Einsalzeffekt

Definition und Bedeutung

Der Einsalzeffekt, auch Einsalzen genannt, bezeichnet in der Chemie den Anstieg der Löslichkeit einer Substanz in Wasser durch die Zugabe von Salzen. So kann eine Salzlösung in der Regel ein weiteres Salz besser lösen als reines Wasser.

Bei Proteinen bewirken geringe Salzmengen, dass die Protein-Aggregation, also die Verbindung von Proteinen über Aminosäurereste, zurückgedrängt wird. Durch die dabei entstehende vergrößerte Kapillare kann letztlich mehr Wasser aufgenommen werden.

Vom Einsalzen ist der Aussalzeffekt zu unterscheiden. Er kann bei gelösten Nichtelektrolyten nach einer Salzzugabe auftreten. Bei Proteinen konkurrieren bei hoher Salzmenge die Salzionen mit dem Protein um das freie Wasser. Dadurch nimmt die Wasserbindung des Proteins wieder ab. Die Wirkung verschiedener Salze auf das Ein- und Aussalzen von Biomolekülen wird durch die Hofmeister-Reihe charakterisiert.

Teilchenmodell einer gesättigten Lösung

In einer gesättigten Salzlösung herrscht ein dynamisches Gleichgewicht: Ein Teil des ungelösten Bodensatzes geht fortlaufend in Lösung, während gleichzeitig eine gleich große Menge wieder ausfällt.

Damit Salz ausfallen kann, müssen sich ein Kation, also ein positiv geladenes Ion, und ein Anion, also ein negativ geladenes Ion, des zusammengehörenden Ionenpaares in der Lösung treffen. Wird ein weiteres Salz gelöst, sinkt die Wahrscheinlichkeit eines solchen Zusammentreffens. Die Fällung wird dadurch behindert, sodass insgesamt mehr Salz gelöst bleiben kann.

Löslichkeitsprodukt und Aktivität

Die Löslichkeit eines Salzes AB wird durch das Löslichkeitsprodukt L_AB seiner Ionen beschrieben. Häufig wird es als Produkt der Konzentrationen c angegeben:

L_AB = c_A⁺ · c_B⁻

Diese Darstellung mit Konzentrationen ist streng genommen nur für unendlich verdünnte, ideale Lösungen gültig. Bei realen Lösungen verwendet man stattdessen die Aktivität a, also die für chemische Gleichgewichte wirksame Konzentration:

L_AB = a_A⁺ · a_B⁻

Die Aktivität eines Ions i ergibt sich aus seiner Konzentration c_i und seinem Aktivitätskoeffizienten f_i:

a_i = f_i · c_i

Der Aktivitätskoeffizient beschreibt die Abweichung einer realen Lösung vom idealen Verhalten.

Einfluss der Ionenstärke

Durch die Zugabe weiterer Salze steigt die Ionenstärke I der Lösung. Nach dem Debye-Hückel-Grenzgesetz sinkt dadurch der Aktivitätskoeffizient der bereits gelösten Ionen:

lg f_i = −A · z_i² · √I

Dabei ist A eine temperaturabhängige Konstante; bei 25 °C beträgt sie beispielsweise 0,509. z_i ist die Ladungszahl der jeweiligen Ionensorte. Weil f_i kleiner wird, kann bei gleichbleibendem Löslichkeitsprodukt eine höhere Ionenkonzentration erreicht werden. Dies beschreibt die physikalisch-chemische Grundlage des Einsalzeffekts.

Das Debye-Hückel-Gesetz dient zur Berechnung des mittleren Aktivitätskoeffizienten ein-einwertiger Elektrolyte bei einer Ionenstärke von weniger als 0,01 mol/l. Für Ionen aller Ladungszahlen und auch für Lösungen mit mehreren Elektrolyten kann bis zu einer Ionenstärke von 0,5 mol/l die Davies-Näherung verwendet werden:

lg f_i = −A · z_i² · (√I/(1 + √I) − 0,3 · I)