Электролитическая диссоциация солей



Скачать 33.11 Kb.
страница4/4
Дата26.11.2018
Размер33.11 Kb.
Название файла-
1   2   3   4

Амфотерные электролиты


Существуют электролиты, которые при диссоциации образуют и H+, и OH ионы. Такие электролиты называют амфотерными, например: Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 и т.д.

H++RO ↔ ROH ↔ R+ + OH


Ионные уравнения реакций


Реакции в водных растворах электролитов – это реакции между ионами – ионные реакции, которые записывают с помощью ионных уравнений в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной формах. Например:

BaCl2 + Na2SO4 = BaSO4 ↓ + 2NaCl (молекулярная форма)

Ba2+ + 2Cl + 2Na+ + SO42- = BaSO4 ↓ + 2Na+ + 2Cl (полная ионная форма)

Ba2+ + SO42- = BaSO4 ↓ (сокращенная ионная форма)

 Способ­ность электролитов проводить электрический ток называется электролитической прово­димостью. Ее следует отличать от электронной проводимости обычных проводников электрического тока, например металлов. В веществах с электронной проводимостью поток заряда обусловлен потоком электронов, а не перемещением ионов. Поэтому пропускание электрического тока через проводники с электронной проводимостью не сопровождается переносом вещества.

Электролиты в свою очередь могут быть подразделены на два типа: сильные и слабые электролиты. 



Сильный электролит – это соединение, которое в расплавленном состоянии или в растворе полностью ионизировано. Примером сильного электролита может служить соляная кислота. При растворении хлороводорода в воде происходит его полная ионизация:

В этом уравнении использована простая (а не двойная) стрелка, чтобы показать, что процесс идет в указанную сторону до полного завершения.



Слабый электролит – это вещество, которое диссоциирует на ионы лишь частично. Следовательно, в растворе устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами такого вещества и диссоциированными ионами. Примером слабого электролита является уксусная кислота:



Неэлектролит вообще не диссоциирует на ионы и поэтому не обладает спо­собностью проводить электрический ток. Большинство органических соединений при­надлежат к неэлектролитам.

Механизм электролитической диссоциации — распада молекул или кристаллов растворяемого вещества на ионы под влиянием моле­кул растворителя — был понят несколько позднее.

Согласно современным воз­зрениям, такой распад является результатом взаимодействия поляр­ных молекул растворителя, например, воды, с молекулами или крис­таллической решеткой растворяемого вещества. Молекулы раствори­теля атакуют кристаллическую решетку, разрушая ее и переводя составные части решетки (ионы) в раствор в форме сольватированных (гидратированных) заряженных частиц. Окружающие эти ионы полярные молекулы растворителя ориентированы в соответствии с зарядом ионов. Растворение электролита в известной мере упорядочи­вает молекулы растворителя. Естественно предположить, что эта способность к упорядочению молекул растворителя у многозарядных ионов выражена сильнее, чем у однозарядных. В этом и нужно искать причину того, что соли, содержащие многозарядные ионы, плохо растворимы (в ряде случаев практически нерастворимы) в воде.

На­пример, хлорид бария растворим хорошо, а сульфат бария — очень плохо. Следовательно, влияние растворенного вещества и растворителя является обоюдным: полярные молекулы растворителя разрушают кристаллическую решетку растворяемого вещества на отдельные ионы, а эти ионы, переходя в раствор, вызывают изменение растворителя, заставляя его молекулы упорядочиваться. 



Кроме того, сольватированные ионы растворенного вещества не индифферентны по отноше­нию друг к другу. Противоположно заряженные ионы имеют тен­денцию притягиваться силами электростатического взаимодействия, образуя нейтральные молекулы или нейтральные группы молекул. Разумеется, в реальном растворе всегда присутствуют как отдельные сольватированные ионы, так и нейтральные молекулы.

Поделитесь с Вашими друзьями:
1   2   3   4


База данных защищена авторским правом ©coolnew.ru 2019
обратиться к администрации

    Главная страница
Контрольная работа
Курсовая работа
Теоретические основы
Лабораторная работа
Общая характеристика
Методические указания
Рабочая программа
Теоретические аспекты
Методические рекомендации
Дипломная работа
Пояснительная записка
Практическая работа
Федеральное государственное
История развития
Основная часть
Направление подготовки
Общие сведения
Теоретическая часть
государственное бюджетное
Физическая культура
Учебное пособие
История возникновения
Методическая разработка
Самостоятельная работа
квалификационная работа
Практическое задание
Выпускная квалификационная
Краткая характеристика
бюджетное учреждение
государственное образовательное
Гражданское право
Название дисциплины
Российская академия
Общие положения
образовательное бюджетное
Современное состояние
история возникновения
теоретические основы
Общая часть
Понятие сущность
Уголовное право
прохождении учебной
образовательная организация
Техническое задание
Правовое регулирование
Финансовое планирование
Фамилия студента
Государственное управление
организация высшего
Административное право
Математическое моделирование