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Alt 12.12.2005, 14:00   #2   Druckbare Version zeigen
kaliumcyanid Männlich
Mitglied
Beiträge: 18.824
AW: Hydratisierung

Eigene Vorschläge?

Du hast Hydratisierung als Überschrift genommen, so ahnungslos bist du wohl doch nicht
Erster Versuch,
http://de.wikipedia.org/wiki/Hydratisierung
Zitat:
Zitat von wikipedia
Als Maß für Neigung der Ionen sich mit Wassermolekülen zu verbinden, dient die Hydrationsenergie. Dies ist die Energie, die erforderlich ist, um die Ionen aus der wäßrigen Lösung in das Vakuum zu bringen.
Dort steht: http://de.wikipedia.org/wiki/Hydrationsenergie
Zitat:
Zitat von wikipedia
Als Hydrationsenergie wird die Energie bezeichnet, die freigesetzt wird, wenn sich Ionen mit Wassermolekülen umhüllen.
Löst sich z.B. ein Salz in Wasser, werden die Ionen am Rande des Ionengitters von Wassermolekülen aus dem Gitter herausgelöst und von ihnen umhüllt. Ist die Hydrationsenergie gleichgroß oder größer als seine Gitterenergie, bezeichnet man ein Salz als gut löslich.
Ein bisschen genauer muss man schon recherchieren, SO bekommt man das Zeug dann doch nicht vor die Füsse geschmissen.

Das ist so noch nicht genau erklärt, guck mal weiter... Weiter hilft
Brauchbarer Treffer: http://www.chemie4u.de/hausaufgaben/messages/2/1812.html?1031862457
Stichworte waren da: "exothermer Vorgang". Ergebnisse nicht so der Hammer. Probiern wirs anders: "endothermer Vorgang". Und siehe da:
http://www.pc.chemie.uni-siegen.de/pci/versuche/v44-9.html
Zitat:
Die starke Wärmeentwicklung beim Lösen des wasserfreien Calciumchlorids läßt sich auf die exotherme Bildung des Hexahydrats zurückführen. Die Abkühlung beim Lösen des wasserhaltigen Calciumchlorids resultiert daraus, daß der Übergang vom kristallisierten zum gelösten Zustand ein endothermer Prozeß ist.
Wenns noch genauer sein darf, Reaktionsenthalpien berechnen. Reaktionsenthalpie negativ, Reaktion exotherm. Reaktionsenthalpie positiv, Reaktion endotherm.

Geändert von kaliumcyanid (12.12.2005 um 14:12 Uhr)
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