Oder allgemeiner gefragt: wovon hängt die Löslichkeit von unterschiedlichen Salzen in Wasser bei konstantem pH und Temparatur ab?
Meiner Ansicht nach müsste ein Salz löslich sein, solange die beiden Ionen umgeben von Wassermolekülen in einem günstigeren Energiezustand sind als in einem Ionengitter.
Falls das stimmt: wie ermittle ich / schlage ich nach, wie hoch die Entprechenden Gitter- und Löslichkeitsenthalpien sind, und wie kommen diese Zustande?
Falls ich auf dem Holzweg bin -> bitte um Wegweiser 
Oder allgemeiner gefragt: wovon hängt die Löslichkeit von
unterschiedlichen Salzen in Wasser bei konstantem pH und
Temparatur ab?
Eisenoxid ist kein Salz. Die Löslichkeit von Feststoffen generell hängt zunächst von der Kristallstruktur ab und den Eigenschaften des Lösungsmittels.
Udo Becker
Dann stimmt http://de.wikipedia.org/wiki/Salze so nicht?
Das Lösungsmittel in diesem Zusammenhang ist Wasser - das ist sehr polar und umgibt daher gerne jegliche Ionen. Da exisitiert sicherlich eine gehörige positive Lösungsenthalpie, oder?
Nun wäre noch die Gitterenthalpie der Ionenverbindung zu beachten. Eisenoxid bildet m.E. keine besonders beeindruckenden Kristalle, aber das mag nichts zu bedeuten haben.
Gibt es gewisse Faustregeln, z.B., dass Oxide mit ihren doppelt negativ geladene Sauerstoffionen und kleinen Atomradien hohe Gitterenergie aufweisen und deshalb nie in Wasser löslich sind? Oder nimmt die Lösungsenthalpie nach denselben Kriterien ebenfalls zu?
Es gibt verschiedene Definition von Salzen.
Gewiss sind die meisten Salze wasserlöslich.
Aber entscheidend für das Lösen in Wasser ist wie polar eine Bindung ist!
Nicht ob es ein Salz ist.
Schau mal unter Elektronegativität nach und vergleich die verschiedenen Skalen mit den verschiedenen Definitionen für Salze bzw. Ionenbindung und polare Atombindung.
Dann stimmt http://de.wikipedia.org/wiki/Salze so nicht?
Eigentlich schon, Wiki hier zitiert „Metalloxide bilden einen großen Teil der Erdkruste und können auch als Salze betrachtet werden. Das Anion O2− (Oxid-Ion) tritt als solches jedoch nur bei Salzen im geschmolzenen Zustand auf, im festen Zustand oder in deren wässrigen Lösungen ist es nicht bekannt.“
Über die weiter unten gestellten Fragen zu Enthalpien und Gitterenergien fehlen mir die Kenntnisse.
Udo Becker
Danke 
Hmmm… heisst das nun, je grösser die Differenz der E’Negativität der beiden Elemente desto löslicher im Wasser? Oder desto weniger?
Auch hmmm,
ich langsam das Gefühl, da ist einer faul. Benutze doch mal das Netz um selber zu recherchieren und schalte Dein Hirn mal auf niedrigste Stufe.
Das reicht für eine Antwort.
Schau einfach mal wie löslich Natriumchlorid und Kaliumchlorid in Wasser ist und vergleiche die Differenz der jeweiligen EN.
Falls Dir das schon zu kompliziert ist, dann reicht Dir vielleicht auch folgende allgemeine Aussage:
http://www.bdsoft.de/demo/index.htm?/demo/chemie/all…
(von solchen Seiten wimmelt es nur so im Netz)
Danke für die Antwort, weniger für die Unterstellung.
Mein „hmmm…“ sollte - zugegebenermassen etwas salopp - mein Misstrauen ausdrücken, denn:
Natriumchlorid (EN-Diff. nach Pauling 2.23) 360g/l
Natriumfluorid (END 4.16) 40g/l
Magnesiumoxid (END 2.3) praktisch unlöslich
Da erkenne ich schlicht kein Muster. Kannst du mir helfen?
Vielleicht solltest Du mal in mol/l umrechnen.
Es geht ja schließlich um die Anzahl der Teilchen, die sich lösen.
Natriumchlorid (EN-Diff. nach Pauling 2.23) 360g/l -> ca. 12,7mol/l
Natriumfluorid (END 4.16) 40g/l -> ca. 2mol/l
Magnesiumoxid (END 2.3) praktisch unlöslich
Das geht immer noch nicht auf.
Weiteres Lesen hat mich darauf hingewiesen, dass Ladungszahl und Atomradius für das Verhältnis von Gitterenergie und Lösungsenthalpie entscheidend seien. Je höher diese beiden desto grösser die Gitterenergie bzw. desto kleiner die Lösungsenthalpie. Vielleicht ist es eine Mischung aus all den Faktoren.