Растворы. Электролитическая диссоциация Гидролиз солей

Сильные и слабые электролиты. Электролитическая диссоциация. Константа диссоциации. Степень диссоциации. Ионные уравнения реакций. Свойства кислот, оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации Аррениуса. Гидролиз солей. Электролиз водных растворов и расплавов солей. Процессы, протекающие у катода и анода. [c.501]

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]

Протолитическая теория, позволяющая предвидеть поведение различных веществ не только в водных, но и в неводных растворах, является более общей, теорией кислот, и оснований, чем воззрения, основанные на теории электролитической диссоциации Аррениуса. Кроме того, эта теория позволяет рассматривать с одной общей точки зрения процессы, которые, по прежним воззрениям, относятся к совершенно различным типам. Таковы реакция нейтрализации, взаимодействие между сильными кислотами и солями слабых кислот или сильными основаниями и солями слабых оснований, гидролиз солей и ионизация кислот и оснований. Протолитическая теория устанавливает аналогию между протолитическими реакциями и реакциями окисления — восстановления, сущность которых заключается, как известно, в переходе электронов от атомов (ионов) восстановителя к атомам (ионам) окислителя. [c.102]

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]

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]

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]

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

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]

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]

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]

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]

Свойства гидратной воды. Водные растворы галогенидов щелочных металлов имеют pH, близкий к 7, но водные растворы солей многозарядных катионов обладают кислой, а многих солей щелочных металлов со слабыми кислотами — щелочной реакцией. Этот эффект обусловлен процессом гидролиза. Электролитическую диссоциацию координированной молекулы воды можно представить следующим образом [c.216]

Применяющиеся в технике водоочистки коагулянты чаще всего являются солями слабых оснований и сильных кислот (сульфат алюминия, хлорное железо и др.). При растворении их происходит гидролиз. Взаимодействуя с гидроксильными ионами, содержащимися в воде, в результате электролитической диссоциации последней эти соли образуют малорастворимые основания. В воде накапливаются ионы водорода, и раствор приобретает кислую реакцию. [c.141]

Зная константы электролитической диссоциации кислот и оснований, легко вычислить концентрацию [Н ] и [ОН ] в растворе, степень электролитической диссоциации электролита, степень гидролиза солей, изменения концентраций [№] и [ОН ] в процессе нейтрализации слабых кислот и слабых оснований и др. [c.114]

Бинарное соединение. Бесцветная жидкость (слой более 5 м толщиной окращен в голубой цвет), без вкуса и запаха. Молекула имеет строение дважды незавершенного тетраэдра [ 0Н2] (sp -гибридизация). Летучее вещество, термически устойчивое до 1000 °С. Твердая вода (лед) легко возгоняется. Природная вода по изотопному составу водорода в основном HgO с примесью Н НО, по изотопному составу кислорода в основном Н2 0 с примесью Нг О и Н2 О. В малой степени подвергается автоионизированию (автопротолизу) до Н+ или, точнее, до Н3О+ и ОН . Катион оксония Н3О+ имеет строение незавершенного тетраэдра [ 0(Н)з] (sp -гибридизация). В водном растворе ион НзО" — самая сильная кислота, ион ОН — самое сильное основание, вода — самая слабая кислота (по отношению к иону ОН ) и основание (по отношению к иону Н3О+). Жидкая вода ассоциирована за счет водородных связей до (НгО) (при комнатной температуре л = 4). Образует кристаллогидраты со многими солями, аквакомплексы — с катионами металлов. Реагирует с металлами, неметаллами, оксидами. Вызывает электролитическую диссоциацию кислот, оснований и солей, гидролизует многие бинарные соединения и соли. Подвергается электролизу в присутствии сильных электролитов. Почти универсальный жидкий растворитель неорганических веществ. Для химических целей природную воду очищают перегонкой (дистиллированная вода), для промышленных целей умягчают, устраняя временную и постоянную жесткость (см. 41 , 43 ), или полностью обессоливают, пропуская через иониты в кислотной Н -форме и щелочной ОН -форме (ионы солей осаждаются на ионитах, а ионы Н + и ОН переходят в воду и взаимно нейтрализуются). Питьевую воду обеззараживают хлорированием (старый способ — см. 67 ) или озонированием (современный, но дорогой способ озон не только окисляет вредные примеси подобно хлору, но и увеличивает содержание растворенного кислорода — см. 71 ). [c.153]

Протолитическая теория, позволяющая предвидеть поведение различных веществ не только в водных, но и в неводных растворах, является гораздо более общей теорией кислот и оснований, чем обычные воззрения, основанные на теории электролитической диссоциации Аррениуса. Кроме того, эта теория позволяет рассматривать с одной общей точки зрения процессы, которые по прежним воззрениям относятся к совершенно различным типам. Таковы реакция нейтрализации, взаимодействие между сильными кислотами и> солями слабых кислот или сильными основаниями и солями слабых оснований, процесс гидролиза солей и процессы электролитической диссоциации кислот н оснований. Эта теория устанавливает аналогию между протолитическими реакциями и реакциями окисления—восстановления, сущность которых заключается, как известно, в переходе электронов от атомов (ионов) восстановителя к атомам (ионам) окислителя. Все это представляет собой весьма ценные преимущества протолитической теории по сравнению с прежними воззрениями. Однако в настоящее время она еще не получила достаточно широкого распространения. Последовательное ее проведение потребовало бы перестройки всех существующих химических воззрений. [c.184]

Можно дать следующее определение гидролизу гидролиз солей — это взаимодействие ионов соли (одного или обоих) с ионами воды, сопровождающееся нарушением равновесия электролитической диссоциации воды и образованием мало диссоциированных продуктов, часто приводящее к накоплению Н+ или ОН-, т. е. к возникновению кислой или щелочной реакции раствора. [c.79]

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]

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]

Растворы. Классификация растворов. Растворитель и растворенное вещество. Общие свойства истинных растворов. Насыщенный, пересыщенный и ненасыщенный раствор. Способы выражения состава раствора (массовая доля вещества в растворе, молярная концентрация, нормальная концентрация). Физическая теория растворов Я. Вант-Гоффа и С. Аррениуса. Химическая теория растворов Д. И. Менделеева. Сольваты, гидраты, кристаллогидраты, кристаллизационная вода. Растворение веществ как физико-химический процесс. Тепловой эффект процесса растворения. Растворимость веществ. Факторы, влияющие на растворимость веществ. Электролиты и неэлектролиты. Теория электролитической диссоциации С. Аррениуса. Степень электролитической диссоциации. Зависимость степени диссоциации от природы электролита, природы растворителя, концентрации и температуры раствора. Кажущаяся степень диссоциации сильных электролитов. Константа электролитической диссоциации. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Ионно-молекулярные уравнения реакций. Гидролиз солей. Факторы, влияющие на процесс гидролиза. Степень и константа гидролиза. [c.5]

Несмотря на значительные успехи в области изучения структуры воды и водных растворов, предложенные теории гидратации ионов дают пока лишь качественное описание наблюдаемых явлений. Количественные характеристики растворов даются на основе классической теории электролитической диссоциации. В связи с этим для сильных электролитов (к ним относятся все растворенные в природных водах соли) при расчете констант диссоциации, равновесия, гидролиза и др. используют активности или умножают аналитически определяемые концентрации ионов на соответствующие коэффициенты активности. Согласно эмпирической теории Льюиса и Рендалла при концентрациях электролитов т 0,02 моль/л, что близко к солевому составу пресных вод, средний коэффициент активности диссоциирующего на ионы вещества у[ является функцией ионной силы раствора р., которая суммарно оценивает влияние силовых полей ионов на различные свойства растворов. Как известно, ионная сила водных растворов и коэффициенты активности определяются из выражений (г — валентность ионов) [c.83]

Несмотря на значительные успехи в области изучения структуры воды и водных растворов, предложенные теории гидратации ионов дают пока лишь качественное описание наблюдаемых явлений. Количественные ха-.рактеристики расгворов даются на основе классической теории электролитической диссоциации. В связи с этим для сильных электролитов (к ним от-лосятся все растворенные в природных водах соли) при расчете констант диссоциации, равновесия, гидролиза и др. используют активности или умножают аналитически определяемые концентрации ионов на соответствующие [c.148]

Соли этого типа подвергаются гидролизу относитатьно легко. Реакция и pH раствора определяются относительной силой образующихся оснований и кислот. В рассматриваемом случае константы электролитической диссоциации К Н40Н и СН4СООН при 25° С соответственно равны 1,79-и 1,76-10", а потому реакция раствора практически нейтральна (рН 7) (см. табл. 38). [c.213]

Гидролиз солей. Карбопат натрия Naj Os—средняя соль. Она не содержит ни водородных, ни гидроксильных ионов. Исходя из состава карбоната натрия, можно было бы ожидать, что его водный раствор должен иметь нейтральную реакцию. Однако в действительности водный раствор карбоната натрия имеет щелочную реакцию. Теория электролитической диссоциации объясняет это явление следующим образом. [c.276]

Уравнение (66) показывает, что концентрация ионов водорода в водном растворе бинарных солей (типа ЫН СзНдОз), образованных катионами слабых оснований и анионами сильных кислот, пропорциональна произведению константы электролитической диссоциации кислоты на корень квадратный из константы гидролиза. [c.77]

Рассмотрим подробнее вопрос о гидролизе солей, поскольку с ним приходится постоянно сталкиваться в практике анализа. При растворении многих нормальных солей в воде получаемый раствор приобретает кислую или щелочную реакцию. С первым случаем можно столкнуться при растворении NH4 I, со вторым— при растворении K N. Так как эти соли при диссоциации не могут дать ни гидроксильного, ни водородного ионов, то идущее до известной степени накопление Н+ или ОН может явиться лишь результатом взаимодействия соли с водой. Если учесть, что большинство солей в водном растворе находится в состоянии полного распада на ионы, то при гидролизе, очевидно, происходит соединение ионов, получаемых в результате электролитического распада воды, с ионами соли, если при этом могут [c.74]