Lösungsenthalpie
Synonyme: Lösungswärme, Lösungskälte
Englisch: Enthalpy change of solution
Definition
Als Lösungsenthalpie wird die Änderung der Enthalpie beschrieben, wenn ein Stoff in einem Lösungsmittel aufgelöst wird.
Allgemein
Löst man ein Salz in Wasser, so kann sich die Lösung erwärmen (exothermer Vorgang) oder gar abkühlen (endothermer Vorgang). Abhängig ist dies davon, ob die Gitterenergie (ΔHGitter) des Salzes größer oder kleiner ist als die Hydratationsenthalpien (ΔHHyd) der Ionen. Die Lösungsenthalpie (ΔHL, Lösungswärme) ist so definiert, dass die Bilanz aus ΔHGitter und ΔHHyd aufgestellt wird.
Beispiele
Folglich sollen Beispiele aufgezeigt werden, indem ein Mol festes Salz in Wasser gelöst und die Temperaturänderung während des Lösungsvorganges bestimmt wird.
Beispiel 1
| KCl +H2O→ K+aq + Cl-aq | Beobachtung: leichte Abkühlung | ||
| ΔHGitter (KCl) ΔHHyd (K+) ΔHHyd (Cl-) ——————— |
= = = |
+ 701 kJ/mol - 308 kJ/mol - 376 kJ/mol ———————— |
Gitterenergie Hydratationsenthalpie Hydratationsenthalpie ———————————— |
| ΔHL (KCl) | = | + 17 kJ/mol | Lösungsenthalpie |
Beispiel 2
| CaCl2 +H2O→ Ca2+aq + 2 Cl-aq | Beobachtung: deutliche Erwärmung | ||
| ΔHGitter (CaCl2) ΔHHyd (Ca2+) ΔHHyd (2 · Cl-) ———————— |
= = = |
+ 2146 kJ/mol - 1577 kJ/mol - 752 kJ/mol ———————— |
Gitterenergie Hydratationsenthalpie Hydratationsenthalpie ———————————— |
| ΔHL (CaCl2) | = | - 183 kJ/mol | Lösungsenthalpie |
Wird hier nicht von wasserfreiem, sondern von wasserhaltigem Calciumchlorid (CaCl2 · 6 H2O) ausgegangen, so tritt beim Lösen dieses Salzes in Wasser eine Abkühlung ein. Grund dafür ist, dass die Hydratationsenthalpie jetzt kleiner ist als die Gitterenergie. Somit ist das Kristallwasser schon ein Teil der Hydrathülle.
Entropie
Beschreibt man die Lösungsvorgänge, müssen zwei weitere Gesichtspunkte beachtet werden, da deren Einfluss auf die Energiebilanz im Einzelfall geprüft werden muss. Am Ende entscheidet die Gibbs-Energie (ΔG), ob ein Lösungsvorgang stattfindet oder nicht.
- Da die hohe Ordnung der Ionen im Gitter verloren geht, gibt es einen Entropiegewinn (S↑). Da bei der Dissoziation einzelne Ionen freigesetzt werden, wächst der Grad der Unordnung (ΔS > 0).
- Im Gegensatz dazu steht jedoch der Effekt, dass Wassermoleküle ihre Wasserstoffbrücken zum Teil aufbrechen und um die Ionen des Salzes herum höher geordnete Hydrathüllen bilden. Die Ordnung der Wassermoleküle nimmt so insgesamt zu (ΔS < 0).