ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Концентрация водородных ионов. Водородный показатель. Гидролиз соАмфотерные элементы и их соединения из "Практикум по неорганической химии" Электрический ток проходит через растворы таких веществ которые способны распадаться на ионы. Эти вещества называются электролитами. Ионы, под действием электрического тока идущие к катоду, называются катионами, а идущие к аноду — анионами. Химические соединения, не способные давать в растворах ионы (например, сахар глицерин, спирт) и не проводящие тока,, называются неэлектролитами. [c.87] Положительные и отрицательные заряды ионов, на которые распадаются молекулы при растворении вещества, всегда численно равны между собой, поэтому и весь раствор электронейтра-лен. Ионы, отличаясь от электронейтральных атомов и молекул электрическими зарядами, обладают иным запасом анергии, чем соответствующие им атомы и молекулы, а следовательно, и иными свойствами. Например, атомы натрия разлагают воду, ионы натрия — нет. Молекулы хлора имеют желто-зеленый цвет, обладают запахом и окислительными свойствами, ядовиты, а ионы-хлора бесцветны, не имеют запаха, не обладают окислительными свойствами. Хлористый натрий, содержащий ионы натрия и хлора, не только не ядовит, но употребляется в пищу. [c.87] Аррениус (1 887), впервые раэработавщий теорию электролитической диссоциации, предложил в зависимости от степени диссоциации электролиты делить на сильные, средние и слабые. Степень диссоциации сильных электролитов более 30%, средних — от 30 до 5%, слабых — ниже 5%. Степень диссоциации зависит от следующих факторов I) природы электролита, 2) концентрации растворенного электролита, 3) присутствия в растворе одноименных ионов, 4) природы растворителя. Температура, как правило, не оказывает большого влияния на степень диссоциации, за исключением воды, у которой при нагревании увеличив вается степень диссоциации. [c.88] Сила кислот и оснований всецело связана с их степенью диссоциации чем более степень диссоциации, тем оильнее соответствующая кислота или щелочь. Об относительной силе электролитов можно судить по электропроводности их растворов, а также по химической активности в реакциях. Степень диссоциации важнейших электролитов приведена в таблице (см. приложение, стр. 170). При разбавлении растворов степень дисс01циации увеличивается. Присутствие в растворе одноименных ионов понижает степень диссоциации. [c.88] Ступенчатость диссоциации обусловливает возможность образования кислых и основных солей. [c.88] При установившемся равновесии отношение произведения концентрации ионов к концентрации недиссоциированных молекул есть величина постоянная (закон действия масс применительно к электролитической диссоциации). Величину К, являющуюся константой равновесия между недиссоциированными молекулами и свободными ионами, называют константой электролитической диссоциации. [c.89] При ступенчатой диссоциации каждая ступень имеет свою константу влектролитической диссоциации (см. приложение, стр. НТО). Чем больше диссоциация данного электролита, тем больше его константа диссоциации. Константа электролитической диссоциации не зависит ни от концентрации раствора электролита, ни от присутствия в растворе других электролитов. -Этим ода отличается от степени диссоциации. Константа электролитической диссоциации дает более общую характеристику электролита, чем степень диссоциации. Константа диссоциации зависит От температуры и растворителя. [c.90] Опытным путем установлено, что закон действия масс приложим только к разбавленным растворам электролитов, слабо диссоциирующих на ионы. Электролиты, хорошо диссоциирующие на ионы, отступают от закона действия масс, поэтому к сильным электролитам закон действия масс неприменим. Для сильных электролитов необходимо учитывать активность ионов, о чем будет сказано позднее. [c.90] Произведение растворимости. При изучении ионных реакций ючень часто приходится иметь дело с образованием труднорастворимых веществ. В насыщенном растворе малорастворимого электролита произведение концентрации его ионов есть величина постоянная при данной температуре. Эта величина называется произведением растворимости электролита. Она характеризует его растворимость и обозначается символом ПР. [c.90] Из двух однотипных солей меньшей растворимостью облада- т та соль, для которой произведение растворимости меньше (см. приложение, стр. 171). [c.90] Изменяя концентрации ионов в насыщенном растворе, можно-нарушить [равновесие и вызвать осаждение иди. растворение осадка электролита. [c.91] Полученное уравнение и будет ионным уравнением данной реакции. [c.91] Взять девять пробирок. В три пробирки налить по 3 мл дистиллированной воды. В первую внести три капли раствора лакмуса, во вторую— три капли фенолфталеина, в третью — три капли метилоранжа. Наблюдать окраску индикаторов в воде. Записать их окраску в таблицу (см. ниже). [c.91] В другие три пробирки налить по 3 мл соляной кислоты. В первую внести три капли раствора лакмуса, во вторую — три капли фенолфталеина, в третью — три капли метилоранжа. Наблюдать окраски индикаторов в кислоте. Записать их окраски в-таблицу. [c.91] В одну пробирку налить 3 мл 0,1 н. раствора соляной кислоты, в другую — 3 жл 0,1 н. раствора уксусной -кислоты. В каждую пробирку опустить по одинаковому кусочку цинка. Обе пробирки поместить в стакан с горячей водой. [c.92] Наблюдать выделение водорода. С какой кислотой реакция идет более энергично Объяснить это явление. Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной форме. [c.92] Наблюдать образование осадков. Написать уравнения реакций в молекулярной и ионной форме. Написать общую ионную реакцию обнаружения сульфат-иона. [c.92] Написать в молекулярной и ионной форме реакции образования гидроокиси магния и растворения ее в кислоте и в хлориде аммония. Объяснить, используя понятие произведения растворимости, растворение осадка гидроокиси магния в кислоте и в хлориде аммония. [c.93] Объяснить причину выпадения кристаллического осадка в первой пробирке и отсутствие осадка во второй пробирке. [c.93] Вернуться к основной статье