Образование слабого электролита. Hno3 сильный или слабый электролит


Сильные и слабые электролиты — Мегаобучалка

Диссоциация электролита количественно характеризуется степенью диссоциации. Степень диссоциации a – это отношение числа молекул, диссоциированных на ионы Nдисс., к общему числу молекул растворенного электролита N:

a =

a – доля молекул электролита, распавшихся на ионы.

Степень диссоциации электролита зависит от многих факторов: природы электролита, природы растворителя, концентрации раствора, температуры.

По способности к диссоциации электролиты условно разделяют на сильные и слабые. Электролиты, которые в растворе существуют только в виде ионов, принято называть сильными. Электролиты, которые в растворенном состоянии находятся частично в виде молекул и частично в виде ионов, называются слабыми.

К сильным электролитам относятся почти все соли, некоторые кислоты: h3SO4, HNO3, HCl, HI, HClO4, гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов (см. прил., табл. 6).

Процесс диссоциации сильных электролитов идет до конца:

HNO3 = H+ + NO3- , NaOH = Na+ + OH-,

и в уравнениях диссоциации ставятся знаки равенства.

Применительно к сильным электролитам понятие «степень диссоциации» носит условный характер. «Кажущаяся» степеньдиссоциации (aкаж) ниже истинной (см. прил., табл. 6). С увеличением концентрации сильного электролита в растворе усиливается взаимодействие разноименно заряженных ионов. При достаточном приближении друг к другу они образуют ассоциаты. Ионы в них разделены слоями полярных молекул воды, окружающих каждый ион. Это сказывается на уменьшении электропроводности раствора, т.е. создается эффект неполной диссоциации.

Для учета этого эффекта введен коэффициент активности g, который уменьшается с возрастанием концентрации раствора, изменяясь в пределах от 0 до 1. Для количественного описания свойств растворов сильных электролитов пользуются величиной, называемой активностью (a).

Под активностью иона понимают ту эффективную концентрацию его, соответственно которой он действует при химических реакциях.

Активность иона (a) равна его молярной концентрации (С), умноженной на коэффициент активности (g):

а = gС.

Использование активности вместо концентрации позволяет применять к растворам закономерности, установленные для идеальных растворов.

К слабым электролитам относятся некоторые минеральные (HNO2, h3SO3, h3S, h3SiO3, HCN, h4PO4) и большинство органических кислот (СН3СООН, Н2С2О4 и др.), гидроксид аммония Nh5OH и все малорастворимые в воде основания, органические амины.

Диссоциация слабых электролитов обратима. В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами. В соответствующих уравнениях диссоциации ставится знак обратимости («). Например, уравнение диссоциации слабой уксусной кислоты записывается так:

Ch4COOH « Ch4COO-+ H+.

В растворе слабого бинарного электролита (КА) устанавливается следующее равновесие, характеризуемое константой равновесия, называемой константой диссоциации Кд:

КА « К+ + А-,

.

Если в 1 л раствора растворено С молей электролита КА и степень диссоциации равна a, значит, продиссоциировало aС молей электролита и образовалось каждого иона по aС молей. В недиссоциированном состоянии остается (С – aС) молей КА.

КА « К+ + А-.

С – aС aС aС

Тогда константа диссоциации будет равна:

(6.1)

Так как константа диссоциации не зависит от концентрации, то выведенное соотношение выражает зависимость степени диссоциации слабого бинарного электролита от его концентрации. Из уравнения (6.1) видно, что уменьшение концентрации слабого электролита в растворе приводит к росту степени его диссоциации. Уравнение (6.1) выражает закон разбавления Оствальда.

Для очень слабых электролитов (при a<<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:

Кдa2C, или a» (6.2)

Константа диссоциации для каждого электролита постоянна при данной температуре, она не зависит от концентрации раствора и характеризует способность электролита распадаться на ионы. Чем выше Кд, тем в большей степени электролит диссоциирует на ионы. Константы диссоциации слабых электролитов сведены в таблицы (см. прил., табл. 3).

megaobuchalka.ru

Образование слабого электролита

Малодиссоциирующие и малорастворимые вещества в ионно-молекулярных уравнениях записываются в молекулярном виде. Реакции, в которых слабые электролиты или малорастворимые вещества входят в состав только продуктов реакции, протекают, как правило, необратимо, т.е. до конца.

Слабые электролиты— химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах не полностью диссоциированны на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.

Слабыми электролитами являются:

почти все органические кислоты и вода;

некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO2, HNO2, HCN, h3S, HBrO, h4PO4, h3CO3, h3SiO3, h3SO3и др.;

некоторые нерастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH)3, Zn(OH)2и др.; а также гидрат аммиака Nh5OH.

Реакции с образованием слабого электролита:

а) Воды: 2NaOH + h3SO4= h3O + Na2SO4- молекулярное уравнение реакции,

2Na+ + 2OH- + 2H+ +SO= 2h3O + 2Na+ + SO

-ионно-молекулярное уравнение реакции,

OH-+ H+= h3O - краткая форма уравнения реакции.

Реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием сводится к взаимодействию ионов водорода с гидроксид-ионами.

б) Слабой кислоты:

2NaNO2 + h3SO4 = 2HNO2 + Na2SO4

- молекулярное уравнение реакции,

2Na+ + 2NO2- + 2H+ + SO= 2HNO2 + 2Na+ + SO

-ионно-молекулярное уравнение реакции,

H++ NO2-= HNO2- краткая форма уравнения реакции.

Сильные кислоты вытесняют слабые кислоты из их солей.

в) Слабого основания:

Nh5Cl + NaOH = Nh5OH + NaCl

- молекулярное уравнение реакции,

Nh5+ + Cl-+ Na+ + OH-= Nh5OH + Na++ Cl-

-ионно-молекулярное уравнение реакции,

Nh5++ OH-= Nh5OH - краткая форма уравнения реакции.

Сильные основания вытесняют слабые основания из их солей.

Примеры реакций, протекающих практически необратимо с образованием слабых электролитов:

а) HCl + NaOH = NaCl + h3O - молекулярное уравнение,

H+ + Cl- + Na+ + OH- = Na+ + Cl- + h3O - полное ионно-молекулярное уравнение,

H+ + OH- = h3O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение,

б) NaF + HCl = NaCl + HF,

F- + H+ = HF - сокращенное ионно-молекулярное уравнение,

в) Nh5Cl + NaOH = Nh5OH + NaCl,

Nh5+ + OH- = Nh5OH - сокращенное ионно-молекулярное уравнение,

Таким образом, сильные кислоты (основания) вытесняют слабые кислоты (основания) из растворов их солей.

Примеры обратимых реакций, равновесие которых смещено вправо:

HF + NaOH  NaF + h3O,

HF + OH-  F- + h3O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение.

Вода более слабый электролит, чем HF: Kд(h3O) = 1,8·10-16 ; Kд(HF) = 6,6·10-4 , поэтому равновесие обратимого процесса смещено в сторону образования h3O.

Nh4·h3O + HCl  Nh5Cl + h3O,

Nh4·h3O + H+  Nh5+ + h3O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

Kд(Nh4·h3O) = 1,78·10-5 ; Kд(h3O) = 1,8·10-16

HF + Nh4·h3O  Nh5F + h3O,

HF + Nh5OH  Nh5+ + F- + h3O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

Реакции нейтрализации слабых кислот (оснований) сильными основаниями (кислотами) или слабых кислот слабыми основаниями не доходят до конца (т.е. точка эквивалентности находится, соответственно, в основной или кислой области значений рН).

AgCl + NaI  NaCl + AgI ,

AgCl + I-  Cl- + Ag - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

ПР(AgCl) = 1,78· 10-10;

ПР(AgI) = 8,3· 10-17

ПР(AgI) меньше ПР(AgCl), равновесие обратимого процесса смещено в сторону образования AgI.

MnS + 2HCl  h3S­ + MnCl2 ,

MnS + 2H+  h3S­ + Mn2+ - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

Be(OH)2 + 2KOH  K2[Be(OH)4],

Be(OH)2 + 2OH-  [Be(OH)4]2- - сокращенное ионно-молекулярное уравнение

studfiles.net

Сильные и слабые электролиты — Знаешь как

Измерение степени диссоциации различных электролитов показало, что отдельные электролиты при одинаковой нормальной концентрации растворов диссоциируют на ионы весьма различно.

Особенно велика разница в значениях степени диссоциации кислот. Например, азотная и соляная кислоты в 0,1 н. растворах почти полностью распадаются на ионы; угольная же, синильная и другие кислоты диссоциируют при тех же условиях лишь в не-знaчитeльнoй степени.

Из растворимых в воде оснований (щелочей) слабо диссоциирующим является гидрат окиси аммония, остальные щелочи хорошо диссоциируют. Все соли, за небольшим исключением, также хорошо диссоциируют на ионы.

Различие в значениях степени диссоциации отдельных кислот обусловливается характером валентной связи между атомами, образующими их молекулы. Чем более полярна связь между водородом и остальной частью молекулы, тем легче отщепляется водород, тем сильнее будет диссоциировать кислота.

Электролиты, хорошо диссоциирующие на ионы, получили название сильных электролитов, в отличие от слабых электролитов, образующих в водных растворах лишь незначительное число ионов. Растворы сильных электролитов сохраняют высокую электропроводность даже при очень больших концентрациях. Наоборот, электропроводность растворов слабых электролитов быстро падает с увеличением концентрации. к сильным электролитам относятся такие кислоты, как соляная, азотная, серная и некоторые другие, затем щелочи (кроме Nh5OH) и почти все соли.

Многоооновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Так, например, молекулы серной кислоты в первую очередь диссоциируют по уравнению

h3SO4 ⇄ H• + HSO4‘

или точнее:

h3SO4 + h3O ⇄ h4O• + HSO4‘

Отщепление второго иона водорода по уравнению

HSO4‘ ⇄ H• + SO4»

или

HSO4‘ + h3O ⇄ h4O• + SO4»

идет уже значительно труднее, так как ему приходится преодолевать притяжение со стороны двухзарядного иона SO4», который, конечно, притягивает к себе ион водорода сильнее, чем однозарядный ион HSO4‘. Поэтому вторая ступень диссоциации или, как говорят, вторичная диссоциация происходит в гораздо меньшей степени, чем первичная, и в обычных растворах серной кислоты содержится лишь небольшое число ионов SO4»

Фосфорная кислота Н3РО4диссоциирует в три ступени:

h4PO4 ⇄ H• + h3PO4‘

h3PO4 ⇄ H + HPO4»

HPO4» ⇄ H• + PO4»’

Молекулы Н3РO4сильно диссоциируют на ионы Н• и Н2РО4‘. Ионы h3PO4‘ ведут себя, как более слабая кислота, и диссоциируют на H• и HPO4»в меньшей степени. Ионы же НРО4» диссоциируют, как очень слабая кислота, и почти не дают ионов Н•

и PO4»’

Основания, содержащие более одной гидроксильной группы в молекуле, тоже диссоциируют ступенчато. Например:

Ва(ОН)2 ⇄ ВаОН• + ОН’

ВаОН•⇄ Ва•• + ОН’

Что касается солей, то нормальные соли всегда диссоциируют на ионы металлов и кислотных остатков. Например:

СаСl2 ⇄ Сa•• + 2Сl’ Na2SO4 ⇄ 2Na• + SO4»

Кислые соли, подобно многоосновным кислотам, диссоциируют ступенчато. Например:

NaHCO3 ⇄ Na• + НСО3‘

HCO3‘ ⇄ H• + CO3»

Однако степень диссоциации по второй ступени очень мала, так что раствор кислой соли содержит лишь незначительное число ионов водорода.

Основные соли диссоциируют на ионы основных и кислотных остатков. Например:

Fe(OH)Cl2⇄ FeOH•• + 2Сl»

Вторичной диссоциации ионов основных остатков на ионы металла и гидроксила почти не происходит.

В табл. 11 приведены числовые значения степени диссоциации некоторых кислот, оснований и солей в 0,1 н. растворах.

С увеличением концентрации степень диссоциации уменьшается. Поэтому в очень концентрированных растворах даже сильные кислоты диссоциированы сравнительно слабо. Для

 Таблица 11

Степень диссоциации кислот , оснований и солей в 0,1 н. растворах при 18°

Электролит Формула Степень диссоциаци и в %
Кислоты    
Соляная HCl 92
Бромистоводородная НВr 92
Йодистоводородная HJ . 92
Азотная HNO3 92
Серная h3SO4 58
Сернистая h3SO3 34
Фосфорная h4PO4 27
Фтористоводородная HF 8,5
Уксусная Ch4COOH 1,3
Уголная h3CO3 0,17
Сероводородная h3S 0,07
Синильная HCN 0,01
Борная h4BO3 0,01
Основания    
Гидроксид бария Ва (OH)2 92
Едкое кали кон 89
Едкий натр NaON 84
Гидроксид аммония Nh5OH 1,3
Соли    
Хлористый калий КСl 86
Хлористый аммоний Nh5Cl 85
Хлористый натрий NaCl 84
Азотнокислый калий KNO3 83
Азотнокислое серебро AgNO3 81
Уксуснокислый натрий NaCh4COO 79
Хлористый цинк ZnCl2 73
Сернокислый натрий Na2SO4 69
Сернокислый цинк ZnSO4 40
Сернокислая медь CuSO4 40

примера приводим значения степени диссоциации обычно употребляемых в лаборатории концентрированных кисло:

                                                         степень

                                                 диссоциации в %

Соляная кислота (35% НСl)…… 13,6

Азотная кислота (62% HNO3) . . .  9,6

Серная кислота (95% h3SО4) . . . 1

89 90 91

Вы читаете, статья на тему Сильные и слабые электролиты

znaesh-kak.com

Сильные и слабые электролиты (1)

Сильные и слабые электролиты

Практически все соли являются сильными электролитами. Уравнения диссоциации кислых и основных солей записываются :

NaHCO3 →Na+ +HCO3- (диссоциация практически полная →)

HCO3- ↔ H+ + CO3- (процесс диссоциации обратимый ↔)

AlOHCl2 → AlOh3+ +2Cl-

AlOh3+↔Al3+ + OH-

К сильным кислотам относятся:

из бескислородных: HCl, HBr,HI;

из кислородсодержащих такие, в которых элемент находится в высоких степенях окисления: +7,+ 6, азотная и хлорноватая (+5).

Сильные основания образуют щелочные и щелочноземельные металлы.

Константы диссоциации кислот (298,15 K )

Название Формула К1  К2  К3

азотистая HNO2 6,9•10 – 4

азотная HNO3 4,36•10

бромная HBrO4 ~10 8

бромноватая HBrO3 2,0•10 – 1

бромноватистая HBrO 2,2•10 – 9

бромоводородная HBr 1•10 9

вода h3O 1,8•10 – 16–32 (выч.)

иодоводородная HI 1• 10 11

кремневая h5SiO4 1,3•10 – 10 1,6•10 – 12 2,0•10 – 14

марганцовая HMnO4 ~10 8

пероксид водорода h3O2 2,0•10 – 12

серная h3SO4 1•10 3 1,15•10 – 2

сернистая h3SО3 1,4•10 – 2 6,2•10 – 8

сероводородная h3S 1,0•10 – 7 2,5•10 – 13

угольнаяh3CO3 4,4•10 – 7 5,6•10 – 11

уксусная Ch4COOH 1,74•10 – 5

фосфорная (орто) h4PO4 7,1•10 – 3 6,2•10 – 8 5,0•10 – 13

фтороводородная HF 6,8•10 – 4

хлористая HClO2 1,1•10 –2

хлорная HClO4 ~10 8

хлорноватая HClO3 ~10 3

хлорноватистая HClO 2,95•10 – 8

хлоруксусная Ch3ClCOOH 1,6•10 – 3

хлороводородная HCl 10 7

хромовая h3CrO4 1,6•10 – 1 3,2 •10 – 7

цианистоводородная HCN 5,0•10 – 10

щавелевая h3C2O4 3,8•10 – 2 4,9•10 – 5

Константы диссоциации оснований ( 298,15 K )

Формула К1  К2  К3

LiOH 6,8•10 – 1

NaOH 5,9

Nh5 OH 1,76•10 – 5

Ba(OH)2 2,3•10 – 1

Be(OH)2 5,0•10 – 11

Fe(OH)2 1,3•10 – 4

Ca(OH)2 4,0•10 – 2

Co(OH)2  4,0•10 – 5

Mg(OH)2  2,5•10 – 3

Cu(OH)2  3,4•10 – 7

Pb(OH)2  9,6•10 – 4 3,0•10 – 8

Sr(OH)2  1,5•10 – 1

Zn(OH)2 4,0•10 – 5

Al(OH)3  1,4•10 – 9

Fe(OH)3 1,8•10 – 11 1,35•10 – 12

Cr(OH)3  1,0•10 – 10

Гидролиз

Гидролиз - обратимая реакция аниона слабой кислоты или катиона слабого (Nh5OH ) или малорастворимого основания с водой.

Слабые кислоты и основания, как слабые электролиты, находятся в растворе, преимущественно, в недиссоциированном состоянии. Поэтому при гидролизе равновесие реакции в значительной степени смещено вправо, т.е. сторону образования продуктов гидролиза.

Например, при растворении в воде соли KCN, образующиеся при диссоциации ионы CN- , сразу взаимодействуют с водой:

CN– + h3O ↔ HCN + OH–

Ионы OH– способствуют образованию щелочной среды.

Гидролиз усиливается при разбавлении раствора, повышении температуры и нейтрализации среды, образующейся в этом процессе

Характер среды в растворе при гидролизе определяется природой находящихся в нём катионов и анионов:

-при гидролизе солей сильного основания и слабой кислоты (гидролиз по аниону) образуется щелочная среда (pH>7). Пример см. выше

-при гидролизе солей слабого или нерастворимого основания и сильной кислоты (гидролиз по катиону) образуется кислая среда (pH

Al2(SO4)3 = 2Al3+ + 3SO42- (диссоциация соли в воде)

Al3+ +h3O ↔ AlOh3+ + H+ (уравнение гидролиза по первой ступени)

Теоретически гидролиз данной соли трёхступенчатый, реально заметно протекает лишь первая ступень и уравнение гидролиза:

Al2(SO4)3+6h3O ↔ 2Al(OH)3 + 3Н2SO4 является очень грубой, но, к сожалению, типичной ошибкой!

Молекулярное уравнение гидролиза соли : Al2(SO4)3+2h3O ↔ 2AlOHSO4 + Н2SO4

-при гидролизе солей, образованных слабым или нерастворимым основанием и слабой кислотой (гидролиз по катиону и аниону) характер среды зависит от конкретных значений констант диссоциации кислоты и основания. При этом, обычно, образуются основание и кислота, которыми была образована данная соль. Пример:

Al2(CO3)3 + 6h3O= 2Al(OH)3 + 3h3CO3( распадается на два оксида)

Это, так называемый, полный гидролиз, который также наблюдается в результате добавления к раствору соли, гидролизующейся по катиону (кислая среда) растворов солей, гидролизующихся по аниону (щелочная среда). Нейтрализация Н+ и ОН- приводит к взаимному усилению реакций гидролиза .

Взаимное усиление гидролиза в растворе(указаны продукты без коэффициентов) :

Na2SO3+AlBr3+h3O Al(OH)3+SO2+NaBr

Na2CO3+FeCl3+h3O Fe(OH)3+CO2+NаСl

Ниже приведены схемы (без коэффициентов) полного гидролиза некоторых соединений.

PBr3+h3Oh4PO3+HBr

Li3N+h3OLiOH+Nh4

Ca3P2+h3OCa(OH)2+Ph4

CaC2+h3O Ca(OH)2+C2h3

Al4C3+h3O Al(OH)3+Сh5

Mg2Si+h3O →Mg(OH)2+Sih5

Определите характер среды ( кислый, щелочной, нейтральный) водных растворов следующих солей: KBr, Zn(NO3)2,Na2CO3; FeCl3, Na2SO3,K2SO4; CuSO4, NaCl, Na2SiO3; Na2S, AlCl3, NaNO3

Напишите сокращённое ионные и молекулярные уравнения гидролиза по первой ступени.

На примере хлорида цинка:

1)соль при растворении в воде полностью диссоциирует на ионы по уравнению:

ZnCl2 →Zn2+ +2Cl-

2) Соль образована нерастворимым основанием и сильной кислотой, а значит идёт гидролиз по катиону :

Сокращённое ионное уравнение по первой ступени:

Zn2+ + h3O ↔ ZnOH+ +H+

Молекулярное уравнение по первой ступени:

ZnCl2 + h3O ↔ ZnOHCl +HCl

Вывод: В растворе накапливаются ионы H+ , следовательно среда кислая (рН

gigabaza.ru

Сильные и слабые электролиты. различают «сильные электролиты» и «слабые электролиты»:

различают «сильные электролиты» и «слабые электролиты»:

(для 0,1М растворов)«сильные» a>0,3(30%), «слабые» a<0,03(3%), «средние» a=0,3-0,03(3-30%)

ПР: «сильные» – соли(!малорастворимые соли)

щелочи Са(ОН)2

многие неорганические кислоты

«слабые» - почти все органические кислоты

многие неорганические кислоты

многие основания + Nh5OH, h3O

 

 

Ступенчатая диссоциация.

многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато

ПР: h3SO4 ® H+ + HSO4- a1

HSO4- Û H+ + SO42- a2< a1

снижение степени диссоциации определяется

- накоплением ионов и смещением динамического равновесия,

- большими затратами энергии на отрыв H+от иона HSO4-, чем затраты энергии на отрыв H+от h3SO4

многокислотные основания диссоциируют ступенчато..

 

331)константа диссоциации.константа диссоциации слабых электролитов зависит от…

слабые электролиты диссоциируют неполностью

при электролитической диссоциации слабых электролитов устанавливается хим.равновесие

хим.равновесие – состояние системы реагирующих в-в, где скорости «прямой» и «обратной» реакций равны

при электролитической диссоциации слабых электролитов справедлив закон действующих масс

при Т=const скорость хим.реакции пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих в-в,

взятых в степенях равных коэффициентам в-в в уравнении хим.реакции

ПР: СН3СООН Û H+ + СН3СОО-

u1=k1С(СН3СООН) u2=k2С(H+) С(СН3СОО-)

u1=u2k1С(СН3СООН) = k2С(H+) С(СН3СОО-) k1[СН3СООН] = k2[H+][СН3СОО-]

 
 

, где K – константа равновесия реакции диссоциации или константа

Диссоциации

 

ПР: константа диссоциации хлорноватистой кислоты..

константа диссоциации слабых электролитов зависит от природы р-теля, электролита, температуры:

- чем полярнее р-тель и активнее диссоциация, тем больше константа диссоциации

- чем сильнее электролит и активнее диссоциация, тем больше константа диссоциации

- чем выше температура и активнее диссоциация, тем больше константа диссоциации

 

соотношение констант диссоциации в многоступенчатом процессе рассчитывают по формуле

К = К1× К2× К3, причем К1 >К2 >К3

ПР: константы диссоциации фосфорной кислоты для всех ступеней процесса..

 

слабые электролиты диссоциируют неполностью

факторы, влияющие на степень диссоциации слабых электролитов

- при разведении р-ра степень диссоциации слабых электролитов увеличивается

*закон Освальда для слабых электролитов

, если a<<1, то

 

ПР: на примере уксусной кислоты..

- при добавлении в р-р слабого электролита

сильных электролитов с общими ионами - константа диссоциации уменьшается,

сильных электролитов, не имеющих общие ионы,- константа диссоциации зависит от ионной силы р-ра

 

при растворении малорастворимых солей и малорастворимых оснований их молекулы распадаются на ионы

в насыщенном р-ре таких электролитов устанавливается равновесие между в-вом в осадке и ионами в растворе

ПР: AgClтв Û Ag+ + Cl-

константа такого равновесия имеет вид (в общем случае нужно учитывать коэффициенты равновесной реакции)

 

 

концентрация твердого AgClтв не меняется, поэтому константа равновесия имеет вид

К = [Ag+]× [Cl-]=ПР

в насыщенном р-ре электролита произведение концентраций его ионов называют произведением растворимости

345) Причинырастворения осадков Мg(ОН)2 и Аl2S3 в соляной кислоте

339)произведение растворимости – постоянная величина для данной температуры

ПР: произведения растворимости малорастворимых электролитов Са3(РО4)2 Аl(ОН)3 СuS

произведение растворимости указывает на растворимость или выпадение осадка электролита:

если произведение концентраций ионов электролита меньше произведения растворимости, то р-р ненасыщенный

в ненасыщенном р-ре осадок электролита растворится

если произведение концентраций ионов электролита равно произведению растворимости, то р-р насыщенный

в насыщенном р-ре осадок электролита не растворится, находясь в равновесии с раствором

если произведение концентраций ионов электролита больше произведения растворимости, то р-р перенасыщенный

в перенасыщенном р-ре ионы электролита выпадут в осадок

ПР: образование осадка Мg(ОН)2 при добавлении НСl МgSO4 NаОН Nа2SO4

ПР: растворение осадков Мg(ОН)2 и Аl2S3 в соляной кислоте

 

334)сильных электролитов335)кажущаяся степень диссоциации.

сильные электролиты диссоциируют полностью

образующиеся ионы окружаются сольватной(гидратной) оболочкой из полярных молекул растворителя(воды)

*Дебай-Гюккель

ионы в растворах электролитов взаимодействуют между собой

образующиеся ионы окружаются оболочкой из ионов электролита противоположного знака

в итоге, р-р сильного электролита представляет собой сложную систему ионов, окруженных оболочками противоионов

оболочки тормозят движение ионов в электрическом поле при пропускании тока ч/з р-р электролита

степень электролитической диссоциации, рассчитанная по электропроводности р-ра, оказывается ниже реальной

такая расчетная степень диссоциации есть "кажущаяся степень диссоциации"

studopedya.ru