Frage zu Chemieaufgabe?
Im Salz Silberchlorid liegen einwertige Silberionen vor. Das Löslichkeitsprodukt von AgCl bei Standardbedingungen ist LP = 1,7 · 10^-10 (mol/ℓ)²
(a) Berechnen Sie die Ag+-Konzentration einer gesättigten Silberchloridlösung.
(b) Berechnen Sie die Ag+-Konzentration in einer Lösung miteiner Chloridionenkonzentration von 1,0mol/ℓ.
Ich verstehe gar nichts. Bitte eine genaue Erklärung und Lösungsweg.
Danke!!
1 Antwort
Das Lösungsgleichgewicht besteht zwischem festem Silberchlorid und der Lösung, die die Ionen Ag⁺ und Cl¯ enthält:
AgCl ⟶ Ag⁺ + Cl¯
Das Löslichkeitsprodukt Kₛₚ ist so eine Art Gleichgewichtskonstante: Wenn die Lösung gesättigt ist (also mit festem AgCl im Gleichgewicht steht), dann gilt Kₛₚ=c(Ag⁺)⋅c(Cl¯). In unseren beiden Beispielen liegens gesättigte Lösungen vor, also können wir das sofort ausrechnen:
- In einer gesättigten AgCl-Lösung gilt c(Ag⁺)=c(Cl¯), weil keine anderen Quellen für diese Ionen im Spiel sind, also Kₛₚ=c(Ag⁺)⋅c(Cl¯)=c²(Ag⁺) bzw. c(Ag⁺)=√Kₛₚ=1.3⋅10¯⁵ mol/l.
- Wenn wir Silberchlorid in einer 1-molaren Chloridlösung auflösen wollen, dann ist c(Cl¯)=1 mol/l Kₛₚ=c(Ag⁺)⋅c(Cl¯) bzw. c(Ag⁺)=Kₛₚ/c(Cl¯)=1.7⋅10¯¹⁰ mol/l
- Die Löslichkeit von AgCl in Wasser ist also sehr gering, aber immer noch viel, viel größer als in einer 1-molaren Chloridlösung („Eigenioneneffekt“).