Поперечные профили набережных и береговой полосы: На городских территориях берегоукрепление проектируют с учетом технических и экономических требований, но особое значение придают эстетическим...
Индивидуальные и групповые автопоилки: для животных. Схемы и конструкции...
Топ:
Характеристика АТП и сварочно-жестяницкого участка: Транспорт в настоящее время является одной из важнейших отраслей народного...
Генеалогическое древо Султанов Османской империи: Османские правители, вначале, будучи еще бейлербеями Анатолии, женились на дочерях византийских императоров...
Интересное:
Средства для ингаляционного наркоза: Наркоз наступает в результате вдыхания (ингаляции) средств, которое осуществляют или с помощью маски...
Финансовый рынок и его значение в управлении денежными потоками на современном этапе: любому предприятию для расширения производства и увеличения прибыли нужны...
Что нужно делать при лейкемии: Прежде всего, необходимо выяснить, не страдаете ли вы каким-либо душевным недугом...
Дисциплины:
2017-09-30 | 686 |
5.00
из
|
Заказать работу |
|
|
С изменением концентрации слабого электролита его степень диссоциации изменяется таким образом, что значение константы диссоциации остается постоянным.
Математически зависимость между степенью диссоциации, константой диссоциации и концентрацией раствора выражается законом разбавления Оствальда.
закон разбавления Оствальда формулируется так: степень электролитической диссоциации слабых бинарных электролитов обратно пропорциональна корню квадратному из их концентрации или прямо пропорциональна корню квадратному из разбавления. Следовательно, закон разбавления дает возможность вычислять степень диссоциации при различных концентрациях, если известна константа диссоциации электролита. Наоборот, определив степень диссоциации при какой-нибудь концентрации, легко рассчитать константу диссоциации.
Закон Оствальда:
С увеличением разведения (уменьшением концентрации электролита) степень диссоциации электролита возрастает.
Зная характеристики a и К дисс можно рассчитать концентрацию ионов в растворах электролитов:
См иона = См эл-та∙ a ∙ n
для сильного электролита a = 1, поэтому
См иона = См эл-та∙ n
для слабого электролита a = √ Кдисс/См, поэтому
См иона = √ См эл-та∙ Кдисс ∙ n,
где n – число ионов данного типа, образовавшихся при диссоциации одной молекулы электролита.
К — константа диссоциации электролита, с — концентрация
Zn(OH)2 + Na(OH) =
Zn(OH)2 + 2 NaOH = Na2ZnO2 + 2 H2O
--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
1. Принципы образования химических связей. Примеры
Химическая связь w — межатомное взаимодействие, обусловленное перекрыванием внешних электронных оболочек атомов сопровождающееся понижением общей энергии образовавшейся системы.
|
Химическая связь может образовываться путем предоставления от каждого из атомов по одному или нескольким неспаренным электронам (кратные связи) с образованием электронных пар (ковалентная связь), либо при доминировании одним атомом электронной пары, а другим атомом вакантной электронной орбитали (донорно-акцепторная связь).
В образовании химической связи участвуют только электроны внешней электронной оболочки, а внутренние электронные уровни не затрагиваются. В результате, при образовании химической связи у каждого атома образуется заполненная электронная оболочка внешнего электронного уровня, состоящая из двух (дуплет) или восьми (октет) электронов
1. Ионная связь - это связь между катионами металлов и анионами неметаллов посредством передачи электронов в пользу неметаллов. Примером является обычная поваренная соль - NaCl. Натрий, отдавая единственный электрон на своем внешнем уровне, "отбрасывает" этот энергетический уровень. Тем временем хлор, в свою очередь, принимает этот электрон до завершения на внешнем уровне до 8 электронов. Обычно эта связь очень прочная.
2. Ковалентная связь - тип химической связи, который происходит путем объединения общих электронных пар между атомами-неметаллов. Ковалентную связь делят на 2 группы: полярная и неполярная. Ковалентная полярная связь(КПС) - связь между разными атомами-неметаллов. Примером является летучее водородное соединение - HCl, которое также является соляной кислотой. Водород имеет 1 электрон на внешнем уровне, хлор - 7 электронов. Объединяясь, общие электронные пары смещаются к более электроотрицательному атому (в данном случае - хлор). Теперь у хлора 8 электронов, у водорода - 2.
Ковалентная неполярная связь (КНС) - связь между одинаковыми атомами-неметаллов. Для понятия можно рассмотреть образование кислорода - O₂. Атомы объединяют свои неспаренные электроны, и таким образом, каждый атом имеет по 8 электронов.
3. Металлическая связь - тип химической связи, которая образуется посредством обобществленных электронов и атомов-ионов.
Здесь можно привести множество примеров: Cu, Fe, Na, K и т.д.
|
2. Электролиты. Сильные и слабые. Примеры.
Сильные электролиты это вещества, которые при растворении в воде практически полностью распадаются на ионы. Как правило, к сильным электролитам относятся вещества с ионными или сильно полярными связями: все хорошо растворимые соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO4, H2SO4,HNO3) и сильные основания (LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba(OH)2,Sr(OH)2,Ca(OH)2).
Слабые электролиты - вещества, частично диссоциирующие на ионы. Растворы слабых электролитов наряду с ионами содержат недиссоциированные молекулы. Слабые электролиты не могут дать большой концентрации ионов в растворе.
К слабым электролитам относятся:
1) почти все органические кислоты (CH3COOH, C2H5COOH и др.);
2) некоторые неорганические кислоты (H2CO3, H2S и др.);
3) почти все малорастворимые в воде соли, основания и гидроксид аммония (Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);
4) вода.
Они плохо (или почти не проводят) электрический ток.
3. Na(2)S + HCl =
Na2S+2HCl = 2NaCl + H2S (cероводородная к-та) - реакция обмена
Na2S + 2HCl(разб.) = 2NaCl + H2S
2Na(+)+S(-2) + 2H(+)+2Cl(-)(разб.) = 2Na(+)+Cl (-)+ 2H(+)+S(-2)
--------------------------------------------------------------------------------------------------------------------------
|
|
Особенности сооружения опор в сложных условиях: Сооружение ВЛ в районах с суровыми климатическими и тяжелыми геологическими условиями...
Типы оградительных сооружений в морском порту: По расположению оградительных сооружений в плане различают волноломы, обе оконечности...
Опора деревянной одностоечной и способы укрепление угловых опор: Опоры ВЛ - конструкции, предназначенные для поддерживания проводов на необходимой высоте над землей, водой...
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!