Basiskennis chemie 5/Evenwichten neerslag en ander zout

Slecht oplosbare zouten en eigen ionen

In de vorige paragraaf heb je gekeken naar hoe slecht oplosbare zouten toch nog een beetje oplossen in water. In deze paragraaf kijk je naar het effect van ionen van het zout die "ergens" anders vandaan komen. In de scheikunde heet dit een eigen ion.

Een eigen ion is een ion dat deel uitmaakt van een slecht oplosbaar zout, maar afkomstig is van een ander, wel goed oplosbaar zout.

Bariumsulfaat

Bariumsulfaat is een slecht oplosbaar zout dat gebruikt wordt in om het bariumgehalte in monsters te bepalen. Het oplosevenwicht kan beschreven worden door:

{\ce {BaSO4_{(s)}\ _{\longrightarrow }^{\longleftarrow }\ Ba_{aq}^{2+}\ +\ SO4_{aq}^{2-}}}

met

{\ce {K_s \ = \ 1,08.10^{-10}}}

reactie 1

Slecht oplosbaar is niet onoplosbaar

Met de methode die je eerder gebruikt hebt is uit te rekenen dat een verzadigde oplossing

{\ce {1,04.10^{-5}\ mol/L}}

barium-ionen (en evenveel sulfaat) bevat.

Verzadigd bariumsulfaat

Bariumbepaling

In het laboratorium wordt bariumsulfaat gebruikt in de gravimetrische analyse (analyse door wegen) van barium. Uiteraard is het dan de bedoeling dat zoveel mogelijk barium gewogen kan worden. Door aan een bariumhoudende oplossing een oplossing van natriumsulfaat toe te voegen slaat het slecht oplosbare bariumsulfaat neer.

Een typisch voorschrift is:

Aan 100 mL monster dat ongeveer 50 mg barium bevat wordt 10 mL van een natriumsulfaat-oplossing toegevoegd. De concentratie natriumsulfaat is 1.00 mol/L. Filtreer het neerslag dat ontstaan is af en droog het bij 300 °C. Bepaal na afkoelen het gewicht en bereken het gehalte barium in mg/L.

Dit lijkt niet erg nauwkeurig want in de bariumsulfaat-oplossing blijft nog stof in oplossing. In de volgende grove berekening wordt duidelijk dat het effect voor een groot deel wordt opgevangen door de hoeveelheid sulfaat..

Bariumsulfaat in het laboratorium

Schatting van de hoeveelheid barium die in oplossing blijft

De concentratie sulfaat is daardoor gedaald van 1,00 mol/L naar 0,100 mol/L
Hier wordt het oplosbaarheidsproduct belangrijk. ${\ce {K_s \ = \ [Ba^{2+}][SO4^{2-}]}}$ . De sulfaat-ionen zijn nu niet alleen afkomstig uit het opgeloste bariumsulfaat. Het grootste deel is afkomstig uit het natriumsulfaat.
Invullen van de waarde voor K_s en de sulfaatconcentratie geeft nu:
${\ce {K_{s}\ =\ [Ba^{2+}][SO4^{2-}]\ \Longrightarrow \ 1,08.10^{-10}\ =\ [Ba^{2+}]\times 0,100\ \Longrightarrow \ [Ba^{2+}]\ =\ {\frac {1,08.10^{-10}}{0,100}}\ =\ 1,08.10^{-9}mol/L}}$

Vergelijk je deze uitkomst met de waarde die in een verzadigde gevonden wordt dan zie dat door de grote hoeveelheid sulfaat in de oplossing de hoeveelheid barium nog maar ongeveer 0,01% is in vergelijking met de verzadigde oplossing. Deze hoeveelheid mag meestal verwaarloosd worden.

100\times {\frac {[Ba_{oiv\ sulfaat}^{2+}]}{[Ba_{verzadigd}^{2+}]}}\ =\ {\frac {1,08.10^{-10}}{1,04.10^{-5}}}\ \approx \ 0,01\ \%

Schatting