Gesättigte Lösung: ein gelöstes Salz steht mit seiner festen Phase, dem Bodenkörper, im Gleichgewicht Löslichkeit: maximale Masse an in Lösung gehenden Salzen bezogen auf eine Lösungsmittelmenge; (T-abhängig) Lösungen Verbindung Löslichkeit (g Salz in 100g Wasser 20 ) a O3 0,0014 a (OH)2 0,1650 a (HO3)2 1,6600 a SO4 2 H2O 0,2020 Mg SO4 35,6 Mg l2 54,2 a (NO3)2 55,5 a l2 74,5 Na l 35,85 K2 O3 112,0
Die Löslichkeit von Salzen, Säuren und Basen ist temperaturabhängig. Bei Stoffen, die beim Auflösen Wärme abgeben, nimmt die Löslichkeit mit steigender Temperatur ab. ao; aro 4 Temperaturabhängigkeit der Löslichkeit Bei Stoffen, die beim Auflösen Wärme verbrauchen, nimmt die Löslichkeit mit steigender Temperatur zu. Salze aus einwertigen Ionen zeigen eine lineare Abhängigkeit der Löslichkeit. Nal; Kl; NH 4 l Bei Salzen von Sauerstoffsäuren, sowie Salzen aus mehrwertigen Ionen ist diese rein lineare Beziehung nicht gegeben. KlO 4 ; a(no 3 ) 2
Löslichkeit von kristallwasserhaltigen Salzen Kristallwasserhaltige Salze zeigen einen Unstetigkeitspunkt bei der Änderung der Hydratationsstufe Wenn dabei die kristallwasserfreie oder kristallwasserärmere Struktur sich unter Abgabe von Wärme höher hydratisiert, sinkt bei diesen energiereicheren Strukturen mit steigender Temperatur die Löslichkeit. a SO 4 + 2 H 2 O Na 2 SO 4 + 10 H 2 O a SO4 ½ H 2 O Na 2 SO 4 10 H 2 O
Das Löslichkeitsprodukt ist gleich dem Produkt der Ionenaktivitäten eines Stoffes über seiner festen Phase, z.b.: a 2 ( OH ) 2 = a 2+ OH Löslichkeitsprodukt es dient zur harakterisierung schwer löslicher Verbindungen. a (OH) 2 a F 2 a O 3 a SO 4 2 H 2 O 5,62 10-5 mol³/l³ 3,4 10-11 mol³/l³ 8,7 10-9 mol²/l² 6,3 10-5 mol²/l² Durch gleichionigen Zusatz wird die Löslichkeit verringert, durch fremdionigen Zusatz wird die Löslichkeit erhöht.
a l2 [g/100ml Lsg.] Löslichkeit von Gips in ao- und al 2 -Lösung [mol/l Lsg.] [g/100ml Lsg.] a SO4 [10-2 mol/l Lsg.] 0 0 0,204 1,50 1,11 0,1 0,123 0,90 4,44 0,4 0,109 0,80 8,88 0,8 0,098 0,72 11,10 1,0 0,086 0,63 22,20 2,0 0,062 0,45 33,30 3,0 0,045 0,33 44,40 4,0 0,032 0,23 55,50 5,0 0,018 0,13 ao 0,006 0,001 0,202 1,49 0,022 0,004 0,200 1,47 0,045 0,008 0,190 1,40 0,056 0,010 0,175 1,29 0,112 0,020 0,153 1,12
a l2 [g/100ml Lsg.] [mol/l Lsg.] [g/100ml Lsg.] a SO4 Löslichkeit von Gips in Nal-Lösung [10-2 mol/l Lsg.] aso 4 [g/100ml Lsg] 0,8 0 0 0,204 1,50 0,58 0,1 0,286 2,1 2,34 0,4 0,394 2,9 0,6 4,68 0,8 0,507 3,7 5,84 1,0 0,595 4,4 0,4 11,69 2,0 0,736 5,4 17,53 3,0 0,798 5,9 0,2 23,38 4,0 0,823 6,1 29,22 5,0 0,748 5,5 35,06 6,0 0,610 4,5 0,1 0,4 0,8 1 2 3 4 5 6 Nal [mol/l]
Starke Elektrolyte sind chemische Verbindungen, die in wässriger Lösung nahezu vollständig dissoziieren (Salze, starke Säuren, Starke Basen). Starke Elektrolyte Der Dissoziationsgrad beträgt annähernd 1. Aufgrund der großen Ionenzahl treten Anziehungskräfte und Behinderungen auf. Der Anteil an freibeweglichen Ionen wird Aktivität bezeichnet. a = f a c
mit steigender Konzentration nimmt die Aktivität ab Aktivität von Kat- und Anionen kann man nicht trennen Elektrolyt mittlerer Aktivitätskoeffizient bei 10-3 mol/1000g H 2 O 10-2 mol/1000g H 2 O 10-1 mol/1000g H 2 O Salzsäure 0,966 0,904 0,796 Schwefelsäure 0,837 0,543 0,379 Salpetersäure 0,965 0,902 0,785 Natriumhydroxid - 0,905 0,772 Natriumchlorid 0,966 0,906 0,786 Kaliumsulfat 0,889 0,715 0,441 Kupfersulfat 0,740 0,410 0,149 Silbernitrat - 0,896 0,717 Zinksulfat 0,700 0,387 0,144 Aktivität
Bildung von Ionenhydraten oder Aquokomplexen: Größe und Ladung der Ionen bestimmen Anzahl der gebundenen Wassermoleküle Ionenhydratation z.b.: Na + 4; Mg 2+ 12; a 2+ 8; Sr 2+ 6; Ba 2+ 4
Ionenaktivitäten bei Konzentrationen von 0..0,1 Mol / l
Schwache Elektrolyte... sind Säuren, Basen und Salze, deren Dissoziationsgrad in der Lösung < 0,2 ist. z. B. organische Säuren, organische Basen Es sind wenig Ionen in der Lösung vorhanden. Nahezu ideale Verdünnung liegt vor. z. B. Essigsäure K = H + H 3 H 3 OOH OO K = Dissoziationskonstante
Ostwald sches Verdünnungsgesetz Abhängigkeit des Dissoziationsgrades von der Ausgangskonzentration Schwache Elektrolyte mit steigender Konzentration nimmt Dissoziationsgrad ab K = 2 α 1 α o α = Dissoziationsgrad o = Ausgangskonzentration in starker Verdünnung sind schwache Elektrolyte nahezu vollständig dissoziiert
Hydrolyse Die Hydrolyse ist die Wechselwirkung zwischen einem gelösten Salz, einer schwachen Säure oder Base und den Ionen des Wassers. Das Anion bzw. Kation des Salzes reagiert dabei mit dem Wasser unter Bildung von Hydroxid bzw. Protonen. Entsprechende Lösungen reagieren sauer oder basisch. z.b.: Na 2 O 3 + H 2 O Na H O 3 + Na OH Na 2 SiO 3 + H 2 O Na H SiO 3 + Na OH Bei Kenntnis von K c des Salzes läßt sich ph-wert berechnen: H + = K K W ph = lg H +
Pufferlösungen sind Lösungen schwacher Säuren bzw. Basen und Salzen dieser Säuren bzw. Basen. z.b. Essigsäure / Na Acetat Ammoniumhydroxid / Ammoniumchlorid Huminsäure / Humate Kohlensäure /Kalk Pufferlösungen Der ph-wert von Pufferlösungen ist relativ konstant gegenüber geringer Zugabe von Säure bzw. Base und ist abhängig vom Verhältnis beider Partner. ph-werte von Pufferlösungen: H + = K Säure Salz H + = K K K W Salz Base
H H = K = 1,8 10 ph = 4,74 Säure Salz 5 mol/ l 0,1mol/ l 0,1mol/ l Pufferlösungen - Beispiele Welchen ph-wert hat ein 0,1N Essigsäure mit einem Na-Acetatgehalt von 0,1 mol/l? K = 1,8 10-5 mol/l + + (der ph-wert der reinen Essigsäure beträgt 2,87) natürliche Puffersysteme: Kalk / Kohlensäure / Hydrogencarbonat Humus / Huminsäuren / Humate 1l dest. Wasser ph 7,0 1 10-4 mol/l Hl ph 4,0 Zugabe von 0,1 ml einer 1 mol/l Hl-Lsg Meerwasser ph 8,2 Meerwasser ph 7,6 1l
Härte des Wassers Natürliches Wasser enthält gelöste Salze, entsprechend der geologischen Beschaffenheit (außerdem sind Gase und sonstige Luftschadstoffe gelöst). * Salzgehalt < 0,1 % Süßwasser * Salzgehalt > 2,5 % Meerwasser * Salzgehalt > 5 % Salzwasser
Härte des Wassers Gesamthärte (GH) = Summe der gelösten Erdalkalisalze (a 2+, Mg 2+ ) Karbonathärte (KH) = Summe der gelösten Hydrogencarbonate (HO 3 - ) Nichtkarbonathärte (NKH) = Summe der gelösten Sulfate, hloride aso Maßzahlen ( NO ) ; Mg( NO ) u.. ; MgSO4; al2; Mgl2; a 3 2 3 2 4 a * 1 Grad deutscher Härte = 1 d Ź 10 mg ao / l
Milligrammäquivalent a 2+ = 1mval a 2+ = 20,04 mg a 2+ /l = 28,04 mg ao /l Härte des Wassers Wasserbewertung 0..4 d sehr weich 12..18 d ziemlich hart 4..8 d weich 18..30 d sehr hart 8..12 d mittelhart >30 d äußerst hart Bewertung der Härte in den Ländern mval/l Härte = a-gehalt d frz engl amerik 0,3565 1 d = 10mg ao/l 1 1,7848 1,251 17,9 0,2 1 frz = 10mg ao 3 /l 0,5603 1 0,7016 10,0 0,285 1 engl = 14,3mg ao 3 /l 0,7986 1,4254 1 14,3 0,02 1 am = 1mg ao 3 /l 0,056 0,1 0,07 1
Siedeverfahren Wasserenthärtungsverfahren I temporäre Härte wird beseitigt, andere Salze verbleiben (permanente Härte) a(ho 3 ) 2 a O 3 + H 2 O + O 2 Kesselstein Natriumhexametaphosphat algon Na 4 (PO 4 ) + 6 a2+ + SO 2-4 [Na 2 a(po 4 ) 6 ] + Na 2 SO 4 schwer löslich löslich Kalksodaverfahren (1) a(ho 3 ) 2 + a(oh) 2 a O 3 + H 2 O (2) aso 4 + Na 2 O 3 a O 3 + Na 2 SO 4 Trinatriumphosphatverfahren 3a(HO 3 ) 2 + 2Na 3 PO 4 a 3 (PO 4)2 + 6Na HO 3 3aSO 4 + 2Na 3 PO 4 a 3 (PO 4)2 + 3Na 2 SO 4
Ionenaustauschverfahren (Permutit) Wasserenthärtungsverfahren II Permutit (Na 2 O Al 2 O 3 4SiO 2 Na-Permutit + a(ho 3 ) 2 a-permutit + 2NaHO 3 Na-Permutit + aso 4 a-permutit + Na 2 SO 4 (wird mit Nal regeneriert) organische Ionentauscher (Wofatite) Kationenaustauscher (Regenerierung mit Hl) H + a 2+ + R H + R = a 2+ + 2H + Anionenaustauscher (Regenerierung mit NaOH) OH - SO 4 2- + R OH - R = SO 4 2- + 2OH -
Gesamthärte hemischer Härtenachweis 20 ml Wasserprobe + Indikator + Puffer + 1 ml NH 4 OH + helaplex III (13,448 g/l) Farbumschlag von rot nach grün 1 Topfen helaplex III 0,1 m mol/l Gesamthärte
hemischer Härtenachweis arbonathärte 100 ml Wasserprobe + 0,1 Methylorange (Indikator) titriert mit 0,1 N Salzsäure Farbumschlag gelb nach braun 1 ml 0,1 N Hl entspricht 0,05 m mol/l arbonathärte kalklösende Kohlensäure 500 ml Wasserprobe mit 5 g Marmorpulver 24 h schütteln, filtrieren Filtrat wird mit 0,1 NaOH titriert, Indikator Methylorange