 kJ/mol}$ |
| Hydratationsenthalpie 1. Ion | ${\Delta H_{Hyd, Ca}} = \pu{-1577 kJ/mol}$ |
| Hydratationsenthalpie 2. Ion | ${\Delta H_{Hyd, Cl}} = \pu{-376 kJ/mol}$ |
| Endergebnis | $\Delta H_{L, \ce{CaCl2}} = \pu{2146 kJ/mol} \pu{-1577 kJ/mol} \pu{-752 kJ/mol} = \pu{-183 kJ/mol}$ |
Die Hydratationsenthalpie des Chloridions muss in der Endrechung verdoppelt werden, da bei dieser Reaktion zwei Chloridionen beteiligt sind. Beim Auflösen von $\ce{CaCl2}$ in Wasser wird Energie frei und das Lösungsmittel erwärmt sich spürbar. Somit lässt sich schlussfolgern, dass Salze mit negativer Lösungsenthalpie die sogenannte Lösungswärme abgeben.
Der entropische Effekt
Die alleinige Betrachtung der Enthalpie ist in der Regel nicht ausreichend, um einen Lösungsvorgang genau beschreiben zu können. Im Fall der Löslichkeit von Salzen in einem Lösungsmittel ist klar ersichtlich, dass durch das Aufbrechen des geordneten Ionengitters mit einem Entropiezuwachs zu rechnen ist. Allerdings bleiben die Ionen im Lösungsmittel nicht frei. Durch die Bildung einer Hydrathülle nimmt die Entropie ab und das Auflösen des Ionengitters wird somit kompensiert. Damit ist die Entropie in vielen Fällen vernachlässigbar. Generell müssen jedoch bei Betrachtung der Löslichkeit sowohl die Enthalpie als auch die Entropie berücksichtigt werden.
Lösungsenthalpie – Zusammenfassung
Der Einfluss auf die Temperatur des Lösungsmittels durch die Lösungsenthalpie ist in der folgenden Tabelle noch einmal zusammengefasst:
| Lösungsenthalpie | Lösungsprozess | Auswirkung |
|---|---|---|
| $\Delta {H_L}<0$ | Abgabe von Energie an das Lösungsmittel | Erwärmung |
| $\Delta {H_L}=0$ | weder Abgabe noch Aufnahme von Energie | keine Auswirkung |
| $\Delta {H_L}>0$ | Aufnahme von Energie aus dem Lösungsmittel | Abkühlung |
Neben der Lösungsenthalpie gibt es noch die freie Gibbs-Energie und die Reaktionsenthalpie, die Standardreaktionsenthalpie und die Standardbildungsenthalpien.
Im Anschluss an das Video und diesen Text findest du Übungsaufgaben und Arbeitsblätter zur Lösungsenthalpie, um dein erlerntes Wissen zu überprüfen. Viel Spaß!
Transkript Lösungsenthalpie
Guten Tag und herzlich willkommen. Dieses Video heißt Lösungsenthalpie. Das Video gehört zur Reihe Salzlösungen. Zur Erlangung der nötigen Vorkenntnisse solltet ihr bereits die Videos Dissoziation und Hydratation von Ionen gesehen haben. Mein Ziel ist es, euch in diesem Video den Begriff der Lösungsenthalpie und seine Anwendungen kurz darzustellen. Das Video ist in 3 Abschnitte unterteilt:
- Was ist die Lösungsenthalpie?
- 2 Beispiele
Der entropische Effekt
Was ist die Lösungsenthalpie? Wir gehen aus von einem Ionengitter. Auf das Ionengitter wirkt Wasser. Es kommt zur Dissoziation. Im 1. Schritt werden die Ionen weit voneinander getrennt. Man benötigt dafür 1. eine Gitterenergie, abgekürzt ΔHGitter. Im nächsten Schritt wirken die Dipole des Wassers auf die Ionen. Es kommt zur Ion-Dipol-Wechselwirkung. Diesen Vorgang bezeichnet man als Hydratisierung. Die dabei frei werdende Energie ist die Hydratationsenthalpie, die die 2. Komponente unserer Überlegung darstellt. Sie wird durch das Symbol ΔHhyd dargestellt. Die Lösungsenthalpie setzt sich aus Gitterenergie und Hydratationsenthalpie zusammen. Lösungsenthalpie = Gitterenergie + Hydratationsenthalpie. ΔHL = ΔHGitter + ΔHhyd.
Beispiele
Im Beispiel 1 betrachten wir die Dissoziation von Kaliumchlorid. KCl dissoziiert in wässriger Lösung in hydratisierte Kaliumionen und in hydratisierte Chloridionen. Das System erfährt beim Auflösen des Salzes im Wasser eine leichte Abkühlung. ΔHGitter beträgt für Kaliumchlorid 701 kJ/mol. Das ist die Gitterenergie. ΔHyd beträgt für die Bildung von hydratisierten Kaliumionen -308 kJ/mol. Bei der Hydratisierung eines Mols an Chloridionen werden 376 kJ/mol an Energie frei. Es handelt sich hier um die beiden Hydratationsenergien des Kations und des Anions. Wir bilanzieren. Das geschieht, indem wir die einzelnen Energiewerte addieren. Wir erhalten für ΔHL +17 kJ/mol. Eine positive Lösungsenthalpie ist in Übereinstimmung mit einer leichten Abkühlung während des Lösungsvorgangs. Für das Auflösen des Salzes wird Energie vom Wasser aufgenommen. D. h. das System kühlt sich ab.
Im Beispiel 2 betrachten wir die Dissoziation von Kalziumchlorid. Kalziumchlorid dissoziiert in wässriger Lösung unter der Bildung von hydratisierten Kalziumionen und hydratisierten Chloridionen. Beim Lösungsprozess kommt es zu einer kräftigen Erwärmung. ΔHGitter für Kalziumchlorid beträgt 2146 kJ/mol. Es handelt sich hier um die Gitterenergie. ΔHhyd für die Hydratisierung von Kalziumionen beträgt -1577 kJ/mol. Der entsprechende Wert für die Bildung eines hydratisierten Chloridions aus einem reinen Chloridion muss verdoppelt werden, denn wir haben es ja mit 2 Teilchen zu tun. Wir erhalten -752 kJ/mol. Aus beiden Werten können wir die Hydratationsenthalpie für die Ionen berechnen. Nun können wir bilanzieren. D. h. Gitterenergie und Hydratationsenthalpie einfach addieren. Wir erhalten einen Wert von -183 kJ/mol. Das bedeutet, dass die Energie zum Wasser übergeht und das erklärt auch die kräftige Erwärmung.
- Der entropische Effekt Ich möchte darauf verweisen, dass streng genommen bei allen Überlegungen die Entropie berücksichtigt werden müsste. Sie ist jedoch meistens klein und man vernachlässigt sie. Folgendes gibt es aber zu bedenken: Wir erinnern uns: Wohlgeordnete Ionen geben ihre geordnete Lage auf und werden zu einzelnen freibeweglichen Ionen. Der Übergang vom Ionengitter zu den Ionen ist mit einem Entropiezuwachs verbunden. Die Einwirkung der Wasserdipole auf die Ionen und die damit verbundene Hydratisierung führt zu einer Entropieverminderung.
Mit diesen letzten Überlegungen zum Auf- und Abbau der Materie möchte ich mich verabschieden. Alles Gute. Auf Wiedersehen.
Lösungsenthalpie Übung
-
Beschreibe das Auflösen eines Salzes durch Wasser.
TippsFür den Lösungsprozess eines Salzes ist der Zerfall des Ionengitters in isolierte Ionen notwendig.
Die Ionenbildung aus dem Ionengitter verlangt Energie.
Die Bildung von Ionen bezeichnet man als Dissoziation.
Die Dipole des Wassers bilden mit den Ionen größere Teilchen.
Das Umschließen der Ionen mit Wasser-Molekülen nennt man Hydratation.
LösungIm Ionengitter werden die Ionen verschiedener Ladung fest zusammengehalten. Bei Zufuhr einer Energie, der Gitterenergie, kommt es zur Dissoziation des Gitters. Das Gitter zerfällt in Ionen. Diesen Prozess bezeichnet man als Dissoziation. Die Ionen sind geladene Teilchen. Zusammen mit den Dipolen, die die Wasser-Moleküle darstellen, entstehen größere, komplexe Teilchen. Der Vorgang wird als Hydratation bezeichnet. Dabei wird die sogenannte Hydratationsenthalpie freigesetzt. Bei diesem Prozess wird häufig die Gitterenergie durch die Hydratationsenthalpie vollständig ersetzt.
-
Erkläre an zwei Beispielen die Bilanzierung der Lösungsenthalpie.
TippsGitterenergien sind stets positiv, Hydratationsenthalpien sind immer negativ.
Die vom Betrag her große Gitterenergie und die große Hydratationsenthalpie gehören zum zweifach geladenen Calcium-Ion.
Bedenke bei der Rechnung, dass ein Molekül Calciumchlorid zwei Chlor-Teilchen enthält.
LösungNatürlich kann man nicht alle Werte im Kopf haben. Aber: Wenn man bedenkt, dass Gittenergien recht große positive Werte sind, hat man schon den ersten Anhaltspunkt. Offensichtlich ist die Gitterenergie für ein Salz mit mehrfach geladenen Ionen erheblich höher als für ein Salz, bei dem die Ionen nur einfach geladen sind.
Damit sollte die Gitterenergie für Kaliumchlorid den Wert +701 kJ/mol haben. Dass Kaliumchlorid bei Dissoziation Kalium-Ionen und Chlorid-Ionen bildet, weißt du aus dem Anfängerunterricht. Der Betrag der Hydratationsenthalpien für einfach geladene Ionen liegt in der Größenordnung von einigen Hundert Kilojoule pro mol. Die Werte von -308 kJ/mol für das Kalium-Ion und -376 kJ/mol für das Chlorid-Ion haben wir nicht erklärt. Falls ihr sie nicht richtig zuordnen könnt, müsstet ihr zur Videohilfe greifen. Ist man erst einmal hier angekommen, so kann man für Kaliumchlorid die Hydratationsenthalpie (-684 kJ/mol) und auch die Lösungsenthalpie (+17 kj/mol) als Summe von Gitterenergie und Hydratationsenergie leicht berechnen.
Für Calciumchlorid bleibt folgerichtig als Gitterenergie der hohe Wert von +2146 kJ/mol. Das Salz dissoziiert in Calcium-Ionen und in Chlorid-Ionen. Als Hydratationsenthalpie für die Calcium-Ionen bleibt der betragsmäßig hohe Wert von -1577 kJ/mol übrig, denn den Wert für die Chlorid-Ionen haben wir ja bereits bei der Betrachtung von Kaliumchlorid gewählt. Die gesamte Hydratationsenthalpie ergibt sich als Summe der Teilbeiträge (ein Calcium-Ion und zwei (!) Chlorid-Ionen). Man erhält -2329 kJ/mol. Die Addition der Gitterenergie liefert eine Lösungsenthalpie für Calciumchlorid von -183 kJ/mol. -
Entscheide, welche Faktoren beim Lösen eines Salzes zu einer Temperaturänderung führen.
TippsDie Gitterenergie ist stets positiv, die Hydratationsenthalpie immer negativ.
Die Lösungsenthalpie ist die Summe aus Gitterenergie und Hydratationsenthalpie.
Die Lösungsenthalpie ist die Energie, die zur Lösung des Salzes gebraucht wird.
LösungDie Lösungsenthalpie ist die Summe von Gitterenergie und Hydratationsenthalpie. Ist die Lösungsenthalpie > 0 / < 0 / = 0, so kommt es zu Abkühlung / Erwärmung / keiner Temperaturänderung. Die drei Fälle in der angegebenen Reihenfolge treten ein, wenn gilt: Betrag der Gitterenergie > Betrag der Hydratationsenthalpie / Betrag der Gitterenergie < Betrag der Hydratationsenthalpie / Betrag der Gitterenergie = Betrag der Hydratationsenthalpie. Kennt man die beiden Werte nicht, kann man auch keine Aussage über eine Temperaturänderung des Systems machen.
-
Beurteile den Einfluss der Entropie auf den Lösungsprozess.
Tipps|ΔS(Diss)| = |ΔS(Hydr)| bedeutet ΔS = 0.
|ΔS(Diss)| >> |ΔS(Hydr)| heißt, dass der den Lösungsprozess begünstigende Faktor überwiegt.
|ΔS(Diss)| << |ΔS(Hydr)| heißt, dass der den Lösungsprozess hemmende Faktor überwiegt.
Ein geringer Unterschied zwischen |ΔS(Diss)| und |ΔS(Hydr)| kann für die Betrachtung des Lösungsprozesses vernachlässigt werden.
Bei keiner Dissoziation des Ionengitters kann es negative Werte ΔS(Diss) geben.
Lösung|ΔS(Diss)| = |ΔS(Hydr)| oder die ungefähre Gleichheit haben keinen Einfluss bzw. einen vernachlässigbaren Einfluss auf den Lösungsprozess. |ΔS(Diss)| >> |ΔS(Hydr)| führt zur Begünstigung des Lösungsprozesses, da der begünstigende Faktor überwiegt. |ΔS(Diss)| << |ΔS(Hydr)| führt zur Behinderung des Lösungsprozesses, da der behindernde Faktor überwiegt. Die Dissoziation des Ionengitters führt zur Unordnung der Teilchen. Die entsprechende Entropie steigt. ΔS(Diss) ist immer positiv, der Fall ΔS(Diss) < 0 tritt nie ein.
-
Benenne die Vorzeichen der Beiträge zur Lösungsenthalpie.
TippsUm das Gitter in isolierte Ionen zu überführen, benötigt man eine positive Gitterenergie.
Bei der Hydration der Ionen durch Wasser wird die Hydratationsenthalpie frei.
Die Gitterenergie und die Hydratationsenthalpie haben verschiedene Vorzeichen.
LösungDie Umwandlung des Ionengitters in Ionen erfordert Energie. Diese Energie heißt Gitterenergie. Da das System diese Energie aufnimmt, ist die Gitterenergie größer als 0. Die Hydratation der Ionen durch das Wasser setzt Energie frei. Diese Energie nennt man Hydratationsenthalpie. Da diese Energie vom System freigesetzt wird, ist sie kleiner als 0.
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Bestimme die Gitterenergien ionischer Verbindungen.
TippsErste Auswahl: Lithiumfluorid, Natriumfluorid, Natriumchlorid (Betrag der Gesamtladung = 2, daher geringste Werte).
Zweite Auswahl: Magnesiumfluorid, Magnesiumchlorid (Betrag der Gesamtladung = 3, daher mittlere Werte)
Dritte Auswahl: Magnesiumoxid (Betrag der Gesamtladung = 4, daher höherer Wert)
Vierte Auswahl: Aluminiumchlorid (Betrag der Gesamtladung = 6, daher hoher Wert)
Fluorid-Ionen sind kleiner als Chlorid-Ionen. Lithium-Ionen sind kleiner als Natrium-Ionen (siehe PSE).
LösungNaF, NaCl und LiF besitzen die geringsten Gitternenergien, da der Betrag der Gesamtladung der Ionen nur 2 ist. Die größßten Ionen davon besitzt NaCl, dann kommt NaF (Fluorid ist kleiner gegenüber Chlorid) und LiF schließlich besteht aus den kleinsten Ionen. Also: NaCl < NaF < LiF Dann folgen: Magnesiumchlorid < Magnesiumfluorid (Betrag der Gesamtladung = 3 und Chlorid größer als Fluorid). Nun haben wir nur noch nach der Größe der Beträge der Gesamtladung zu entscheiden. Man erhält schließlich: Natriumchlorid < Natriumfluorid < Lithiumfluorid < Magnesiumchlorid < Magnesiumfluorid < Magnesiumoxid < Aluminiumchlorid < Aluminiumoxid
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"Toll erklärt. Danke.
Kleiner Zusatz: Interessant wäre beim entropischen Effekt vielleicht noch die Tatsache gewesen, dass die Entropiezunahme der Grund dafür ist, dass endogene Lösungsvorgänge überhaupt (unter Abkühlung) stattfinden. (exergone Reaktion) Soweit ich das richitg verstanden habe, ist dem so?"
Von Olivia Serwata, vor mehr als 3 Jahren
André Otto schreibt am 25. Oktober 2015:
Ich hatte die Bemerkung damals nicht gesehen.
Beim Auflösen eines Salzes kommt es generell zur Entropiezunahme. Mit Erwärmen oder Abkühlen hat das nichts zu tun. Ob es wärmer oder kälter wird hängt lediglich davon ab, ob die Energie (Enthalpie), die bei der Hydratation (Solvatisierung) frei wird, vom Betrag größer oder kleiner als die Gitterenergie (Gitterenthalpie) ist. Im zweiten Fall spielt die Entropie eine wichtige Rolle. Ist ihre Zunahme zu gering, findet das Auflösen nur teilweise oder nicht statt.
Alles Gute
Gibt es doch, hat Götz Vollweiler vor 5 Jahren gedreht.
Alles Gute
Ich brauche bitte ein Video über enthalpie
Toll erklärt. Danke.
Kleiner Zusatz: Interessant wäre beim entropischen Effekt vielleicht noch die Tatsache gewesen, dass die Entropiezunahme der Grund dafür ist, dass endogene Lösungsvorgänge überhaupt (unter Abkühlung) stattfinden. (exergone Reaktion) Soweit ich das richitg verstanden habe, ist dem so?