Detaillierte Betrachtung des Lösungsvorgangs

Der Lösungsvorgang von Salzen in Wasser lässt sich in mehrere Schritte unterteilen, die jeweils mit spezifischen Energieänderungen einhergehen.

1. Dissoziation: Der erste Schritt ist die Dissoziation des Salzes, bei der das Ionengitter aufgebrochen wird. Dieser Vorgang ist stets endotherm, da Energie aufgewendet werden muss, um die Bindungen zwischen den Ionen zu lösen.

   Example: KCl(s) → K⁺(aq) + Cl⁻(aq) Example: CaCl₂(s) → Ca²⁺(aq) + 2Cl⁻(aq)

2. Gitterenthalpie: Die Gitterenthalpie ist per Definition stets negativ, da sie die Energie beschreibt, die bei der Bildung des Ionengitters frei wird. Beim Lösen muss diese Energie aufgebracht werden, um das Gitter zu zerstören.

   Highlight: Die Gitterenthalpie muss beim Lösungsvorgang überwunden werden und tritt daher als positiver Energiebetrag auf.

3. Hydratation: Nach der Dissoziation werden die gelösten Ionen von Wassermolekülen umgeben und bilden eine Hydrathülle. Dieser Vorgang ist stets exotherm, da neue Wechselwirkungen (Bindungen) zwischen den Ionen und den Wassermolekülen entstehen.

   Definition: Die Hydratationsenthalpie ist die Energie, die bei der Bildung der Hydrathülle um die gelösten Ionen frei wird.

4. Gesamtlösungsvorgang: Die Lösungsenthalpie ergibt sich aus der Summe der Gitterenthalpie und der Hydratationsenthalpie:

   ΔLH = -ΔGH + ΔHH

   Example: Für Calciumchlorid (CaCl₂): ΔGH = -2231 kJ ΔHH = -2312 kJ ΔLH = -2231 kJ + (-2312 kJ) = -81 kJ

   Da |ΔHH| > |ΔGH|, ist ΔLH < 0, was bedeutet, dass der Lösungsvorgang exotherm ist.

Highlight: Die Lösungsenthalpie kann sowohl positiv (endotherm) als auch negativ (exotherm) sein, abhängig davon, ob die Gitterenthalpie oder die Hydratationsenthalpie betragsmäßig größer ist.

Das Verständnis der Lösungsenthalpie und ihrer Komponenten ist entscheidend für die Vorhersage und Erklärung des thermischen Verhaltens von Salzlösungen in verschiedenen Anwendungen, von der Chemietechnik bis hin zu Alltagsprodukten wie Kühlkompressen oder Wärmepads.