Eigenioneneffekt

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Der Eigenioneneffekt kann beim Lösen von Salzen auftreten. Er beschreibt das Phänomen, dass die molare Löslichkeit eines Salzes in einer Lösung, in der bereits eine Komponente des Salzes vorliegt, verringert wird.^[1]

Beispiel

Ein Beispiel dafür wäre das Lösen von BaSO₄ (Bariumsulfat) in einer Sulfat-Ionenhaltigen Lösung. Das Löslichkeitsprodukt von BaSO₄ ist 10^-10 mol²/l². Das Löslichkeitsprodukt eines Salzes definiert sich z.B. bei einem einfachen AB- oder 1:1-Salz (z.B. Natriumchlorid) als molare Löslichkeit von Na⁺ mal die Löslichkeit von Cl^- in Mol pro Liter.

Daraus folgt dass sich in einem Liter Wasser 10^-5 Mol Bariumsulfat lösen lassen (also die Wurzel aus 10^-10 mol²/l²). 10^-5 mol/l Ba²⁺ mal 10^-5 mol/l SO₄^2- = 10^-10=K_L

Sind nun in der Lösung schon Ba- oder Sulfat-Ionen enthalten, werden diese in die Rechnung miteinbezogen. Haben wir also zum Beispiel eine 10^-2 molare Lösung Na₂SO₄ dann befinden sich schon ebenso viele Sulfat-Ionen in Lösung. Da das Löslichkeitsprodukt bei konstanter Temperatur konstant ist, bedeutet dies für die Rechnung: 10^-10 (= Löslichkeitsprodukt) = 10^-2mol/l (= SO₄^2-) mal 10^-8 mol/l Ba²⁺. Da 10^-2 viel größer ist als 10^-5 wird der Anteil der des Sulfats, das sich aus dem Salz löst, bei dieser Rechnung vernachlässigt.

Einzelnachweise

1. ↑ Chemie für Mediziner, von Helmut Wachter, Arno Hausen, Gilbert Reibnegger