Wetenschapsforum

Bij het oplossen van NaCl in water vinden 2 deel reacties plaats, een verbreking van het rooster en de hydratatie van ionen

NaCl(s) -> Na⁺(g) + Cl^-(g) met als ΔH = +787 KJ/mol
Na⁺(g) + Cl^-(g) -> Na⁺(Aq) + Cl^-(Aq) met als ΔH = -784 KJ/mol

De oplossingsenthalpie is dus gelijk aan +3 KJ/mol en de reactie is licht endotherm. Waarom lost het zout dan toch spontaan op in water? Is dit omdat op kamertemperatuur deze 3 KJ/mol een verwaarloosbare hoeveelheid energie is? Of zijn er andere oorzaken?

Opmerking moderator

wat heb je zelf al bedacht?

Ik had al aan waterstofbruggen gedacht, maar in mijn cursus uit het middelbaar ging het dan alleen over interacties tussen waterstof en fluor, zuurstof, stikstof of zwavel. Het internet (lees: wikipedia) weet me ondertussen te vertellen dat deze ook mogelijk zijn tussen waterstof en chloor, aangezien een waterstofbrug sterker is dan een ion-ion interactie zal dit waarschijnlijk zijn op basis waarvan het rooster gebroken wordt.

xander_C-137 schreef: ↑di 20 apr 2021, 13:05 ........ Of zijn er andere oorzaken?

Inderdaad. Er is in de natuur een streven naar verlaging van energie en toename van wanorde. Meer wetenschappelijk gezegd verlaging van de enthalpie en verhoging van de entropie.
Door het oplossen neemt de wanorde van het systeem toe en daarom lost het op ondanks dat dat energie kost.
Vergelijk dit ook met bv. het verdampen van water. Dit verdampt spontaan ondanks dat hiervoor de verdampingswarmte voor nodig is.

Het komt dus neer op een combinatie van waterstofbruggen en een verhoging van entropie? Als de reden alleen ligt bij een verhoging van de entropie, zou eender welke stof moeten kunnen dissociëren in water (zolang de enthalpie-toename niet al te overdreven is). Of zie ik dat verkeerd?

Dat hangt van de temperatuur af. Het streven is naar een minimale waarde voor de Gibbs vrije energie G=H-T.S.
Kort door de bocht, bij lagere temperatuur "wint" het streven naar lage enthalpie H, bij hogere temperatuur wordt het streven naar grotere wanorde (entropie S) steeds dominanter.