Hydratationsenthalpie

Hydratationsenthalpie bezeichnet die Enthalpieänderung, die entsteht, wenn eine chemische Spezies mit Wasser hydratisiert wird. In der Lösungsthermodynamik bezieht sie sich meist auf die Hydratation von Gasphasen-Ionen, die in wässriger Lösung hydratisiert vorliegen. Die Hydratationsenthalpie ist in der Regel negativ (exotherm), weil beim Bilden der Hydrathülle um das Ion stark gerichtete Wasser-Ion-Wechselwirkungen freigesetzt werden. Die Größenordnung hängt von der Ladung und dem Ionenradius ab: kleinere, hochgeladene Ionen weisen typischerweise größere negative Werte auf.

In der Thermodynamik der Lösungen lässt sich das Enthalpie der Lösung ΔH_sol eines Salzes durch die Summe der Hydratationsenthalpien der Ionen minus die Gitterenthalpie des Feststoffs ausdrücken: ΔH_sol = ΔH_hydration(Kation) + ΔH_hydration(Anion) − U_Gitter. Ist ΔH_sol negativ, ist die Lösung exotherm; positiv bedeutet endotherm.

Messung und Literaturwerte: Hydratationsenthalpien werden experimentell oft über Kalorimetrie gemessen oder aus Tabellenwerten entnommen. Typische Standardwerte bei 25 °C liegen im Bereich von einigen Hundert kJ/mol pro Ion. Beispiele: Na+ ca. −406 kJ/mol, Cl− ca. −340 kJ/mol; Werte schwanken je nach Temperatur und Referenz.

Unterschiede und Anwendungen: Der Begriff bezieht sich vor allem auf Ionen; bei neutralen Molekülen spricht man oft von Solvationsenthalpie. Hydratationsenthalpien sind zentrale Größen für Solubiliät, Lösungsthermodynamik und biologische Prozesse, insbesondere bei Ionentransport und Stoffwechsel.