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Löslichkeitsgleichgewichte Löslichkeit: die Auflösung von Salzen in Wasser

Geben Sie etwas gewöhnliches Speisesalz in ein Glas Wasser und beobachten Sie, wie es "verschwindet". Wir bezeichnen dies als Auflösung, und wir erklären es als einen Prozess, bei dem die Natrium- und Chloreinheiten von der Kristalloberfläche abbrechen, von H2O-Molekülen umgeben werden und zu hydratisierten Ionen werden. NaCl (s) → Na + (aq) + Cl- (aq)

Die Bezeichnung (aq) bedeutet "wässrig" und kommt von aqua, dem lateinischen Wort für Wasser. Es wird immer dann verwendet, wenn wir betonen wollen, dass die Ionen hydratisiert sind - dass H2OMoleküle an ihnen haften. Denken Sie daran, dass das Löslichkeitsgleichgewicht und die damit verbundenen Berechnungen nur dann sinnvoll sind, wenn beide Seiten (Festkörper und gelöste Ionen) gleichzeitig vorhanden sind. Aber wenn Sie weiterhin Salz hinzufügen, wird es einen Punkt geben, an dem es sich nicht mehr aufzulösen scheint. Wenn dieser Zustand anhält, sagen wir, dass das Salz seine Löslichkeitsgrenze erreicht hat 1

und die Lösung in NaCl gesättigt ist. Die Situation wird jetzt beschrieben von NaCl (s) ⇌ Na + (aq) + Cl- (aq)

in dem der Feststoff und seine Ionen im Gleichgewicht sind. Salzlösungen, die ihre Löslichkeitsgrenzen erreicht oder überschritten haben (gewöhnlich 36-39 g pro 100 ml Wasser), sind für herausragende Merkmale der Geochemie der Erde verantwortlich. Sie bilden sich typischerweise, wenn NaCl aus Böden in Gewässer entweicht, die in Trockengebieten, die keine natürlichen Auslässe haben, in Salzseen fließen; die nachfolgende Verdampfung dieser Salzlösungen zwingt das obige Gleichgewicht nach links und bildet natürliche Salzablagerungen. Diese werden oft mit anderen Salzen gemischt, aber in einigen Fällen sind sie fast reines NaCl. Viele Teile der Welt enthalten vergrabene NaCl-Lagerstätten (bekannt als Halit), die aus der Verdunstung alter Meere entstanden sind und heute abgebaut werden. Löslichkeiten werden am grundlegendsten in molaren (mol L-1 der Lösung) oder molalen (mol kg-1 Wasser) Einheiten ausgedrückt. Aber für die praktische Verwendung bei der Herstellung von Stammlösungen drücken Chemie-Handbücher gewöhnlich Löslichkeiten in Gramm pro 100 ml Wasser bei einer gegebenen Temperatur aus, wobei letzteres häufig in einem hochgestellten Zeichen steht. So bedeutet 6,9 20, dass sich 6,9 g gelöster Stoff in 100 ml Wasser bei 20 ° C lösen. Wenn quantitative Daten fehlen, werden 2

die Bezeichnungen "löslich", "unlöslich", "wenig löslich" und "gut löslich" verwendet.

Die Löslichkeiten von Salzen in Wasser umfassen einen bemerkenswert großen Bereich von Werten, von nahezu vollständig unlöslich bis hochgradig löslich. Darüber hinaus gibt es keine einfache Möglichkeit, diese Werte vorherzusagen oder sogar die Trends zu erklären, die für die Löslichkeiten verschiedener Anionen innerhalb einer gegebenen Gruppe des Periodensystems beobachtet werden. Der erste Schritt verbraucht eine große Menge an Energie, was allein die Löslichkeit stark beeinträchtigen würde. Aber der zweite Schritt setzt viel Energie frei und hat somit den gegenteiligen Effekt. Somit hängt die Nettoenergieänderung von der Summe zweier großer Energieterme ab (die oft 1000 kJ / mol erreichen), die entgegengesetzte Vorzeichen haben. Jeder dieser Begriffe wird bis zu einem gewissen Grad durch die Größe, Ladung und Polarisierbarkeit der einzelnen beteiligten Ionen und die Gitterstruktur des Festkörpers beeinflusst. Diese große Anzahl von Variablen macht es unmöglich, die Löslichkeit eines gegebenen Salzes vorherzusagen. Dennoch gibt es einige klare Trends dafür, wie sich die Löslichkeiten einer Reihe von Salzen eines gegebenen Anions (wie Hydroxide, Sulfate usw.) mit einer Periodensystemgruppe ändern. Und natürlich gibt es eine Reihe allgemeiner Löslichkeitsregeln - zum Beispiel, dass alle Nitrate löslich sind, während die meisten Sulfide unlöslich sind. Die Bedeutung von schwer löslichen Feststoffen 3

Alle Feststoffe, die in Ionen dissoziieren, weisen eine gewisse Grenze für ihre Löslichkeiten auf, aber diejenigen, deren gesättigte Lösungen etwa 0,01 mol L-1 übersteigen, können nicht durch einfache Gleichgewichtskonstanten aufgrund einer Ionenpaarbildung behandelt werden, die ihr Verhalten stark verkompliziert. Aus diesem Grund ist das meiste, was in dieser Lektion folgt, auf Salze beschränkt, die in die Kategorie "schwer löslich" fallen. Die Bedeutung von schwer löslichen Feststoffen rührt daher, dass die Bildung eines solchen Produkts die entsprechenden Ionen effektiv aus der Lösung entfernen kann, was die Reaktion nach rechts treibt. Betrachten wir zum Beispiel, was passiert, wenn wir Lösungen von Strontiumnitrat und Kaliumchlorid in einem Molverhältnis von 1: 2 mischen. Obwohl wir diesen Prozess möglicherweise durch

Sr (NO3) 2 (aq) + 2KCl (aq) → SrCl (aq) + 2KNO3 (aq) die Netto-Ionengleichung

Sr2 ++ 2NO-3 + 2K ++ 2Cl- → Sr2 + 2NO-3 + 2K + 2Cl zeigt an, dass keine Nettoänderung stattgefunden hat! Wenn man die Lösung zur Trockene verdampfen würde, würde man natürlich eine Mischung der vier in Gleichung gezeigten Salze erhalten, und in diesem Fall könnte man sagen, dass die Reaktion halb abgeschlossen ist. Vergleichen wir dies mit dem, was passiert, wenn wir äquimolare Lösungen von Bariumchlorid und Natriumsulfat kombinieren: 4

BaCl2 (aq) + Na2SO4 (aq) → 2NaCl (aq) + BaSO4 (s) deren Netto-Ionengleichung ist Ba2 ++ 2Cl- + 2Na ++ SO2-4 → 2Na ++ 2Cl- + BaSO4 (s)

was nach der Aufhebung von Begriffen auf beiden Seiten einfach wird Ba2 ++ SO2-4 → BaSO4 (s) Da die Bildung von schwer löslichen Feststoffen "vollständig" ist (dh Gleichgewichte, wie sie oben für Bariumsulfat gezeigt sind, so weit rechts liegen), werden praktisch alle von einem oder beiden der beitragenden Ionen im Wesentlichen aus der Lösung entfernt. Solche Reaktionen werden als quantitativ bezeichnet und sind besonders wichtig in der analytischen Chemie: Qualitative Analyse: Dies bezieht sich meist auf ein Verfahrensschema, das in Erstlehrgängen häufig angetroffen wird und in dem ein Gemisch von Kationen (üblicherweise in Form ihrer gelösten Nitratsalze) systematisch getrennt und auf der Grundlage der Löslichkeiten von Kationen identifiziert wird ihre verschiedenen Anionensalze, wie Chloride, Carbonate, Sulfate und Sulfide. Obwohl diese Form der qualitativen Analyse von modernen Chemikern nicht mehr angewandt wird (instrumentelle Techniken wie die Atomabsorptionsspektroskopie sind viel schneller und umfassender), wird sie dennoch als ein pädagogisches Werkzeug geschätzt, um 5

Studenten mit einigen der Hauptklassen von anorganischen Salzen vertraut zu machen und für die Entwicklung grundlegender Fähigkeiten in Bezug auf das Beobachten, Organisieren und Interpretieren von Ergebnissen im Labor.

Quantitative gravimetrische Analyse: Bei dieser klassischen Form der chemischen Analyse wird ein unlösliches Salz eines Kations durch Fällung durch Zugabe eines geeigneten Anions hergestellt. Der Niederschlag wird dann gesammelt, getrocknet und gewogen ("Gravimetrie"), um die Konzentration des Kations in der Probe zu bestimmen.

Zum Beispiel könnte ein gravimetrisches Verfahren zur Bestimmung der Menge an Barium in einer Probe das Präzipitieren des Metalls als Sulfat gemäß der obigen Gleichung umfassen, wobei ein Überschuss an Sulfationen verwendet wird, um eine vollständige Entfernung des Bariums sicherzustellen. Diese Methode der quantitativen Analyse wurde in der zweiten Hälfte des neunzehnten Jahrhunderts äußerst wichtig, zu welcher Zeit ziemlich genaue Atomgewichte zur Verfügung standen und empfindliche analytische Bilanzen entwickelt worden waren. Erst in den 1960er Jahren wurde es durch instrumentale Techniken ersetzt, die viel schneller und genauer waren. Die gravimetrische Analyse wird immer noch als Teil fortgeschrittener Laborinstruktionen verwendet, hauptsächlich als Mittel zur Entwicklung einer sorgfältigen Labortechnik.

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