Primjeri su visoko topljivi elektroliti u vodi. Teorija elektrolitičke disocijacije

Sve tvari možemo podijeliti na elektrolite i neelektrolite. Elektroliti su tvari čije otopine ili taline provode struja(na primjer, vodene otopine ili taline KCl, H3PO4, Na2CO3). Tvari koje nisu elektroliti ne provode električnu struju kada su otopljene ili otopljene (šećer, alkohol, aceton itd.).

Elektroliti se dijele na jake i slabe. Jaki elektroliti u otopinama ili talinama potpuno disociraju na ione. Prilikom pisanja jednadžbi kemijske reakcije ovo je podcrtano strelicom u jednom smjeru, na primjer:

HCl → H + + Cl -

Ca (OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -

Jaki elektroliti uključuju tvari s heteropolarnim ili ionskim kristalna struktura(tablica 1.1).

Tablica 1.1 Jaki elektroliti

Slabi elektroliti se samo djelomično razlažu na ione. Uz ione, u talinama ili otopinama ovih tvari prisutna je velika većina nedisociranih molekula. u rješenjima slabi elektroliti paralelno s disocijacijom teče i obrnuti proces - asocijacija, tj. spajanje iona u molekule. Pri pisanju jednadžbe reakcije to je naglašeno s dvije suprotno usmjerene strelice.

CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +

Slabi elektroliti uključuju tvari homeopolarnog tipa kristalna rešetka(tablica 1.2).

Tablica 1.2 Slabi elektroliti

Ravnotežno stanje slabog elektrolita u Vodena otopina kvantificirati stupanj elektrolitička disocijacija i konstanta elektrolitičke disocijacije.

Stupanj elektrolitičke disocijacije α je omjer broja molekula razloženih na ione prema ukupni broj otopljene molekule elektrolita:

Stupanj disocijacije pokazuje koji dio ukupno otopljeni elektrolit se razlaže na ione i ovisi o prirodi elektrolita i otapala, kao i o koncentraciji tvari u otopini, ima bezdimenzionalnu vrijednost, iako se obično izražava u postocima. S beskonačnim razrjeđivanjem otopine elektrolita, stupanj disocijacije se približava jedinici, što odgovara potpunoj, 100% disocijaciji molekula otopljene tvari u ione. Za otopine slabih elektrolita α<<1. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью (α =1). Если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты степень электрической диссоциации α =0,0132, это означает, что 0,0132 (или 1,32%) общего количества растворённой уксусной кислоты продиссоциировало на ионы, а 0,9868 (или 98,68%) находится в виде недиссоциированных молекул. Диссоциация слабых электролитов в растворе подчиняется закону действия масс.

Općenito, reverzibilna kemijska reakcija može se predstaviti kao:

a A+ b B D d D+ e E

Brzina reakcije izravno je proporcionalna umnošku koncentracije reagirajućih čestica u potencijama njihovih stehiometrijskih koeficijenata. Zatim za izravnu reakciju

V 1 = k 1 [A] a[B] b,

i brzinu obrnute reakcije

V 2 = k 2[D] d[E] e.

U nekom trenutku u vremenu, brzine prednje i obrnute reakcije će se izjednačiti, tj.

To se stanje naziva kemijska ravnoteža. Odavde

k 1 [A] a[B] b=k 2[D] d[E] e

Grupirajući konstante s jedne strane i varijable s druge strane, dobivamo:

Dakle, za reverzibilnu kemijsku reakciju u stanju ravnoteže, umnožak ravnotežnih koncentracija reakcijskih produkata u potencijama njihovih stehiometrijskih koeficijenata, u odnosu na isti produkt za početne tvari, konstantna je vrijednost pri danoj temperaturi i tlaku . Brojčana vrijednost konstante kemijske ravnoteže Do ne ovisi o koncentraciji reaktanata. Na primjer, konstanta ravnoteže za disocijaciju dušične kiseline, u skladu sa zakonom djelovanja mase, može se napisati kao:

HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -

vrijednost K a naziva se konstanta disocijacije kiseline, u ovom slučaju dušične.

Slično se izražava konstanta disocijacije slabe baze. Na primjer, za reakciju disocijacije amonijaka:

NH 3 + H 2 O DNH 4 + + OH -

vrijednost K b naziva konstanta disocijacije baze, u ovom slučaju amonijaka. Što je viša konstanta disocijacije elektrolita, elektrolit više disocira i veća je koncentracija njegovih iona u otopini u ravnoteži. Postoji odnos između stupnja disocijacije i konstante disocijacije slabog elektrolita:

Ovo je matematički izraz Ostwaldovog zakona razrjeđivanja: kada se slabi elektrolit razrijedi, povećava se stupanj njegove disocijacije. Za slabe elektrolite na Do≤1∙10 -4 i IZ≥0,1 mol/l koristite pojednostavljeni izraz:

Do= α 2 ∙IZ ili α

Primjer1. Izračunajte stupanj disocijacije i koncentraciju iona i [ NH 4 + ] u 0,1 M otopini amonijevog hidroksida ako Do NH 4 OH \u003d 1,76 ∙ 10 -5

Dato je: NH 4 OH

Do NH 4 OH \u003d 1,76 ∙ 10 -5

Riješenje:

Budući da je elektrolit prilično slab ( Na NH4OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:

ili 1,33%

Koncentracija iona u binarnoj otopini elektrolita jednaka je C∙α, budući da binarni elektrolit ionizira uz stvaranje jednog kationa i jednog aniona, tada \u003d [ NH 4 + ] \u003d 0,1 1,33 10 -2 \u003d 1,33 10 -3 (mol / l).

Odgovor: a=1,33%; \u003d [NH 4 +] \u003d 1,33 ∙ 10 -3 mol / l.

Teorija jakih elektrolita

Jaki elektroliti u otopinama i talinama potpuno disociraju na ione. Međutim, eksperimentalna istraživanja električne vodljivosti otopina jakih elektrolita pokazuju da je njezina vrijednost donekle podcijenjena u usporedbi s električnom vodljivošću koja bi trebala biti pri 100%-tnoj disocijaciji. Ova razlika se objašnjava teorijom jakih elektrolita koju su predložili Debye i Hueckel. Prema ovoj teoriji, u otopinama jakih elektrolita postoji elektrostatska interakcija između iona. Oko svakog iona stvara se “ionska atmosfera” od iona suprotnog naboja, što usporava kretanje iona u otopini pri prolasku istosmjerne električne struje. Osim elektrostatske interakcije iona, u koncentriranim otopinama potrebno je voditi računa o asocijaciji iona. Utjecaj međuionskih sila stvara učinak nepotpune disocijacije molekula, tj. prividni stupanj disocijacije. Eksperimentalno određena vrijednost α uvijek je nešto niža od prave α. Na primjer, u 0,1 M otopini Na 2 SO 4 eksperimentalna vrijednost α = 45%. Za uzimanje u obzir elektrostatskih čimbenika u otopinama jakih elektrolita koristi se koncept aktivnosti (a). Aktivnost iona naziva se efektivna ili prividna koncentracija, prema kojoj ion djeluje u otopini. Aktivnost i prava koncentracija povezani su izrazom:

gdje f- koeficijent aktivnosti, koji karakterizira stupanj odstupanja sustava od idealnog zbog elektrostatskih interakcija iona.

Koeficijenti aktivnosti iona ovise o vrijednosti µ, koja se naziva ionska jakost otopine. Ionska jakost otopine mjera je elektrostatske interakcije svih iona prisutnih u otopini i jednaka je polovici zbroja umnožaka koncentracija (S) svakog od iona prisutnih u otopini po kvadratu njegovog broja naboja (z):

U razrijeđenim otopinama (µ<0,1М) коэффициенты активности меньше единицы и уменьшаются с ростом ионной силы. Растворы с очень низкой ионной силой (µ < 1∙10 -4 М) можно считать идеальными. В бесконечно разбавленных растворах электролитов активность можно заменить истинной концентрацией. В идеальной системе a = c a faktor aktivnosti je 1. To znači da praktički nema elektrostatskih međudjelovanja. U vrlo koncentriranim otopinama (µ>1M), koeficijenti aktivnosti iona mogu biti veći od jedinice. Odnos koeficijenta aktivnosti s ionskom jakošću otopine izražava se formulama:

na µ <10 -2

pri 10 -2 ≤ µ ≤ 10 -1

+ 0,1z2µ na 0,1<µ <1

Konstanta ravnoteže izražena aktivnostima naziva se termodinamička. Na primjer, za reakciju

a A+ b B d D+ e E

termodinamička konstanta ima oblik:

Ovisi o temperaturi, tlaku i prirodi otapala.

Budući da je aktivnost čestice , dakle

gdje Do C je konstanta koncentracijske ravnoteže.

Značenje Do C ne ovisi samo o temperaturi, prirodi otapala i tlaku, već i o ionskoj jakosti m. Budući da termodinamičke konstante ovise o najmanjem broju čimbenika, one su, dakle, najosnovnije karakteristike ravnoteže. Stoga se u referentnim knjigama daju termodinamičke konstante. Vrijednosti termodinamičkih konstanti nekih slabih elektrolita dane su u dodatku ovog priručnika. \u003d 0,024 mol / l.

S povećanjem naboja iona smanjuje se koeficijent aktivnosti i aktivnost iona.

Pitanja za samokontrolu:

Što je idealan sustav? Navedite glavne razloge odstupanja realnog sustava od idealnog.
Koliki je stupanj disocijacije elektrolita?
Navedite primjere jakih i slabih elektrolita.
Kakav je odnos između konstante disocijacije i stupnja disocijacije slabog elektrolita? Izrazi to matematički.
Što je aktivnost? Kako su vezane aktivnost iona i njegova prava koncentracija?
Što je faktor aktivnosti?
Kako naboj iona utječe na vrijednost koeficijenta aktivnosti?
Što je ionska jakost otopine, njezin matematički izraz?
Napiši formule za izračun koeficijenata aktivnosti pojedinih iona ovisno o ionskoj jakosti otopine.
Formulirajte zakon djelovanja mase i izrazite ga matematički.
Što je konstanta termodinamičke ravnoteže? Koji faktori utječu na njegovu vrijednost?
Što je konstanta koncentracijske ravnoteže? Koji faktori utječu na njegovu vrijednost?
Kako su povezane termodinamičke i koncentracijske konstante ravnoteže?
U kojoj se mjeri može promijeniti vrijednost koeficijenta aktivnosti?
Koje su glavne odredbe teorije jakih elektrolita?

RJEŠENJA
TEORIJA ELEKTROLITSKE DISOCIJACIJE

ELEKTROLITSKA DISOCIJACIJA
ELEKTROLITI I NEELEKTROLITI

Teorija elektrolitičke disocijacije

(S. Arrhenius, 1887.)

1. Kada se otope u vodi (ili rastale), elektroliti se razgrađuju na pozitivno i negativno nabijene ione (podložni elektrolitičkoj disocijaciji).

2. Pod djelovanjem električne struje kationi (+) se kreću prema katodi (-), a anioni (-) prema anodi (+).

3. Elektrolitička disocijacija je reverzibilan proces (obratna reakcija naziva se molarizacija).

4. Stupanj elektrolitičke disocijacije ( a ) ovisi o prirodi elektrolita i otapala, temperaturi i koncentraciji. Prikazuje omjer broja molekula razloženih na ione ( n ) na ukupan broj molekula unesenih u otopinu ( N).

a = n / N0< a <1

Mehanizam elektrolitičke disocijacije ionskih tvari

Pri otapanju spojeva s ionskim vezama ( npr. NaCl ) proces hidratacije počinje orijentacijom vodenih dipola oko svih izbočina i lica kristala soli.

Orijentirajući se oko iona kristalne rešetke, molekule vode s njima stvaraju vodikove ili donorsko-akceptorske veze. Ovim procesom oslobađa se velika količina energije, koja se naziva energija hidratacije.

Energija hidratacije, čija je vrijednost usporediva s energijom kristalne rešetke, ide na razaranje kristalne rešetke. U tom slučaju hidratizirani ioni prelaze sloj po sloj u otapalo i, miješajući se s njegovim molekulama, tvore otopinu.

Mehanizam elektrolitičke disocijacije polarnih tvari

Slično disociraju i tvari čije su molekule građene prema tipu polarne kovalentne veze (polarne molekule). Oko svake polarne molekule materije ( npr. HCl ), dipoli vode su usmjereni na određeni način. Kao rezultat interakcije s vodenim dipolima, polarna molekula postaje još više polarizirana i pretvara se u ionsku molekulu, tada se lako stvaraju slobodni hidratizirani ioni.

Elektroliti i neelektroliti

Elektrolitička disocijacija tvari, koja se nastavlja stvaranjem slobodnih iona, objašnjava električnu vodljivost otopina.

Proces elektrolitičke disocijacije obično se zapisuje u obliku dijagrama, bez otkrivanja njegovog mehanizma i izostavljanja otapala ( H2O ), iako je on glavni suradnik.

CaCl 2 "Ca 2+ + 2Cl -

KAl(SO 4) 2 "K + + Al 3+ + 2SO 4 2-

HNO 3 "H + + NO 3 -

Ba (OH) 2 "Ba 2+ + 2OH -

Iz električne neutralnosti molekula slijedi da ukupni naboj kationa i aniona mora biti jednak nuli.

Na primjer, za

Al 2 (SO 4) 3 ––2 (+3) + 3 (-2) = +6 - 6 = 0

KCr(SO 4) 2 ––1 (+1) + 3 (+3) + 2 (-2) = +1 + 3 - 4 = 0

Jaki elektroliti

To su tvari koje se otopljene u vodi gotovo potpuno razlažu na ione. U jake elektrolite u pravilu spadaju tvari s ionskim ili visokopolarnim vezama: sve visoko topive soli, jake kiseline ( HCl, HBr, HI, HClO 4, H 2 SO 4, HNO 3 ) i jake baze ( LiOH, NaOH, KOH, RbOH, CsOH, Ba (OH) 2, Sr (OH) 2, Ca (OH) 2).

U otopini jakog elektrolita otopljena se tvar nalazi uglavnom u obliku iona (kationa i aniona); nedisociranih molekula praktički nema.

Slabi elektroliti

Tvari koje djelomično disociraju na ione. Otopine slabih elektrolita, uz ione, sadrže i nedisocirane molekule. Slabi elektroliti ne mogu dati visoku koncentraciju iona u otopini.

Slabi elektroliti uključuju:

1) gotovo sve organske kiseline ( CH3COOH, C2H5COOH, itd.);

2) neke anorganske kiseline ( H2CO3, H2S, itd.);

3) gotovo sve soli topljive u vodi, baze i amonijev hidroksid(Ca3(PO4)2; Cu(OH)2; Al(OH)3; NH4OH);

4) voda.

Oni slabo (ili gotovo ne provode) struju.

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

Cu (OH) 2 "[CuOH] + + OH - (prvi korak)

[CuOH] + "Cu 2+ + OH - (drugi korak)

H 2 CO 3 "H + + HCO - (prva faza)

HCO 3 - "H + + CO 3 2- (druga faza)

Neelektroliti

Tvari čije vodene otopine i taline ne provode struju. Sadrže kovalentne nepolarne ili niskopolarne veze koje se ne raspadaju na ione.

Plinovi, čvrste tvari (nemetali), organski spojevi (saharoza, benzin, alkohol) ne provode električnu struju.

Stupanj disocijacije. Konstanta disocijacije

Koncentracija iona u otopinama ovisi o tome koliko potpuno dati elektrolit disocira na ione. U otopinama jakih elektrolita, čija se disocijacija može smatrati potpunom, koncentracija iona može se lako odrediti iz koncentracije (c) i sastav molekule elektrolita (stehiometrijski indeksi), na primjer :

Koncentracije iona u otopinama slabih elektrolita kvalitativno su karakterizirane stupnjem i konstantom disocijacije.

Stupanj disocijacije (a) je omjer broja molekula koje su se raspale u ione ( n ) na ukupan broj otopljenih molekula ( N):

a = n / N

i izražava se u dijelovima jedinice ili u % ( a \u003d 0,3 - uvjetna granica podjele na jake i slabe elektrolite).

Primjer

Odredite molarnu koncentraciju kationa i aniona u 0,01 M otopinama KBr, NH4OH, Ba (OH)2, H2SO4 i CH3COOH.

Stupanj disocijacije slabih elektrolita a = 0,3.

Riješenje

KBr, Ba (OH) 2 i H 2 SO 4 - jaki elektroliti koji potpuno disociraju(a = 1).

KBr « K + + Br -

0,01M

Ba (OH) 2 "Ba 2+ + 2OH -

0,01M

0,02M

H 2 SO 4 "2H + + SO 4

0,02M

[SO42-] = 0,01 M

NH 4 OH i CH 3 COOH - slabi elektroliti(a=0,3)

NH 4 OH + 4 + OH -

0,3 0,01 = 0,003 M

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H +

[H +] \u003d [CH3COO -] \u003d 0,3 0,01 \u003d 0,003 M

Stupanj disocijacije ovisi o koncentraciji otopine slabog elektrolita. Kada se razrijedi vodom, stupanj disocijacije se uvijek povećava, jer povećava se broj molekula otapala ( H2O ) po molekuli otopljene tvari. Prema Le Chatelierovom principu, ravnoteža elektrolitičke disocijacije u ovom bi se slučaju trebala pomaknuti u smjeru stvaranja produkta, tj. hidratizirani ioni.

Stupanj elektrolitičke disocijacije ovisi o temperaturi otopine. Obično se s povećanjem temperature povećava stupanj disocijacije, jer aktiviraju se veze u molekulama, one postaju pokretljivije i lakše se ioniziraju. Koncentracija iona u slaboj otopini elektrolita može se izračunati poznavajući stupanj disocijacijeai početna koncentracija tvaric u otopini.

Primjer

Odredite koncentraciju nedisociranih molekula i iona u 0,1 M otopini NH4OH ako je stupanj disocijacije 0.01.

Riješenje

Koncentracije molekula NH4OH , koji će se do trenutka ravnoteže raspasti na ione, bit će jednakac. Koncentracija iona NH 4 - i OH - - bit će jednaka koncentraciji disociranih molekula i jednakaac(prema jednadžbi elektrolitičke disocijacije)

NH4OH		NH4+		Oh-
c - a c

A c = 0,01 0,1 = 0,001 mol/l

[NH4OH] \u003d c - a c \u003d 0,1 - 0,001 \u003d 0,099 mol / l

Konstanta disocijacije ( K D ) je omjer umnoška ravnotežnih koncentracija iona i potencije odgovarajućih stehiometrijskih koeficijenata prema koncentraciji nedisociranih molekula.

To je konstanta ravnoteže procesa elektrolitičke disocijacije; karakterizira sposobnost tvari da se razgradi na ione: što je veća K D , veća je koncentracija iona u otopini.

Disocijacije slabih polibazičnih kiselina ili polikiselih baza odvijaju se u fazama, odnosno za svaku fazu postoji vlastita konstanta disocijacije:

Prva razina:

H 3 PO 4 « H + + H 2 PO 4 -

K D 1 = () / = 7,1 10 -3

Drugi korak:

H 2 PO 4 - « H + + HPO 4 2-

K D 2 = () / = 6,2 10 -8

Treći korak:

HPO 4 2- « H + + PO 4 3-

K D 3 = () / = 5,0 10 -13

K D 1 > K D 2 > K D 3

Primjer

Dobijte jednadžbu koja povezuje stupanj elektrolitičke disocijacije slabog elektrolita ( a ) s konstantom disocijacije (Ostwaldov zakon razrjeđenja) za slabu monobazičnu kiselinu NA .

HA «H++A+

K D = () /

Ako se označi ukupna koncentracija slabog elektrolitac, zatim ravnotežne koncentracije H + i A - su jednaki aci koncentracija nedisociranih molekula UKLJUČENO - (c - a c) \u003d c (1 - a)

K D \u003d (a c a c) / c (1 - a) \u003d a 2 c / (1 - a)

U slučaju vrlo slabih elektrolita ( a £ 0,01 )

K D = c a 2 ili a = \ é (K D / c )

Primjer

Izračunajte stupanj disocijacije octene kiseline i koncentraciju iona H + u 0,1 M otopini ako je K D (CH 3 COOH) = 1,85 10 -5

Riješenje

Upotrijebimo Ostwaldov zakon razrjeđenja

\ é (K D / c ) = \ é ((1,85 10 -5) / 0,1 )) = 0,0136 ili a = 1,36%

[ H + ] \u003d a c \u003d 0,0136 0,1 mol / l

Proizvod topljivosti

Definicija

Stavite malo teško topive soli u čašu, npr. AgCl a talogu dodati destiliranu vodu. Istovremeno, ioni Ag+ i Cl- , doživljavajući privlačnost okolnih dipola vode, postupno se odvajaju od kristala i prelaze u otopinu. Sudarajući se u otopini, ioni Ag+ i Cl- tvore molekule AgCl i taložen na površini kristala. Dakle, u sustavu se događaju dva međusobno suprotna procesa, što dovodi do dinamičke ravnoteže, kada isti broj iona prelazi u otopinu u jedinici vremena Ag+ i Cl- koliko ih je deponirano. Akumulacija iona Ag+ i Cl- zaustavlja se u otopini, ispada zasićena otopina. Stoga ćemo razmotriti sustav u kojem dolazi do taloga teško topljive soli u dodiru sa zasićenom otopinom te soli. U ovom slučaju odvijaju se dva međusobno suprotna procesa:

1) Prijelaz iona iz taloga u otopinu. Brzina ovog procesa može se smatrati konstantnom pri konstantnoj temperaturi: V1 = K1;

2) Taloženje iona iz otopine. Brzina ovog procesa V 2 ovisi o koncentraciji iona Ag + i Cl -. Prema zakonu djelovanja mase:

V 2 \u003d k 2

Budući da je sustav u ravnoteži, dakle

V1 = V2

k2 = k1

K 2 / k 1 = const (pri T = const)

Na ovaj način, umnožak koncentracija iona u zasićenoj otopini teško topljivog elektrolita pri konstantnoj temperaturi je konstantan veličina. Ova se vrijednost nazivaprodukt topljivosti(ETC).

U navedenom primjeru ITD AgCl = [Ag+][Cl-] . U slučajevima kada elektrolit sadrži dva ili više identičnih iona, koncentracija tih iona mora se podići na odgovarajuću snagu prilikom izračuna produkta topljivosti.

Na primjer, PR Ag 2 S = 2; PR PbI 2 = 2

U općem slučaju, izraz za produkt topljivosti za elektrolit je A m B n

PR A m B n = [A] m [B] n .

Vrijednosti proizvoda topljivosti za različite tvari su različite.

Na primjer, PR CaCO 3 = 4,8 10 -9; PR AgCl \u003d 1,56 10 -10.

ITD lako izračunati, znajući c kreativnost spoja pri datom t°.

Primjer 1

Topljivost CaCO 3 je 0,0069 ili 6,9 10 -3 g/l. Pronađite PR CaCO 3 .

Riješenje

Topljivost izražavamo u molovima:

S CaCO 3 = ( 6,9 10 -3 ) / 100,09 = 6,9 · 10 -5 mol/l

M CaCO3

Budući da svaka molekula CaCO3 svaki daje po jedan ion kada se otopi Ca 2+ i CO 3 2-, zatim
[ Ca 2+ ] \u003d [ CO 3 2- ] \u003d 6,9 10 -5 mol / l ,
Posljedično, PR CaCO 3 \u003d [ Ca 2+ ] [ CO 3 2- ] \u003d 6,9 10 -5 6,9 10 -5 \u003d 4,8 10 -9

Poznavanje vrijednosti PR-a , možete zauzvrat izračunati topljivost tvari u mol / l ili g / l.

Primjer 2

Proizvod topljivosti PR PbSO 4 \u003d 2,2 10 -8 g / l.

Što je topljivost PbSO4?

Riješenje

Označimo topljivost PbSO 4 preko X mol/l. Ulazak u rješenje X mola PbSO 4 dat će X iona Pb 2+ i X ioniTAKO 4 2- , tj.:

== X

ITDPbSO 4 = = = X X = X 2

X=\ é(ITDPbSO 4 ) = \ é(2,2 10 -8 ) = 1,5 10 -4 mol/l.

Da bismo došli do topljivosti, izražene u g / l, pomnožimo pronađenu vrijednost s molekulskom težinom, nakon čega dobivamo:

1,5 10 -4 303,2 = 4,5 10 -2 g/l.

Stvaranje oborina

Ako a

[ Ag + ] [ Cl - ] < ПР AgCl- nezasićena otopina

[ Ag + ] [ Cl - ] = PRAgCl- zasićena otopina

[ Ag + ] [ Cl - ] > PRAgCl- prezasićena otopina

Talog nastaje kada umnožak koncentracija iona teško topljivog elektrolita premaši vrijednost njegovog umnoška topljivosti na danoj temperaturi. Kada ionski produkt postane jednakITD, padavine prestaju. Poznavajući volumen i koncentraciju miješanih otopina, moguće je izračunati hoće li se nastala sol istaložiti.

Primjer 3

Stvara li se talog pri miješanju jednakih volumena od 0,2MrješenjaPb(NE 3 ) 2 iNaCl.
ITDPbCl 2 = 2,4 10 -4 .

Riješenje

Kada se miješa, volumen otopine se udvostruči, a koncentracija svake od tvari smanjit će se za polovicu, tj. postat će 0,1 M ili 1.0 10 -1 mol/l. Ovi su bit će koncentracijePb 2+ iCl - . Posljedično,[ Pb 2+ ] [ Cl - ] 2 = 1 10 -1 (1 10 -1 ) 2 = 1 10 -3 . Dobivena vrijednost premašujeITDPbCl 2 (2,4 10 -4 ) . Dakle, dio soliPbCl 2 istaloži van. Iz navedenog se može zaključiti da različiti čimbenici utječu na stvaranje oborina.

Utjecaj koncentracije otopina

Teško topljivi elektrolit s dovoljno velikom vrijednošćuITDne može se istaložiti iz razrijeđenih otopina.Na primjer, talogPbCl 2 neće ispasti pri miješanju jednakih volumena 0,1MrješenjaPb(NE 3 ) 2 iNaCl. Kada se miješaju jednaki volumeni, koncentracije svake od tvari postat će0,1 / 2 = 0,05 Mili 5 10 -2 mol/l. Ionski proizvod[ Pb 2+ ] [ Cl 1- ] 2 = 5 10 -2 (5 10 -2 ) 2 = 12,5 10 -5 .Dobivena vrijednost je manjaITDPbCl 2 stoga neće biti oborina.

Utjecaj količine taložnika

Za što potpunije taloženje koristi se višak sredstva za taloženje.

Na primjer, talog soliBaCO 3 : BaCl 2 + Na 2 CO 3 ® BaCO 3 ¯ + 2 NaCl. Nakon dodavanja ekvivalentne količineNa 2 CO 3 ioni ostaju u otopiniBa 2+ , čija je koncentracija određena količinomITD.

Povećanje koncentracije ionaCO 3 2- uzrokovan dodatkom viška taložnika(Na 2 CO 3 ) , izazvat će odgovarajuće smanjenje koncentracije ionaBa 2+ u otopini, tj. će povećati potpunost taloženja ovog iona.

Utjecaj istoimenog iona

Topljivost teško topljivih elektrolita smanjuje se u prisutnosti drugih jakih elektrolita koji imaju slične ione. Ako do nezasićene otopineBaSO 4 dodajte otopinu malo po maloNa 2 TAKO 4 , zatim ionski produkt, koji je u početku bio manji od ITDBaSO 4 (1,1 10 -10 ) , postupno će dosećiITDi premašiti ga. Počet će oborine.

Učinak temperature

ITDje konstantna pri konstantnoj temperaturi. S povećanjem temperature ITD povećava, pa je taloženje najbolje vršiti iz ohlađenih otopina.

Otapanje oborina

Pravilo umnoška topljivosti važno je za prijenos teško topljivih taloga u otopinu. Pretpostavimo da trebamo otopiti talogBaIZO 3 . Otopina u dodiru s tim talogom je zasićena saBaIZO 3 .
To znači da[ Ba 2+ ] [ CO 3 2- ] = PRBaCO 3 .

Ako se otopini doda kiselina, onda ioniH + vežu ione prisutne u otopiniCO 3 2- u slabe molekule ugljične kiseline:

2H + + CO 3 2- ® H 2 CO 3 ® H 2 O+CO 2

Kao rezultat toga, koncentracija iona će se naglo smanjiti.CO 3 2- , ionski produkt postaje manji odITDBaCO 3 . Otopina će biti nezasićena u odnosu naBaIZO 3 a dio sedimentaBaIZO 3 prelazi u otopinu. Dodatkom dovoljne količine kiseline cijeli se talog može otopiti. Posljedično, otapanje taloga počinje kada, iz nekog razloga, ionski produkt slabo topljivog elektrolita postane manji odITD. Da bi se talog otopio, u otopinu se unosi elektrolit čiji ioni mogu tvoriti blago disocirani spoj s jednim od iona teško topljivog elektrolita. Time se objašnjava otapanje teško topljivih hidroksida u kiselinama.

Fe(OH) 3 + 3HCl® FeCl 3 + 3H 2 O

ioniOh - vežu u slabo disocirane molekuleH 2 O.

Stol.Umnožak topljivosti (SP) i topljivost na 25AgCl

1,25 10 -5

1,56 10 -10

AgI

1,23 10 -8

1,5 10 -16

Ag 2 CrO4

1,0 10 -4

4,05 10 -12

BaSO4

7,94 10 -7

6,3 10 -13

CaCO3

6,9 10 -5

4,8 10 -9

PbCl 2

1,02 10 -2

1,7 10 -5

PbSO 4

1,5 10 -4

2,2 10 -8

Teorija elektrolitičke disocijacije predložio švedski znanstvenik S. Arrhenius 1887. godine.

Elektrolitička disocijacija- ovo je razgradnja molekula elektrolita s stvaranjem pozitivno nabijenih (kationa) i negativno nabijenih (aniona) iona u otopini.

Na primjer, octena kiselina disocira ovako u vodenoj otopini:

CH 3 COOH⇄H + + CH 3 COO - .

Disocijacija je reverzibilan proces. Ali različiti elektroliti različito disociraju. Stupanj ovisi o prirodi elektrolita, njegovoj koncentraciji, prirodi otapala, vanjskim uvjetima (temperatura, tlak).

Stupanj disocijacije α - omjer broja molekula razloženih na ione prema ukupnom broju molekula:

α=v´(x)/v(x).

Stupanj može varirati od 0 do 1 (od odsutnosti disocijacije do njenog potpunog završetka). Označeno kao postotak. Utvrđuje se eksperimentalno. Tijekom disocijacije elektrolita povećava se broj čestica u otopini. Stupanj disocijacije pokazuje snagu elektrolita.

razlikovati snažna i slabi elektroliti.

Jaki elektroliti- to su elektroliti čiji stupanj disocijacije prelazi 30%.

Elektroliti srednje jakosti- to su oni čiji se stupanj disocijacije kreće u rasponu od 3% do 30%.

Slabi elektroliti- stupanj disocijacije u vodenoj 0,1 M otopini je manji od 3%.

Primjeri slabih i jakih elektrolita.

Jaki elektroliti u razrijeđenim otopinama potpuno se razlažu na ione, t.j. α = 1. Ali eksperimenti pokazuju da disocijacija ne može biti jednaka 1, ona ima približnu vrijednost, ali nije jednaka 1. Ovo nije prava disocijacija, već prividna.

Na primjer, neka neka veza α = 0,7. Oni. prema Arrheniusovoj teoriji 30% nedisociranih molekula “pluta” u otopini. A 70% formira slobodnih iona. A elektrostatska teorija daje drugačiju definiciju ovog koncepta: ako je α \u003d 0,7, tada su sve molekule disocirane u ione, ali ioni su samo 70% slobodni, a preostalih 30% vezano je elektrostatskim interakcijama.

Prividni stupanj disocijacije.

Stupanj disocijacije ne ovisi samo o prirodi otapala i otopljene tvari, već i o koncentraciji otopine i temperaturi.

Jednadžba disocijacije može se predstaviti na sljedeći način:

AK ⇄ A- + K + .

A stupanj disocijacije može se izraziti na sljedeći način:

S povećanjem koncentracije otopine smanjuje se stupanj disocijacije elektrolita. Oni. vrijednost stupnja za određeni elektrolit nije konstantna vrijednost.

Budući da je disocijacija reverzibilan proces, jednadžbe brzine reakcije mogu se napisati na sljedeći način:

Ako je disocijacija ravnotežna, tada su stope jednake i kao rezultat dobivamo konstanta ravnoteže(konstanta disocijacije):

K ovisi o prirodi otapala i temperaturi, ali ne ovisi o koncentraciji otopina. Iz jednadžbe je vidljivo da što je više nedisociranih molekula, to je niža vrijednost konstante disocijacije elektrolita.

Polibazične kiseline disociraju u koracima, a svaki korak ima svoju vrijednost konstante disocijacije.

Ako polibazna kiselina disocira, tada se prvi proton najlakše odcjepi, a kako naboj aniona raste, privlačnost se povećava, pa se proton odvaja puno teže. Na primjer,

Konstante disocijacije fosforne kiseline u svakoj fazi trebale bi biti vrlo različite:

I - faza:

II - faza:

III - faza:

Na prvom stupnju fosforna kiselina je kiselina srednje jakosti, a na 2. stupnju je slaba, na 3. stupnju je vrlo slaba.

Primjeri konstanti ravnoteže za neke otopine elektrolita.

Razmotrite primjer:

Ako se metalni bakar doda otopini koja sadrži ione srebra, tada bi u trenutku ravnoteže koncentracija iona bakra trebala biti veća od koncentracije srebra.

Ali konstanta ima nisku vrijednost:

AgCl⇄Ag + +Cl - .

Što sugerira da se do trenutka kada je ravnoteža postignuta vrlo malo srebrnog klorida otopilo.

Koncentracija metalnog bakra i srebra uvedena je u konstantu ravnoteže.

Ionski produkt vode.

Tablica ispod sadrži podatke:

Ova konstanta se zove ionski proizvod vode, što ovisi samo o temperaturi. Prema disocijaciji postoji jedan hidroksidni ion za 1 H + ion. U čistoj vodi koncentracija ovih iona je ista: [ H + ] = [Oh - ].

Stoga, [ H + ] = [Oh-] = = 10-7 mol/l.

Ako se vodi doda strana tvar, poput klorovodične kiseline, koncentracija vodikovih iona će se povećati, ali ionski produkt vode ne ovisi o koncentraciji.

A ako dodate lužinu, tada će se koncentracija iona povećati, a količina vodika će se smanjiti.

Koncentracija i međusobno su povezani: što je veća jedna vrijednost, to je manja druga.

Kiselost otopine (pH).

Kiselost otopina obično se izražava koncentracijom iona H + . U kiselim sredinama pH<10 -7 моль/л, в нейтральных - pH\u003d 10 -7 mol / l, u alkalnom - pH> 10 -7 mol/l.
Kiselost otopine izražava se negativnim logaritmom koncentracije vodikovih iona, nazivajući je pH.

pH = -lg[ H + ].

Odnos između konstante i stupnja disocijacije.

Razmotrimo primjer disocijacije octene kiseline:

Nađimo konstantu:

Molarna koncentracija S=1/V, zamijenimo u jednadžbu i dobijemo:

Ove jednadžbe su po zakonu o uzgoju W. Ostwalda, prema kojem konstanta disocijacije elektrolita ne ovisi o razrijeđenosti otopine.

ELEKTROLITI Tvari čije otopine ili taline provode struju.

NEELEKTROLITI Tvari čije otopine ili taline ne provode struju.

Disocijacija- razgradnja spojeva na ione.

Stupanj disocijacije je omjer broja molekula disociranih na ione prema ukupnom broju molekula u otopini.

JAKI ELEKTROLITI kada se otope u vodi, gotovo potpuno disociraju na ione.

Pri pisanju jednadžbi disocijacije jakih elektrolita stavite znak jednakosti.

Jaki elektroliti uključuju:

Topljive soli ( vidi tablicu topljivosti);

Mnoge anorganske kiseline: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( izgled kiseline-jaki elektroliti u tablici topljivosti);

Baze alkalnih (LiOH, NaOH, KOH) i zemnoalkalijskih (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) metala ( pogledajte jake baze elektrolita u tablici topljivosti).

SLABI ELEKTROLITI u vodenim otopinama samo djelomično (reverzibilno) disociraju na ione.

Kod pisanja jednadžbi disocijacije za slabe elektrolite stavlja se znak reverzibilnosti.

Slabi elektroliti uključuju:

Gotovo sve organske kiseline i voda (H 2 O);

Neke anorganske kiseline: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( izgled kiseline-slabi elektroliti u tablici topljivosti);

Netopljivi metalni hidroksidi (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( vidi bazecslabi elektroliti u tablici topljivosti).

Na stupanj elektrolitičke disocijacije utječe niz čimbenika:

prirodu otapala i elektrolit: jaki elektroliti su tvari s ionskim i kovalentnim jako polarnim vezama; dobra ionizirajuća sposobnost, tj. sposobnost izazivanja disocijacije tvari, imaju otapala s visokom dielektričnom konstantom, čije su molekule polarne (na primjer, voda);

temperatura: budući da je disocijacija endoterman proces, povećanje temperature povećava vrijednost α;

koncentracija: kada se otopina razrijedi, stupanj disocijacije raste, a s porastom koncentracije opada;

faza procesa disocijacije: svaka sljedeća faza manje je učinkovita od prethodne, otprilike 1000–10 000 puta; na primjer, za fosfornu kiselinu α 1 > α 2 > α 3:

H3PO4⇄N++H2PO−4 (prvi stupanj, α 1),

H2PO−4⇄H++HPO2−4 (drugi stupanj, α 2),

NPO2−4⇄N++PO3−4 (treća faza, α 3).

Zbog toga je u otopini te kiseline najveća koncentracija vodikovih iona, a najmanja koncentracija fosfatnih iona PO3−4.

1. Topljivost i stupanj disocijacije tvari nisu međusobno povezani. Na primjer, slab elektrolit je octena kiselina, koja je visoko (neograničeno) topljiva u vodi.

2. Otopina slabog elektrolita sadrži manje od ostalih onih iona koji nastaju u posljednjoj fazi elektrolitičke disocijacije

Na stupanj elektrolitičke disocijacije također utječe dodavanje drugih elektrolita: npr. stupanj disocijacije mravlje kiseline

HCOOH ⇄ HCOO − + H+

smanjuje ako se otopini doda malo natrijevog formata. Ova sol disocira i stvara formatne ione HCOO − :

HCOONa → HCOO − + Na +

Uslijed toga raste koncentracija HCOO– iona u otopini, a prema Le Chatelierovom principu povećanje koncentracije formatnih iona pomiče ravnotežu procesa disocijacije mravlje kiseline ulijevo, tj. smanjuje se stupanj disocijacije.

Ostwaldov zakon razrjeđenja- omjer koji izražava ovisnost ekvivalentne električne vodljivosti razrijeđene otopine binarnog slabog elektrolita o koncentraciji otopine:

Ovdje je konstanta disocijacije elektrolita, je koncentracija, a su vrijednosti ekvivalentne električne vodljivosti pri koncentraciji, odnosno pri beskonačnom razrjeđenju. Omjer je posljedica zakona masovnog djelovanja i jednakosti

gdje je stupanj disocijacije.

Ostwaldov zakon razrjeđenja razvio je W. Ostwald 1888. godine i eksperimentalno ga potvrdio. Eksperimentalno utvrđivanje točnosti Ostwaldovog zakona razrjeđenja bilo je od velike važnosti za potkrepljivanje teorije elektrolitičke disocijacije.

Elektrolitička disocijacija vode. Indikator vodika pH Voda je slabi amfoterni elektrolit: H2O H+ + OH- ili, točnije: 2H2O \u003d H3O + + OH- Konstanta disocijacije vode na 25 ° C je: može se smatrati konstantnom i jednaka je 55,55 mol / l (gustoća vode 1000 g / l, masa 1 l 1000 g, količina vodene tvari 1000 g: 18 g / mol \u003d 55,55 mol, C \u003d 55,55 mol: 1 l = 55 ,55 mol / l). Tada je ova vrijednost konstantna na danoj temperaturi (25 ° C), naziva se ionski produkt vode KW: Disocijacija vode je endoterman proces, stoga, s porastom temperature, u skladu s Le Chatelierovim načelom, disocijacija se povećava, ionski produkt raste i doseže vrijednost od 10-13 na 100 °C. U čistoj vodi pri 25°C koncentracije vodikovih i hidroksilnih iona su međusobno jednake: = = 10-7 mol/l Otopine u kojima su koncentracije vodikovih i hidroksilnih iona međusobno jednake nazivamo neutralnim. Ako se čistoj vodi doda kiselina, koncentracija vodikovih iona će se povećati i postati veća od 10-7 mol/l, medij će postati kisel, dok će se koncentracija hidroksilnih iona trenutno promijeniti tako da ionski produkt vode zadrži svoj vrijednost 10-14. Ista stvar će se dogoditi kada se lužina doda čistoj vodi. Koncentracije vodikovih i hidroksilnih iona međusobno su povezane preko ionskog produkta, stoga je, znajući koncentraciju jednog od iona, lako izračunati koncentraciju drugog. Na primjer, ako je = 10-3 mol/l, tada je = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l, ili ako je = 10-2 mol/l, tada je = KW/ = 10-14 /10-2 = 10-12 mol/l. Tako koncentracija vodikovih ili hidroksilnih iona može poslužiti kao kvantitativna karakteristika kiselosti ili lužnatosti medija. U praksi se ne koriste koncentracije vodikovih ili hidroksilnih iona, već vodikovi pH ili hidroksilni pOH indikatori. Vodikov indeks pH jednak je negativnom decimalnom logaritmu koncentracije vodikovih iona: pH = - lg Hidroksilni indeks pOH jednak je negativnom decimalnom logaritmu koncentracije hidroksilnih iona: pOH = - lg Lako se pokazuje pomoću produljenje ionskog produkta vode da je pH + pOH = 14 medij je neutralan, ako je manji od 7 - kiseo, a što je niži pH, veća je koncentracija vodikovih iona. pH veći od 7 - alkalno okruženje, što je pH viši, to je veća koncentracija hidroksilnih iona.

Uputa

Bit ove teorije je da se gotovo svi elektroliti prilikom rastapanja (otapanja u vodi) razgrađuju na ione, koji su i pozitivno i negativno nabijeni (što se naziva elektrolitička disocijacija). Pod utjecajem električne struje negativni (“-”) prema anodi (+), a pozitivno nabijeni (kationi, “+”), kreću se prema katodi (-). Elektrolitička disocijacija je reverzibilan proces (obrnuti proces se naziva "molarizacija").

Stupanj (a) elektrolitičke disocijacije ovisi o samom elektrolitu, otapalu i njihovoj koncentraciji. Ovo je omjer broja molekula (n) koje su se raspale u ione prema ukupnom broju molekula unesenih u otopinu (N). Dobivate: a = n / N

Dakle, jaki elektroliti su tvari koje se potpuno razlažu na ione kada se otope u vodi. Jaki elektroliti, u pravilu, su tvari s visokom polarnošću ili vezama: to su soli koje su vrlo topljive (HCl, HI, HBr, HClO4, HNO3, H2SO4), kao i jake baze (KOH, NaOH, RbOH, Ba ( OH)2, CsOH, Sr(OH)2, LiOH, Ca(OH)2). U jakom elektrolitu, tvar otopljena u njemu uglavnom je u obliku iona ( ); praktički nema nedisociranih molekula.

Slabi elektroliti su tvari koje samo djelomično disociraju na ione. Slabi elektroliti, zajedno s ionima u otopini, sadrže nedisocirane molekule. Slabi elektroliti ne daju jaku koncentraciju iona u otopini.

Slabi su:
- organske kiseline (gotovo sve) (C2H5COOH, CH3COOH, itd.);
- neke od kiselina (H2S, H2CO3 i dr.);
- gotovo sve soli, slabo topljive u vodi, amonijev hidroksid, kao i sve baze (Ca3 (PO4) 2; Cu (OH) 2; Al (OH) 3; NH4OH);
- voda.

Oni praktički ne provode električnu struju, ili provode, ali slabo.

Bilješka

Iako čista voda vrlo slabo provodi elektricitet, ipak ima mjerljivu električnu vodljivost, zbog činjenice da voda malo disocira na hidroksidne ione i vodikove ione.

Koristan savjet

Većina elektrolita su korozivne tvari, stoga pri radu s njima budite izuzetno oprezni i pridržavajte se sigurnosnih propisa.

Jaka baza je anorganski kemijski spoj kojeg čine hidroksilna skupina -OH i alkalijski (elementi I. skupine periodnog sustava: Li, K, Na, RB, Cs) ili zemnoalkalijski metal (elementi II. skupine Ba, Ca). Zapisuju se kao formule LiOH, KOH, NaOH, RbOH, CsOH, Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂.

Trebat će vam

posuda za isparavanje
plamenik
indikatori
metalna šipka
H₃RO₄

Uputa

Izlažu jake baze, karakteristične za sve. Prisutnost u otopini određena je promjenom boje indikatora. Uzorku s ispitnom otopinom dodajte fenolftalein ili izostavite lakmus papir. Metil oranž je žut, fenolftalein je ljubičast, a lakmus papir je plav. Što je baza jača, to je boja indikatora intenzivnija.

Ako trebate saznati koje su vam lužine predstavljene, provedite kvalitativnu analizu otopina. Najčešće jake baze su litij, kalij, natrij, barij i kalcij. Baze reagiraju s kiselinama (reakcije neutralizacije) pri čemu nastaju sol i voda. U ovom slučaju mogu se razlikovati Ca(OH) ₂, Ba(OH) ₂ i LiOH. U kombinaciji s kiselinom nastaju netopljivi. Preostali hidroksidi neće dati talog, tk. sve soli K i Na su topljive.
3 Ca(OH) ₂ + 2 H3RO₄ --→ Ca3(PO₄)₂↓+ 6 H₂O

3 Va(OH) ₂ +2 H3RO₄ --→ Va3(PO₄)₂↓+ 6 H₂O

3 LiOH + N₃RO₄ --→ Li3RO₄↓ + 3 H₂O
Procijedite ih i osušite. Osušeni sediment ubrizgajte u plamen plamenika. Ioni litija, kalcija i barija mogu se kvalitativno odrediti promjenom boje plamena. Prema tome ćete odrediti gdje se koji hidroksid nalazi. Litijeve soli boje plamen plamenika karmin crveno. Soli barija - u zelenoj boji, a soli kalcija - u boji maline.

Preostale lužine tvore topive ortofosfate.

3 NaOH + N₃RO₄--→ Na3RO₄ + 3 H₂O

3 KOH + H₃PO₄--→ K3PO₄ + 3 H₂O

Uparite vodu do suhog ostatka. Isparene soli na metalnoj šipki naizmjenično unosite u plamen plamenika. Tamo, natrijeva sol - plamen će postati svijetlo žuta, a kalij - ružičasto-ljubičasta. Dakle, s minimalnim skupom opreme i reagensa, utvrdili ste sve jake razloge koji su vam dani.

Elektrolit je tvar koja je u čvrstom stanju dielektrik, odnosno ne provodi električnu struju, ali u otopljenom ili rastaljenom stanju postaje vodič. Zašto je došlo do tako drastične promjene svojstava? Činjenica je da se molekule elektrolita u otopinama ili talinama disociraju na pozitivno nabijene i negativno nabijene ione, zbog čega te tvari u takvom agregatnom stanju mogu provoditi električnu struju. Većina soli, kiselina, baza ima elektrolitička svojstva.

Uputa

Koje su tvari jake? Takve tvari, u otopinama ili talinama kojih je gotovo 100% molekula izloženo, i bez obzira na koncentraciju otopine. Popis uključuje veliku većinu topljivih lužina, soli i nekih kiselina, poput klorovodične, bromne, jodne, dušične itd.

A kako se slabi ponašaju u otopinama ili talinama? elektroliti? Prvo, oni se disociraju u vrlo maloj mjeri (ne više od 3% ukupnog broja molekula), a drugo, oni idu gore i sporije, što je veća koncentracija otopine. Takvi elektroliti uključuju, na primjer, (amonijev hidroksid), većinu organskih i anorganskih kiselina (uključujući fluorovodičnu - HF) i, naravno, svima nama poznatu vodu. Budući da se samo zanemariv dio njegovih molekula razgrađuje na vodikove ione i hidroksilne ione.

Ne zaboravite da stupanj disocijacije i, prema tome, snaga elektrolita ovise o čimbenicima: prirodi samog elektrolita, otapalu i temperaturi. Stoga je i sama ova podjela u određenoj mjeri uvjetna. Uostalom, ista tvar može pod različitim uvjetima biti i jak i slab elektrolit. Za ocjenu čvrstoće elektrolita uvedena je posebna vrijednost - konstanta disocijacije, određena na temelju zakona o djelovanju mase. Ali primjenjiv je samo na slabe elektrolite; snažna elektroliti ne pokoravaju se zakonu glumačkih masa.

Izvori:

popis jakih elektrolita

sol- To su kemikalije koje se sastoje od kationa, odnosno pozitivno nabijenog iona, metala i negativno nabijenog aniona - kiselinskog ostatka. Postoji mnogo vrsta soli: normalne, kisele, bazične, dvostruke, miješane, hidratizirane, složene. Ovisi o sastavu kationa i aniona. Kako možete odrediti baza sol?