Ιονική Ισορροπία

Ιονική ισορροπία

Εισαγωγή

Η μελέτη της ιονικής ισορροπίας είναι ένα από τα πιο σημαντικά θέματα της χημείας. Η χημεία είναι ανεπαρκής χωρίς τη μελέτη ιονικών ισορροπιών . Οι ιοντικές ουσίες διαχωρίζονται στα ιόντα τους σε πολικούς διαλύτες.

Μια τροποποίηση ουσίας είναι πάντα μικρότερη από 100 τοις εκατό λόγω της συνύπαρξης ουσίας και προϊόντων σε ισορροπία. Η αντίδραση ισορροπίας μπορεί να περιλαμβάνει τη φθορά μιας ομοιοπολικής ουσίας ή τον ιονισμό μιας ιοντικής ένωσης στα ιόντα της σε πολικούς διαλύτες. Με βάση την ικανότητα να αγώγουν τον ηλεκτρισμό, τις ιονικές ενώσεις μπορούν να κατηγοριοποιηθούν σε δύο διαφορετικές μορφές., και είναι:

• Οι μη ηλεκτρολύτες και
• Οι ηλεκτρολύτες

Ιονική ισορροπία σε λύσεις:

Η μέτρηση της οξύτητας ή της αλκαλικότητας ενός διαλύματος είναι το pH. Τα οξέα παράγουν ιόντα υδρογόνου στο διάλυμα. Σε μια κατάσταση όπου ένα ελάχιστα διαλυτό άλας διαλύεται στο νερό, δημιουργείται μια δυναμική ισορροπία.

Η ισορροπία μεταξύ μη ιονισμένων μορίων και ιόντων στο διάλυμα ασθενών ηλεκτρολυτών αναφέρεται ως ιονική ισορροπία . Ας πούμε, για παράδειγμα, οξικά ιόντα και ιόντα υδρογόνου, που διασπώνται από το οξικό οξύ.

CH3COOH → CH3COO– + H+

Οι μη ηλεκτρολύτες : 

Τέτοιες ουσίες περιέχουν μόρια που δεν φέρουν ηλεκτρικά φορτία και δεν διασπώνται σε συστατικά ιόντα και επομένως δεν αγώγουν ηλεκτρισμό στη λιωμένη τους κατάσταση. Παραδείγματα, διαλύματα ζάχαρης.

Οι ηλεκτρολύτες :

Τέτοιοι τύποι ουσιών περιέχουν μόρια που μεταφέρουν τυχόν ηλεκτρικά φορτία και επίσης διασπώνται σε συστατικά ιόντα και ως εκ τούτου αγώγουν ηλεκτρισμό στη λιωμένη τους κατάσταση. Για παράδειγμα, διάλυμα οξέος, διάλυμα βάσης και διάλυμα οξέος. Υπάρχουν δύο τύποι ηλεκτρολυτών, και είναι: 

• Ισχυροί ηλεκτρολύτες – αυτές οι ουσίες διασπώνται στο εμβληματικό τους διάλυμα ιονίζονται πλήρως.
• Ασθενείς ηλεκτρολύτες – αυτές οι ουσίες διαχωρίζονται άδικα.

Χημική Ισορροπία

Μια διαδικασία κατά την οποία η συγκέντρωση της ουσίας και η συγκέντρωση των προϊόντων δεν αλλάζουν με το χρόνο και το σύστημα δεν παρουσιάζει καμία πρόσθετη αλλαγή στις ιδιότητες είναι γνωστή ως χημική ισορροπία .

Διαφορετικοί τύποι χημικής ισορροπίας:

Δύο είδη χημικής ισορροπίας υπάρχουν:

Ομογενής ισορροπία

Σε αυτόν τον τύπο ισορροπίας, όλα τα συστατικά που αντιδρούν δηλώνονται σε μια φάση της ύλης, όπως στερεό, αέριο ή υγρό. Αυτοί οι τύποι αντιδράσεων ταξινομούνται με τρεις διαφορετικούς τρόπους.

1. Η αντίδραση όταν κανένας αριθμός mole αλλάζει το δίχτυ του συστήματος (Δn =0).
2. Ο αριθμός mole θα αυξηθεί λόγω του χρόνου αντίδρασης (Δn =+ve).
3. Οι αριθμοί μορίων θα μειωθούν λόγω του χρόνου αντίδρασης. (Δn =-ve).

Παράδειγμα

H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2HI (g)  , (Δn =0)

PCl5  ⇌ PCl3 + Cl2  , (Δn =+ve)

N2 + 3H2 ⇌ 2NH3  , (Δn =-ve)

Ετερογενής ισορροπία

Σε αυτόν τον τύπο ισορροπίας, τα συστατικά που αντιδρούν δεν παραμένουν στην ίδια φάση ύλης. Για παράδειγμα, τα ανθρακικά άλατα ασβεστίου αποσυντίθενται σε οξείδιο και διοξείδιο του ασβεστίου.

CaCO3 (s) ⇌ CaO (s) + CO2

Η εξίσωση περιλαμβάνει τις τρεις διαφορετικές φάσεις της χημικής ισορροπίας.

Οι τύποι της ιοντικής ισορροπίας:

Το να γνωρίζουμε ποιο κλάσμα της προκαταρκτικής ποσότητας ουσίας μετατρέπεται στα προϊόντα σε κατάσταση ισορροπίας είναι πολύ σημαντικό εδώ.

Όταν τα προκαταρκτικά μόρια μετατρέπονται σε ισορροπία, αναφέρεται ως βαθμός ιοντισμού.

Ο βαθμός ιονισμού =α =(ο συνολικός αριθμός των μορίων ουσίας που ιονίστηκαν στο αρχικό στάδιο) διαιρεμένος με (τον συνολικό αριθμό μορίων ουσίας στο αρχικό βήμα)

Ο βαθμός ιοντισμού σε ιονική ισορροπία μπορεί να μεταφερθεί σε ποσοστά.

Ο εκατοστιαίος βαθμός ιοντισμού =α =(ο συνολικός αριθμός των μορίων αντιδραστηρίων που διασπάστηκαν ιονισμένα στο αρχικό στάδιο) διαιρεμένος με (τον συνολικό αριθμό μορίων ουσίας στο αρχικό στάδιο ) × 100

Ο Βαθμός Ιονισμού

Ο βαθμός ιοντισμού βασίζεται στα εξής:

• Ο χαρακτήρας του ηλεκτρολύτη είναι:ισχυρός, αδύναμος και αδιάλυτος
• Ο χαρακτήρας του διαλύτη είναι:μεγαλύτερη αύξηση των διηλεκτρικών διαλυτών στον ιονισμό
• Η αραίωση:μεγαλύτερη η αραίωση μεγαλύτερος ο ιονισμός
• Η θερμοκρασία:μεγαλύτερη η θερμοκρασία, μεγαλύτερος ο ιονισμός και
• Η παρουσία συνηθισμένων ιόντων μειώνει τον ιονισμό των ασθενών ηλεκτρολυτών.

Η διάσταση των ιοντικών ενώσεων σε πολικούς διαλύτες: 

Με τα κατιόντα και τα ανιόντα, οι ιοντικές ενώσεις διαλύονται σε πολικούς διαλύτες με τους ιονισμούς.

Ισορροπία με τα αδιάσπαστα μόρια είναι τα ιονισμένα ιόντα.

AxBy ⇌ xAy+ + yBx–

• Τα ιοντικά στερεά σε διαλύματα

Ισχυροί ηλεκτρολύτες (α ≈100% ιονισμός), 

• Οι ασθενείς ηλεκτρολύτες (α ≈ 10% ιονισμός),

• Το ελάχιστα διαλυτό (α ≈100% ιονισμός)

Μερικά παραδείγματα είναι:Άλατα NH4OH, Οργανικά οξέα AgCl, BaSO4, HCl, NaOH

Ο ιονισμός των αδύναμων ηλεκτρολυτών

Όλοι οι ηλεκτρολύτες, άπειρη αραίωση ιονίζονται. Οι αδύναμοι ηλεκτρολύτες είναι παρόντες σε ισορροπία με τα μη ιονισμένα μόριά τους. Το

Οι συγκεντρώσεις των ιόντων είναι πολύ σημαντικές σε πρακτικές καταστάσεις όπως η αγωγιμότητα του διαλύματος και η διαλυτότητα οξέος-βάσης.

Συμπέρασμα

Τώρα, γνωρίζουμε ότι η αναγκαιότητα της ιοντικής ισορροπίας είναι η χημεία. Οι ηλεκτρολύτες είναι ενώσεις που παράγουν ιόντα όταν διαλυθούν στο νερό. Οι ισχυροί ηλεκτρολύτες σχεδόν διασπώνται πλήρως, ενώ οι ασθενείς ηλεκτρολύτες διαχωρίζονται μόνο μερικώς στα διαλύματά τους. Οι ισορροπίες που περιλαμβάνουν οξέα και βάσεις είναι πολύ σημαντικές για μια μεγάλη ποικιλία αντιδράσεων. Η ιοντική ισορροπία των ηλεκτρολυτών είναι ανεξάρτητη στην κίνηση και μπορεί να μεταφέρει ηλεκτρικά φορτία σε όλο το διάλυμα όταν εκχωρείται ηλεκτρικό πεδίο. Και επομένως, οι ηλεκτρολύτες είναι οι καλοί αγωγοί του ηλεκτρισμού.