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Alt 27.09.2002, 18:21   #1   Druckbare Version zeigen
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nicht mehr Mitglied
Beiträge: n/a
Warum löst sich Salz in Wasser?

Hallo! Also ich bin nicht gerade ein Chemie-Ass und soll ein Referat über dieses Thema schreiben:
"Warum löst sich Salz in Wasser?" Habe bisher im Internet nichts brauchbares gefunden und hoffe, dass mir hier vielleicht jemand helfen kann. Wäre echt klasse.
ANTWORTEN!
Tschüss. Charly

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Alt 27.09.2002, 18:45   #2   Druckbare Version zeigen
Adam Männlich
Moderator
Beiträge: 8.039
@Charlotte


Bei Salzen handelt es sich um

Ionenverbindungen: http://ac16.uni-paderborn.de/lehrveranstaltungen/_aac/vorles/skript/kap_4/kap4_2/index.html


Ein Salz wie NaCl (Natriumchlorid) löst sich gut im Wasser, weil die einzelnen Ionen
(Kationen Na+ bzw. Anionen Cl-)
vom Dipol Wasser gut solvatisiert werden.
Die Gitterenergie entspricht dabei der Hydratationsenthalpie.


Und Willkommen in Forum

.
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Wenn jemand ein Problem erkannt hat und nichts zur Lösung des Problems beiträgt, ist er selbst ein Teil des Problems.

Geändert von Adam (27.09.2002 um 18:51 Uhr)
Adam ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 27.09.2002, 18:51   #3   Druckbare Version zeigen
ehemaliges Mitglied  
nicht mehr Mitglied
Beiträge: n/a
Es bilden sich Hydrathüllen um die Ionen.
z.B um das Na+ lagern sich 6 h2O moleküle an -->
[Na(H2O)6]+

Dabei wird hydrationsenthalpie frei.


Mit der suchen funktion findest du bestimmt noch genaueres.


Zitat:
Originalnachricht erstellt von Adam

Die Gitterenergie entspricht dabei der Hydratationsenthalpie.
nicht wirklich oder
ich denke da gibts kleine unterschiede die durch aufnahme bzw abgabe von wärme aus der bzw. an die umgebung ausgeglichen werden.

Geändert von buba (27.09.2002 um 20:06 Uhr)
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Alt 27.09.2002, 19:01   #4   Druckbare Version zeigen
Adam Männlich
Moderator
Beiträge: 8.039
Zitat:
nicht wirklich oder
ich denke da gibts kleine unterschiede die durch aufnahme bzw abgabe von wärme aus der bzw. an die umgebung ausgeglichen werden.

Der Pedant in Person. Kleine Unterschiede gibt es da schon klar


Bleiben wir bei dem Beispiel oben:

787 kJ/mol für die Gitterenthalpie

783,4 kJ/mol für die Hydratationsenthalpie


.
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Adam ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 27.09.2002, 20:05   #5   Druckbare Version zeigen
buba Männlich
Mitglied
Beiträge: 18.460
Die Entropiezunahme spielt beim Lösen von Salzen doch sicher auch eine Rolle, nicht?
buba ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 27.09.2002, 20:23   #6   Druckbare Version zeigen
FK Männlich
Moderator
Beiträge: 60.898
Zitat:
Originalnachricht erstellt von buba
Die Entropiezunahme spielt beim Lösen von Salzen doch sicher auch eine Rolle, nicht?
Zu dem Thema hatten wir einige nette Diskussionen, z. B. in diesem Thread:

http://www.studenten-city.de/forum/showthread.php?threadid=3067

Gruß,
Franz
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Geändert von FK (27.09.2002 um 20:31 Uhr)
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Alt 27.09.2002, 20:28   #7   Druckbare Version zeigen
buba Männlich
Mitglied
Beiträge: 18.460
Der Link funktioniert bei mir nicht.
buba ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 27.09.2002, 20:32   #8   Druckbare Version zeigen
FK Männlich
Moderator
Beiträge: 60.898
Sorry.....jetzt besser?

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Alt 27.09.2002, 20:40   #9   Druckbare Version zeigen
buba Männlich
Mitglied
Beiträge: 18.460
Jo Und das mit der Entropie scheint auch zu stimmen.
buba ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 27.09.2002, 20:47   #10   Druckbare Version zeigen
minutemen Männlich
Mitglied
Beiträge: 3.865
Zitat:
Originalnachricht erstellt von buba
Jo Und das mit der Entropie scheint auch zu stimmen.
scheint ist gut. die entropie ist sogar die eigentliche triebkraft des lösevorganges - die meisten (?) salze lösen sich ja endotherm auf! - und um meine thermodramatische lieblingsgleichung nochmal heraufzuspülen: G = H - TS
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immer gern genommen: Google, Wikipedia, MetaGer, Suchfunktion des Forums
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minutemen ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 27.09.2002, 20:48   #11   Druckbare Version zeigen
FK Männlich
Moderator
Beiträge: 60.898
Zitat:
Originalnachricht erstellt von buba
Jo Und das mit der Entropie scheint auch zu stimmen.
Klar.

Wenn wir obige Gegenüberstellung betrachten:

Zitat:

787 kJ/mol für die Gitterenthalpie

783,4 kJ/mol für die Hydratationsenthalpie
sehen, wir, dass die Hydratationsenthalpie kleiner als die "Gitterenthalpie". Ohne Entropiezunahme hätten wir ein positives Delta G, und das Salz könnte sich nicht lösen.

Gruß,
Franz
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Alt 27.09.2002, 21:37   #12   Druckbare Version zeigen
ehemaliges Mitglied  
nicht mehr Mitglied
Beiträge: n/a
Zitat:
Originalnachricht erstellt von FK

sehen, wir, dass die Hydratationsenthalpie kleiner als die "Gitterenthalpie". Ohne Entropiezunahme hätten wir ein positives Delta G, und das Salz könnte sich nicht lösen.
es sei denn man gibt wärme hinzu...und die ist bei raumtemperatur immer da !


@adam

ist jemand der 1,00459 = 1 setzt ein pedant
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Alt 28.09.2002, 07:43   #13   Druckbare Version zeigen
Adam Männlich
Moderator
Beiträge: 8.039
@AV

Zitat:
ist jemand der 1,00459 = 1 setzt ein pedant

Si, hast ja recht




.
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Adam ist offline   Mit Zitat antworten
Alt 28.09.2002, 12:58   #14   Druckbare Version zeigen
FK Männlich
Moderator
Beiträge: 60.898
Zitat:
Originalnachricht erstellt von AV


es sei denn man gibt wärme hinzu...und die ist bei raumtemperatur immer da !

Die braucht man bei den meisten Lösungsvorgängen außerdem...

Ein bei RT endothermer Vorgang läuft nicht freiwillig ab, wenn die Entropie nicht entsprechend zunimmt.

Gruß,
Franz
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Alt 28.09.2002, 19:10   #15   Druckbare Version zeigen
ehemaliges Mitglied  
nicht mehr Mitglied
Beiträge: n/a
Zitat:
Originalnachricht erstellt von FK

Ein bei RT endothermer Vorgang läuft nicht freiwillig ab, wenn die Entropie nicht entsprechend zunimmt.
natürlich nicht... dG muss ja negativ werden..wenn dH schon positiv ist muss zumindest die entropie zunehmen um dG negativ zu bekommen.
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