Grüße chemweazle,
Zu
Welche zwei Physikalischen Prozesse spielen bei dem Auflösen eines ionischen Feststoffes eine Rolle?
Auflösung von Ionischen, kristallinen Feststoffen
Betrachtungen zur Energetik
Zunächst muß Arbeit gegen die die Anziehungskräfte , hauptsächlich Coulomb-Kräfte,der Ionen im Ionenkristall verrichtet werden. Beim Molekülkristall sind es vielleicht die Dipol-Dipol-Anziehungskräfte ("Keesom-Kräfte") und die Van-der-Waals-Kräfte, gegen diese Arbeit verrichtet werden muß.
Die Wassermoleküle, Alkohol-Moleküle werden als permanente elektrische Dipole von den Kationen und von den Anionen auf der Kristall-Oberfläche elektrostatisch angezogen und dabei erfahren diese Lösungsmittel-Moleküle eine Beschleunigung. Sie treffen auf die Ionen in der Kristalloberfläche und schlagen Ionen aus der oberen Kristallschicht heraus.
Zusätzlich lagern sich die Dipol-Moleküle(Lösungsmittelmoleküle) an die Kationen bzw. Anionen an, das ist der Solvatationsvorgang, Hydratation im Falle von Wasser als Lösemittel, hierbei wird Energie frei.
Bei der Solvatation, Hydratation wird Enthalpie frei.
Beim Ionenkristall muß mindestens die Gitter-Energie bzw. bei konstantem Druck die Gitterenergie plus die Druck-Volumarbeit, die Gitter-Enthalpie, aufgebracht werden.
Die Kationen werden werden hydratisiert, mit Wasser komplexiert. Auch bilden die Anionen mit Wasser- oder Alkohol-Molekülen Wasserstoff-Brücken-Bindungen , die Ion-Dipol-Anziehungskräfte sind die Debye´schen Kräfte.
Die Hydratation der Ionen, Anionen und Kationen, ist eine exotherme Reaktion.
Ist die freiwerdende Hydratations-Enthalpie vom Betrag her größer als die Gitter-Enthalpie , so ist die Lösungs-Enthalpie kleiner Null, dann geht der Kristall exotherm unter Enthalpiefreisetzung in Lösung. D.h. die enstehende Lösung erwärmt sich.
Beispiel: Calciumchlorid-wasserfrei
Auch bei den nicht ionischen Verbindungen findet die Solvatation(Hydratation, bei Wasser) der Moleküle mit den Lösemittel-Molekülen statt.
Ist die Molare Hydratations-Enthalpie der Kationen und Anion vom Betrag her kleiner, als die Molare Gitter-Enthalpie, so geht das Salz endotherm unter Enthalpie-Aufnahme aus der Umgebung in Lösung. Hierbei kühlt sich die Lösung zunächst ab.
Beispiele: Calciumchlorid-Hexahydrat, Ammoniumnitrat, Harnstoff(kein ion. Feststoff)
Die Molare Lösungs-Enthalpie bezieht auf 1 mol der zu lösenden, oder gelösten Verbindung. Sie heißt auch Integrale Molare Lösungs-Enthalpie und ist experimentell mittels der Kalorimetrie bestimmbar.
Die Molare Lösungs-Enthalpie(Integrale-Molare-Lösungs-Enthalpie) ist die Summe aus der Molaren Gitter-Enthalpie und der Molaren Hydratations-Enthalpie.
ΔLHm = ΔSolv Hm + ΔHm(Gitter)
Die Molare Gitter-Emthalpie ist beim Auflösungsvorgang positiv, sie muß hineingesteckt werden.
Die Molare Hydratations-Enthalpie ist kleiner null, also negativ, ( ΔSolv Hm < 0 )
Ist die Molare Gitter-Enthalpie vom Betrag her größer, als der Betrag der Molaren Hydratations-Enthalpie, so kühlt sich die entstehende Lösung beim Auflösen der Substanz ab. (Endotherme Auflösung)
Endotherm
| ΔSolv Hm | < | ΔHm(Gitter) |
Ist die Molare Gitter-Enthalpie vom Betrag her kleiner, als der Betrag der Molaren Hydratations-Enthalpie, so erwärmt sich die entstehende Lösung beim Auflösen der Substanz ab. (Exotherme Auflösung)
Exotherm
| ΔSolv Hm | > | ΔHm(Gitter) |
