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Lösungsenthalpie: Unterschied zwischen den Versionen

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==Definition==
Als [[Lösungsenthalpie]], Lösungswärme oder Lösungskälte wird die Änderung der Enthalpie beschrieben, wenn ein Stoff in einem [[Lösungsmittel]] aufgelöst wird.  
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Als [[Lösungsenthalpie]] wird die Änderung der [[Enthalpie]] beschrieben, wenn ein Stoff in einem [[Lösungsmittel]] aufgelöst wird.  
  
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==Allgemein==
Löst man ein Salz in Wasser, so kann sich die Lösung erwärmen ([[exotherm]]er Vorgang) oder gar abkühlen ([[endotherm]]er Vorgang). Abhängig ist dies davon, ob die [[Gitterenergie]] (&Delta;H<sub>Gitter</sub>) des Salzes größer oder kleiner ist als die [[Hydratation|Hydratationsenthalpien]] (&Delta;H<sub>Hyd</sub>) der [[Ion]]en. Die Lösungsenthalpie (&Delta;H<sub>L</sub>, Lösungswärme) ist so definiert, dass die Bilanz aus &Delta;H<sub>Gitter</sub> und &Delta;H<sub>Hyd</sub> aufgestellt wird.  
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Löst man ein [[Salz]] in [[Wasser]], so kann sich die [[Lösung]] erwärmen ([[exotherm]]er Vorgang) oder gar abkühlen ([[endotherm]]er Vorgang). Abhängig ist dies davon, ob die [[Gitterenergie]] (&Delta;H<sub>Gitter</sub>) des Salzes größer oder kleiner ist als die [[Hydratation|Hydratationsenthalpien]] (&Delta;H<sub>Hyd</sub>) der [[Ion]]en. Die Lösungsenthalpie (&Delta;H<sub>L</sub>, Lösungswärme) ist so definiert, dass die Bilanz aus &Delta;H<sub>Gitter</sub> und &Delta;H<sub>Hyd</sub> aufgestellt wird.  
  
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==Beispiele==
 
Folglich sollen Beispiele aufgezeigt werden, indem ein [[Mol]] festes [[Salz]] in Wasser gelöst und die Temperaturänderung während des Lösungsvorganges bestimmt wird.
 
Folglich sollen Beispiele aufgezeigt werden, indem ein [[Mol]] festes [[Salz]] in Wasser gelöst und die Temperaturänderung während des Lösungsvorganges bestimmt wird.
  
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Betrachten wir einmal Beispiel 2 etwas genauer: Wird hier nicht von wasserfreiem, sondern von wasserhaltigem Calciumchlorid (CaCl<sub>2</sub> &middot; 6 H<sub>2</sub>O) ausgeganten, 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.  
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Wird hier nicht von wasserfreiem, sondern von wasserhaltigem Calciumchlorid (CaCl<sub>2</sub> &middot; 6 H<sub>2</sub>O) 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]]=
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==Entropie==
Beschreibt man die Lösungsvorgänge, müssen unbedingt zwei weitere Gesichtspunkte beachtet werden, da deren Einfluss auf die Energiebilanz im Einzelfall geprüft werden muss. Am Ende entscheidet nämlich die [[Freie Enthalpie|Gibbs-Energie]] (&Delta;G), ob ein Lösungsvorgang stattfindet oder nicht.  
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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 [[Freie Enthalpie|Gibbs-Energie]] (&Delta;G), 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 (&Delta;S > 0).  
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* Da die hohe Ordnung der Ionen im Gitter verloren geht, gibt es einen [[Entropie]]gewinn (S↑). Da bei der [[Dissoziation]] einzelne Ionen freigesetzt werden, wächst der Grad der Unordnung (&Delta;S > 0).  
# Im Gegensatz dazu ist jedoch der Effekt, dass Wassermoleküle ihre [[Wasserstoffbrücke]]n zum Teil aufbrechen und um die Ionen des Salzes herum höher geordnete Hydrathüllen bilden. Die Ordnung der Wassermoleküle nimmt so insgesamt zu (&Delta;S < 0).  
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* Im Gegensatz dazu steht jedoch der Effekt, dass Wassermoleküle ihre [[Wasserstoffbrücke]]n zum Teil aufbrechen und um die Ionen des Salzes herum höher geordnete Hydrathüllen bilden. Die Ordnung der Wassermoleküle nimmt so insgesamt zu (&Delta;S < 0).
 
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[[Fachgebiet:Chemie]]
=Bezug zur Medizin=
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[[Tag:Enthalpie]]
Der Mensch benötigt etliche Salze ([[Elektrolyt]]e), die gelöst aufgenommen, verteilt und am Ende ausgeschieden werden. Jedoch ist die Verteilung der verschiedenen Ionen auf zellulärer Ebene keineswegs gleich. Nehmen wir das Blutplasma her, so enthält dies viel mehr [[Natrium|Na]]<sup>+</sup> als K<sup>+</sup> und mehr Ca<sup>2+</sup> als Mg<sup>2+</sup> im Vergleich zum [[Intrazellularraum]]. Cl<sup>-</sup> und HCO<sub>3</sub><sup>-</sup> überwiegen bei den [[Anion]]en. Was jedoch gleich ist, ist der [[osmotischer Druck|osmotische Druck]] innerhalb und außerhalb der [[Erythrozyt]]en. Selbiges gilt auch für den Elektrolythaushalt der Zellen und Körperflüssigkeiten, die generell mit dem [[Wasserhaushalt]] des Körpers Hand in Hand gehen.
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Der Ionenanteil im Blutplasma und der des Meerwassers entsprechen in etwa dem selben Wert. Dies ist ein interessanter Befund, der Hinweise auf die [[Evolution]] des Lebens auf der Erde geben kann. Überraschend ist zunächst einmal, dass im Inneren von Körperzellen K<sup>+</sup> und Mg<sup>2+</sup> überwiegen. Die vorherrschenden Unterschiede erfordern somit eine Ionenselektivität beim Transport der Ionen durch die [[Zellmembran]]. Weiters ist ein aktiver Transport notwendig, das heißt, einen Transport gegen einen [[Konzentrationsgradient]]en unter Energieverbrauch (Spaltung von [[ATP]]). Man fragt sich zunächst, wieso eine räumliche Trennung von Na<sup>+</sup> und K<sup>+</sup> vorherrscht. Antwort darauf ergeben folgende Beobachtungen: Bei zentralen Stoffwechselprozessen gibt K<sup>+</sup> den Ton an, unabhängig davon, ob es sich um eine Pflanze, Tier oder einen Mensch handelt. Hingegen hat Na<sup>+</sup> - anders als bei den Pflanzen - für den Menschen eine ganz eigene Bedeutung. Natrium greift durch seine größere Hydrathülle stärker in den Wasserhaushalt ein und reguliert somit unter anderem den [[Blutdruck]] und hat seinen festen Platz in der Nervenreizleitung. Interessant ist auch der Fakt, dass das lateinische Wort ''sal'' nicht nur "Salz" heißt, sondern auch "scharfer Verstand, Bewusstsein" bedeutet. Daraus kann man schließen, dass bei der Entwicklung vonhöherem Leben Na<sup>+</sup> eine wichtige Rolle spielt. Somit gibt es ein Salzbedürfnis, das heißt, dass er Mensch seinen Speißen regelmäßig Salz (NaCl) hinzufügt. Zudem gab es Zeiten, in denen Salz teurer war als [[Gold]].
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Aktuelle Version vom 24. Januar 2014, 00:53 Uhr

Synonyme: Lösungswärme, Lösungskälte
Englisch: Enthalpy change of solution

1 Definition

Als Lösungsenthalpie wird die Änderung der Enthalpie beschrieben, wenn ein Stoff in einem Lösungsmittel aufgelöst wird.

2 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.

3 Beispiele

Folglich sollen Beispiele aufgezeigt werden, indem ein Mol festes Salz in Wasser gelöst und die Temperaturänderung während des Lösungsvorganges bestimmt wird.

3.1 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

3.2 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.

4 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).

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Fachgebiete: Chemie

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