90, Thorium (Th)
Actinoide 		Atommasse[1]:
232.04 ± 0.01 u
Reinelement; besteht aus einem einzigen Isotop. In biologischen oder geologischen Materialen kann die Atommasse außerhalb der angegebenen Bereiche liegen. Alle Isotope radioaktiv. Atommasse des langlebigsten Isotopes.  
Thor (Germ. Mythologie) Elektronen-Konfiguration[2]: (Rn) 6d2 7s2

Löslichkeitsprodukte

Dokumentierte Löslichkeitsprodukte von Thorium-Verbindungen:
Stoffname Feststoff  ⇌  Dissoziation Ksp-Wert pKsp-Wert  
Thorium(IV)fluorid ThF4  ⇌  Th4+ + 4 F- 5.01·10-29 28.3 [3] [a]
Thorium(IV)hydrogenphosphat Th(HPO4)2  ⇌  Th4+ + 2 HPO43- 1·10-20 20 [4]
Thorium(IV)hydroxid, amorph Th(OH)4  ⇌  Th4+ + 4 OH- 1·10-47 47 [5] [b]
Thorium(IV)hydroxid, kristallin Th(OH)4  ⇌  Th4+ + 4 OH- 6.31·10-55 54.2 [6]
Thorium(IV)iodat Th(IO3)4  ⇌  Th4+ + 4 IO3- 2.4·10-15 14.62 [3] [c]
Thorium(IV)oxidhydroxid ThO(OH)2  ⇌  ThO2+ + 2 OH- 5.01·10-24 23.3 [7]
Thorium(IV)phosphat Th3(PO4)4  ⇌  3 Th4+ + 4 PO43- 2.51·10-79 78.6 [4]
Tabelle 1: Löslichkeitsprodukte von schwerlöslichen Thorium-Verbindungen; wenn nicht anders angegeben bei Normalbedingungen (25 °C, 1013.25 hPa) in Wasser. Die Werte gelten nur für stark verdünnte Lösungen; bei Konzentrationen mäßig löslicher Stoffe (ab ca. 0,05 bis 0,1 mol/L) muss für detaillierte Berechnungen die Ionenaktivität berücksichtigt werden. Eventuell vorhandenes Kristallwasser wird zwar in der Dissoziation aufgeführt, spielt aber bei der Berechnung des Löslichkeitsproduktes keine Rolle; hier sind ausschließlich die vorhandenen Ionen relevant.

Berechnete Löslichkeitsprodukte von Thorium-Verbindungen:

Berechnete Löslichkeitsprodukte


Das Löslichkeitprodukt kann bei Kenntnis der Gibbs-Enthalpien von Feststoff sowie der Ionen näherungsweise berechnet werden:
Aus der freien Reaktionsenthalpie der Reaktion MenXm ⇌ n [Me]x+ + m [X]y- kann auf K-Wert des Gleichgewichtszustand geschlossen werden, der in diesem Fall dem Löslichkeitsprodukt entspricht:

ΔRG(MenXm) = n·ΔFGO(Mex+) + m·ΔFGO(Xy-) - ΔFGO(MenXm)

Ksp = exp(ΔRG/-RT)
Stoffname Feststoff  ⇌  Dissoziation pKsp calc. pKsp lit. Quellen
Thorium(IV)fluorid ThF4  ⇌  Th4+ + 4 F- 32.17 28.3[3] [8] [9] [10] 
Thorium(IV)sulfat Th(SO4)2  ⇌  Th4+ + 2 SO42- 20.5 [3] [9] [11] 
Thorium(IV)sulfid ThS2  ⇌  Th4+ + 2 S2- 17.01 [3] [9] [12] 
Tabelle 2: Berechnete Löslichkeitsprodukte (pKcalc.). Diese Werte sind theoretisch und in ihrer Genauigkeit von den Gibbs-Enthalpien der zugrunde liegenden Ionen bzw. nicht dissoziierten Stoffe abhängig. Es wird dabei nicht geprüft, ob eine Substanz wirklich existent ist. So werden beispielsweise auch für Ammoniumhydroxid oder Kupfer(I)fluorid Werte berechnet, obwohl die undissoziierten Stoffe in Festsubstanz nicht bekannt sind. Auch etwaige Hydrolyse-Reaktionen sind nicht berücksichtigt, d. h. bei stark sauren Kationen und stark basischen Anionen kann die tatsächliche Löslichkeit wesentlich höher sein, als theoretisch berechnet (Beispiele: Aluminium- und Galliumsulfid). Zum Vergleich wurden auch die Literaturwerte (pKlit.) angegeben, sofern bekannt. Die Quellen für die zugrunde liegenden Gibbs-Enthalpien sind in der letzten Spalte angegeben: Der erste Wert ist die Quelle für den ΔFG-Wert des festen Salzes, der zweite für den des Kations und der dritte für den des Anions.

Bemerkungen: [a] Bei 25 °C und einer Ionenstärke von 3 mol/L.
[b] Wert: 47 ± 0.8
[c] Bei 25 °C und einer Ionenstärke von 0.5 mol/L.

Quellen: [1] Prohaska, T., Irrgeher, J., Benefield, J., Böhlke, J. K., Chesson, L. A., Coplen, T. B., ... & Meija, J. (2022). Standard atomic weights of the elements 2021 (IUPAC Technical Report). Pure and Applied Chemistry, 94(5), 573-600. https://doi.org/10.1515/pac-2019-0603
[2] Wiberg, N., Wiberg, E. & Holleman, A. F. (2007). Lehrbuch der anorganischen Chemie. (S. 300, 1304, 1878). Walter de Gruyter. https://doi.org/10.1515/9783110206845
[3] Binnewies, M. (1996). Chemische Gleichgewichte. Grundlage, Berechnungen, Tabellen. VCH Verlagsgesellschaft mbH.
[4] Dean, J. A. (1999). Lange's handbook of chemistry. McGraw-Hill. Inc., New York
[5] Fanghänel, T., & Neck, V. (2002). Aquatic chemistry and solubility phenomena of actinide oxides/hydroxides. Pure and Applied Chemistry, 74(10), 1895-1907. https://doi.org/10.1351/pac200274101895
[6] Yui, M., Azuma, J., & Shibata, M. (1999). JNC thermodynamic database for performance assessment of high-level radioactive waste disposal system. Japan Nuclear Cycle Development Institute
[7] Feitknecht, W., & Schindler, P. (1963). Solubility constants of metal oxides, metal hydroxides and metal hydroxide salts in aqueous solution. Pure and Applied Chemistry, 6(2), 125-206. https://doi.org/10.1351/pac196306020125
[8] Lide, D. R. (2005). Standard thermodynamic data for chemical substances, in: CRC Handbook of Chemistry and Physics, Internet Version 2005. CRC Press Boca Raton.
[9] Vieillard, P., Tardy, Y. (1984). Thermochemical Properties of Phosphates. In: Nriagu, J.O., Moore, P.B. (eds) Phosphate Minerals. Springer https://doi.org/10.1007/978-3-642-61736-2_4
[10] Lide, D. R. (2005). Thermodynamic properties of aqueous systems, in: CRC Handbook of Chemistry and Physics, Internet Version 2005. CRC Press Boca Raton.
[11] Charykova, M. V., Krivovichev, V. G., & Depmeir, W. (2010). Thermodynamics of arsenates, selenites, and sulfates in the oxidation zone of sulfide ores: I. Thermodynamic constants at ambient conditions. Geology of Ore Deposits, 52, 689-700. https://doi.org/10.1134/S1075701510080015
[12] Cobble, J. W., & Stephens, H. P. (1971). Thermodynamic properties of the aqueous sulfide and bisulfide ions and the second ionization constant of hydrogen sulfide over extended temperatures. Inorganic Chemistry, 10(3), 619-625.