Заглавная страница Избранные статьи Случайная статья Познавательные статьи Новые добавления Обратная связь КАТЕГОРИИ: АрхеологияБиология Генетика География Информатика История Логика Маркетинг Математика Менеджмент Механика Педагогика Религия Социология Технологии Физика Философия Финансы Химия Экология ТОП 10 на сайте Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрацииТехника нижней прямой подачи мяча. Франко-прусская война (причины и последствия) Организация работы процедурного кабинета Смысловое и механическое запоминание, их место и роль в усвоении знаний Коммуникативные барьеры и пути их преодоления Обработка изделий медицинского назначения многократного применения Образцы текста публицистического стиля Четыре типа изменения баланса Задачи с ответами для Всероссийской олимпиады по праву Мы поможем в написании ваших работ! ЗНАЕТЕ ЛИ ВЫ?
Влияние общества на человека
Приготовление дезинфицирующих растворов различной концентрации Практические работы по географии для 6 класса Организация работы процедурного кабинета Изменения в неживой природе осенью Уборка процедурного кабинета Сольфеджио. Все правила по сольфеджио Балочные системы. Определение реакций опор и моментов защемления |
Классификация и некоторые особенности диссоциации электролитных растворов
С учетом степени ЭД электролиты классифицируют по 3 группам (см. Таблицу 1): 1. сильные 2. средней силы 3. слабые Таблица 1
Химический характер полученных в ходе ЭД подразделяет электролиты на 3 класса: кислоты, основания, соли. 1. Для кислот свойственно распадаться на катион H+ и анион кислотного остатка. H2SO4 = H+ + HSO4- Примечание. а) Для многоосновных кислот отрыв иона H+ происходит ступенчато, причём самая высокая степень ионизации достигается на первой стадии б) Именно из-за присутствия ионов H+ кислоты обладают кислым вкусом и происходит соответствующие окрашивание индикаторов. 2. Основания в ходе ЭД образуют анионы гидроксида (OH-) и катион металла. NaOH = Na+ + OH- Аналогично кислотам многокислотные основания отщепляют гидроксид-ионы ступенчато: Zn(OH)2 = ZnOH+ + OH- 3. Соли в ходе диссоциации распадаются на кислотные остатки (анионы) и катионы металлов. При этом возможны несколько вариантов этого процесса: o С образованием нормальных (средних) солей. Происходит полное замещение всех атомов водорода в кислоте на атомы металла. K3PO4 ⇆ 3K+ + PO43- o С образованием кислых солей. За счёт ступенчатой диссоциации в составе соли находится ещё несколько или один атом водорода. NaHCO3 ⇆ Na+ + HCO3- o С образованием основных солей. В этом случае они распадаются, образуя катионы металла, анионы кислотного остатка и гидроксид-ионы. Mg(OH)Cl ⇆ Mg(OH)+ + Cl- Диссоциация также может вести к образованию двойных и смешанных солей. Константа электролитической диссоциации Наиболее общей характеристикой электролитов (прежде всего слабых) является константа диссоциации Кд. В слабых электролитах из-за неполной их ионизации возникает равновесие между нераспавшимися молекулами и ионами. Одновременно идут процессы диссоциации и ассоциации (молекуляризации). Кд по сравнению со степенью диссоциации (α) более объективно характеризует способность электролита к ионизации.
С увеличением Кд растёт количество ионов, а значит сильнее становится электролит. Для слабых электролитов при данной температуре константа диссоциации постоянная величина, для сильных – переменная, зависимая от концентрации раствора. Кд и αсвязаны формулой: К д = (α 2 ·c) / (1 – α), где c – молярная концентрация раствора. Реакции ионного обмена Согласно ТЭД взаимодействия в электролитных растворах есть реакции между ионами и получили название реакций ионного обмена (РИО). А уравнения, которые их описывают, - ионные уравнения. РИО между сильными электролитами необратимы. Их продукты выходят из реакции или в виде нерастворимого осадка, или газообразными, или малодиссоциирующими электролитами. Такое условие необратимости ионообменных реакций сформулировано в 1803 г. французским химиком Бертолле. Реакции в электролитах письменно оформляются в 3 видах: сначала в молекулярной форме, затем в полной ионной и сокращенной ионной.
Значение электролитов Без них невозможно существование живых организмов, в том числе человека. Все биохимические и физиологические процессы проходят при их непосредственном участии: транспортировка кислорода в крови, регулирование водно-солевого баланса, работа кишечника и сердца. В технике электролиты участвуют в таких процессах как электролиз, электрокатализ, защита металлов от коррозии. В энергетике создаются новые топливные элементы, солнечные батареи, электрохимические преобразователи информации.
Реакции ионного обмена
|
|||||||||||||||||||||||
Последнее изменение этой страницы: 2021-05-12; просмотров: 56; Нарушение авторского права страницы; Мы поможем в написании вашей работы! infopedia.su Все материалы представленные на сайте исключительно с целью ознакомления читателями и не преследуют коммерческих целей или нарушение авторских прав. Обратная связь - 18.118.99.7 (0.005 с.) |