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Zitat von »Harve«

Berücksichtigt man dann bei der Formel für die Ionenstärke die Aktivitätskoeffizienten für Ionen,
dessen Ladung im Betrag größer 2 sind ?

Nach meiner Kenntnis berechnet man die Ionenstärke , um damit die ( mittleren ) Aktivitätskoeffizienden von Ionen berechnen zu können und nicht etwa umgekehrt, dass man die Aktivitätskoeffizienten bestimmt, um damit die Ionenstärke zu berechnen.


Im Übrigen : Natürlich berücksichtigt man bei der Berechnung der Ionenstärke auch Ionen höherer Ladung. Nur sollte klar sein, dass dies mit der Konzentration geschieht, mit der sie in der Lösung vorliegen. Sollte also ein Salz oder eine Säure nur zu z.B. 50 % in Ionen dissozziiert vorliegen, dann eben nur mit dem halben Wert der formalen Konzentration. Und falls zum Beispiel eine 1 M - Phosphatlösung zu 1 % als PO4^3-, zu 90 % als HPO4^2- und 9 % als H2PO4^- vorliegt , dann gehen die folgenden Konzentrationen in die Berechnung der Ionenstärke ein c(PO4^3-) = 0,01 mol/L ; c(HPO4^2-) = 0,9 mol/L ; c(H2PO4^-) = 0,09 mol/L

Gruß FKS

Zitat von »Harve«

Wie groß ist die Löslichkeit von Calciumfluorid CaF2 in einer 0,05 M NaCl
Lösung? Berücksichtigen Sie die Aktivitätskoeffizienten der folgenden Tabelle
soweit notwendig! Das Löslichkeitsprodukt von CaF2 beträgt KL = 3,9·10^-11 (mol/L)^3


Ionenstärke 0,005 0,01 0,05 0,1
f(Ca2+) 0,749 0,675 0,485 0,405
f(F-) 0,926 0,900 0,81 0,76
f(Na+) 0,928 0,902 0,82 0,775
f(Cl-) 0,925 0,899 0,805 0,755
f(H+) 0,933 0,914 0,86 0,83
f(OH-) 0,926 0,900 0,81 0,76

MMn müsste das Löslichkeitsprodukt für Aktivitäten angegeben sein und nicht für Konzentrationen. Dies einmal vorausgesetzt, wäre mMn so vorzugehen ;
\[K_{La } \ = \ a(Ca^{2+}) \ \cdot \ a^2(F^-)\]\[K_{La } \ = \ f(Ca^{2+}) \ \cdot \ f^2(F^-) \ \ \ \cdot \ \ \ \ c(Ca^{2+}) \ \cdot \ c^2 (F^-) \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \]\[K_{La } \ = \ f(Ca^{2+}) \ \cdot \ f^2(F^-) \ \ \ \cdot \ \ \ \ c(Ca^{2+}) \ \cdot \ 4 \ c^2 (Ca^{2+}) \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \]\[K_{La } \ = \ f(Ca^{2+}) \ \cdot \ f^2(F^-) \ \ \cdot \ \ 4 \ c^3 (Ca^{2+}) \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \]\[ c^3 (Ca^{2+}) \ = \ \frac {K_{La}}{4 \ f(Ca^{2+}) \ \cdot \ f^2(F^-)}\ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \ \]\[ c (Ca^{2+}) \ = \ ^3 \sqrt { \frac {K_{La}}{4 \ f(Ca^{2+}) \ \cdot \ f^2(F^-)}} \]\[ L (CaF_2) \ = \ ^3 \sqrt { \frac {K_{La}}{4 \ f(Ca^{2+}) \ \cdot \ f^2(F^-)}} \]

Zitat von »Harve«

Das Löslichkeitsprodukt von CaF2 beträgt KL = 3,9·10^-11 (mol/L)^3

Zitat von »Harve«

Da die 0.05M NaCl bei der Berechnung der Ionenstärke ausschlaggebend sind, kann man das mMn nach auch annehmen, dass
K_L sich auf Aktivitäten bezieht.

Als Kundiger sollte man davon jedenfalls nicht ausgehen. Denn K_L ist mit der Einheit (mol/L) ^3 angegeben, während Aktivitäten immer und somit auch alle auf Aktivitäten bezogenen Gleichgewichtskonstanten dimensionslos sind.

Zitat von »Harve«

Und die "langatmige" Tabelle ist also eine "Finte", weil man die Aktivitätskoeffizienten von Na+ und Cl- überhaupt nicht benötigt.

Nicht ganz, denn wenn es sehr genau sein soll , dann müsste man bei der Berechnung der Ionenstärke auch noch Ca^2+ und F^- berücksichtigen, deren Beitrag aber wegen der zu erwartenden geringen Konzentrationen vernachlässigbar sein sollte. Was zu berücksichtigen im Übrigen das Lösen der Aufgabe nicht unerheblich kompliziert hätte, da die Konzentrationen von Ca^2+ und F^- ja erst einmal nicht bekannt sind.