La costante di idrolisi è uguale al rapporto tra il prodotto delle concentrazioni
prodotti di idrolisi alla concentrazione di sale non idrolizzato.
Esempio 1. Calcolare il grado di idrolisi di NH 4 Cl.
Soluzione: Dalla tabella troviamo Kd(NH 4 OH) = 1.8∙10 -3, da qui
Kγ=Kv/Kd k = =10 -14 /1,8∙10 -3 = 5,56∙10 -10 .
Esempio 2. Calcolare il grado di idrolisi di ZnCl 2 un passaggio alla volta in una soluzione 0,5 M.
Soluzione: Equazione ionica per l'idrolisi di Zn 2 + H 2 O ZnOH + + H +
Kd ZnOH +1=1,5∙10 -9 ; hγ=√(Kv/[Kd base ∙Cm]) = 10 -14 /1,5∙10 -9 ∙0,5=0,36∙10 -2 (0,36%).
Esempio 3. Costruire equazioni ionico-molecolari e molecolari per l'idrolisi dei sali: a) KCN; b) Na2CO3; c) ZnSO4. Determinare la reazione della soluzione di questi sali.
Soluzione: a) Il cianuro di potassio KCN è un sale di un acido monobasico debole (vedi Tabella I dell'Appendice) HCN e di una base forte KOH. Quando disciolte in acqua, le molecole KCN si dissociano completamente in cationi K + e anioni CN -. I cationi K+ non possono legare gli ioni OH- dell'acqua, poiché KOH è un elettrolita forte. Gli anioni CN - legano gli ioni H + dell'acqua, formando molecole dell'elettrolita debole HCN. Il sale viene idrolizzato all'anione. Equazione dell'idrolisi ionico-molecolare
CN - + H 2 O HCN + OH -
o in forma molecolare
KCN + H2O HCN + KOH
Come risultato dell'idrolisi, nella soluzione appare un certo eccesso di ioni OH -, quindi la soluzione KCN ha una reazione alcalina (pH > 7).
b) Il carbonato di sodio Na 2 CO 3 è un sale di un acido polibasico debole e una base forte. In questo caso, gli anioni del sale CO 3 2-, legando gli ioni idrogeno dell'acqua, formano gli anioni del sale acido HCO - 3, e non le molecole H 2 CO 3, poiché gli ioni HCO - 3 si dissociano molto più difficilmente di Molecole di H2CO3. In condizioni normali, l'idrolisi procede nella prima fase. Il sale viene idrolizzato all'anione. Equazione dell'idrolisi ionico-molecolare
CO2-3 +H2OHCO-3 +OH-
o in forma molecolare
Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH
Nella soluzione appare un eccesso di ioni OH -, quindi la soluzione Na 2 CO 3 ha una reazione alcalina (pH > 7).
c) Il solfato di zinco ZnSO 4 è un sale di una base poliacida debole Zn(OH) 2 e di un acido forte H 2 SO 4. In questo caso, i cationi Zn + legano gli ioni ossidrile dell'acqua, formando cationi del sale principale ZnOH +. La formazione di molecole Zn(OH) 2 non avviene, poiché gli ioni ZnOH + si dissociano molto più difficilmente delle molecole Zn(OH) 2. In condizioni normali, l'idrolisi procede nella prima fase. Il sale si idrolizza nel catione. Equazione dell'idrolisi ionico-molecolare
Zn2+ + H2O ZnON + + H +
o in forma molecolare
2ZnSO4 + 2H2O (ZnOH)2SO4 + H2SO4
Nella soluzione appare un eccesso di ioni idrogeno, quindi la soluzione di ZnSO 4 ha una reazione acida (pH< 7).
Esempio 4. Quali prodotti si formano quando si mescolano soluzioni di A1(NO 3) 3 e K 2 CO 3? Scrivi un'equazione ione-molecolare e molecolare per la reazione.
Soluzione. Il sale A1(NO 3) 3 viene idrolizzato dal catione e K 2 CO 3 dall'anione:
A1 3+ + H 2 O A1OH 2+ + H +
CO2-3 + H2ONSO - s + OH -
Se le soluzioni di questi sali si trovano nella stessa nave, l'idrolisi di ciascuna di esse viene rafforzata a vicenda, poiché gli ioni H + e OH - formano una molecola dell'elettrolita debole H 2 O. In questo caso, l'equilibrio idrolitico si sposta a quello destro e l'idrolisi di ciascuno dei sali prelevati si completa con la formazione di A1(OH) 3 e CO 2 (H 2 CO 3). Equazione ione-molecolare:
2A1 3+ + ZSO 2- 3 + ZN2O = 2A1(OH)3 + ZSO2
equazione molecolare: 3SO 2 + 6KNO 3
2A1(NO3)3 + ZK2CO3 + ZN2O = 2A1(OH)3
Gli elettroliti forti, quando disciolti in acqua, si dissociano quasi completamente in ioni, indipendentemente dalla loro concentrazione nella soluzione.
Pertanto, nelle equazioni di dissociazione degli elettroliti forti, viene utilizzato il segno uguale (=).
Gli elettroliti forti includono:
Sali solubili;
Molti acidi inorganici: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;
Basi formate da metalli alcalini (LiOH, NaOH, KOH, ecc.) e metalli alcalino terrosi (Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2).
Gli elettroliti deboli nelle soluzioni acquose si dissociano solo parzialmente (reversibilmente) in ioni.
Pertanto, nelle equazioni di dissociazione degli elettroliti deboli, viene utilizzato il segno di reversibilità (⇄).
Gli elettroliti deboli includono:
Quasi tutti gli acidi organici e l'acqua;
Alcuni acidi inorganici: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3, ecc.;
Idrossidi metallici insolubili: Mg(OH)2, Fe(OH)2, Zn(OH)2, ecc.
Equazioni delle reazioni ioniche
Equazioni delle reazioni ioniche
Le reazioni chimiche nelle soluzioni di elettroliti (acidi, basi e sali) avvengono con la partecipazione di ioni. La soluzione finale può rimanere limpida (i prodotti sono altamente solubili in acqua), ma uno dei prodotti sarà un elettrolita debole; in altri casi si verificheranno precipitazioni o sviluppo di gas.
Per le reazioni in soluzioni che coinvolgono ioni, non viene redatta solo un'equazione molecolare, ma anche un'equazione ionica completa e una breve equazione ionica.
Nelle equazioni ioniche, secondo la proposta del chimico francese K. -L. Secondo Berthollet (1801), tutti gli elettroliti forti e facilmente solubili sono scritti sotto forma di formule ioniche, mentre i sedimenti, i gas e gli elettroliti deboli sono scritti sotto forma di formule molecolari. La formazione delle precipitazioni è contrassegnata con una freccia rivolta verso il basso (↓), mentre la formazione di gas con una freccia rivolta verso l'alto (). Un esempio di scrittura di un'equazione di reazione utilizzando la regola di Berthollet:
a) equazione molecolare
Na2CO3 + H2SO4 = Na2SO4 + CO2 + H2O
b) equazione ionica completa
2Na+ + CO32− + 2H+ + SO42− = 2Na+ + SO42− + CO2 + H2O
(CO2 - gas, H2O - elettrolita debole)
c) breve equazione ionica
CO32− + 2H+ = CO2 + H2O
Di solito, quando si scrivono, si limitano a una breve equazione ionica, con i reagenti solidi indicati con l'indice (t), i reagenti gassosi con l'indice (g). Esempi:
1) Cu(OH)2(t) + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + 2H2O
Cu(OH)2(t) + 2H+ = Cu2+ + 2H2O
Cu(OH)2 è praticamente insolubile in acqua
2) BaS + H2SO4 = BaSO4↓ + H2S
Ba2+ + S2− + 2H+ + SO42− = BaSO4↓ + H2S
(le equazioni ioniche complete e brevi sono le stesse)
3) CaCO3(t) + CO2(g) + H2O = Ca(HCO3)2
CaCO3(s) + CO2(g) + H2O = Ca2+ + 2HCO3−
(la maggior parte dei sali acidi sono altamente solubili in acqua).
Se nella reazione non sono coinvolti elettroliti forti, la forma ionica dell'equazione è assente:
Mg(OH)2(s) + 2HF(r) = MgF2↓ + 2H2O
BIGLIETTO N. 23
Idrolisi dei sali
L'idrolisi del sale è l'interazione degli ioni di sale con l'acqua per formare particelle leggermente dissociate.
L'idrolisi, letteralmente, è la decomposizione tramite acqua. Definendo la reazione di idrolisi del sale in questo modo, sottolineiamo che i sali in soluzione sono sotto forma di ioni e che la forza trainante della reazione è la formazione di particelle leggermente dissocianti (una regola generale per molte reazioni in soluzione).
L'idrolisi avviene solo nei casi in cui gli ioni formati a seguito della dissociazione elettrolitica del sale - un catione, un anione o entrambi insieme - sono in grado di formare composti debolmente dissociati con gli ioni acqua, e questo, a sua volta, si verifica quando il catione è fortemente polarizzante (catione di una base debole) e l'anione è facilmente polarizzante (anione di un acido debole). Ciò modifica il pH dell'ambiente. Se il catione forma una base forte e l'anione forma un acido forte, non subiscono idrolisi.
1. Idrolisi di un sale di una base debole e di un acido forte passa attraverso il catione, si può formare una base debole o un sale basico e il pH della soluzione diminuisce
2. Idrolisi di un sale di un acido debole e di una base forte passa attraverso l'anione, si può formare un acido debole o un sale acido e il pH della soluzione aumenterà
3. Idrolisi di un sale di una base debole e di un acido debole solitamente passa completamente per formare un acido debole e una base debole; Il pH della soluzione differisce leggermente da 7 ed è determinato dalla forza relativa dell'acido e della base
4. Non si verifica l'idrolisi di un sale di una base forte e di un acido forte
Domanda 24 Classificazione degli ossidi
Ossidi sono chiamate sostanze complesse le cui molecole includono atomi di ossigeno nello stato di ossidazione - 2 e qualche altro elemento.
Ossidi può essere ottenuto attraverso l'interazione diretta dell'ossigeno con un altro elemento, o indirettamente (ad esempio durante la decomposizione di sali, basi, acidi). In condizioni normali gli ossidi si presentano allo stato solido, liquido e gassoso, questo tipo di composti è molto comune in natura; Gli ossidi si trovano nella crosta terrestre. Ruggine, sabbia, acqua, anidride carbonica sono ossidi.
Ossidi salini Per esempio,
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
CuO + SO 3 → CuSO 4.
Ossidi salini- Questi sono ossidi che formano sali a seguito di reazioni chimiche. Si tratta di ossidi di metalli e non metalli che, quando interagiscono con l'acqua, formano gli acidi corrispondenti e, quando interagiscono con le basi, i corrispondenti sali acidi e normali. Per esempio, L'ossido di rame (CuO) è un ossido che forma sale, perché, ad esempio, quando reagisce con l'acido cloridrico (HCl), si forma un sale:
CuO + 2HCl → CuCl2 + H2O.
Come risultato di reazioni chimiche, si possono ottenere altri sali:
CuO + SO 3 → CuSO 4.
Ossidi non salini Questi sono ossidi che non formano sali. Gli esempi includono CO, N 2 O, NO.
ELETTROLITI– sostanze le cui soluzioni o fusioni conducono corrente elettrica.
NON ELETTROLITI– sostanze le cui soluzioni o fusioni non conducono corrente elettrica.
Dissociazione– decomposizione dei composti in ioni.
Grado di dissociazione– il rapporto tra il numero di molecole dissociate in ioni e il numero totale di molecole presenti nella soluzione.
ELETTROLITI FORTI quando disciolti in acqua si dissociano quasi completamente in ioni.
Quando si scrivono equazioni per la dissociazione degli elettroliti forti, viene utilizzato il segno uguale.
Gli elettroliti forti includono:
· Sali solubili ( vedere la tabella di solubilità);
· Molti acidi inorganici: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Aspetto elettroliti acidi-forti nella tabella di solubilità);
· Basi di metalli alcalini (LiOH, NaOH, KOH) e alcalino terrosi (Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) ( vedere elettroliti basi-forti nella tabella di solubilità).
ELETTROLITI DEBOLI nelle soluzioni acquose solo parzialmente (reversibilmente) si dissociano in ioni.
Quando si scrivono equazioni di dissociazione per elettroliti deboli, viene indicato il segno di reversibilità.
Gli elettroliti deboli includono:
· Quasi tutti gli acidi organici e l'acqua (H 2 O);
· Alcuni acidi inorganici: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Aspetto elettroliti acidi-deboli nella tabella di solubilità);
· Idrossidi metallici insolubili (Mg(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Zn(OH) 2) ( guarda i giardini-Celettroliti deboli nella tabella di solubilità).
Il grado di dissociazione elettrolitica è influenzato da una serie di fattori:
natura del solvente e elettrolita: gli elettroliti forti sono sostanze con legami ionici e covalenti fortemente polari; buona capacità ionizzante, ad es.
la capacità di provocare la dissociazione delle sostanze è posseduta da solventi con un'elevata costante dielettrica, le cui molecole sono polari (ad esempio l'acqua); temperatura
: poiché la dissociazione è un processo endotermico, aumentando la temperatura aumenta il valore di α; concentrazione
: quando la soluzione viene diluita il grado di dissociazione aumenta, mentre all'aumentare della concentrazione diminuisce; fase del processo di dissociazione
: ogni fase successiva è meno efficace della precedente, circa 1000–10.000 volte; ad esempio, per l'acido fosforico α 1 > α 2 > α 3:
H3PO4⇄H++H2PO−4 (primo stadio, α 1),
H2PO−4⇄H++HPO2−4 (secondo stadio, α 2),
НPO2−4⇄Н++PO3−4 (terzo stadio, α 3).
1. La solubilità e il grado di dissociazione di una sostanza non sono correlati tra loro. Ad esempio, l'acido acetico, che è altamente (illimitatamente) solubile in acqua, è un elettrolita debole.
2. Una soluzione di un elettrolita debole contiene meno di altri quegli ioni che si formano nell'ultimo stadio della dissociazione elettrolitica
Anche il grado di dissociazione elettrolitica viene influenzato aggiungendo altri elettroliti: es. grado di dissociazione dell'acido formico
HCOOH ⇄ HCOO − + H +
diminuisce se alla soluzione viene aggiunto un po' di formiato di sodio. Questo sale si dissocia per formare ioni formiato HCOO −:
HCOONa → HCOO−+Na+
Di conseguenza, la concentrazione di ioni HCOO– nella soluzione aumenta e, secondo il principio di Le Chatelier, un aumento della concentrazione di ioni formiato sposta l'equilibrio del processo di dissociazione dell'acido formico a sinistra, cioè il grado di dissociazione diminuisce.
Legge di diluizione di Ostwald- una relazione che esprime la dipendenza della conduttività elettrica equivalente di una soluzione diluita di un elettrolita debole binario dalla concentrazione della soluzione:
Ecco la costante di dissociazione dell'elettrolita, la concentrazione e i valori di conduttività elettrica equivalente rispettivamente a concentrazione e a diluizione infinita. Il rapporto è una conseguenza della legge dell’azione di massa e dell’uguaglianza
dove è il grado di dissociazione.
La legge di diluizione di Ostwald fu derivata da W. Ostwald nel 1888 e la confermò anche sperimentalmente. La verifica sperimentale della correttezza della legge di diluizione di Ostwald è stata di grande importanza per convalidare la teoria della dissociazione elettrolitica.
Dissociazione elettrolitica dell'acqua. Idrogeno pH L'acqua è un elettrolita anfotero debole: H2O H+ + OH- o più precisamente: 2H2O = H3O+ + OH- La costante di dissociazione dell'acqua a 25°C è pari a: Questo valore della costante corrisponde alla dissociazione di uno di cento milioni di molecole d'acqua, pertanto la concentrazione dell'acqua può considerarsi costante e pari a 55,55 mol/l (densità dell'acqua 1000 g/l, massa di 1 l 1000 g, quantità di sostanza acquosa 1000 g: 18 g/mol = 55,55 mol, C = 55,55 mol: 1 l = 55,55 mol/l). Quindi questo valore è costante ad una data temperatura (25°C), si chiama prodotto ionico dell'acqua KW: La dissociazione dell'acqua è un processo endotermico, quindi all'aumentare della temperatura, secondo il principio di Le Chatelier, la dissociazione si intensifica, la il prodotto ionico aumenta e raggiunge il valore di 10-13 a 100°C. Nell'acqua pura a 25°C le concentrazioni di idrogeno e di ioni ossidrile sono uguali tra loro: = = 10-7 mol/l Le soluzioni in cui le concentrazioni di idrogeno e di ioni ossidrile sono uguali tra loro sono dette neutre. Se si aggiunge un acido all'acqua pura, la concentrazione di ioni idrogeno aumenterà e diventerà maggiore di 10-7 mol/l, il mezzo diventerà acido e la concentrazione di ioni idrossile cambierà istantaneamente in modo che il prodotto ionico dell'acqua venga mantenuto il suo valore è 10-14. La stessa cosa accadrà quando si aggiungeranno alcali all'acqua pulita. Le concentrazioni di idrogeno e ioni ossidrile sono legate tra loro attraverso il prodotto ionico, pertanto, conoscendo la concentrazione di uno degli ioni, è facile calcolare la concentrazione dell'altro. Ad esempio, se = 10-3 mol/l, allora = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, oppure se = 10-2 mol/l, allora = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Pertanto, la concentrazione di idrogeno o ioni ossidrile può servire come caratteristica quantitativa dell'acidità o dell'alcalinità del mezzo. In pratica non utilizzano le concentrazioni di idrogeno o di ioni idrossile, ma gli indicatori di pH dell'idrogeno o pH dell'ossidrile. L'indicatore del pH dell'idrogeno è uguale al logaritmo decimale negativo della concentrazione degli ioni idrogeno: pH = - lg L'indicatore del pH dell'idrossile è uguale al logaritmo decimale negativo della concentrazione degli ioni idrossile: pH = - lg È facile dimostrarlo con prendendo il logaritmo del prodotto ionico dell'acqua che pH + pH = 14 Se il pH del mezzo è 7 - l'ambiente è neutro, se inferiore a 7 è acido, e più basso è il pH, maggiore è la concentrazione di ioni idrogeno . Un pH maggiore di 7 significa che l'ambiente è alcalino; maggiore è il pH, maggiore è la concentrazione di ioni ossidrile.
Tutte le sostanze possono essere suddivise in elettroliti e non elettroliti. Gli elettroliti includono sostanze le cui soluzioni o fusioni conducono corrente elettrica (ad esempio soluzioni acquose o fusioni di KCl, H 3 PO 4, Na 2 CO 3). Le sostanze non elettrolitiche non conducono corrente elettrica quando sono fuse o disciolte (zucchero, alcool, acetone, ecc.).
Gli elettroliti si dividono in forti e deboli. Gli elettroliti forti in soluzioni o fusioni si dissociano completamente in ioni. Quando si scrivono le equazioni delle reazioni chimiche, ciò viene enfatizzato da una freccia in una direzione, ad esempio:
HCl→ H + + Cl -
Ca(OH)2 → Ca2+ + 2OH -
Gli elettroliti forti includono sostanze con una struttura cristallina eteropolare o ionica (Tabella 1.1).
Tabella 1.1 Elettroliti forti
Gli elettroliti deboli si disintegrano solo parzialmente in ioni. Insieme agli ioni, le fusioni o le soluzioni di queste sostanze contengono molecole prevalentemente non dissociate. Nelle soluzioni di elettroliti deboli, parallelamente alla dissociazione, avviene il processo inverso: l'associazione, cioè la combinazione di ioni in molecole. Quando si scrive l'equazione di reazione, questa è enfatizzata da due frecce dirette in modo opposto.
CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +
Gli elettroliti deboli includono sostanze con un tipo di reticolo cristallino omeopolare (Tabella 1.2).
Tabella 1.2 Elettroliti deboli
Lo stato di equilibrio di un elettrolita debole in una soluzione acquosa è caratterizzato quantitativamente dal grado di dissociazione elettrolitica e dalla costante di dissociazione elettrolitica.
Il grado di dissociazione elettrolitica α è il rapporto tra il numero di molecole dissociate in ioni e il numero totale di molecole dell'elettrolita disciolto:
Il grado di dissociazione mostra quale parte della quantità totale di elettrolita disciolto si disintegra in ioni e dipende dalla natura dell'elettrolita e del solvente, nonché dalla concentrazione della sostanza nella soluzione, ha un valore adimensionale, sebbene di solito sia espresso in percentuale. Con la diluizione infinita della soluzione elettrolitica, il grado di dissociazione si avvicina all'unità, che corrisponde alla dissociazione completa, al 100%, delle molecole della sostanza disciolta in ioni. Per soluzioni di elettroliti deboli α<<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). Если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.
In generale, una reazione chimica reversibile può essere rappresentata come:
UN A+ B B D D D+ e E
La velocità di reazione è direttamente proporzionale al prodotto della concentrazione delle particelle reagenti in potenze dei loro coefficienti stechiometrici. Quindi per la reazione diretta
V1= k 1 [A] UN[B] B,
e la velocità della reazione inversa
V2= k 2 [D] D[E] e.
Ad un certo punto nel tempo, le velocità delle reazioni dirette e inverse si eguaglieranno, vale a dire
Questo stato è chiamato equilibrio chimico. Da qui
k 1 [A] UN[B] B=k 2 [D] D[E] e
Raggruppando le costanti da un lato e le variabili dall’altro, otteniamo:
Pertanto, per una reazione chimica reversibile in uno stato di equilibrio, il prodotto delle concentrazioni di equilibrio dei prodotti di reazione in potenze dei loro coefficienti stechiometrici, relativi allo stesso prodotto per le sostanze di partenza, è un valore costante a una data temperatura e pressione . Valore numerico della costante di equilibrio chimico A non dipende dalla concentrazione dei reagenti. Ad esempio, la costante di equilibrio per la dissociazione dell'acido nitroso secondo la legge dell'azione di massa può essere scritta come:
HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -
Misurare K aè chiamata costante di dissociazione di un acido, in questo caso nitroso.
La costante di dissociazione di una base debole è espressa in modo simile. Ad esempio, per la reazione di dissociazione dell'ammoniaca:
NH3+H2ODNH4++OH-
Misurare K bè chiamata costante di dissociazione di una base, in questo caso l'ammoniaca. Maggiore è la costante di dissociazione dell'elettrolita, più fortemente l'elettrolita si dissocia e maggiore è la concentrazione dei suoi ioni in soluzione all'equilibrio. Esiste una relazione tra il grado di dissociazione e la costante di dissociazione di un elettrolita debole:
Questa è un'espressione matematica della legge di diluizione di Ostwald: quando un elettrolita debole viene diluito, il grado della sua dissociazione aumenta per gli elettroliti deboli A≤1∙ 10 -4 e CON≥0,1 mol/l utilizzare un'espressione semplificata:
A= α 2 ∙CON o α
Esempio1. Calcolare il grado di dissociazione e la concentrazione di ioni e [NH 4 + ] in una soluzione di idrossido di ammonio 0,1 M, se A NH4OH =1,76∙10 -5
Dato: NH4OH
A NH4OH =1,76∙10 -5
Soluzione:
Poiché l'elettrolita è piuttosto debole ( A NH4OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:
o 1,33%
La concentrazione di ioni in una soluzione elettrolitica binaria è uguale a C∙α, poiché l'elettrolita binario ionizza per formare un catione e un anione, allora = [ NH 4 + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (mol/l).
Risposta:α=1,33%;
= [NH 4 + ]=1,33∙10 -3 mol/l.
Gli elettroliti forti nelle soluzioni e nei metalli fusi si dissociano completamente in ioni. Tuttavia, studi sperimentali sulla conduttività elettrica di soluzioni di elettroliti forti mostrano che il suo valore è alquanto sottostimato rispetto alla conduttività elettrica che dovrebbe essere al 100% di dissociazione. Questa discrepanza è spiegata dalla teoria degli elettroliti forti proposta da Debye e Hückel. Secondo questa teoria, nelle soluzioni di elettroliti forti esiste un'interazione elettrostatica tra gli ioni. Attorno a ciascuno ione si forma una “atmosfera ionica” di ioni di segno di carica opposta, che inibisce il movimento degli ioni nella soluzione quando viene fatta passare una corrente elettrica continua. Oltre all'interazione elettrostatica degli ioni, nelle soluzioni concentrate è necessario tenere conto dell'associazione degli ioni. L'influenza delle forze interioniche crea l'effetto della dissociazione incompleta delle molecole, ad es. grado apparente di dissociazione. Il valore di α determinato sperimentalmente è sempre leggermente inferiore al vero α. Ad esempio, in una soluzione 0,1 M di Na 2 SO 4 il valore sperimentale è α = 45%. Per tenere conto dei fattori elettrostatici nelle soluzioni di elettroliti forti, viene utilizzato il concetto di attività (UN). L'attività di uno ione è la concentrazione effettiva o apparente alla quale lo ione agisce in soluzione. L'attività e la vera concentrazione sono legate dall'espressione:
Dove F - coefficiente di attività, che caratterizza il grado di deviazione del sistema dall'ideale dovuto alle interazioni elettrostatiche degli ioni.
I coefficienti di attività ionica dipendono dal valore µ, chiamato forza ionica della soluzione. La forza ionica di una soluzione è una misura dell'interazione elettrostatica di tutti gli ioni presenti nella soluzione ed è pari alla metà della somma dei prodotti delle concentrazioni (Con) ciascuno degli ioni presenti nella soluzione per quadrato del suo numero di carica (z):
Nelle soluzioni diluite (μ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10 -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе un = c e il coefficiente di attività è 1. Ciò significa che praticamente non ci sono interazioni elettrostatiche. In soluzioni molto concentrate (μ>1M) i coefficienti di attività ionica possono essere maggiori dell'unità. La relazione tra il coefficiente di attività e la forza ionica della soluzione è espressa dalle formule:
A µ <10 -2
A 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1
0,1z2μ a 0,1<µ <1
La costante di equilibrio espressa in termini di attività è detta termodinamica. Ad esempio, per la reazione
UN A+ B B D D+ e E
La costante termodinamica ha la forma:
Dipende dalla temperatura, dalla pressione e dalla natura del solvente.
Poiché l'attività della particella è
Dove A C è la costante di equilibrio della concentrazione.
Senso A Il C dipende non solo dalla temperatura, dalla natura del solvente e dalla pressione, ma anche dalla forza ionica M. Poiché le costanti termodinamiche dipendono dal minor numero di fattori, sono quindi le caratteristiche fondamentali dell'equilibrio. Pertanto, sono le costanti termodinamiche che vengono fornite nei libri di consultazione. Le costanti termodinamiche di alcuni elettroliti deboli sono riportate nell'appendice di questo manuale. =0,024 mol/l.
All'aumentare della carica dello ione, il coefficiente di attività e l'attività dello ione diminuiscono.
Domande per l'autocontrollo:
- Cos'è un sistema ideale? Nomina le ragioni principali della deviazione di un sistema reale da uno ideale.
- Come si chiama il grado di dissociazione degli elettroliti?
- Fornisci esempi di elettroliti forti e deboli.
- Che relazione esiste tra la costante di dissociazione e il grado di dissociazione di un elettrolita debole? Esprimilo matematicamente.
- Cos'è l'attività? Come sono correlate l'attività di uno ione e la sua reale concentrazione?
- Qual è il coefficiente di attività?
- In che modo la carica di uno ione influisce sul coefficiente di attività?
- Qual è la forza ionica di una soluzione, la sua espressione matematica?
- Annotare le formule per calcolare i coefficienti di attività dei singoli ioni in base alla forza ionica della soluzione.
- Formulare la legge dell'azione di massa ed esprimerla matematicamente.
- Qual è la costante di equilibrio termodinamico? Quali fattori influenzano il suo valore?
- Qual è la costante di equilibrio della concentrazione? Quali fattori influenzano il suo valore?
- Come sono correlate le costanti di equilibrio termodinamica e di concentrazione?
- Entro quali limiti possono variare i valori del coefficiente di attività?
- Quali sono i principi fondamentali della teoria degli elettroliti forti?
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