Auf­ga­be 2: Git­te­rent­hal­pie und Hy­dra­ti­ons­ent­hal­pie

Grund­la­gen

Salze sind aus po­si­tiv ge­la­de­nen Kat­io­nen und ne­ga­tiv ge­la­de­nen Anio­nen auf­ge­baut, die sich in einem re­gel­mä­ßi­gen Ver­bund, dem Io­nen­git­ter an­ord­nen. Beim Lösen eines Sal­zes in Was­ser wer­den die Ionen des Git­ters räum­lich voll­stän­dig von­ein­an­der ge­trennt. Für die­sen Pro­zess muss die Git­te­rent­hal­pie auf­ge­bracht wer­den (en­do­ther­mer Vor­gang).

Zur Er­in­ne­rung: Die Git­te­rent­hal­pie ist die­je­ni­ge En­er­gie die bei der Zu­sam­men­la­ge­rung der Ionen zum Io­nen­git­ter bei der Salz­bil­dung frei wird (exo­ther­mer Vor­gang).

Was­ser­mo­le­kü­le sind Di­po­le und la­gern sich in Ent­spre­chung ihrer Teil­la­dun­gen an die Kat­io­nen und Anio­nen an. Da­durch be­sitzt jedes Ion in Lö­sung eine Hülle von Was­ser­mo­le­kü­len um sich herum, die Hy­drathül­le. Das wird sehr an­schau­lich in fol­gen­der Ani­ma­ti­on dar­ge­stellt:

Ani­ma­ti­on uni-wup­per­tal.de

Die Hy­drathül­le be­steht nicht nur aus einer ein­zi­gen Schicht von Was­ser­mo­le­kü­len. Wei­te­re Was­ser­mo­le­kü­le wer­den auf­grund des weit­rei­chen­den Ein­flus­ses der Io­nen­la­dung in zu­sätz­li­chen Schich­ten an­ge­la­gert. Der Pro­zess der Bil­dung der Hy­drathül­le wird Hy­drata­ti­on ge­nannt. Bei der Aus­bil­dung der Hy­drathül­le um ein Ion wird En­er­gie frei (exo­therm), die Hy­drata­ti­ons­ent­hal­pie. Mit der An­zahl der Schich­ten an Was­ser­mo­le­kü­len und damit der Größe der Hy­drathül­le wächst auch der Be­trag der Hy­drata­ti­ons­ener­gie. Je grö­ßer die La­dungs­dich­te eines Ions, desto grö­ßer auch die Hy­drathül­le und damit der Be­trag der Hy­drata­ti­ons­ent­hal­pie.

Ist der Lö­sungs­vor­gang eines Sal­zes exo­therm oder en­do­therm?

Ver­läuft der Lö­sungs­pro­zess eines Sal­zes unter Er­wär­mung, wie z.B. im Falle von Li­thi­um­chlo­rid, dann ist die auf­zu­brin­gen­de Git­te­rent­hal­pie klei­ner als die frei­ge­setz­te Hy­drata­ti­ons­ent­hal­pie. Dar­aus re­sul­tiert ein En­er­gie­über­schuss, der auch Lö­sungs­wär­me oder Lö­sungs­ent­hal­pie Δ_LösH ge­nannt wird.

Fol­gen­de Ta­bel­le zeigt die Git­te­rent­hal­pi­en ver­schie­de­ner Salze und die Hy­drata­ti­ons­ent­hal­pi­en ei­ni­ger Ionen in KJ/mol. Die Hy­dra­ti­ons­ent­hal­pie für ein Salz er­gibt sich aus der Summe der Hy­drata­ti­ons­ent­hal­pie sei­ner Ionen.

Bsp. Lösen von Li­thi­um­chlo­rid: Δ_LösH = +849 KJ/mol + (-510+-380) KJ/mol = -41 KJ/mol

Er­geb­nis: Li­thi­um­chlo­rid löst sich unter Wär­me­ent­wick­lung.

Auf­ga­ben

Die Salze Li­thi­um­chlo­rid und Li­thi­um­fluo­rid lösen sich unter Er­wär­mung, wo­hin­ge­gen beim Lösen von Am­mo­ni­um­chlo­rid eine Ab­küh­lung zu be­ob­ach­ten ist. Die Ab­bil­dung zeigt die sche­ma­ti­sche Dar­stel­lung der en­er­ge­ti­schen Be­trach­tung des Lö­sungs­vor­gangs der ge­nann­ten Salze.

1. Be­schrif­ten Sie die Pfei­le in der Ab­bil­dung mit den Be­grif­fen „Git­te­rent­hal­pie“ bzw. „Hy­drata­ti­ons­ent­hal­pie“ und er­gän­zen Sie bei „X“ den Pfeil für die „Lö­sungs­ent­hal­pie“.
2. Ord­nen Sie die Sche­ma­ta A bzw. B dem je­wei­li­gen Lö­sungs­vor­gang der drei im Auf­ga­ben­text  ge­nann­ten Salze zu. Be­grün­den Sie ihre Zu­ord­nung.
3. Prü­fen Sie durch Be­rech­nung, ob der Tem­pe­ra­tur­an­stieg beim Lösen von Li­thi­um­fluo­rid grö­ßer oder klei­ner aus­fällt als beim Lösen der glei­chen Stoff­men­ge Li­thi­um­chlo­rid in einer gleich gro­ßen Stoff­por­ti­on Was­ser.
4. Be­grün­den Sie, das beim Fluo­rid-Ion ein grö­ße­rer Be­trag der Hy­drata­ti­ons­ent­hal­pe beim Lösen frei wird als beim Chlo­rid-Ion.

Auf­ga­be 2: Er­war­tungs­ho­ri­zont

1. Blaue Pfei­le: Git­te­rent­hal­pie; Rote Pfei­le: Hy­drata­ti­ons­ent­hal­pie; ganz rech­te Pfei­le im je­wei­li­gen Dia­gramm: Lö­sungs­ent­hal­pie
2. Sche­ma A: Lö­sungs­vor­gang der bei­den Li­thi­um­sal­ze, da sich beide unter Er­wär­mung lösen. Daher muss die Lö­sungs­wär­me klei­ner Null sein.  Sche­ma B: Lö­sungs­vor­gang von Am­mo­ni­um­chlo­rid, da es sich unter Ab­küh­lung löst. Daher muss die Lö­sungs­ent­hal­pie grö­ßer Null sein.
3. Lösen von Li­thi­um­fluo­rid: Δ_LösH = +1029 KJ/mol + (-510+-525) KJ/mol = -6 KJ/mol

   Der Tem­pe­ra­tur­an­stieg soll­te klei­ner aus­fal­len als beim Lösen von Li­thi­um­chlo­rid, bei des­sen Lö­sungs­vor­gang 41 KJ/mol frei­ge­setzt wer­den.

4. Das Fluo­rid-Ion ist viel klei­ner als das Chlo­rid Ion, was bei glei­cher La­dung der Ionen zu einer grö­ße­ren La­dungs­dich­te und damit zu einer stär­ke­ren Wech­sel­wir­kung mit Was­ser­mo­le­kü­len beim Fluo­rid-Ion führt. Die Hy­drathül­le des Fluo­rid-Ions ist grö­ßer, was wie­der­um zu einer hö­he­ren Hy­drata­ti­ons­ent­hal­pie führt.