AgCl가 순수한 물에 있을때와 염기성일 용액에 있을 때의 용해도 차이

Question

AgCl의 Ksp = 1.6 x 10^(-10)이고 AgOH의 Ksp = 2 x 10^(-8)이라고 나와있고요

AgCl(s) -> Ag+ + Cl-가 앙금의 분해과정인데 AgCl이 염기성 용액에 있을 때 OH-가 AgCl의 Ag+와 반응해서 Ag+가 얼마나 제거되는지 알아보는데요(Ag+가 많이 제거되면 르샤틀리에 원리 때문에 AgCl이 염기성 용액에서 용해도가 증가하기 때문)

강의에서 AgCl의 Ksp가 1.6 x 10^(-10)이므로 Ag+가 (루트 1.6) x 10^(-5)M 있고

AgOH는 Ksp가 2 x 10^(-8)이므로 Ag+가 (루트2) x 10^(-4)M 있으므로 AgOH보다 AgCl에서 Ag+가 적게 나오기 때문에,

AgCl에서 나오는 Ag+와 염기성용액의 OH-가 붙어 앙금 AgOH를 만들 수 없다고 하더라구요. 근데 이게 무슨 소리인지 이해가 아예 안갑니다.

Ksp를 통해 나온 Ag+가 AgOH보다 AgCl이 적기 때문에, AgCl의 Ag+가 염기성용액의 OH-와 붙어 앙금을 생성하는 반응이 잘 일어나지 않는다는게 무슨 말인지 자세하게 알려주세요 ㅠㅠ

Answer 1

안녕하세요.

아하토큰을 간만에 접속했는데, 반가운분의 질문이 있네요. 은염화은(AgCl)과 수산화은(AgOH)의 용해도 곱(Ksp)에 근거하여 염기성 용액에서의 이온 반응 과정에 대해서 설명드리겠습니다. 은염화은의 용해도 곱은 1.6×10⁻¹⁰으로, 이는 물에 용해될 때 생성되는 은(Ⅰ) 이온과 염화 이온의 농도의 곱임을 나타냅니다. 농도가 동일하므로 [Ag⁺] = [Cl⁻] = s라고 할 때, Ksp = s² = 1.6×10⁻¹⁰이므로 s = √(1.6×10⁻¹⁰) ≈ 1.26×10⁻⁵ M입니다.
반면, 수산화은의 용해도 곱은 2×10⁻⁸ 이며, 이는 수산화 이온과 은(Ⅰ) 이온이 반응하여 생성되는 농도의 곱을 의미합니다. 이를 풀면 [Ag⁺] = [OH⁻] = s = √(2×10⁻⁸) ≈ 1.41×10⁻⁴ M로 계산됩니다.
염기성 용액에서는 수산화 이온의 농도가 높아집니다. 이 상황에서 은염화은에서 방출되는 은(Ⅰ) 이온의 양은 수산화 이온과 반응하여 수산화은을 형성할 가능성이 있지만, 은염화은에서 방출되는 은(Ⅰ) 이온의 농도가 수산화은이 필요로 하는 은(Ⅰ) 이온의 농도보다 현저히 낮습니다. 따라서 염기성 용액에서 수산화 이온과 충분히 반응하여 수산화은을 형성하는 데 필요한 은(Ⅰ) 이온이 제한적이라는 결론에 도달합니다.

이러한 현상은 르샤틀리에 원리에 의해 설명될 수 있으며, 염기성 환경에서 은염화은의 용해도가 현저하게 증가하지 않는 이유를 제공합니다. 즉, 염기성 용액에서 은염화은의 용해도가 증가하지 않는 주된 원인은 수산화 이온과의 반응을 통해 제거될 수 있는 은(Ⅰ) 이온의 양이 제한적이기 때문입니다.