Didaktik der Chemie / Universität Bayreuth

Stand: 20.09.10

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3.12 Der Lösungsvorgang in Wasser

Ziel: Wenn die Kräfte zwischen Ionen so stark sind, wieso kann Wasser sie offenbar aufbrechen? Dazu zunächst eine Beschreibung

Material
bulletV 1-3

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3.12.1 Beschreibung

V1: Lösen eines Salzes
M:
bulletNH4NO3
bulletGummiring
bullet2 RG
D: 1 RG voll Salz nach und nach in 1/4 RG Wasser lösen. Gummiringmarkierung: ursprünglicher Flüssigkeitsstand. Abschätzung des Gewichtes?
B:
  1. Die Kristallstruktur verschwindet: es entsteht eine klare Lösung.
  2. Die Masse bleibt erhalten.
  3. Das Volumen der Flüssigkeit nimmt zu.
  4. Die Lösung kühlt ab.
I: Erklärung? Energie "geht verloren", wird benötigt, um Gitterenergie aufzubringen!

A: In welcher Form, wenn nicht als Gitter, findet man Salze in Lösung? Hypothesen? Vorsicht: es gibt keine Moleküle!

Löse(ungs)mittel sind meist flüssige Stoffe, die in großem Überschuss vorhanden sind (z.B. Wasser).

Lösestoffe sind meistens feste Stoffe, die im Lösungsmittel aufgelöst werden sollen.

Tafelskizze / Folie: Der Lösungsvorgang

Ionenverbindungen liegen in wässriger Lösung in Form von Ionen vor. Diese sind von Lösungsmittelteilchen (Solvensteilchen) umgeben und heißen deshalb solvatisierte Ionen.

A: Wie könnte man den freien Charakter der Ionen beweisen?

W: Ionenlösungen leiten den elektrischen Strom.

Ionen sind in Lösung frei beweglich. Deshalb leiten Lösungen den elektrischen Strom. Man bezeichnet sie als Leiter 2. Klasse. (Bei Leitern erster Klasse = Metalle werden Elektronen, nicht Ionen, bewegt).

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3.12.2 Die Energiebilanz eines Lösungsvorganges

Wir haben noch nicht erklärt, warum sich die Lösung abkühlt. Wann wird sich ein fester Stoff in einem flüssigen lösen?

bulletwenn der Gesamtvorgang exotherm ist (!?)
bulletwenn im Lösungsmittel eine bestimmte Konzentration des Stoffes noch nicht erreicht ist.
Beispiel: NaCl dHB =  770 kJ/mol
H2O dHW =    20 kJ/mol
Na+ dHH = -400 kJ/mol
Cl- dHH = -380 kJ/mol
   dHL = 10 kJ/mol (schwache Abkühlung)

dHL = Lösungsenthalpie

Stoffe, bei denen dHL nur wenig größer ist als 0, lösen sich unter Abkühlung des Lösungsmittels. Sie entnehmen die nötige Energie aus der Umgebung.

W: NH4NO3

V2: Lösen von KOH(s) in Wasser
M:
bulletKOH(s)
bulletRG, Stopfen
bulletSpatel
D: 5 Plätzchen KOH in 2ml Wasser lösen.
B: Das RG erwärmt sich kräftig.

Stoffe, bei denen dHL < 0, lösen sich gut und unter Erwärmung des Lösungsmittels.

Beispiel H-Cl dHB =      433 kJ/mol
H+ dHH = -1088 kJ/mol
H2O dHW =       20 kJ/mol
Cl- dHH =    -380 kJ/mol
   dHL  -1015 kJ/mol (starke Erwärmung)
Beispiel AgCl dHB = 877 kJ/mol
H2O dHW = 20 kJ/mol
Ag+ dHS = - 470 kJ/mol
Cl- dHS = - 380 kJ/mol
   dHL = 47 kJ/mol (keine Reaktion)

Stoffe, bei denen dHL >> 0, lösen sich praktisch nicht.

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3.12.3 Bedeutung (von Lösungen)

V3: Reaktion in Lösung
M:
bulletSbCl3 oder Pb(NO3)2
bulletNa2S
bulletRG, Stopfen
bulletWasser
D1: SbCl3 (s) und Na2S (s) mischen
B1: Keine Reaktion beobachtbar.
D2: Wasser zugeben, schütteln
B2: Schnelle Reaktion zu einem orangefarbenen bzw. schwarzen Produkt.

2 SbCl3 + 3 Na2S    ----->     Sb2S3 + 6 NaCl

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    E-Mail an: Walter.Wagner ät uni-bayreuth.de