Berechnen der Löslichkeit < Chemie < Naturwiss. < Vorhilfe
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(Frage) beantwortet  | | Datum: | 13:37 Mo 04.02.2013 | | Autor: | Amicus |
| Aufgabe | | Das Löslichkeitsprodukt von BaSO4 beträgt bei 25 ºC genau 8.7 · 10^-11 [mm] mol^2/L^2. [/mm] Welche Löslichkeit (in mol/L und in g/L) besitzt BaSO4 in 0.01 molarer K2SO4-Lösung? |
Weiß leider gar nicht wie ich ansetzten soll, hoffe ihr könnt mir helfen :)
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Hallo,
also die molare Löslichkeit eines schwerlöslichen Salzes berechnet sich nach der Formel
S=[mm]\wurzel[m+n]{\bruch{K_{L}}{m^{m}*n^{n}}}[/mm] bezüglich der Formel [mm] A_{m}B_{n}
[/mm]
Eingesetzt ergibt das also für [mm] BaSO_{4}: [/mm]
[mm] S=$\wurzel[1+1]{\bruch{8,7*10^{-11}}{1^{1}*1^{1}}}$
[/mm]
Dem zu Folge ist die molare Löslichkeit in diesem Fall genau die Quadratwurzel aus dem Löslichkeitsprodukt.
Viele Grüße
Daniel
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(Antwort) fertig  | | Datum: | 21:26 Mo 04.02.2013 | | Autor: | hunadh |
> Das Löslichkeitsprodukt von BaSO4 beträgt bei 25 ºC
> genau 8.7 · 10^-11 [mm]mol^2/L^2.[/mm] Welche Löslichkeit (in
> mol/L und in g/L) besitzt BaSO4 in 0.01 molarer
> K2SO4-Lösung?
Hier ist nicht der Fall gefragt, wenn BaSO4 in Wasser geworfen wird.
Für diesen hat mathmetzsch die Antwort geliefert.
Hier ist bereits die Sulfatkonzentration gegeben. Deshalb kann man die Gleichung für das Löslichkeitsprodukt einfach nach der Barium-Ionenkonzentration (entspricht BaSO4 - es kann nur soviel Bariumsulfat gelöst sein, wie Bariumionen gelöst sind) umformen:
[mm]K_L = [Ba^{2+}] \cdot [SO_4^{2-}]
[Ba^{2+}] = \bruch{K_L} { [SO_4^{2-}]} = \bruch {8,7 \cdot 10^{-11}} {0,01} mol/L[/mm]
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Oh stimmt, da hatte ich wohl etwas zu oberflächlich gelesen. Sorry.
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