Entrada¿Qué es un electrolito fuerte? Electrolitos fuertes
fuerte y electrolitos débiles
Los ácidos, bases y sales en soluciones acuosas se disocian, se descomponen en iones. Este proceso puede ser reversible o irreversible.
Durante la disociación irreversible en soluciones, toda o casi toda la sustancia se descompone en iones. Esto es típico de los electrolitos fuertes (Fig. 10.1, a, p. 56). Los electrolitos fuertes incluyen algunos ácidos y todas las sales y bases solubles en agua (hidróxidos de elementos alcalinos y alcalinotérreos) (Esquema 5, p. 56).
Arroz. 10.1. Comparación del número de iones en soluciones con la misma cantidad inicial de electrolito: a - cloruro de ácido (electrolito fuerte); b - ácido nitrito
(electrolito débil)
Esquema 5. Clasificación de electrolitos por fuerza.
Con la disociación reversible, ocurren dos procesos opuestos: simultáneamente con la desintegración de una sustancia en iones (disociación), ocurre el proceso inverso de combinar iones en moléculas de una sustancia (asociación). Debido a esto, parte de la sustancia en solución existe en forma de iones y parte, en forma de moléculas (fig. 10.1, b). electrolitos,
que, cuando se disuelven en agua, solo se desintegran parcialmente en iones, se denominan electrolitos débiles. Estos incluyen agua, muchos ácidos, así como hidróxidos y sales insolubles (Esquema 5).
En las ecuaciones de disociación de electrolitos débiles, en lugar de una flecha normal, se escribe una flecha de dos puntas (signo de reversibilidad):
La fuerza de los electrolitos puede explicarse por la polaridad del enlace químico que se rompe durante la disociación. Cuanto más polar es el enlace, más fácil se convierte en un enlace iónico bajo la influencia de las moléculas de agua y, por lo tanto, más fuerte es el electrolito. En sales e hidróxidos, la polaridad del enlace es mayor, ya que existe una enlace iónico Por lo tanto, todas las sales y bases solubles son electrolitos fuertes. En los ácidos que contienen oxígeno, al disociarse, se rompe. Conexión OH, cuya polaridad depende de la composición cualitativa y cuantitativa del residuo ácido. La fuerza de la mayoría de los ácidos que contienen oxígeno se puede determinar escribiendo la fórmula ácida habitual como E(OH)mOn. Si esta fórmula contiene n< 2 — кислота слабая, если n >2 - fuerte.
Dependencia de la fuerza de los ácidos de la composición del residuo ácido.
Grado de disociación
La fuerza de los electrolitos se caracteriza cuantitativamente por el grado de disociación electrolítica a, que muestra la proporción de moléculas de una sustancia que se han desintegrado en iones en solución.
El grado de disociación a es igual a la relación entre el número de moléculas N o la cantidad de sustancia n disociada en iones a número total moléculas N 0 o la cantidad de sustancia disuelta n 0:
El grado de disociación se puede expresar no solo en fracciones de unidad, sino también como porcentaje:
El valor de a puede variar de 0 (sin disociación) a 1, o 100% (disociación completa). Cuanto mejor se desintegra el electrolito, mayor será el grado de disociación.
Según el grado de disociación electrolítica, los electrolitos a menudo se dividen no en dos, sino en tres grupos: electrolitos fuertes, débiles y de potencia media. Los electrolitos fuertes son aquellos cuyo grado de disociación es superior al 30%, y los electrolitos débiles son aquellos cuyo grado de disociación es inferior al 3%. Los electrolitos con valores intermedios de a (del 3% al 30%) se denominan electrolitos de resistencia media. Según esta clasificación se consideran los siguientes ácidos: HF, HNO 2, H 3 PO 4, H 2 SO 3 y algunos otros. Los dos últimos ácidos son electrolitos de fuerza media sólo en la primera etapa de disociación, y en otras son electrolitos débiles.
El grado de disociación es un valor variable. Depende no sólo de la naturaleza del electrolito, sino también de su concentración en la solución. Esta dependencia fue identificada y estudiada por primera vez por Wilhelm Ostwald. Hoy en día se llama ley de dilución de Ostwald: cuando una solución se diluye con agua, así como cuando aumenta la temperatura, aumenta el grado de disociación.
Cálculo del grado de disociación.
Ejemplo. Se disolvió fluoruro de hidrógeno en un litro de agua con una cantidad de sustancia de 5 moles. La solución resultante contiene 0,06 moles de iones de hidrógeno. Determine el grado de disociación del ácido fluorórico (en porcentaje).
Escribamos la ecuación de disociación del ácido fluorórico:
Tras la disociación, se forma un ion hidrógeno a partir de una molécula de ácido. Si la solución contiene 0,06 moles de iones H+, esto significa que se han disociado 0,06 moles de moléculas de fluoruro de hidrógeno. Por tanto, el grado de disociación es:
Destacado químico físico alemán, galardonado premio nobel en química 1909. Nacido en Riga, estudió en la Universidad de Dorpat, donde comenzó a enseñar y actividad científica. A los 35 años se trasladó a Leipzig, donde dirigió el Instituto de Fisicoquímica. Estudió las leyes del equilibrio químico, las propiedades de las soluciones, descubrió la ley de dilución que lleva su nombre, desarrolló los fundamentos de la teoría de la catálisis ácido-base y dedicó mucho tiempo a la historia de la química. Fundó el primer departamento de química física del mundo y la primera revista físico-química. EN vida personal Tenía hábitos extraños: sentía aversión a cortarse el pelo y se comunicaba con su secretaria exclusivamente mediante el timbre de la bicicleta.
idea clave
La disociación de electrolitos débiles es un proceso reversible, mientras que la de electrolitos fuertes es
irreversible.
Preguntas de seguridad
116. Defina electrolitos fuertes y débiles.
117. Dé ejemplos de electrolitos fuertes y débiles.
118. ¿Para qué se utiliza el valor? características cuantitativas fuerza del electrolito? ¿Es constante en alguna solución? ¿Cómo se puede aumentar el grado de disociación de electrolitos?
Tareas para dominar el material.
119. Dé un ejemplo de sal, ácido y base que sean: a) un electrolito fuerte; b) un electrolito débil.
120. Dé un ejemplo de una sustancia: a) ácido dibásico, que en la primera etapa es un electrolito de resistencia media y en la segunda, un electrolito débil; b) ácido dibásico, que en ambas etapas es un electrolito débil.
121. En algunos ácidos, el grado de disociación en la primera etapa es del 100% y en la segunda, del 15%. ¿Qué tipo de ácido podría ser?
122. ¿Qué partículas son más numerosas en una solución de sulfuro de hidrógeno: moléculas de H 2 S, iones H +, iones S 2- o iones HS -?
123. De la lista de sustancias dada, escriba las fórmulas por separado: a) electrolitos fuertes; b) electrolitos débiles.
NaCl, HCl, NaOH, NaNO3, HNO3, HNO2, H2SO4, Ba(OH)2, H2S, K2S, Pb(NO3)2.
124. Indique las ecuaciones de disociación para el nitrato de estroncio, el cloruro de mercurio (11), el carbonato de calcio, el hidróxido de calcio y el ácido sulfuroso. ¿En qué casos la disociación se produce de forma reversible?
125. Una solución acuosa de sulfato de sodio contiene 0,3 moles de iones. ¿Qué masa de esta sal se utilizó para preparar dicha solución?
126. Una solución de 1 litro de fluoruro de hidrógeno contiene 2 g de este ácido y la cantidad de iones de hidrógeno es 0,008 mol. ¿Cuál es la cantidad de iones fluoruro en esta solución?
127. Tres tubos de ensayo contienen volúmenes iguales de soluciones de ácidos clorados, fluoruros y sulfurados. En todos los tubos de ensayo las cantidades de ácidos son iguales. Pero en el primer tubo de ensayo la cantidad de iones de hidrógeno es 3. 10 -7 moles, en el segundo - 8. 10 -5 moles, y en el tercero - 0,001 moles. ¿Qué tubo de ensayo contiene cada ácido?
128. El primer tubo de ensayo contiene una solución de electrolito, cuyo grado de disociación es del 89%, el segundo contiene un electrolito con un grado de disociación del 8%o y el tercero, 0,2%o. Dé dos ejemplos de electrolitos de diferentes clases de compuestos que pueden estar contenidos en estos tubos de ensayo.
129*. EN fuentes adicionales Encuentre información sobre la dependencia de la fuerza de los electrolitos de la naturaleza de las sustancias. Establecer una relación entre la estructura de las sustancias y la naturaleza. elementos quimicos, que los forman, y la fuerza de los electrolitos.
Este es material de libro de texto.
Según el grado de disociación, los electrolitos se distinguen entre fuertes y débiles. K es la constante de disociación, que depende de la temperatura y la naturaleza del electrolito y del disolvente, pero no depende de la concentración del electrolito. Las reacciones entre iones en soluciones de electrolitos avanzan casi por completo hacia la formación de precipitaciones, gases y electrolitos débiles.
Un electrolito es una sustancia que conduce corriente eléctrica debido a la disociación en iones, que ocurre en soluciones y se funde, o el movimiento de iones en celosías cristalinas electrolitos sólidos. Ejemplos de electrolitos incluyen soluciones acuosas de ácidos, sales y bases y algunos cristales (por ejemplo, yoduro de plata, dióxido de circonio).
Cómo determinar electrolitos fuertes y débiles.
Al mismo tiempo, en el electrolito tienen lugar procesos de asociación de iones en moléculas. Para caracterizar cuantitativamente la disociación electrolítica, se introdujo el concepto de grado de disociación. La mayoría de las veces se refieren a una solución acuosa que contiene ciertos iones (por ejemplo, "absorción de electrolitos" en los intestinos). Solución multicomponente para la galvanoplastia de metales, así como para el grabado, etc. (término técnico, por ejemplo, electrolito de dorado).
El principal objeto de investigación y desarrollo en galvanoplastia son los electrolitos para el tratamiento y recubrimiento de superficies. Al grabar metales químicamente, los nombres de los electrolitos están determinados por el nombre de los principales ácidos o álcalis que favorecen la disolución del metal. Así se forma el nombre del grupo de electrolitos. A veces, la diferencia (especialmente en la magnitud de la polarización) entre electrolitos diferentes grupos nivelado por aditivos contenidos en electrolitos.
Electrolitos y disociación electrolítica.
Por lo tanto, dicho nombre no puede ser un nombre de clasificación (es decir, un nombre de grupo), sino que debe servir como un nombre de subgrupo adicional del electrolito. Si la densidad del electrolito en todas las celdas de la batería es normal o cercana a lo normal (1,25-1,28 g/cm3) y el NRC no es inferior a 12,5 V, entonces es necesario verificar si hay un circuito abierto dentro de la batería. Si la densidad del electrolito es baja en todas las celdas, se debe cargar la batería hasta que la densidad se estabilice.
En tecnología[editar editar texto wiki]
Al pasar de un estado a otro, el voltaje y la densidad del electrolito cambian linealmente dentro de ciertos límites (Fig. 4 y Tabla 1). Cuanto más se descarga la batería, menor es la densidad del electrolito. En consecuencia, el volumen del electrolito contiene la cantidad de ácido sulfúrico necesaria para el pleno aprovechamiento del principio activo de las placas en la reacción.
La conductividad iónica es inherente a muchos compuestos químicos que tienen una estructura iónica, como las sales en estado sólido o fundido, así como a muchas soluciones acuosas y no acuosas. La disociación electrolítica se refiere a la desintegración de moléculas de electrolitos en solución con la formación de iones cargados positiva y negativamente: cationes y aniones. El grado de disociación suele expresarse como porcentaje. Esto se explica por el hecho de que las concentraciones de cobre y plata metálicos se introducen en la constante de equilibrio.
Esto se explica por el hecho de que la concentración de agua durante las reacciones en soluciones acuosas cambia muy ligeramente. Por tanto, se supone que la concentración permanece constante y se introduce en el equilibrio constante. Dado que los electrolitos forman iones en soluciones, las llamadas ecuaciones de reacción iónica se utilizan a menudo para reflejar la esencia de las reacciones.
El término electrolito se utiliza ampliamente en biología y medicina. El proceso de descomposición de moléculas en una solución o fusión de un electrolito en iones se llama disociación electrolítica. Por tanto, en los electrolitos una cierta proporción de las moléculas de la sustancia están disociadas. No existe un límite claro entre estos dos grupos; la misma sustancia puede exhibir las propiedades de un electrolito fuerte en un disolvente y de un electrolito débil en otro.
La medición del grado de disociación de varios electrolitos mostró que los electrolitos individuales en la misma concentración normal de soluciones se disocian en iones de manera muy diferente.
La diferencia en el grado de disociación de los ácidos es especialmente grande. Por ejemplo, ácidos nítrico y clorhídrico en 0,1 N. las soluciones se desintegran casi por completo en iones; Los ácidos carbónico, cianhídrico y otros se disocian en las mismas condiciones sólo en pequeña medida.
De las bases solubles en agua (álcalis), el hidrato de óxido de amonio es débilmente disociable; otros álcalis se disocian bien. Todas las sales, con algunas excepciones, también se disocian bien en iones.
La diferencia en el grado de disociación de los ácidos individuales está determinada por la naturaleza del enlace de valencia entre los átomos que forman sus moléculas. Cuanto más polar sea el enlace entre el hidrógeno y el resto de la molécula, más fácil será separarse y más se disociará el ácido.
Los electrolitos que se disocian bien en iones se denominan electrolitos fuertes, a diferencia de los electrolitos débiles, que forman sólo una pequeña cantidad de iones en soluciones acuosas. Las soluciones de electrolitos fuertes conservan una alta conductividad eléctrica incluso en concentraciones muy altas. Por el contrario, la conductividad eléctrica de soluciones de electrolitos débiles disminuye rápidamente al aumentar la concentración. Los electrolitos fuertes incluyen ácidos como el clorhídrico, nítrico, sulfúrico y algunos otros, luego los álcalis (excepto NH 4 OH) y casi todas las sales.
Los ácidos poliónicos y las bases poliácidas se disocian paso a paso. Por ejemplo, las moléculas de ácido sulfúrico primero se disocian según la ecuación
H 2 SO 4 ⇄ H + HSO 4 ‘
o más precisamente:
H 2 SO 4 + H 2 O ⇄ H 3 O + HSO 4 ‘
Abstracción del segundo ion de hidrógeno según la ecuación.
HSO 4 ‘ ⇄ H + SO 4 »
o
HSO 4' + H 2 O ⇄ H 3 O + SO 4 "
Esto ya es mucho más difícil, ya que hay que superar la atracción del ion SO 4 doblemente cargado, que naturalmente atrae al ion hidrógeno con más fuerza que el ion HSO 4 con carga simple. Por tanto, la segunda etapa de disociación o, como dicen, la disociación secundaria se produce en un número mucho menor.grado que las soluciones primarias y ordinarias de ácido sulfúrico contienen sólo una pequeña cantidad de iones SO 4 "
El ácido fosfórico H 3 PO 4 se disocia en tres pasos:
H 3 PO 4 ⇄ H + H 2 PO 4 ‘
H2PO4⇄H + HPO 4"
HPO 4 » ⇄ H + PO 4 »’
Las moléculas de H 3 PO 4 se disocian fuertemente en iones H y H 2 PO 4 '. Los iones H 2 PO 4 ' se comportan como un ácido más débil y se disocian en H y HPO 4 ' en en menor medida. Los iones HPO 4 se disocian como un ácido muy débil y casi no producen iones H
y P.O. 4"'
Las bases que contienen más de un grupo hidroxilo en la molécula también se disocian paso a paso. Por ejemplo:
Ba(OH)2 ⇄ BaOH + OH’
VAON ⇄ Ba + OH'
En cuanto a las sales, las sales normales siempre se disocian en iones metálicos y residuos ácidos. Por ejemplo:
CaCl 2 ⇄ Ca + 2Cl’ Na 2 SO 4 ⇄ 2Na + SO 4 "
Las sales ácidas, como los ácidos polibásicos, se disocian paso a paso. Por ejemplo:
NaHCO 3 ⇄ Na + HCO 3 ‘
HCO 3 ‘ ⇄ H + CO 3 »
Sin embargo, la segunda etapa es muy pequeña, de modo que la solución de sal ácida contiene sólo una pequeña cantidad de iones de hidrógeno.
Las sales básicas se disocian en iones básicos y ácidos. Por ejemplo:
Fe(OH)Cl2 ⇄ FeOH + 2Сl"
Casi no se produce disociación secundaria de iones de residuos básicos en iones metálicos e hidroxilo.
en la mesa 11 muestra los valores numéricos del grado de disociación de algunos ácidos, bases y sales en 0 , 1 n. soluciones.
Disminuye al aumentar la concentración. Por lo tanto, en soluciones muy concentradas, incluso los ácidos fuertes se disocian relativamente débilmente. Para
Tabla 11
Ácidos, bases y sales en 0,1 N.soluciones a 18°
| Electrólito | Fórmula | Grado de disociación en % |
| Ácidos | ||
| Solyanaya | HCl | 92 |
| bromhídrico | HBr | 92 |
| Yodhidrato | H.J. | . 92 |
| Nitrógeno | HNO3 | 92 |
| Sulfúrico | h 2 Entonces 4 | 58 |
| Sulfúrico | h 2 entonces 3 | 34 |
| Fósforo | h 3PO4 | 27 |
| fluorhídrico | frecuencia cardíaca | 8,5 |
| Vinagre | CH3COOH | 1,3 |
| Angular | H2 CO3 | 0,17 |
| sulfuro de hidrógeno | H2S | 0,07 |
| Sinilnaya | HCN | 0,01 |
| Bornaya | h 3 BO 3 | 0,01 |
| Razones | ||
| hidróxido de bario | Ba(OH)2 | 92 |
| potasio cáustico | estafa | 89 |
| hidróxido de sodio | NaON | 84 |
| hidróxido de amonio | NH4OH | 1,3 |
| Sales | ||
| Cloruro | KCl | 86 |
| Cloruro amónico | NH4Cl | 85 |
| Cloruro | NaCl | 84 |
| Nitrato | KNO 3 | 83 |
| AgNO3 | 81 | |
| ácido acético | NaCH3COO | 79 |
| Cloruro | ZnCl2 | 73 |
| Sulfato | Na 2 Entonces 4 | 69 |
| Sulfato | ZnSO4 | 40 |
| Sulfato |
SOLUCIONES
TEORÍA DE LA DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA
DISOCIACIÓN ELECTROLÍTICA
ELECTROLITOS Y NO ELECTROLITOS
Teoría de la disociación electrolítica
(S. Arrhenius, 1887)
1. Cuando se disuelven en agua (o se derriten), los electrolitos se descomponen en iones cargados positiva y negativamente (sujetos a disociación electrolítica).
2. Bajo la influencia de la corriente eléctrica, los cationes (+) se mueven hacia el cátodo (-) y los aniones (-) hacia el ánodo (+).
3. La disociación electrolítica es un proceso reversible (la reacción inversa se llama molarización).
4. Grado de disociación electrolítica ( a ) depende de la naturaleza del electrolito y del disolvente, de la temperatura y de la concentración. Muestra la proporción del número de moléculas divididas en iones ( norte ) al número total de moléculas introducidas en la solución ( NORTE).
una = norte / norte 0< a <1
Mecanismo de disociación electrolítica de sustancias iónicas.
Al disolver compuestos con enlaces iónicos ( por ejemplo NaCl ) el proceso de hidratación comienza con la orientación de los dipolos de agua alrededor de todas las protuberancias y caras de los cristales de sal.
Al orientarse alrededor de los iones de la red cristalina, las moléculas de agua forman con ellos enlaces de hidrógeno o de donante-aceptor. Este proceso libera una gran cantidad de energía, que se llama energía de hidratación.
La energía de hidratación, cuya magnitud es comparable a la energía de la red cristalina, se utiliza para destruir la red cristalina. En este caso, los iones hidratados pasan capa por capa al disolvente y, mezclándose con sus moléculas, forman una solución.
Mecanismo de disociación electrolítica de sustancias polares.
Las sustancias cuyas moléculas se forman según el tipo de enlace covalente polar (moléculas polares) se disocian de manera similar. Alrededor de cada molécula polar de materia ( por ejemplo HCl ), los dipolos de agua están orientados de cierta manera. Como resultado de la interacción con los dipolos de agua, la molécula polar se polariza aún más y se convierte en una molécula iónica, luego se forman fácilmente iones hidratados libres.
Electrolitos y no electrolitos.
La disociación electrolítica de sustancias, que se produce con la formación de iones libres, explica la conductividad eléctrica de las soluciones.
El proceso de disociación electrolítica suele registrarse en forma de diagrama, sin revelar su mecanismo y omitiendo el disolvente ( H2O ), aunque es el principal participante.
CaCl 2 « Ca 2+ + 2Cl -
KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
HNO 3 « H + + NO 3 -
Ba(OH)2 «Ba2+ + 2OH -
De la neutralidad eléctrica de las moléculas se deduce que la carga total de cationes y aniones debe ser igual a cero.
Por ejemplo, para
Al 2 (SO 4) 3 ––2 (+3) + 3 (-2) = +6 - 6 = 0
KCr(SO 4) 2 ––1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0
Electrolitos fuertes
Se trata de sustancias que, cuando se disuelven en agua, se desintegran casi por completo en iones. Como regla general, los electrolitos fuertes incluyen sustancias con enlaces iónicos o altamente polares: todas las sales altamente solubles, ácidos fuertes ( HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4, HNO3 ) y bases fuertes ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2, Sr(OH)2, Ca(OH)2).
En una solución de electrolito fuerte, el soluto se encuentra principalmente en forma de iones (cationes y aniones); Las moléculas no disociadas están prácticamente ausentes.
Electrolitos débiles
Sustancias que se disocian parcialmente en iones. Las soluciones de electrolitos débiles contienen moléculas no disociadas junto con iones. Los electrolitos débiles no pueden producir una alta concentración de iones en solución.
Los electrolitos débiles incluyen:
1) casi todos los ácidos orgánicos ( CH3COOH, C2H5COOH, etc.);
2) algunos ácidos inorgánicos ( H 2 CO 3, H 2 S, etc.);
3) casi todas las sales, bases e hidróxido de amonio que son ligeramente solubles en agua(Ca 3 (PO 4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH 4 OH);
4) agua.
Conducen mal la electricidad (o casi nada).
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +
Cu(OH)2«[CuOH]+ +OH - (primera etapa)
[CuOH] + « Cu 2+ + OH - (segunda etapa)
H 2 CO 3 « H + + HCO - (primera etapa)
HCO 3 - « H + + CO 3 2- (segunda etapa)
No electrolitos
Sustancias cuyas soluciones acuosas y masas fundidas no conducen corriente eléctrica. Contienen enlaces covalentes no polares o de baja polaridad que no se descomponen en iones.
Los gases, los sólidos (no metales) y los compuestos orgánicos (sacarosa, gasolina, alcohol) no conducen corriente eléctrica.
Grado de disociación. Constante de disociación
La concentración de iones en soluciones depende de qué tan completamente se disocia un electrolito determinado en iones. En soluciones de electrolitos fuertes, cuya disociación puede considerarse completa, la concentración de iones se puede determinar fácilmente a partir de la concentración (do) y la composición de la molécula del electrolito (índices estequiométricos), Por ejemplo :
Las concentraciones de iones en soluciones de electrolitos débiles se caracterizan cualitativamente por el grado y la constante de disociación.
Grado de disociación (a) - la relación entre el número de moléculas desintegradas en iones ( norte ) al número total de moléculas disueltas ( NORTE):
a=n/N
y se expresa en fracciones de unidad o en % ( a = 0,3 – límite convencional de división en electrolitos fuertes y débiles).
Ejemplo
Determine la concentración molar de cationes y aniones en soluciones 0,01 M. KBr, NH4OH, Ba(OH)2, H2SO4 y CH3COOH.
Grado de disociación de electrolitos débiles. a = 0,3.
Solución
KBr, Ba(OH)2 y H2SO4 - electrolitos fuertes que se disocian completamente(un = 1).
KBr « K + + Br -
0,01 millones
Ba(OH)2 «Ba2+ + 2OH -
0,01 millones
0,02 millones
H 2 SO 4 « 2H + + SO 4
0,02 millones
[ SO 4 2- ] = 0,01 M
NH4OH y CH3COOH – electrolitos débiles(a = 0,3)
NH 4 OH + 4 + OH -
0,3 0,01 = 0,003 M
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +
[H + ] = [ CH 3 COO - ] = 0,3 0,01 = 0,003 M
El grado de disociación depende de la concentración de la solución de electrolito débil. Cuando se diluye con agua, el grado de disociación siempre aumenta, porque el número de moléculas de disolvente aumenta ( H2O ) por molécula de soluto. Según el principio de Le Chatelier, el equilibrio de la disociación electrolítica en este caso debería desplazarse en la dirección de formación de productos, es decir iones hidratados.
El grado de disociación electrolítica depende de la temperatura de la solución. Normalmente, a medida que aumenta la temperatura, aumenta el grado de disociación, porque Los enlaces en las moléculas se activan, se vuelven más móviles y son más fáciles de ionizar. La concentración de iones en una solución de electrolito débil se puede calcular conociendo el grado de disociación.ay concentración inicial de la sustancia.do en solución.
Ejemplo
Determinar la concentración de moléculas e iones no disociados en una solución 0,1 M. NH4OH , si el grado de disociación es 0,01.
Solución
Concentraciones moleculares NH4OH , que en el momento del equilibrio se desintegrará en iones, será igual aado. Concentración de iones NH 4 - y OH - - será igual a la concentración de moléculas disociadas e igualado(según la ecuación de disociación electrolítica)
|
NH4OH |
NH4+ |
OH- |
||
|
c - una c |
A c = 0,01 0,1 = 0,001 mol/l
[NH 4 OH] = c - a c = 0,1 – 0,001 = 0,099 mol/l
Constante de disociación ( kd ) es la relación entre el producto de las concentraciones de iones de equilibrio por la potencia de los coeficientes estequiométricos correspondientes y la concentración de moléculas no disociadas.
Es la constante de equilibrio del proceso de disociación electrolítica; caracteriza la capacidad de una sustancia para desintegrarse en iones: cuanto mayor kd , mayor será la concentración de iones en la solución.
Las disociaciones de ácidos polibásicos o bases poliácidas débiles se producen en pasos, cada paso tiene su propia constante de disociación:
Primera etapa:
H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -
KD 1 = () / = 7,1 10 -3
Segunda etapa:
H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-
KD 2 = () / = 6,2 10 -8
Tercera etapa:
HPO 4 2- « H + + PO 4 3-
KD 3 = () / = 5,0 10 -13
KD 1 > KD 2 > KD 3
Ejemplo
Derive una ecuación que relacione el grado de disociación electrolítica de un electrolito débil ( a ) con constante de disociación (ley de dilución de Ostwald) para un ácido monoprótico débil EN.
HA « H + + A +
KD = () /
Si se denota la concentración total de un electrolito débildo, entonces las concentraciones de equilibrio H + y A - son iguales ado, y la concentración de moléculas no disociadas EN - (c - a c) = c (1 - a)
K D = (a c a c) / c(1 - a ) = a 2 c / (1 - a )
En el caso de electrolitos muy débiles (£ 0,01)
K D = c a 2 o a = \ é (K D / c )
Ejemplo
Calcular el grado de disociación del ácido acético y la concentración de iones. H+ en solución 0,1 M, si K D (CH 3 COOH) = 1,85 10 -5
Solución
Usemos la ley de dilución de Ostwald.
\é (K D / c ) = \é((1,85 10 -5) / 0,1 )) = 0,0136 o a = 1,36%
[H+] = ac = 0,0136 0,1 mol/l
Producto de solubilidad
Definición
Coloque un poco de sal poco soluble en un vaso de precipitados, por ejemplo AgCl y añadir agua destilada al sedimento. En este caso, los iones Ag+ y Cl- , al experimentar la atracción de los dipolos de agua circundantes, se separan gradualmente de los cristales y se disuelven. Chocando en solución, iones. Ag+ y Cl- formar moléculas AgCl y depositado sobre la superficie de los cristales. Por lo tanto, en el sistema ocurren dos procesos mutuamente opuestos, lo que conduce al equilibrio dinámico, cuando la misma cantidad de iones pasan a la solución por unidad de tiempo. Ag+ y Cl- , cuántos de ellos se depositan. acumulación de iones Ag+ y Cl- se detiene en solución, resulta solución saturada. En consecuencia, consideraremos un sistema en el que hay un precipitado de una sal poco soluble en contacto con una solución saturada de esta sal. En este caso se producen dos procesos mutuamente opuestos:
1) Transición de iones de precipitado a solución. La velocidad de este proceso se puede considerar constante a una temperatura constante: V1 = K1;
2) Precipitación de iones de la solución. La velocidad de este proceso. v 2 depende de la concentración de iones Ag+ y Cl-. Según la ley de acción de masas:
V2 = k2
Como este sistema está en equilibrio, entonces
V1 = V2
k 2 = k 1
K 2 / k 1 = constante (en T = constante)
De este modo, el producto de las concentraciones de iones en una solución saturada de un electrolito poco soluble a temperatura constante es constante tamaño. Esta cantidad se llamaproducto de solubilidad(PR).
En el ejemplo dado relaciones públicas AgCl = [Ag + ] [Cl - ] . En los casos en que el electrolito contenga dos o más iones idénticos, la concentración de estos iones debe elevarse a la potencia adecuada al calcular el producto de solubilidad.
Por ejemplo, PR Ag 2 S = 2; PR PbI 2 = 2
En general, la expresión del producto de solubilidad de un electrolito es A m B n
PR A m B n = [A] m [B] n .
Los valores del producto de solubilidad son diferentes para diferentes sustancias.
Por ejemplo, PR CaCO 3 = 4,8 · 10 -9; PR AgCl = 1,56 · 10 -10.
relaciones públicas fácil de calcular, sabiendo ra do solubilidad de un compuesto en un determinado t°.
Ejemplo 1
La solubilidad del CaCO 3 es 0,0069 o 6,9. 10 -3g/l. Encuentre la PR de CaCO 3.
Solución
Expresemos la solubilidad en moles:
SCaCO3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9·10-5 mol/l
MCaCO3
Dado que cada molécula CaCO3 da un ion cuando se disuelve Ca 2+ y CO 3 2-, luego
[Ca 2+ ] = [ CO 3 2- ] = 6,9 · 10 -5 mol/l ,
por eso, PR CaCO 3 = [Ca 2+ ] [CO 3 2- ] = 6,9 10 –5 6,9 10 -5 = 4,8 10 -9
Conociendo el valor de las relaciones públicas , puedes, a su vez, calcular la solubilidad de una sustancia en mol/lo g/l.
Ejemplo 2
Producto de solubilidad PR PbSO 4 = 2,2 · 10 -8 g/l.
¿Qué es la solubilidad?¿PbSO4?
Solución
Denotemos solubilidad PbSO 4 vía X prostituta. Habiendo entrado en solución, X moles de PbSO 4 darán X Pb 2+ y X iones ionesENTONCES 4 2- , es decir.:
= =X
relaciones públicasPbSO 4 = = = X X = X 2
X =\ é(relaciones públicasPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 prostituta.
Para ir a la solubilidad expresada en g/l, multiplicamos el valor encontrado por el peso molecular, después de lo cual obtenemos:
1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 g/l.
Formación de precipitaciones
Si
[ Ag + ] [ CL - ] < ПР AgCl- solución insaturada
[ Ag + ] [ CL - ] = PRAgCl- solución saturada
[ Ag + ] [ CL - ] > relaciones públicasAgCl- solución sobresaturada
Un precipitado se forma cuando el producto de las concentraciones de iones de un electrolito poco soluble excede el valor de su producto de solubilidad a una temperatura determinada. Cuando el producto iónico se vuelve igual al valorrelaciones públicas, cesa la precipitación. Conociendo el volumen y la concentración de las soluciones mezcladas, es posible calcular si precipitará un precipitado de la sal resultante.
Ejemplo 3
¿Se forma un precipitado al mezclar volúmenes iguales? 0,2METROsolucionesPb(NO 3
)
2
YNaCl.
relaciones públicasPbCl 2
= 2,4 10
-4
.
Solución
Cuando se mezcla, el volumen de la solución se duplica y la concentración de cada sustancia se reduce a la mitad, es decir. se convertirá en 0.1 METRO o 1,0 10 -1 prostituta. Estos son habrá concentracionesPb 2+ YCL - . Por eso,[ Pb 2+ ] [ CL - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . El valor resultante excederelaciones públicasPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Por lo tanto parte de la salPbCl 2 precipita. De todo lo dicho anteriormente podemos concluir que varios factores para la formación de precipitaciones.
Efecto de la concentración de la solución.
Un electrolito poco soluble con un valor suficientemente grande.relaciones públicasNo se puede precipitar a partir de soluciones diluidas.Por ejemplo, sedimentoPbCl 2 no se caerá al mezclar volúmenes iguales 0,1METROsolucionesPb(NO 3 ) 2 YNaCl. Al mezclar volúmenes iguales, las concentraciones de cada sustancia serán0,1 / 2 = 0,05 METROo 5 10 -2 prostituta. producto iónico[ Pb 2+ ] [ CL 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .El valor resultante es menor.relaciones públicasPbCl 2 , por lo que no se producirán precipitaciones.
Influencia de la cantidad de precipitante.
Para una precipitación lo más completa posible, se utiliza un exceso de precipitante.
Por ejemplo, precipitar salBaCO 3 : BaCl 2 + N / A 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Después de agregar una cantidad equivalenteN / A 2 CO 3 Los iones permanecen en solución.Licenciado en Letras 2+ , cuya concentración está determinada por el valorrelaciones públicas.
Aumento de la concentración de ionesCO 3 2- causado por la adición de exceso de precipitante(N / A 2 CO 3 ) , implicará una disminución correspondiente en la concentración de iones.Licenciado en Letras 2+ en solución, es decir aumentará la integridad de la precipitación de este ion.
Influencia del mismo ion
La solubilidad de electrolitos poco solubles disminuye en presencia de otros electrolitos fuertes que tienen iones del mismo nombre. Si a una solución insaturadaBaSO 4 agregue la solución poco a pocoN / A 2 ENTONCES 4 , luego el producto iónico, que inicialmente era más pequeño relaciones públicasBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , llegará gradualmenterelaciones públicasy lo superará. Comenzarán a formarse precipitaciones.
Efecto de la temperatura
relaciones públicases valor constante a temperatura constante. Con el aumento de temperatura relaciones públicas aumenta, por lo que la precipitación se realiza mejor a partir de soluciones enfriadas.
Disolución de sedimentos
La regla del producto de solubilidad es importante para convertir precipitados poco solubles en solución. Supongamos que necesitamos disolver el precipitado.Licenciado en LetrasCONoh 3
. La solución en contacto con este precipitado está relativamente saturada.Licenciado en LetrasCONoh 3
.
Esto significa que[
Licenciado en Letras 2+
] [
CO 3
2-
] = PRBaCO 3
.
Si agrega un ácido a una solución, los ionesh + unirá los iones presentes en la soluciónCO 3 2- en moléculas de frágil ácido carbónico:
2H + +CO 3 2- ® h 2 CO 3 ® h 2 O+CO 2
Como resultado, la concentración de iones disminuirá drásticamente.CO 3 2- , el producto iónico será menor querelaciones públicasBaCO 3 . La solución estará relativamente insaturada.Licenciado en LetrasCONoh 3 y parte del sedimentoLicenciado en LetrasCONoh 3 entrará en solución. Añadiendo suficiente ácido se puede disolver todo el precipitado. En consecuencia, la disolución del precipitado comienza cuando, por alguna razón, el producto iónico del electrolito poco soluble llega a ser menor querelaciones públicas. Para disolver el precipitado se introduce en la solución un electrolito, cuyos iones pueden formar con uno de los iones del electrolito poco soluble un compuesto ligeramente disociado. Esto explica la disolución de hidróxidos poco solubles en ácidos.
Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 oh
ionesOH - unirse en moléculas ligeramente disociadash 2 oh.
Mesa.Producto de solubilidad (SP) y solubilidad a 25AgCl
1,25 10 -5
1,56 10 -10
AgI
1,23 10 -8
1,5 10 -16
Ag 2 CrO4
1,0 10 -4
4,05 10 -12
BaSO4
7,94 10 -7
6,3 10 -13
CaCO3
6,9 10 -5
4,8 10 -9
PbCl 2
1,02 10 -2
1,7 10 -5
PbSO 4
1,5 10 -4
2,2 10 -8
hidrólisis de sales
Hidrólisis Se denominan reacciones de interacción de una sustancia con agua, que conducen a la formación de electrolitos débiles (ácidos, bases, sales ácidas o básicas). El resultado de la hidrólisis puede considerarse como una violación del equilibrio de disociación del agua. Los compuestos de diversas clases están sujetos a hidrólisis, pero el caso más importante es la hidrólisis de sales. Las sales, por regla general, son electrolitos fuertes que se disocian por completo en iones y pueden interactuar con los iones de agua.
Los casos más importantes de hidrólisis salina.:
1. Una sal está formada por una base fuerte y un ácido fuerte. Por ejemplo: NaCl es una sal formada por la base fuerte NaOH y el ácido fuerte HCl;
NaCl + HOH ↔ NaOH + HCl – ecuación molecular;
Na + + Cl - + HOH ↔ Na + + OH - + H + + Cl - – ecuación iónica completa;
HOH ↔ OH - + H + – ecuación iónica abreviada.
Como puede verse en la ecuación iónica abreviada, una sal formada por una base fuerte y un ácido fuerte no interactúa con el agua, es decir, no sufre hidrólisis y el medio permanece neutro.
2. Una sal está formada por una base fuerte y un ácido débil. Por ejemplo: NaNO 2 es una sal formada por la base fuerte NaOH y el ácido débil HNO 2, que prácticamente no se disocia en iones.
NaNO2 + HOH ↔ NaOH + HNO2;
Na + + NO 2 - + HOH ↔ Na + + OH - + HNO 2;
NO 2 - + HOH ↔ OH - + HNO 2.
En este caso, la sal sufre hidrólisis, la hidrólisis se produce a lo largo del anión y el catión prácticamente no participa en el proceso de hidrólisis. Dado que se forma un álcali como resultado de la hidrólisis, hay un exceso de aniones OH - en la solución. Una solución de dicha sal adquiere un ambiente alcalino, es decir pH > 7.
Etapa I Na2CO3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO3;
CO 3 2- + HOH ↔ OH - + HCO 3 - ;
Etapa II NaHCO3 + HOH ↔ NaOH + H2CO3;
HCO 3 - + HOH ↔ OH - + H 2 CO 3.
En condiciones estándar y una dilución moderada de la solución, la hidrólisis de las sales ocurre solo en la primera etapa. El segundo es suprimido por los productos que se forman en la primera etapa. La acumulación de iones OH - implica un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda.
3. Una sal está formada por una base débil y un ácido fuerte. Por ejemplo: NH 4 NO 3 es una sal formada por una base débil NH 4 OH y un ácido fuerte HNO 3.
NH4NO3 + HOH ↔ NH4OH + HNO3;
NH4 + + HOH ↔ H + + NH4OH.
En este caso, la sal sufre hidrólisis, la hidrólisis se produce a lo largo del catión y el anión prácticamente no participa en el proceso de hidrólisis. Una solución de dicha sal adquiere un ambiente ácido, es decir. pH< 7.
Como en el caso anterior, las sales de iones con carga múltiple se hidrolizan por etapas, aunque también se suprime la segunda etapa.
Etapa I Mg(NO 3) 2 + HOH ↔ MgOHNO 3 + HNO 3;
Mg 2+ + HOH ↔ MgOH + + H + ;
Etapa II MgOHNO3 + HOH ↔ Mg(OH)2 + HNO3;
MgOH + + HOH ↔ Mg(OH) 2 + H + .
4. Una sal está formada por una base débil y un ácido débil. Por ejemplo: NH 4 CN es una sal formada por la base débil NH 4 OH y el ácido débil HCN.
NH4CN + HOH ↔ NH4OH + HCN;
NH4 + + CN - + HOH ↔ NH4OH + HCN.
En este caso, en la hidrólisis participan tanto cationes como aniones. Se unen tanto a cationes de hidrógeno como a aniones hidroxo del agua, formando electrolitos débiles ( ácidos débiles y bases débiles). La reacción de una solución de tales sales puede ser débilmente ácida (si la base formada como resultado de la hidrólisis es más débil que el ácido), débilmente alcalina (si la base es más fuerte que el ácido) o neutra (si la base y el ácido son igualmente fuertes).
Al hidrolizar una sal de iones con carga múltiple, la etapa I no suprime los siguientes y la hidrólisis de dichas sales se produce completamente incluso a temperatura ambiente.
Etapa I (NH4)2S + HOH ↔ NH4OH + NH4HS;
2NH4+ + S2- + HOH ↔ NH4OH + NH4 + + HS -;
Etapa II NH4HS + HOH ↔ NH4OH + H2S;
NH 4 + + HS - + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S.