Exempel på beräkning av molariteten för joner i en vattenlösning

Att lösa upp elektrolyter i vatten separerar dem i motsatt laddade joner, vilket gör att den resulterande lösningen kan leda elektricitet. Några exempel på vanliga elektrolyter är olika typer av salter, som natriumklorid och kaliumnitrat, syror som svavelsyra och salpetersyra, och vissa baser som natriumhydroxid, bland annat.

I de följande avsnitten förklaras i detalj med hjälp av exempel hur man beräknar molkoncentrationen av joner i lösning för olika typer av elektrolyter, inklusive både starka och svaga elektrolyter.

Varför är det viktigt att kunna beräkna molkoncentrationen av joner i lösning?

Av olika skäl är det nödvändigt att bestämma eller beräkna molkoncentrationen av dessa joner när man bereder en lösning. Å ena sidan tillåter den totala koncentrationen av joner oss att ha en uppfattning om deras förmåga att leda elektricitet. Å andra sidan påverkar den totala koncentrationen av joner också jonstyrkan hos en lösning, vilket påverkar den kemiska jämvikten i olika verkliga system som svaga syror och svaga baser.

Slutligen är koncentrationen av olika joner mycket viktig inom området biologi och biokemi. Detta beror på att koncentrationerna av joner som natrium och kalium, såväl som klorid och andra anjoner, är viktiga faktorer för att bestämma membranpotentialen, tendensen för en jon att spontant passera över ena sidan av membranet, till den andra, och en mängd andra transportfenomen av stor betydelse för cellens korrekta funktion.

Beräkning av jonkoncentration i starka elektrolytlösningar

En stark elektrolyt är ett joniskt ämne som, när det löses upp i vatten, blir helt joniserat. Detta betyder att dissociationsreaktionen är irreversibel, och alla formelenheterna i föreningen separeras för att ge upphov till maximalt möjliga antal joner i lösning.

Av denna anledning, i fall av starka elektrolyter, består beräkningen av jonkoncentrationen av en enkel stökiometrisk beräkning, beroende på den balanserade eller balanserade kemiska reaktionen. Ta följande fall som exempel.

Exempel på beräkning av koncentrationen av joner för en stark elektrolyt.

Påstående:

Beräkna molkoncentrationen av fosfatjoner och molkoncentrationen av kaliumjoner i en lösning framställd genom att lösa 10,00 gram kaliumfosfat i 500,0 ml lösning.

Lösning:

Dessa typer av problem kan lösas genom att följa en rad ordnade steg. Vissa steg kommer att vara onödiga beroende på uppgifterna som tillhandahålls av uttalandet, men generellt sett kan du alltid använda:

Steg #1: Extrahera data och okända, bestäm relevanta molekylvikter och utför de nödvändiga enhetstransformationerna.

Detta är nästan alltid det första steget för att lösa alla typer av problem. I detta fall indikerar uttalandet att lösningen framställs genom att lösa upp 10,00 g kaliumfosfat (K ₃ PO ₄ ) , vilket motsvarar massan av det lösta ämnet.

Eftersom jonernas molaritet efterfrågas kommer vi någon gång att behöva saltets molära massa som är:

Uttalandet indikerar också att 500,00 mL lösning kommer att beredas, vilket motsvarar lösningens volym. Eftersom de frågar efter molaritet måste denna volym omvandlas till liter.

Steg #2: Beräkna den molära koncentrationen av elektrolyten. Detta kallas också ofta för den analytiska koncentrationen.

I allmänhet är det lättare att beräkna koncentrationen av joner i ett salt från den molära koncentrationen av själva saltet. Vi gör detta med hjälp av molaritetsformeln och data som presenteras ovan.

Där C _K3PO4 hänvisar till den molära koncentrationen av saltet.

FÖRFATTARENS ANMÄRKNING: I allmänhet är det vanligt att använda C för att representera vilken analytisk koncentration som helst i vilken koncentrationsenhet som helst. Med analytisk koncentration menar vi koncentrationer beräknade från de uppmätta mängderna lösta ämnen, lösningsmedel och lösningar. Detta för att särskilja dem från koncentrationerna av de olika arterna efter en kemisk reaktion eller vid upprättande av kemiska jämvikter.

Steg #3: Skriv den balanserade dissociationsekvationen

I det här fallet är det en stark elektrolyt, så reaktionen är irreversibel (en jämvikt är inte etablerad):

Steg #4: Använd de stökiometriska sambanden som erhålls från den balanserade ekvationen för att bestämma koncentrationen av jonerna av intresse.

När ekvationen väl är skriven är allt som behövs att använda stökiometri för att bestämma jonernas koncentrationer. Vi kan göra de stökiometriska beräkningarna direkt med hjälp av molkoncentrationen istället för molerna, eftersom alla beräkningar vi utför hänvisar till en enda lösning där volymen inte förändras, så koncentrationen är direkt proportionell mot molerna för varje art.

Detta betyder att koncentrationerna av de två jonerna bestäms av:

Beräkning av jonkoncentration i svaga elektrolytlösningar

När det gäller svaga elektrolyter är den grundläggande skillnaden att dissociationsreaktionen är reversibel, och endast en liten del av de lösta molekylerna dissocierar för att bilda fria joner. Av denna anledning måste den kemiska jämvikten lösas för att beräkna jonkoncentrationen i dessa fall.

Exempel på beräkning av jonkoncentrationen för en svag elektrolyt.

Påstående:

Beräkna molkoncentrationen av acetatjoner och hydroniumjoner i en lösning framställd genom att lösa 10,00 gram ättiksyra i 500,0 mL lösning, med vetskap om att syran har en surhetskonstant på 1,75 .10 ^-5 .

Lösning:

Eftersom det här fallet handlar om en lösning av ättiksyra, som är en svag elektrolyt, måste vi gå vidare för att lösa den joniska jämvikten som upprättas genom att lösa detta lösta ämne i vatten. De första stegen är desamma som ovan, men från steg 4 och framåt ändras proceduren. Här är hur:

Steg #1: Extrahera data och okända, bestäm relevanta molekylvikter och utför de nödvändiga enhetstransformationerna.

Massan av det lösta ämnet är återigen 10,00 g och lösningens volym är också 500,0 ml, vilket motsvarar 0,5000 L som vi såg tidigare. Molekylvikten för ättiksyra (CH3COOH) _är 60,052 g/mol.

Steg #2: Beräkna den molära koncentrationen av elektrolyten.

Med hjälp av data som presenteras ovan är den initiala eller analytiska molkoncentrationen av ättiksyra:

Steg #3: Skriv den balanserade dissociationsekvationen

Till skillnad från det föregående fallet, eftersom det är en svag elektrolyt, är reaktionen reversibel, så en jämvikt upprättas:

Steg #4: Lös den kemiska jämvikten för att bestämma koncentrationerna av alla arter.

Denna del av processen är helt olik de tidigare, eftersom de slutliga koncentrationerna av jonerna inte kan bestämmas direkt från den initiala koncentrationen av syran med stökiometri, eftersom dessa koncentrationer också måste uppfylla jämviktsvillkoret som ges av massverkans lag .

I detta speciella fall bestäms jämviktstillståndet av uttrycket av jämviktskonstanten:

Följande ICE-tabell relaterar de initiala koncentrationerna till de slutliga. I det här fallet, eftersom vi inte i förväg vet hur mycket syra som faktiskt dissocierar, måste förändringen i dess koncentration uttryckas som ett okänt (X). Sedan, genom stökiometri, fastställs att X också måste bildas från acetatjoner och från protoner:

För att hitta det okända, X, räcker det att använda ekvationen för surhetskonstanten:

Denna ekvation kan skrivas om som:

som är en andragradsekvation vars lösning, efter att ha ersatt värdet på surhetskonstanten, är:

Som vi kan se i ICE-tabellen är koncentrationen av båda jonerna i detta fall lika med X, så vi kan skriva

Koncentrationen av båda jonerna är lika med 2.41.10 ^-3 molar.

Referenser

Bolívar, G. (2020, 9 juli). Svaga elektrolyter: koncept, egenskaper, exempel. Återställd från https://www.lifeder.com/electrolitos-debiles/

Brown, T. (2021). Kemi: The Central Science (11:e upplagan). London, England: Pearson Education.

Chang, R., Manzo, Á. R., Lopez, PS, & Herranz, ZR (2020). Chemistry (10:e upplagan). New York, NY: MCGRAW-HILL.

Garcia, J. (2002). Koncentrationer i kliniska lösningar: teori och interkonverteringar. Rev costarric. vetenskap. med. , 23 , 81–88. Hämtad från https://www.scielo.sa.cr/scielo.php?script=sci_arttext&pid=S0253-29482002000100008

Sarica, S. (nd). Jonkoncentration med exempel. Hämtad från https://www.chemistrytutorials.org/ct/es/44-Concentraci%C3%B3n_de_iones_con_ejemplos