Ionenstärke und Nichtideale Lösungen

Aktivität vs. Konzentration

Gelöste Ionen interagieren sowohl untereinander als auch mit H2O-Molekülen. So müssen Reaktionspartner bei ihrer Annäherung die sie umgebenden Ionenwolken überwinden. Die dabei aufzubringende Energie geht vom Gewinn der freien Reaktionsenthalpie ab. Formal wird dies durch eine Herabsetzung der thermodynamisch wirksamen Konzentrationen des Ions i ausgedrückt:

(1) Aktivität ai   =   effektive Konzentration   ≤   reale (messbare) Konzentration ci

In unendlich verdünnten Lösungen, d.h. bei sehr kleinen Konzentrationen ci und sehr kleiner Untergrundkonzentration, verschwindet Ionen-Wechselwirkung untereinander (die Ionen behindern sich nicht mehr gegenseitig). Man spricht dann von einer

(2) ideale Lösung:     ai = ci

In der Regel hat man es aber mit nicht-idealen Lösungen zu tun. Daher geht aqion nicht von der analytisch messbaren Konzentration ci, sondern immer von der Ionenaktivität ai aus.

Aktivitätskoeffizient γi

Kennt man die Konzentration ci des freien Ions, dann lässt sich diese mittels des Aktivitätskoeffizienten (γi ≤ 1) in die Aktivität ai konvertieren:

(3) ai  =  γi ci ( Aktivität  =  γi × Konzentration )

Im Grenzfall einer unendlich verdünnten Lösung, nähert sich der Aktivitätskoeffizient dem Wert 1:

(4) ideale Lösung:     γi = 1

γi berücksichtigt die von den anderen Ionen erzeugte elektrostatische Abschirmung. Demzufolge hängt γi von der Ionenstärke ab (als eine Art “Konzentration” der elektrischen Ladung). Es gibt mehrere Modellansätze, um aus der Ionenstärke den Aktivitätskoeffizienten γi zu berechnen.

Ionenstärke

Die Ionenstärke berechnet sich aus den Konzentrationen aller im Wasser gelösten Ionen:

(5)

ci und zi bezeichnen die molare Konzentration und die Ladung des Ions i. Die Summe läuft über alle Ionensorten in der Lösung. Da die Ladung zi quadratisch eingeht, ist der Beitrag der mehrfach geladenen Ionen besonders groß. [In der Literatur wird die Ionenstärke I oftmals auch mit μ abgekürzt.]

Die von aqion berechnete Ionenstärke wird für jede Lösung in der Ergebnistabelle ausgegeben. Zum Vergleich: Typische Ionenstärken in natürlichen Wässern sind:

Oberflächenwasser I   =   0.001 – 0.005 M
Trinkwasser / Grundwasser I   =   0.001 – 0.02 M
Meereswasser I   =   0.7 M

Es besteht eine direkte Beziehung zwischen den drei Größen: Ionenstärke, elektrische Leitfähigkeit und TDS.

Berechnungsbeispiel zur Ionenstärke

Die Ionenstärke einer CaCl2-Lösung ist gegeben durch:

 

Hier sind die molaren Konzentrationen mit rechteckigen Klammern [..] abgekürzt. Man beachte in der zweiten Zeile den stöchiometrischen Faktor 2 bei Cl-.

Nach dieser Gleichung hätte eine 0.5 molare CaCl2-Lösung eine Ionenstärke von I = 3 × 0.5 M = 1.5 M.

[Das kann man mit aqion wie folgt nachrechnen: Taste New, Checkbox Mol aktivieren, Eingabe Ca = 500 mM und Cl = 1000 mM, Taste Start, Anzeige in Ergebnistabelle: 1.5 mol/L.]

[last modified: 2016-03-20]