El valor de a se expresa en fracciones de una unidad o en % y depende de la naturaleza del electrolito, solvente, temperatura, concentración y composición de la solución.
El solvente juega un papel especial: en varios casos, al pasar de soluciones acuosas a solventes orgánicos, el grado de disociación de electrolitos puede aumentar o disminuir bruscamente. En el futuro, en ausencia de instrucciones especiales, asumiremos que el solvente es agua.
Según el grado de disociación, los electrolitos se dividen condicionalmente en fuerte(un > 30%), medio (3% < a < 30%) и débil(a< 3%).
Los electrolitos fuertes incluyen:
1) algunos no Ácidos orgánicos(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 fuerza media incluyen Mg (OH) 2, H 3 PO 4, HCOOH, H 2 SO 3, HF y algunos otros.
Todo el mundo considera electrolitos débiles ácidos carboxílicos(excepto HCOOH) y formas hidratadas de aminas alifáticas y aromáticas. Los electrolitos débiles son también muchos ácidos inorgánicos (HCN, H 2 S, H 2 CO 3, etc.) y bases (NH 3 ∙ H 2 O).
A pesar de algunas similitudes, en general, no se debe identificar la solubilidad de una sustancia con su grado de disociación. Sí, ácido acético etanol ilimitadamente soluble en agua, pero al mismo tiempo, la primera sustancia es un electrolito débil y la segunda no es un electrolito.
Ácidos y bases
Aunque los términos "ácido" y "base" se usan ampliamente para describir procesos quimicos, no existe un enfoque único para la clasificación de sustancias en términos de clasificarlas como ácidos o bases. Teorías actuales ( iónico teoría S. Arrhenius, protolítico teoría I. Bronsted y T. Lowry Y electrónico teoría g lewis) tienen ciertas limitaciones y, por lo tanto, son aplicables solo en casos particulares. 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 íntimamente 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 -;
El anfolito (electrolito anfótero) es un electrolito que se disocia en soluciones con la formación de iones H + e iones OH -.
Por ejemplo:
ON ⇄ H + + A - nH + + MeO n n - ⇄ Me (OH) n ⇄ Me n + + nOH -De acuerdo con la teoría iónica, tanto las moléculas neutras como los iones pueden ser ácidos, por ejemplo:
HF⇄H++F-
H 2 PO 4 - ⇄ H + + HPO 4 2 -
NH 4 + ⇄ H + + NH 3
Se pueden dar ejemplos similares para los motivos:
KOH K + + OH -
- ⇄ Al(OH) 3 + OH -
+ ⇄ Fe2+ + 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 solución se reduce a una reacción de neutralización:
H + + OH - H 2 O
Sin embargo, una serie de datos experimentales muestran las limitaciones de la teoría iónica. Así, amoníaco, aminas orgánicas, óxidos metálicos como Na 2 O, CaO, aniones de ácidos débiles, etc. en ausencia de agua, exhiben las propiedades de las bases típicas, aunque no contienen iones de hidróxido.
Por otro lado, muchos óxidos (SO 2, SO 3, P 2 O 5, etc.), haluros, haluros de ácido, sin iones de hidrógeno en su composición, incluso en ausencia de agua, exhiben propiedades ácidas, es decir. Las bases se neutralizan.
Además, el comportamiento del electrolito en solución acuosa y en un medio no acuoso puede ser lo contrario.
Entonces, CH 3 COOH en agua es un ácido débil:
CH 3 COOH ⇄ CH 3 COO - + H +,
y en fluoruro de hidrógeno líquido exhibe las propiedades de una base:
HF + CH 3 COOH ⇄ CH 3 COOH 2 + + F -
Investigación tipos similares Las reacciones, y en particular las reacciones que ocurren en solventes no acuosos, han llevado a la creación de más teorías generalesácidos y bases.
Teoría de Bronsted y Lowry.
Mayor desarrollo La teoría de los ácidos y las bases fue la teoría protolítica (de protones) propuesta por I. Bronsted 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;
Por lo tanto, el concepto de base se amplía significativamente, lo que se confirma con las siguientes reacciones:
OH - + H + H 2 O
NH 3 + H + NH 4 +
H 2 N-NH 3 + + H + H 3 N + -NH 3 +
Según la teoría de I. Bronsted y T. Lowry, un ácido y una base forman un par conjugado y están conectados 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 reacción son ácidos y bases entre sí. Esto se puede escribir como un proceso de equilibrio:
ON + 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 reacción:
HCl + OH - ⇄ Cl - + H 2 O,
HCl y H 2 O son ácidos, Cl - y OH - son las bases conjugadas correspondientes;
2) en reacción:
HSO 4 - + H 2 O ⇄ SO 4 2 - + H 3 O +,
HSO 4 - y H 3 O + - ácidos, SO 4 2 - y H 2 O - bases;
3) en reacción:
NH 4 + + NH 2 - ⇄ 2NH 3,
NH 4 + es un ácido, NH 2 - es una base y NH 3 actúa tanto como ácido (una molécula) como base (otra molécula), es decir, muestra 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 agrega un protón (base), formando un ácido conjugado, un ion hidroxonio H 3 O +, la otra da un protón (ácido), formando una base conjugada OH -. Este proceso se llama autoprotólisis.
De los ejemplos anteriores se puede ver que, en contraste con las ideas de Arrhenius, en la teoría de Brönsted y Lowry, las reacciones de ácidos con bases no conducen a la neutralización mutua, sino que van acompañadas de la formación de nuevos ácidos y bases. .
También cabe señalar que la teoría protolítica considera los conceptos de "ácido" y "base" no como una propiedad, sino como una función que el compuesto en cuestión realiza en la reacción protolítica. El mismo compuesto puede reaccionar como ácido bajo ciertas condiciones y como base bajo otras. Entonces, en una solución acuosa de CH 3 COOH exhibe las propiedades de un ácido, y en 100% H 2 SO 4 - una base.
Sin embargo, a pesar de sus méritos, la teoría protolítica, al igual que la teoría de Arrhenius, no es aplicable a sustancias que no contienen átomos de hidrógeno, pero, al mismo tiempo, exhiben la función de un ácido: boro, aluminio, silicio y haluros de estaño. .
Teoría de Lewis.
Un enfoque diferente a la clasificación de sustancias en términos de clasificarlas como ácidos y bases fue la teoría electrónica de Lewis. Dentro 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 Lewis, un ácido y una base interactúan entre sí para formar un enlace donante-aceptor. Como resultado de la adición de un par de electrones, un átomo deficiente en electrones tiene una configuración electrónica completa: un octeto de electrones. Por ejemplo:
La reacción entre moléculas neutras se puede representar 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 se une fácilmente a 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 como productos de reacción entre ácidos y bases de Lewis. Entonces, 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 de haluro, amoníaco, aminas alifáticas y aromáticas, que contienen oxígeno compuestos orgánicos tipo R 2 CO, (donde R es un radical orgánico).
Los ácidos de Lewis incluyen haluros de boro, aluminio, silicio, estaño y otros elementos.
Obviamente, en la teoría de Lewis, el concepto de "ácido" incluye una gama más amplia de compuestos químicos. Esto se explica por el hecho de que, según Lewis, la asignación de una sustancia a la clase de los ácidos se debe únicamente a la estructura de su molécula, que determina las propiedades de aceptor de electrones, y no está necesariamente asociada a la presencia de hidrógeno. átomos Los ácidos de Lewis que no contienen átomos de hidrógeno se llaman aprótico.
Estándares de resolución de problemas
1. Escriba la ecuación para la disociación electrolítica de Al 2 (SO 4) 3 en agua.
El sulfato de aluminio es un electrolito fuerte y se descompone por completo en iones en una solución acuosa. 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 el punto de vista de la teoría de Bronsted-Lowry?
Dependiendo de las condiciones, el ion HCO 3 puede donar protones:
HCO 3 - + OH - CO 3 2 - + H 2 O (1),
y agregar protones:
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, una base, es decir, es un anfolito.
3. Determinar cuál es, desde el punto de vista de la teoría de Lewis, el ion Ag+ en la reacción:
Ag++ 2NH3+
En el proceso de educación. enlaces químicos, que procede de acuerdo con el mecanismo donador-aceptor, el ion Ag +, que tiene un orbital libre, es un aceptor de pares de electrones y, por lo tanto, exhibe las propiedades de un ácido de Lewis.
4. Determinar la fuerza iónica de la solución en un litro del cual hay 0,1 mol de KCl y 0,1 mol de Na 2 SO 4.
La disociación de los electrolitos presentados procede de acuerdo con las ecuaciones:
Na 2 SO 4 2 Na ++ SO 4 2 -
Por lo tanto: C (K +) \u003d C (Cl -) \u003d C (KCl) \u003d 0.1 mol / l;
C (Na +) \u003d 2 × C (Na 2 SO 4) \u003d 0,2 mol / l;
C (SO 4 2 -) \u003d C (Na 2 SO 4) \u003d 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 de CuSO 4 procede según la ecuación:
CuSO 4 Cu 2+ + SO 4 2 -
Tomemos C (CuSO 4) para X mol / l, luego, de acuerdo con la ecuación de reacción, C (Cu 2+) \u003d C (SO 4 2 -) \u003d X prostituta. EN este caso la expresión para el cálculo de la fuerza iónica será:
6. Determinar 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:
.
La fuerza iónica de la solución se encuentra mediante la fórmula:
7. Determine el coeficiente de actividad del ion Fe 2+ en una solución acuosa, cuya fuerza iónica es igual a 1.
Según la ley de Debye-Hückel:
Como consecuencia:
8. Determinar la constante de disociación del ácido HA, si en una solución de este ácido con una concentración de 0,1 mol/l a = 24%.
Por la magnitud del 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, usamos la ley de dilución de Ostwald en su forma completa:
9. Determinar la concentración de electrolito, si a = 10%, k d \u003d 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 . Determinar el grado de disociación del HA en su solución con una concentración de 0,01 mol/l.
Por la magnitud del 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 de 0,009. Determine la constante de disociación de este electrolito.
Se puede ver a partir de la condición del problema que este electrolito es débil (a = 0,9%). Es por eso:
12. (HNO2) = 3,35. Compare la concentración de HNO 2 con la concentración del ácido monobásico HA, cuyo grado de disociación en solución con C(HA) = 0,15 mol/l es del 15 %.
Calcular (HA) usando forma completa Ecuaciones de Ostwald:
Desde (HA)< (HNO 2), то кислота HA является более ácido fuerte en comparación con HNO 2 .
13. Hay dos soluciones de KCl que 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 factores de actividad F(K +) en estas soluciones y concluir cómo las propiedades de estas soluciones difieren de las propiedades de las soluciones infinitamente diluidas de KCl.
Los coeficientes de actividad de los iones K+ se calculan mediante 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 a una dilución infinita de la solución.
Porque F 1 = 0.316 se desvía más de 1 que F 2 \u003d 0.891, luego, en una solución con una fuerza iónica más alta, se observa una mayor desviación en el comportamiento de la solución de KCl de su comportamiento a una 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. ¿Qué factores determinan el grado de disociación?
5. ¿Qué electrolitos se consideran fuertes? ¿Qué son de fuerza media? ¿Cuáles son los débiles? Dar ejemplos.
6. ¿Cuál es la constante de disociación? ¿De qué depende y de qué no depende la constante de disociación?
7. ¿Cómo se relacionan la constante y el grado de disociación en soluciones binarias de electrolitos medios y débiles?
8. ¿Por qué las soluciones de electrolitos fuertes exhiben desviaciones de la idealidad en su comportamiento?
9. ¿Cuál es la esencia del término "grado aparente de disociación"?
10. ¿Cuál es la actividad de un ion? ¿Qué es un coeficiente de actividad?
11. ¿Cómo cambia el valor del coeficiente de actividad con la dilución (concentración) de una solución electrolítica fuerte? ¿Cuál es el valor límite del coeficiente de actividad a una dilución infinita de la solución?
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. ¿Qué es diferencia fundamental teoría protolítica de ácidos y bases (teoría de Bronsted y Lowry) a partir de la teoría de Arrhenius?
16. ¿Cómo interpreta la teoría electrónica (teoría de Lewis) los conceptos de "ácido" y "base"? Dar ejemplos.
Opciones de tareas para decisión independiente
Opción número 1
1. Escriba la ecuación para la disociación electrolítica de Fe 2 (SO 4) 3 .
ON + H 2 O ⇄ H 3 O + + A -.
Opción número 2
1. Escriba la ecuación para la disociación electrolítica de CuCl 2 .
2. Determinar cuál es, desde el punto de vista de la teoría de Lewis, el ion S 2 - en la reacción:
2Ag ++ S 2 - ⇄ Ag 2 S.
3. Calcular la concentración molar del electrolito en la solución si a = 0,75%, a = 10 - 5.
Opción número 3
1. Escriba la ecuación para la disociación electrolítica de Na 2 SO 4 .
2. Determinar qué es, desde el punto de vista de la teoría de Lewis, el ion CN - en la reacción:
Fe 3 + + 6CN - ⇄ 3 -.
3. La fuerza iónica de la solución de CaCl 2 es de 0,3 mol/l. Calcular C (CaCl2).
Opción número 4
1. Escriba la ecuación para la disociación electrolítica de Ca(OH) 2 .
2. Determinar cuál es, desde el punto de vista de la teoría de Bronsted, la molécula de H 2 O en la reacción:
H 3 O + ⇄ H + + H 2 O.
3. La fuerza iónica de la solución de K 2 SO 4 es de 1,2 mol/l. Calcular C(K2SO4).
Opción número 5
1. Escriba la ecuación para la disociación electrolítica de K 2 SO 3 .
NH 4 + + H 2 O ⇄ NH 3 + H 3 O +.
3. (CH3COOH) = 4,74. Compare la fuerza de 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 10%.
Opción número 6
1. Escriba la ecuación para la disociación electrolítica de K 2 S.
2. Determinar cuál es, desde el punto de vista de la teoría de Lewis, la molécula de AlBr 3 en la reacción:
Br - + AlBr 3 ⇄ - .
Opción número 7
1. Escriba la ecuación para la disociación electrolítica de Fe(NO 3) 2 .
2. Determinar cuál es, desde el punto de vista de la teoría de Lewis, el ion Cl - en la reacción:
Cl - + AlCl 3 ⇄ - .
Opción número 8
1. Escriba la ecuación para la disociación electrolítica de K 2 MnO 4 .
2. Determinar cuál es, desde el punto de vista de la teoría de Bronsted, el ion HSO 3 - en la reacción:
HSO 3 - + OH - ⇄ SO 3 2 - + H 2 O.
Opción número 9
1. Escriba la ecuación para la disociación electrolítica de Al 2 (SO 4) 3 .
2. Determinar cuál es, desde el punto de vista de la teoría de Lewis, el ion Co 3+ en la reacción:
Co 3+ + 6NO 2 - ⇄ 3 -.
3. 1 litro de solución contiene 0,348 g de K 2 SO 4 y 0,17 g de NaNO 3. Determine la fuerza iónica de esta solución.
Opción número 10
1. Escriba la ecuación para la disociación electrolítica de Ca(NO 3) 2 .
2. Determinar cuál es, desde el punto de vista de la teoría de Bronsted, la molécula de H 2 O en la reacción:
B + H 2 O ⇄ OH - + BH +.
3. Calcular la concentración de electrolito en la solución si a = 5%, a = 10 - 5.
Opción número 11
1. Escriba la ecuación para la disociación electrolítica de KMnO 4 .
2. Determinar cuál es, desde el punto de vista de la teoría de Lewis, el ion Cu 2+ en la reacción:
Cu 2+ + 4NH 3 ⇄ 2 +.
3. Calcular el coeficiente de actividad del ion Cu 2+ en una solución de CuSO 4 con C (CuSO 4) = 0,016 mol/l.
Opción número 12
1. Escriba la ecuación para la disociación electrolítica de Na 2 CO 3 .
2. Determinar cuál es, desde el punto de vista de la teoría de Bronsted, la molécula de H 2 O en la reacción:
K + + xH 2 O ⇄ + .
3. Hay dos soluciones de NaCl que contienen otros electrolitos. Los valores de la fuerza iónica de estas soluciones son respectivamente iguales: I 1 \u003d 0,1 mol / l, I 2 = 0,01 mol/l. Comparar factores de actividad F(Na+) en estas soluciones.
Opción número 13
1. Escriba la ecuación para la disociación electrolítica de Al(NO 3) 3 .
2. Determinar cuál es, desde el punto de vista de la teoría de Lewis, la molécula de RNH 2 en la reacción:
RNH 2 + H 3 O + ⇄ RNH 3 + + H 2 O.
3. Compara 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 número 14
1. Escriba la ecuación para la disociación electrolítica de K 3 PO 4 .
2. Determinar cuál es, desde el punto de vista de la teoría de Bronsted, el ion H 3 O + en la reacción:
HSO 3 - + H 3 O + ⇄ H 2 SO 3 + H 2 O.
Opción número 15
1. Escriba la ecuación para la disociación electrolítica de K 2 SO 4 .
2. Determinar qué es, desde el punto de vista de la teoría de Lewis, el Pb (OH) 2 en la reacción:
Pb (OH) 2 + 2OH - ⇄ 2 -.
Opción número 16
1. Escriba la ecuación para la disociación electrolítica de Ni(NO 3) 2 .
2. Determinar cuál es, desde el punto de vista de la teoría de Bronsted, el ion hidronio (H 3 O +) en la reacción:
2H 3 O + + S 2 - ⇄ H 2 S + 2H 2 O.
3. La fuerza iónica de una solución que contiene solo Na 3 PO 4 es de 1,2 mol/l. Determine la concentración de Na 3 PO 4.
Opción número 17
1. Escriba la ecuación para la disociación electrolítica de (NH 4) 2 SO 4 .
2. Determinar cuál es, desde el punto de vista de la teoría de Bronsted, el ion NH 4 + en la reacción:
NH 4 + + OH - ⇄ NH 3 + H 2 O.
3. La fuerza iónica de una solución que contiene tanto KI como Na 2 SO 4 es de 0,4 mol/l. C(KI) = 0,1 mol/l. Determine la concentración de Na 2 SO 4.
Opción número 18
1. Escriba la ecuación para la disociación electrolítica de Cr 2 (SO 4) 3 .
2. Determinar qué, desde el punto de vista de la teoría de Bronsted, es una molécula de proteína en la reacción:
BLOQUE DE INFORMACIÓN
escala PH
Tabla 3 La 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. Calcular los valores de pH, pOH y [OH - ] en esta solución. Determinar el medio de la solución.
Nota. Las siguientes relaciones se utilizan para los cálculos: lg10 a = a; 10 lg a = pero.
El medio de una solución con pH = 3 es ácido, ya que pH< 7.
2. Calcular el pH de la solución de ácido clorhídrico con una concentración molar de 0,002 mol/l.
Dado que en una solución diluida de HC1 » 1, y en una solución de un ácido monobásico C (k-usted) \u003d C (k-usted), podemos escribir:
3. A 10 ml de una solución de ácido acético con C(CH 3 COOH) = 0,01 mol/l se le añadieron 90 ml de agua. Encuentre la diferencia entre 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:
Como consecuencia:
2) La adición de 90 ml de agua a 10 ml de solución ácida corresponde a una dilución de 10 veces de la solución. Es por eso.
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 con carga positiva y negativa (sujetos a disociación electrolítica).
2. Bajo la acción de una corriente eléctrica, los cationes (+) se desplazan hacia el cátodo (-), y los aniones (-) se desplazan 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, la temperatura y la concentración. Muestra la relación del número de moléculas descompuestas en iones ( norte ) para numero total moléculas introducidas en la solución ( NORTE).
a = n / N0< 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 todos los salientes y caras de los cristales de sal.
Orientándose alrededor de los iones de la red cristalina, las moléculas de agua forman enlaces de hidrógeno o de donante-aceptor con ellos. Este proceso libera una gran cantidad de energía, que se denomina energía de hidratación.
La energía de hidratación, cuyo valor es comparable a la energía de la red cristalina, se destina a la destrucción de la red cristalina. En este caso, los iones hidratados pasan capa por capa al solvente 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) también se disocian de manera similar. Alrededor de cada molécula polar de materia ( por ejemplo, HCl ), los dipolos del agua están orientados de cierta manera. Como resultado de la interacción con los dipolos de agua, la molécula polar se vuelve aún más polarizada y se convierte en una molécula iónica, luego se forman fácilmente iones hidratados libres.
Electrolitos y no electrolitos
La disociación electrolítica de sustancias que va con la formación de iones libres explica conductividad eléctrica soluciones
El proceso de disociación electrolítica suele escribirse en forma de diagrama, sin revelar su mecanismo y omitiendo el disolvente ( H2O ), aunque es un contribuyente importante.
CaCl 2 "Ca 2+ + 2Cl -
KAl(SO 4) 2 "K + + Al 3+ + 2SO 4 2-
HNO 3 "H + + NO 3 -
Ba (OH) 2 "Ba 2+ + 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(SO4) 2 ––1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0
electrolitos fuertes
Estas son sustancias que, cuando se disuelven en agua, se descomponen casi por completo en iones. Como regla, 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 un 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, junto con los iones, contienen moléculas no disociadas. Los electrolitos débiles no pueden dar una alta concentración de iones en solución.
Los electrolitos débiles incluyen:
1) casi todos los ácidos orgánicos ( CH3COOH, C2H5COOH, etc.);
2) algunos ácidos inorgánicos ( H2CO3, H2S, etc.);
3) casi todas las sales solubles en agua, bases e hidróxido de amonio(Ca 3 (PO 4 ) 2 ; Cu (OH ) 2 ; Al (OH ) 3 ; NH 4 OH ) ;
4) agua.
Ellos mal (o apenas) electricidad.
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +
Cu (OH) 2 "[CuOH] + + OH - (primer paso)
[CuOH] + "Cu 2+ + OH - (segundo paso)
H 2 CO 3 "H + + HCO - (primera etapa)
HCO 3 - "H + + CO 3 2- (segunda etapa)
No electrolitos
Sustancias cuyas soluciones acuosas y fundidos no conducen la electricidad. Contienen enlaces covalentes no polares o de baja polaridad que no se descomponen en iones.
Los gases, los sólidos (no metales), los compuestos orgánicos (sacarosa, gasolina, alcohol) no conducen la corriente eléctrica.
Grado de disociación. Constante de disociación
La concentración de iones en soluciones depende de qué tan completamente se disocia en iones el electrolito dado. En soluciones de electrolitos fuertes, cuya disociación se puede considerar completa, la concentración de iones se puede determinar fácilmente a partir de la concentración (C) y la composición de la molécula de 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) es la relación del número de moléculas descompuestas en iones ( norte ) al número total de moléculas disueltas ( NORTE):
un = norte / norte
y se expresa en fracciones de una unidad o en % ( a \u003d 0.3 - límite de división condicional en electrolitos fuertes y débiles).
Ejemplo
Determinar la concentración molar de cationes y aniones en soluciones 0,01 M KBr, NH 4 OH, Ba (OH) 2, H 2 SO 4 y CH 3 COOH.
El grado de disociación de electrolitos débiles. a = 0,3.
Solución
KBr, Ba (OH) 2 y H 2 SO 4 - electrolitos fuertes que se disocian completamente(un = 1).
KBr « K + + Br -
0.01M
Ba (OH) 2 "Ba 2+ + 2OH -
0.01M
0.02M
H 2 SO 4 "2H ++ SO 4
0.02M
[SO 4 2-] = 0,01 M
NH 4 OH y CH 3 COOH - electrolitos débiles(a=0.3)
NH 4 OH + 4 + OH -
0.3 0.01 = 0.003M
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +
[H +] \u003d [CH 3 COO -] \u003d 0.3 0.01 \u003d 0.003 M
El grado de disociación depende de la concentración de la solución electrolítica 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. De acuerdo con el principio de Le Chatelier, el equilibrio de la disociación electrolítica en este caso debería cambiar en la dirección de la formación del producto, es decir iones hidratados.
El grado de disociación electrolítica depende de la temperatura de la solución. Por lo general, al aumentar la temperatura, aumenta el grado de disociación, porque Los enlaces en las moléculas se activan, se vuelven más móviles y más fáciles de ionizar. La concentración de iones en una solución electrolítica débil se puede calcular conociendo el grado de disociaciónay la concentración inicial de la sustanciaC 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 de moléculas NH4OH , que se descompondrá en iones en el momento del equilibrio, será igual aaC. concentración de iones NH 4 - y OH - - será igual a la concentración de moléculas disociadas e igual aaC(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] \u003d c - a c \u003d 0.1 - 0.001 \u003d 0.099 mol / l
Constante de disociación ( K D ) es la relación del producto de las concentraciones de equilibrio de iones a la potencia de los coeficientes estequiométricos correspondientes a la concentración de moléculas no disociadas.
Es la constante de equilibrio del proceso de disociación electrolítica; caracteriza la capacidad de una sustancia para descomponerse en iones: cuanto mayor K D , mayor es la concentración de iones en la solución.
Las disociaciones de ácidos polibásicos débiles o bases de poliácidos se realizan en etapas, respectivamente, para cada etapa existe su propia constante de disociación:
Primera etapa:
H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -
K D 1 = () / = 7.1 10 -3
Segundo paso:
H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-
K D 2 = () / = 6.2 10 -8
Tercer paso:
HPO 4 2- « H + + PO 4 3-
K D 3 = () / = 5.0 10 -13
K RE 1 > K RE 2 > K RE 3
Ejemplo
Obtenga 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 monobásico débil SOBRE EL .
HA «H++A+
K D = () /
Si la concentración total de un electrolito débil se denotaC, entonces las concentraciones de equilibrio H + y A - son iguales aC, y la concentración de moléculas no disociadas ENCENDIDO - (c - a c) \u003d c (1 - a)
K D \u003d (a c a c) / c (1 - a) \u003d a 2 c / (1 - a)
En el caso de electrolitos muy débiles ( a £ 0.01 )
K re = c un 2 o un = \ é (K re / 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 + ] \u003d a c \u003d 0.0136 0.1 mol / l
Producto de solubilidad
Definición
Ponga un poco de sal escasamente soluble en un vaso de precipitados, por ejemplo, AgCl y agregar agua destilada al precipitado. Al mismo tiempo, los iones Ag+ y Cl- , experimentando la atracción de los dipolos de agua circundantes, se separa gradualmente de los cristales y se disuelve. Chocando en solución, iones Ag+ y Cl- formar moléculas AgCl y depositado en la superficie del cristal. Por lo tanto, dos procesos mutuamente opuestos ocurren en el sistema, lo que conduce al equilibrio dinámico, cuando la misma cantidad de iones pasa a la solución por unidad de tiempo. Ag+ y Cl- cuantos estan depositados. acumulación de iones Ag+ y Cl- se detiene en solución, resulta solución saturada. Por lo tanto, 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, tienen lugar dos procesos mutuamente opuestos:
1) La transición de iones del precipitado a la solución. La velocidad de este proceso se puede considerar constante a una temperatura constante: V 1 = K 1 ;
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:
V 2 \u003d k 2
Porque este sistema está en equilibrio, entonces
V1 = V2
k2 = k1
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 escasamente soluble a una temperatura constante es constante magnitud. Este valor se llamaproducto de solubilidad(ETC).
En el ejemplo dado ETC 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; RP PbI 2 = 2
EN caso general expresión del producto de solubilidad para electrolitos A m B n
PR UN metro segundo norte = [A] metro [B] norte .
Los valores del producto de solubilidad para diferentes sustancias son diferentes.
Por ejemplo, PR CaCO 3 = 4,8 10 -9; PR AgCl \u003d 1.56 10 -10.
ETC fácil de calcular, sabiendo C creatividad del compuesto en un momento dado t°.
Ejemplo 1
La solubilidad de CaCO 3 es 0.0069 o 6.9 10 -3g/l. Encuentre PR CaCO 3 .
Solución
Expresamos 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 cada uno cuando se disuelve Ca 2+ y CO 3 2-, entonces
[ Ca 2+ ] \u003d [ CO 3 2- ] \u003d 6.9 10 -5 mol / l ,
Como consecuencia, PR CaCO 3 \u003d [ Ca 2+ ] [ CO 3 2- ] \u003d 6.9 10 -5 6.9 10 -5 \u003d 4.8 10 -9
Conociendo el valor de las relaciones públicas , puede a su vez calcular la solubilidad de la sustancia en mol/lo g/l.
Ejemplo 2
Producto de solubilidad PR PbSO 4 \u003d 2.2 10 -8 g / l.
cual es la solubilidad¿PbSO4?
Solución
Denotar la solubilidad PbSO 4 vía X prostituta. Entrando en solución X moles de PbSO 4 darán X iones Pb 2+ y X ionesENTONCES 4 2- , es decir.:
==X
ETCPbSO 4 = = = X X = X 2
X=\ é(ETCPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 prostituta.
Para pasar a la solubilidad expresada en g/l, multiplicamos el valor encontrado por peso molecular, luego de lo cual obtenemos:
1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 g/l.
Formación de precipitaciones
Si
[ agricultura + ] [ cl - ] < ПР AgCl- solución no saturada
[ agricultura + ] [ cl - ] = PRAgCl- solución saturada
[ agricultura + ] [ cl - ] > relaciones públicasAgCl- solución sobresaturada
Un precipitado se forma cuando el producto de las concentraciones de iones de un electrolito escasamente soluble excede el valor de su producto de solubilidad a una temperatura dada. Cuando el producto iónico se vuelve igual aETC, la precipitación se detiene. Conociendo el volumen y la concentración de las soluciones mixtas, es posible calcular si la sal resultante precipitará.
Ejemplo 3
¿Se forma un precipitado al mezclar volúmenes iguales de 0,2METROsolucionesPb(NO 3
)
2
YNaCl.
ETCPbCl 2
= 2,4 10
-4
.
Solución
Cuando se mezcla, el volumen de la solución se duplica y la concentración de cada una de las sustancias 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 - . Como consecuencia,[ Pb 2+ ] [ cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . El valor resultante superaETCPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Entonces parte de la salPbCl 2 precipita. De lo anterior, se puede concluir que varios factores influyen en la formación de la precipitación.
Influencia de la concentración de soluciones.
Electrolito escasamente soluble con un valor suficientemente grandeETCno puede ser precipitado de soluciones diluidas.Por ejemplo, precipitarPbCl 2 no se caerá al mezclar volúmenes iguales 0.1METROsolucionesPb(NO 3 ) 2 YNaCl. Al mezclar volúmenes iguales, las concentraciones de cada una de las sustancias 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 menorETCPbCl 2 por lo tanto, no se producirá precipitación.
Influencia de la cantidad de precipitante
Para la precipitación más completa, se utiliza un exceso de precipitante.
Por ejemplo, sal precipitadaBACO 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 la cantidadETC.
Aumentar la concentración de iones.CO 3 2- causado por la adición de un exceso de precipitante(N / A 2 CO 3 ) , implicará una disminución correspondiente en la concentración de ionesLicenciado en Letras 2+ en solución, es decir aumentará la integridad de la deposición de este ion.
Influencia del ion del mismo nombre
La solubilidad de los electrolitos escasamente solubles disminuye en presencia de otros electrolitos fuertes que tienen iones similares. Si a una solución no saturadaBaSO 4 agregue la solución poco a pocoN / A 2 ENTONCES 4 , entonces el producto iónico, que inicialmente era menor que ETCBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , poco a poco alcanzaráETCy superarlo. Comenzarán las precipitaciones.
Efecto de la temperatura
ETCes constante a temperatura constante. Con el aumento de la temperatura ETC aumenta, por lo que la precipitación se realiza mejor a partir de soluciones enfriadas.
Disolución de la precipitación
La regla del producto de solubilidad es importante para transferir precipitados escasamente solubles a la solución. Supongamos que necesitamos disolver el precipitadoLicenciado en LetrasDESDEO 3
. La solución en contacto con este precipitado se satura conLicenciado en LetrasDESDEO 3
.
Esto significa que[
Licenciado en Letras 2+
] [
CO 3
2-
] = PRBACO 3
.
Si se agrega un ácido a la solución, entonces los ionesH + unen los iones presentes en la soluciónCO 3 2- en moléculas débiles de ácido carbónico:
2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O+CO 2
Como resultado, la concentración del ion disminuirá drásticamente.CO 3 2- , el producto iónico se vuelve menor queETCBACO 3 . La solución será insaturada con respecto aLicenciado en LetrasDESDEO 3 y parte del sedimentoLicenciado en LetrasDESDEO 3 entra en solución. Con la adición de una cantidad suficiente de ácido, todo el precipitado puede disolverse. En consecuencia, la disolución del precipitado comienza cuando, por alguna razón, el producto iónico de un electrolito escasamente soluble se vuelve menor queETC. Para disolver el precipitado, se introduce un electrolito en la solución, cuyos iones pueden formar un compuesto ligeramente disociado con uno de los iones de un electrolito poco soluble. Esto explica la disolución de hidróxidos poco solubles en ácidos.
Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 O
ionesOh - se unen a moléculas poco disociadasH 2 O.
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
agricultura 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
Los electrolitos se clasifican en dos grupos según el grado de disociación: electrolitos fuertes y débiles. Los electrolitos fuertes tienen un grado de disociación superior al uno o más del 30%, los débiles, menos del uno o menos del 3%.
Proceso de disociación
Disociación electrolítica: el proceso de desintegración de moléculas en iones: cationes cargados positivamente y aniones cargados negativamente. Las partículas cargadas transportan corriente eléctrica. La disociación electrolítica solo es posible en soluciones y fundidos.
La fuerza impulsora de la disociación es la desintegración de los enlaces polares covalentes bajo la acción de las moléculas de agua. Las moléculas polares son arrastradas por las moléculas de agua. En los sólidos, los enlaces iónicos se rompen durante el proceso de calentamiento. Altas temperaturas provocar oscilaciones de iones en los nodos de la red cristalina.
Arroz. 1. El proceso de disociación.
Las sustancias que se descomponen fácilmente en iones en soluciones o se derriten y, por lo tanto, conducen la electricidad se denominan electrolitos. Los no electrolitos no conducen la electricidad, tk. no se descompone en cationes y aniones.
Según el grado de disociación, se distinguen electrolitos fuertes y débiles. Los fuertes se disuelven en agua, es decir. completamente, sin posibilidad de recuperación, se descomponen en iones. Los electrolitos débiles se descomponen parcialmente en cationes y aniones. El grado de su disociación es menor que el de los electrolitos fuertes.
El grado de disociación muestra la proporción de moléculas descompuestas en la concentración total de sustancias. Se expresa mediante la fórmula α = n/N.
Arroz. 2. Grado de disociación.
Electrolitos débiles
Lista de electrolitos débiles:
- ácidos inorgánicos diluidos y débiles: H 2 S, H 2 SO 3, H 2 CO 3, H 2 SiO 3, H 3 BO 3;
- algunos ácidos orgánicos (la mayoría de los ácidos orgánicos no son electrolitos) - CH 3 COOH, C 2 H 5 COOH;
- bases insolubles- Al(OH)3, Cu(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2;
- hidróxido de amonio - NH 4 OH.
Arroz. 3. Tabla de solubilidad.
La reacción de disociación se escribe usando la ecuación iónica:
- HNO2 ↔ H++ NO2-;
- H 2 S ↔ H ++ HS -;
- NH 4 OH ↔ NH 4 + + OH -.
Los ácidos polibásicos se disocian en pasos:
- H2CO3 ↔ H++ HCO3-;
- HCO 3 - ↔ H ++ CO 3 2-.
Las bases insolubles también se descomponen en etapas:
- Fe(OH) 3 ↔ Fe(OH) 2 + + OH – ;
- Fe(OH)2+ ↔ FeOH2+ + OH-;
- FeOH2+ ↔ Fe3+ + OH-.
El agua se clasifica como un electrolito débil. El agua prácticamente no conduce la electricidad, porque. se descompone débilmente en cationes de hidrógeno y aniones de iones de hidróxido. Los iones resultantes se vuelven a ensamblar en moléculas de agua:
H 2 O ↔ H + + OH -.
Si el agua conduce fácilmente la electricidad, entonces contiene impurezas. El agua destilada no es conductora.
La disociación de electrolitos débiles es reversible. Los iones formados se reensamblan en moléculas.
¿Qué hemos aprendido?
Los electrolitos débiles incluyen sustancias que se descomponen parcialmente en iones: cationes positivos y aniones negativos. Por lo tanto, tales sustancias no conducen bien la electricidad. Estos incluyen ácidos débiles y diluidos, bases insolubles, sales poco solubles. El electrolito más débil es el agua. La disociación de electrolitos débiles es una reacción reversible.
Hidrólisis de sal
hidrólisis llamadas reacciones de interacción de una sustancia con el agua, que conducen a la formación de electrolitos débiles (ácidos, bases, sales ácidas o básicas). El resultado de la hidrólisis puede considerarse como un desequilibrio en la disociación del agua. Los compuestos de varias clases están sujetos a hidrólisis, pero el caso más importante es la hidrólisis de sales. Las sales suelen ser electrolitos fuertes, que experimentan una disociación completa en iones y pueden interactuar con los iones de agua.
Los casos más importantes de hidrólisis de sales:
1. La 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 - es la ecuación iónica completa;
HOH ↔ OH - + H + - ecuación iónica abreviada.
Como puede verse en la ecuación iónica abreviada, la sal formada por una base fuerte y un ácido fuerte no interacciona con el agua, es decir, no sufre hidrólisis y el medio permanece neutro.
2. La 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;
NO2 - + HOH ↔ OH - + HNO2.
En este caso, la sal sufre hidrólisis, y la hidrólisis procede junto con el anión, mientras que el catión prácticamente no participa en el proceso de hidrólisis. Dado que se forma álcali como resultado de la hidrólisis, hay un exceso de aniones OH - en la solución. Una solución de tal sal adquiere un ambiente alcalino, es decir pH > 7.
Etapa I Na 2 CO 3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO 3;
CO 3 2- + HOH ↔ OH - + HCO 3 -;
Etapa II NaHCO 3 + HOH ↔ NaOH + H 2 CO 3;
HCO 3 - + HOH ↔ OH - + H 2 CO 3.
En condiciones estándar y dilución moderada de la solución, la hidrólisis de las sales procede sólo en la primera etapa. La segunda es suprimida por los productos que se forman en la primera etapa. La acumulación de iones OH - implica un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda.
3. La 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.
NH 4 NO 3 + HOH ↔ NH 4 OH + HNO 3;
NH 4 + + HOH ↔ H ++ NH 4 OH.
En este caso, la sal sufre hidrólisis, y la hidrólisis avanza a lo largo del catión, mientras que el anión prácticamente no participa en el proceso de hidrólisis. Una solución de tal sal adquiere un ambiente ácido, es decir pH< 7.
Como en el caso anterior, las sales de iones de carga múltiple se hidrolizan por etapas, aunque también se suprime la segunda etapa.
Etapa I Mg (NO 3) 2 + HOH ↔ MgOHNO 3 + HNO 3;
Mg2+ + HOH ↔ MgOH+ + H+;
Etapa II MgOHNO 3 + HOH ↔ Mg (OH) 2 + HNO 3;
MgOH+ + HOH ↔ Mg(OH)2+H+.
4. La 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.
NH 4 CN + HOH ↔ NH 4 OH + HCN;
NH 4 + + CN - + HOH ↔ NH 4 OH + HCN.
En este caso, tanto los cationes como los aniones participan en la hidrólisis. Se unen tanto a los cationes de hidrógeno como a los aniones hidroxo del agua, formando electrolitos débiles (ácidos débiles y bases débiles). La reacción de una solución de tales sales puede ser ligeramente ácida (si la base formada como resultado de la hidrólisis es más débil que el ácido), o ligeramente alcalina (si la base es más fuerte que el ácido), o será neutra (si la base y el ácido muestran la misma fuerza).
En la hidrólisis de una sal de iones de carga múltiple, la primera etapa no suprime las subsiguientes, y la hidrólisis de tales sales continúa completamente incluso a temperatura ambiente.
Etapa I (NH 4) 2 S + HOH ↔ NH 4 OH + NH 4 HS;
2NH 4 + + S 2- + HOH ↔ NH 4 OH + NH 4 + + HS - ;
Etapa II NH 4 HS + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S;
NH 4 + + HS - + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S.
Instrucción
La esencia de esta teoría es que cuando se derriten (disueltos en agua), casi todos los electrolitos se descomponen en iones, que tienen carga tanto positiva como negativa (lo que se denomina disociación electrolítica). Bajo la influencia de una corriente eléctrica, negativa (“-”) hacia el ánodo (+), y cargada positivamente (cationes, “+”), se desplazan hacia el cátodo (-). La disociación electrolítica es proceso reversible(El proceso inverso se llama "molarización").
El grado (a) de disociación electrolítica depende del electrolito mismo, el solvente y su concentración. Esta es la relación entre el número de moléculas (n) que se han desintegrado en iones y el número total de moléculas introducidas en la solución (N). Obtienes: a = n/N
Por lo tanto, los electrolitos fuertes son sustancias que se descomponen por completo en iones cuando se disuelven en agua. Los electrolitos fuertes, por regla general, son sustancias con enlaces o altamente polares: son sales altamente 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 está mayoritariamente en forma de iones ( ); prácticamente no hay moléculas que no estén disociadas.
Los electrolitos débiles son sustancias que solo se disocian parcialmente en iones. Los electrolitos débiles, junto con los iones en solución, contienen moléculas no disociadas. Los electrolitos débiles no dan una fuerte concentración de iones en solución.
Los débiles son:
- 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 conducen, pero mal.
Nota
Aunque agua pura conduce muy mal la electricidad, todavía tiene una conductividad eléctrica medible, debido al hecho de que el agua se disocia ligeramente en iones de hidróxido e iones de hidrógeno.
La mayoría de los electrolitos son sustancias corrosivas, por lo tanto, cuando trabaje con ellos, tenga mucho cuidado y siga las normas de seguridad.
Base fuerte - inorgánica compuesto químico, formado por el grupo hidroxilo -OH y alcalino (elementos del grupo I sistema periódico: Li, K, Na, RB, Cs) o metal alcalinotérreo (elementos del grupo II Ba, Ca). Se escriben como fórmulas LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂.
Necesitará
- taza de evaporación
- quemador
- indicadores
- barra de metal
- H₃RO₄
Instrucción
Exhibición de bases fuertes, característica 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 un color azul. Cuanto más fuerte sea la base, más intenso será el color del indicador.
Si necesita averiguar qué álcalis se le presentan, realice un análisis cualitativo de las soluciones. Las bases fuertes más comunes son litio, potasio, sodio, bario y 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 con ácido, se forman insolubles. Los hidróxidos restantes no darán precipitación, tk. todas las sales de K y Na son solubles.
3 Ca(OH) ₂ + 2 H₃RO₄ --→ Ca₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О
3 Va(OH)₂ +2 H₃RO₄ --→ Va₃(PO₄)₂↓+ 6 H₂О
3 LiOH + Н₃РО₄ --→ Li₃РО₄↓ + 3 H₂О
Colarlos y secarlos. Inyectar los sedimentos secos en la llama del mechero. Los iones de litio, calcio y bario se pueden determinar cualitativamente cambiando el color de la llama. En consecuencia, determinará dónde está qué hidróxido. Las sales de litio tiñen la llama del quemador de rojo carmín. Sales de bario - en verde y sales de calcio - en frambuesa.
Los álcalis restantes forman ortofosfatos solubles.
3 NaOH + Н₃РО₄--→ Na₃РО₄ + 3 H₂О
3 KOH + H₃PO₄--→ K₃PO₄ + 3 H₂О
Evaporar el agua a un residuo seco. Las sales evaporadas en una varilla de metal se introducen alternativamente en la llama del quemador. Allí, la sal de sodio: la llama se volverá de color amarillo brillante y el potasio, de color rosa púrpura. Por lo tanto, al tener un conjunto mínimo de equipos y reactivos, ha determinado todas las razones de peso que se le han dado.
Un electrolito es una sustancia que en estado sólido es dieléctrica, es decir, no conduce la corriente eléctrica, sin embargo, en forma disuelta o fundida se convierte en conductora. ¿Por qué hay un cambio tan drástico en las propiedades? El hecho es que las moléculas de electrolitos en soluciones o fundidos se disocian en iones con carga positiva y carga negativa, por lo que estas sustancias en tal estado de agregación pueden conducir la corriente eléctrica. La mayoría de las sales, ácidos, bases tienen propiedades electrolíticas.
Instrucción
¿Qué sustancias son fuertes? Tales sustancias, en soluciones o fundidos de los cuales casi el 100% de las moléculas están expuestas, e independientemente de la concentración de la solución. La lista incluye la gran mayoría de los álcalis solubles, sales y algunos ácidos, como el clorhídrico, bromo, yodo, nítrico, etc.
¿Y cómo se comportan los débiles en disoluciones o fundidos? electrolitos? En primer lugar, se disocian en muy pequeña medida (no más del 3% del número total de moléculas) y, en segundo lugar, empeoran y son más lentos cuanto mayor es la concentración de la solución. Dichos electrolitos incluyen, por ejemplo, (hidróxido de amonio), la mayoría de los ácidos orgánicos e inorgánicos (incluido el fluorhídrico - HF) y, por supuesto, el agua familiar para todos nosotros. Ya que solo 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 solvente y la temperatura. Por lo tanto, esta división en sí misma es hasta cierto punto condicional. Después de todo, la misma sustancia puede varias condiciones ser un electrolito fuerte y uno débil. Para evaluar la fuerza 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 solo a electrolitos débiles; fuerte electrolitos no obedecen la ley de las masas actuantes.
Fuentes:
- lista de electrolitos fuertes
sal- esta sustancias químicas, que consiste en un catión, es decir, un ion cargado positivamente, un metal y un anión cargado negativamente, un residuo ácido. Hay muchos tipos de sales: normales, ácidas, básicas, dobles, mixtas, hidratadas, complejas. Depende de las composiciones del catión y del anión. ¿Cómo puedes determinar base¿sal?
