Ammoniumchlorid in Wasser lösen, wieso kühlt sich dann die Lösung ab?

Weil Energie gebraucht wird, um das Gitter des festen Salzes aufzubrechen. Das ist na­türlich bei jedem Salz so, aber bei den meisten wird was kompensiert (und oft bei weitem überkompensiert) durch die Energie, die gewonnen wird, wenn sich die nun­mehr frei beweglichen Ionen mit einer Wasserhülle umgeben. Die Bindungsenergie der Wassermoleküle an die Ionen ist also die wesentlich treibende Kraft, die den Löse­vorgang meist energetisch einigermaßen neutral (und manchmal sogar energielie­fernd) macht.

Oder anders gesagt: Die Wassermoleküle tanzen lieber mit den gelösten Ionen als mit ihresgleichen, und deshalb lösen sich die Ionen gerne im Wasser.

Ammoniumionen sind diesbezüglich aber eine Ausnahme; sie werden vom Wasser schlechter solvatisiert, daher liefert die Hydratisierung nur wenig Energie, und das reicht bei weitem nicht, den Energieaufwand beim Zerlegen des Kristalls zu kompen­sieren. Daher lösen sich Salze wie NH₄Cl oder NH₄NO₃ unter Energieverbrauch, die Lösung kühlt also ab.

Bleibt noch die Frage, warum sich solche Salze überhaupt im Wasser lösen, wenn sie dabei energetisch nichts gewinnen können. Der Grund liegt in der zweiten treibenden Kraft des Lösevorganges, nämlich der Entropie. Gelöste Ionen sind nämlich viel un­ordentlicher als Ionen in einem Kristall, weil sie frei beweglich sind und daher viel mehr Mög­lichkeiten haben, sich zu verteilen. Deshalb bringt die Lösung eine Zunah­me an Entropie mit sich, und das begünstigt den Lösevorgang.

Auch das ist bei allen Salzen so, aber hier stellt sich nun heraus, daß der Entropie­gewinn beim Lösen für das Ion NH₄⁺ besonders groß ist, viel mehr als bei Metallionen, weil das NH₄⁺ Wasserstoffbrücken eingehen kann und zusammen mit dem Wasser viele verschiedene Formen von gemischten Clustern bilden kann. Die sind zwar alle nur schwach gebunden und wandeln sich ständig ineinander um, aber weil es so viele verschiedene Möglichkeiten gibt, bringt das einen sehr starken Entropiegewinn.

Dieser Entropiegewinn macht die Salze gut löslich, obwohl der Lösevorgang Energie verbraucht.

Zusammengafaßt: Das NH₄⁺-Ion ist atypisch, weil es eine geringe Lösungsenthalpie (≈Energie) aber eine hohe Lösungsentropie hat. Ersteres bedeutet, daß sich Ammo­nium­salze unter Energieverbrauch lösen, und zweiteres, daß sie trotzdem gut löslich sind.