Tabla de Contenidos
Dizolvarea electroliților în apă îi separă în ioni încărcați opus, care permit soluției rezultate să conducă electricitatea. Câteva exemple de electroliți obișnuiți sunt diferite tipuri de săruri, cum ar fi clorura de sodiu și azotat de potasiu, acizi precum acizii sulfuric și azotic și unele baze precum hidroxidul de sodiu, printre altele.
În secțiunile următoare, este explicat în detaliu, prin intermediul exemplelor, cum se calculează concentrația molară de ioni în soluție pentru diferite tipuri de electroliți, inclusiv electroliți puternici și slabi.
De ce este important să se poată calcula concentrația molară a ionilor în soluție?
Din diverse motive, este necesar să se determine sau să se calculeze concentrația molară a acestor ioni atunci când se prepară o soluție. Pe de o parte, concentrația totală de ioni ne permite să avem o idee despre capacitatea lor de a conduce electricitatea. Pe de altă parte, concentrația totală de ioni influențează și puterea ionică a unei soluții, care afectează echilibrele chimice ale diferitelor sisteme reale, cum ar fi acizii slabi și bazele slabe.
În cele din urmă, concentrația diferiților ioni este foarte importantă în domeniul biologiei și biochimiei. Acest lucru se datorează faptului că concentrațiile de ioni, cum ar fi sodiu și potasiu, precum și clorura și alți anioni, sunt factori importanți în determinarea potențialului membranei, a tendinței ca un ion de a trece spontan printr-o parte a membranei spre cealaltă și multitudine de alte fenomene de transport de mare importanţă pentru buna funcţionare a celulei.
Calculul concentrației ionilor în soluții de electroliți puternici
Un electrolit puternic este o substanță ionică care, atunci când este dizolvată în apă, devine complet ionizată. Aceasta înseamnă că reacția de disociere este ireversibilă și toate unitățile de formulă ale compusului se separă pentru a da naștere la numărul maxim posibil de ioni în soluție.
Din acest motiv, în cazurile electroliților puternici, calculul concentrației ionilor constă într-un simplu calcul stoechiometric, în funcție de reacția chimică echilibrată sau echilibrată. Luați ca exemplu următorul caz.
Exemplu de calcul al concentrației de ioni pentru un electrolit puternic.
Afirmație:
Calculați concentrația molară a ionilor de fosfat și concentrația molară a ionilor de potasiu într-o soluție preparată prin dizolvarea a 10,00 grame de fosfat de potasiu în 500,0 ml de soluție.
Soluţie:
Aceste tipuri de probleme pot fi rezolvate urmând o serie de pași ordonați. Unii pași nu vor fi necesari în funcție de datele furnizate de declarație, dar, în general, puteți utiliza întotdeauna:
Pasul #1: Extrageți datele și necunoscutele, determinați greutățile moleculare relevante și efectuați transformările necesare de unitate.
Acesta este aproape întotdeauna primul pas în rezolvarea oricărui tip de problemă. În acest caz, afirmația indică faptul că soluția se prepară prin dizolvarea a 10,00 g de fosfat de potasiu (K 3 PO 4 ) , care corespunde masei solutului.
Deoarece se solicită molaritatea ionilor, vom avea nevoie la un moment dat de masa molară a sării care este:
Declarația indică, de asemenea, că se vor prepara 500,00 mL de soluție, ceea ce corespunde volumului soluției. Deoarece cer molaritatea, acest volum trebuie transformat în litri.
Pasul #2: Calculați concentrația molară a electrolitului. Aceasta este adesea denumită și concentrația analitică.
În general, este mai ușor să se calculeze concentrația de ioni într-o sare din concentrația molară a sării în sine. Facem acest lucru folosind formula molarității și datele prezentate mai sus.
Unde C K3PO4 se referă la concentrația molară a sării.
NOTA AUTORULUI: În general, se obișnuiește să se folosească C pentru a reprezenta orice concentrație analitică în orice unitate de concentrație. Prin concentrație analitică înțelegem concentrațiile calculate din cantitățile măsurate de substanțe dizolvate, solvenți și soluții. Aceasta este pentru a le distinge de concentrațiile diferitelor specii după o reacție chimică sau la stabilirea echilibrelor chimice.
Pasul 3: Scrieți ecuația de disociere echilibrată
În acest caz, este un electrolit puternic, deci reacția este ireversibilă (nu se stabilește un echilibru):
Pasul #4: Folosiți relațiile stoichiometrice obținute din ecuația echilibrată pentru a determina concentrația ionilor de interes.
Odată ce ecuația este scrisă, tot ce este necesar este să folosiți stoichiometria pentru a determina concentrațiile ionilor. Calculele stoichiometrice le putem face direct folosind concentrația molară în loc de moli, deoarece toate calculele pe care le efectuăm se referă la o singură soluție în care volumul nu se modifică, deci concentrația este direct proporțională cu molii fiecărei specii.
Aceasta înseamnă că concentrațiile celor doi ioni sunt determinate de:
Calculul concentrației ionilor în soluții de electroliți slabi
În cazul electroliților slabi, diferența fundamentală este că reacția de disociere este reversibilă și doar o mică parte din moleculele de solut se disociază pentru a forma ioni liberi. Din acest motiv, pentru a calcula concentrația ionilor în aceste cazuri, trebuie rezolvat echilibrul chimic.
Exemplu de calcul al concentrației ionilor pentru un electrolit slab.
Afirmație:
Calculați concentrația molară a ionilor de acetat și a ionilor de hidroniu într-o soluție preparată prin dizolvarea a 10,00 grame de acid acetic în 500,0 mL de soluție, știind că acidul are o constantă de aciditate de 1,75 .10 -5 .
Soluţie:
Deoarece acest caz se referă la o soluție de acid acetic, care este un electrolit slab, trebuie să procedăm la rezolvarea echilibrului ionic care se stabilește prin dizolvarea acestui dizolvat în apă. Primii pași sunt aceiași ca mai sus, dar de la pasul 4 încolo procedura se schimbă. Iată cum:
Pasul #1: Extrageți datele și necunoscutele, determinați greutățile moleculare relevante și efectuați transformările necesare de unitate.
Masa soluției este din nou de 10,00 g, iar volumul soluției este de asemenea de 500,0 ml, ceea ce este echivalent cu 0,5000 L așa cum am văzut mai devreme. Greutatea moleculară a acidului acetic (CH3COOH ) este de 60,052 g/mol.
Pasul #2: Calculați concentrația molară a electrolitului.
Folosind datele prezentate mai sus, concentrația molară inițială sau analitică a acidului acetic este:
Pasul 3: Scrieți ecuația de disociere echilibrată
Spre deosebire de cazul precedent, deoarece este un electrolit slab, reacția este reversibilă, deci se stabilește un echilibru:
Pasul #4: Rezolvați echilibrul chimic pentru a determina concentrațiile tuturor speciilor.
Această parte a procesului este complet diferită de cele precedente, deoarece concentrațiile finale ale ionilor nu pot fi determinate direct din concentrația inițială a acidului prin stoichiometrie, deoarece aceste concentrații trebuie să îndeplinească și condiția de echilibru dată de legea acțiunii masei. .
În acest caz particular, starea de echilibru este determinată de expresia constantei de echilibru:
Următorul tabel ICE raportează concentrațiile inițiale de cele finale. În acest caz, deoarece nu știm dinainte cât de mult acid se disociază de fapt, atunci modificarea concentrației sale trebuie exprimată ca necunoscută (X). Apoi, prin stoichiometrie, se stabilește că X trebuie să se formeze și din ioni de acetat și din protoni:
| Concentratii | CH3COOH _ _ | H + | CH 3 COO – |
| inițiale _ | 0,3330M | 0 | 0 |
| schimba _ | -X | +X | +X |
| si echilibru | 0,3330–X | X | X |
Pentru a găsi necunoscutul, X, este suficient să folosiți ecuația constantei de aciditate:
Această ecuație poate fi rescrisă astfel:
care este o ecuație de gradul doi a cărei soluție, după înlocuirea valorii constantei de aciditate, este:
După cum putem vedea în tabelul ICE, concentrația ambilor ioni este, în acest caz, egală cu X, deci putem scrie
Concentrația ambilor ioni este egală cu 2.41.10 -3 molar.
Referințe
Bolívar, G. (2020, 9 iulie). Electroliți slabi: concept, caracteristici, exemple. Recuperat de pe https://www.lifeder.com/electrolitos-debiles/
Brown, T. (2021). Chimie: Știința Centrală (ed. a 11-a). Londra, Anglia: Pearson Education.
Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS și Herranz, ZR (2020). Chimie (ed. a 10-a). New York, NY: MCGRAW-HILL.
Garcia, J. (2002). Concentrații în soluții clinice: teorie și interconversii. Rev. costarric. ştiinţă. med. , 23 , 81–88. Preluat de la https://www.scielo.sa.cr/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0253-29482002000100008
Sarica, S. (nd). Concentrarea ionilor cu exemple. Preluat de la https://www.chemistrytutorials.org/ct/es/44-Concentraci%C3%B3n_de_iones_con_ejemplos
