Después de de una larga búsqueda de datos hemos podido resolver este asunto que suelen tener muchos de nuestros lectores. Te brindamos la solución y deseamos serte de mucha apoyo.
Solución:
Solución 1:
El principio de Le Châtelier solo establece que un sistema previamente en equilibrio querrá Quédate en equilibrio, es decir, si lo perturbamos, intentará volver al equilibrio. Este sistema es inicialmente no en equilibrio, y por lo tanto no necesitamos su principio.
Creo que la reacción procede porque la formación de AgCl(s) está favorecido entálpicamente. La cohesión molecular (entalpía) es mayor en AgCl que en AgNO3, promoviendo así su formación. ¿Cómo sé eso? Bueno, parece que AgCl es menos iónico que AgNO.3 ya que es insoluble en agua.
Esta reacción es un tipo de reacción de metátesis. Se puede llamar reacción de doble desplazamiento o reacción de metátesis de sal, dependiendo de con quién estés hablando.
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Las otras respuestas cometen un error, creo. Ambos sugieren que el producto de solubilidad de AgCl es importante para determinar por qué la reacción tiene lugar. Mi opinión es que el argumento, como se presenta, es circular, de la siguiente manera:
El producto de solubilidad del AgCl en agua es muy bajo, por lo que observamos la formación de un precipitado.
vs
El AgCl es insoluble en agua, por lo que su producto de solubilidad es bajo.
Es fácil ver que el hecho de que AgCl sea insoluble en agua implica que tiene un K bajo.sp en agua. Si alguien puede predecir y cuantificar el producto de solubilidad de AgCl en agua desde los primeros principios, entonces esa es otra historia, pero las explicaciones ofrecidas solo se basan en la observación (experimento) para cuantificar la Ksp.
Mi argumento baja por la escalera. Si puede responder por qué AgCl es insoluble en agua, entonces definitivamente puede predecir que Ag+ y Cl– iones de diferentes fuentes (es decir, en diferentes soluciones) puesto en contacto formará espontáneamente un precipitado.
Quizás piense que este argumento también es circular, pero no lo es.
Tenemos acceso al experimento, que nos informa claramente que AgCl es insoluble en agua. Podemos asumir con confianza (¡pero podríamos estar equivocados!) Que el enlace AgCl es menos iónico que el AgNO3 vínculo, ya que prácticamente no se disocia / tiene un K bajosp en agua. Un enlace con un carácter covalente mayor es más estable, ya que los electrones son compartido y no transferido.
Quizás la estructura cristalina de AgCl lo hace especialmente estable a la solubilización de H2O. Creo que es obvio que la entalpía de formación de AgCl es favorable, ya que tiene que contrarrestar una pérdida de entropía desfavorable en la formación de una red cristalina ordenada.
Como puede ver, no puedo proporcionarle un exhaustivo respuesta, llevaría mucho tiempo (para mí) y tendría que realizar muchos cálculos. Realmente espero que alguien pueda aclarar el por qué. Tal vez pueda hacer su propia investigación a partir de las respuestas proporcionadas aquí y volver con una respuesta más “elaborada”.
Solución 2:
Ag está más arriba en la serie Reactivity que Al, pero eso no tiene sentido para mí en este problema.
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de hecho esto es no problema redox, los estados de oxidación no cambian.
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en cambio, es un equilibrio de transición de fase $$ ce Ag + + Cl- <=> AgCl v $$
Como marcó esta pregunta como tarea:
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Edite la pregunta y ponga los números de oxidación para confirmar que no es una reacción redox.
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Busque la constante de solubilidad de AgCl. Junto con la concentración inicial total de $ ce Ag + $ y $ ce Cl – $, puede calcular las concentraciones de equilibrio.
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Verá que la precipitación mueve la reacción hacia el equilibrio (a menos que las concentraciones en la solución acuosa no sean extremadamente bajas).
Aquí hay dos experimentos que puede hacer para comprobar que realmente es un dinámica equilibrio (aunque mucho del lado del precipitado) $$ ce Ag + _ (aq) + Cl (aq) – <=>> AgCl_ (s) $$
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Si perturba el equilibrio eliminando $ ce Ag + $ o $ ce Cl – $, el AgCl se disolverá de nuevo.
Aquí tienes algunas ideas:- Compleja (enmascara) el $ ce Ag + $, por ejemplo, por $ ce NH3 $ o $ ce CN – $
¿Alguna vez has hecho esto? Si no es así, deberías intentarlo. Es realmente rápido. - reducir el $ ce Ag + $
- oxida el Cl-, de modo que $ ce Cl2 ^ $ se elimine del sistema.
(también puede eliminar el AgCl, pero eso no es práctico, ya que nunca estaría seguro de si observa la formación de más precipitado o si no eliminó todo el AgCl)
- Compleja (enmascara) el $ ce Ag + $, por ejemplo, por $ ce NH3 $ o $ ce CN – $
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Crecimiento de cristales en soluciones saturadas. Sin embargo, es posible que tenga que esperar bastante tiempo para este …
F’x nos señaló un artículo Paradigmas y paradojas: la solubilidad de AgCl en agua. Como está detrás de un muro de pago, intentaré resumir algunos puntos.
En primer lugar, en realidad es una especie de pregunta de tarea atrasada:
Está bien establecido en la literatura pedagógica que el AgCl es insoluble en agua, mientras que el NaCl y el KCl son solubles. […] Sin embargo, lo que generalmente no se dice es por qué el AgCl es mucho menos soluble que el NaCl o el KCl.
Aquí hay algunos puntos interesantes para la pregunta:
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Liebman concluye a partir de datos termodinámicos (y contrariamente a las expectativas de HSAB) que $ ce Ag + $ es mejor solvatado que $ ce Na + $ o $ ce K + $
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La energía de celosía para AgCl ($ ce Ag _ (g) ^ + + Cl _ (g) ^ – -> AgCl _ (s) $) es más negativa que para NaCl y KCl.
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El artículo estima que la entalpía de $ ce AgCl _ (g) -> AgCl _ (s) $ es comparable a la de los cloruros alcalinos.
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Liebman concluye de eso, que el cristal de AgCl no es nada especial, pero es bastante similar a NaCl y KCl.
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Entonces, el punto que es diferente es que la formación de AgCl diatómico es mucho más favorable que la formación de NaCl o KCl diatómico.
Mis conclusiones personales: Es una pregunta realmente reflexiva. Me ceñiré al experimento con propiedades medibles como las constantes de equilibrio. 😉
Es decir, la insolubilidad del AgCl no me sorprende: después de todo, estoy acostumbrado a hecho durante años. Y dada la insolubilidad de AgBr y AgI, estimaría insoluble aunque AgF sea soluble (después de todo, $ ce F – $ suele ser diferente de los otros 3). Pero encuentro la situación particular lejos de cualquier tipo de razonamiento de libro de texto que debería presentar conceptos químicos generales a los estudiantes. A menos que se suponga que el mensaje sea que la realidad es complicada … (lo que OTOH permite la belleza de la realidad y la hace interesante). $% editar $
Solución 3:
Para analizar tales situaciones, primero debe darse cuenta de que casi todo está presente como iones. Por ejemplo, si tomó la reacción $ ce NaCl + KBr-> NaBr + KCl $, la “dirección” en la que entra no tiene un significado real ya que $ ce Na + $, $ ce Cl- $, $ ce K + $, $ ce Br – $ están presentes como iones. No hay real reacción pasando aquí, sólo una mezcla de iones.
En este caso, tenemos algo ligeramente diferente. $ ce AgCl $ precipita aquí:
$$ ce 3AgNO3 _ (aq) + AlCl3 _ (aq) -> Al (NO3) 3 _ (aq) + 3AgCl v $$
Similar al caso $ ce NaCl $ anterior, $ ce NO3 – $ y $ ce Al ^ 3 + $ están presentes como iones en ambos lados, por lo que no hay nada de qué preocuparse allí. Podemos eliminarlos de la ecuación con seguridad. Esto reduce la reacción a:
$$ ce 3Ag + + 3Cl- -> 3AgCl v $$
Ahora, hemos reducido la pregunta a “¿por qué $ ce AgCl $ precipita?”. La forma más fácil de decidir es observando la estabilidad termodinámica: el cloruro de plata sólido es más estable. Podemos probar esto experimentalmente o usar entalpías estándar.
Las reacciones avanzan en la dirección de una mayor estabilidad, por lo que la reacción anterior sigue adelante.
Por supuesto, “asumí” que $ ce AgCl $ se precipita al principio; esto fue para no tener que complicar las cosas. Sin embargo, podemos, de manera similar, probar experimentalmente que los otros se encuentran en forma ionizada y generalmente no precipitan. Hay algunos buenos argumentos de por qué $ ce AgCl $ es menos soluble que $ ce AgNO3 $ en esta publicación.
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