Obliczenia w roztworach

Transkrypt

Obliczenia z wykorzystaniem równowagi w roztworach
1
Jakie są składniki roztworu?
Które reakcje dysocjacji przebiegają
całkowicie (100% dysocjacji)?
Które reakcje osiągają stan
równowagi?
Które z reakcji równowagowych jest
dominująca i determinuje pH
roztworu?
2
Algorytm
1.
2.
Utwórz listę składników roztworu
Wskaż reakcje, które przebiegają całkowicie bez ustalania równowagi
(mocny kwas lub zasada)

Dla tej reakcji określ

3.
4.
5.
6.
7.
8.
9.
10.
11.
Stężenia produktów
Wypisz główne składniki roztworu po reakcji
Określ, który z głównych składników roztworu jest kwasem i zasadą
Na podstawie wartości stałych równowag dla reakcji z kwasami i
zasadami określ, która z reakcji równowagowych będzie kontrolować
pH
Dla dominującej reakcji utwórz wyrażenie na stałą równowagi
Wypisz stężenia początkowe składników roztworu
Określ zmianę, jaka musiała nastąpić, aby mógł być osiągnięty stan
równowagi
Stosując wielkość określającą zmianę określ stężenia równowagowe
Wstaw równania określające stężenia równowagowe do wyrażenia na
stałą równowagi
Rozwiąż równanie w sposób przybliżony zakładając niewielką zmianę
Sprawdź stopień dysocjacji. Jeżeli α<5% to rozwiązanie można uznać3
za dokładne. Jeżeli α>5% powtórz obliczenia w sposób dokładny lub
iteracyjnie
Obliczenia - równowagi w
roztworach
Przykł
Przykład 1 sł
słaby kwas
Oblicz stopień dysocjacji i pH 1.00 dm3 0.010 M roztworu
CH3COOH. Stała Ka dla tego kwasu w temperaturze 25oC
wynosi 1.8·10-5.
H2O, CH3COOH – składniki roztworu
CH 3COOH + H 2O
COO−− ++ H 33O
O++
↔ CH 33COO
H 2O + H 2O ↔ H 3O + + OH −
Ka =
Kaa ==11..88⋅ 10−−55
K
K w = 10−14
[CH 3COO − ][ H 3O + ]
[CH 3COOH ]
4
roztworach
Przykł
Przykład 1 sł
słaby kwas
CH 3COOH + H 2O
Stan początkowy
Zmiana
Równowaga
↔ CH 3COO − + H 3O +
0.01
-x
0.01-x
0
+x
x
0
+x
x
x2
= 1.8 ⋅10 −5
0.01 − x
0.01 − x ≅ 0.01
Ka =
x 2 = 0.01⋅1.8 ⋅10 −5
x = 1.8 ⋅10 −7 = 4.24 ⋅10 − 4
5
roztworach
Przykł
Przykład 1 sł
słaby kwas
α=
x
4.24 ⋅10 −4
⋅100% =
100% ≅ 4.2% < 5%
[CH 3COOH ]o
0.01
mol
dm 3
pH = − log([ H 3O + ]) = 3.37
x = [ H 3O + ] = 4.24 ⋅10 − 4
Cyfry znaczące wyniku
Specyfika funkcji logarytmicznej
6
roztworach
Przykł
Przykład 1 sł
słaby kwas
Co = 0.10 mol/dm3
CH 3COOH + H 2O
Stan początkowy
Zmiana
Równowaga
↔ CH 3COO − + H 3O +
0.1
-x
0.1-x
0
+x
x
0
+x
x
x2
= 1.8 ⋅10 −5
0.1 − x
0.1 − x ≅ 0.1
Ka =
x 2 = 0.1 ⋅1.8 ⋅10 −5
x = 1.8 ⋅10 −6 = 1.34 ⋅10 −3
7
roztworach
Przykł
Przykład 1 sł
słaby kwas
α=
x
1.34 ⋅10 −3
⋅100% =
100% ≅ 1.3% < 5%
[CH 3COOH ]o
0.1
mol
dm3
pH = − log([ H 3O + ]) = 2.87
x = [ H 3O + ] = 1.34 ⋅10 − 4
cyfry znaczące wyniku!!!
8
roztworach
Przykł
Przykład 1 sł
słaby kwas
rozwiązanie przybliżone
Co ,
mol/dm3
[H3O+],
mol/dm3
α, %
0.00001
1.3·10-5
134
0.0001
4.2 ·10-5
42
0.001
1.3 ·10-4
13
0.01
4.2 ·10-4
4.2
0.1
1.3 ·10-3
1.3
1
4.2 ·10-3
0.42
Założenie o małym
nie działa?
Dla niskich stężeń ≤0.001 obliczenia trzeba powtórzyć
9
roztworach
Przykł
Przykład 1 sł
słaby kwas
rozwiązania dokładne
x2
= Ka
c0 − x
x 2 + K a x − K a c0 = 0
∆ = K a2 + 4 K a c0
∆ = K a2 + 4 K a c0 > 0
x1 =
− K a + K a2 + 4 K a c0
> 0 lub
2
x1 =
− K a − K a2 + 4 K a c0
<0
2
10
roztworach
Przykł
Przykład 1 sł
słaby kwas
rozwiązania przybliżone
rozwiązania dokładne
Co ,
mol/dm3
[H3O+],
mol/dm3
α, %
Co ,
mol/dm3
[H3O+],
mol/dm3
α, %
0.00001
1.3·10-5
134
0.00001
7.2·10-6
72
0.0001
4.2 ·10-5
42
0.0001
3.4·10-5
34
0.001
1.3 ·10-4
13
0.001
1.3 ·10-4
13
0.01
4.2
·10-4
4.2
0.01
4.2
·10-4
4.2
0.1
1.3 ·10-3
1.3
0.1
1.3 ·10-3
1.3
1
4.2 ·10-3
0.42
1
4.2 ·10-3
0.42
11
Zależność stopnia dysocjacji od
stężenia
Przykł
Przykład 1 sł
słaby kwas
↔ CH 3COO − + H 3O +
K a = 1.8 ⋅10 −5
80
80
70
70
60
60
50
50
40
40
30
30
20
20
10
10
α, %
α, %
CH 3COOH + H 2O
0
0
0
0.2
0.4
0.6
c0, mol/dm3
0.8
1
1E-05 0.0001 0.001
0.01
0.1
1
c0, mol/dm3
w skali logarytmicznej
12
Zależność stopnia dysocjacji od
stężenia
Prawo rozcień
rozcieńczeń
czeń Ostwalda
HA(aq) + H2O(l) ↔ H3O(aq) + A-(aq)
H 3O + A −
HA
[ A− ] = [ H 3O + ] = c0 ⋅ α
[ HA] = c0 − c0 ⋅ α = c0 (1 − α )
(c0 ⋅ α )2
c ⋅α 2
= 0
Ka =
c0 (1 − α ) 1 − α
=
H+ A−
HA
K a = c0 ⋅ α 2
α=
Ka
c0
i α << 1
stopień dysocjacji a, %
Ka =
13
stężenie
roztworach
Przykł
Przykład 1 sł
słaby kwas i autodysocjacja wody
Co = 0.000010 mol/dm3
1) CH 3COOH + H 2O ↔ CH 3COO − + H 3O +
2) H 2 O + H 2 O
Stan początkowy
Zmiana
Równowaga
↔
K a = 1.8 ⋅ 10−5
H 3O + + OH −
K w = 10−14
0.00001
-x1
0.00001-x1
Ka =
0
+x1
+x1
0
+x1+x2
x1+x2
x1 ( x1 + x2 )
= 1.8 ⋅ 10−5
−5
10 − x1
K w = x22 = 10−14
⇒
x2 = 10−14 = 10−7
mol / dm 3
14
roztworach
Przykł
Przykład 1 sł
słaby kwas
x1 ( x1 + 10−7 )
= 1.8 ⋅ 10−5
−5
10 − x1
x12 − (1.8 ⋅ 10−5 − 10−7 ) x1 + 1.8 ⋅ 10−10 = 0
x12 − 1.8 ⋅ 10−5 x1 + 1.8 ⋅ 10−10 = 0
Dalej rozwiązanie dokładne
Czy można rozwiązać w sposób przybliżony?
Przy stężeniu c0=0.00001 mol/dm3 rozwiązanie wciąż sprowadza
się do rozważenia tylko jednej równowagi kwasu octowego.
Jakie musi być stężenie kwasu octowego aby równowaga
autodysocjacji wody miała wpływ na rozwiązanie?
15
Czynniki wpływające na stopień
dysocjacji

Stężenie
Temperatura
Rodzaj rozpuszczalnika
Wspólny jon
16
roztworach
Przykł
Przykład 2 sł
słaby kwas i mocny kwas
Oblicz pH 1.00 dm3 roztworu zawierającego 0.010 mola
CH3COOH oraz 0.010 mola HCl. Oblicz stopień
dysocjacji CH3COOH w tym roztworze. Stała Ka dla tego
kwasu w temperaturze 25oC wynosi 1.8·10-5.
CH3COOH, HCl
CH 3COOH + H 2O
↔ CH 3COO − + H 3O +
K a = 1.8 ⋅ 10−5
HCl → H 3O + + Cl −
[CH 3COO − ][ H 3O + ]
Ka =
[CH 3COOH ]
17
roztworach
Przykł
Przykład 2 sł
CH 3COOH + H 2O
Stan początkowy
Zmiana
Równowaga
0.01
-x
0.01-x
↔ CH 3COO − + H 3O +
0
+x
x
0.01
+x
0.01+x
x(0.01 + x )
= 1.8 ⋅10 −5
0.01 − x
0.01 − x ≅ 0.01 i 0.01 + x ≅ 0.01
Ka =
x = 1.8 ⋅10 −5
mol / dm 3
18
roztworach
Przykł
Przykład 2 sł
x
1.8 ⋅10 −5
α=
⋅100% =
100% ≅ 0.18%
[CH 3COOH ]o
0.01
mol
dm 3
pH = − log([ H 3O + ]) = 2
[ H 3O + ] ≈ 0.01
Pod wpływem dodatku HCl stopień
dysocjacji CH3COOH zmalał z 4.2 % do
0.18%
pH roztworu pochodzi jednak od
mocnego kwasu!
19
roztworach
Przykł
Przykład 3 bufory
Oblicz pH 1.00 dm3 roztworu zawierającego 0.010 mola
CH3COOH oraz 0.010 mola CH3COONa. Stała Ka dla
tego kwasu w temperaturze 25oC wynosi 1.8·10-5.
CH3COOH, CH3COONa
CH 3COOH + H 2O
↔ CH 3COO − + H 3O +
K a = 1.8 ⋅10 −5
CH 3COONa → Na + + CH 3COO −
[CH 3COO − ][ H 3O + ]
Ka =
[CH 3COOH ]
20
roztworach
Przykł
Przykład 3 bufory
CH 3COOH + H 2O
Stan początkowy
Zmiana
Równowaga
↔ CH 3COO − + H 3O +
0.01
-x
0.01-x
Ka =
0.01
+x
0.01+x
0
+x
+x
(0.01 + x )x = 1.8 ⋅10 −5
0.01 − x
0.01 − x ≅ 0.01 i 0.01 + x ≅ 0.01
x = 1.8 ⋅10 −5
mol / dm 3
21
roztworach
Przykł
Przykład 3 bufory
W ogólności
mol
dm 3
pH = − log([ H 3O + ]) = 4.74
x = [ H 3O + ] = 1.8 ⋅10 −5
Ka =
[CH 3COO − ][ H 3O + ]
[CH 3COOH ]
[ H 3O + ] =
K a [CH 3COOH ]
[CH 3COO − ]
 K [CH 3COOH ] 
pH = − log([ H 3O + ]) = − log a
−
 =
 [CH 3COO ] 
 [CH 3COOH ] 

= − log K a − log
− 
 [CH 3COO ] 
22
Bufory
kwasowy
c 
pH = pK a − log kw 
 cs 
zasadowy
 c 
pH = pK w − pK b − log s 
 czas 
Własności roztworu buforowego:
- pH nie zmienia się z rozcieńczeniem
- pH zmienia się nieznacznie pod wpływem niewielkiego dodatku
kwasu lub zasady nieznacznie zmienia pH
23
roztworach buforowych
Przykł
Przykład 4 dział
działanie buforu
Dodajemy 0.0050 mola NaOH (stałego) do roztworu z
przykładu 3.
CH3COOH, CH3COONa, NaOH
NaOH → Na + + OH −
OH − + CH 3COOH → CH 3COO − + H 2O
CH 3COOH + H 2O
−
↔ CH 3COO − + H 3O +
K a = 1.8 ⋅10 −5
[CH 3COO − ][ H 3O + ]
Ka =
[CH 3COOH ]
Film 1 bufor działanie.MOV
24
Przykł
Przykład 4
CH 3COOH + H 2O
Stan początkowy
Zmiana
Równowaga
↔ CH 3COO − + H 3O +
0.005
-x
0.005-x
Ka =
0.015
+x
0.015+x
(0.015 + x )x = 1.8 ⋅10
0
+x
+x
−5
0.005 − x
0.005 − x ≅ 0.005 i 0.015 + x ≅ 0.015
0.015 x
= 1.8 ⋅ 10−5
Ka =
0.005
25
3 x = 1.8 ⋅ 10−5
Przykł
Przykład 4
mol
dm3
pH = − log([ H 3O + ]) = 5.22
x = [ H 3O + ] = 6.0 ⋅10 −6
∆pH = 5.22 − 4.74 = 0.48
Po dodaniu 0.005 mola NaOH do 1 dm3 czystej wody (pH=7 w
temperaturze 25oC)
mol
dm 3
−
pOH = − log([OH ]) = 2.30
pH = 11.7
∆pH = 11.7 − 7.0 = 4.70
[OH − ] = 0.0050
26
Bufory
Przykł
Przykład 5 projektowanie roztworó
roztworów buforowych
Potrzebny jest bufor o pH 4.30. Do dyspozycji są następujące kwasy i ich
sole sodowe:
Kwas chlorooctowy CH2ClCOOH
Kwas propionowy C2H5COOH
Kwas benzoesowy C6H5COOH
Kwas chlorowy (I) HClO
Ka = 1.35·10-3
Ka = 1.3·10-5
Ka = 6.4·10-5
Ka = 3.5·10-8
HA + H 2O → H 3O + + A−
[ H 3O + ][ A− ]
[ HA]
K [ HA]
[ H 3O + ] = a −
[A ]
Ka =
27
Bufory
Przykł
Przykład 5 projektowanie roztworó
roztworów buforowych
Odczynnik
Kwas
chlorooctowy
Kwas
propionowy
Kwas
benzoesowy
[ H 3O + ] =
K a [ HA]
[ A− ]
[ HA]
[ A− ]
[ HA]
5.0·10-5=1.35·10-3 [ A− ]
3.7·10-2
[ HA]
5.0·10-5=1.3·10-5 [ A− ]
3.8
[ HA]
5.0·10-5=6.4·10-5 [ A− ]
0.78
Kwas chlorowy
[ HA]
(I)
5.0·10-5=3.5·10-8 −
[A ]
1.4·103
28
Bufory
Przykł
Przykład 6 pojemność
pojemność buforowa
Dodajemy 0.0050 mola NaOH (stałego) do 1.00 dm3
roztworu roztworu zawierającego 0.50 mola CH3COOH
oraz 0.50 mola CH3COONa. Stała Ka dla tego kwasu w
temperaturze 25oC wynosi 1.8·10-5.
CH3COOH, CH3COONa, NaOH
OH − + CH 3COOH → CH 3COO − + H 2O
CH 3COOH + H 2O
↔ CH 3COO − + H 3O +
K a = 1.8 ⋅10 −5
−
29
Bufory
Przykł
CH 3COOH + H 2O
Stan początkowy
Zmiana
Równowaga
0.495
-x
0. 495-x
Ka =
↔ CH 3COO − + H 3O +
0.505
+x
0.505+x
0
+x
+x
(0.505 + x )x = 1.8 ⋅10 −5
0.495 − x
0.495 − x ≅ 0.495 i 0.505 + x ≅ 0.505
x = 1.76 ⋅10 −5
30
Bufory
Przykł
mol
dm 3
pH = − log([ H 3O + ]) = 4.75
x = [ H 3O + ] = 1.76 ⋅10 −5
∆pH = 4.75 − 4.74 = 0.1
Zmiana pH w przypadku buforu bardziej rozcieńczonego była znacznie
większa (przykład 4)
∆pH = 5.22 − 4.74 = 0.48
Co określa pojemność buforową? Który bufor ma większą pojemność?
31
Iloczyn rozpuszczalności
W nasyconym roztworze słabo rozpuszczalnej soli również
ustala się równowaga:
An Bm ( s ) ↔ nA(mr)+ + mB(nr+)
równowaga heterogeniczna – 2 fazy
K s = [ Am + ]n [ B n + ]m
iloczyn rozpuszczalności
(solubility product)
K s = f (T , p )
32
[ Am + ] = R ⋅ n
R – rozpuszczalność soli, mol/dm3
n+
[B ] = R ⋅ m
K s = n n m m [ R ]n + m
33
Substance
T, °C
Ksp
Hydroxides
Carbonates
CaCO3
PbCO3
Li2CO3
NiCO3
25
20
0
5 × 10-9
Ca(OH)2
0
9 × 10-6
10-13
Fe(OH)2
18
7 × 10-16
10-3
Pb(OH)2
20
2 × 10-15
Mn(OH)2
18
1.7 × 10-13
1.4 ×
2×
10-7
25
1.2 ×
25
1.8× 10-14
CdC2O4
25
1.5× 10-8
25
1.1×
10-12
MgC2O4
25
8.5× 10-5
3.5×
10-5
Sulfates
BaSO4
25
1.1 × 10-10
CaSO4
30
6 × 10-5
Hg2SO4
25
7 × 10-7
Ag2SO4
0
5 × 10-6
SrSO4
0
4 × 10-7
CdS
18
4 × 10-30
MnS
18
3 × 10-14
HgS
18
1.5 × 10-53
CuS
18
2 × 10-37
Chromates
PbCrO4
Ag2CrO4
SrCrO4
Oxalates
25
Halides: chlorides,
bromides, iodides
CuI
18
7 × 10-13
PbBr2
20
9 × 10-6
PbCl2
20
1.2 × 10-5
HgI2
25
3 × 10-29
Hg2Br2
25
6 × 10-23
Hg2Cl2
25
1.4 × 10-18
AgBr
100
5 × 10-10
AgCl
10
4 × 10-11
AgI
25
9 × 10-17
Sulfides
34
Obliczenia związane z iloczynem
rozpuszczalności
Przykł
Przykład 6 rozpuszczalność
rozpuszczalność
Iloczyn rozpuszczalności Cu(IO3)2=1.4·10-7 (w temp.
25oC). Oblicz rozpuszczalność tego związku w mol/dm3.
2+
Cu ( IO3 ) 2 ( s ) ↔ Cu( r ) + 2 IO3−( r )
R
mol
dm 3
K Cu ( IO3 ) 2
mol
mol
2R 3
3
dm
dm
2
= R ⋅ (2 R) = 4 R 3 = 1.4 ⋅10 −7
R
1.4 ⋅10 −7
R=
= 3.3 ⋅10 −3
4
3
mol
dm3
35
rozpuszczalności
Przykł
Przykład 6 wspó
wspólny jon i rozpuszczalność
rozpuszczalność
Iloczyn rozpuszczalności CaF2=4.0·10-11 (w temp. 25oC).
Oblicz rozpuszczalność tego związku w 0.025 M
roztworze NaF.
−
2+
CaF2 ( s ) ↔ Ca ( r ) + 2 F( r )
KCaF2 = [Ca 2+ ][ F − ]2
Stan początkowy
Zmiana
Równowaga
0
+R
R
0.025
+2R
0.025+2R
KCu ( IO3 )2 = R ⋅ (0.025 + 2 R ) 2 ≅ R ⋅ 0.0252
R=
4.0 ⋅ 10−11
= 6.4 ⋅ 10−6
−6
6.25 ⋅ 10
mol
dm 3
36
rozpuszczalności
Przykł
Przykład 7 warunki wytrą
wytrącania osadó
osadów
Zmieszano 750 cm3 0.0040 M roztworu Ce(NO3)3 i
300 cm3 0.020 M roztworu KIO3. Czy wytrąci się osad?
Ce(3r+) + 3IO3−( r ) ↔ Ce( IO3 )3( s )
K s = 1.9 ⋅ 10−10
Objętość końcowa roztworu:
Vk = V p ,Ce ( NO3 )3 + V p ,KIO3 = 750 + 300 = 1050 cm 3
Z bilansu masy (liczby moli) wynika:
n p ,Ce3+ = nk ,Ce3+
n p , IO − = nk , IO −
3
3
c p ,Ce3+ ⋅ V p ,Ce ( NO3 )3 = ck ,Ce3+ ⋅ Vk ,Ce ( NO3 )3
c p , IO − ⋅ V p ,KIO3 = ck , IO − ⋅Vk ,KIO3
3
3
37
rozpuszczalności
Przykł
wytrącania osadó
osadów
3+
[Ce ] = 4.0 ⋅ 10
−3
[ IO3− ] = 2.0 ⋅ 10−2
mol 750 cm 3
mol
⋅
= 2.86 ⋅ 10−3
3
3
dm 1050 cm
dm 3
mol 300 cm 3
mol
⋅
= 5.71 ⋅ 10−3
3
3
dm 1050 cm
dm 3
Obliczamy równoważnik reakcji Q
Q = [Ce3+ ]0 ⋅ [ IO3− ]30 = (2.86 ⋅ 10−3 ) ⋅ (5.71 ⋅ 10−3 )
3
Q = 5.3 ⋅ 10−10 > K s = 1.9 ⋅ 10−10
Osad wytrąci się
38
rozpuszczalności
Przykł
wytrącania osadó
osadów
Zmieszano 100 cm3 0.050 M roztworu Pb(NO3)2 i
200 cm3 0.100 M roztworu NaI. Oblicz stężenia
równowagowe jonów w tym roztworze?
Pb(2r+) + 2 I (−r ) ↔ PbI 2 ( s )
K s = 1.4 ⋅ 10−8
Objętość końcowa roztworu:
Vk = V p ,Pb ( NO3 )2 + V p , NaI = 100 + 200 = 300 cm 3
Z bilansu masy (liczby moli) wynika:
n p ,Pb2 + = nk ,Pb2+
c p ,Pb2+ ⋅ V p ,Pb ( NO3 )2 = ck ,Pb2 + ⋅ Vk ,Pb ( NO3 )2
n p , I − = nk , I −
c p , I − ⋅ V p , NaI = ck , I − ⋅ Vk , NaI
39
rozpuszczalności
Przykł
wytrącania osadó
osadów
2+
[ Pb ] = 5.0 ⋅ 10
[ I − ] = 1.0 ⋅ 10−1
−2
mol 100 cm 3
mol
⋅
= 1.67 ⋅ 10−2
3
3
dm 300 cm
dm 3
mol 200 cm 3
mol
⋅
= 6.67 ⋅ 10−2
3
3
dm 300 cm
dm 3
1. Obliczamy równoważnik reakcji Q
Q = [ Pb2+ ]0 ⋅ [ I − ]02 = (1.67 ⋅ 10−2 ) ⋅ (6.67 ⋅ 10−2 )
2
Q = 7.4 ⋅ 10−5 > K s = 1.4 ⋅ 10−8
Osad wytrąci się
40
rozpuszczalności
Przykł
wytrącania osadó
osadów
2. Sprawdzamy, czy któryś z substratów jest w nadmiarze
2+
−
(r)
(r)
2( s )
Pb + 2 I
→ PbI
n p ,Pb2 + = c p ,Pb2 + ⋅ V p ,Pb ( NO3 )2 = 0.1 dm 3 ⋅ 0.05
n p , I − = c p , I − ⋅ V p , NaI = 0.2 dm 3 ⋅ 0.1
mol
= 0.005 mol
dm 3
mol
= 0.02 mol
dm 3
Pb2+ jest substratem limitującym
Przy założeniu reakcji nieodwracalnej pozostaje w roztworze
nk ,Pb2 + = 0
ck ,Pb2 + = 0
nk , I − = 0.02 − 2 ⋅ 0.005 = 0.01 mol
ck , I − =
0.01 mol
= 3.33 ⋅ 10−2
3
0.3 dm
mol
41
dm 3
rozpuszczalności
Przykł
wytrącania osadó
osadów
3. Obliczamy stężenia równowagowe reakcji
PbI 2 ( s ) ↔ Pb(2r+) + 2 I (−r )
Stan początkowy
Zmiana
Równowaga
0
+x
x
0.0333
+2x
0.0333+x
K PbI 2 = x ⋅ (0.0333 + 2 x) 2 ≅ x ⋅ 0.03332
x = [ Pb 2+ ] = 1.3 ⋅10 −5
sprawdzamy
założenie
[ I − ] = 3.3 ⋅10 − 2
mol
dm3
i
x << 0.0333
i [ I − ] = 3.3 ⋅10 − 2
mol
mol
>> x = 2 ⋅1.3 ⋅10 −5
3
dm
dm 3
mol
dm 3
42

2AgNO3(r) + NaHCO3(r) + NaOH(r) → Ag2CO3(s) + 2NaNO3 + H2O
brązowy osad

Ag2CO3(s) + 2NaCl(r) → 2AgCl(s) + Na2CO3(r)

2AgCl(s) + 2NH3(r) → Ag(NH3)2Cl(r)

Ag(NH3)2Cl(r) + NaBr(r) → AgBr(s) + NaCl + 2 NH3(r)

AgBr(s) + 2Na2S2O3(r) → Na3Ag(S2O3)2(r) + NaBr(r)

Na3Ag(S2O3)2(r) + KI → AgI(s) + KNaS2O3(r) + Na2S2O3(r)

2AgI(s) + Na2S(r) → Ag2S(s) + 2NaI(r)
biały osad
rozpuszczanie
biały osad
rozpuszczanie
kremowy osad
brunatny osad \
43
Obserwacja
RAg2CO3 > RAgCl > RAgBr > RAgI > RAg2 S
Wyjaśnienie
mol
dm3
8.2 ⋅10−12
= 1.3 ⋅10−4
4
Ag2CO3
K=8.1·10-12
KAg CO = [ Ag+ ]2[CO32− ] = 4R3 R = 3
AgCl
K=1.6·10-10
KAgCl = [ Ag+ ][Cl− ] = R2
R = 1.6 ⋅10−10 = 1.3 ⋅10−5
AgBr
K=5.0 ·10-13
KAgBr = [ Ag+ ][Br− ] = R2
R = 5.0 ⋅10−13 = 7.1⋅10−7
AgI
K=1.5·10-16
KAgI = [ Ag+ ][I − ] = R2
R = 1.5 ⋅10−16 = 1.2 ⋅10−8
Ag2S
K=1.6·10-49
KAg S = [ Ag+ ]2[S 2− ] = 4R3
2
2
3
R=3
1.6 ⋅10−49
= 3.4 ⋅10−17
4
44