Basiskennis chemie 5/Evenwichten zilverchloride

Zilverchloride

Zilverchloride is een in het laboratorium veel gemaakte stof. Niet omdat het als verbinding zelf zo interessant is, maar omdat zilverchloride een van de weinige slecht oplosbare chloride-zouten is, en chloride is een ion dat als maat voor zout in voedsel (natriumchloride ofwel keukenzout) of de mate van mengen van zoet water en dat uit zee. Door in een titratie aan een oplossing van

{\ce {Cl^{-}}}

(met een beetje zilverdichromaat) een oplossing van het goed oplosbare zilvernitraat toe te voegen ontstaat een neerslag van zilverchloride. Als er geen chloride meer aanwezig is wordt het eerste teveel aan zilver met het ook slecht oplosbare (reode) zilverchromaat zichtbaar gemaakt.

Bewust is er in de vorige alinea sprake van "slecht oplosbaar" en niet "onoplosbaar". Net als bij het waterevenwicht, waarbij een watermolecuul soms uit elkaar valt in een waterstof- en een hydroxide-ion, gebeurt dat ook met slecht oplosbare zouten: Zo heel af en toe gaat een zilver-ion aan het oppervlak van een zilverchloridekristal in oplossing. Het zelfde gebeurt ook met chloride-ionen. Er zijn de hele tijd zilver- en chloride-ionen in de oplossing aanwezig. Er zijn maar heel weinig ionen, zilverchloride is slecht oplosbaar. Van tijd tot tijd komt een zilver-ion toch een chloride-ion tegen en kan daar mee neer slaan.

Zilverchloride gaat in oplossing

{\ce {AgCl_{(s)}\ \longrightarrow \ Ag_{(aq)}^{+}\ +\ Cl_{(aq)}^{-}}}

Reactie 1

Zilverchloride

Zilverchloride tijdens de bepaling van chloride met behulp van een titratie.

: Een zilver-ion en een chloride-ion slaan samen neer:

{\ce {Ag_{(aq)}^{+}\ +\ Cl_{(aq)}^{-}\ \longrightarrow \ AgCl_{(s)}}}

Reactie 2

Om aan te geven dat beide reacties gelijkertijd verlopen worden ze meestal samen als volgt genoteerd:

{\ce {AgCl_{(s)}\ _{\longleftarrow }^{\longrightarrow }\ Ag_{(aq)}^{+}\ +\ Cl_{(aq)}^{-}}}

Reactie 3

Evenwicht in een formule

In het vervolg wordt voor reactie 1 én voor reactie 2 zowel een snelheid "v" gebruikt als een constante "k". Om naar de snelheid van de eerste reactie te verwijzen kun je de reactievergelijking als subscript gebruiken. Dat is nogal veel werk en bovendien moet je goed kijken wat er precies staat. Meestal wordt in plaats van de reactievergelijking gebruik gemaakt van:"v₁". Voor de constante wordt "k₁" genoteerd. Voor het in oplossing gaan van

{\ce {AgCl}}

geldt een beetje hetzelfde als voor het uit elkaar vallen van een watermolecuul in het waterevenwicht. Het gebeurt met een snelheid die afhangt van de aanwezigheid van

{\ce {AgCl}}

en een constante die kenmerkend is voor

{\ce {AgCl}}

. Je kunt het schrijven als:

{\ce {v_{1}\ =\ k_{1}\times [AgCl]}}

Verg. 1

Voor de omgekeerde reactie, een zilver- en een chloride-ion moeten elkaar tegenkomen geldt weer:

Als het aantal zilver-ionen twee keer zo groot is, zal de kans dat een chloride-ion 'n zilver-ion tegenkomt ook twee keer zo groot zijn.

Als het aantal chloride-ionen twee keer zo groot wordt, zal de kans dat een zilver-ion 'n chloride-ion tegenkomt twee keer zo groot worden.

In het algemeen zal gelden dat de kans dat 'n chloride-ion en 'n zilver-ion elkaar tegenkomen afhangt van het product van hun concentraties. Bovendien is er nog een voor deze reactie speciale constante bij betrokken.

Net als hierboven voor de eerste reactie kun je de hele reactie noteren om onderscheid te maken. Het is gebruikelijk, omdat reactie 2 het omgekeerde is van reactie 1, de index als "-1" (min 1) te noteren. De snelheid van de reactie kun je nu schrijven als:

{\ce {v_{-1}\ =\ k_{-1}\times [Ag^{+}]\times [Cl^{-}]}}

Verg. 2

Even snel

Evenwicht betekent dat er "aan de buitenkant" niets verandert. De hoeveelheid zilverchloride en concentraties zilver en chloride veranderen niet. Dan moeten de twee reacties even snel gaan en moet dus gelden:

{\ce {v_{1}\ =\ v_{-1}}}

Verg.3

Maar als de linker leden van de vergelijkingen 1 en 2 aan elkaar gelijk zijn, moet dat ook gelden voor de rechter leden van die vergelijkingen:

{\ce {k_{1}\times [AgCl]\ =\ k_{-1}\times [Ag^{+}]\times [Cl^{-}]}}

Verg. 4

Net als bij het waterevenwicht ga je nu de constanten naar de ene kant en de concentraties aan de andere kant van het gelijkteken verzamelen. Dat levert de volgende vergelijking op:

{\ce {{\frac {k_{1}}{k_{-1}}}\ =\ {\frac {[Ag^{+}]\times [Cl^{-}]}{[AgCl]}}}}

Verg. 5

In het linker lid van de vergelijking moet je twee constanten door elkaar delen. Steeds twee dezelfde getallen door elkaar delen levert ook steeds het zelfde antwoord op. Dit antwoord is zelf ook een constante. Deze wordt meestal genoteerd als K_s. Voor de constanten die bij de afzonderlijke reacties horen worden kleine letters gebruikt. Voor de evenwichtsconstante wordt een hoofdletter gebruikt. De "s" is afkomstig uit het Engels: solubility. De formule wordt dan:

{\ce {K_{s}\ =\ {\frac {[Ag^{+}]\times [Cl^{-}]}{[AgCl]}}}}

Verg. 6

K_s
Oplosbaarheidsproduct

Verschil met eerdere evenwichten

Bij de bespreking van het waterevenwicht en dat van de zuren kon je op dit punt stoppen. Hier blijft de vraag: wat is de concentratie van het zilverchloride? Welke waarde moet je gebruiken voor

{\ce {[AgCl]}}

?

Bij water kon je zeggen: het kleine beetje water dat gebruikt wordt om waterstof- en hydroxide-ionen te maken kun je verwaarlozen in vergelijking met de hoeveelheid water die overblijft. Eigenlijk is de waterhoeveelheid een constante. Door in de formule voor de concentratie water "1" in te vullen en de eigenlijke constante voor de waterconcentratie onder te brengen in de waterconstante kon je daar het probleem oplossen.
In het geval van de zuren is de zuurconcentratie een echte concentratie, dus die kun je gewoon gebruiken. Elk zuur-molecuul kan reageren op het moment dat dat uitkomt.

Met een vaste stof is het anders. Een vaste stof kan alleen op zijn oppervlak reageren met water. Alleen vanaf het oppervlak kunnen ionen in oplossing gaan of er op neerslaan. en eigenlijk is het aantal plekken waarvandaan ionen in oplossing kunnen gaan, in verhouding tot het aantal opgeloste ionen, ongelooflijk klein. Het toevoegen van meer vaste stof leidt niet echt tot een groter oppervlak, want dan zitten er ook weer grotere deeltjes in, die weer zo dicht op elkaar zitten dat ze elkaar in de weg zitten. Een ion dat van het ene deeltje vertrekt zit meteen weer tegen een ander zoutkristal aan. In de praktijk komt het erop neer dat voor de concentratie van een vaste stof een constante waarde geldt. Deze waarde wordt vervolgens in de evenwichtsconstante ondergebracht. De uitdrukking voor het evenwicht blijft wel zoals die in vergelijking 6 is aangegeven, maar voor de concentratie van de vaste stof mag "1" geschreven worden.
1 schrijven omdat dat in de berekening mag is iets anders dan 1 zijn!

Zilverchloride heeft een dichtheid van 5,56 g/cm³. Dat betekent dat er 5560 gram zilverchloride in 1 liter zilverchloride zit. De molaire massa van

{\ce {AgCl}}

is 143,32. Dit betekent dat er ongeveer 5560/143,32 = 38,8 mol vast zilverchloride in een liter vast zilvberchloride zit. Dat is iets meer dan de "1" die je in de berekening mag noteren.

"Concentratie"
van een vast stof

Verzadigde oplossing

Een oplossing van een zout waarin ook nog vaste stof van dat zout aanwezig is dat niet meer kan oplossen wordt een verzadigde oplossing genoemd.

Een verzadigde oplossing is een oplossing die niet nog meer van een bepaalde stof kan bevatten.

Verzadigde oplossing