Что называется кислотой согласно теории электролитической диссоциации протонной теории

Теория электролитической диссоциации. Кислоты, основания, соли в свете теории электролитической диссоциации.

Электролиты – вещества, которые при растворении подвергаются диссоциации на ионы. В результате раствор приобретает способность проводить электрический ток, т.к. в нем появляются подвижные носители электрического заряда.

Количественная оценка процесса электролитической диссоциации дается двумя величинами: степенью диссоциации α и константой диссоциации K.

Степенью диссоциации (α) электролита называется отношение числа его молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита в растворе, т. е. α = .

Степень электролитической диссоциации зависит как от природы растворенного вещества, так и от концентрации раствора, увеличиваясь с его разбавлением.

Электролиты можно разделить на две большие группы: сильные и слабые. Сильные электролиты диссоциируют практически полностью. К сильным электролитам относятся, например, H2SO4, HCl, HNO3, H3PO4, HClO3, HClO4, KOH, а также хорошо растворимые соли: NaCl, KBr, NH4NO3и др. К слабым электролитам относятся плохо растворимые соли, вода и большинство органических кислот, а также неорганические соединения: H2CO3, H2S, HCN, H2SiO3, H2SO3, HNO2, HClO, HCNO, NH4OH и др.

Константа равновесия для процесса диссоциации называется константой диссоциации (K).

; С- концентрация электролита, распадающегося на два иона.

Это уравнение выражает закон разбавления Оствальда. Если электролит слабый, и диссоциация очень мала (α KII>KIII>…, т.к. энергия, которую необходимо затратить для отрыва иона, минимальна при отрыве его от нейтральной молекулы.

В общем виде уравнение электролитической диссоциации основания имеет вид:

В общем виде уравнение электролитической диссоциации кислоты имеет вид:

В общем виде уравнение электролитической диссоциации солей имеет следующий вид:

Гидролиз солей.

Гидролиз – взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды.

Гидролиз солей – взаимодействие ионов соли с водой, в результате чего изменяется реакция среды, или из раствора выделяется какой-либо продукт, или происходит и то, и другое одновременно.

Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой частично гидролизуются и дают щелочную реакцию среды.

Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой, частично гидролизуются и дают сильную реакцию среды.

Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, в растворе существовать не могут, так как необратимо гидролизуются.

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой не могут подвергаться гидролизу, так как ионы, образующие эту соль, не могут образовывать прочные ионные связи ни с ионами H, ни с ионами OH, реакция среды остается нейтральной.

— константа гидролиза. НА – кислота, МОН – основание; МА – образованная ими соль.

Значение константы гидролиза характеризует способность данной соли подвергаться гидролизу.

Источник

ПРОТОЛИТИЧЕСКАЯ ТЕОРИЯ БРЕНСТЕДА — ЛОУРИ

Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса, кислотами называются вещества, при диссоциа­ции которых образуется ион гидроксония и анион кис­лотного остатка, а основаниями называются соединения. При диссоциации которых образуются гидроксид-ионы и катионы металла. Теория Аррениуса объясняет пове­дение и свойства электролитов в водных растворах, а также дает возможность сравнивать силу электролитов по степени электролитической диссоциации.

Однако с помощью теории Аррениуса нельзя объяс­нить изменение свойств многих веществ в неводных растворителях. В зависимости от растворителя одно и то же вещество может быть сильным и слабым электролитом, кислотой или основанием или вообще не проявлять кислотно-основных свойств.

В настоящее время существует несколько обобщенных теорий кислот и оснований. Наиболее широкое применение имеют протонная теория кислот и оснований, предложенная в 1923 г. датским ученым Бренстедом и английским ученым Лоури, и электронная теория Льюиса.

Согласно теории Бренстеда—Лоури, кислотами называют вещества, отдающие протоны, а основаниями — вещества, принимающие протоны. Протон не может существовать в растворе самостоятельно, он должен быть принят основанием, поэтому, чтобы кислота могла отдать протон, необходимо присутствие основания, к которому протон переходит. Таким образом, возникают кислотно – основные пары, которые называют сопряженными. Следовательно, каждая кислота имеет сопряженное с ней основание и каждое основание – сопряженную с ним кислоту.

Реакция отдачи Протона выражается схемой:

Реакция принятия протона выражается схемой:

Например, в уравнениях:

кислота1 основание2 основание1 кислота2

К кислотам и основаниям по теории Бренстеда – Лоури относятся не только молекулы, но и ионы. Например, ионы аммония и гидросульфат ион являются кислотами, так как они способны отщеплять протоны:

кислота основание кислота основание

Основание Кислота Кислота Основание

Во всех этих реакциях протон играет особую роль при взаимодействии кислот и оснований, поэтому, соглас­но теории Бренстеда—Лоури, кислоты и основания носят общее название протолиты, а реакции между ними называют протолитическими. К протолитическим реак­циям относят реакции нейтрализации, гидролиза, диссо­циации кислот и оснований. Например:

1) диссоциация кислот:

основание2 кислота1 кислота2 основание1

2) диссоциация оснований:

кислота1 основание2 основание1 кислота2

CH₃COONa + HOH ↔ CH₃COOH + NaOH

4) реакция нейтрализации:

HCl + NaOH ↔ NaCl + H₂O

кислота1 основание2 кислота2 основание1

Механизм этих реакций один и тот„же в реакциях происходит перемещение протона от одних молекул или ионов к другим молекулам или ионам.

Применив протонную теорию, растворители можно разделить на три группы: кислые, основные и амфотерные неводные растворители.

К кислым неводным растворителям относятся уксусная и муравьиная кислоты (а также их смеси с уксусным ангидридом, бензолом, хлороформом), серная, циановодородная. фтороводородная кислоты. Молекулы этих растворителей легко отдают протоны, поэтому в кислых растворителях сила оснований возрастает, ионизация основания резко увеличивается.

К основным неводным растворителям относятся диметилформамид. Пиридин, бутиламин и их смеси с бензолом, хлороформом, а также жидкий аммиак, этилендиамин, формамид, 1,4-диоксан, этаноламин. Основные растворители обладают ярковыраженным сродством к протону. Их акцепторные свойства поотношению к протону преобладают над донорными. Молекулы этих растворителей могут отдавать протоны лишь очень сильным основаниям.

Основные растворители увеличивают силу кислот. По уменьшению сродства к протону растворители располагают в следующем порядке: NНз, N₂Н₄, H₂O, C₂H₅OH, НСN, Н₂S, СНзСООН, НСООН, НF, Н₂SO₄, HNO₃, HClO₄.

Амфотерные растворители способны проявлять двойственный характер, т. е. они обладают основными и кислотными свойствами. К таким растворителям относятся вода, пероксид водорода, метанол, этанол и др.

Таким образом, применяя различные растворители кислотного, основного или амфотерного характера, можно изменять силу кислот и оснований. Эти приемы широ­ко используют, в методе кислотно-основного титрования в неводных растворителях. Этот метод позволяет коли­чественно определять кислоты, основания, соли, титро­вание которых в воде невозможно или затруднительно из-за их слабых кислотно-основных свойств или плохой растворимости.

Протолитическая теория является более общей по сравнению с классической теорией Аррениуса, так как она объясняет поведение кислот и оснований не только в воде, но и в неводных растворителях.

Источник

Теория кислот и оснований

В настоящее время не существует однозначного определения понятий кислоты и основания, которое в равной степени можно было бы использовать для характеристики кислотно-основных взаимодействий в любых растворителях. Для характеристики электролитов в водных растворах в настоящее время можно использовать понятия кислоты и основания, данные Аррениусом.

Согласно теории Аррениуса кислотой считается соединение, при электролитической диссоциации которого образуются катионы водорода, а основанием считается соединение, в результате диссоциации которого образуется гидроксид-ион. Амфолитом (амфотерным гидроксидом) называют электролит, диссоциирующий в растворе с образованием как катионов водорода, так и гидроксид – ионов. К амфолитам относят гидроксиды цинка, алюминия, хрома и других аммфотерных элементов, а так же аминокислоты, белки, нуклеиновые кислоты.

Ограниченность понятий кислоты и основания, данных Аррениусом, можно проиллюстрировать примерами:

2. Безводный хлорид водорода, состоящий только из молекул, реагирует с безводными основаниями.

3. Многие электролиты, содержащие водород, в одном растворителе диссоциируют как кислоты, а в другом – как основания. Например, СН₃СООН в воде – слабая кислота:

Исследования подобного типа реакций, и в особенности реакций, протекающих в неводных растворителях, привело к созданию более общих теорий кислот и оснований.

Протонная теория кислот и оснований.

В 1923 г. И. Бренстед и Т. Лоури разработали протонную теорию кислот и оснований.

Согласно этой теории:

— кислотой называют любое вещество, молекулярные частицы которого (в том числе ионы) способны отдавать протон, т.е. быть донором протонов;

— основанием называют вещество, молекулярные частицы которого (в том числе и ионы) способны присоединять протоны, т.е. быть акцептором протонов.

Такие определения кислот и оснований позволяют включать в их число не только молекулы, но и ионы. Например, карбонат-ион согласно протонной теории является основанием, т.к. в водном растворе он присоединяет протон:

Согласно протонной теории кислоты подразделяют на три типа:

1. Нейтральные кислоты, например HCl, H₂SO₄, H₃PO₄ и др.

Подобного типа классификация имеется и для оснований:

1. Нейтральные основания, например, NH₃,Н₂О, С₂Н₅ОН и др.:

Растворители типа воды, жидкого аммиака, а так же анионы многоосновных кислот, которые могут быть и донорам и акцепторами протонов, являются амфолитами.

Если сродство к протону у растворителя больше, чем у растворенного вещества, то растворитель выступает как основание (сродство к протону Н₂О больше сродства к протону HF), а если оно меньше – как кислота (сродство к протону Н₂О меньше сродства к протону NH₃).

Согласно протонной теории, отдавая протон, кислота превращается в основание, которое называют сопряженным этой кислоте:

I. (кислота)₁ = (сопряженное основание)₁ + Н + т.е. каждой кислоте соответствует сопряженное основание.

Наоборот, основание, присоединяя протон, превращается в сопряженную кислоту:

II. (основание)₂ + Н + = (сопряженная кислота)₂

Для краткости обратимый процесс кислотно-основного взаимодействия называют кислотно-основным равновесием.

Например:

Несмотря на свои достоинства теория Бренстеда, как и теория Аррениуса, не применима к веществам, проявляющим функцию кислоты веществ, не содержащих водорода, например галогенидам бора, алюминия, кремния и олова. Поэтому более общей является теория кислот и оснований Льюиса.

Теория Льюиса (электронная теория).

В теории Льюиса за основу взято наиболее общее свойство кислот и оснований – их электронное строение.

Согласно этой теории:

По Льюису отличительной способностью кислот и оснований является их взаимная нейтрализация путем образования ковалентной связи:

В приведенных примерах в качестве кислоты выступают молекулы трихлорида брома и оксида серы (VI), а в качестве оснований – молекулы аммиака и воды.

Таким образом, теория Льюиса рассматривает разные химические процессы как однотипные: реакцию аминов с галогенидом бора, комплексообразование.

К кислотам Льюиса относят галогениды бора, алюминия, кремния, олова и других элементов.

Рассмотренные теории кислот и оснований не противоречат, а дополняют друг друга и имеют глубокую внутреннюю связь. Так, кислоты, по Бренстеду, можно рассматривать как частный случай льюисовских кислот, поскольку протон характеризуется большим сродством к электронной паре и может рассматриваться, по Люйсу, как кислота.

Источник

Содержание:

Электролитическая диссоциация:

По электрической проводимости вещества делятся на две группы.

Вещества, водные растворы и расплавы которых проводят электрический ток, называются электролитами.

Вещества, водные растворы и расплавы которых не проводят электрический ток, называются неэлектролитами. Нерастворимые в воде неорганические вещества (H₂SiO₃, SiO₂, AgCl, CaSO₄ и др.), чистая вода, большинство органических веществ неэлектролиты.

Процесс распада электролитов на ионы при растворении их в воде или расплавлении называется электролитической диссоциацией.

Основные теоретические положения электролитической диссоциации дал в 1887 году шведский ученый Сванте Аррениус. Современная теория электролитической диссоциации состоит из трех основных положений:

1) Электролиты в растворе и в расплаве распадаются (диссоциируют) на ионы, обладающие положительным или отрицательным зарядом
HNO₃ H + + NO₃ Na₂SO₄ 2Na + + SO

Ионы в растворе находятся в беспорядочном движении в разных направлениях.

Ионы и нейтральные атомы отличаются друг от друга как по строению, так и по свойствам. Например:

Несмотря на все это, С.Аррениус не смог полностью раскрыть сущность процесса электролитической диссоциации. Он не учитывал роль молекул растворителя и полагал, что в водном растворе находятся свободные ионы. При диссоциации электролитов в растворе образуются положительно и отрицательно заряженные частицы, состоящие из одного или нескольких атомов.

Диссоциация водного раствора хлорида натрия

Наряду с веществами, кристаллическая решетка которых имеет ионное строение, молекулы с полярной ковалентной связью также в воде распадаются на ионы. При растворении в воде хлорида водорода (хлороводорода) с полярно-ковалентной связью под действием полярных молекул воды связь между атомами разрывается. Молекула хлорида водорода распадается на два гидратированных иона. Электронная пара переходит к атому хлора, в результате полярная ковалентная связь превращается в ионную связь.

Диссоциация молекулы хлороводорода

Процесс диссоциации характеризуется степенью диссоциации.
Отношение числа диссоциированных молекул к общему числу молекул, находящихся в растворе, называется степенью диссоциации и обозначается знаком а (альфа).

Здесь а показывает степень диссоциации,n число диссоциированных молекул, N— общее число растворенных молекул.

Величина а принимает значения между 0÷1, при выражении в процентах между 0÷100%.

Если α=0, значит, диссоциация не произошла.
Если α=1 или а= 100%, значит, электролит полностью диссоциировал на ионы.

Величина n может принимать разные значения от 0 до N.

По значению степени диссоциации электролиты делят на три группы.

Сильные Электролиты	Электролиты средней силы	Слабые электролиты
a ≥ 30%	a=3 ÷ 30% (или 0,03 ÷ 0,3)	a3% (или a0,03)
Щелочи: LiOH, NaOH, КОН, RbOH, Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2 Растворимые в воде соли, сильные кислоты	Mg(OH)2, H3PO4, H2C2O4 (щавелевая кислота)	NH4OH, H2CO3, H2S, HCN, H2O, CH3COOH и другие органические кислоты

Электролиты, которые при растворении в воде или расплаве полностью диссоциируются на ионы, называются сильными электролитами.

Электролиты, которые при растворении в воде или расплавлении частично диссоциируются на ионы, называются слабыми электролитами.

Факторы, влияющие на степень диссоциации

Значение степени диссоциации зависит от ряда факторов.

Природа электролита (характер связи в молекуле электролита). Слабые и средней силы электролиты диссоциируют в растворе частично, а сильные электролиты полностью.

Природа растворителя

Диэлектрическая постоянная показывает, во сколько раз сила взаимодействия между двумя электрическими зарядами, находящимися в определенной среде, меньше по отношению к вакууму. Поскольку диэлектрическая постоянная воды (проникающая способность) при 20 o C высокая, способность ионизации также сравнительно высокая. Численное значение ее диэлектрической постоянной (81) показывает, что сила взаимодействия между ионами в растворе с водной средой в 81 раз слабее по сравнению с их силой взаимодействия в кристалле. Если в растворе, приготовленном с одинаковой концентрацией, в качестве среды берется вода, то степень диссоциации бывает сравнительно больше по отношению к растворителям.

Концентрация раствора электролита. При уменьшении концентрации раствора (т.е. разбавлении раствора), вероятность встречи ионов уменьшается и равновесие смещается в сторону ионизации (степень диссоциации повышается). При уменьшении числа столкновений между ионами в разбавленных растворах в заметной степени снижается и скорость образования молекул. Это, в свою очередь, способствует смещению равновесия в сторону диссоциации и повышению степени диссоциации. Значит, степень диссоциации находится в обратной зависимости от концентрации электролита.

Влияние температуры

В процессе диссоциации электролитов в небольшом количестве поглощается или выделяется тепло. Обычно нагревание раствора на IoC усиливает процесс диссоциации большинства электролитов на 0,05%. При повышении температуры усиливается и электрическая проводимость электролита. Однако это связано как с понижением степени гидратации ионов и вязкости среды, так и с повышением скорости движения ионов. В этом отношении вода занимает особое место. Диссоциация воды эндотермический процесс, который протекает с затратой 57,3 кДж теплоты. Вот почему с повышением температуры повышается и степень диссоциации воды. При нагревании раствора сильных электролитов степень диссоциации понижается, а при нагревании слабых электролитов степень диссоциации повышается.

Влияние концентрации ионов. Повышением или понижением концентрации ионов, образованных в результате диссоциации, можно сместить равновесие. Например, NH₄OH диссоциирует на ионы в воде по следующему
уравнению:
NH₄OHNН + ОН

При добавлении в раствор немного NH₄CI концентрация иона NH повышается и равновесие смещается влево (в сторону исходных веществ). Такое смещение равновесия подчинено принципу Ле-Шагелье. При устранении из системы равновесия одного из ионов, образовавшихся в растворе, степень диссоциации повышается. Следовательно, при добавлении в раствор слабого электролита, содержащего в составе одноименные ионы, степень диссоциации должна понижаться.

Постоянная диссоциации (Кд). Поскольку значение степени диссоциации зависит от концентрации электролита использование для характеристики диссоциации электролита не подходит. В этих целях используется постоянная диссоциации (Кд). Значение постоянной диссоциации, в отличие от , не зависит от концентрации раствора.

Постоянная диссоциации равна отношению произведения концентраций ионов на концентрацию молекул, не разложившихся на ионы.

Например, формула вычисления постоянной диссоциации для уксусной кислоты следующая:

Поскольку Кд не зависит от концентрации, это постоянная величина. Значение Кд зависит от природы /электролита и растворителя и температуры. Чем больше значение K_a, тем больше диссоциирует электролит.

Электрическая проводимость бывает более высокой в том из растворов с одинаковым мольным количеством растворенных в них различных электролитов, в котором образуется наибольшее количество ионов. В ряду NaCl, FeCl₂, AlCl₃ в
водном растворе каждого из них электрическая проводимость повышается.

Диссоциация кислот, оснований и солей

Все растворимые кислоты в водных растворах диссоциируют на ионы водорода и кислотных остатков. C точки зрения теории электролитической диссоциации кислотам можно дать такое определение:
Кислоты это сложные вещества, при диссоциации которых в водных растворах в качестве катионов образуются только ионы водорода.

Диссоциация кислот

Свойства кислот (кислый вкус, воздействие на индикаторы и т.д.) связаны с наличием в растворе гидратированных ионов водорода (Н₃О + ). Следовательно, общим для кислот является ион водорода H+ (или Н₃О + ). Отсюда становится ясно, что цвет индикатора меняет ион H+ (или Н₃О + ).

Одноосновные кислоты диссоциируют одноступенчато, двухосновные кислоты двуступенчато, а трехосновные кислоты (Н₃РО₄) грехступенчаго. Диссоциация двух- и трехосновных кислот в основном происходит в первой стадии (ступени). При ступенчатой диссоциации каждая последующая ступень протекает более слабо (т.е. при ступенчатой диссоциации процесс диссоциации протекает все медленнее). Основность кислот определяется количеством катионов водорода, образованных в процессе полной диссоциации.

HCl H + + H Cl
HPO₃ H + + PO
H₃PO₂ H + + H₂PO
CH₃COOHH + + CH₃COO

Диссоциация одноосновных кислот	Диссоциация двухосновных кислот	Диссоциация трехосновных кислот
I. H2SO4 H + + H HSO II. HSO4H + + SO	I. H3PO4H + +H2PO II. H2PO4 H + +HPO III.HPO H+HPO
I. H3PO3 H + + H2PO II. H2POH + + HPО

Знак обратимости в процессе диссоциации указывает, что образовавшиеся ионы могут соединяться и образовывать исходные вещества и одновременно исходные ионы второй (или третьей) ступени. Если скорость распада на ионы больше, чем скорость образования исходных ионов, процесс диссоциации смещается вправо, если меньше то влево.

Диссоциация оснований

Электролиты, при диссоциации которых в качестве анионов образуются только гидроксоионы, называются основаниями.

Растворимые в воде основания называют щелочами. Как известно, кислотность оснований определяется количеством гидроксильных ионов (ОН ) в их молекуле. Количество гидроксильных групп показывает кислотность основания. Однокислотные щелочи диссоциируют одноступенчато, двукислотные щелочи двуступенчаго. Цвет индикагора также меняется под действием гидроксильного иона (ОН ).

Диссоциация однокислотных щелочей	Диссоциация двукислотных щелочей
NaOH Na + + ОН KOH K + + ОН NH4OHNH + ОН	I. Ca(OH)2CaOH + + ОН II. CaOH + Ca 2+ + ОН

2OH + Zn 2+ Zn(OH)₂ Zn(OH) + 2H +

Диссоциация солей

Вещества, образующие в процессе диссоциации катион металла (или аммония) и анион кислотного остатка, называются солями.

В зависимости от вида, соли диссоциируют по-разному. Нормальные, двойные и смешанные соли диссоциируют одноступенчато.

Кислые соли диссоциируют ступенчато. Гидросоли диссоциируют двуступенчато, а дигидросоли трехступенчаго. Процесс диссоциации постепенно, поступенчато, слабеет.

Диссоциация гидросолей	Диссоциация дигидросолей
I. NaHSO4 Na + + HSO II. HSO H + + SO	I. KH2PO4 K + + H2PO II. H2PO H + + PO III. HPO H + + PO

Основные соли также диссоциируют ступенчато: гидроксосоли диссоциируют двуступенчато, дигидроксосоли трехступенчато.

Реакции ионного обмена

Реакции обмена, протекающие между водными растворами электролитов, в прошлых разделах мы показывали молекулярными уравнениями. В действительности же, в этих реакциях участвуют не молекулы электролитов, а их диссоциированные ионы.

Взаимодействие водных растворов электролитов называют ионными реакциями, а уравнения таких реакций ионными уравнениями. Уравнение, полученное при сокращении ионов, не участвующих в реакции, называется сокращенным ионным уравнением.

Чтобы понять условия протекания реакций ионного обмена, нужно знать их важнейшие свойства.

Свойства ионов

Вам уже известно, что ионы отличаются от атомов строением и свойствами. Некоторые ионы бесцветны, а другие имеют определенный цвет. Для каждого из них характерны специфические химические свойства.

При составлении ионных уравнений соблюдаются следующие правила:

молекулярное уравнение

полное ионное уравнение

сокращенное ионное уравнение

Если при реакциях заряды ионов не меняются, такие реакции называются реакциями ионного обмена.
Реакции ионного обмена протекают до конца в трех случаях:
Если образуется осадок.
BaCI₂ + Na₂SO₄ = BaSO₄↓ + 2NaCI

Ba 2+ +2CI + 2Na + +SO = BaSO₄↓ + 2Na + + 2CI
Ba 2+ +SO =BaSO↓

Если получается слабодиссоциирующее вещество (например: вода)

H + +CI +Na + +OH = Na + + Cl + H₂O
H + +ОН =H₂O

Если получается газообразное вещество.

2H + +2CI + 2Na + +S 2 = H2S↑ + 2Na + + 2CI
2H + +S 2 =H₂S↑

Полное ионное уравнение и сокращенное ионное уравнение реакций, протекающих с участием или с образованием двух и более неэлектролитов, бывают одинаковыми.

Реакции ионного обмена используются для определения того или иного вещества или иона.

Обменные реакции в растворах электролитов протекают только тогда, когда хотя бы одно из образованных в результате этих реакций веществ является малодиссоциирующим, или нерастворимым (осадком), или же находится в газообразном состоянии.

Сумма коэффициентов сокращенного ионного уравнения реакций, протекающих с образованием лишь одного неэлектролита (осадка или мало диссоциирующего вещества) всегда на 1 единицу бывает больше суммы ионов, образующих этот неэлектролит.

Растворы ионов, вступающих друг с другом в реакцию с выпадением осадка, вы делением газообразного вещества, образованием воды и мало диссоциирующего вещества, невозможно держать в одном сосуде.

Если ионы в растворе не образуют вещества, которые мало диссоциируют между собой, трудно растворяются и выделяются в виде газа, то между их растворами реакция не протекает до конца и растворы таких ионов можно держать в одном сосуде.

Следовательно, если при взаимодействии электролитов между собой не выпадает осадок, не выделяется газ и не образуются вода и органическое вещество, то такие реакции не протекают до конца. Примеры не протекающих в растворе реакций:

Электролиз

Электролиз это окислительно-восстановительные реакции, протекающие на электродах, если через раствор или расплав электролита пропускают постоянный электрический ток. В результате электролиза электрическая энергия превращается в химическую энергию. При пропускании через электролитический раствор или расплав постоянного электрического тока хаотическое движение ионов урегулируется, катионы (положительно заряженные ионы) движутся в сторону катода, а анионы (отрицательно заряженные ионы) в сторону анода и, теряя заряды, превращаются в нейтральные атомы или молекулы. В результате на катоде протекает процесс восстановления, а на аноде процесс окисления. В процессе электролиза между участками катода и анода существуют перегородки.

Электролизная ванна

Электролиз расплавов электролитов. Если через расплавы электролитов пропустить постоянный электрический ток, то происходит электролиз. При электролизе расплавов на катоде всегда восстанавливается катион, а на аноде окисляется анион. При электролизе расплавов любых солей, кроме солей аммония, на катоде всегда образуется металл. Рассмотрим процесс электролиза расплавленного хлорида натрия NaCl и гидроксида натрия (NaOH).

Электролиз расплава хлорида натрия

На катоде: Na + + е → Na° восстановление
На аноде: Cl е → Cl° окисление
2Na + +2Cl 2Na+Cl₂
2NaCl 2Na + Cl₂

Электролиз расплава гидроксида натрия

Электролиз расплавов солей кислородсодержащих кислот в школьном курсе не изучается.

Электролиз водных растворов электролитов

При электролизе растворов электролитов характер происходящих на электродах электрохимических процессов зависит от природы иона, растворителя, концентрации электролита, материала, из которого изготовлен электрод, температуры, напряжения тока и других факторов. Для того, чтобы заранее определить на основе формулы солей, какие вещества будут образованы на электродах при электролизе водных растворов солей, следует знать следующие правила.

1. При электролизе растворов солей металлов, расположенных в электрохимическом ряду напряжения металлов начиная слития, включая алюминий (Li, К., Ca, Na, Mg, Al), на катоде молекулы воды восстанавливаются с выделением водорода.
На катоде: 2H₂O + 2e → H₂↑ +2ОН

2. При электролизе же растворов солей бескислородных кислот (НО, HBr, HI, H₂S) этих металлов кислотный остаток на аноде окисляется с получением многоатомного простого вещества, и в растворе образуется основание, т.е. масса соли уменьшается.

При электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот этих металлов (Li, Na, К, Ca, Ba, Mg, Al) вода на аноде окисляется с выделением кислорода (О₂), на катоде вода восстанавливается с выделением водорода. Масса соли не изменяется. Поскольку при электролизе растворов этих солей соль не разлагается, концентрация раствора повышается.

Na₂SO₄ +2H₂O2H₂↑ + O₂↑ + Na₂SO₄

При электролизе водных растворов щелочей LiOH, NaOH, KOH, Ca(OH)₂, Sr(OH)₂, Ba(OH)₂ происходит такой же процесс. Т.е. на катоде вода восстанавливается а на аноде вода окисляется.

NaOH + 2H₂O 2H₂↑ + O₂↑+ NaOH

3. При электролизе растворов солей металлов, расположенных в ряду напряжения металлов между алюминием и водородом (Mn, Zn1 Cr, Fe, Ni,Sn, Pb), на катоде ионы металла вместе с молекулами воды восстанавливаются с выделением металла и водорода. На аноде вода окисляется, выделяется кислород. (Электролиз растворов бескислородных солей этих металлов в школьном курсе не изучается).

На катоде:	2H2O + 2ё → H2 ↑ +2OН
На аноде:	2H2O 4ё → О2 ↑ + 4Н +
Общее уравнение	NiSO4 + 2H2O Ni + H2 ↑ + O2 ↑ + H2SO4

4. При электролизе растворов солей металлов, расположенных в электрохимическом ряду напряжения металлов после водорода (Cu, Hg1 Ag, Pt, Au), на катоде восстанавливаются только ионы металла с получением металла. Из этих металлов при электролизе растворов солей бескислородных кислот меди Cu на аноде кислотный остаток окисляется, получается соответствующее простое вещество. Масса воды не меняется. Следовательно, при электролизе как расплавов, так и растворов CuCh, CuBr2, CuI₂, на электродах всегда получается один и тот же продукт (на катоде металл, на аноде галоген).

5. При электролизе растворов солей кислородсодержащих кислот этих металлов (например, Cu(NO₂)₂, CuSO₄, AgNО₃, Hg(NO₃)₂) вода на аноде окисляется с выделением кислорода (O₂), в растворе образуется кислота. Значит, при элекгролизе растворов солей этих металлов соль всегда подвергается разложению, концентрация соли уменьшается.

Электролиз водного раствора CuSO₄

2CuSO₄ + 2H₂O 2Cu + O₂ ↑+2H₂SO₄
4AgNO₃ + 2H₂O4Ag + O2 ↑ + 4HNO₃

При электролизе как расплавов, так и растворов солей бескислородных кислот (НС1, HBr, HI, H₂S) на аноде кислотные остатки, окисляясь, превращаются в соответствующие простые вещества. Последовательность окисления кислогных остатков на аноде представлена в следующем виде:

При проведении электролиза раствора смеси нескольких солей, в первую очередь, на аноде выделится S, при отсутствии этого элемента l₂, при его отсутствии Вr₂, при его отсутствии С1₂, при его отсутствии О₂.

При электролизе растворов солей HF (MeF_a) на аноде ионы F не окисляются, окислению подвергаются молекулы воды. Значит, процесс окисления 2F 2e → F₂ в водном растворе не происходит. Процесс окисления возможен лишь при электролизе расплава.

При электролизе водных растворов солей кислородсодержащих кислот (HNO₃, H₂SO₄, H₃PO₄, Н₂СО₃ и др.) на аноде окисляется не кислотный остаток, а вода с выделением кислорода (O₂).

При электролизе растворов смеси солей различных металлов первоочередная последовательность восстановления металлов на катоде следующая:

Факторы, влияющие на процесс электролиза. Процесс электролиза связан с электропроводной способностью растворов. Способность растворов к электрической проводимости зависит, в первую очередь, от концентрации ионов. Чем больше концентрация ионов, тем сильнее электропроводность раствора. Например, среди растворов солей KCl, Ba(NO₃)₂, А1С1₃ с концентрацией в 1 моль/л (т.е. 1 М) каждой из них (при одинаковой а) наибольшая электрическая проводимость будет у А1С1₃. Это обусловлено тем, что раствор этой соли обладает как наибольшим количеством ионов, так и более высокой концентрацией.

Применение электролиза. Электролиз применяется при получении активных металлов (Na, К, Ca, Mg, Al), меди (Сu), некоторых неметаллов (Cl₂, F₂) и щелочей (NaOH, КОН). Электролизом также пользуются для покрытия поверхности металлических предметов никелем, хромом, цинком, оловом, золотом и другими стойкими против коррозии металлами.

Гидролиз

Несмотря на отсутствие ионов H + и ОН в составе нормальных солей, их водные растворы показывают щелочную, кислую или нейтральную реакцию. Эта особенность водных растворов солей объясняется гидролизом hidro вода, Iizis разложение).

Реакции, протекающие с образованием слабых электролитов в результате взаимодействия ионов соли и молекул воды, называются гидролизом солей. Другими словами, гидролизом называют разложение солей под воздействием воды.

В зависимости от природы солей, они подвергаются или не подвергаются гидролизу. Если хотя бы одна из кислот или оснований, образующих соль, будет слабой, то такая соль подвергается гидролизу. Нерастворимые в воде соли гидролизу не подвергаются.

Так как гидролиз является обратимым процессом, в системе образуется динамическое равновесие. Гидролиз солей, образованных из многоосновных кислот или многокислотных оснований, протекает ступенчато. Гидролизные реакции записываются как в виде молекулярного, так и в виде ионного уравнений.

Для составления краткого ионного уравнения гидролиза следует:

По наличию или отсутствию процесса гидролиза соли подразделяются на четыре группы:

При гидролизе реакция среды определяется природой соответствующих кислоты и основания, образующих соль, иными словами, соотношением концентраций ионов H + и ОН.
При N(H + ) N(ОH ) среда бывает нейтральной; при N(H + )N(OH ) среда кислая; при N (H + ) N(ОН ) среда щелочная.

Рассмотрим отдельно гидролиз группы солей, указанных выше.

2. Соли, образованные сильными кислотами и слабыми основаниями (Me_x(SO₄)_y; MeX_n);

X Cl, Br, I, Me Be, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Mn, NH₄, Cu

Me(NO₃)_n Me Be, Mg, Al, Zn, Cr, Fe, Mn, NH4, Cu, Hg, Ag подвергаются гидролизу. При гидролизе таких солей катион подвергается гидролизу (гидролиз по катиону), среда реакции бывает кислой, лакмус окрашивается в красный цвет. Если валентность катиона больше валентности аниона, на 1-ой ступени гидролиза всегда образуется основная соль. При полном гидролизе таких солей число ступеней гидролиза бывает равным числу кислотных остатков. Гидролиз солей в основном протекает на 1-ой ступени, очередные ступени бывают слабее.

Определим ступени гидролиза Al(NO₃)₃.

I. Al(NO₃)₃ + H₂O Al(OH)(NC)₃ )₂ + HNO₃ молекулярное уравнение
Al 3+ + 3NO+ H₂O(AlOH) 2+ + 2NO 3 + H + +NO 3 полное ионное уравнение
AP + + H₂O(AlOH) 2+ + H + краткое ионное уравнение

II. Al(OH)(NO₃)₂ + H₂O Al(OH) 2 NO₃ + HNO₃
(AlOH) 2+ + 2NO + H₂O (A1(OH )₂) + + N0+ H + + NO₃
(AlOH) 2+ + H₂O (A1(OH )₂) + + H +

III. Al(OH)₂NO₃ + H₂O A1(OH )₃ ↓ + HNO₃
(Al(OH)₂) + + NO₃ + H₂O A1(OH )₃↓ + H + + NO
A1(OH)₂) + + H₂O A1(OH )3↓ + H +

Таким образом, гидролиз солей, образованных много кислотными основаниями, протекает ступенчато. Так как в результате скопления ионов H + равновесие смещается влево, II и III ступени протекают очень слабо.

Из этого примера можно сделать такой вывод, что при гидролизе солей, образованных слабыми основаниями и сильными кислотами, гидролиз обуславливается каnионом (вот почему гидролиз таких солей называют гидролизом по катиону), среда реакции бывает кислой, лакмус окрашивается в красный цвет.

Если валентность металла и кислотного остатка равна двум, то на первой ступени гидролиза таких солей получается основная соль, число ступеней гидролиза равно валентности кислотного остатка.

I ступень. 2CuSO₄ + 2H₂O (CuOH)₂SO₄ + H₂SO₄
II ступень. (CuOH)₂SO₄ + 2H₂O 2Cu(OH)₂ + H₂SO₄

3. Соли, образованные сильными основаниями и слабыми кислотами (Na₃PO₃, K₃PO₄, HCOONa, HCOOK, CH₃COOK, Na₂CO₃, K₂CO₃, Na₂S, K₂S, Na₂SiO₃, K₂SiO₃ и др.), подвергаются гидролизу, при этом среда показывает щелочную реакцию, лакмус окрашивается в синий цвет. Если валентность катиона меньше валентности аниона, то гидролиз соли протекает ступенчато (гидролиз в основном протекает на 1-ой ступени). Если валентность металла меньше валентности кислотного остатка, на 1-ой ступени гидролиза всегда получается кислая соль, число гидролизных ступеней бывает равным валентности кислотного остатка.

C увеличением концентрации скопившихся ионов ОН равновесие смещается влево. Поэтому гидролиз протекает только на 1-ой ступени.

4. Соли, образованные слабыми основаниями и слабыми кислотами ((NH₄)₂S, (NH₄)₂CO₃, HCOONH₄, CH3COONH₄, Al₂S₃, Cr₂S₃), легче подвергаются гидролизу, среда реакции в основном нейтральная, цвет лакмуса (фиолетовый) не меняется. Так как при гидролизе этого типа солей гидролиз обуславливается как катионом, так и анионом, вид гидролиза определяется как по катиону, так и по аниону. Иногда при гидролизе такого типа солей реакция среды зависит от величины константы диссоциации кислоты и основания, полученных в результате диссоциации.

Так как гидролиз является обратимым процессом, то если исключить полученные продукты из среды реакции, т.е. при образовании нерастворимых в воде основания и кислоты, гидролиз протекает до конца.

Al₂S₃+ 6H₂O 2A1(OH)₃ ↓ + 3H₂S ↑
Cr₂S₃ +6H₂O 2Cr(OH)3 ↓ +3H₂S ↑

Факторы, влияющие на гидролиз

Влияние температуры:

Усиление гидролиза при нагревании раствора нормальной соли объясняется возрастанием диссоциации воды, являющейся эндотермическим процессом.

Наоборот, при охлаждении раствора соли гидролиз ослабевает.

Влияние концентрации раствора:

При увеличении концентрации раствора соли (т.е. при добавлении одной и той же соли) гидролиз ослабевает.

Значит, для усиления гидролиза нормальной соли одновременно следует уменьшить концентрацию раствора (путем добавления воды) и увеличить температуру. Эти последовательности выражены посредством представленных графиков.

Для ослабления или предотвращения гидролиза следует добавить в раствор вещество или же той же соли, создающих среду. Если при гидролизе соли среда кислая, то при добавлении в раствор кислоты, создающей эту среду, гидролиз ослабевает. Точно так же, если среда основная, то добавлением в раствор этой же щелочи можно ослабить гидролиз. Например, для ослабления гидролиза Na₂CO₃ в раствор следует добавить создающую среду NaOH, при гидролизе AI₂(SO₄)₃ добавить создающую среду H₂SO₄ или соответствующую соль.

Растворы солей, подвергающихся гидролизу, нельзя хранить в посуде, изготовленной из амфотерных металлов (Be, Zn и Al). Потому что, независимо от того, кислая это или щелочная среда, эти металлы (Be, Zn, Al), будучи амфотерными, вступят в реакцию с веществом, создающим среду.

Водный раствор любой соли нельзя хранить в посуде, изготовленной из металла, более активного по сравнению с ее катионом. Потому что металл, из которого изготовлена посуда, вытеснит катион соли.

В ряду электрохимической напряженности металлов начиная с Mg, каждый металл вытесняет следующие после него металлы из водного раствора их солей. Щелочные (Li, Na, К) и щелочноземельные металлы (Ca, Sr, Ba) не вытесняют ни один металл из водного раствора их солей, так как они, в первую очередь, вступая в реакцию с водой, выделяют Н₂.

Степень гидролиза. Для количественной характеристики гидролиза солей используют понятие степень гидролиза (α_г).

Степень гидролиза (α_г) равна отношению числа подвергнутых гидролизу молекул (n_г) к их исходному числу (N_г), то есть:
или

По мере повышения температуры степень гидролиза возрастает. Причиной этого является усиление диссоциации воды под действием температуры. Если в кислую среду, образованную в результате гидролиза, добавить кислоту, а в основную среду добавить щелочь, степень гидролиза уменьшится.

Гидратная теория

Представления о процессе электролитической диссоциации в дальнейшем были развиты в трудах русских ученых Ивана Алексеевича Каблукова и Владимира Александровича Кистяковского. Чтобы понять сущность представлений этих ученых, хотя бы вкратце рассмотрим явления, которые происходят при растворении веществ в воде.

При растворении в воде твердого гидроксида калия KOH или концентрированной серной кислоты H₂SO₄ происходит явление сильного разогревания. Необходимо осторожно растворять серную кислоту, так как из-за повышения температуры часть воды испаряется и под давлением пара может выбросить кислоту из сосуда. Чтобы этого избежать, серную кислоту тонкой струей наливают в воду (но не наоборот) при постоянном помешивании.

Если растворять аммонийную селитру (нитрат аммония) (NH₄NO₃) в тонкостенном стакане, поставленном на мокрую дощечку, то наблюдается столь сильное охлаждение, что стакан даже примерзает к ней. Почему при растворении веществ в воде в одних случаях наблюдается процесс разогревания, а в других охлаждения? При растворении твердых веществ происходит явление разрушения их кристаллических решеток и распределения образующихся частиц между молекулами растворителя. При этом необходимая энергия поглощается извне. Значит, разрушение кристаллических решеток твердых веществ (солей, щелочей) при их растворении в воде эндотермический процесс. Почему же при растворении некоторых веществ раствор разогревается?

Как вам известно, выделение теплоты это один из признаков химической реакции. Следовательно, при растворении происходит и химическая реакция. Например, молекулы серной кислоты реагируют с молекулами воды и образуются соединения состава H₂SO₄ ∙ Н₂О (моногидрат серной кислоты) и H₂SO₄∙ 2Н₂О (дигидрат серной кислоты). Иными словами, молекула серной кислоты присоединяет одну или две молекулы воды. Взаимодействие молекул серной кислоты с молекулами воды относится к реакциям гидратации, а вещества, которые при этом образуются, называются гидратами. Процесс же гидратации является экзотермическим.

При выпаривании раствора вещество (щелочи, соли) обычно выделяется в виде кристаллов, содержащих химически связанную воду. Например, если к сульфату меди (II) (порошок белого цвета) прилить воду, то происходит процесс разогревания и получается раствор голубого цвета. При выпаривании воды выделяется кристаллическое вещество голубого цвета медный купорос, имеющий состав CuSO₄∙ 5Н₂О.

При прокаливании медного купороса (кристаллогидрат сульфата меди(II) происходит выделение (дегидратация) воды.

Кристаллические вещества, в состав которых входит химически связанная вода, называются кристаллогидратами, а воду, входящую в состав кристаллов, называют кристаллизационной водой.

При изучении процессов гидратации нужно выяснить вопрос: с какими частицами вода вступает в реакцию?

НNO₃+nН₂O H₃O + + NO∙(n-1)H₂O

В краткой форме H + + H₂O → H₃O +

Растворение галогеноводородов, щелочей, концентрированных HNO₃ и H₂SO₄ является экзотермическим, а растворение большинства солей эндотермическим процессом.
В водном растворе всех неорганических кислот, кроме H2SiO3, всегда присутствует ион гидроксония.

Поскольку в большинстве случаев число молекул воды, присоединенных в растворе к иону, неизвестно, уравнения процессов электролитической диссоциации в краткой форме можно записать так:
NaOHNa + + ОН

NaCl Na + + Cl

Na₃PO₄ 3Na + + PO

HNO₃ H + + NO

H₂SO₄ H + + HSO

HSO₄ H + + SO

Теория электролитической диссоциаци

Электролиты и неэлектролиты:

Проводит ли раствор поваренной соли электрический ток? А раствор сахара?

Вы хорошо знаете, что металлы обладают свойством проводить электрический ток. Проводят ли электрический ток другие вещества? Об этом мы узнаем из следующего опыта.

Соберем прибор, показанный на рис. 14, поместим его электроды в поваренную соль и подключим к сети постоянного электрического тока. Лампочка не загорается.

При опускании электродов в дистиллированную воду лампочка также не загорается. Следовательно, твердая поваренная соль и дистиллированная вода не пропускают электрический ток.

Теперь опустим электроды в водный раствор поваренной соли. Лампочка загорается. Следовательно, водный раствор поваренной соли проводит электрический ток.

Таким способом можно проверить электрическую проводимость любого вещества.

В зависимости от проводимости или непроводимости электрического тока все вещества подразделяются на две группы: электролиты и неэлектролиты.

Электролиты проводят электрический ток только в растворенном в воде или расплавленном состоянии. В кристаллическом состоянии они плохо проводят или вообще не проводят электрический ток.

Элементы знаний, умений и навыков: электролиты, неэлектролиты, умение определять электропроводимость различных веществ.

Почему электролиты проводят электрический ток только в водном растворе или в расплаве

Почему водные растворы или расплавы электролитов проводят электрический ток, а водные растворы неэлектролитов не пропускают его?

На этот вопрос дал ответ в 1887 г. шведский ученый С. Аррениус, создавший теорию электролитической диссоциации. За научные исследования в области электролитов С. Аррениус в 1903 г. был удостоен Нобелевской премии.

Согласно этой теории, все электролиты — соли, кислоты, а также щелочи — при растворении в воде или в расплаве разделяются на ионы. Например:

Ионы — это положительно заряженные (катионы) или отрицательно заряженные (анионы) частицы. Частицы могут быть представлены также одним или группой из нескольких атомов. Однако атомы и ионы резко отличаются друг от друга. Так, натрий, обладая едким свойством, является сильным восстановителем, хлор, будучи сильным ядом, является окислителем. А поваренная соль, состоящая из ионов натрия и хлора, вам хорошо известна (табл. 18).
Таблица 18

Электронное строение атомов и ионов натрия и хлора

Атом натрия	Ион натрия
Атом хлора	Ион хлора

Распад на ионы соединений с ионной связью при образовании водных растворов называется диссоциацией. Этот процесс можно объяснить следующим образом. Вы уже знаете, что поваренная соль в твердом состоянии не пропускает электрический ток. При растворении в воде она разделяется на ионы, так как:

Таким образом, при растворении в воде кристаллы поваренной соли под воздействием поляризованных молекул воды образуют гидра-тированные ионы.

Атомы водорода и металлов превращаются в катионы, отдавая электроны, а атомы аммиака — присоединяя протоны за счет электронной пары, не участвующей в образований химической связи ().

Кислотные остатки и гидроксильные группы являются анионами. В электрическом поле движение ионов происходит следующим образом (см. рис. 18).

Положительно заряженные ионы притягиваются катодом. Поэтому их называют катионами.

Отрицательно заряженные ионы притягиваются анодом, поэтому их называют анионами.

Соли и щелочи при плавлении также делятся на ионы за счет усиления колебательных движений частиц, приводящих к ослаблению связей между ними.

Кислоты представляют собой сильно поляризованные молекулы и при растворении в воде тоже распадаются на ионы, но этот процесс происходит у них иначе, чем у солей и щелочей:

При растворении хлорида водорода в воде атом водорода отдает электрон и переходит в молекулу воды. В результате образуется ион хлора с одним лишним электроном и ион Н30+ (гидроксония) с одним присоединенным протоном (ядро атома водорода). Следовательно, при растворении в воде НС1, и других кислот образуется ион (гидроксоний). Ион гидроксония образует ионы воды и водорода:

Изучая донорно-акцепторную связь, вы узнали, что — вещество, образованное посредством донорно-акцепторной связи.

Уравнение диссоциации кислот обычно записывают в более кратком виде.

Элементы знаний, умений и навыков: элекролитическая диссоциация, теория электролитической диссоциации, катионы, анионы, ионы, ионная кристаллическая решетка, гидроксоний.

Диссоциация кислот, щелочей и солей

При диссоциации каких веществ образуются только ионы водорода?

Кислоты

Все кислоты, растворимые в воде, диссоциируют. При их диссоциации образуются ионы водорода и кислотный остаток:

Диссоциация многоосновных кислот протекает в несколько этапов:

Общие свойства кислот — кислый вкус, изменение цвета индикатора, способность вступать в реакцию с основаниями, основными оксидами и солями — объясняются образованием ионов водорода при их диссоциации. Исходя из этого можно дать следующее определение кислотам.

— Кислотами называются сложные вещества, при диссоциации которых в качестве катиона образуются только ионы водорода.

Основания

При диссоциации всех водорастворимых оснований выделяются катионы металла (ион гидроксида аммония ) и анионы гидроксида ():

Все свойства, присущие водорастворимым основаниям — изменение цвета индикатора, способность вступать в реакцию с кислотами, кислотными оксидами и солями,— зависят от ионов , образующихся при их диссоциации.

— Основаниями называются сложные вещества, при диссоциации которых в качестве аниона образуются только ионы гидроксида ().

Соли

При диссоциации солей образуются катионы металла (в аммониевых солях катион ) и анионы кислотного остатка:

Кислые соли диссоциируют, помимо ионов металла, на ионы водорода:

При диссоциации солей не образуются общие для всех солей ионы, поэтому они не имеют общих свойств.

— Солями называются сложные вещества, при диссоциации которых наряду с катионами металла образуются анионы кислотного остатка (а в кислых солях и катионы водорода).

Элементы знаний, умений и навыков: кислоты, щелочи и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации. Многостадийная диссоциация.

Сильные и слабые электролиты

Почему уксусная кислота считается слабым электролитом?

— Отношение числа диссоциированных молекул к исходному числу растворенных молекул называется степенью диссоциации электролита, которая обозначается буквой а:

Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах.

Если степень диссоциации равна 0,5, то это значит, что каждая из двух молекул распалась на ионы. Если а — 1, то на ионы распались все молекулы. При выражении степени диссоциации в процентах ее значение определяется так: если из ста молекул распались на ионы 85, то а будет равна 85%. Степень диссоциации зависит от природы растворенного электролита и растворителя, концентрации раствора, температуры среды. Поэтому вместе со степенью диссоциации указываются концентрация раствора и температура. Например, степень диссоциации 0,05 М серной кислоты при 18°С составляет 58 %.

— Электролиты с относительно высокой степенью диссоциации называются сильными.

Они практически полностью диссоциируют в растворах любой концентрации. Большинство солей (), кислот () и щелочей () считаются сильными электролитами.

— Электролиты, степень диссоциации которых низка даже в разбавленных растворах, называются слабыми.

Все органические и некоторые неорганические кислоты (H2C03, НС10, H,S, HN02, H2C03, H2Si03, НС102 и др.), гидроксид аммония, нерастворимые гидроксиды металлов, вода считаются слабыми электролитами.

Таблица 19

На основе общих формул кислородсодержащих кислот можно определить их характер. При n

При копировании любых материалов с сайта evkova.org обязательна активная ссылка на сайт www.evkova.org

Сайт создан коллективом преподавателей на некоммерческой основе для дополнительного образования молодежи

Сайт пишется, поддерживается и управляется коллективом преподавателей

Whatsapp и логотип whatsapp являются товарными знаками корпорации WhatsApp LLC.

Cайт носит информационный характер и ни при каких условиях не является публичной офертой, которая определяется положениями статьи 437 Гражданского кодекса РФ. Анна Евкова не оказывает никаких услуг.

Источник