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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.

Modul 27 © H. Wünsch 2013 Das Löslichkeitsprodukt 2

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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):


AgCl(s)

Ag+(aq) Cl–(aq)

3.1 Herleitung Löslichkeitsprodukt


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!


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:


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


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.
