Back to chapter

16.13:

שיקוע של יוני

JoVE Core
Chemistry
A subscription to JoVE is required to view this content.  Sign in or start your free trial.
JoVE Core Chemistry
Precipitation of Ions

Languages

Share

אם מערבבים תמיסות של שתי תרכובות יוניות כמו נתרן יודי ועופרת(II)חנקתית, הקטיונים מתמיסה אחת יכולים להתחבר לאניונים מהתמיסה האחרת. כיוון שאחד התוצרים, נתרן חנקתי, מסיס במים, נתרן ויוני חנקה נשארים בתמיסה, בעוד העופרת ויוני היודיד יוצרים משקע של עופרת יודית. מנת התגובה, Q, של תגובת ההמסה שווה למכפלה של ריכוזי העופרת ויוני היודיד.בשונה ממכפלת המסיסות Ksp, מנת התגובה כוללת ריכוזי יונים בכל שלב, לא רק בשיווי המשקל. הערכים של Q ו-Ksp ניתנים להשוואה כדי לחזות אם תתרחש תגובת שיקוע. חשבו על הוספה בטפטוף של תמיסת נתרן יודי לתמיסת עופרת חנקתית.בהתחלה Q קטן מ-Ksp, והן יוני העופרת והן יוני היודיד נמצאים בתמיסה עם יוני הנתרן ויוני החנקה. זוהי תמיסה לא רוויה. כשמוסיפים עוד נתרן יודי, הריכוזים של יוני היודיד ממשיכים לגדול.התגובה מגיעה לשיווי משקל כש-Q שווה ל-Ksp. בשלב זה, כמות קטנה של עופרת יודית מוצקה נמצאת בשיווי משקל דינמי עם היונים ויוצרת תמיסה רוויה. עוד תוספת של נתרן יודי מגדילה את Q על פני Ksp, והתגובה זזה לכיוון המשקע.זוהי תמיסה רוויית-יתר, שבה השיקוע ממשיך עד שריכוזי היונים מופחתים לערכי שיווי המשקל שלהם. לדוגמה, נניח שבערבוב תמיסות נתרן יודי עם עופרת חנקתית נוצרת תמיסה שמכילה 1.6 כפול 10 בחזקת מינוס 4 מולר של יוני עופרת ו-4.0 כפול 10 בחזקת מינוס 4 מולר של יוני יודיד. כאן Q שווה ל 2.6 כפול 10 בחזקת מינוס 11 בעוד Ksp לעופרת יודיד הוא 1.4 כפול 10 בחזקת מינוס 8.מכיוון ש-Q קטן מ-Ksp, עופרת יודיד לא תשקע. חיזוי תגובת שיקוע יכול להועיל מאוד עבור הפרדה של תרכובות יוניות. ניקח לדוגמה תמיסה עם שני יוני מתכת, עופרת ונחושת אם נוספת חומצת מימן כלורי לתמיסה הזו, העופרת(II)הכלורית שוקעת מכיוון שהיא בעלת Ksp קטן, בעוד שהנחושת נשארת בתמיסה מפני שנחושת כלורית מסיסה ביותר במים.הטכניקה הזו נקראת שיקוע סלקטיבי.

16.13:

שיקוע של יוני

Predicting Precipitation

The equation that describes the equilibrium between solid calcium carbonate and its solvated ions is:

Eq1

It is important to realize that this equilibrium is established in any aqueous solution containing Ca2+ and CO32– ions, not just in a solution formed by saturating water with calcium carbonate. Consider, for example, mixing aqueous solutions of the soluble compounds sodium carbonate and calcium nitrate. If the concentrations of calcium and carbonate ions in the mixture do not yield a reaction quotient, Q, that exceeds the solubility product, Ksp, then no precipitation will occur. If the ion concentrations yield a reaction quotient greater than the solubility product, then precipitation will occur, lowering those concentrations until equilibrium is established (Q = Ksp). The comparison of Q to Ksp to predict precipitation is an example of the general approach to predicting the direction of a reaction. For the specific case of solubility equilibria:

Q < Ksp: the reaction proceeds in the forward direction (solution is not saturated; no precipitation observed)

Q > Ksp: the reaction proceeds in the reverse direction (solution is supersaturated; precipitation will occur)

In solutions containing two or more ions that may form insoluble compounds with the same counter ion, an experimental strategy called selective precipitation may be used to remove individual ions from the solution. By increasing the counter ion concentration in a controlled manner, ions in solution may be precipitated individually, assuming their compound solubilities are adequately different. In solutions with equal concentrations of target ions, the ion forming the least soluble compound will precipitate first (at the lowest concentration of counter ion). The other ions subsequently precipitate as their compound’s solubilities are reached.

Precipitation of Silver Halides

A solution contains 0.00010 mol of KBr and 0.10 mol of KCl per liter. AgNO3 is gradually added to this solution. Which forms first, solid AgBr or solid AgCl?

The two equilibria involved are:

Eq2

If the solution contained about equal concentrations of Cl and Br, then the silver salt with the smaller Ksp (AgBr) would precipitate first. The concentrations are not equal, however, so the [Ag+] at which AgCl begins to precipitate and the [Ag+] at which AgBr begins to precipitate must be calculated. The salt that forms at the lower [Ag+] precipitates first.

AgBr precipitates when Q = Ksp for AgBr

Eq3

AgBr begins to precipitate when [Ag+] is 5.0 × 10−9 M.

For AgCl:

AgCl precipitates when Q equals Ksp for AgCl (1.6  × 10-10). When [Cl] = 0.10 M:

Eq4

AgCl begins to precipitate when [Ag+] is 1.6  × 10-9 M.

AgCl begins to precipitate at a lower [Ag+] than AgBr, so AgCl begins to precipitate first. Note the chloride ion concentration of the initial mixture was significantly greater than the bromide ion concentration, and so silver chloride precipitated first despite having a Ksp greater than that of silver bromide.

This text is adapted from Openstax, Chemistry 2e, Chapter 15.1: Precipitation and Dissolution.

Suggested Reading

  1. Firsching, Ferdinand Henry. "Selective precipitation of silver halides from homogeneous solution. Separation of iodide, bromide, and chloride using volatilization of ammonia." Analytical Chemistry 32, no. 13 (1960): 1876-1878.
  2. Reynolds, John P. "Ksp experiment: The solubility product for barium hydroxide." Journal of Chemical Education 52, no. 8 (1975): 521.
  3. Hou, Miaolin, and George L. Baughman. "Predicting the precipitation of acid and direct dyes in natural waters." Dyes and pigments 18, no. 1 (1992): 35-46.