Lösungstension

Die Lösungstension bzw. der Lösungsdruck bezeichnet das Bestreben von Stoffen, in Lösung zu gehen. Der Lösungsdruck macht sich als osmotischer Druck bemerkbar und kann so experimentell bestimmt werden.^[1]

Walther Nernst führte daran angelehnt 1889 den Begriff „elektrolytische Lösungstension“ ein; diese Größe wurde von Wilhelm Ostwald „elektrolytischer Lösungsdruck“ genannt.^[1] Der elektrolytische Lösungsdruck kennzeichnet das Bestreben eines Elements, Ionen zu bilden und gelöst zu werden. Demnach führt der Lösungsdruck des unedlen Metalles Zink in Kontakt mit Wasser dazu, dass Zinkionen im Wasser gelöst werden.

Anwendung

Je unedler ein Metall ist, d. h. je kleiner bzw. negativer sein Wert in der elektrochemischen Spannungsreihe ist, desto größer ist sein Lösungsdruck. Je edler ein Metall ist, d. h. je größer bzw. positiver sein Wert in der elektrochemischen Spannungsreihe ist, desto kleiner ist sein Lösungsdruck. Gibt man ein Metall in Wasser, so gehen aufgrund der Lösungstension Metallionen in Lösung und das Metall lädt sich negativ auf. Die für jedes Metall charakteristische Lösungstension hängt ab von der Energie, die bei der Bildung eines Metallions gewonnen wird, also von der Differenz zwischen der Hydratisierungsenergie und der Gitterenergie. Je größer die Differenz zwischen der Hydratisierungsenergie und der Gitterenergie, desto größer der Lösungsdruck. Je kleiner die Differenz zwischen der Hydratisierungsenergie und der Gitterenergie, desto kleiner der Lösungsdruck. Außerdem hängt die Lösungstension eines Metalls davon ab, wie viele seiner Ionen bereits in der Lösung vorhanden sind.

Gibt man Streifen zweier verschiedener Metalle in Wasser, kann man die unterschiedliche Lösungstension auch mit einem sehr hochohmigen Spannungsmesser als Potentialdifferenz messen. Eine entsprechende Anordnung verschiedener Metalle, die als Gleichspannungsquelle dienen kann, wird als galvanische Zelle bezeichnet. Insbesondere wenn mehrerer solcher Zellen in Reihe geschaltet sind spricht man auch von einer Batterie, z. B. die Voltasche Säule.

Werte

Die Lösungstension $C$ sei die Konzentration an Kationen, für die das Elektrodenpotential Null wird. Da die Aktivität des festen Metalls als Eins angenommen werden kann, lautet die Nernstsche Gleichung

E=E^{\circ }+{\frac {RT}{z_{e}F}}\ln {C}=0

.

Daraus folgt für den Zusammenhang zwischen Lösungstension $C$ und Standardpotential $E^{\circ }$ :^[2]

\ln C=-{\frac {z_{e}FE^{\circ }}{RT}}

.

Bei Standardbedingungen (25 °C und 1 atm) gilt damit mit dem Wert der Elektrodensteigung bei 25 °C (vergl.^[2]):

\log C=-{\frac {z_{e}E^{\circ }}{0{,}05916\mathrm {V} }}

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Gleichgewichtsreaktion	Standardpotential ${E^{\circ }}$	${\log {C}}$	Lösungstension ${C}$	Bemerkung
Zn $\rightleftharpoons$ Zn²⁺ + 2 e⁻	−0,7622 V	25,8	5,85 · 10²⁵ mol/l	Die berechneten Werte für ${C}$ sind hier keine sinnvollen Konzentrationen, da sie die Löslichkeit der entsprechenden Salze in Wasser und sogar die in einem Liter passende Menge an Salz überschreiten. Es kann zu starker Korrosion des Metalls kommen.
Fe $\rightleftharpoons$ Fe²⁺ + 2 e⁻	−0,44 V	14,9	7,50 · 10¹⁴ mol/l
Cd $\rightleftharpoons$ Cd²⁺ + 2 e⁻	−0,4021 V	13,6	3,92 · 10¹³ mol/l
Co $\rightleftharpoons$ Co²⁺ + 2 e⁻	−0,283 V	9,6	3,69 · 10⁰⁹ mol/l
Pb $\rightleftharpoons$ Pb²⁺ + 2 e⁻	−0,1263 V	4,3	1,86 · 10⁰⁴ mol/l
Cu $\rightleftharpoons$ Cu²⁺ + 2 e⁻	0,345 V	−11,7	2,17 · 10⁻¹² mol/l	Einzige Konzentration, die auch tatsächlich erreicht werden kann. Entsprechend erwartet man, dass sich Kupfer geringfügig auflöst.
Hg $\rightleftharpoons$ Hg²⁺ + 2 e⁻	0,861 V	−29,1	7,81 · 10⁻³⁰ mol/l	Der berechnete sehr kleine Wert von ${C}$ ist keine sinnvolle Hg²⁺-Konzentration, da er nicht einmal einem Hg²⁺-Ion in einem Kubikmeter Wasser entspricht. Das Metall ist so edel, dass es nicht aufgelöst wird.

Die Lösungstension ist eine Gleichgewichtskonzentration. Der einzige realistische Zahlenwert für eine Konzentration ist der für Kupfer. Die berechneten und in der Tabelle angegebenen Lösungstensionen der unedlen Metalle übersteigen die Löslichkeit der Salze. Die berechneten Konzentrationen sind daher nicht sinnvoll, auch weil das vorausgesetzte Standardpotential nicht mehr gilt.

Wie die Spannungsreihe beschreibt der Begriff Lösungsdruck die Lösungs- und Reaktionstendenz quantitativ, aber eben nicht durch eine Potentialangabe, sondern durch eine Konzentrationsangabe. Wie man anhand der Tabelle und des Minuszeichens in den Gleichungen erkennen kann, entspricht ein niedriges bzw. stark negatives Standardpotential großen Werten des Lösungsdrucks. Im Gegensatz zum osmotischen Druck führt der Lösungsdruck nicht zu einem als Druck messbaren Effekt.^[3]

Siehe auch

Elektrodenpotential

Weblinks

Erklärung auf Hamm’s Chemieseite (PDF-Datei; 15 kB)

Einzelnachweise

↑ ^a ^b Max Le Blanc: Lehrbuch der Elektrochemie. Verlag von Oskar Leiner, Leipzig 1896, S. 117 (Lehrbuch der Elektrochemie. Online auf openlibrary.org [abgerufen am 27. September 2014] Seiten 116 und 117).
↑ ^a ^b Gustav Kortüm: Lehrbuch der Elektrochemie. Verlag Chemie GmbH, Weinheim/Bergstr. 1952, S. 238–239.
↑ Max Le Blanc: Lehrbuch der Elektrochemie. Verlag von Oskar Leiner, Leipzig 1896, S. 118 (Lehrbuch der Elektrochemie. Online auf openlibrary.org [abgerufen am 28. September 2014] Seiten 118 und 119).

[Blanc-1] Max Le Blanc: Lehrbuch der Elektrochemie. Verlag von Oskar Leiner, Leipzig 1896, S. 117 (Lehrbuch der Elektrochemie. Online auf openlibrary.org [abgerufen am 27. September 2014] Seiten 116 und 117).

[Kortüm-2] Gustav Kortüm: Lehrbuch der Elektrochemie. Verlag Chemie GmbH, Weinheim/Bergstr. 1952, S. 238–239.

[3] Max Le Blanc: Lehrbuch der Elektrochemie. Verlag von Oskar Leiner, Leipzig 1896, S. 118 (Lehrbuch der Elektrochemie. Online auf openlibrary.org [abgerufen am 28. September 2014] Seiten 118 und 119).

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