Электролитическая диссоциация. Гидролиз солей

При подготовке настоящего издания большинство разделов коренным образом переработано, а некоторые из них написаны заново, в частности глава П1, в которой дано строение атома с привлечением некоторых понятий квантовой механики. На основе представлений о закономерностях формирования электронных оболочек атомов рассматриваются периодический закон и периодическая система химических элементов. Изложение природы химической связи, валентности элементов, строения молекул тесно связано со строением атомов. Существенной переработке подверглись главы Скорость химических реакций. Химическое равновесие , Растворы. Электролитическая диссоциация. Электролиз . В эти главы включен ряд новых тем зависимость скорости реакции от температурь ) химическое равновесие, гидролиз солей и др. [c.3]

Гидролиз солей происходит лишь в тех случаях, когда ионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации соли — катион, анион, или оба вместе,— способны образовывать с ионами воды и ОН малодиссоциированные сочетания. Гидролизу подвергаются соли, образованные [c.65]

Теория электролитической диссоциации позволила дать научное определение понятиям кислота , основание , буферная емкость раствора , создать теорию индикаторов, объяснить процессы ступенчатой диссоциации, гидролиза солей и т. д. Ниже рассмотрены некоторые примеры приложения это["1 теории к химическому равновесию в растворах. [c.38]

Растворы. Электролитическая диссоциация. Гидролиз солей 105 [c.1]

ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ [c.88]

Основные понятия и законы химии. . , 2. Строение атомов и молекул. Строение вещества. Классификация неорганических веществ. Периодический закон Д. И, Менделеева. ... 3. Растворы. Электролитическая диссоциация. Гидролиз солей, , а а [c.472]

Учебное пособие представляет собой руководство к лабораторным занятиям по курсу общей и неорганической химии для студентов нехимических и химико-технологических вузов. Теоретические разделы книги даны на основе современных представлений о строении вещества и химической термодина МИКИ. В них кратко рассмотрены основные вопросы курса атомно-молекулярная теория скорости химических реакций химическое равновесие теплоты химических реакций электролитическая диссоциация гидролиз солей окислительно-восстановительные реакции электролиз и другие. Подробно описаны методика и техника выполнения опытов полумикрометодом. В каждой главе приведены контрольные вопросы и задачи. [c.2]

Пособие содержит описания лабораторных работ по общей химии (определение эквивалентов и молекулярных масс, кинетика реакций, электролитическая диссоциация, гидролиз и др.), а также опытов по изучению свойств элементов н их важнейших неорганических соединений. Особое внимание уделено описанию синтезов соединений, не требующих сложной аппаратуры. Каждый раздел заканчивается перечнем контрольных вопросов, упражнений и задач. В практикум по неорганической химии впервые включен ряд инструментальных работ (определение частного порядка и константы скорости реакции, определение коэффициента распределения, спектрофотометрическое определение состава комплексов и др.) и опытов по химии элементов (химии галлия и лантаноидов, химические свойства фосфорной кислоты и ее солей и др.). [c.2]

Теория электролитической диссоциации позволила дать научное определение понятиям кислота , основание , буферная емкость раствора , создать теорию индикаторов, объяснить процессы ступенчатой диссоциации, гидролиза солей и т. д. [c.25]

Причиной гидролиза является электролитическая диссоциация соответствующих солей и воды. Вода незначительно диссоциирует на ионы Н+ и ОН , но в процессе гидролиза один или оба из этих ионов могут связываться ионами подвергающейся гидролизу соли в малодиссоциированные, летучие или труднорастворимые вещества. [c.177]

Приближенные формулы действительны при (/( с)<0,01. Здесь K = Kj (диссоциация слабой кислоты), (диссоциация слабого основания). Кг (или /(в/ до, гидролиз соли по катиону), К (или А в/ дк> гидролиз соли по аниону), Л к (протолиз слабой кислоты). Ко (или KJK , протолиз слабого основания). О процессах электролитической диссоциации, гидролиза и протолиза — см. рубрики соответствующих констант. [c.216]

Менее устойчивой солью является карбонат аммония, подверженный в водном растворе, кроме электролитической диссоциации и гидролиза, также и термической диссоциации. [c.471]

Теория электролитической диссоциации позволила дать научное определение понятиям кислота , основание , буферная емкость раствора , создать теорию индикаторов, объяснить ступенчатую диссоциацию, гидролиз солей и т. д. Однако количественные выводы этой теории, основанные главным образом на приложении закона действия масс к реакциям диссоциации, оказались применимы только к растворам сильно разбавленным и с низкой степенью диссоциации. [c.136]

Соли Bi(III) весьма разнообразны и устойчивы. Кислотные признаки у них проявляются в характере гидролиза (который у них преобладает над электролитической диссоциацией) [c.387]

Гидролизу могут подвергаться химические соединения различных классов соли, углеводы, белки, эфиры, жиры и т. д. В неорганической химии чаще всего приходится иметь дело с гидролизом солей, т. е. с обменным взаимодействием ионов соли с ионами воды, в результате которого смещается равиовесие электролитической диссоциации воды. [c.202]

Такой случай гидролиза называют гидролизом пв ка-тисну и аниону. Водные растворы таких солей имеют нейтральную, кислую или щелочную реакцию в зависимости от величины констант электролитической диссоциации [c.207]

Применение этих методов позволяет получить количественные характеристики электролитической диссоциации слабых электролитов, растворимости малорастворимых солей, степени гидролиза, подвижности ионов и коллоидных частиц определять pH растворов осуществлять тонкий анализ на содержание незначительных примесей и т. д. [c.79]

Методы измерения электрической проводимости растворов широко применяют для определения констант электролитической диссоциации слабых электролитов, концентраций растворенных веществ или их растворимости, степени и константы гидролиза солей, содержания растворенной формы методом кондуктометрического титрования и т. д. [c.83]

В неорганической химии чаще всего приходится иметь дело с гидролизом солей, т. е. с обменным взаимодействием ионов соли с молекулами воды, в результате которого смещается равновесие электролитической диссоциации воды. [c.283]

Под гидролизом солей понимают всякую реакцию между ионами соли и ионами воды, в результате которой образуется кислота (или кислая соль) и основание (или основная соль). Гидролиз солей обусловлен взаимной электролитической диссоциацией солей и воды, а также образующихся в результате гидролиза кислот, оснований и солей. Гидролиз протекает с образованием малодиссоциированных, летучих или малорастворимых веществ. В процессе гидролиза один или оба иона весьма незначительно диссоциирующей воды связываются ионами подвергающейся гидролизу соли, вследствие чего все новые и новые молекулы воды вовлекаются в реакцию. [c.55]

В результате гидролиза смещается равновесие электролитической диссоциации воды. Сущность этого процесса заключается в том, что катион соли или ее анион связывает соответственно ОН - или Н -ионы с образованием слабого электролита (основания или кислоты). [c.132]

Протолит, отщепляющий в рассматриваемой реакции протоны, называют кислотой, а протолит, присоединяющий протоны, — основанием. Тем самым понятия кислота и основание , которые ранее мы относили только к молекулам, распространяются и на участвующие в таких реакциях ионы. При этом одни и те же частицы (молекулы или ионы) в одной реакции могут выступать как кислота, а в другой — как основание. Так, в реакции 1 (диссоциация плавиковой кислоты) вода выступает в качестве основания (ее молекулы присоединяют протоны), а в реакции 2 (гидролиз солей той же кислоты) — в качестве кислоты (ее молекулы отщепляют протоны), а в качестве основания в этой реакции выступают ионы кислотного остатка Р . При электролитической диссоциации воды (реакция 3) одни ее молекулы, отщепляя протон, выступают в качестве кислоты, а другие, присоединяя протон, в качестве основания. При реакциях нейтрализации (4 и 5) в качестве кислоты выступают ионы гидроксония, а в качестве основания в одном случае ионы гидроксила, в другом — нерастворимая гидроокись. [c.23]

Гидролиз солей всегда происходит в тех случаях, когда их ионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации, способны образовывать с водой слабые (малодиссоциированные) электролиты. [c.134]

Что касается реакции среды растворов солей, образованных слабыми кислотой и основанием, то этот вопрос решается через сравнение степеней электролитической диссоциации образующихся при гидролизе кислоты и основания. Так, в рассматриваемом примере значения констант электролитической диссоциации [c.123]

Гидролиз солей, или их обменное взаимодействие с водой, происходит лишь в тех случаях, ко1 да ионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации соли, -- катион, анион или оба вместе - способны образовывать с нонами нод1>1 Н и ОН малодиссо,циированные соединения. Гидро.лизу подвергаются соли, образованные а) слабыми кислотами и сильными основаниями б) слабыми основаниями и сильными кислотами и в) слабыми кислотами и слабыми основаниями. [c.129]

Гидролиз обусловлен образованием плохо диссоциирующих частиц СиОН . В результате равновесие электролитической диссоциации воды смещается и в растворе появляется избыток водородных ионов поэтому реакция среды кислая (рН<7). Очевидно, чем слабее основание, тем полнее будет гидролиз. Сделаем обобщение — гидролизу по катиону подвержена соль слабого основания и сильной кислоты (ЫН4Вг, РЬС12 и т.д.). [c.203]

При растворении некоторых соедиисний в воде, в частности солей, наряду с процессами электролитической диссоциации с образованием гидратированных ионов протекает обменная реакция между молекулами воды и раств зренного веи1сства. Такой процесс называется гидролизом. [c.94]

Реакция среды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы таких солей могут иметь или нейтральную, или кислую, или щелочную реакцию в зависимости от величины констант электролитической диссоциации кислот и оснований, образующих эти соли, -Так, для гидролиза СНзСОО ЫН4 реакция получен- [c.179]

В результате взаимодействия между ионами воды и соли один из ионов поды связывается ионом соли в слабо-диссоциирующую частицу или труднорастворимое вещество, а другой нон воды накапливается в растворе, сообщая ему кислую или щелочную реакцию. Процесс обменного взаимоде11СТЕИя нонов соли с молекулами воды, в результате которого смещается равновесие электролитическо диссоциации воды, называется гидролизом (от греческих слов гидро — вода, лизис — разложение). [c.78]

Сама по с-ебе электролитическая диссоциация Сг(ОН)з и по тому и по другому направлению невелика, так как и основные, и особенно кислотные свойства гидроокиси хрома выражены довольно слабо. Поэтому соли трехвалентного хрома подвергаются в растворах значительному гидролизу, а растворимые хромиты при отсутствии достаточного избытка щелочи гидролизовалы практически нацело. Примером нерастворимого в воде хромита может- служить п >иродный хромистый железняк [Ре(Сг02),2]. [c.367]

Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием, также подвергаются гидролизу, например хлорид алюминия AI I3. В этом случае образуется слабый электролит гидроксоалюминий-иои А1(0Н) Связывание гидроксид-ионов приводит к усилению электролитической диссоциации воды и накоплению 1Юнов Н [c.84]

Обычно гадролизуется лишь очень малая часть ионов, образующихся при электролитической диссоциации соли, поэтому степень гидролиза намного меньше единицы А 1 [c.130]

Зная константы электролитической диссоциации кислот и оснований, легко вычислить концентрацию [Н 1 и [0Н в растворе, степень электролитической диссоциации электролита, степень гидролиза солей, изменения концентраций [Н+ и ]ОН 1 в процессе нейтрали-зации слабых кислот и слабых оснований и др. [c.134]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология