Ionenmasse berechnen aus Löslichkeitsprodukt und gleichionischem Zusatz?
A) und B) habe ich geschafft.
Bei A) muss man ja soweit ich weiß nur die Wurzel aus dem Löslichkeitsprodukt ziehen (wegen KL=[Ba2+]*[SO4(2-)]) und bei B) bin ich mir nicht sicher, aber ich glaube, die Konzentration von BaSO4 muss wegen dem stöchiometrischen Verhältnis der Reaktionsgleichung auch das gleiche Ergebnis sein wie bei den Ionen in A).
Bei C) liegt ja aber schon eine Konzentration vor. Ich glaube ich verstehe die Frage einfach nicht.
Vielleicht kann mir ja jemand helfen.
Mein bisheriger Weg:
n(Ba(2+)=c*V=0.01mol/L*0.1L=0.001mol
n(SO4(2-))=n(Ba(2+))=0.001mol
m(SO4(2-))=n*M=96.061g
1 Antwort
Du weißt, daß das BaSO₄-Löslichkeitsgleichgewicht gilt, also Kₛₚ=c(Ba²⁺)⋅c(SO₄²¯).
Wir haben eine Lösung, die c₀=0.01 mol/l Ba²⁺ und kein Sulfat enthält, und lösen darin BaSO₄ auf. Irgendeine Menge x wird sich pro Liter lösen, und dann sind c(SO₄²¯)=x und c(Ba²⁺)=c₀+x≈c₀ weil BaSO₄ ja schwer löslich ist, also nicht viel Barium zum bereits vorhandenen dazukommen wird.
Daher: Kₛₚ=c(Ba²⁺)⋅c(SO₄²¯)=c₀⋅x ⟹ x=Kₛₚ/c₀=10¯⁸ mol/l
Es lösen sich also 10¯⁸ mol BaSO₄ in einem Liter einer solchen Lösung, und darin treiben sich 10¯⁸ mol/l Sulfat herum. Das sind n=cV=10¯⁹ mol in V=100 ml, bzw. m=nM≈0.1 µg in 100 ml.
