ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Диссоциация воды. Водородный показатель из "Общая химия" Таким образом, основания — это электролиты, которые в водных растворах диссоциируют с образованием анионов только одного типа — гидроксид-ионов. [c.82] Вещества, которые при диссоциации образуют как ионы водорода, так и гидроксид-ионы, называются амфотерными соединениями или амфолитами. [c.83] Основания, амфотерные гидроксиды и кислородсодержащие кислоты можно назвать гидроксидами — веществами, содержащими гидроксид-группы 0Н . Общая формула гидроксидов ROH, где R — некоторая частица. Напрнмер, NaOH — гидроксид натрия, H2SO4 или S02(0H)2 — серная кислота или дигидроксид-диоксид серы (VI). [c.83] Различают несколько типов солей средние, кислые и основные. [c.84] В результате образуются только катионы металла и анионы кислотного остатка. [c.84] В результате диссоциации кислых солей образуются два типа катионов катионы металла и ионы водорода. [c.84] В зависимости от степени диссоциации все электролиты подразделяют на слабые п сильные. Такое деление условно, поскольку степень диссоциации зависит от концентрации электролита и температуры раствора и вследствие этого может меняться в широких пределах. [c.85] Силу электролита удобно характеризовать с помощью константы диссоциации. Это более общая количественная характеристика силы электролитов, чем степень диссоциации, так как она не зависит от концентрации. [c.85] Исходя из значений константы диссоциации, можно оценивать и сравнивать силу электролитов чем меньше Л д, тем электролит является более слабым, и наоборот, чем больше константа диссоциации, тем сильнее электролит. [c.86] Из приведенных значений Кд можно сделать такие выводы фосфорная кислота является более сильным электролитом по первой ступени диссоциации, чем по второй и третьей фтороводородная кислота слабее, чем фосфорная, по первой ступени диссоциации, но сильнее, чем фосфорная, по второй и третьей ступеням диссоциации. [c.86] Обычно ионы, образующие пару, разделены слоем частиц растворителя, но иногда они контактируют непосредственно, имея общую гидратную оболочку (рис. 5.4). Однако во всех случаях ионные пары нельзя считать недиссоциированными молекулами, так как они отличаются от молекул по свойствам. [c.87] Как уже отмечалось, деление электролитов на слабые и сильные условно, особенно если оно проводится по значению степени диссоциации. Например, если разбавить слабую азотистую кислоту НЫОг до концентрации 10 моль/л, то степень диссоциации ее приблизится к 100%, что характерно для сильных электролитов. Кроме того, один и тот же электролит различается по силе в зависимости от ступени диссоциации. Так, гидроксид кальция Са(0Н)2 является сильным электролитом по первой ступени диссоциации и слабым — по второй. [c.88] Ионше произжденце воды — постоянная величина как для чистой воды, так и для водных растворов различных электролитов, и она часто используется в аналитических расчетах. [c.89] Пример. Вычислите концентрацию гидроксид-ионов в 0,01 М растворе бромоводородной кислоты, приняв степень ее диссоциации за 100 %. [c.89] Если раствор нейтральный, т. е. с(Н+) = = с (ОН ), то pH = 7. В кислом растворе с(Н ) с (ОН ), следовательно, рН 1 7. В щелочном растворе с(Н+) С с (ОН ) и pH 7. Связь между коё -центрацией ионов водорода и водородным показателем можно проиллюстрировать схемой, помещенной слева. [c.90] Рассмотрим несколько примеров вычисления водородного показателя раствора. [c.90] Пример 1. Определите водородный показатель I М раствора азотистой кислоты, если степень диссоциации кислоты в данЕюм растворе равна 2 %. [c.90] Вернуться к основной статье