16.1:

16.1: Gemeinsamer Ioneneffekt

Common Ion Effect

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Common Ion Effect

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03:24 min

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September 24, 2020

Overview

Im Vergleich zu reinem Wasser ist die Löslichkeit einer ionischen Verbindung in wässrigen Lösungen, die ein gemeinsames Ion enthalten (das auch durch Auflösung der ionischen Verbindung entsteht), geringer. Dies ist ein Beispiel für ein Phänomen, das als gemeinsamer Ioneneffekt bekannt ist und eine Folge des Gesetzes der Massenwirkung ist, das mit dem Prinzip von Le Châtelier erklärt werden kann. Betrachten Sie die Auflösung von Silberjodid:

Dieses Löslichkeitsgleichgewicht kann durch Zugabe von Silber(I)- oder Iodid-Ionen nach links verschoben werden, was zu einer Ausfällung von AgI und verringerten Konzentrationen von gelöstem Ag⁺ und I^– führt. In Lösungen, die bereits eines dieser Ionen enthalten, kann weniger AgI gelöst werden als in Lösungen ohne diese Ionen.

Dieser Effekt kann auch in Bezug auf die Massenwirkung erklärt werden, wie sie im Ausdruck des Löslichkeitsprodukts dargestellt wird:

Das mathematische Produkt der Molaritäten von Silber(I) und Iodid-Ionen ist in einem Gleichgewichtsgemisch konstant, unabhängig von der Quelle der Ionen, so dass eine Erhöhung der Konzentration eines Ions durch eine proportionale Abnahme des anderen ausgeglichen werden muss.

Gemeinsamer Ioneneffekt auf die Löslichkeit

Das gemeinsame Ion beeinflusst die Löslichkeit der Verbindung in einer Lösung. Zum Beispiel dissoziiert festes Mg(OH)₂wie folgt in Mg₂⁺ und OH⁻-Ionen;

Wenn MgCl₂zu einer gesättigten Lösung von Mg(OH)₂ hinzugefügt wird, verschiebt sich die Reaktion nach links, um den durch das zusätzliche Mg²⁺-Ion erzeugten Stress gemäß dem Le Châtelier-Prinzip abzubauen. Quantitativ gesehen bewirkt das zugegebene Mg²+, dass der Reaktionsquotient größer ist als das Löslichkeitsprodukt (Q > K_sp), und Mg(OH)₂ bildet sich, bis der Reaktionsquotient wieder K_sp entspricht. Im neuen Gleichgewicht ist [OH^–] kleiner und [Mg²⁺] größer als in der Lösung von Mg(OH)₂ in reinem Wasser.

Wird KOH zu einer gesättigten Lösung von Mg(OH)₂ hinzugefügt, verschiebt sich die Reaktion nach links, um den Stress des zusätzlichen OH^– -Ions abzubauen. Mg(OH)₂ bildet sich, bis der Reaktionsquotient wieder gleich K_{sp ist}. Im neuen Gleichgewicht ist [OH^–] größer und [Mg²⁺] kleiner als in der Lösung von Mg(OH)₂ in reinem Wasser.

Dieser Text wurde angepasst von Openstax, Chemie 2e, Abschnitt 15.1: Niederschlag und Auflösung.

Transcript

Essigsäure, eine schwache Säure, dissoziiert teilweise in Lösung, um Hydronium- und Acetationen zu erzeugen, während ihr Salz, Natriumacetat, vollständig dissoziiert, um Natriumionen und Acetat zu erzeugen. Sowohl Essigsäure als auch Natriumacetat haben das Acetat-Ion gemeinsam.

Wenn Natriumacetat einer Essigsäurelösung zugesetzt wird, erhöht es die Gesamtkonzentration der Acetationen und stört das Gleichgewicht. Um diese Veränderung auszugleichen, verschiebt sich das Gleichgewicht nach links und bewirkt die Produktion von Essigsäure, bis das Gleichgewicht wiederhergestellt ist.

In diesem Fall führt das Vorhandensein des gemeinsamen Ions zu einer verminderten Dissoziation einer Verbindung. Dieses Phänomen ist als gemeinsamer Ioneneffekt bekannt.

Der gemeinsame Ioneneffekt kann mit Hilfe des Le Châtelier-Prinzips erklärt werden, das besagt, dass eine Änderung der Konzentration der Reaktanten oder Produkte im Gleichgewicht dazu führt, dass sich das System in eine Richtung verschiebt, die die Änderung ausgleicht.

Der pH-Wert einer 0,050 molaren Ammoniaklösung beträgt 10,97. Werden 0,040 molare Ammoniumchlorid in die Lösung gegeben, kann der neue pH-Wert mit Hilfe der Basendissoziationskonstante von Ammoniak und einer ICE-Tabelle bestimmt werden.

Ammoniumchlorid ionisiert vollständig und erzeugt 0,040 molare Ammonium- und Chloridionen. Da Chloridionen pH-neutral sind, können sie vernachlässigt werden.

Ammoniak dissoziiert teilweise und bildet Ammonium- und Hydroxidionen. Das KB_für diese Reaktion beträgt 1,76 × 10⁻⁵ und ist gleich der Konzentration von Ammonium multipliziert mit der Konzentration von Hydroxid dividiert durch die Konzentration des Ammoniaks.

Die Werte für die Anfangs-, Änderungs- und Gleichgewichtskonzentrationen sind in der ICE-Tabelle angegeben, wobei Änderungen der Konzentration mit x gekennzeichnet sind.

Aufgrund des kleinen Wertes von x ist 0,050 minus x ungefähr gleich 0,050 und 0,040 plus x ungefähr gleich 0,040, was später durch die 5%-Regel überprüft werden kann.

Setzt man diese Werte in den Ausdruck für K_b ein, so entspricht x 2,2 × 10⁻⁵ molaren.

Die Näherung ist gültig, da die Hydroxidkonzentration weniger als 5 % von 0,040 molar beträgt.

Der pOH und der pH-Wert der Lösung können mit den Standardgleichungen berechnet werden und betragen 4,66 bzw. 9,34.

Daher bewirkt das Vorhandensein des gemeinsamen Ions, des Ammoniumions, eine verminderte Dissoziation von Ammoniak und senkt dadurch den pH-Wert der Lösung von 10,97 auf 9,34.

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Gemeinsame Ionenwirkung Essigsäure Natriumacetat Acetation Gleichgewicht Linksverschiebung Verminderte Dissoziation Le Châtelier's Prinzip Reaktanten Produkte Gegengewicht PH Ammoniaklösung Ammoniumchlorid Basendissoziationskonstante ICE-Tabelle Hydroxidionen Kb