Hallo,
die Frage ist, ob die Sulfatkonzentration in einer gesättigten Strontiumsulfatlösung groß genug ist, um bei Zugabe von 0,001 Mol Ba2+ -Ionen BaS04 zu fälllen?
Anhand von K_L(SrSO4) = 7,6*10-7 ergibt sich [S04(2-)] = 8,72*10^-4 mol/l
und [Ba(2+)] ist ja gegeben mit 0,001 mol/l
Was ich dann nicht verstehe ist der nächste schritt. Es wird [S04(2-)] mit [Ba(2+)] multipliziert. (= 8,72*10^-7)
Aber was berechne ich denn damit? die Mol-Verhältnisse sind ja auch bei BaS04 1:1…
also kann 0,001 mol/l doch nicht mit 8.72*10^-7mol/l restlos reagieren… was bringt mir also wenn ich diese beiden Zahlen multipliziere?
Hallo,
die Frage ist, ob die Sulfatkonzentration in einer gesättigten
Strontiumsulfatlösung groß genug ist, um bei Zugabe von 0,001
Mol Ba2+ -Ionen BaS04 zu fälllen?
Anhand von K_L(SrSO4) = 7,6*10-7 ergibt sich [S04(2-)] =
8,72*10^-4 mol/l
und [Ba(2+)] ist ja gegeben mit 0,001 mol/l
Was ich dann nicht verstehe ist der nächste schritt. Es wird
[S04(2-)] mit [Ba(2+)] multipliziert. (= 8,72*10^-7)
Aber was berechne ich denn damit? die Mol-Verhältnisse sind ja
Du berechnest damit das Ionenprodukt aus der Konzentration des gelösten Bariumions und des gelösten Sulfations.
Es beträgt im vorliegenden Fall wie du geschrieben hast: 8,72 * 10-7 mol2/L2.
Zur Beantwortung deiner Frage, solltest du auch das Löslichkeitsprodukt L von Bariumsulfat kennen.
Ist das von dir oben berechnete Ionenprodukt größer als das Löslichkeitsprodukt L für Bariumsulfat (in Tabellen zu finden: LBaSO4 = ?), so herrscht in der Lösung kein Gleichgewicht.
Es kommt zur Fällung von Bariumsulfat bis der Wert von LBaSO4 erreicht ist.
In deinem Lehrbuch steht das alles wunderschön erklärt im Kapitel: „Das Löslichkeitsprodukt“.
Hallo,
Aber was berechne ich denn damit? die Mol-Verhältnisse sind ja
auch bei BaS04 1:1…
das schon, aber schau mal hier, da wird das schön erklärt.
Gandalf