Wie hoch ist die Konzentration in µmol/L des Kations, das den schwerer löslichen Niederschlag bildet zu dem …

Question

Aufgabe:

Eine Lösung enthält 0,10 mol/L Silbernitrat und 0,866 mol/L Strontiumnitrat. Es wird jetzt tropfenweise Chromatlösung zugegeben. Wie hoch ist die Konzentration in µmol/L des Kations, das den schwerer löslichen Niederschlag bildet zu dem Zeitpunkt, zu dem der Niederschlag des zweiten Kations auszufallen beginnt?

Problem/Ansatz:

… ich bin mir da nie sicher was ich zuerst ausrechne und zuerst anschaue, kann mir jemand bitte helfen?

Comments

Vom Duplikat:

Titel: Wie hoch ist die Konzentration in µmol/L des Kations?

Stichworte: konzentration,stoffeigenschaften

Aufgabe:

Eine Lösung enthält 0,10 mol/L Silbernitrat und 0,867 mol/L Strontiumnitrat. Es wird nun tropfenweise Chromatlösung zugegeben. Wie hoch ist die Konzentration in µmol/L des Kations, das den schwerer löslichen Niederschlag bildet zu dem Zeitpunkt, zu dem der Niederschlag des zweiten Kations auszufallen beginnt?

Anmerkung: KL(SrCrO4) = 3,6 · 10-5; KL(Ag2CrO4) = 2,5 · 10-12

Bräuchte hier wirklich Hilfe. Danke!

Answer 1

Grüße chemweazle,

Wenn sich nicht ein Denkfehler bei mir "eingeschlichen" hat.

Erst fällt das schwerer lösliche Silberchromat, in Form eines rotbraunen Niederschlags aus.

Wenn dann bei witerer Zugabe von Chromat-Lsg. der gelbe Niederschlag von Strontiumchromat erkennbar ist, dann müßte eine gesättigte Strontiumchromatlösung vorliegen. Die Gleichgewichtskonzentration an Chromationen müßte auch der Gleichgewichtskonzentration der Strontiumionen entsprechen, das wäre dann auch die Quadratwurzel aus dem Lp von SrCrO₄.

Rechnung

Das Silberchromat ,Ag₂CrO₄ (rot-braun) ist wesentlich schwerer löslich, als das Strontiumchromat, SrCrO₄ (gelb).

Zum Vergleich die pL-Werte, pL = -log₁₀ Lp

pL(Ag₂CrO₄) = 11,95 und pL(SrCrO₄) = 4,65

Das schwerer lösliche Silberchromat ist ein 2 zu 1-Elektrolyt, 2 Kationen auf 1 Anion.

Ag₂CrO_4(s) ⇌ 2 Ag⁽⁺⁾_(aq) + CrO₄^(2-)_(aq)

Lp(Ag₂CrO₄) = [ c( Ag⁽⁺⁾ ) ]² * c( CrO₄^(2-) ) = 10^-11,95 * mol³ * l^-3

Lp(Ag₂CrO₄) ≈ 1,122 * 10^{- 12} mol³ * l^-3

Also zuerst fällt das Silberchromat aus, erst nachdem dieses quantitativ gefällt wurde, kann bei ausreichender Chromatzugabe die Fällung von Strontiumchromat erfolgen.

Wenn der gelbe Niederschlag des Strontiumchromats erkennbar entstanden ist, dann liegt ja eigentlich eine gesättigte Lösung von Strontiumchromat vor.

Für eine gesättigte Strontiumchromat-Lsg. , es ist ein 1 zu 1-Elektrolyt, 1 Kation im Verhältnis zu einem Anion



Das dynamische Lösungs-Kristallisations-Gleichgewicht

SrCrO_4(s) ⇌ Sr⁽²⁺⁾_(aq) + CrO₄^(2-)_(aq)

Löslichkeitsprodukt, die Gleichgewichtskonstante von SrCrO₄

Lp(SrCrO₄) = c( Sr⁽²⁺⁾ ) * c( CrO₄^(2-) ) = 10^{- 4,65} mol² * l^-2

Für eine gesättigte Lösung eines 1 : 1 – Elektrolyten gilt, die Gleichheit der Gleichgewichts-Konzentrationen oder das Verhältnis der beiden Konzentrationen zwischen Anionen und Kationen ist gleich 1.

c( Sr⁽²⁺⁾ ) / c( CrO₄^(2-) ) = 1

⇒ : c( Sr⁽²⁺⁾ ) = c( CrO₄^(2-) )

⇒ : Lp = [ c( CrO₄^(2-) ) ]²

Die Gleichgewichtskonzentration der Chromat-Anionen in einer gesättigten Erdalkali-Chromat-Lösung ist dann die Quadratwurzel aus dem Löslichkeitsprodukt,.

$$c(CrO_{4}^{(2-)})_{gl} = \sqrt{Lp} = \sqrt{10^{-4,65}\cdot \dfrac{mol^{2}}{l^{2}}$$

$$c(CrO_{4}^{(2-)})_{gl} = 10^{-4,65/2}\cdot \frac{mol}{l}$$

$$c(CrO_{4}^{(2-)})_{gl} = 10^{-2,325}\cdot \frac{mol}{l}\approx 0,0047\cdot \frac{mol}{l}$$

Setzt man diese Gleichgewichtskonzentration an Chromationen in denTerm des Lp von Silberchromat ein oder man dividiert das Lp von Silberchromat durch diese o.g. Gleichgewichtskonzentration.

Dann ergibt sich das Quadrat der Gleichgewichtskonzentration der Silberionen und die Wurzel ergibt dann die Gleichgewichtskonzentration an Ag⁽⁺⁾-Ionen.

$$ [c(Ag^{(+)})]^{2} = \dfrac{Lp(Ag_{2}CrO_{4})}{c(CrO_{4}^{(2-)})_{gl}}$$

$$c(Ag^{(+)}) = \sqrt{\dfrac{Lp(Ag_{2}CrO_{4})}{c(CrO_{4}^{(2-)})_{gl}}}$$

$$[c(Ag^{(+)})]^{2} = \dfrac{1,22\cdot 10^{-12}}{4,7\cdot 10^{-3}}\cdot \dfrac{mol^{3}}{l^{3}}\cdot \frac{l}{mol}$$


$$[c(Ag^{(+)})]^{2} = \dfrac{1,22}{4,7}\cdot 10^{-12+3}\cdot \dfrac{mol^{2}}{l^{2}}$$

$$[c(Ag^{(+)})]^{2} \approx 0,2596\cdot 10^{-9}\cdot \dfrac{mol^{2}}{l^{2}}$$

$$= 2,596\cdot 10^{-10}\cdot \dfrac{mol^{2}}{l^{2}}$$

$$c(Ag^{(+)}) \approx 1,611\cdot 10^{-5}\cdot \frac{mol}{l}$$

c( Ag⁽⁺⁾ ≈ 16,11 µmol / l