Warum ist Silberchlorid weniger löslich als Silbernitrat?
On Februar 1, 2021 by adminVerwandte Themen: Reaktion zwischen Silbernitrat und Aluminium Chlorid
Experimentell ist $ \ ce {AgCl} $ in Wasser unlöslich, aber $ \ ce {AgNO3} $ ist löslich. Sie sind in einem Labor ziemlich häufig ($ \ ce {AgCl} $ ist ein häufiger Niederschlag) – daher denke ich, dass die meisten von uns dies wissen.
By Fajans Regeln Andererseits impliziert ein größeres Anion $ \ mehr Polarisation / kovalentes Zeichen $ \ weniger Löslichkeit. Aber $ \ ce {NO3 -} $ ist das größere Anion, aber $ \ ce {AgNO3} $ ist löslicher.
Gibt es einen theoretischen Grund dafür?
Antwort
In dem Kommentar zu meiner vorherigen Antwort haben Sie nach einem theoretischen Grund für die Löslichkeiten gefragt, ohne die Energiedaten zu berücksichtigen. Da ich aus energetischen Gründen weiß, dass es nicht um die Solvatisierung der Anionen geht, kann ich einen Grund angeben, der auf der Stärke der Ionenbindung in den beiden Verbindungen beruht. Diese Referenz (wie auch andere) gibt an, dass die Bindung in $ \ ce {AgCl} $ einen ungewöhnlich hohen kovalenten Charakter hat, was sie zu einer engeren Bindung macht. Das $ \ ce {Ag +} $ -Ion und das $ \ ce {Cl -} $ -Ion sind nahezu gleich groß (wobei das Silberion kleiner ist), sodass sie sich ziemlich nahe kommen können. In Silbernitrat ist das $ \ ce {NO3 -} $ -Ion größer und erlaubt keine so enge Annäherung wie das Chloridion, so dass die Bindung schwächer, leichter aufzubrechen und das Salz löslicher ist.
Antwort
Ich fürchte, dies ist eher eine Nichtantwort (oder warum ist es so schwierig, dies zu beantworten). ..
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Nahezu alle Nitrate sind löslich. Dies wird häufig durch die außergewöhnlich gute Delokalisierung der negativen Ladung erklärt.
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Andererseits sind Silbersalze im Allgemeinen nicht gut löslich (ich erinnere mich nur an Fluorid, Nitrat und Perchlorat als löslich. Sulfat, Carbonat, Oxid, Sulfid (natürlich), sogar das stöchiometrische Cyanid (wenn ich mich richtig erinnere) ist nicht „. t löslich.
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Im Fall des Nitrats scheint die normalerweise gute Löslichkeit von Nitraten die normalerweise nicht so gute Löslichkeit von Silbersalzen zu gewinnen.
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Für das Chlorid ist es vielleicht ähnlich: Das Chlorid steht zwischen der guten Löslichkeit von AgF und der geringen Löslichkeit von AgBr. Gerade hier gewinnt „unlöslich“.
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(Es gibt auch – glaube ich, im Zusammenhang mit Fajan – das HSAB-Konzept , das versucht, sich auch auf zu erstrecken hart-hart-unlösliche Salze [z.B. $ \ ce {CaF2} $ ] – Für den Fall hier ist es jedoch ungefähr genauso wenig hilfreich wie Fajan. Ich denke, diese beiden Konzepte funktionieren in einer Reihe ähnlicher Ionen wie Ag-Halogenide besser.
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Ich denke, die Schwierigkeit bei der Erklärung / Vorhersage aus der Theorie kann von der Tatsache herrühren, dass dort sind entgegengesetzte, aber starke Effekte zu berücksichtigen, so dass es schwierig ist, genau vorherzusagen, wie das Ergebnis aussehen wird (Bedeutungsverlust: Wenn Sie zwei fast gleich große Zahlen abziehen, können Sie möglicherweise nicht einmal sicher sein, ob das Ergebnis vorliegt).
substance solubility / (mol/l) AgF 1.4 ⋅ 10¹ = 1.4e1 AgNO3 1 - 5 ⋅ 10⁰ = 1e0 - 5e0 AgCl 5 ⋅ 10⁻⁴ = 5e-4 AgBr 7 ⋅ 10⁻⁷ = 5e-7 AgI 9 ⋅ 10⁻⁹ = 9e-9 Ag2S 1.7 ⋅ 10⁻¹⁷ = 1.7e-17
Die Löslichkeit zwischen verschiedenen Halogeniden variiert zwischen Fluorid und Iodid um 10 Größenordnungen. Dies entspricht einer 10-fachen Änderung von $ \ Delta_RG ^ 0 $ . Ein Energiefaktor 10 ist wie die kovalente Bindungsstärke gegenüber der H-Bindung oder wie der Rotations- gegenüber dem Schwingungs- gegenüber dem elektronischen Übergang eines Moleküls.
- Schauen Sie sich das Papier an, das ich aus der anderen Frage verlinkt habe. Es konzentriert sich tatsächlich auf $ \ ce {AgCl} $ .
Kommentare
- Ich kann die Exponenten in der Löslichkeitstabelle mit meinem Gerät nicht sehen. Versucht mit Mathjax und blauen Funken kamen vom Bildschirm geflogen. (OK, eigentlich hat es ‚ nicht funktioniert.) Können Sie Ihre Syntax so ändern, dass die Exponenten keine Sonderzeichen benötigen?
- @OscarLanzi: Da sind Sie .
Antwort
Um ein Salz aufzulösen, müssen Sie die Ionen auseinander brechen und sie hydratisieren Lösung. Sie können die Hydratationsenthalpien der Ionen und die Kristallgitterenergie des Feststoffs verwenden, um vorherzusagen, welche Verbindungen sich auflösen werden.
Ich habe Daten gefunden, dass die Kristallgitterenergie von $ \ ce {AgCl} $ ist -916,3 kJ / mol (experimentell) , während die Gitterenergie von $ \ ce {AgNO_3} $ ist -820 kJ / mol. (Da Gitterenergie als die Energie definiert wird, die freigesetzt wird, wenn sich die Ionen zu einem Feststoff verbinden, ist sie immer negativ. Kehren Sie das Vorzeichen für die Energiemenge um, die Sie einsetzen müssen, um den Kristall in der Gasphase in separate Ionen zu zerlegen.) An diesen Daten können Sie erkennen, dass es ziemlich viel mehr Energie erfordert, die $ \ ce {Ag +} $ und $ \ ce {Cl -} $ -Ionen als die $ \ ce {Ag +} $ und $ \ ce {NO3 -} $ -Ionen, vermutlich weil das Chloridion kleiner und fester gehalten wird. Wenn die Hydratationsenthalpie für beide Fälle ungefähr gleich ist (ich konnte keine tatsächlichen Werte finden), reicht es möglicherweise nicht aus, die zusätzliche Energie zu überwinden, die zum Aufbrechen der Ionen erforderlich ist.
Also Sowohl die Hydratationsenthalpie als auch die Kristallgitterenergie sind wichtige Überlegungen zur Löslichkeit. In diese Referenz .
Dieser Absatz wurde zur Antwort hinzugefügt, nachdem er zuerst in die folgenden Kommentare eingefügt wurde. Berechnung aus der Enthalpie der Hydratationsdaten (-850,7 für $ \ ce {AgCl} $ und -794.4 für $ \ ce {AgNO3} $ besagt, dass $ \ ce {Cl -} $ ist das löslichere Ion mit -61,3 kJ / mol (seit dem Beitrag der Solvatisierung von $ \ ce {Ag +} $ wäre in jedem Fall gleich). Nitrat wäre weniger löslich in Übereinstimmung mit den Fajan-Regeln. Die Enthalpie der Hydratationsdaten wurde aus Problemen in einem Chemiebuch erhalten.
Kommentare
- ‚ ist noch experimentell – Sie ‚ habe die Energiedaten genommen. Ich ‚ suche nach einem theoretischen Grund. ‚ ist das genaue Gegenteil von dem Die Regeln von Fajan ‚ sagen voraus.
- Die Regeln von Fajan ‚ sprechen von der Polarisierbarkeit der Ionen, die sich darauf auswirken würden, wie Nun, sie sind ‚ solvatisiert, aber die Solvatisierung ist nur ein Aspekt der Löslichkeit, wobei der andere Teil von der Kristallgitterenergie abhängt. Sie können ‚ die Löslichkeit des $ \ ce NO_3 ^ – $ -Ions nicht isoliert betrachten, sondern müssen die Verbindung berücksichtigen. Ihre Frage könnte am Ende “ sein, warum Nitratsalze eine niedrigere Gitterenergie haben “ im Gegensatz zur Betrachtung der Hydratationsenergie. Für diese beiden ist der Unterschied in der Gitterenergie größer als der Unterschied in der Hydratationsenergie (berechnet -850,7 für AgCl und -794,4 für $ \ ce AgNO_3 $.
- Entschuldigung, noch ein Kommentar Nach der Berechnung aus der obigen Enthalpie der Hydratationsdaten ist $ \ ce Cl ^ – $ mit -61,3 kJ / mol das löslichere Ion (da der Beitrag der Solvatisierung von $ \ ce Ag ^ + $ in gleich wäre in jedem Fall). Nitrat wäre das weniger lösliche Ion (aus Energiegründen) in Übereinstimmung mit den Regeln von Fajan ‚.
Antwort
Sehen Sie sich die Kristallstruktur von $ \ ce {AgCl} $ vs $ \ ce {AgNO3} $ an.
Chloride bilden normalerweise eine flächenzentrierte Oberfläche kubische Kristalle, während Nitrate trigonale planare Kristalle bilden. Nitrat ist ein dreieckiges Molekül mit einer positiven Ladung des Stickstoffs und einer (2–) Ladung des Sauerstoffs. In der FCC interagiert jedes Ion mit sechs Ionen entgegengesetzter Ladung in einer oktaedrischen Anordnung.
Aber mit einem Nitrat werden die Nitrationen a Sie interagieren nur mit 2 Ionen entgegengesetzter Ladung oberhalb und unterhalb der 2/3 negativen Ladung der Sauerstoffatome und weisen auf benachbarten positiv geladenen Stickstoff hin. Diese Anordnung ist weitaus instabiler und in Silbernitrationen ist es weitaus wahrscheinlicher, dass sie durch Ionen-Dipol-Wechselwirkungen weggewischt werden.
Kommentare
- Es gibt weder eine positive “ Ladung “ auf dem Stickstoff noch eine negative “ Ladung “ auf dem Sauerstoff. Das Nitration wird mit kovalenten Bindungen zusammengehalten und die einzelne negative Ladung wird über dem Ion delokalisiert. Sprechen Sie über Oxidationszahlen? Die Stickstoff-Sauerstoff-Bindungen wären polar mit einer höheren Elektronendichte auf den Sauerstoffatomen, aber die Elektronendichte wäre gleichmäßig über die 3 Sauerstoffatome verteilt.
- Können Sie mich auf eine Referenz für Nitrate hinweisen, die trigonale planare Kristalle bilden? Ich ‚ bin damit nicht vertraut. Die Form des Nitrations (zusammengehalten mit kovalenten Bindungen) wäre in der VSEPR-Theorie trigonal planar. Ein Artikel über die Form von Silbernitratkristallen wird hier beschrieben. Pubs.rsc.org/en/Content/ArticleLanding/1966/J1/j19660000123
Antwort
Da bin ich mir nicht sicher.Auch ich war sehr neugierig auf Niederschläge und dies ähnelt dem, was ich irgendwo im Internet gelesen hatte (kann die Site nicht finden, habe sie von Wikipedia erhalten)
Die Löslichkeit tritt unter einem dynamischen Gleichgewicht auf, was bedeutet, dass die Löslichkeit aus den gleichzeitigen und entgegengesetzten Prozessen der Auflösung und Phasenverbindung (z. B. Ausfällung von Feststoffen) resultiert. Das Löslichkeitsgleichgewicht tritt auf, wenn die beiden Prozesse mit einer konstanten Geschwindigkeit ablaufen
Demnach ist der Prozess der Phasenverbindung sehr viel mehr als die Auflösung in $ \ ce {AgCl } $ ist also in Wasser unlöslich, aber in $ \ ce {AgNO3} $ ist es genau umgekehrt.
Antwort
In $ \ ce {AgCl} $ und $ \ ce {AgNO3} $ ist das Kation das gleiche, dh das Silberion. Vergleichen Sie nun das Anion. Je größer das Anion ist, desto geringer ist die effektive Kernladung auf der Valenzschale Verformung des Anions aufgrund des Kations. Mehr Verformung bedeutet kovalenter Natur der Bindung. Mehr Kovalenz bedeutet weniger Löslichkeit.
Antwort
SCHÖN EINFACH: Die Bindung zwischen AgCl ist kovalenter und hat eine größere Größe Die Ionen sind fast gleich groß und daher in Wasser unlöslich.
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