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.