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03.03.13
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Das Löslichkeitsprodukt
© H. Wünsch 2013
1 Vorbemerkung
• Eine Reihe von Verbindungen (ionisch oder nicht-‐ionisch) sind gut wasserlöslich (z. B. Kochsalz oder Zucker).
• OJ sind Stoffe interessant, die schwerlöslich sind, z. B. – für die Analyse einer unbekannten Stoffprobe (FällungsreakTonen mit H2S), – um wirtschaJliche wichTge Stoffe aus Stoffgemischen zu erhalten (Solvay-‐Verfahren), – um giJige Schwermetalle zu fällen (chemische Reinigungsstufe der Kläranlage), usw.
• Die folgenden Überlegungen gelten für schwerlösliche, ionisch gebaute Verbindungen.
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2 AusgangssituaTon
• Becherglas mit gesäZgter Silberchloridlösung und Bodensatz aus Silberchlorid,
• Es herrscht ein dynamisches Gleichgewicht zwischen Bodensatz (Ungelöstem) und wässriger Phase (Gelöstem):
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AgCl(s)
Ag+(aq) Cl–(aq)
3.1 Herleitung Löslichkeitsprodukt
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KL ist das sog. Löslichkeitsprodukt und gilt i. d. R. für 25 °C. BesTmmt wird es über die Masse des Gelösten und die molare Löslichkeit.
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3.2 Löslichkeitsprodukt von AgCl
• Bei 25 °C löst 1 L Wasser 0,00188 g Silberchlorid. • BesTmmung der molaren Löslichkeit:
• Aus jedem mol AgCl bilden bilden sich 1 mol Ag+ und 1 mol Cl–:
• Einheiten: Die molare Löslichkeit bezieht sich auf 1 L, besitzt somit die Dimension mol/L, KL hat somit die Dimension mol2/L2!
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4.1 Löslichkeitsprodukt und Stöchiometrie
• Bei der BesTmmung von KL muss die Stöchiometrie beachtet werden:
• oder
• Allgemein gilt:
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4.2 Berechnungsbeispiel
• Beispiel Silberchromat (Ag2CrO4), pro Liter H2O lösen sich 7,8*10–5 Mole: • Ag2CrO4 ⇌ 2 Ag+ + CrO4
2– • Interpreta5on:
Ein Mol Silberchromat besteht aus 2 Mol Ag+ und 1 Mol CrO42–
• Übertragung:
• Einsetzen:
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4.3 Das Ionenprodukt
• Den Ausdruck [An+]m∙[Bm+]n bezeichnet man auch als Ionenprodukt (IP). • Beim Ionenprodukt wird die Stöchiometrie nicht beachtet (einfacher zu
handhaben). • Wird oJ mit KL verglichen, drei Fälle denkbar:
– IP < KL: UngesäZgte Lösung, weitere Substanz kann gelöst werden. – IP = KL: GesäZgte Lösung – IP > KL: ÜbersäZgte Lösung, Ausfällung (Niederschlag) bis IP = KL
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4.4 Anwendungsbeispiel
• Bildet sich ein Niederschlag von AgCl, wenn man 10 mL 0,01-‐m AgNO3-‐Lösung mit 10 mL 0,001-‐m NaCl-‐Lösung mischt? Achtung: Endvolumen 20 mL!!!
• KL(AgCl): 1,7·∙10–10 mol2/L2 • WichTg: Durch das Verdoppeln des Volumens wird die KonzentraTon
halbiert. • ⇒ [Ag+] = 5·∙10–3 mol/L, [Cl–] = 5·∙10–5 mol/L • Einsetzen: IP = [Ag+]·∙[Cl–] = (5·∙10–3 mol/L)·∙(5·∙10–5 mol/L) = 2,5·∙10–7 mol2/L2
• 2,5·∙10–7 mol2/L2 > 1,7·∙10–10 mol2/L2, • also IP > KL, d. h. AgCl fällt aus
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5 Beeinflussung von KL • Es kommt vor, dass sich mehr Salz als erwartet in Wasser löst. • Die Gründe liegen in FolgereakTon und damit verbundenen
Gleichgewichten. Beispiel: CaCO3 ⇌ Ca2+ + CO32–
• Das Carbonat reagiert mit Wasser weiter: H2O + CO32– ⇌ HCO3
2– + OH– • Carbonat wird dem Gleichgewicht entzogen und muss durch weiteres
Lösen von CaCO3 nachgebildet werden.
• Durch fremdionige Zusätze vergrößert sich die Löslichkeit ebenfalls, da die Fremdionen abschirmend auf die eigentlichen Ionen wirken und dadurch mehr eigentlichen Ionen in Lösung bleiben!
• Gleichionige Zusätze erzwingen eine quanTtaTve Fällung, also AgNO3 im Überschuss ermöglicht eine fast vollständige Fällung des Chlorid-‐Ions.
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