Weshalb löst sich normales Kupfersulfat exotherm, wasserhaltiges jedoch nicht?

Question

Aufgabe:

Im Labor haben wir einmal normales CuSO₄ in Wasser gelöst—>die Lösung hat sich erwärmt

Beim wasserhaltigem CuSO₄ *5 HO war das nicht der Fall, die Lösung blieb etwa bei Raumtemperatur

woran liegt das?

Answer 1

Salut,

ich setze mal bei deiner Frage voraus, dass dir Gitterenthalpie und Hydratationsenthalpie wohlbekannte Begriffe sind.

Die Differenz beider Enthalpien ergibt bekanntlich die Lösungsenthalpie ΔH_L. Bei einem negativen Vorzeichen wird Energie frei und der Lösungsvorgang ist exotherm. Bei einem positiven Wert wird hingegen Energie verbraucht und der Lösungsvorgang ist endotherm.

Die Lösungsenthalpie von CuSO₄ Anhydrat  beträgt  - 68 kJ / mol , von Pentahydrat  + 11 kJ / mol.

Betrachtet man nun die bei der Anlagerung von fünf Wassermolekülen freiwerdende Energie, so ergibt sich:

ΔH_L  =  ΔH_{L (Anhydrat)}  -  ΔH_{L (Pentahydrat)} =  - 79 kJ / mol

Die Lösung erwärmt sich somit.

Beim darauffolgenden Lösen von Pentahydrat in Wasser hingegen sind für diesen Vorgang +11 kJ / mol vonnöten. Schlussendlich bedeutet dies, dass nach der Anlagerung der fünf Wassermoleküle keine Energie mehr freigesetzt, sondern stattdessen verbraucht wird.

Die Lösung kühlt also ab.

Gute Nacht :)

Comments

den letzten Abschnitt verstehe ich leider nicht so ganz; also was genau passiert beim Lösen von Pentahydrat?

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Du musst immer schauen, ob die Gitterenergie eines Stoffes oder aber die Hydratationsenthalpien der Ionen überwiegen. Ersteres führt beim Lösungsvorgang zur Abkühlung des Gemischs, letzteres zur Erwärmung.

Bei Pentahydrat ist nunmal die Gitterenergie größer als die Hydratationsenergie. (Diesbezügliche Werte kannst du im entsprechenden Tabellenwerk nachlesen.)

Gemäß dieser Formel

ΔH_L  =   -ΔH_Git.  +  ∑ΔH_Hydr.

wirst du dann für die Lösungsenthalpie einen positiven Wert (kJ/mol) erhalten, der darauf hinweist (wie eben oben erwähnt), dass der Lösungsvorgang zu einer Abkühlung führt, also endotherm verläuft und keine Energie mehr freigesetzt wird.

Erklären kann man übrigens diese kleinere Hydratationsenthalpie des Pentahydrats aus der Tatsache heraus, dass die Ionen des Kristalls zum großen Teil bereits hydratisiert sind und infolgedessen viel weniger Wassermoleküle angelagert werden können als beim wasserfreien Salz. 

Gruß in Eile...

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danke vielmals!

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Wirklich alles klar ?

Zur Vertiefung könntest du dir vielleicht noch folgenden Link anschauen:

https://flexikon.doccheck.com/de/L%C3%B6sungsenthalpie

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mache ich :)