Lösungsenthalpie

Löst man ein Salz in Wasser, so kann sich die Lösung erwärmen (exothermer Vorgang) oder gar abkühlen (endothermer Vorgang). Abhängig ist dies davon, ob die Gitterenergie (ΔH_Gitter) des Salzes größer oder kleiner ist als die Hydratationsenthalpien (ΔH_Hyd) der Ionen. Die Lösungsenthalpie (ΔH_L, Lösungswärme) ist so definiert, dass die Bilanz aus ΔH_Gitter und ΔH_Hyd aufgestellt wird.

Folglich sollen Beispiele aufgezeigt werden, indem ein Mol festes Salz in Wasser gelöst und die Temperaturänderung während des Lösungsvorganges bestimmt wird.

Wird hier nicht von wasserfreiem, sondern von wasserhaltigem Calciumchlorid (CaCl₂ · 6 H₂O) ausgegangen, so tritt beim Lösen dieses Salzes in Wasser eine Abkühlung ein. Grund dafür ist, dass die Hydratationsenthalpie jetzt kleiner ist als die Gitterenergie. Somit ist das Kristallwasser schon ein Teil der Hydrathülle.

Beschreibt man die Lösungsvorgänge, müssen zwei weitere Gesichtspunkte beachtet werden, da deren Einfluss auf die Energiebilanz im Einzelfall geprüft werden muss. Am Ende entscheidet die Gibbs-Energie (ΔG), ob ein Lösungsvorgang stattfindet oder nicht.

• Da die hohe Ordnung der Ionen im Gitter verloren geht, gibt es einen Entropiegewinn (S↑). Da bei der Dissoziation einzelne Ionen freigesetzt werden, wächst der Grad der Unordnung (ΔS > 0).
• Im Gegensatz dazu steht jedoch der Effekt, dass Wassermoleküle ihre Wasserstoffbrücken zum Teil aufbrechen und um die Ionen des Salzes herum höher geordnete Hydrathüllen bilden. Die Ordnung der Wassermoleküle nimmt so insgesamt zu (ΔS < 0).