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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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