solvatisierungsenthalpie?

[suisse]

hallo zusammen,

ich hänge grade ein bisschen fest. und zwar bezieht sich meine frage, wie titel dieses threads schon vermuten lässt, auf die solvatisierungsenergie.

in meine skrip steht auf einer seite ein diagramm, dass die solvatisierungsenthalpie als differenz der gitterenthalpie und der hydratisierungsenthalpie darstellt.
die gitterenthalpie ist diejenige energie, die aufgewendet werden muss, um ein ein gitter aufzubrechen und die ionen in die gasphase zu schicken (wird im diagramm als pfeil nach oben dargestellt, die enthalpie der teilchen nimmt also zu), dann die hydratisierungsenthalpie, die energie, die gebraucht wird, um die ionen in wasser von den h2o-molekülen zu 'ummanteln' (wird im diagramm als pfeil nach unten dargestellt, die enthalpie der teilchen nimmt also ab). die differenz der beiden pfeile wird als solvatisierungsenthalpie bezeichnet.

dies verwirrt mich insofern, da ich eigentlich dachte, dass die hydratisierungsenthalpie einfach eine sonderform der solatisierungsenthalpie ist, nämlich diejenige im lösungsmittel wasser.
denk ich falsch oder hab ich in der vorlesung einfach ein bescheuerte notizen gemacht?

und dann käme das problem von exo- und endotherm noch dazu.
wenn nun nämlich die gitterenthalpie kleiner als die hydratisierungsenthalpie ist, dann müsste demnach die solvatisierungsenthalpie ein negatives vorzeichen haben, der ganze prozess also exotherm sein? und andersrum wenn die gitterenthalpie grosser als die hydratisierungsenthalpie ist, wäre der prozess endotherm?

und was mich dann schliesslich vollends verwirrt hat, ist dass zu einem späteren zeitpunkt im skript ein ähnliches diagramm vorkommt, hier aber die lösungsenthalpie als differenz von gitterenthalpie (pfeil nach oben) und solvatisierungsenthalpie (pfeil nach unten) dargestellt wird. und da hab ich wieder ein kleines durcheinander, da für mich die lösungsenthalpie ja eigentlich dasselbe wie die solvatisierungsenthalpie ist. (solve und lösen ist ja auch dasselbe.)

und ganz im allgemeinen hab ich so meine mühe mit den ganzen ausdrücken wie energie, enthalpie, innere eneregie (oder in buchstaben E, H und U).

wäre sehr nett von euch, wenn ihr mir hier ein bisschen auf die sprünge helfen könntet, ich steck nämlich irgendwie ein bisschen fest beim verstehen.

[alpha]

Nun, das sind sprachliche Finessen und ich kann mich nicht mehr erinnern, wie wir das gehandhabt haben... - Ich verstehe deine Verwirrung, aber mir fallen keine zwei allgemeinen Namen ein, obwohl es ja schon zwei unterschiedliche Prozesse sind: Ob du die Energie betrachtest, die frei wird, wenn du die Ionen von der Gasphase ins Loesungsmittel bringst oder die Energiedifferenz zwischen dem Feststoff und den geloesten Ionen... - So lange man nur mit Wasser hantiert, kann man natuerlich deine zwei Begriffe nehmen und sie verwenden wie du es tust - aber wuerden wir von Ammoniak sprechen, kommt man eben an die Grenzen (gibt ja weiterhin beide Energien, aber von einer Ammonisierungsenergie wuerde man bestimmt nicht sprechen ) Aus dem Kontext sollte jedoch meist klar werden, was gemeint ist. Die Gitternergie wird mit jener Energie verglichen, die frei wird, wenn man die Ionen aus der Gasphase ins Loesungsmittel ueber fuehrt ('solvation energy' gemaess IUPAC, wenn es um Gibbs-Energien geht, wenn es um H geht, muesste es wohl solvation enthalpy heissen...). Fuer die Summe/Differenz der beiden, finde ich auf die Schnelle keinen IUPAC Namen, sorry.

Wegen E, H und U: Die sind alle nah miteinander verwandt: Sie beschreiben das gleiche, jedoch unter verschiedenen Bedingungen: Nehme an, du hast noch nicht viel von statistischer Thermodynamik gehoert, sonst wuesstest du das. Vereinfacht gesagt:
- E ist die Energiedifferenz in einem isolierten System
- H ist die Energiedifferenz in einem isotherm-isobaren System
- U ist die Energiedifferenz in einem isotherm-isochoren System (keine Volumenaenderung)


Gruesse
alpha, der hofft, nicht die ganze Th'dy. vergessen zu haben...

[suisse]

dankesehr für deine antwort!

nur schnell zum gucken, ob ich das kapiert habe:

U wäre dann im kalorimeter? und H im kalorimeter mit dem 'verschiebbaren' deckel (wenn man so will), wodurch sich das volumen ändern kann (also volumenarbeit geleistet wird), der druck aber konstant bleibt?

hm, jetzt kommt ja schon wieder die nächste geistige hürde.
es gibt ja die formel: ΔH = ΔU + pΔV
das ist ja schön und gut, aber wenn U ja die reaktionswärme ist (im kalorimeter wird ja mangels anderer möglichkeiten alle freiwerdende energie zu wärme, oder?), wieso wird dann die volumenarbeit dazugerechnet um H zu erhalten? die gleiche reaktion einmal im kalorimeter und einmal im gefäss mit dem verschiebbaren deckel müsste ja beide male gleich viel energie/wärme freigeben (also angenommen, sie ist exotherm) also müsste ja ΔH + pΔV = ΔU sein, oder etwa nicht?

und nochmals zu U allgemein. U wird also im kalorimeter bestimmt, wenn das richtig ist, was ich vorher behauptet habe. worin genau liegt dann der unterschied zu A (helmholz'sche freie energie)? einfach, dass A etwas über die sich verändernde entropie aussagt?
also zusammengefasst, A verhält sich zu U, wie G zu H?

ich hoff, ich belästige euch nicht zu sehr mit meinen fragen, ich mag es einfach selber nicht so, wenn ich etwas nicht versteh und einfach auswendiglerne. (es hat mich auch schon genervt, dass ich orbitale einfach so hinnehmen musste, ohne die schrödingergleichung zu kapieren.)

und danke schon im voraus.

[alpha]

a) Ich haette behauptet, ein idealer Kalorimeter sei eher komplett isoliert und wuerde entsprechend E geben, nicht U.

b) Vielleicht (wahrscheinlich) war das, was ich U nannte, eigentlich A

c) U waere dann die Energiedifferenz im System mit konstanter Entropie und konstantem Volumen (statt konstanter Temperatur und konstantem Volumen wie fuer A; die beiden Groessen sind ja Legendre-Transformationen und S,T und V,p sind die "korrespondierenden" (mir faellt das richtige Wort nicht ein) Variablen).

Gruesse
alpha