Ejemplos de ácidos y bases fuertes y débiles. Los electrolitos fuertes incluyen el ácido. Un electrolito fuerte es co2 o2 h2s h2so4

¿Cómo distinguir los electrolitos fuertes de los débiles? y obtuve la mejor respuesta

Respuesta de Pavel Beskrovny[maestro]
LOS ELECTROLITOS FUERTES, cuando se disuelven en agua, se disocian casi por completo en iones. Para tales electrolitos, el VALOR DEL GRADO DE DISOCIACIÓN tiende a la UNIDAD en soluciones diluidas.
Los electrolitos fuertes incluyen:
1) casi todas las sales;
2) ácidos fuertes, por ejemplo: H2SO4 (ácido sulfúrico), HCl (ácido clorhídrico), HNO3 (ácido nítrico);
3) todos los álcalis, por ejemplo: NaOH (hidróxido de sodio), KOH (hidróxido de potasio).
Los ELECTROLITOS DÉBILES, cuando se disuelven en agua, casi no se disocian en iones. Para tales electrolitos, el VALOR DEL GRADO DE DISOCIACIÓN tiende a CERO.
Los electrolitos débiles incluyen:
1) ácidos débiles: H2S (sulfuro de hidrógeno), H2CO3 (ácido carbónico), HNO2;
2) solución acuosa de amoniaco NH3 * H2O
GRADO DE DISOCIACIÓN es la relación entre el número de partículas desintegradas en iones (Nd) y el número total de partículas disueltas (Np) (indicado por la letra griega alfa):
a= Nd/Nr. La disociación electrolítica es un proceso reversible para electrolitos débiles. Espero que sepas qué son los electrolitos, ya que lo preguntas. Esto es más simple, si es más complicado, consulte más arriba (para varias EO).
La disociación electrolítica es un proceso reversible para electrolitos débiles.
Si tiene preguntas, vaya a jabón.

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 de electrolitos fuertes se utiliza el signo igual (=).

Los electrolitos fuertes incluyen:

Sales solubles;

Muchos ácidos inorgánicos: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI;

Bases formadas por 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 de electrolitos débiles se utiliza el signo de reversibilidad (⇄).

Los electrolitos débiles incluyen:

Casi todos los ácidos orgánicos y agua;

Algunos ácidos inorgánicos: H2S, H3PO4, H2CO3, HNO2, H2SiO3, etc.;

Hidróxidos metálicos insolubles: 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 se compila la ecuación molecular, sino también la ecuación iónica completa y la ecuación iónica corta.
En ecuaciones iónicas, según propuesta del químico francés K. -L. Según Berthollet (1801), todos los electrolitos fuertes y fácilmente solubles se escriben en forma de fórmulas iónicas, y los sedimentos, gases y 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
(las ecuaciones iónicas completas y cortas son las mismas)
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 no intervienen electrolitos fuertes en la reacción, la forma iónica de la ecuación está ausente:

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 definir la reacción de hidrólisis de sales de esta manera, enfatizamos que las sales en solución están en forma de iones y que la fuerza impulsora de la reacción es la formación de partículas ligeramente disociadas (una regla general para muchas reacciones en soluciones).

La hidrólisis ocurre solo en aquellos casos en que los iones formados como resultado de la disociación electrolítica de la sal (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 es fuertemente polarizante (catión de una 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 una sal de una base débil y un 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 una base fuerte. pasa a través del anión, se puede formar un ácido débil o una 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 Se denominan 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 presentan en estado sólido, líquido y gaseoso; este tipo de compuestos son muy comunes en la naturaleza. Los óxidos se encuentran en la corteza terrestre. El óxido, la arena, el agua y el dióxido de carbono son óxidos.

Óxidos formadores de sales Por ejemplo,

CuO + 2HCl → CuCl 2 + H 2 O.

CuO + SO 3 → CuSO 4.

Óxidos formadores de sales- Son óxidos que forman sales como resultado de reacciones químicas. Se trata de óxidos de metales y no metales que, al interactuar con el agua, forman los ácidos correspondientes y, al interactuar con las bases, las correspondientes sales ácidas y normales. Por ejemplo, El óxido de cobre (CuO) es un óxido formador de sales, porque, por ejemplo, cuando reacciona con el ácido clorhídrico (HCl), se forma una sal:

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.

ELECTROLITOS– sustancias cuyas soluciones o masas fundidas conducen corriente eléctrica.

NO ELECTROLITOS– sustancias cuyas soluciones o masas fundidas no conducen corriente eléctrica.

Disociación– descomposición de compuestos en iones.

Grado de disociación– la relación entre el número de moléculas disociadas en iones y el número total de moléculas en la solución.

ELECTROLITOS FUERTES cuando se disuelven en agua, se disocian casi por completo en iones.

Al escribir ecuaciones para la disociación de electrolitos fuertes, se utiliza el signo igual.

Los electrolitos fuertes incluyen:

· Sales solubles ( ver tabla de solubilidad);

· Muchos ácidos inorgánicos: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( Mirar Electrolitos ácidos fuertes en la tabla de solubilidad.);

· Bases de metales alcalinos (LiOH, NaOH, KOH) y alcalinotérreos (Ca(OH) 2, Sr(OH) 2, Ba(OH) 2) ( ver electrolitos con bases fuertes en la tabla de solubilidad).

ELECTROLITOS DÉBILES en soluciones acuosas sólo parcialmente (reversiblemente) se disocian en iones.

Al escribir ecuaciones de disociación para electrolitos débiles, se indica el signo de reversibilidad.

Los electrolitos débiles incluyen:

· Casi todos los ácidos orgánicos y agua (H 2 O);

· Algunos ácidos inorgánicos: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( Mirar Ácidos-electrolitos débiles en la tabla de solubilidad.);

· Hidróxidos metálicos insolubles (Mg(OH) 2 , Fe(OH) 2 , Zn(OH) 2) ( mira el terreno-Celectrolitos débiles en la tabla de solubilidad).

El grado de disociación electrolítica está influenciado por varios factores:

naturaleza del disolvente y electrólito: los electrolitos fuertes son sustancias con enlaces iónicos y covalentes fuertemente polares; buena capacidad ionizante, es decir la capacidad de provocar la disociación de sustancias la poseen los disolventes con una constante dieléctrica alta, cuyas moléculas son polares (por ejemplo, agua);

temperatura: dado que la disociación es un proceso endotérmico, al aumentar la temperatura aumenta el valor de α;

concentración: cuando la solución se diluye, el grado de disociación aumenta y al aumentar la concentración disminuye;

etapa del proceso de disociación: cada etapa posterior es menos eficaz que la anterior, aproximadamente entre 1.000 y 10.000 veces; por ejemplo, para ácido fosfórico α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄H++H2PO−4 (primera etapa, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (segunda etapa, α 2),

НPO2−4⇄Н++PO3−4 (tercera etapa, α 3).

Por esta razón, en una solución de este ácido la concentración de iones de hidrógeno es la más alta y la concentración de iones de fosfato PO3−4 es la más baja.

1. La solubilidad y el grado de disociación de una sustancia no están relacionados entre sí. Por ejemplo, el ácido acético, que es muy (ilimitada) soluble en agua, es un electrolito débil.

2. Una solución de un electrolito débil contiene menos que otras los iones que se forman en la última etapa de la disociación electrolítica.

El grado de disociación electrolítica también se ve afectado. agregando otros electrolitos: por ejemplo, grado de disociación del ácido fórmico

HCOOH ⇄ HCOO − + H +

disminuye si se añade un poco de formiato de sodio a la solución. Esta sal se disocia para formar iones formiato HCOO − :

HCOONa → HCOO−+Na+

Como resultado, la concentración de iones HCOO– en la solución aumenta y, según el principio de Le Chatelier, un aumento en la concentración de iones formiato desplaza el equilibrio del proceso de disociación del ácido fórmico hacia la izquierda, es decir, el grado de disociación disminuye.

Ley de dilución de Ostwald- una relación que expresa la dependencia de la conductividad eléctrica equivalente de una solución diluida de un electrolito binario débil de la concentración de la solución:

Aquí está la constante de disociación del electrolito, es la concentración y son los valores de conductividad eléctrica equivalente en concentración y en dilución infinita, respectivamente. La relación es consecuencia de la ley de acción de masas e igualdad.

¿Dónde está el grado de disociación?

La ley de dilución de Ostwald fue deducida por W. Ostwald en 1888 y también la confirmó experimentalmente. El establecimiento experimental de la exactitud de la ley de dilución de Ostwald fue de gran importancia para fundamentar la teoría de la disociación electrolítica.

Disociación electrolítica del agua. Hidrógeno pH El agua es un electrolito anfótero débil: H2O H+ + OH- o, más precisamente: 2H2O = H3O+ + OH- La constante de disociación del agua a 25°C es igual a: Este valor de la constante corresponde a la disociación de uno de de cien millones de moléculas de agua, por lo tanto la concentración de agua puede considerarse constante e igual a 55,55 mol/l (densidad del agua 1000 g/l, masa de 1 l 1000 g, cantidad de sustancia acuosa 1000 g: 18 g/mol = 55,55 moles, C = 55,55 moles: 1 l = 55,55 moles/l). Entonces este valor es constante a una temperatura dada (25°C), se llama producto iónico del agua KW: La disociación del agua es un proceso endotérmico, por lo tanto, al aumentar la temperatura, de acuerdo con el principio de Le Chatelier, la disociación se intensifica, la El producto iónico aumenta y alcanza un valor de 10-13 a 100°C. En agua pura a 25°C, las concentraciones de hidrógeno y de iones hidroxilo son iguales entre sí: = = 10-7 mol/l Las soluciones en las que las concentraciones de hidrógeno y de iones hidroxilo son iguales entre sí se llaman neutras. Si se agrega un ácido al agua pura, la concentración de iones de hidrógeno aumentará y será mayor que 10-7 mol/l, el medio se volverá ácido y la concentración de iones de hidroxilo cambiará instantáneamente de modo que el producto iónico del agua se retenga. su valor de 10-14. Lo mismo sucederá al agregar álcali al agua limpia. Las concentraciones de iones hidrógeno e hidroxilo están relacionadas entre sí a través del producto iónico, por lo tanto, conociendo la concentración de uno de los iones, es fácil calcular la concentración del otro. Por ejemplo, si = 10-3 mol/l, entonces = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, o si = 10-2 mol/l, entonces = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Por tanto, la concentración de iones hidrógeno o hidroxilo puede servir como característica cuantitativa de la acidez o alcalinidad del medio. En la práctica, no utilizan las concentraciones de hidrógeno o iones hidroxilo, sino los indicadores del pH del hidrógeno o del pH del hidroxilo. El indicador de pH del hidrógeno es igual al logaritmo decimal negativo de la concentración de iones de hidrógeno: pH = - lg El pH del indicador de hidroxilo es igual al logaritmo decimal negativo de la concentración de iones de hidroxilo: pH = - log Es fácil de demostrar mediante tomando el logaritmo del producto iónico del agua que pH + pH = 14 Si el pH del medio es 7 - el ambiente es neutro, si menos de 7 es ácido, y cuanto menor es el pH, mayor es la concentración de iones de hidrógeno . Un pH superior a 7 significa que el ambiente es alcalino; cuanto mayor sea el pH, mayor será la concentración de iones hidroxilo.

1. ELECTROLITOS

1.1. Disociación electrolítica. Grado de disociación. Energía de electrolitos

Según la teoría de la disociación electrolítica, las sales, ácidos e hidróxidos, cuando se disuelven en agua, se desintegran total o parcialmente en partículas independientes: iones.

El proceso de descomposición de moléculas de sustancias en iones bajo la influencia de moléculas de disolventes polares se denomina disociación electrolítica. Las sustancias que se disocian en iones en soluciones se llaman electrolitos. Como resultado, la solución adquiere la capacidad de conducir corriente eléctrica, porque En él aparecen portadores de carga eléctrica móviles. Según esta teoría, cuando se disuelven en agua, los electrolitos se rompen (disocian) en iones cargados positiva y negativamente. Los iones cargados positivamente se llaman cationes; entre ellos se incluyen, por ejemplo, hidrógeno e iones metálicos. Los iones cargados negativamente se llaman aniones; Estos incluyen iones de residuos ácidos e iones de hidróxido.

Para caracterizar cuantitativamente el proceso de disociación, se introdujo el concepto de grado de disociación. El grado de disociación de un electrolito (α) es la relación entre el número de sus moléculas desintegradas en iones en una solución dada ( norte ), al número total de sus moléculas en solución ( Ni

α = .

El grado de disociación electrolítica generalmente se expresa en fracciones de unidad o como porcentaje.

Los electrolitos con un grado de disociación superior a 0,3 (30%) se suelen denominar fuertes, con un grado de disociación de 0,03 (3%) a 0,3 (30%) - medio, menos de 0,03 (3%) - electrolitos débiles. Entonces, para una solución de 0,1 M CH3COOH α = 0,013 (o 1,3%). Por tanto, el ácido acético es un electrolito débil. El grado de disociación muestra qué parte de las moléculas disueltas de una sustancia se ha descompuesto en iones. El grado de disociación electrolítica de un electrolito en soluciones acuosas depende de la naturaleza del electrolito, su concentración y temperatura.

Por su naturaleza, los electrolitos se pueden dividir en dos grandes grupos: fuerte y débil. Electrolitos fuertes disociarse casi por completo (α = 1).

Los electrolitos fuertes incluyen:

1) ácidos (H 2 SO 4, HCl, HNO 3, HBr, HI, HClO 4, H M nO 4);

2) bases – hidróxidos metálicos del primer grupo del subgrupo principal (álcali) – LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH , así como hidróxidos de metales alcalinotérreos – Ba (OH) 2, Ca (OH) 2, Sr (OH) 2;.

3) sales solubles en agua (ver tabla de solubilidad).

Electrolitos débiles se disocian en iones en muy pequeña medida; en soluciones se encuentran principalmente en un estado no disociado (en forma molecular). Para electrolitos débiles, se establece un equilibrio entre moléculas e iones no disociados.

Los electrolitos débiles incluyen:

1) ácidos inorgánicos ( H 2 CO 3, H 2 S, HNO 2, H 2 SO 3, HCN, H 3 PO 4, H 2 SiO 3, HCNS, HClO, etc.);

2) agua (H2O);

3) hidróxido de amonio ( NH4OH);

4) la mayoría de los ácidos orgánicos

(por ejemplo, CH 3 COOH acético, HCOOH fórmico);

5) sales e hidróxidos insolubles y poco solubles de algunos metales (ver tabla de solubilidad).

Proceso disociación electrolítica representado mediante ecuaciones químicas. Por ejemplo, la disociación del ácido clorhídrico (HC yo ) se escribe de la siguiente manera:

HCl → H + + Cl – .

Las bases se disocian para formar cationes metálicos e iones hidróxido. Por ejemplo, la disociación de KOH

KOH → K + + OH – .

Los ácidos polibásicos, así como las bases de metales polivalentes, se disocian paso a paso. Por ejemplo,

H 2 CO 3 H + + HCO 3 – ,

HCO 3 – H + + CO 3 2– .

El primer equilibrio - disociación según el primer paso - se caracteriza por la constante

.

Para la disociación de segunda etapa:

.

En el caso del ácido carbónico, las constantes de disociación tienen los siguientes valores: k Yo = 4,3× 10 –7, k II = 5,6 × 10–11. Para una disociación gradual siempre k yo > k II > k III >... , porque la energía que se debe gastar para separar un ion es mínima cuando se separa de una molécula neutra.

Las sales promedio (normales), solubles en agua, se disocian para formar iones metálicos cargados positivamente e iones de residuo ácido cargados negativamente.

Ca(NO 3) 2 → Ca 2+ + 2NO 3 –

Al 2 (SO 4) 3 → 2Al 3+ +3SO 4 2–.

Las sales ácidas (hidrosales) son electrolitos que contienen hidrógeno en el anión, que se puede escindir en forma del ión hidrógeno H+. Las sales ácidas se consideran un producto obtenido a partir de ácidos polibásicos en el que no todos los átomos de hidrógeno son sustituidos por un metal. La disociación de las sales ácidas se produce en etapas, por ejemplo:

KHCO 3 → K + + HCO 3 – (primera etapa)