Chemie · Verstehen und üben

Salze lösen: Hydratation und Lösungsenergie

Erkläre das Lösen auf Teilchenebene: Wasserdipole richten sich aus, Ionen werden hydratisiert und zwei Energiebeiträge bestimmen die Wärmebilanz.

ΔH(Lösen) = ΔH(Gitter trennen) + ΔH(Hydratation)

Wasserdipole · Ionengitter · Energiebilanz

Wasser richtet seine Teilladungen an den Ionen aus

Wasser ist ein Dipol: Am O-Atom liegt eine negative Teilladung δ⁻, an den H-Atomen liegen positive Teilladungen δ⁺. Deshalb ziehen Wassermoleküle die Ionen an der Oberfläche eines Salzkristalls an.

Um ein Kation wie Na⁺ zeigt bevorzugt die O-Seite nach innen. Um ein Anion wie Cl⁻ zeigt die H-Seite nach innen. Die Anziehung zwischen Ion und Dipol hilft, Ionen aus dem Gitter zu lösen und in der Lösung zu stabilisieren.

NaCl(s) → Na⁺(aq) + Cl⁻(aq)

Na⁺ und Cl⁻ sind bereits im Kristall Ionen. Beim Lösen werden keine Elektronen zwischen Natrium und Chlor übertragen. „aq“ kennzeichnet die Ionen in wässriger Umgebung.

Drei Vorgänge auf Teilchenebene

Ionengitter auftrennen

Die Anziehung zwischen entgegengesetzt geladenen Ionen muss überwunden werden. Dafür wird Energie benötigt.

Hydrathüllen bilden

Wasser lagert sich an die freigesetzten Ionen an. Diese Hydratation setzt Energie frei.

Teilchen verteilen

Hydratisierte Ionen verteilen sich in der Lösung. Die geordneten Wasserschichten direkt an den Ionen sind zugleich dynamisch.

Wasser bleibt beweglich

Wassermoleküle werden laufend ausgetauscht. Eine Hydrathülle ist keine starre Schale und kein fest anhaftender Wassertropfen.

Hydratations-Labor: Welche Seite zeigt zum Ion?

Wechsle zwischen Kation und Anion. Suche jeweils die entgegengesetzte Teil- und Ionenladung.

Die negativ polarisierte O-Seite wird vom positiv geladenen Na⁺-Ion angezogen.

Zweidimensionales Orientierungsschema mit vier ausgewählten Wassermolekülen; keine maßstäbliche Darstellung und keine Aussage über die tatsächliche Koordinationszahl.

Warum wird eine Salzlösung wärmer oder kälter?

ΔH(Lösen) = ΔH(Gitter trennen) + ΔH(Hydratation)

Wir verwenden die Gitterzerlegungsenthalpie als positiven Wert: Ein mol Salz wird gedanklich in voneinander getrennte gasförmige Ionen zerlegt. Die Hydratationsenthalpie beschreibt deren Übergang in die wässrige Umgebung und ist negativ.

Exothermes Lösen · ΔH < 0

Bei der Hydratation wird mehr Energie frei, als das Auftrennen benötigt. Unter geeigneten Bedingungen erwärmt sich die Lösung.

Endothermes Lösen · ΔH > 0

Das Auftrennen benötigt mehr Energie, als die Hydratation freisetzt. Wärme wird aus der Umgebung aufgenommen; die Lösung kann abkühlen.

Manche Tabellen geben „Gitterenthalpie“ für die umgekehrte Gitterbildung an: Dann ist ihr Vorzeichen negativ. Vor dem Addieren immer prüfen, welcher Vorgang gemeint ist.

Energie-Labor: Zwei Beiträge, eine Bilanz

Verändere zwei frei gewählte Modellwerte. Sie gehören zu keinem bestimmten Salz. Beide Angaben beziehen sich auf ein mol Salz; der Hydratationsbeitrag umfasst alle zugehörigen Ionen.

Gitter zerlegen: +750 kJ/molBetrag der frei werdenden Hydratationsenergie: 800 kJ/mol

+750 + (−800) = −50 kJ/mol

Die getrennten gasförmigen Ionen sind ein gedanklicher Zwischenzustand für die Energiebilanz. Beim tatsächlichen Lösen läuft nicht erst eine Gasbildung ab. Die Zeichnung zeigt keine Aktivierungsbarriere.

Beispiel: Wärme für eine gegebene Salzmenge

Für ein hypothetisches Salz gelten ΔH(Gitter trennen) = +750 kJ/mol und ΔH(Hydratation) = −800 kJ/mol. Es lösen sich 0,020 mol unter den angenommenen Bedingungen.

ΔH(Lösen) = +750 − 800 = −50 kJ/mol

qₚ = n · ΔH = 0,020 mol × (−50 kJ/mol) = −1,0 kJ

Der Lösungsvorgang gibt bei konstantem Druck 1,0 kJ Wärme ab. Für die Temperaturänderung braucht man zusätzlich die Wärmekapazität von Lösung und Gefäß sowie Angaben zu Wärmeverlusten.

Endotherm heißt nicht unlöslich

Ob sich ein Salz unter bestimmten Bedingungen spontan löst, hängt nicht allein von der Enthalpie ab. Auch die Entropie und die Zusammensetzung der Lösung spielen eine Rolle. Ein endothermer Lösungsvorgang kann deshalb thermodynamisch begünstigt sein.

ΔG = ΔH − T · ΔS

Die Verteilung der Ionen kann zur Entropiezunahme beitragen; geordnetes Wasser in den Hydrathüllen wirkt dem entgegen. Eine einfache Regel „Beim Lösen steigt die Entropie immer“ wäre daher falsch. In einer gesättigten Lösung stehen Lösen und Kristallisieren im dynamischen Gleichgewicht.

Hydratation ist nicht dasselbe wie Hydrolyse: Hydratation bezeichnet die Anlagerung von Wasser; eine zusätzliche Protonenübertragung erklärt gegebenenfalls den pH einer Salzlösung.

Selbstcheck: Hydrathüllen und Energiebeiträge

1 · Welche Wasserseite zeigt bevorzugt zu Na⁺?

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Vergleiche die Ladungsvorzeichen.

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Die O-Seite mit δ⁻ zeigt zum positiv geladenen Kation.

2 · Welche Wasserseite zeigt bevorzugt zu Cl⁻?

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Chlorid ist negativ geladen.

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Die H-Seite mit δ⁺ zeigt zum Anion.

3 · Entstehen Na⁺ und Cl⁻ erst durch Elektronenübertragung beim Lösen?

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Wie ist der Kristall aufgebaut?

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Nein. Die Ionen sind bereits im Ionengitter vorhanden und werden beim Lösen hydratisiert.

4 · Gitterzerlegung +900, Hydratation −850 kJ/mol: Bestimme die Lösungsenthalpie.

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Addiere mit den Vorzeichen.

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ΔH = +50 kJ/mol. Der Vorgang ist endotherm.

5 · Gitterzerlegung +700, Hydratation −950 kJ/mol: Erwärmung oder Abkühlung?

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Welche Energie ist betragsmäßig größer?

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ΔH = −250 kJ/mol: exotherm. Die Lösung kann sich erwärmen.

6 · 0,050 mol Salz lösen sich mit ΔH = +20 kJ/mol. Berechne qₚ.

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qₚ = n · ΔH.

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qₚ = +1,0 kJ. Diese Wärmemenge wird bei konstantem Druck aufgenommen.

7 · Warum ist die Spitze im Rechendiagramm keine Aktivierungsenergie?

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Was stellen die getrennten Ionen dar?

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Sie sind ein hypothetischer Zwischenzustand im thermochemischen Rechenweg, kein Übergangszustand des realen Lösungsvorgangs.

8 · Kann sich ein Salz trotz endothermem Lösen spontan lösen?

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Berücksichtige ΔG und Entropie.

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Ja. Ein ausreichend günstiger Entropiebeitrag kann die positive Enthalpie überwiegen. Zusammensetzung und Sättigung sind ebenfalls zu beachten.

Kurzer Begriffscheck

Hydratation bedeutet …

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Für den Unterricht: Orientierung und Vorzeichen begründen

Einstieg: Wasserdipole um Na⁺ und Cl⁻ ausrichten.
Partnerarbeit: Energiebeiträge verändern und vorab Erwärmung oder Abkühlung vorhersagen.
Sicherung: Lösungsenthalpie berechnen und Hydratation von Hydrolyse unterscheiden.