Löslichkeit < Chemie < Naturwiss. < Vorhilfe
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(Frage) beantwortet  | | Datum: | 22:18 Do 15.01.2009 | | Autor: | Dinker |
Bei der Löslichkeit gilt der Grundsatz gleiches löst sich in Ähnlichem.
D. h. Ionen lösen sich im Wasser, da dies über Dipole verfügt.
Nun ist meine Frage, löst sich ein Salz besser, das über ein starken Ionengitter verfügen oder ein schwaches?
Ich denke mal ein schwaches, da die angelagerten Wassermoleküle an den Ionen leichter das Ionengitter zum Zerfall bringen. Stimmt das?
Gruss Dinker mit eingeschränkten Rechten
Ich habe diese Frage in keinem Forum auf anderen Internetseiten gestellt.
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Hallo Dinker,
> Bei der Löslichkeit gilt der Grundsatz gleiches löst sich
> in Ähnlichem.
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> D. h. Ionen lösen sich im Wasser, da dies über Dipole
> verfügt.
>
> Nun ist meine Frage, löst sich ein Salz besser, das über
> ein starken Ionengitter verfügen oder ein schwaches?
>
> Ich denke mal ein schwaches, da die angelagerten
> Wassermoleküle an den Ionen leichter das Ionengitter zum
> Zerfall bringen. Stimmt das?
Meditiere doch einmal über
Gitterenergie > Lösungsenthalpie
Gitterenergie [mm] \le [/mm] Lösungsenthalpie
> Gruss Dinker mit eingeschränkten Rechten
???
> Ich habe diese Frage in keinem Forum auf anderen
> Internetseiten gestellt.
>
LG, Martinius
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(Frage) beantwortet | | Datum: | 22:24 Do 15.01.2009 | | Autor: | Dinker |
Ehrlich gesagt ist es mir nicht gerade nach meditieren zumute...
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Ich habe ja langsam die Vermutung, dass irgendwie zwei Typen hinter diesem Account stecken, der eine ist rotzfrech und beleidigend und schreibt meistens Spam-Posts, und der andere Fragt Löcher in den Bauch, heute ist wohl mal wieder die beleidigende Version am PC, eigentlich schade...
Grundsätzlich lösen sich nur Salze, die über eine einfache Ionenladung verfügen, wie das klassische Kochsalz NaCl. Dort sind die Ionen einfach positiv und einfach negativ geladen. Zwar ist das Gitter auch schon komplex und ein Ion wie Na^+ wird von 6-8 Cl^- umlagert (weiß gerade nicht genau, wie die Koordinatenzahl von Kochsalz ist), aber der Aufbau des Gitters sagt nicht viel über die Kräfte aus, die das Gitter zusammen halten!
Als Faustregel gilt daher das, was mein Vorredner schon versucht hat zusagen, auch wenn ich mit Enthalpien nicht rechnen kann:
Wenn die Gitterkräfte stärker werden als die Anziehungskraft der Wassermoleküle, also stärker als die schwachen Dipol-Kräfte bzw die Kräfte der sehr wenigen OH^- und H_3O^+ Teilchen, dann ist das Salz unlöslich. Das ist schon bei allen doppelt geladenen Salzen der Fall, wie MgO [mm] (Mg^{2+}, O^{2-} [/mm] )
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(Mitteilung) Reaktion unnötig  | | Datum: | 22:35 Do 15.01.2009 | | Autor: | Dinker |
So abwegig war ja dann meine Vermutung nicht....
Frech? Ich denke nicht, dass ich dich beleidigt haben, sollte es trotzdem unabsichtlich geschehen sein möchte ich mich in aller Form entschuldigen
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(Mitteilung) Reaktion unnötig | | Datum: | 22:48 Do 15.01.2009 | | Autor: | Martinius |
Hallo Adamantin,
Du bist mir mit einer Antwort knapp zuvor gekommen.
Aber so schlimm finde ich Dinker heute gar nicht.
Aber dass mit den Ladungen der Metallkationen ist leider nicht richtig.
[mm] CaCl_2 [/mm] ist bspw. sehr hygroskopisch und exzellent wasserlöslich; ebenso [mm] AlCl_3.
[/mm]
Die Lösungsenthalpie (hier Hydratationsenthalpie) ist die Energie, welche frei wird, wenn ein isoliertes Ion in eine wässrige Lösung gebracht wird und sich die Dipol-Wassermoleküle anlagern. Bei dieser Bindungsbildung (Ion-Dipol) wird Energie frei. Berechnet man das nun (bzw. misst es) für ein Mol Salzkristallionen, so erhält man die molare Hydrataionsenthalpie.
Die kann man dann mit der molaren Gitterenergie vergleichen.
Die erhält man, wenn man die isolierten Bestandteile von einem Mol des Kristalls zum Kristallgitter zusammenfügt. Hierbei wird die molare Gitterenergie frei.
Ist die Hydratationsenthalpie größer als die Gitterenergie löst sich das Salz gerne in Wasser. (Entropieeffekte einmal vernachlässigt.)
Ist die Hydratationsenthalpie kleiner als die Gitterenergie, so ist das Salz schwer bis kaum löslich.
So im Groben.
LG, Martinius
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(Mitteilung) Reaktion unnötig | | Datum: | 22:54 Do 15.01.2009 | | Autor: | Adamantin |
Gut zu wissen! :) (und mein Beitrag zu Dinker bezog sich auch noch auf einen anderen Post heute, wo er zu jemandem meinte, er solle schlafen gehen und noch etwas unfreundlicher :) )
Ja mit meinem Schulwissen konnte ich solch eine fundierte Antwort nicht geben, ich habe nur in meinem Chemiebuch die Faustregel mit der zweifach negativen Ionenladung gefunden, vielleicht ist aber auch, wie in meinem Beispiel, das weiß ich gerade nicht mehr, gemeint, dass beide Ionenarten doppelt geladen sein müssen? Also deine Lösungsbeispiele enthalten ja dennoch neben z.B. [mm] Al^{3+} [/mm] trotzdem einfach geladene [mm] Cl^{-}-Ionen, [/mm] vielleicht ist die Faustregel mit den zweifach geladenen Ionen dann dahingehend doch richtig, wenn beide Ionenarten doppelt geladen sind?.
Aber gut die exakte Begründung zu wissen
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(Mitteilung) Reaktion unnötig | | Datum: | 23:10 Do 15.01.2009 | | Autor: | Martinius |
Hallo Adamantin,
wenn beide, Kation und Anion, doppelt geladen sind, dann sind die Gitterkräfte i.a. so groß, dass die Salze in Wasser schwerlöslich sind - wenn sie nicht mit Wasser eine chemische Reaktion eingehen, wie zum Bsp. bei CaO. Das reagiert ja mit Wasser zu [mm] Ca(OH)_2, [/mm] welches wieder einigermaßen löslich ist.
Man hat dann zwar [mm] Ca^{2+}-Kationen, [/mm] aber keine [mm] O^{2-} [/mm] Oxid-anionen in Wasser.
Insofern dürfte deine Faustregel also berechtigt sein.
LG, Martinius
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