Los electrolitos fuertes, cuando se disuelven en agua, se disocian casi por completo en iones, independientemente de su concentración en la solución.
Por tanto, en las ecuaciones de disociación electrolitos fuertes poner un signo igual (=).
Los electrolitos fuertes incluyen:
Sales solubles;
Muchos ácidos inorgánicos: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;
Fundaciones formadas Metales alcalinos(LiOH, NaOH, KOH, etc.) y metales alcalinotérreos (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).
Los electrolitos débiles en soluciones acuosas se disocian sólo parcialmente (reversiblemente) en iones.
Por tanto, en las ecuaciones de disociación electrolitos débiles poner un signo de reversibilidad (⇄).
Los electrolitos débiles incluyen:
Casi todos los ácidos orgánicos y agua;
Algunos ácidos inorgánicos: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3, etc.;
Hidróxidos insolubles metales: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2, etc.
Ecuaciones de reacción iónica
Ecuaciones de reacción iónica
Las reacciones químicas en soluciones de electrolitos (ácidos, bases y sales) ocurren con la participación de iones. La solución final puede permanecer clara (los productos son muy solubles en agua), pero uno de los productos será un electrolito débil; en otros casos, se producirá precipitación o desprendimiento de gas.
Para reacciones en soluciones que involucran iones, no solo ecuación molecular, pero también iónico completo y iónico corto.
En ecuaciones iónicas por sugerencia. químico francés K.-L. Berthollet (1801) todos los fuertes son buenos electrolitos solubles se escriben en forma de fórmulas iónicas, y la precipitación, los gases y los electrolitos débiles se escriben en forma de fórmulas moleculares. La formación de precipitación se marca con un signo de “flecha hacia abajo” (↓) y la formación de gases con un signo de “flecha hacia arriba” (). Un ejemplo de cómo escribir una ecuación de reacción usando la regla de Berthollet:
a) ecuación molecular
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) ecuación iónica completa
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - gas, H2O - electrolito débil)
c) ecuación iónica corta
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O
Por lo general, al escribir, se limitan a una breve ecuación iónica, donde los reactivos sólidos se indican con el índice (t) y los gaseosos, con el índice (g). Ejemplos:
1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 es prácticamente insoluble en agua
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(completo y corto ecuación iónica emparejar)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(la mayoría de las sales ácidas son muy solubles en agua).
Si la reacción no involucra electrolitos fuertes, especies iónicas sin ecuación:
Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O
BOLETO N° 23
hidrólisis de sales
La hidrólisis de la sal es la interacción de iones de sal con agua para formar partículas que se disocian ligeramente.
La hidrólisis, literalmente, es la descomposición por el agua. Al dar esta definición de la reacción de hidrólisis de las sales, enfatizamos que las sales en solución están en forma de iones y que fuerza motriz La reacción es la formación de partículas ligeramente disociadas ( regla general para muchas reacciones en soluciones).
La hidrólisis ocurre solo en los casos en que los iones se formaron como resultado. disociación electrolítica Las sales (un catión, un anión o ambos juntos) son capaces de formar compuestos que se disocian débilmente con iones de agua y esto, a su vez, ocurre cuando el catión está fuertemente polarizado (catión base débil), y el anión se polariza fácilmente (anión de un ácido débil). Esto cambia el pH del medio ambiente. Si el catión forma una base fuerte y el anión forma un ácido fuerte, entonces no sufren hidrólisis.
1. Hidrólisis de la sal de una base débil y ácido fuerte pasa a través del catión, se puede formar una base débil o una sal básica y el pH de la solución disminuirá.
2. Hidrólisis de una sal de un ácido débil y base sólida pasa a través del anión y un ácido débil o sal ácida y el pH de la solución aumentará
3. Hidrólisis de una sal de una base débil y un ácido débil. suele pasar completamente para formar un ácido débil y una base débil; El pH de la solución difiere ligeramente de 7 y está determinado por la fuerza relativa del ácido y la base.
4. No se produce hidrólisis de una sal de una base fuerte y un ácido fuerte.
Pregunta 24 Clasificación de los óxidos.
Óxidos son llamados sustancias complejas, cuyas moléculas incluyen átomos de oxígeno en estado de oxidación: 2 y algún otro elemento.
Óxidos se puede obtener mediante la interacción directa del oxígeno con otro elemento, o indirectamente (por ejemplo, durante la descomposición de sales, bases, ácidos). En condiciones normales, los óxidos se encuentran en estado sólido, líquido y estado gaseoso, este tipo de conexión es muy común en la naturaleza. Los óxidos están contenidos en la corteza terrestre. Óxido, arena, agua, dióxido de carbono- estos son óxidos.
Óxidos formadores de sales Por ejemplo,
CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.
CuO + SO 3 → CuSO 4.
Óxidos formadores de sales- estos son óxidos que, como resultado, reacciones químicas formar sales. Estos son óxidos de metales y no metales, que al interactuar con el agua forman ácidos correspondientes, y al interactuar con bases, las correspondientes sales ácidas y normales. Por ejemplo, El óxido de cobre (CuO) es un óxido formador de sales porque, por ejemplo, cuando interactúa con ácido clorhídrico Se forma sal (HCl):
CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.
Como resultado de reacciones químicas se pueden obtener otras sales:
CuO + SO 3 → CuSO 4.
Óxidos que no forman sales Son óxidos que no forman sales. Los ejemplos incluyen CO, N 2 O, NO.
La disociación de electrolitos se caracteriza cuantitativamente por el grado de disociación. Grado de disociación a–esta es la relación entre el número de moléculas disociadas en iones N diss.,A numero total moléculas de electrolito disuelto N :
a =
a– la fracción de moléculas de electrolitos que se han descompuesto en iones.
El grado de disociación del electrolito depende de muchos factores: la naturaleza del electrolito, la naturaleza del disolvente, la concentración de la solución y la temperatura.
Según su capacidad para disociarse, los electrolitos se dividen convencionalmente en fuertes y débiles. Los electrolitos que existen en solución sólo en forma de iones suelen denominarse fuerte . Los electrolitos, que en estado disuelto se encuentran en parte en forma de moléculas y en parte en forma de iones, se denominan débil .
Los electrolitos fuertes incluyen casi todas las sales, algunos ácidos: H 2 SO 4, HNO 3, HCl, HI, HClO 4, hidróxidos de metales alcalinos y alcalinotérreos (ver apéndice, tabla 6).
El proceso de disociación de electrolitos fuertes continúa hasta su finalización:
HNO 3 = H + + NO 3 - , NaOH = Na + + OH - ,
y se colocan signos iguales en las ecuaciones de disociación.
En relación con los electrolitos fuertes, el concepto de "grado de disociación" es condicional. " Grado aparente de disociación (un cada uno) debajo del verdadero (ver apéndice, tabla 6). A medida que aumenta la concentración de un electrolito fuerte en una solución, aumenta la interacción de iones con cargas opuestas. Cuando están lo suficientemente cerca unos de otros, forman asociados. Los iones que contienen están separados por capas de moléculas de agua polares que rodean cada ion. Esto afecta la disminución de la conductividad eléctrica de la solución, es decir. Se crea el efecto de disociación incompleta.
Para tener en cuenta este efecto, se introdujo un coeficiente de actividad g, que disminuye al aumentar la concentración de la solución, variando de 0 a 1. Para descripción cuantitativa propiedades de soluciones de electrolitos fuertes, una cantidad llamada actividad (a).
Se entiende por actividad de un ion su concentración efectiva, según la cual actúa en reacciones químicas.
Actividad iónica ( a) es igual a su concentración molar (CON), multiplicado por el coeficiente de actividad (g):
A = gramo CON.
Usar actividad en lugar de concentración permite aplicar a las soluciones las leyes establecidas para las soluciones ideales.
Los electrolitos débiles incluyen algunos minerales (HNO 2, H 2 SO 3, H 2 S, H 2 SiO 3, HCN, H 3 PO 4) y la mayoría Ácidos orgánicos(CH 3 COOH, H 2 C 2 O 4, etc.), hidróxido de amonio NH 4 OH y todas las bases poco solubles en agua, aminas orgánicas.
La disociación de electrolitos débiles es reversible. En soluciones de electrolitos débiles, se establece un equilibrio entre iones y moléculas no disociadas. En las ecuaciones de disociación correspondientes se coloca el signo de reversibilidad (“”). Por ejemplo, la ecuación de disociación débil ácido acético está escrito así:
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .
En una solución de un electrolito binario débil ( California) se establece el siguiente equilibrio, caracterizado por una constante de equilibrio llamada constante de disociación A d:
KA « K + + A - ,
Si se disuelve 1 litro de solución CON moles de electrolito California y el grado de disociación es a, lo que significa disociado aС moles de electrolito y cada ion se formó aС lunares. En el estado no disociado permanece ( CON – aС) lunares California.
KA « K + + A - .
C – aС aС aС
Entonces la constante de disociación será igual a:
Dado que la constante de disociación no depende de la concentración, la relación derivada expresa la dependencia del grado de disociación de un electrolito binario débil de su concentración. De la ecuación (6.1) se desprende claramente que una disminución en la concentración de un electrolito débil en una solución conduce a un aumento en el grado de su disociación. La ecuación (6.1) expresa Ley de dilución de Ostwald .
Para electrolitos muy débiles (a a<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:
A d un 2C, o a" (6.2)
La constante de disociación de cada electrolito es constante a una temperatura determinada, no depende de la concentración de la solución y caracteriza la capacidad del electrolito para desintegrarse en iones. Cuanto mayor es el Kd, más se disocia el electrolito en iones. Se tabulan las constantes de disociación de los electrolitos débiles (ver apéndice, tabla 3).
Los electrolitos como sustancias químicas se conocen desde la antigüedad. Sin embargo, han conquistado la mayoría de los ámbitos de aplicación hace relativamente poco tiempo. Discutiremos las áreas de mayor prioridad de la industria para el uso de estas sustancias y descubriremos qué son estas últimas y en qué se diferencian entre sí. Pero comencemos con una excursión a la historia.
Historia
Los electrolitos más antiguos que se conocen son las sales y los ácidos, descubiertos en el mundo antiguo. Sin embargo, las ideas sobre la estructura y propiedades de los electrolitos han evolucionado con el tiempo. Las teorías de estos procesos han evolucionado desde la década de 1880, cuando se hicieron varios descubrimientos relacionados con las teorías de las propiedades de los electrolitos. Se observaron varios saltos cualitativos en las teorías que describen los mecanismos de interacción de los electrolitos con el agua (después de todo, sólo en solución adquieren las propiedades por las que se utilizan en la industria).
Ahora examinaremos en detalle varias teorías que tuvieron la mayor influencia en el desarrollo de ideas sobre los electrolitos y sus propiedades. Y comencemos con la teoría más común y simple que cada uno de nosotros pasó en la escuela.
Teoría de Arrhenius de la disociación electrolítica.
En 1887, el químico sueco Wilhelm Ostwald creó la teoría de la disociación electrolítica. Sin embargo, aquí tampoco es tan sencillo. El propio Arrhenius fue un defensor de la llamada teoría física de las soluciones, que no tenía en cuenta la interacción de los componentes de una sustancia con el agua y argumentaba que en la solución existen partículas cargadas libres (iones). Por cierto, es desde esta posición que hoy en día se considera la disociación electrolítica en la escuela.
Hablemos de qué aporta esta teoría y cómo nos explica el mecanismo de interacción de las sustancias con el agua. Como cualquier otra, tiene varios postulados que utiliza:
1. Al interactuar con el agua, la sustancia se descompone en iones (positivo - catión y negativo - anión). Estas partículas se hidratan: atraen moléculas de agua, que, por cierto, se cargan positivamente por un lado y negativamente por el otro (formando un dipolo), como resultado se forman complejos acuáticos (solvatos).
2. El proceso de disociación es reversible, es decir, si una sustancia se ha descompuesto en iones, bajo la influencia de cualquier factor puede volver a recuperar su forma original.
3. Si conecta electrodos a la solución y enciende la corriente, los cationes comenzarán a moverse hacia el electrodo negativo, el cátodo, y los aniones hacia el electrodo cargado positivamente, el ánodo. Por eso las sustancias muy solubles en agua conducen la corriente eléctrica mejor que el agua misma. Por la misma razón se les llamó electrolitos.
4. electrolito caracteriza el porcentaje de una sustancia que se ha disuelto. Este indicador depende de las propiedades del disolvente y de la propia sustancia disuelta, de la concentración de esta última y de la temperatura exterior.
Aquí, de hecho, están todos los postulados principales de esta sencilla teoría. Los usaremos en este artículo para describir lo que sucede en una solución de electrolitos. Veremos ejemplos de estas conexiones un poco más adelante, pero ahora veamos otra teoría.
Teoría de Lewis de ácidos y bases.
Según la teoría de la disociación electrolítica, un ácido es una sustancia en cuya solución está presente un catión de hidrógeno, y una base es un compuesto que se desintegra en solución en un anión hidróxido. Existe otra teoría, que lleva el nombre del famoso químico Gilbert Lewis. Nos permite ampliar un poco el concepto de ácido y base. Según la teoría de Lewis, los ácidos son moléculas de una sustancia que tienen orbitales electrónicos libres y son capaces de aceptar un electrón de otra molécula. Es fácil adivinar que las bases serán partículas que sean capaces de donar uno o más de sus electrones para el “uso” del ácido. Lo que es muy interesante aquí es que no sólo un electrolito, sino también cualquier sustancia, incluso insoluble en agua, puede ser un ácido o una base.
Teoría protolítica de Brendsted-Lowry
En 1923, independientemente uno del otro, dos científicos, J. Brønsted y T. Lowry, propusieron una teoría que ahora los científicos utilizan activamente para describir procesos químicos. La esencia de esta teoría es que el significado de disociación se reduce a la transferencia de un protón de un ácido a una base. Por tanto, este último se entiende aquí como aceptor de protones. Entonces el ácido es su donante. La teoría también explica bien la existencia de sustancias que exhiben las propiedades tanto de ácidos como de bases. Estos compuestos se denominan anfóteros. En la teoría de Bronsted-Lowry también se utiliza para ellos el término anfolitos, mientras que a los ácidos o bases se les suele llamar protolitos.
Llegamos a la siguiente parte del artículo. Aquí le diremos en qué se diferencian los electrolitos fuertes y débiles entre sí y discutiremos la influencia de factores externos en sus propiedades. Y luego comenzaremos a describir su aplicación práctica.
Electrolitos fuertes y débiles.
Cada sustancia interactúa con el agua individualmente. Algunos se disuelven bien en él (por ejemplo, sal de mesa), mientras que otros no se disuelven en absoluto (por ejemplo, tiza). Por tanto, todas las sustancias se dividen en electrolitos fuertes y débiles. Estas últimas son sustancias que interactúan mal con el agua y se depositan en el fondo de la solución. Esto significa que tienen un grado de disociación muy bajo y una energía de enlace alta, lo que no permite que la molécula se desintegre en sus iones constituyentes en condiciones normales. La disociación de electrolitos débiles se produce muy lentamente o al aumentar la temperatura y la concentración de esta sustancia en solución.
Hablemos de electrolitos fuertes. Estos incluyen todas las sales solubles, así como ácidos y álcalis fuertes. Se descomponen fácilmente en iones y es muy difícil recolectarlos en forma de precipitación. La corriente en los electrolitos, por cierto, se realiza precisamente gracias a los iones contenidos en la solución. Por lo tanto, los electrolitos fuertes conducen mejor la corriente. Ejemplos de estos últimos: ácidos fuertes, álcalis, sales solubles.
Factores que influyen en el comportamiento de los electrolitos.
Ahora descubramos cómo afectan los cambios en el entorno externo. La concentración afecta directamente el grado de disociación del electrolito. Además, esta relación se puede expresar matemáticamente. La ley que describe esta relación se llama ley de dilución de Ostwald y se escribe de la siguiente manera: a = (K/c) 1/2. Aquí a es el grado de disociación (tomado en fracciones), K es la constante de disociación, diferente para cada sustancia, y c es la concentración del electrolito en la solución. Con esta fórmula, puedes aprender mucho sobre una sustancia y su comportamiento en solución.
Pero nos hemos desviado del tema. Además de la concentración, el grado de disociación también se ve afectado por la temperatura del electrolito. Para la mayoría de las sustancias, aumentarlo aumenta la solubilidad y la actividad química. Esto es precisamente lo que puede explicar la aparición de algunas reacciones sólo a temperaturas elevadas. En condiciones normales, van muy lentamente o en ambas direcciones (este proceso se llama reversible).
Hemos analizado los factores que determinan el comportamiento de un sistema como lo es una solución electrolítica. Pasemos ahora a la aplicación práctica de estos químicos, sin duda, muy importantes.
Uso industrial
Por supuesto, todo el mundo ha oído la palabra “electrolito” en relación con las baterías. El coche utiliza baterías de plomo-ácido, cuyo electrolito contiene un 40% de ácido sulfúrico. Para comprender por qué se necesita esta sustancia allí, vale la pena comprender las características de funcionamiento de las baterías.
Entonces, ¿cuál es el principio de funcionamiento de cualquier batería? Se someten a una reacción reversible de convertir una sustancia en otra, como resultado de lo cual se liberan electrones. Al cargar una batería se produce una interacción de sustancias que no se produce en condiciones normales. Esto puede considerarse como la acumulación de electricidad en una sustancia como resultado de una reacción química. Durante la descarga, comienza la transformación inversa, que lleva al sistema al estado inicial. Estos dos procesos juntos constituyen un ciclo de carga-descarga.
Veamos el proceso anterior usando un ejemplo específico: una batería de plomo-ácido. Como se puede adivinar, esta fuente actual consta de un elemento que contiene plomo (así como dióxido de plomo PbO 2) y ácido. Cualquier batería consta de electrodos y el espacio entre ellos, lleno de electrolito. Como esto último, como ya hemos descubierto, en nuestro ejemplo utilizamos ácido sulfúrico con una concentración del 40 por ciento. El cátodo de una batería de este tipo está hecho de dióxido de plomo y el ánodo, de plomo puro. Todo esto se debe a que en estos dos electrodos se producen diferentes reacciones reversibles con la participación de iones en los que se ha disociado el ácido:
- PbO 2 + SO 4 2- + 4H + + 2e - = PbSO 4 + 2H 2 O (reacción que ocurre en el electrodo negativo - cátodo).
- Pb + SO 4 2- - 2e - = PbSO 4 (Reacción que ocurre en el electrodo positivo - ánodo).
Si leemos las reacciones de izquierda a derecha, obtenemos procesos que ocurren cuando la batería está descargada, y si leemos de derecha a izquierda, obtenemos procesos que ocurren cuando la batería está cargada. En cada una de estas reacciones, estas reacciones son diferentes, pero el mecanismo de su ocurrencia se describe generalmente de la misma manera: ocurren dos procesos, en uno de los cuales los electrones son "absorbidos", y en el otro, por el contrario, " dejar". Lo más importante es que el número de electrones absorbidos sea igual al número de electrones liberados.
De hecho, además de las baterías, existen muchas aplicaciones para estas sustancias. En general, los electrolitos, de los que hemos dado ejemplos, son sólo una partícula de la variedad de sustancias que se agrupan bajo este término. Nos rodean por todas partes, por todas partes. Aquí, por ejemplo, está el cuerpo humano. ¿Crees que estas sustancias no están ahí? Estás muy equivocado. Se encuentran en todas partes de nuestro cuerpo y la mayor cantidad está formada por electrolitos en sangre. Estos incluyen, por ejemplo, los iones de hierro, que forman parte de la hemoglobina y ayudan a transportar oxígeno a los tejidos de nuestro cuerpo. Los electrolitos en sangre también desempeñan un papel clave en la regulación del equilibrio agua-sal y la función cardíaca. Esta función la realizan los iones potasio y sodio (incluso existe un proceso que ocurre en las células llamado bomba potasio-sodio).
Cualquier sustancia que puedas disolver aunque sea un poco son electrolitos. Y no hay rama de la industria ni de nuestra vida donde no se utilicen. No se trata sólo de baterías y baterías de coche. Se trata de cualquier producción química y alimentaria, fábricas militares, fábricas de ropa, etc.
La composición del electrolito, por cierto, varía. Por tanto, se pueden distinguir electrolitos ácidos y alcalinos. Son fundamentalmente diferentes en sus propiedades: como ya hemos dicho, los ácidos son donantes de protones y los álcalis son aceptores. Pero con el tiempo, la composición del electrolito cambia debido a la pérdida de parte de la sustancia, la concentración disminuye o aumenta (todo depende de lo que se pierde, agua o electrolito).
Los encontramos todos los días, pero pocas personas conocen exactamente la definición de un término como electrolitos. Hemos visto ejemplos de sustancias específicas, así que pasemos a conceptos un poco más complejos.
Propiedades físicas de los electrolitos.
Ahora sobre la física. Lo más importante que hay que entender al estudiar este tema es cómo se transmite la corriente en los electrolitos. Los iones juegan en esto un papel decisivo. Estas partículas cargadas pueden transferir carga de una parte de la solución a otra. Por lo tanto, los aniones siempre tienden al electrodo positivo y los cationes al negativo. Así, al actuar sobre la solución con corriente eléctrica, separamos las cargas en diferentes lados del sistema.
Una característica física muy interesante es la densidad. Muchas propiedades de los compuestos que estamos analizando dependen de ello. Y a menudo surge la pregunta: "¿Cómo aumentar la densidad del electrolito?" De hecho, la respuesta es simple: es necesario reducir el contenido de agua en la solución. Dado que la densidad del electrolito está determinada en gran medida, depende en gran medida de la concentración de este último. Hay dos formas de implementar su plan. La primera es bastante sencilla: hervir el electrolito contenido en la batería. Para hacer esto, debe cargarlo para que la temperatura en el interior suba a poco más de cien grados centígrados. Si este método no ayuda, no te preocupes, hay otro: simplemente reemplaza el electrolito viejo por uno nuevo. Para hacer esto, drene la solución anterior, limpie el interior del ácido sulfúrico residual con agua destilada y luego vierta una nueva porción. Como regla general, las soluciones de electrolitos de alta calidad obtienen inmediatamente la concentración deseada. Después del reemplazo, puede olvidarse durante mucho tiempo de cómo aumentar la densidad del electrolito.
La composición del electrolito determina en gran medida sus propiedades. Características como la conductividad eléctrica y la densidad, por ejemplo, dependen en gran medida de la naturaleza del soluto y de su concentración. Existe una pregunta aparte sobre la cantidad de electrolito que puede contener una batería. De hecho, su volumen está directamente relacionado con la potencia declarada del producto. Cuanto más ácido sulfúrico haya en el interior de la batería, más potente será, es decir, más voltaje podrá producir.
¿Dónde será útil esto?
Si es un entusiasta de los automóviles o simplemente está interesado en los automóviles, entonces usted mismo lo comprende todo. Seguramente ahora incluso sabes cómo determinar cuánto electrolito hay en la batería. Y si estás lejos de los coches, entonces no será superfluo conocer las propiedades de estas sustancias, su uso y cómo interactúan entre sí. Sabiendo esto, no se confundirá si le preguntan qué electrolito hay en la batería. Aunque, incluso si no es un entusiasta de los automóviles, pero tiene un automóvil, el conocimiento de la estructura de la batería no será superfluo y le ayudará con las reparaciones. Será mucho más fácil y económico hacer todo usted mismo que acudir a un centro de automóviles.
Y para estudiar mejor este tema, recomendamos leer un libro de texto de química para la escuela y la universidad. Si conoce bien esta ciencia y ha leído suficientes libros de texto, la mejor opción sería "Fuentes químicas de corriente" de Varypaev. Allí se describe en detalle toda la teoría del funcionamiento de las baterías, diversas baterías y pilas de hidrógeno.
Conclusión
Hemos llegado al final. Resumamos. Arriba discutimos todo lo relacionado con el concepto de electrolitos: ejemplos, teoría de estructura y propiedades, funciones y aplicaciones. Una vez más, cabe decir que estos compuestos forman parte de nuestra vida, sin la cual nuestro cuerpo y todos los ámbitos de la industria no podrían existir. ¿Recuerdas lo de los electrolitos en sangre? Gracias a ellos vivimos. ¿Qué pasa con nuestros coches? Con este conocimiento podremos solucionar cualquier problema relacionado con la batería, ya que ahora entendemos cómo aumentar la densidad del electrolito en la misma.
Es imposible contarlo todo y no nos propusimos ese objetivo. Después de todo, esto no es todo lo que se puede decir sobre estas sorprendentes sustancias.
La teoría de la disociación electrolítica. propuesto por el científico sueco S. Arrhenius en 1887.
disociación electrolítica- Se trata de la descomposición de moléculas de electrolitos con la formación de iones cargados positivamente (cationes) y cargados negativamente (aniones) en la solución.
Por ejemplo, el ácido acético se disocia así en una solución acuosa:
CH3COOH⇄H + +CH3COO - .
La disociación es un proceso reversible. Pero diferentes electrolitos se disocian de manera diferente. El grado depende de la naturaleza del electrolito, su concentración, la naturaleza del disolvente, las condiciones externas (temperatura, presión).
Grado de disociación α - la relación entre el número de moléculas desintegradas en iones y el número total de moléculas:
α=v´(x)/v(x).
El grado puede variar de 0 a 1 (desde la no disociación hasta su completa realización). Indicado como porcentaje. Determinado experimentalmente. Cuando el electrolito se disocia, aumenta el número de partículas en la solución. El grado de disociación indica la fuerza del electrolito.
Distinguir fuerte Y electrolitos débiles.
Electrolitos fuertes- Son aquellos electrolitos cuyo grado de disociación supera el 30%.
Electrolitos de potencia media- Son aquellos cuyo grado de disociación oscila entre el 3% y el 30%.
Electrolitos débiles- el grado de disociación en una solución acuosa 0,1 M es inferior al 3%.
Ejemplos de electrolitos débiles y fuertes.
Los electrolitos fuertes en soluciones diluidas se desintegran completamente en iones, es decir. α = 1. Pero los experimentos muestran que la disociación no puede ser igual a 1, tiene un valor aproximado, pero no es igual a 1. Esta no es una disociación verdadera, sino aparente.
Por ejemplo, deja alguna conexión. α = 0,7. Aquellos. Según la teoría de Arrhenius, el 30% de las moléculas no disociadas “flotan” en la solución. Y el 70% formó iones libres. Y la teoría electrostática da otra definición a este concepto: si α = 0,7, entonces todas las moléculas están disociadas en iones, pero los iones solo están libres en un 70% y el 30% restante está unido por interacciones electrostáticas.
Grado aparente de disociación.
El grado de disociación depende no sólo de la naturaleza del disolvente y del soluto, sino también de la concentración de la solución y la temperatura.
La ecuación de disociación se puede representar de la siguiente manera:
AK ⇄ A- + K + .
Y el grado de disociación se puede expresar de la siguiente manera:
A medida que aumenta la concentración de la solución, disminuye el grado de disociación del electrolito. Aquellos. el valor de grados para un electrolito particular no es un valor constante.
Dado que la disociación es un proceso reversible, las ecuaciones de velocidad de reacción se pueden escribir de la siguiente manera:
Si la disociación es de equilibrio, entonces las tasas son iguales y como resultado obtenemos equilibrio constante(Constante de disociación):
K depende de la naturaleza del disolvente y de la temperatura, pero no depende de la concentración de las soluciones. De la ecuación se desprende claramente que cuantas más moléculas no disociadas haya, menor será el valor de la constante de disociación del electrolito.
Ácidos polibásicos se disocian paso a paso, y cada paso tiene su propio valor constante de disociación.
Si un ácido polibásico se disocia, entonces el primer protón se elimina más fácilmente, pero a medida que aumenta la carga del anión, aumenta la atracción y, por lo tanto, el protón es mucho más difícil de eliminar. Por ejemplo,
Las constantes de disociación del ácido ortofosfórico en cada paso deben variar mucho:
Yo - etapa:
II - etapa:
III - etapa:
En la primera etapa, el ácido ortofosfórico es un ácido de fuerza media, en la segunda etapa es débil y en la tercera etapa es muy débil.
Ejemplos de constantes de equilibrio para algunas soluciones de electrolitos.
Veamos un ejemplo:
Si se agrega cobre metálico a una solución que contiene iones de plata, entonces, en el momento del equilibrio, la concentración de iones de cobre debe ser mayor que la concentración de plata.
Pero la constante tiene un valor bajo:
AgCl⇄Ag + +Cl - .
Lo que sugiere que cuando se alcanzó el equilibrio, se había disuelto muy poco cloruro de plata.
Las concentraciones de cobre y plata metálicos están incluidas en la constante de equilibrio.
Producto iónico del agua.
La siguiente tabla contiene los siguientes datos:
Esta constante se llama producto iónico del agua, que depende únicamente de la temperatura. Según la disociación, hay un ion hidróxido por 1 ion H+. En agua pura la concentración de estos iones es la misma: [ h + ] = [OH - ].
De aquí, [ h + ] = [OH- ] = = 10-7 mol/l.
Si agrega una sustancia extraña al agua, por ejemplo, ácido clorhídrico, la concentración de iones de hidrógeno aumentará, pero el producto iónico del agua no depende de la concentración.
Y si agrega álcali, la concentración de iones aumentará y la cantidad de hidrógeno disminuirá.
Concentración y están interrelacionados: cuanto mayor es un valor, menor es el otro.
Acidez de la solución (pH).
La acidez de las soluciones suele expresarse por la concentración de iones. H+. En ambientes ácidos pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH= 10 -7 mol/l, en alcalino - pH> 10 -7 mol/l.
La acidez de una solución se expresa a través del logaritmo negativo de la concentración de iones de hidrógeno, llamándola pH.
pH = -LG[ h + ].
La relación entre la constante y el grado de disociación.
Considere un ejemplo de la disociación del ácido acético:
Encontremos la constante:
Concentración molar C=1/V, sustitúyelo en la ecuación y obtén:
Estas ecuaciones son La ley de reproducción de W. Ostwald, según el cual la constante de disociación del electrolito no depende de la dilución de la solución.
hidrólisis de sales
Hidrólisis Se denominan reacciones de interacción de una sustancia con agua, que conducen a la formación de electrolitos débiles (ácidos, bases, sales ácidas o básicas). El resultado de la hidrólisis puede considerarse como una violación del equilibrio de disociación del agua. Los compuestos de diversas clases están sujetos a hidrólisis, pero el caso más importante es la hidrólisis de sales. Las sales, por regla general, son electrolitos fuertes que se disocian por completo en iones y pueden interactuar con los iones de agua.
Los casos más importantes de hidrólisis salina.:
1. Una sal está formada por una base fuerte y un ácido fuerte. Por ejemplo: NaCl es una sal formada por la base fuerte NaOH y el ácido fuerte HCl;
NaCl + HOH ↔ NaOH + HCl – ecuación molecular;
Na + + Cl - + HOH ↔ Na + + OH - + H + + Cl - – ecuación iónica completa;
HOH ↔ OH - + H + – ecuación iónica abreviada.
Como puede verse en la ecuación iónica abreviada, una sal formada por una base fuerte y un ácido fuerte no interactúa con el agua, es decir, no sufre hidrólisis y el medio permanece neutro.
2. Una sal está formada por una base fuerte y un ácido débil. Por ejemplo: NaNO 2 es una sal formada por la base fuerte NaOH y el ácido débil HNO 2, que prácticamente no se disocia en iones.
NaNO2 + HOH ↔ NaOH + HNO2;
Na + + NO 2 - + HOH ↔ Na + + OH - + HNO 2;
NO 2 - + HOH ↔ OH - + HNO 2.
En este caso, la sal sufre hidrólisis, la hidrólisis se produce a lo largo del anión y el catión prácticamente no participa en el proceso de hidrólisis. Dado que se forma un álcali como resultado de la hidrólisis, hay un exceso de aniones OH - en la solución. Una solución de dicha sal adquiere un ambiente alcalino, es decir pH > 7.
Etapa I Na2CO3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO3;
CO 3 2- + HOH ↔ OH - + HCO 3 - ;
Etapa II NaHСO 3 + HOH ↔ NaOH + H 2 CO 3 ;
HCO 3 - + HOH ↔ OH - + H 2 CO 3.
En condiciones estándar y una dilución moderada de la solución, la hidrólisis de las sales ocurre solo en la primera etapa. El segundo es suprimido por los productos que se forman en la primera etapa. La acumulación de iones OH - implica un desplazamiento del equilibrio hacia la izquierda.
3. Una sal está formada por una base débil y un ácido fuerte. Por ejemplo: NH 4 NO 3 es una sal formada por una base débil NH 4 OH y un ácido fuerte HNO 3.
NH4NO3 + HOH ↔ NH4OH + HNO3;
NH4 + + HOH ↔ H + + NH4OH.
En este caso, la sal sufre hidrólisis, la hidrólisis se produce a lo largo del catión y el anión prácticamente no participa en el proceso de hidrólisis. Una solución de dicha sal adquiere un ambiente ácido, es decir. pH< 7.
Como en el caso anterior, las sales de iones con carga múltiple se hidrolizan por etapas, aunque también se suprime la segunda etapa.
Etapa I Mg(NO 3) 2 + HOH ↔ MgOHNO 3 + HNO 3;
Mg 2+ + HOH ↔ MgOH + + H + ;
Etapa II MgOHNO3 + HOH ↔ Mg(OH)2 + HNO3;
MgOH + + HOH ↔ Mg(OH) 2 + H + .
4. Una sal está formada por una base débil y un ácido débil. Por ejemplo: NH 4 CN es una sal formada por la base débil NH 4 OH y el ácido débil HCN.
NH4CN + HOH ↔ NH4OH + HCN;
NH4 + + CN - + HOH ↔ NH4OH + HCN.
En este caso, en la hidrólisis participan tanto cationes como aniones. Se unen tanto a cationes de hidrógeno como a aniones hidroxo del agua, formando electrolitos débiles (ácidos y bases débiles). La reacción de una solución de tales sales puede ser débilmente ácida (si la base formada como resultado de la hidrólisis es más débil que el ácido), débilmente alcalina (si la base es más fuerte que el ácido) o neutra (si la base y el ácido son igualmente fuertes).
Al hidrolizar una sal de iones con carga múltiple, la etapa I no suprime los siguientes y la hidrólisis de dichas sales se produce completamente incluso a temperatura ambiente.
Etapa I (NH4)2S + HOH ↔ NH4OH + NH4HS;
2NH4+ + S2- + HOH ↔ NH4OH + NH4 + + HS -;
Etapa II NH4HS + HOH ↔ NH4OH + H2S;
NH 4 + + HS - + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S.
