Главная страница Случайная страница
Разделы сайта
АвтомобилиАстрономияБиологияГеографияДом и садДругие языкиДругоеИнформатикаИсторияКультураЛитератураЛогикаМатематикаМедицинаМеталлургияМеханикаОбразованиеОхрана трудаПедагогикаПолитикаПравоПсихологияРелигияРиторикаСоциологияСпортСтроительствоТехнологияТуризмФизикаФилософияФинансыХимияЧерчениеЭкологияЭкономикаЭлектроника
⚡️ Для новых пользователей первый месяц бесплатно. А далее 290 руб/мес, это в 3 раза дешевле аналогов. За эту цену доступен весь функционал: напоминание о визитах, чаевые, предоплаты, общение с клиентами, переносы записей и так далее.
✅ Уйма гибких настроек, которые помогут вам зарабатывать больше и забыть про чувство «что-то мне нужно было сделать».
Сомневаетесь? нажмите на текст, запустите чат-бота и убедитесь во всем сами!
Растворы электролитов. Электролитическая диссоциация
|
|
· Электролиты - это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток. К электролитам относят все соли (средние, кислые, оснó вные), основания, кислоты, амфотерные гидроксиды.
Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса, в водных растворах электролиты распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы - катионы и анионы.
Для количественной характеристики силы электролита используют понятие степени электролитической диссоциации (a). Степень диссоциации равна отношению числа продиссоциировавших молекул (n) к общему числу растворённых молекул (N):
.
По степени диссоциации электролиты условно делят на сильные и слабые. Принято считать сильными электролиты, для которых a > 30 %, остальные можно считать слабыми.
· Сильные электролиты:
· почти все соли;
· некоторые неорганические кислоты: HNO3, H2SO4, HCl, HBr, HI, HMnO4, HClO4 и другие;
· основания – гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов: LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
· Слабые электролиты:
· многие неорганические и большинство органических кислот – H2CO3, H2SiO3, HNO2, H3PO4, H2SO3, H2S, HF, HCN, CH3COOH и другие;
· основания (кроме гидроксидов щелочных и щелочноземельных металлов) и амфотерные гидроксиды. Гидроксид аммония NH4OH – также слабый электролит.
Сильные электролиты в водном растворе диссоциируют практически полностью, поэтому в уравнениях диссоциации этих электролитов ставят знак равенства (=):
| Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42— NaHCO3 = Na+ + HCO3— CuOHCl = CuOH+ + Cl— | HNO3 = H+ + NO3— NaOH = Na+ + OH— |
Слабые электролиты диссоциированы частично, уравнения диссоциации слабых электролитов пишут со знаком обратимости (Û). Диссоциацию слабых электролитов характеризует константа равновесия, называемая константой диссоциации – К.
Значения констант диссоциации слабых электролитов при 298 К приведены в справочниках. Чем меньше константа диссоциации, тем слабее электролит:
NH4OH Û NH4+ + OH—; 
.
Многоосновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Каждую ступень равновесного состояния характеризует своя константа диссоциации. Например, при диссоциации H2CO3:
1-я ступень: H2CO3 Û H+ + HCO3—; 
;
2-я ступень: HCO3- Û H+ + CO32—; 
.
Диссоциация Fe(OH)2:
1-я ступень: Fe(OH)2 Û FeOH+ + OH —, 
;
2-я ступень: FeOH + Û Fe 2+ + OH —, 
.
Амфотерные гидроксиды проявляют свойства слабых оснований и слабых кислот. Диссоциацию гидроксида Pb(OH)2 = H2PbO2 по основному типу характеризуют уравнениями
Pb(OH)2 Û PbOH + + OH —, PbOH + Û Pb 2+ + OH —;
по кислотному типу – уравнениями
H2PbO2 Û H + + HPbO2 —, HPbO2— Û H+ + PbO22 —.
|
|