5 Ionenverbindungen, Salze - hep.info

5 I o n e n v e r b i n d u n g e n , S a l z e
Wegen ihrer lockeren Struktur besitzen kristallwasserhaltige Salze gewöhnlich
kleinere Gitterenergien und lösen sich daher schneller, allerdings endotherm,
weil keine Hydrationsenthalpie mehr frei wird.
Das Auflösen eines Salzes in Wasser ist ein chemischer Vorgang. Feste Salze,
wie auch destilliertes Wasser, zeigen keine elektrische Leitfähigkeit (Wasser nur in
ganz geringem Ausmass). Eine Salzlösung hingegen leitet den elektrischen Strom.
Damit sind die Kriterien auf Stoffebene, an denen man eine chemische Reaktion
erkennt, erfüllt: Änderung der Stoffeigenschaften, Energieumsatz und Umkehrbarkeit
(Abschnitt 4.1). Auf mikroskopischer Ebene findet eine Umgruppierung von
Teilchen statt (Ionen im Ionengitter, Wassermoleküle; Wassermoleküle gebunden
an Ionen) sowie eine Änderung der Aufenthaltswahrscheinlichkeit von Elektronen
(stärkere Polarisierung der O H-Bindungen im H2O-Molekül durch die Ionenladungen).
Interessant ist in diesem Zusammenhang, dass die Bindung der H2O-
Moleküle an das Al 3+ -Ion z.B. stärker ist als die Bindungsenthalpie im H2O-Molekül
selbst (767 kJ/mol für die H2O-Moleküle im Al 3+ -Komplex, 463 kJ/mol für die
O H-Bindung).
Tabelle 5.7 Hydrationsenthalpien ∆H einiger Ionen [kJ/(mol Ionen)]
∆H ∆H ∆H
H3O + 1084 Mg 2+ 1908 OH − 364
Li + 508 Ca 2+ 1577 F − 510
Na + 398 Sr 2+ 1431 Cl − 376
K + 314 Ba 2+ 1289 Br − 342
Rb + 289 Zn 2+ 2054 I − 298
Cs + 256 Cd 2+ 1791 CN − 359
Ag + 468 Hg 2+ 1820
NH + 4 293 Fe 2+ 1958
Al 3+ 4602
Fe 3+ 4485
Tabelle 5.8 Löslichkeit einiger Alkali- und Erdalkalisalze
(g/100 cm 3 Wasser; Raumtemperatur)
NaF 4,22 MgF2 0,0076 MgSO4 26
NaCl 35 MgCl2 35 CaSO4 0,298
NaBr 79,5 MgBr2 48 SrSO4 0,011
NaI 158,5 MgI2 100 BaSO4 0,00023
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