Ionengleichgewicht

Ionengleichgewicht bezeichnet den Gleichgewichtszustand in einer wässrigen Lösung, bei dem die Konzentrationen der vorhandenen Ionen durch reversible Reaktionen bestimmt werden. Typische Reaktionen sind Dissoziation, Protonierung/Deprotonierung, Hydrolyse, Komplexbildung und Löslichkeitsprozesse. In einem geschlossenen System erreichen die beteiligten Reaktionen Gleichgewicht, das durch das Massenwirkungsgesetz beschrieben wird.

Wichtige Konzepte sind Gleichgewichtskonstanten wie Ksp, Ka, Kb und Kw. Für unlösliche Salze gilt das Löslichkeitsprodukt Ksp = [A+][B−], wobei AB(s) ⇌ A+(aq) + B−(aq). Starke Elektrolyte dissoziieren in Lösung nahezu vollständig; bei schwachen Säuren/Basen stehen Ka bzw. Kb im Vordergrund. Die Autoprotolyse des Wassers H2O ⇌ H+ + OH− bestimmt den pH-Wert einer Lösung; Kw = [H+][OH−] ≈ 1×10−14 bei 25°C.

Komplexbildung verschiebt das Ionengleichgewicht ebenfalls. Beispiel: Fe3+ + SCN− ⇌ [FeSCN]2+; stabile Komplexe erhöhen die Konzentration der betrachteten Ionen entsprechend der Stabilitätskonstanten. In Puffersystemen verhindert das Verhältnis konjugierter Säure/Base signifikante pH-Änderungen, sodass Ka-Werte den pH voraussagen.

Anwendungen des Ionengleichgewichts finden sich in der Analytik, der Bestimmung der Löslichkeit, der pH-Steuerung in Prozessen, der Umweltchemie und der Biochemie. Das Ionengleichgewicht lässt sich durch Messgrößen wie Ionenkonzentrationen, pH-Wert und Temperatur charakterisieren und modellieren.