イオン平衡
はじめに
イオン平衡の研究 化学の最も重要なトピックの 1 つです。 イオン平衡の研究なしでは化学は不十分です .イオン性物質は、極性溶媒中でイオンに分離します。
物質と製品が平衡状態で共存しているため、物質の変更は常に 100% 未満です。平衡反応には、共有結合物質の劣化、または極性溶媒中のイオン性化合物のイオンへのイオン化が含まれる場合があります。 能力に基づく イオン性化合物 2 つの異なる形式に分類できます。それらは次のとおりです。
- 非電解質と
- 電解質
溶液中のイオン平衡:
溶液の酸性度またはアルカリ度の測定は、pH です。酸は溶液中で水素イオンを生成します。難溶性塩が水に溶解している状況では、動的平衡が確立されます。
非イオン化分子と弱電解質溶液中のイオンとの間の平衡は、イオン平衡と呼ばれます .例えば、酢酸イオンと水素イオンが酢酸で壊れたとしましょう。
CH3COOH → CH3COO– + H+
非電解質:
このような物質には、電荷を持たず、構成イオンに解離しない分子が含まれているため、溶融状態では電気を伝導しません。例、砂糖溶液。
電解質:
このような種類の物質には、電荷を運ぶ分子が含まれており、構成イオンに解離するため、溶融状態で電気を伝導します。たとえば、酸性溶液、塩基性溶液、酸性溶液です。電解質には 2 種類あります、
- 強力な電解質 – これらの物質は、象徴的な溶液中で解離し、完全にイオン化します。
- 弱い電解質 – これらの物質は不当に解離します。
化学的平衡
物質の濃度と生成物の濃度が時間とともに変化せず、システムが特性に追加の変化を示さない手順は、化学平衡として知られています。 .
さまざまなタイプの化学平衡:
2種類の化学平衡 ありますか:
均一平衡
このタイプの平衡では、すべての反応成分が、固体、気体、または液体などの物質の 1 つの相で表されます。これらのタイプの反応は、3 つの異なる方法で分類されます。
<オール>例
H2 (g) + I2 (g) ⇌ 2HI (g) , (Δn =0)
PCl5 ⇌ PCl3 + Cl2 , (Δn =+ve)
N2 + 3H2 ⇌ 2NH3 , (Δn =-ve)
異種平衡
このタイプの平衡では、反応成分は同じ物質相にとどまりません。たとえば、炭酸カルシウムは分解して酸化カルシウムと二酸化カルシウムになります。
CaCO3 (s) ⇌ CaO (s) + CO2
この方程式には、化学平衡の 3 つの異なる段階が含まれます。
イオン平衡の式:
ここでは、物質の初期量のどの部分が平衡状態で生成物に変換されるかを知ることが非常に重要です。
予備分子が平衡状態に変換されるとき、それはイオン化度と呼ばれます。
イオン化度 =α =(初期ステップでイオン化された物質分子の総数) ÷ (初期ステップでの物質分子の総数)
イオン平衡におけるイオン化の程度 パーセンテージで表すことができます。
イオン化度のパーセンテージ =α =(最初のステップで解離してイオン化された反応分子の総数) を (最初のステップでの物質分子の総数) × 100 で割った値
イオン化度
イオン化の程度は以下に依存します:
- 電解質の特徴:強い、弱い、不溶性
- 溶媒の性質は次のとおりです:誘電性溶媒が大きいほどイオン化が増加します
- 希釈:希釈が大きいほどイオン化が大きくなります
- 温度:温度が高いほどイオン化が大きくなり、
- 通常のイオンの存在により、弱い電解質のイオン化が減少します。
極性溶媒中のイオン性化合物の解離:
カチオンとアニオンにより、イオン化合物はイオン化により極性溶媒に溶解します。
解離していない分子との平衡は、イオン化されたイオンです。
AxBy ⇌ xAy+ + yBx–
- 溶液中のイオン性固体
強電解質（α ≈100% イオン化）、
- 弱電解質 (α ≈ 10% イオン化)、
- 難溶性 (α ≈100% イオン化)
いくつかの例:塩 NH4OH、有機酸 AgCl、BaSO4、HCl、NaOH
弱電解質のイオン化
すべての電解質、無限希釈はイオン化されています。弱電解質は、非イオン化分子と平衡状態で存在します。
イオンの濃度は、溶液のコンダクタンスや酸塩基溶解度などの実際の状況で非常に重要です。
結論
今、私たちはイオン平衡の必要性が化学であることを知っています。電解質は、水に溶けるとイオンを生成する化合物です。強い電解質はほとんど完全に解離しますが、弱い電解質は溶液中で部分的にしか解離しません。酸と塩基を含む平衡は、さまざまな反応にとって非常に重要です。電解質のイオン平衡は独立して動き回り、電界が割り当てられると溶液全体に電荷を運ぶことができます。したがって、電解質は電気の良導体です。
