EntradaEl ácido es un electrolito débil. Soluciones. Teoría de la disociación elítica
El valor de a se expresa en fracciones de unidad o en % y depende de la naturaleza del electrolito, disolvente, temperatura, concentración y composición de la solución.
El disolvente juega un papel especial: en algunos casos, al pasar de soluciones acuosas a disolventes orgánicos, el grado de disociación de los electrolitos puede aumentar o disminuir drásticamente. A continuación, a falta de instrucciones especiales, asumiremos que el disolvente es agua.
Según el grado de disociación, los electrolitos se dividen convencionalmente en fuerte(a > 30%), promedio (3% < a < 30%) и débil(a< 3%).
Los electrolitos fuertes incluyen:
1) algunos ácidos inorgánicos(HCl, HBr, HI, HNO 3, H 2 SO 4, HClO 4 y varios otros);
2) hidróxidos de metales alcalinos (Li, Na, K, Rb, Cs) y alcalinotérreos (Ca, Sr, Ba);
3) casi todas las sales solubles.
Los electrolitos de resistencia media incluyen Mg(OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF y algunos otros.
Todo el mundo es considerado un electrolito débil. ácidos carboxílicos(excepto HCOOH) y formas hidratadas de aminas alifáticas y aromáticas. Muchos ácidos inorgánicos (HCN, H 2 S, H 2 CO 3, etc.) y bases (NH 3 ∙H 2 O) también son electrolitos débiles.
A pesar de algunas similitudes, en general no se debe equiparar la solubilidad de una sustancia con su grado de disociación. Entonces, el ácido acético y etanol son ilimitadamente solubles en agua, pero al mismo tiempo, la primera sustancia es un electrolito débil y la segunda es un no electrolito.
Ácidos y bases
A pesar de que los conceptos "ácido" y "base" se utilizan ampliamente para describir procesos químicos, no existe un enfoque único para la clasificación de sustancias en términos de clasificarlas como ácidos o bases. Teorías actualmente existentes ( iónico teoría San Arrenio, protolítico teoría I. Brønsted y T. Lowry Y electrónico teoría g. lewis) tienen ciertas limitaciones y, por lo tanto, sólo son aplicables en casos especiales. Echemos un vistazo más de cerca a cada una de estas teorías.
Teoría de Arrhenius.
En la teoría iónica de Arrhenius, los conceptos de "ácido" y "base" están estrechamente relacionados con el proceso de disociación electrolítica:
Un ácido es un electrolito que se disocia en soluciones para formar iones H+;
La base es un electrolito que se disocia en soluciones para formar iones OH -;
Un anfolito (electrolito anfótero) es un electrolito que se disocia en soluciones para formar iones H + e iones OH -.
Por ejemplo:
HA ⇄ H + + A - nH + + MeO n n - ⇄ Me(OH) n ⇄ Me n + + nOH -Según la teoría iónica, los ácidos pueden ser moléculas neutras o iones, por ejemplo:
HF⇄H++F-
H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -
NH4 + ⇄ H + + NH3
Se pueden dar ejemplos similares para los motivos:
KOH K + + OH -
- ⇄ Al(OH)3 + OH -
+ ⇄ Fe 2+ + OH -
Los anfolitos incluyen hidróxidos de zinc, aluminio, cromo y algunos otros, así como aminoácidos, proteínas y ácidos nucleicos.
En general, la interacción ácido-base en una solución se reduce a una reacción de neutralización:
H + + OH - H 2 O
Sin embargo, varios datos experimentales muestran las limitaciones de la teoría iónica. Así, amoniaco, aminas orgánicas, óxidos metálicos como Na 2 O, CaO, aniones de ácidos débiles, etc. en ausencia de agua presentan las propiedades de las bases típicas, aunque no contienen iones hidróxido.
Por otro lado, muchos óxidos (SO 2, SO 3, P 2 O 5, etc.), haluros, haluros de ácido, que no contienen iones de hidrógeno, exhiben propiedades ácidas incluso en ausencia de agua, es decir. neutralizar las bases.
Además, el comportamiento de un electrolito en solución acuosa y en medio no acuoso puede ser opuesto.
Entonces, el CH 3 COOH en agua es un ácido débil:
CH3COOH ⇄ CH3COO - + H + ,
y en fluoruro de hidrógeno líquido presenta las propiedades de una base:
HF + CH 3 COOH ⇄ CH 3 COOH 2 + + F -
Los estudios de este tipo de reacciones, y especialmente las reacciones que ocurren en disolventes no acuosos, han llevado al desarrollo de más teorias generalesácidos y bases.
La teoría de Bronsted y Lowry.
Mayor desarrollo La teoría de los ácidos y las bases fue la teoría protolítica (protón) propuesta por I. Brønsted y T. Lowry. Según esta teoría:
Un ácido es cualquier sustancia cuyas moléculas (o iones) son capaces de donar un protón, es decir. ser donante de protones;
Una base es cualquier sustancia cuyas moléculas (o iones) son capaces de unir un protón, es decir. ser un aceptor de protones;
Así, el concepto de cimentación se amplía significativamente, lo que se confirma con las siguientes reacciones:
OH - + H + H 2 O
NH3 + H + NH4 +
H 2 N-NH 3 + + H + H 3 N + -NH 3 +
Según la teoría de I. Brønsted y T. Lowry, un ácido y una base forman un par conjugado y están relacionados por equilibrio:
ÁCIDO ⇄ PROTÓN + BASE
Dado que la reacción de transferencia de protones (reacción protolítica) es reversible y también se transfiere un protón en el proceso inverso, los productos de la reacción son ácidos y bases entre sí. Esto se puede escribir como un proceso de equilibrio:
NA + B ⇄ VN + + A - ,
donde HA es un ácido, B es una base, BH + es un ácido conjugado con la base B, A - es una base conjugada con el ácido HA.
Ejemplos.
1) en la reacción:
HCl + OH - ⇄ Cl - + H 2 O,
HCl y H 2 O son ácidos, Cl - y OH - son las bases correspondientes conjugadas con ellos;
2) en la reacción:
HSO 4 - + H 2 O ⇄ SO 4 2 - + H 3 O +,
HSO 4 - y H 3 O + son ácidos, SO 4 2 - y H 2 O son bases;
3) en la reacción:
NH 4 + + NH 2 - ⇄ 2NH 3,
NH 4 + es un ácido, NH 2 - es una base y NH 3 actúa como ácido (una molécula) y como base (otra molécula), es decir. demuestra signos de anfotericidad: la capacidad de exhibir las propiedades de un ácido y una base.
El agua también tiene esta capacidad:
2H 2 O ⇄ H 3 O + + OH -
Aquí, una molécula de H 2 O une un protón (base), formando un ácido conjugado: el ion hidronio H 3 O +, la otra cede un protón (ácido), formando una base conjugada OH -. Este proceso se llama autoprotólisis.
De los ejemplos anteriores se desprende claramente que, a diferencia de las ideas de Arrhenius, en la teoría de Brønsted y Lowry, las reacciones de ácidos con bases no conducen a una neutralización mutua, sino que van acompañadas de la formación de nuevos ácidos y bases.
Cabe señalar también que la teoría protolítica considera los conceptos de “ácido” y “base” no como una propiedad, sino como una función que realiza el compuesto en cuestión en una reacción protolítica. El mismo compuesto puede reaccionar como ácido en algunas condiciones y como base en otras. Así, en una solución acuosa, CH 3 COOH presenta las propiedades de un ácido y en H 2 SO 4 al 100% presenta las propiedades de una base.
Sin embargo, a pesar de sus ventajas, la teoría protolítica, como la teoría de Arrhenius, no es aplicable a sustancias que no contienen átomos de hidrógeno, pero que al mismo tiempo presentan la función de un ácido: boro, aluminio, silicio, haluros de estaño.
La teoría de Lewis.
Otro enfoque para la clasificación de sustancias desde el punto de vista de clasificarlas en ácidos y bases fue la teoría del electrón de Lewis. En el marco de la teoría electrónica:
un ácido es una partícula (molécula o ion) capaz de unir un par de electrones (aceptor de electrones);
Una base es una partícula (molécula o ion) capaz de donar un par de electrones (donante de electrones).
Según las ideas de Lewis, un ácido y una base interactúan entre sí para formar un vínculo donante-aceptor. Como resultado de la adición de un par de electrones a un átomo deficiente en electrones, se produce una completa configuración electrónica- octeto de electrones. Por ejemplo:
La reacción entre moléculas neutras se puede imaginar de manera similar:
La reacción de neutralización en términos de la teoría de Lewis se considera como la adición de un par de electrones de un ion hidróxido a un ion hidrógeno, lo que proporciona un orbital libre para acomodar este par:
Así, el propio protón, que une fácilmente un par de electrones, desde el punto de vista de la teoría de Lewis, realiza la función de un ácido. En este sentido, los ácidos de Bronsted pueden considerarse productos de reacción entre ácidos de Lewis y bases. Así, el HCl es el producto de la neutralización del ácido H + con la base Cl -, y el ion H 3 O + se forma como resultado de la neutralización del ácido H + con la base H 2 O.
Las reacciones entre ácidos y bases de Lewis también se ilustran con los siguientes ejemplos:
Las bases de Lewis también incluyen iones haluro, amoníaco, aminas alifáticas y aromáticas, compuestos orgánicos que contienen oxígeno como R 2 CO (donde R es un radical orgánico).
Los ácidos de Lewis incluyen haluros de boro, aluminio, silicio, estaño y otros elementos.
Es obvio que en la teoría de Lewis el concepto de "ácido" incluye más amplio círculo compuestos químicos. Esto se explica por el hecho de que, según Lewis, la clasificación de una sustancia como ácido está determinada únicamente por la estructura de su molécula, que determina las propiedades aceptoras de electrones, y no está necesariamente relacionada con la presencia de átomos de hidrógeno. Los ácidos de Lewis que no contienen átomos de hidrógeno se llaman aprótico.
Estándares de resolución de problemas
1. Escribe la ecuación para la disociación electrolítica de Al 2 (SO 4) 3 en agua.
El sulfato de aluminio es electrolito fuerte y en una solución acuosa sufre una descomposición completa en iones. Ecuación de disociación:
Al 2 (SO 4) 3 + (2x + 3y)H 2 O 2 3+ + 3 2 - ,
o (sin tener en cuenta el proceso de hidratación iónica):
Al 2 (SO 4) 3 2Al 3+ + 3SO 4 2 - .
2. ¿Qué es el ion HCO 3 desde la perspectiva de la teoría de Brønsted-Lowry?
Dependiendo de las condiciones, el ion HCO 3 puede donar protones:
HCO 3 - + OH - CO 3 2 - + H 2 O (1),
agregue protones así:
HCO 3 - + H 3 O + H 2 CO 3 + H 2 O (2).
Así, en el primer caso, el ion HCO 3 - es un ácido, en el segundo, es una base, es decir, es un anfolito.
3. Determine cuál es el ion Ag + en la reacción desde el punto de vista de la teoría de Lewis:
Ag + + 2NH 3 +
Durante la formación de enlaces químicos, que se produce según el mecanismo donante-aceptor, el ion Ag +, que tiene un orbital libre, es un aceptor de pares de electrones y, por tanto, presenta las propiedades de un ácido de Lewis.
4. Determine la fuerza iónica de una solución que contiene 0,1 mol de KCl y 0,1 mol de Na 2 SO 4 en un litro.
La disociación de los electrolitos presentados se produce de acuerdo con las ecuaciones:
Na 2 ASI 4 2Na + + ASI 4 2 -
Por tanto: C(K +) = C(Cl -) = C(KCl) = 0,1 mol/l;
C(Na+) = 2×C(Na2SO4) = 0,2 mol/l;
C(SO 4 2 -) = C(Na 2 SO 4) = 0,1 mol/l.
La fuerza iónica de la solución se calcula mediante la fórmula:
5. Determine la concentración de CuSO 4 en una solución de este electrolito con I= 0,6 mol/l.
La disociación del CuSO 4 se produce según la ecuación:
CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2 -
Tomemos C(CuSO 4) como incógnita mol/l, entonces, de acuerdo con la ecuación de reacción, C(Cu 2+) = C(SO 4 2 -) = incógnita prostituta. En este caso, la expresión para calcular la fuerza iónica quedará así:
6. Determine el coeficiente de actividad del ion K + en una solución acuosa de KCl con C(KCl) = 0,001 mol/l.
que en este caso tomará la forma:
.
Encontramos la fuerza iónica de la solución usando la fórmula:
7. Determine el coeficiente de actividad del ion Fe 2+ en una solución acuosa cuya fuerza iónica es 1.
Según la ley de Debye-Hückel:
por eso:
8. Determinar la constante de disociación del ácido HA si se encuentra en una solución de este ácido con una concentración de 0,1 mol/l a = 24%.
Según el grado de disociación, se puede determinar que este ácido es un electrolito de fuerza media. Por lo tanto, para calcular la constante de disociación ácida, utilizamos la ley de dilución de Ostwald en su forma completa:
9. Determine la concentración de electrolito si a = 10%, k re = 10 - 4.
De la ley de dilución de Ostwald:
10. El grado de disociación del ácido monobásico HA no supera el 1%. (HA) = 6,4×10-7. Determine el grado de disociación del HA en su solución con una concentración de 0,01 mol/L.
Según el grado de disociación, se puede determinar que este ácido es un electrolito débil. Esto nos permite utilizar la fórmula aproximada de la ley de dilución de Ostwald:
11. El grado de disociación del electrolito en su solución con una concentración de 0,001 mol/l es 0,009. Determine la constante de disociación de este electrolito.
De las condiciones del problema se desprende claramente que este electrolito es débil (a = 0,9%). Es por eso:
12. (HNO2) = 3,35. Comparemos la fuerza del HNO 2 con la fuerza del ácido monobásico HA, cuyo grado de disociación en una solución con C(HA) = 0,15 mol/l es del 15%.
Calculemos (HA) usando forma completa Ecuaciones de Ostwald:
Desde (HA)< (HNO 2), то кислота HA является более сильной кислотой по сравнению с HNO 2 .
13. Hay dos soluciones de KCl, que también contienen otros iones. Se sabe que la fuerza iónica de la primera solución ( I 1) es igual a 1, y el segundo ( I 2) es 10 - 2 . Comparar tasas de actividad F(K +) en estas soluciones y concluir cómo las propiedades de estas soluciones difieren de las propiedades de las soluciones de KCl infinitamente diluidas.
Calculamos los coeficientes de actividad de los iones K + utilizando la ley de Debye-Hückel:
factor de actividad F es una medida de la desviación en el comportamiento de una solución electrolítica de una concentración dada de su comportamiento cuando la solución se diluye infinitamente.
Porque F 1 = 0,316 se desvía más de 1 que F 2 = 0,891, entonces en una solución con mayor fuerza iónica hay una mayor desviación en el comportamiento de la solución de KCl respecto a su comportamiento en dilución infinita.
Preguntas para el autocontrol
1. ¿Qué es la disociación electrolítica?
2. ¿Qué sustancias se llaman electrolitos y no electrolitos? Dar ejemplos.
3. ¿Cuál es el grado de disociación?
4. ¿De qué factores depende el grado de disociación?
5. ¿Qué electrolitos se consideran fuertes? ¿Cuales son de fuerza media? ¿Cuáles son débiles? Dar ejemplos.
6. ¿Cuál es la constante de disociación? ¿De qué depende la constante de disociación y de qué no depende?
7. ¿Cómo se relacionan entre sí la constante y el grado de disociación en soluciones binarias de medio y electrolitos débiles?
8. ¿Por qué las soluciones de electrolitos fuertes muestran desviaciones de la idealidad en su comportamiento?
9. ¿Cuál es el significado del término “grado aparente de disociación”?
10. ¿Cuál es la actividad de un ion? ¿Cuál es el coeficiente de actividad?
11. ¿Cómo cambia el coeficiente de actividad con la dilución (concentración) de una solución de electrolito fuerte? ¿Cuál es el valor límite del coeficiente de actividad para una dilución de solución infinita?
12. ¿Cuál es la fuerza iónica de una solución?
13. ¿Cómo se calcula el coeficiente de actividad? Formule la ley de Debye-Hückel.
14. ¿Cuál es la esencia de la teoría iónica de ácidos y bases (teoría de Arrhenius)?
15. ¿Cuál es la diferencia fundamental entre la teoría protolítica de ácidos y bases (la teoría de Brønsted y Lowry) de la teoría de Arrhenius?
16. ¿Cómo interpreta la teoría electrónica (teoría de Lewis) los conceptos de “ácido” y “base”? Dar ejemplos.
Variantes de tareas para solución independiente.
Opción #1
1. Escribe la ecuación para la disociación electrolítica del Fe 2 (SO 4) 3.
HA + H 2 O ⇄ H 3 O + + A - .
Opción número 2
1. Escribe la ecuación para la disociación electrolítica del CuCl 2.
2. Determine qué es el ion S 2 - en la reacción desde el punto de vista de la teoría de Lewis:
2Ag + + S 2 - ⇄ Ag 2 S.
3. Calcule la concentración molar del electrolito en la solución si a = 0,75%, a = 10 - 5.
Opción #3
1. Escribe la ecuación para la disociación electrolítica de Na 2 SO 4.
2. Determine cuál es el ion CN - en la reacción desde el punto de vista de la teoría de Lewis:
Fe 3 + + 6CN - ⇄ 3 - .
3. La fuerza iónica de la solución de CaCl 2 es de 0,3 mol/l. Calcule C(CaCl2).
Opción número 4
1. Escribe la ecuación para la disociación electrolítica del Ca(OH)2.
2. Determine cuál es la molécula de H 2 O en la reacción desde el punto de vista de la teoría de Brønsted:
H 3 O + ⇄ H + + H 2 O.
3. La fuerza iónica de la solución de K 2 SO 4 es 1,2 mol/L. Calcule C(K 2 SO 4).
Opción #5
1. Escribe la ecuación para la disociación electrolítica del K 2 SO 3.
NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O + .
3. (CH3COOH) = 4,74. Compare la fuerza del CH 3 COOH con la fuerza del ácido monobásico HA, cuyo grado de disociación en solución con C(HA) = 3,6 × 10 - 5 mol/l es del 10%.
Opción #6
1. Escribe la ecuación para la disociación electrolítica de K 2 S.
2. Determine cuál es la molécula de AlBr 3 en la reacción desde el punto de vista de la teoría de Lewis:
Br - + AlBr 3 ⇄ - .
Opción número 7
1. Escribe la ecuación para la disociación electrolítica del Fe(NO 3) 2.
2. Determine cuál es el ion Cl - en la reacción desde el punto de vista de la teoría de Lewis:
Cl - + AlCl 3 ⇄ - .
Opción número 8
1. Escribe la ecuación para la disociación electrolítica del K 2 MnO 4.
2. Determine cuál es el ion HSO 3 - en la reacción desde el punto de vista de la teoría de Brønsted:
HSO 3 - + OH – ⇄ SO 3 2 - + H 2 O.
Opción número 9
1. Escribe la ecuación para la disociación electrolítica del Al 2 (SO 4) 3.
2. Determine cuál es el ion Co 3+ en la reacción desde el punto de vista de la teoría de Lewis:
Co 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 - .
3. 1 litro de solución contiene 0,348 g de K2SO4 y 0,17 g de NaNO3. Determine la fuerza iónica de esta solución.
Opción número 10
1. Escribe la ecuación para la disociación electrolítica del Ca(NO 3) 2.
2. Determine cuál es la molécula de H 2 O en la reacción desde el punto de vista de la teoría de Brønsted:
B + H 2 O ⇄ OH - + BH + .
3. Calcule la concentración de electrolito en la solución si a = 5%, a = 10 - 5.
Opción No. 11
1. Escribe la ecuación para la disociación electrolítica del KMnO 4.
2. Determine cuál es el ion Cu 2+ en la reacción desde la perspectiva de la teoría de Lewis:
Cu 2+ + 4NH 3 ⇄ 2 + .
3. Calcule el coeficiente de actividad del ion Cu 2+ en una solución de CuSO 4 con C(CuSO 4) = 0,016 mol/l.
Opción No. 12
1. Escribe la ecuación para la disociación electrolítica de Na 2 CO 3.
2. Determine cuál es la molécula de H 2 O en la reacción desde el punto de vista de la teoría de Brønsted:
K + + xH 2 O ⇄ + .
3. Hay dos soluciones de NaCl que contienen otros electrolitos. Las fuerzas iónicas de estas soluciones son respectivamente iguales: I 1 = 0,1 mol/l, I 2 = 0,01 mol/l. Comparar tasas de actividad F(Na+) en estas soluciones.
Opción No. 13
1. Escribe la ecuación para la disociación electrolítica del Al(NO 3) 3.
2. Determine cuál es la molécula de RNH 2 en la reacción desde el punto de vista de la teoría de Lewis:
RNH 2 + H 3 O + ⇄ RNH 3 + + H 2 O.
3. Comparar los coeficientes de actividad de los cationes en una solución que contiene FeSO 4 y KNO 3, siempre que las concentraciones de electrolito sean 0,3 y 0,1 mol/l, respectivamente.
Opción No. 14
1. Escribe la ecuación para la disociación electrolítica de K 3 PO 4.
2. Determine cuál es el ion H 3 O + en la reacción desde el punto de vista de la teoría de Brønsted:
HSO 3 - + H 3 O + ⇄ H 2 SO 3 + H 2 O.
Opción No. 15
1. Escribe la ecuación para la disociación electrolítica del K 2 SO 4.
2. Determine qué es Pb(OH) 2 en la reacción desde el punto de vista de la teoría de Lewis:
Pb(OH) 2 + 2OH - ⇄ 2 - .
Opción No. 16
1. Escribe la ecuación para la disociación electrolítica de Ni(NO 3) 2.
2. Determine cuál es el ion hidronio (H 3 O +) en la reacción desde el punto de vista de la teoría de Brønsted:
2H 3 O + + S 2 - ⇄ H 2 S + 2H 2 O.
3. La fuerza iónica de una solución que contiene sólo Na 3 PO 4 es 1,2 mol/l. Determine la concentración de Na 3 PO 4.
Opción No. 17
1. Escribe la ecuación para la disociación electrolítica de (NH 4) 2 SO 4.
2. Determine cuál es el ion NH 4 + en la reacción desde el punto de vista de la teoría de Brønsted:
NH 4 + + OH - ⇄ NH 3 + H 2 O.
3. La fuerza iónica de una solución que contiene KI y Na 2 SO 4 es 0,4 mol/l. C(KI) = 0,1 mol/l. Determine la concentración de Na 2 SO 4.
Opción No. 18
1. Escribe la ecuación para la disociación electrolítica del Cr 2 (SO 4) 3.
2. Determinar cuál es la molécula de proteína en la reacción desde la perspectiva de la teoría de Brønsted:
BLOQUE DE INFORMACIÓN
escala de ph
Tabla 3. Relación entre las concentraciones de iones H+ y OH-.
Estándares de resolución de problemas
1. La concentración de iones de hidrógeno en la solución es de 10 - 3 mol/l. Calcule los valores de pH, pOH y [OH - ] en esta solución. Determinar el medio de la solución.
Nota. Las siguientes proporciones se utilizan para los cálculos: lg10 a = a; 10 litros a = A.
Un ambiente de solución con pH = 3 es ácido, ya que el pH< 7.
2. Calcular el pH de una solución de ácido clorhídrico con una concentración molar de 0,002 mol/l.
Dado que en una solución diluida HC1 » 1, y en una solución de un ácido monobásico C(s) = C(s), podemos escribir:
3. Se añadieron 90 ml de agua a 10 ml de solución de ácido acético con C(CH3COOH) = 0,01 mol/l. Encuentre la diferencia en los valores de pH de la solución antes y después de la dilución, si (CH 3 COOH) = 1,85 × 10 - 5.
1) En la solución inicial de un ácido monobásico débil CH 3 COOH:
Por eso:
2) La adición de 90 ml de agua a 10 ml de solución ácida corresponde a una dilución de la solución de 10 veces. Es por eso.
Instrucciones
La esencia de esta teoría es que cuando se funden (se disuelven en agua), casi todos los electrolitos se descomponen en iones que están cargados tanto positiva como negativamente (lo que se llama disociación electrolítica). Bajo la influencia de la corriente eléctrica, los negativos ("-") se mueven hacia el ánodo (+) y los cargados positivamente (cationes, "+") se mueven hacia el cátodo (-). La disociación electrolítica es un proceso reversible (el proceso inverso se llama "molarización").
El grado de (a) disociación electrolítica depende del electrolito en sí, el disolvente y su concentración. Esta es la relación entre el número de moléculas (n) que se han descompuesto en iones y número total moléculas introducidas en la solución (N). Obtienes: a = n / N
Por tanto, los electrolitos fuertes son sustancias que se desintegran completamente en iones cuando se disuelven en agua. Los electrolitos fuertes suelen ser sustancias con enlaces o altamente polares: se trata de sales muy solubles (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), así como bases fuertes (KOH, NaOH, RbOH, Ba(OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). En un electrolito fuerte, la sustancia disuelta en él se encuentra mayoritariamente en forma de iones ( ); Prácticamente no existen moléculas que no estén disociadas.
Los electrolitos débiles son sustancias que se disocian en iones sólo parcialmente. Los electrolitos débiles, junto con los iones en solución, contienen moléculas no disociadas. Los electrolitos débiles no producen una fuerte concentración de iones en solución.
Los débiles incluyen:
- ácidos orgánicos (casi todos) (C2H5COOH, CH3COOH, etc.);
- algunos de los ácidos (H2S, H2CO3, etc.);
- casi todas las sales ligeramente solubles en agua, hidróxido de amonio, así como todas las bases (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
- agua.
Prácticamente no conducen la corriente eléctrica, o la conducen, pero sí mal.
tenga en cuenta
A pesar de agua limpia Conduce muy mal la corriente eléctrica, todavía tiene un efecto medible. conductividad eléctrica, explicado por el hecho de que el agua se disocia ligeramente en iones de hidróxido e iones de hidrógeno.
La mayoría de los electrolitos son sustancias agresivas, por lo que cuando trabaje con ellos, tenga mucho cuidado y siga las normas de seguridad.
Una base fuerte es un compuesto químico inorgánico formado por el grupo hidroxilo -OH y un alcalino (elementos del grupo I tabla periódica: Li, K, Na, RB, Cs) o metal alcalinotérreo (elementos del grupo II Ba, Ca). Escrito en forma de fórmulas LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂.
necesitarás
- taza de evaporación
- quemador
- indicadores
- varilla de metal
- N₃PO₄
Instrucciones
Se manifiestan razones de peso, características de todos. La presencia en la solución está determinada por el cambio de color del indicador. Agregue fenolftaleína a la muestra con la solución de prueba u omita el papel tornasol. El naranja de metilo da un color amarillo, la fenolftaleína da un color púrpura y el papel tornasol se vuelve azul. Cuanto más fuerte sea la base, más intenso será el color del indicador.
Si necesita saber qué álcalis se le presentan, realice un análisis cualitativo de las soluciones. Las bases fuertes más comunes son el litio, el potasio, el sodio, el bario y el calcio. Las bases reaccionan con los ácidos (reacciones de neutralización) para formar sal y agua. En este caso se pueden distinguir Ca(OH)₂, Ba(OH)₂ y LiOH. Cuando se combina con ácido, se forman compuestos insolubles. Los hidróxidos restantes no producirán precipitación, porque Todas las sales de K y Na son solubles.
3 Ca(OH)₂ + 2 H₃PO₄ --→ Ca₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂O
3 Ba(OH)₂ +2 Н₃PO₄ --→ Ba₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О
3 LiOH + H₃PO₄ --→ Li₃PO₄↓ + 3 H₂O
Colarlas y secarlas. Agregue el sedimento seco a la llama del quemador. Cambiando el color de la llama se pueden determinar cualitativamente los iones de litio, calcio y bario. En consecuencia, determinará qué hidróxido es cuál. Las sales de litio colorean la llama del quemador de color rojo carmín. Las sales de bario son verdes y las sales de calcio son carmesí.
Los álcalis restantes forman ortofosfatos solubles.
3 NaOH + H₃PO₄--→ Na₃PO₄ + 3 H₂O
3 KOH + H₃PO₄--→ K₃PO₄ + 3 H₂O
Es necesario evaporar el agua hasta obtener un residuo seco. Coloca las sales evaporadas sobre una varilla de metal una a una en la llama del quemador. Allí, sal de sodio: la llama se volverá de color amarillo brillante y potasio, de color rosa violeta. teniendo así conjunto mínimo equipos y reactivos, ha identificado todas las bases sólidas que se le han proporcionado.
Un electrolito es una sustancia que en su estado sólido es dieléctrico, es decir, no conduce corriente eléctrica, pero al disolverse o fundirse se convierte en conductor. ¿Por qué ocurre un cambio tan brusco en las propiedades? El hecho es que las moléculas de electrolitos en soluciones o fundidos se disocian en iones cargados positivamente y negativamente, por lo que estas sustancias en un estado tan agregado son capaces de conducir corriente eléctrica. La mayoría de las sales, ácidos y bases tienen propiedades electrolíticas.
Instrucciones
¿Qué sustancias se consideran fuertes? Se trata de sustancias en soluciones o fundidos en los que casi el 100% de las moléculas están expuestas, independientemente de la concentración de la solución. La lista incluye la mayoría absoluta de álcalis solubles, sales y algunos ácidos, como clorhídrico, bromuro, yoduro, nítrico, etc.
¿Cómo se comportan los débiles en soluciones o fundidos? electrolitos? En primer lugar, se disocian en muy pequeña medida (no más del 3% de número total moléculas), en segundo lugar, su progreso es peor y más lento cuanto mayor es la concentración de la solución. Estos electrolitos incluyen, por ejemplo, (hidróxido de amonio), la mayoría de los ácidos orgánicos e inorgánicos (incluido el ácido fluorhídrico - HF) y, por supuesto, el agua que todos conocemos. Ya que sólo una fracción insignificante de sus moléculas se descompone en iones de hidrógeno e iones de hidroxilo.
Recuerde que el grado de disociación y, en consecuencia, la fuerza del electrolito dependen de factores: la naturaleza del electrolito en sí, el disolvente y la temperatura. Por tanto, esta división en sí misma es hasta cierto punto arbitraria. Después de todo, la misma sustancia puede diferentes condiciones ser a la vez un electrolito fuerte y uno débil. Para evaluar la resistencia del electrolito, se introdujo un valor especial: la constante de disociación, determinada sobre la base de la ley de acción de masas. Pero es aplicable sólo a electrolitos débiles; fuerte electrolitos no obedecen la ley de la acción de masas.
Fuentes:
- lista de electrolitos fuertes
Sales- Este quimicos, que consta de un catión, es decir, un ion cargado positivamente, un metal y un anión cargado negativamente - residuo ácido. Existen muchos tipos de sales: normales, ácidas, básicas, dobles, mixtas, hidratadas, complejas. Esto depende de las composiciones de cationes y aniones. ¿Cómo puedes determinar base¿sal?
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§ 6.3. Electrolitos fuertes y débiles.
El material de esta sección le resulta parcialmente familiar por los cursos de química escolares estudiados anteriormente y por la sección anterior. Repasemos brevemente lo que sabe y familiaricémonos con material nuevo.
En la sección anterior discutimos el comportamiento en soluciones acuosas de algunas sales y sustancias orgánicas que se descomponen completamente en iones en una solución acuosa.
Existe una serie de pruebas simples pero innegables de que algunas sustancias en soluciones acuosas se desintegran en partículas. Por tanto, las soluciones acuosas de H2SO4 sulfúrico, HNO3 nítrico, HClO4 clorhídrico, HCl clorhídrico (clorhídrico), CH3COOH acético y otros ácidos tienen un sabor amargo. En las fórmulas de los ácidos, la partícula común es el átomo de hidrógeno, y se puede suponer que él (en forma de ion) es la causa del mismo sabor de todas estas sustancias tan diferentes.
Los iones de hidrógeno formados durante la disociación en una solución acuosa le dan a la solución un sabor amargo, razón por la cual estas sustancias se llaman ácidos. En la naturaleza, sólo los iones de hidrógeno tienen un sabor amargo.
Crean un ambiente llamado ácido (ácido) en una solución acuosa.
Recuerde, cuando dice “cloruro de hidrógeno”, se refiere al estado gaseoso y cristalino de esta sustancia, pero para una solución acuosa debe decir “solución de cloruro de hidrógeno”, “ácido clorhídrico” o usar el nombre común “ácido clorhídrico”, aunque la composición de la sustancia en cualquier estado expresada por la misma fórmula - HCl.
Las soluciones acuosas de litio (LiOH), sodio (NaOH), potasio (KOH), bario (Ba(OH)2), calcio (Ca(OH)2) y otros hidróxidos metálicos tienen el mismo sabor amargo y jabonoso desagradable y provocan sensación. de deslizamiento. Al parecer, los responsables de esta propiedad son los iones OH-hidróxido incluidos en dichos compuestos.
El ácido clorhídrico HCl, el HBr bromhídrico y el ácido yodhídrico HI reaccionan con el zinc de la misma forma, a pesar de su diferente composición, ya que en realidad no es el ácido el que reacciona con el zinc:
Zn + 2HCl = ZnСl 2 + H2,
y iones de hidrógeno:
Zn + 2H + = Zn 2+ + H 2,
y se forman gas hidrógeno e iones zinc. Mezclar algunas soluciones salinas, por ejemplo cloruro de potasio KCl y nitrato de sodio NaNO 3, no va acompañado de un efecto térmico notable, aunque después de la evaporación de la solución se forma una mezcla de cristales de cuatro sustancias: las originales: cloruro de potasio y nitrato de sodio. - y otros nuevos - nitrato de potasio KNO 3 y cloruro de sodio NaCl. Se puede suponer que en la solución las dos sales iniciales se desintegran completamente en iones que, al evaporarse, forman cuatro:
sustancias cristalinas
El estudio de los productos de electrólisis permite asignar cargas positivas o negativas a los iones. Obviamente, si un ácido, por ejemplo el HNO 3 nítrico, se disocia, digamos, en dos iones y durante la electrólisis de una solución acuosa se libera hidrógeno en el cátodo (electrodo cargado negativamente), entonces, en consecuencia, aparecen iones de hidrógeno cargados positivamente H + en la solución.
Entonces la ecuación de disociación debería escribirse de la siguiente manera:
НNO 3 = Н + + . disociación electrolítica
– desintegración total o parcial de un compuesto cuando se disuelve en agua en iones como resultado de la interacción con una molécula de agua (u otro disolvente). Electrolitos
– ácidos, bases o sales cuyas soluciones acuosas conducen corriente eléctrica como resultado de la disociación. Las sustancias que no se disocian en iones en una solución acuosa y cuyas soluciones no conducen corriente eléctrica se denominan.
no electrolitos La disociación de electrolitos se caracteriza cuantitativamente. grado de disociación
– la relación entre el número de “moléculas” (unidades de fórmula) desintegradas en iones y el número total de “moléculas” de la sustancia disuelta. El grado de disociación se indica con la letra griega. Por ejemplo, si de cada 100 “moléculas” de una sustancia disuelta, 80 se disocian en iones, entonces el grado de disociación de la sustancia disuelta es igual a: = 80/100 = 0,8, o 80%. fuerte,
promedio Y débil Según su capacidad para disociarse (o, como dicen, "por fuerza"), los electrolitos se dividen en< 3%, к средним – 3% 30%. Сила электролита –
величина, зависящая от концентрации вещества,
температуры, природы растворителя и др.
. Según el grado de disociación, aquellos con soluciones > 30% se consideran electrolitos fuertes y los débiles; En el caso de soluciones acuosas electrolitos fuertes
1
(>30%) incluyen los siguientes grupos de compuestos.
. Muchos ácidos inorgánicos, como HCl clorhídrico, HNO 3 nítrico, H 2 SO 4 sulfúrico en soluciones diluidas.
El ácido inorgánico más fuerte es el HClO 4 perclórico.
El ácido fluorhídrico HF disuelve el vidrio, pero esto no indica en absoluto su resistencia. Este ácido que contiene halógenos y libre de oxígeno se clasifica como ácido de fuerza media debido a la alta energía del enlace H-F, la capacidad de las moléculas de HF para combinarse (asociarse) debido a los fuertes enlaces de hidrógeno, la interacción de los iones F-con HF moléculas (enlaces de hidrógeno) con formación de iones y otras partículas más complejas. Como resultado, la concentración de iones de hidrógeno en una solución acuosa de este ácido se reduce significativamente, por lo que el ácido fluorhídrico se considera de concentración media.
El fluoruro de hidrógeno reacciona con el dióxido de silicio, que forma parte del vidrio, según la ecuación:SiO 2 + 4HF = SiF 4 + 2H 2 O.
El ácido fluorhídrico no debe almacenarse en recipientes de vidrio. Para ello se utilizan recipientes de plomo, algunos plásticos y vidrio, cuyas paredes están recubiertas por dentro con una gruesa capa de parafina.
Si se utiliza gas fluoruro de hidrógeno para "grabar" el vidrio, la superficie del vidrio se vuelve mate, lo que se utiliza para aplicar inscripciones y diversos diseños al vidrio. El “grabado” del vidrio con una solución acuosa de ácido fluorhídrico provoca la corrosión de la superficie del vidrio, que permanece transparente.
Generalmente se encuentra disponible comercialmente una solución de ácido fluorhídrico al 40%.
La fuerza de los ácidos oxigenados del mismo tipo cambia en la dirección opuesta, por ejemplo, el ácido periódico HIO 4 es más débil que el ácido perclórico HClO 4.
Si un elemento forma varios ácidos oxigenados, entonces el ácido en el que el elemento formador de ácido tiene la valencia más alta tiene la mayor fuerza. Así, en la serie de ácidos HClO (hipocloroso) – HClO 2 (cloroso) – HClO 3 (cloroso) – HClO 4 (clórico), este último es el más fuerte.
Un volumen de agua disuelve aproximadamente dos volúmenes de cloro. El cloro (aproximadamente la mitad) reacciona con el agua:
Cl 2 + H 2 O = HCl + HСlO.
El ácido clorhídrico es fuerte; prácticamente no hay moléculas de HCl en su solución acuosa.
Es más correcto escribir la ecuación de reacción de la siguiente manera:
2 Cl 2 + H 2 O = H + + Cl – + HClO – 25 kJ/mol.
Los álcalis son bases que son solubles en agua. Estos también incluyen hidróxidos de elementos del subgrupo principal del grupo II (metales alcalinotérreos) e hidróxido de amonio (una solución acuosa de amoníaco). A veces, los álcalis son aquellos hidróxidos que crean una alta concentración de iones de hidróxido en una solución acuosa. En la literatura obsoleta, se pueden encontrar entre los álcalis carbonatos de potasio K 2 CO 3 (potasa) y carbonatos de sodio Na 2 CO 3 (soda), bicarbonato de sodio NaHCO 3 (bicarbonato de sodio), bórax Na 2 B 4 O 7, hidrosulfuros de sodio NaHS. y potasio KHS et al.
El hidróxido de calcio Ca(OH) 2 como electrolito fuerte se disocia en un solo paso:
Ca(OH)2 = Ca2+ + 2OH – .
3 . Casi todas las sales. La sal, si es un electrolito fuerte, se disocia en un solo paso, por ejemplo el cloruro férrico:
FeCl 3 = Fe 3+ + 3Cl – .
En el caso de soluciones acuosas electrolitos débiles ( < 3%) относят перечисленные ниже соединения.
1 . El agua H 2 O es el electrolito más importante.
2
. Algunos ácidos inorgánicos y casi todos los orgánicos: H 2 S (sulfuro de hidrógeno), H 2 SO 3 (sulfuroso), H 2 CO 3 (carbónico), HCN (cianhídrico), H 3 PO 4 (fosfórico, ortofosfórico), H 2 SiO 3 (silicio), H 3 BO 3 (bórico, ortobórico), CH 3 COOH (acético), etc.
Tenga en cuenta que el ácido carbónico no existe en la fórmula H 2 CO 3. Cuando se disuelve dióxido de carbono El CO 2 en el agua forma su hidrato CO 2 H 2 O, que para facilitar los cálculos escribimos con la fórmula H 2 CO 3, y la ecuación de la reacción de disociación se ve así:
La disociación del ácido carbónico débil se produce en dos etapas. El ion bicarbonato resultante también se comporta como un electrolito débil.
Otros ácidos polibásicos se disocian de la misma forma: H 3 PO 4 (fosfórico), H 2 SiO 3 (silicio), H 3 BO 3 (bórico). En una solución acuosa, la disociación prácticamente ocurre sólo en el primer paso. ¿Cómo realizar la disociación en la última etapa?
3
. Hidróxidos de muchos elementos, por ejemplo Al(OH) 3, Cu(OH) 2, Fe(OH) 2, Fe(OH) 3, etc.
Todos estos hidróxidos se disocian paso a paso en una solución acuosa, por ejemplo el hidróxido de hierro.
Fe(OH)3:
En una solución acuosa, la disociación ocurre casi exclusivamente en el primer paso. ¿Cómo cambiar el equilibrio hacia la formación de iones Fe 3+?
Las propiedades básicas de los hidróxidos de un mismo elemento aumentan al disminuir la valencia del elemento. Por tanto, las propiedades básicas del dihidróxido de hierro Fe(OH) 2 son más pronunciadas que las del trihidróxido Fe(OH) 3. Esta afirmación equivale al hecho de que las propiedades ácidas del Fe(OH) 3 son más fuertes que las del Fe(OH) 2.
4
. Hidróxido de amonio NH 4 OH.
Cuando se disuelve el gas amoniaco NH 3 en agua, se obtiene una solución que conduce muy mal la electricidad y tiene un sabor amargo y jabonoso. El medio de solución es básico o alcalino. Este comportamiento del amoníaco se explica de la siguiente manera: cuando el amoníaco se disuelve en agua, se forma hidrato de amoníaco NH 3 H 2 O, al que convencionalmente atribuimos la fórmula del inexistente hidróxido de amonio NH. 4 OH, considerando que este compuesto se disocia para formar ion amonio e ion hidróxido OH –:
NH4OH = + OH – .
5 . Algunas sales: cloruro de zinc ZnCl 2, tiocianato de hierro Fe(NCS) 3, cianuro de mercurio Hg(CN) 2, etc. Estas sales se disocian paso a paso.
Algunas personas consideran que el ácido fosfórico H 3 PO 4 son electrolitos de potencia media.
Consideraremos el ácido fosfórico como un electrolito débil y anotaremos las tres etapas de su disociación. El ácido sulfúrico en soluciones concentradas se comporta como un electrolito de resistencia media y en soluciones muy concentradas se comporta como un electrolito débil. Además, consideraremos el ácido sulfúrico como un electrolito fuerte y escribiremos la ecuación de su disociación en un solo paso. 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 proporcionar alta concentración
iones en solución. Los electrolitos débiles incluyen:
1) casi todos los ácidos orgánicos (CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH, etc.);
2) algunos ácidos inorgánicos (H 2 CO 3, H 2 S, etc.);
3) casi todas las sales, bases e hidróxido de amonio Ca 3 (PO 4) 2 que son ligeramente solubles en agua; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH;
Conducen mal la electricidad (o casi nada).
Las concentraciones de iones en soluciones de electrolitos débiles se caracterizan cualitativamente por el grado y la constante de disociación.
El grado de disociación se expresa en fracciones de unidad o como porcentaje (a = 0,3 es el límite convencional para dividir electrolitos fuertes y débiles).
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. a y concentración inicial de la sustancia. do en solución.
HAn = H + + An - .
La constante de equilibrio K p de esta reacción es la constante de disociación K d:
K d = . / . (10.11)
Si expresamos las concentraciones de equilibrio en términos de la concentración del electrolito débil C y su grado de disociación α, obtenemos:
K d = C. α. S. α/S. (1-α) = C. α 2 /1-α. (10.12)
Esta relación se llama Ley de dilución de Ostwald. Para electrolitos muy débiles en α<<1 это уравнение упрощается:
K d = C. α 2. (10.13)
Esto nos permite concluir que con dilución infinita el grado de disociación α tiende a la unidad.
Equilibrio protolítico en agua:
,
,
A temperatura constante en soluciones diluidas, la concentración de agua en agua es constante e igual a 55,5, ( 
)
, (10.15)
donde K in es el producto iónico del agua.
Entonces =10 -7. En la práctica, debido a la conveniencia de medir y registrar, el valor utilizado es el índice de hidrógeno, (criterio) de la fuerza de un ácido o base. Por analogía 
.
De la ecuación (11.15): 
.
A pH=7 – la reacción de la solución es neutra, a pH<7 – кислая, а при pH>7 – alcalino.
En condiciones normales (0°C):
, Entonces
Figura 10.4 - pH de diversas sustancias y sistemas.
10.7 Soluciones de electrolitos fuertes
Los electrolitos fuertes son 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, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3) 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.
La diferencia fundamental entre electrolitos fuertes y débiles es que el equilibrio de disociación de los electrolitos fuertes está completamente desplazado hacia la derecha:
H 2 SO 4 = H + + HSO 4 - ,
y por tanto la constante de equilibrio (disociación) resulta ser una cantidad incierta. La disminución de la conductividad eléctrica al aumentar la concentración de un electrolito fuerte se debe a la interacción electrostática de los iones.
El científico holandés Petrus Josephus Wilhelmus Debye y el científico alemán Erich Hückel, habiendo propuesto un modelo que formó la base de la teoría de los electrolitos fuertes, postularon:
1) el electrolito se disocia completamente, pero en soluciones relativamente diluidas (C M = 0,01 mol. l -1);
2) cada ion está rodeado por una capa de iones de signo opuesto. A su vez, cada uno de estos iones está solvatado. Este entorno se llama atmósfera iónica. Durante la interacción electrolítica de iones de signos opuestos, es necesario tener en cuenta la influencia de la atmósfera iónica. Cuando un catión se mueve en un campo electrostático, la atmósfera iónica se deforma; se espesa delante de él y se adelgaza detrás de él. Esta asimetría de la atmósfera iónica tiene un efecto más inhibidor sobre el movimiento del catión cuanto mayor es la concentración de electrolitos y mayor la carga de los iones. En estos sistemas el concepto de concentración se vuelve ambiguo y debe ser sustituido por el de actividad. Para un electrolito binario de carga única KatAn = Kat + + An - las actividades del catión (a +) y del anión (a -) son respectivamente iguales
a + = γ + . C + , a - = γ - . C - , (10.16)
donde C+ y C - son las concentraciones analíticas del catión y anión, respectivamente;
γ + y γ - son sus coeficientes de actividad.
|
Es imposible determinar la actividad de cada ion por separado, por lo que para electrolitos de carga única se utilizan valores medios geométricos de las actividades;
y coeficientes de actividad:
El coeficiente de actividad de Debye-Hückel depende al menos de la temperatura, la constante dieléctrica del disolvente (ε) y la fuerza iónica (I); este último sirve como medida de la intensidad del campo eléctrico creado por los iones en la solución.
Para un electrolito dado, la fuerza iónica se expresa mediante la ecuación de Debye-Hückel:
La fuerza iónica a su vez es igual a
donde C es la concentración analítica;
z es la carga del catión o anión.
Para un electrolito con una sola carga, la fuerza iónica coincide con la concentración. Por tanto, NaCl y Na 2 SO 4 en las mismas concentraciones tendrán diferentes fuerzas iónicas. La comparación de las propiedades de soluciones de electrolitos fuertes sólo se puede realizar cuando las fuerzas iónicas son las mismas; Incluso las pequeñas impurezas cambian drásticamente las propiedades del electrolito.
Figura 10.5 - Dependencia
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 fusiones, o al movimiento de iones en las redes cristalinas de 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 el intestino). 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 polarización) entre electrolitos de diferentes grupos se compensa mediante aditivos contenidos en los 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 uso completo 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.