История развития пистолетов-пулеметов: Предпосылкой для возникновения пистолетов-пулеметов послужила давняя тенденция тяготения винтовок...
Состав сооружений: решетки и песколовки: Решетки – это первое устройство в схеме очистных сооружений. Они представляют...
Топ:
Основы обеспечения единства измерений: Обеспечение единства измерений - деятельность метрологических служб, направленная на достижение...
История развития методов оптимизации: теорема Куна-Таккера, метод Лагранжа, роль выпуклости в оптимизации...
Теоретическая значимость работы: Описание теоретической значимости (ценности) результатов исследования должно присутствовать во введении...
Интересное:
Берегоукрепление оползневых склонов: На прибрежных склонах основной причиной развития оползневых процессов является подмыв водами рек естественных склонов...
Как мы говорим и как мы слушаем: общение можно сравнить с огромным зонтиком, под которым скрыто все...
Аура как энергетическое поле: многослойную ауру человека можно представить себе подобным...
Дисциплины:
 2017-10-07 |
 443 |
из
5.00
|
Заказать работу |
Содержание книги
Поиск на нашем сайте
|
|
|
|
Растворы электролитов
Электролиты – вещества, проводящие электрический ток.
Процесс распада вещества на ионы под действием растворителя называется электролитической диссоциацией и является обратимым.
Например, диссоциация оснований, кислот, солей:
 NaOH Na+ + OH–
 H2SO4 H+ + HSO4 – (1 ступень)
 HSO4– H+ + SO42– (2 ступень)
Al2(SO4)3 2Al3+ + 3SO42–
Сила электролита определяется степенью электролитической диссоциации α(альфа) и выражается в процентах или в долях единицы. Вычислить ее можно по формулам: N
α = ——,
N0
где N – число молекул, распавшихся на ионы;
N0 – общее число молекул электролита в растворе.
Более точным критерием для сравнения силы электролитов служит константа диссоциации. Константой диссоциации называется величина, показывающая отношение произведения концентрации ионов к концентрации недиссоциированных молекул слабого электролита в момент равновесия.
 Например, HClO H+ + ClO–
[H+] • [ClO– ]
Kдис = —————— = 3,2•10–8.
[HClO]
Чем меньше значение константы диссоциации, тем слабее электролит.
 Многоосновные кислоты, диссоциация которых протекает ступенчато, характеризуется несколькими константами диссоциации. Например: H2S H+ + HS–, К'дис = 1,02 • 10-7,
 HS- H+ + S2-, К''дис = 1,3 • 10-13.
Исходя из значений приведенных констант диссоциации можно отметить, что К' > К'', т. е. процесс распада электролита на ионы идет активнее по первой ступени.
|
| Ионные реакции. При взаимодействии растворов электролитов реакции происходят между ионами растворенных веществ. Химический процесс можно записать в молекулярной и ионно-молекулярной формах. Однако ионная форма отображает его точнее. При составлении ионных уравнений реакций вещества малодиссоциированные, малорастворимые (выпадающие в осадок) и газообразные изображаются в виде молекул: 1) H2SO4 + BaCl2 = BaSO4 ↓ + 2HCl молекулярное уравнение 2H+ + SO42–+ Ba2+ + 2Cl¯ = BaSO4 ↓ + 2H+ + 2Cl¯ полное (развернутое) ионно-молекулярное уравнение; Ba2+ + SO42– = BaSO4 ↓ сокращенное ионно-молекулярное уравнение. Сокращенное ионно-молекулярное уравнение указывает на то, что в реакции участвуют только ионы Ва2+ и сульфат - ионы SO42–. 2) Na2CO3 + 2HCl = 2NaCl + H2O + CO2 ↑ 2Na+ + CO32- + 2H+ + 2Cl– = 2Na+ + 2Cl– + H2O + CO2 ↑ СО32– + 2Н+ = Н2О + СО2 ↑. |
Водородный показатель среды
Вода является слабым электролитом и диссоциирует по уравнению
 Н2О Н+ + ОН–.
Константа диссоциации воды весьма мала:
[H+] • [OH–]
K = —————— = 1,8 • 10–16.
[H2O]
Принимая концентрацию воды [Н2O] величиной практически постоянной и учитывая, что молярная концентрация воды в воде равна 1000/18 = 55,56 моль/л, получаем
[H+] • [OH–] = 1,8 • 10–16 • 55,56 = 10–14.
Произведение концентрации ионов водорода и ионов гидроксида называется ионным произведением воды.
Так как при диссоциации одной молекулы воды получается один ион водорода и один ион гидроксида, то [H+] = [OH–] = 10–7 моль/л.
Если к воде прибавить кислоту, то [H+] > 10–7 моль/л, а если прибавить щелочь, то [H+] < 10–7 моль/л.
Таким образом, степень кислотности или щелочности раствора можно выразить с помощью концентрации ионов [H+] или [OH–].
Отрицательный десятичный логарифм концентрации водородных ионов принято называть водородным показателем рН
рН = –lg [H+].
Тогда рН различных растворов будут иметь следующие значения :
кислый pH < 7; нейтральныйpH = 7;щелочнойpH > 7.
|
Гидролиз
Гидролиз солей – это взаимодействие вещества с водой, при котором составные части вещества соединяются с составными частями воды.
Различают несколько случаев гидролиза
1. Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой одноосновной кислотой, идет с образованием сильного основания и слабой кислоты (гидролиз по аниону):
NaCH3COO + H2O NaOH + CH3COOH
 Na+ + CH3COO– + H2O Na+ + OH– + CH3COOH
 CH3COO– + H2O OH– + CH3COOH, рН > 7
Гидролиз соли, образованной сильным основанием и слабой многоосновной кислотой, протекает ступенчато:
2. Гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты, идет с
Уксусная кислота и гидроксид аммония — малодиссоциирующие вещества, однако незначительно они диссоциируют. В зависимости от степени диссоциации и определяют рН. В данном случае степени диссоциации для СН3СООН и NH4OH равны (a= 1,3 %), поэтому рН = 7.
Гидролиз соли, образованной слабым основанием и слабой летучей многоосновной кислотой, идет до конца (продукты гидролиза - слабое основание и слабая кислота): Al2S3 + 6H2O = 2Al(OH)3 ↓ + 3H2S↑. 4. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием,
|
ЛАБОРАТОРНАЯ РАБОТА № 5
|
|
|
Механическое удерживание земляных масс: Механическое удерживание земляных масс на склоне обеспечивают контрфорсными сооружениями различных конструкций...
Типы оградительных сооружений в морском порту: По расположению оградительных сооружений в плане различают волноломы, обе оконечности...
Общие условия выбора системы дренажа: Система дренажа выбирается в зависимости от характера защищаемого...
Индивидуальные очистные сооружения: К классу индивидуальных очистных сооружений относят сооружения, пропускная способность которых...
© cyberpedia.su 2017-2024 - Не является автором материалов. Исключительное право сохранено за автором текста.
Если вы не хотите, чтобы данный материал был у нас на сайте, перейдите по ссылке: Нарушение авторских прав. Мы поможем в написании вашей работы!
Na2CO3 + H2O NaHCO3 + NaOH
2Na+ + CO32– + H2O Na+ + HCO3– + Na+ + OH– 
CO32– + H2O HCO3 – + OH–, pH > 7
NaHCO3 + H2O NaOH + H2CO3 
HCO3– + H2O OH– + H2CO3, pH > 7
ZnCl2 + H2O ZnOHCl + HCl
Zn2+ + 2Cl– + H2O (ZnOH)+ + Cl– + H+ + Cl–
Zn2+ + H2O (ZnOH)+ + H+, pH < 7
3. Гидролиз соли слабого основания и слабой кислоты, идет с 
CH3COO–+ NH4+ NH4OH + CH3COOH
Na+ + Cl– + H2O Na+ + OH– + H+ + Cl–