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Tab. 32: Löslichkeit L von Sauerstoff in Wasser in Ab-
hängigkeit von der Massenkonzentration
on (chemisch) „aktiv“ sind, und je höher die io-
nare Gesamtkonzentration einer Lösung ist, des-
to mehr „stören“ sich die Ionen-Konzentrationen
der im Wasser gelösten Stoffe gegenseitig in ihren
Aktivitäten. Die Folge ist in quantitativer Hin-
sicht eine Abweichung der (Aktivitäts-) Ionen-
Konzentration von der tatsächlich gelösten Kon-
zentration. Es ist also zwischen der analytisch be-
stimmten Stoffmengenkonzentration c (X) und
der Aktivität a (X) ihrer dissoziierten Ionen zu
unterscheiden. Die Abweichung gibt der dimen-
sionslose Aktivitätskoeffizient f an, und es ist:
β
(X) gelöster
Feststoffe (Chlorid).
Massenkonzentration
gelöster Sauerstoff
Chlorid
β
(O 2 )
β
(Cl)
mg/l
mg/l
10,15
0
9,14
10 000
8,14
20 000
a (X) =
f · c (X)
Gl. 92
ten in rolligen Lockergesteinen fest, dass die Dif-
fusivität der Gase neben der Porosität entschei-
dend vom Feuchtigkeitsgehalt beeinflusst wird,
während Korngrößenverteilung und Lagerungs-
dichte unbedeutend sind. Wegen der geringeren
Gasdiffusion in Wasser nimmt daher die Gasaus-
breitung im Sickerbereich mit zunehmendem
Wassergehalt ab.
a (X) =
Aktivität des Ions X (mol/l),
f
=
Aktivitätskoeffizient (1),
c (X) =
Stoffmengenkonzentration des Ions X
(mol/l).
Je größer die Zahl der an einer Lösung beteiligten
Ionen ist, desto höher ist die Ionenaktivität und
desto mehr weicht die tatsächliche reaktionsakti-
ve Konzentration (Aktivität) von der Konzentra-
tion nach dem Löslichkeitsprodukt und damit
der Aktivitätskoeffizient von f = 1 ab. Umgekehrt
werden bei Verdünnung einer Lösung die zwi-
schen den Ionen wirkenden elektrischen Kräfte
geringer und der Aktivitätskoeffizient nähert sich
dem Wert 1. In alle Berechnungen (Modelle) mit
chemischen Gleichgewichten gehen deshalb
nicht die Ionen-Konzentrationen (nach der Ana-
lyse), sondern die Ionenaktivitäten ein.
Der Aktivitätskoeffizient f hängt damit von
der Menge der an der Lösung beteiligten Ionen
ab. Die von diesen bewirkten Kräfte werden als
Ionenstärke I zusammengefasst. Nach L EWIS &
R ANDALL (1921), die diese Zusammenhänge un-
tersucht haben, werden nun die Ionenstärken
und damit die interionischen Wechselwirkungen
allein durch die Zahl und Ladung der Ionen be-
stimmt und nicht durch die Art der Ionen (also
der Elemente). Die Ionenstärke I (mol/l) errech-
net sich somit aus der Stoffmengenkonzentration
c (mol/l) der an der Lösung beteiligten Ionen
(Anionen und Kationen) und deren Ladung
(Wertigkeit, z) nach folgender Gleichung:
3.9.3.4 Stoffmengenkonzentrationen
und Aktivitäten
Zwischen den in natürlichen Wässern gelösten
und den ungelösten festen Stoffen (aus dem
Grundwasserleiter) stellt sich entsprechend dem
Löslichkeitsprodukt (und damit dem Massenwir-
kungsgesetz) ein Gleichgewicht ein. Durch Kon-
zentrationsänderungen von aus den Feststoffen
gelösten gleichartigen Ionen oder durch zusätz-
lich eingebrachte andersartige Lösungsgenossen
wird das Löslichkeits-Gleichgewicht verschoben.
Deshalb ist zu betrachten, welche Einflüsse solche
Verschiebungen infolge Beteiligung von gleichen
oder anderen Lösungsgenossen haben. Dabei
zeigt sich generell, dass die Einwirkung von Ionen
auf solche anderer Stoffe umso größer ist, je stär-
ker ihre elektrische Ladung ist. Die Ionen eines
gelösten Stoffes unterliegen damit in einer Lö-
sung dem Einfluss des von den Fremdionen auf-
gebauten elektrischen Kraftfeldes, dessen räumli-
che Wirkung und Stärke von den beteiligten Io-
nen abhängt. Die gegenseitige Anziehung der Io-
nen hemmt die Reaktionen. Die Folge ist, dass
nicht alle Ionen eines gelösten Stoffes bei chemi-
schen Reaktionen mit der gesamten Konzentrati-
2
2
2
2
I
0,5 ( (1)
c
z
c
(2)
z
c
(3)
z
...
c n z n
( )
)
1
2
3
Gl. 93
 
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