Eksempel på beregning af molariteten af ​​ioner i en vandig opløsning

Opløsning af elektrolytter i vand adskiller dem i modsat ladede ioner, som tillader den resulterende opløsning at lede elektricitet. Nogle eksempler på almindelige elektrolytter er forskellige typer salte, såsom natriumchlorid og kaliumnitrat, syrer såsom svovlsyre og salpetersyre, og nogle baser såsom natriumhydroxid, blandt andre.

I de følgende afsnit forklares det i detaljer ved hjælp af eksempler, hvordan man beregner molkoncentrationen af ​​ioner i opløsning for forskellige typer elektrolytter, herunder både stærke og svage elektrolytter.

Hvorfor er det vigtigt at kunne beregne molkoncentrationen af ​​ioner i opløsning?

Af forskellige årsager er det nødvendigt at bestemme eller beregne den molære koncentration af disse ioner, når man forbereder en opløsning. På den ene side giver den samlede koncentration af ioner os mulighed for at få en idé om deres evne til at lede elektricitet. På den anden side påvirker den samlede koncentration af ioner også ionstyrken af ​​en opløsning, hvilket påvirker de kemiske ligevægte i forskellige virkelige systemer såsom svage syrer og svage baser.

Endelig er koncentrationen af ​​forskellige ioner meget vigtig inden for biologi og biokemi. Dette skyldes, at koncentrationerne af ioner såsom natrium og kalium, såvel som chlorid og andre anioner, er vigtige faktorer for at bestemme membranpotentialet, en ions tendens til spontant at passere over den ene side af membranen til den anden, og en væld af andre transportfænomener af stor betydning for cellens korrekte funktion.

Beregning af ionkoncentration i stærke elektrolytopløsninger

En stærk elektrolyt er et ionisk stof, der, når det opløses i vand, bliver fuldstændigt ioniseret. Dette betyder, at dissociationsreaktionen er irreversibel, og alle formelenhederne i forbindelsen adskilles for at give anledning til det maksimalt mulige antal ioner i opløsning.

Af denne grund, i tilfælde af stærke elektrolytter, består beregningen af ​​ionkoncentrationen af ​​en simpel støkiometrisk beregning, afhængig af den afbalancerede eller afbalancerede kemiske reaktion. Tag følgende tilfælde som eksempel.

Eksempel på beregning af koncentrationen af ​​ioner for en stærk elektrolyt.

Udmelding:

Beregn den molære koncentration af phosphationer og den molære koncentration af kaliumioner i en opløsning fremstillet ved at opløse 10,00 gram kaliumphosphat i 500,0 mL opløsning.

Løsning:

Disse typer problemer kan løses ved at følge en række ordnede trin. Nogle trin vil være unødvendige afhængigt af de data, der leveres af erklæringen, men generelt kan du altid bruge:

Trin #1: Udtræk data og ubekendte, bestem de relevante molekylvægte og udfør de nødvendige enhedstransformationer.

Dette er næsten altid det første skridt til at løse enhver form for problem. I dette tilfælde indikerer opgørelsen, at opløsningen fremstilles ved at opløse 10,00 g kaliumphosphat (K ₃ PO ₄ ) , hvilket svarer til massen af ​​det opløste stof.

Da ionernes molaritet er anmodet om, vil vi på et tidspunkt få brug for saltets molære masse , som er:

Redegørelsen indikerer også, at der vil blive tilberedt 500,00 mL opløsning, hvilket svarer til opløsningens volumen. Da de beder om molaritet, skal dette volumen omdannes til liter.

Trin #2: Beregn den molære koncentration af elektrolytten. Dette omtales også ofte som den analytiske koncentration.

Generelt er det lettere at beregne koncentrationen af ​​ioner i et salt ud fra den molære koncentration af selve saltet. Vi gør dette ved hjælp af molaritetsformlen og dataene præsenteret ovenfor.

Hvor C _K3PO4 refererer til den molære koncentration af saltet.

FORFATTERENS NOTE: Generelt er det sædvanligt at bruge C til at repræsentere enhver analytisk koncentration i enhver koncentrationsenhed. Ved analytisk koncentration mener vi koncentrationer beregnet ud fra de målte mængder af opløste stoffer, opløsningsmidler og opløsninger. Dette er for at skelne dem fra koncentrationerne af de forskellige arter efter en kemisk reaktion eller ved etablering af kemisk ligevægt.

Trin #3: Skriv den balancerede dissociationsligning

I dette tilfælde er det en stærk elektrolyt, så reaktionen er irreversibel (en ligevægt er ikke etableret):

Trin #4: Brug de støkiometriske forhold opnået fra den afbalancerede ligning til at bestemme koncentrationen af ​​ioner af interesse.

Når ligningen er skrevet, er alt hvad der er nødvendigt at bruge støkiometri til at bestemme koncentrationerne af ionerne. Vi kan lave de støkiometriske beregninger direkte ved hjælp af molkoncentrationen i stedet for mol, da alle de beregninger, vi udfører, refererer til en enkelt opløsning, hvor volumenet ikke ændrer sig, så koncentrationen er direkte proportional med molene af hver art.

Det betyder, at koncentrationerne af de to ioner bestemmes af:

Beregning af ionkoncentration i svage elektrolytopløsninger

I tilfælde af svage elektrolytter er den grundlæggende forskel, at dissociationsreaktionen er reversibel, og kun en lille del af de opløste molekyler dissocierer og danner frie ioner. Af denne grund skal den kemiske ligevægt løses for at beregne ionkoncentrationen i disse tilfælde.

Eksempel på beregning af ionkoncentrationen for en svag elektrolyt.

Udmelding:

Beregn den molære koncentration af acetationer og hydroniumioner i en opløsning fremstillet ved at opløse 10,00 gram eddikesyre i 500,0 ml opløsning, vel vidende at syren har en surhedskonstant på 1,75 .10 ^-5 .

Løsning:

Da denne sag omhandler en opløsning af eddikesyre, som er en svag elektrolyt, må vi gå videre med at løse den ioniske ligevægt, der etableres ved at opløse dette opløste stof i vand. De første trin er de samme som ovenfor, men fra trin 4 og frem ændres proceduren. Sådan gør du:

Trin #1: Udtræk data og ubekendte, bestem de relevante molekylvægte og udfør de nødvendige enhedstransformationer.

Massen af ​​det opløste stof er igen 10,00 g og opløsningens volumen er også 500,0 ml, hvilket svarer til 0,5000 L, som vi så tidligere. Molekylvægten af ​​eddikesyre (CH ₃ COOH) er 60,052 g/mol.

Trin #2: Beregn den molære koncentration af elektrolytten.

Ved at bruge dataene præsenteret ovenfor er den initiale eller analytiske molære koncentration af eddikesyre:

Trin #3: Skriv den balancerede dissociationsligning

I modsætning til det foregående tilfælde, fordi det er en svag elektrolyt, er reaktionen reversibel, så der er etableret en ligevægt:

Trin #4: Løs den kemiske ligevægt for at bestemme koncentrationerne af alle arter.

Denne del af processen er helt anderledes end de foregående, da ionernes endelige koncentrationer ikke kan bestemmes direkte ud fra syrens begyndelseskoncentration ved støkiometri, da disse koncentrationer også skal opfylde ligevægtsbetingelsen givet af massevirkningsloven .

I dette særlige tilfælde er ligevægtstilstanden bestemt af udtrykket af ligevægtskonstanten:

Følgende ICE-tabel relaterer de initiale koncentrationer til de endelige. I dette tilfælde, da vi ikke på forhånd ved, hvor meget syre der faktisk dissocierer, så skal ændringen i dens koncentration udtrykkes som en ukendt (X). Derefter fastslås det ved støkiometri, at X også skal dannes ud fra acetationer og fra protoner:

For at finde det ukendte, X, er det nok at bruge ligningen for surhedskonstanten:

Denne ligning kan omskrives som:

som er en andengradsligning, hvis løsning, efter at have erstattet værdien af ​​surhedskonstanten, er:

Som vi kan se i ICE-tabellen, er koncentrationen af ​​begge ioner i dette tilfælde lig med X, så vi kan skrive

Koncentrationen af ​​begge ioner er lig med 2.41.10 ^-3 molær.

Referencer

Bolívar, G. (2020, 9. juli). Svage elektrolytter: koncept, karakteristika, eksempler. Gendannet fra https://www.lifeder.com/electrolitos-debiles/

Brown, T. (2021). Kemi: Centralvidenskaben (11. udgave). London, England: Pearson Education.

Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS, & Herranz, ZR (2020). Kemi (10. udgave). New York City, NY: MCGRAW-HILL.

Garcia, J. (2002). Koncentrationer i kliniske løsninger: teori og interkonverteringer. Rev. costarric. videnskab. med. , 23 , 81-88. Hentet fra https://www.scielo.sa.cr/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0253-29482002000100008

Sarica, S. (nd). Ionkoncentration med eksempler. Hentet fra https://www.chemistrytutorials.org/ct/es/44-Concentraci%C3%B3n_de_iones_con_ejemplos