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Las sustancias que se desintegran total o parcialmente en iones en soluciones o fundidos se denominan electrolitos.
Grado de disociación a
es la relación entre el número de moléculas desintegradas en iones N¢ y el número total de moléculas disueltas N:El grado de disociación se expresa como porcentaje o fracción de una unidad. Si a =0, entonces no hay disociación y la sustancia no es un electrolito. Si a =1, entonces el electrolito se desintegra completamente en iones.
Clasificación de electrolitos.
Según los conceptos modernos de la teoría de la solución, todos los electrolitos se dividen en dos clases: asociados (débiles) y no asociados (fuertes). Los electrolitos no asociados en soluciones diluidas están casi completamente disociados en iones. Para esta clase de electrolitos, a está cerca de la unidad (al 100%). Los electrolitos no asociados son, por ejemplo, HCl, NaOH, K 2 SO 4. en soluciones acuosas diluidas.
Los electrolitos asociados se dividen en tres tipos:
- Los electrolitos débiles existen en soluciones tanto como iones como como moléculas no disociadas. Ejemplos de electrolitos asociados de este grupo son, en particular, H 2 S, H 2 SO 3, CH 3 COOH en soluciones acuosas.
- Los asociados iónicos se forman en soluciones mediante asociación de iones simples debido a interacción electrostática. Los asociados iónicos surgen en soluciones concentradas de electrolitos altamente solubles. Como resultado, la solución contiene tanto iones simples como asociados iónicos. Por ejemplo, en una solución acuosa concentrada de KCl, se forman iones simples K +, Cl. - , y la formación de pares de iones (K + Cl - ), tees iónicas (K 2Cl+, KCl2 - ) y cuadrupolos iónicos (K 2 Cl 2 , KCl 3 2- , K 3 Cl 2+ ).
- Conexiones complejas (tanto iónico como molecular), cuya esfera interior se disocia gradualmente en partículas iónicas y (o) moleculares.
Ejemplos de iones complejos: 2+, 3+, +.
Con este enfoque, el mismo electrolito puede referirse a varios tipos dependiendo de la concentración de la solución, el tipo de disolvente y la temperatura. Esto lo confirman los datos que figuran en la tabla.
Características de las soluciones. KIen varios solventes
Aproximadamente, para un razonamiento cualitativo, se puede utilizar la división obsoleta de electrolitos en fuertes y débiles. Seleccionar un grupo de electrolitos de “potencia media” no tiene sentido. Estos electrolitos están asociados. Los electrolitos débiles generalmente incluyen electrolitos cuyo grado de disociación es bajo.<<1.
Por tanto, los electrolitos fuertes incluyen soluciones acuosas diluidas de casi todas las sales altamente solubles en agua, muchas soluciones acuosas diluidas de ácidos minerales (HC1, HBr, HNO3, HC1O4 etc.), soluciones acuosas diluidas de hidróxidos de metales alcalinos. Los electrolitos débiles incluyen todos los ácidos orgánicos en soluciones acuosas, algunas soluciones acuosas de ácidos inorgánicos, por ejemplo, H 2S, HCN, H2CO3, HNO2, H ClO, etc. El agua también es un electrolito débil.
Disociación de electrolitos
La ecuación de reacción para la disociación de un electrolito fuerte se puede representar de la siguiente manera. Se coloca una flecha o un signo igual entre los lados derecho e izquierdo de la ecuación para la reacción de disociación de un electrolito fuerte:
HCl H + + Cl - .
Na 2 SO 3 = 2Na + + SO 3 2- .
También es posible poner un signo de reversibilidad, pero en este caso se indica la dirección en la que se desplaza el equilibrio de disociación, o se indica que es un 1. Por ejemplo:
|
Na + + OH - . |
La disociación de sales ácidas y básicas en soluciones acuosas diluidas se produce de la siguiente manera:
NaHSO 3 Na + + HSO 3 - .
El anión de la sal ácida se disociará en pequeña medida porque es un electrolito asociado:
HSO3 - H++ Entonces 3 2 - .
La disociación de las sales básicas se produce de forma similar:
Mg(OH)Cl MgOH + + Cl- .
El catión de sal básica sufre una mayor disociación como electrolito débil:
MgOH + Mg 2+ + OH - .
Las sales dobles en soluciones acuosas diluidas se consideran electrolitos no asociados:
KAl(SO 4) 2 K + + Al 3+ + 2SO 4 2- .
Los compuestos complejos en soluciones acuosas diluidas se disocian casi por completo en esferas exterior e interior:
K 3 3K + + 3- .
A su vez, el ion complejo sufre una disociación adicional en pequeña medida:
3- Fe 3+ + 6CN - .
Constante de disociación
Cuando el electrolito débil AA se disuelve en la solución, se establecerá el equilibrio:
California K + + A - ,
que se describe cuantitativamente por el valor de la constante de equilibrio K d, llamada constante de disociación:
La constante de disociación caracteriza la capacidad de un electrolito para disociarse en iones. Cuanto mayor sea la constante de disociación, más iones habrá en la solución de electrolito débil. Por ejemplo, en una solución de ácido nitroso HNO 2 H + iones más que en una solución de ácido cianhídrico HCN, ya que K(HNO 2) = 4,6 · 10 - 4 y K(HCN) = 4,9·10 - 10.
Para electrolitos I-I débiles (HCN, HNO 2, CH 3 COOH ) el valor de la constante de disociación K d está relacionado con el grado de disociacióny concentración de electrolitosCEcuación de Ostwald:
Para cálculos prácticos, siempre que <<1 используется приближенное уравнение
Dado que el proceso de disociación de un electrolito débil es reversible, se le aplica el principio de Le Chatelier. En particular, la adición de CH 3 COONa a solución acuosa de CH 3 El COOH provocará que se suprima la disociación intrínseca del ácido acético y que disminuya la concentración de protones. Por tanto, añadir sustancias que contienen iones del mismo nombre a la solución de un electrolito asociado reduce su grado de disociación.
Cabe señalar que la constante de disociación de un electrolito débil está relacionada con el cambio en la energía de Gibbs durante la disociación de este electrolito mediante la relación:
D G T 0 = - RTlnK d.
La ecuación (13.5) se utiliza para calcular las constantes de disociación de electrolitos débiles a partir de datos termodinámicos.
Ejemplos de resolución de problemas
Determine la concentración de iones potasio e iones fosfato en una solución de K 3 PO 4 0,025 M.Solución. K3PO4 – un electrolito fuerte y está completamente disociado en una solución acuosa:
K 3 PO 4 3 K + + PO 4 3- .
En consecuencia, las concentraciones de iones K + y PO 4 3- son iguales a 0,075 M y 0,025 M, respectivamente.
Determine el grado de disociación a d y la concentración de iones OH - (mol/l) en una solución 0,03 M de NH 4 OH a 298 K, si a la temperatura indicada K d(NH4OH) = 1,76 × 10 - 5 .Solución. Ecuación de disociación de electrolitos: NH 4 OH NH 4 + + OH - .
Concentraciones de iones: = ca ; = C a , Dónde C – concentración inicial de NH 4 OH mol/l. Por eso:
Porque el a<< 1, то К д » сa 2 . Constante de disociación
Depende de la temperatura y de la naturaleza del disolvente, pero no depende de la concentración de las soluciones de NH 4. OH. La ley de dilución de Ostwald expresa la dependencia de la concentración de un electrolito débil.
o 2,4%
Donde = 2,4 10 - 2 0,03 = 7,2 10 -4 prostituta.
Determine la constante de disociación del ácido acético si el grado de disociación del CH 3 El COOH en una solución 0,002 M es del 9,4%.Solución. Ecuación de disociación ácida:
capítulo 3 COOH CH 3 COO - + H + .
,
¿Dónde [H + ] = 9,4 10? - 2·0,002 = 1,88·10 - 4M. Dado que = [H + ] y »
C ref (CH 3 COOH), entonces La constante de disociación también se puede encontrar usando la fórmula: K d » ca 2. K d ca 2 , donde llegamos C ref (HNO 2) = 4,6 10 - 4 /(5 10 - 2) 2 = 0,184 M. Solución. Ecuación de disociación del ácido fórmico UNDC H + + COOH -
. En el “Breve libro de referencia de cantidades físicas y químicas” editado por A.A. Ravdel y A.M. Ponomareva da los valores de las energías de Gibbs de formación de iones en solución, así como de moléculas hipotéticamente no disociadas. Valores de energía de Gibbs para el ácido fórmico y los iones H+ y COOH - en solución acuosa se dan a continuación: El cambio en la energía de Gibbs del proceso de disociación es igual a GT 0 = - 351,5- (- 373,0) = 21,5 kJ/mol. Para calcular la constante de disociación utilizamos la ecuación (13.5). De esta ecuación obtenemos: Donde lo encontramos: K d = 1,7 × 10 - 4. Problemas para resolver de forma independiente.
.
lnK d = - D G T 0 /RT= - 21500/(8,31 298) = - 8,68.