Сильные электролиты

Содержание

Электролитическая диссоциация

Сильные электролиты

Электролитическая диссоциация — процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.

Диссоциация в растворах[ | ]

Диссоциация на ионы в растворах происходит вследствие взаимодействия растворённого вещества с растворителем; по данным спектроскопических методов, это взаимодействие носит в значительной мере химический характер.

Наряду с сольватирующей способностью молекул растворителя определённую роль в электролитической диссоциации играет также макроскопическое свойство растворителя — его диэлектрическая проницаемость (Схема электролитической диссоциации).

Диссоциация при плавлении[ | ]

Под действием высоких температур ионы кристаллической решётки начинают совершать колебания, кинетическая энергия повышается, и наступит такой момент (при температуре плавления вещества), когда она превысит энергию взаимодействия ионов. Результатом этого является распад вещества на ионы.

Классическая теория электролитической диссоциации[ | ]

Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские химики И.

 А. Каблуков и В. А. Кистяковский применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.

Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, то есть долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс. Например, электролитическая диссоциация бинарного электролита KA выражается уравнением типа:

KA ⇄ K + + A − {\displaystyle {\mbox{KA}}\rightleftarrows {\mbox{K}}{+}+{\mbox{A}}{-}} Константа диссоциации K d {\displaystyle K_{d}} определяется активностями катионов a K + {\displaystyle a_{K{+}}} , анионов a A − {\displaystyle a_{A{-}}} и недиссоциированных молекул a K A {\displaystyle a_{KA}} следующим образом:
K d = a K + ⋅ a A − a K A {\displaystyle K_{d}={\frac {a_{K{+}}\cdot a_{A{-}}}{a_{KA}}}}

Значение K d {\displaystyle K_{d}} зависит от природы растворённого вещества и растворителя, а также от температуры и может быть определено несколькими экспериментальными методами. Степень диссоциации (α) может быть рассчитана при любой концентрации электролита с помощью соотношения:

K d = α 2 1 − α f ± {\displaystyle K_{d}={\frac {\alpha {2}}{1-\alpha }}f{\pm }} ,

где f ± {\displaystyle f{\pm }}  — средний коэффициент активности электролита.

Слабые электролиты[ | ]

Слабые электролиты — химические соединения, молекулы которых даже в сильно незначительно диссоциированны на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.

Слабыми электролитами являются:

  • почти все органические кислоты и вода;
  • некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO2, HNO2, HCN, H2S, HBrO, H2CO3, H2SiO3, H2SO3 и др.;
  • некоторые малорастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH)3, Zn(OH)2 и др.

Сильные электролиты[ | ]

Сильные электролиты — химические соединения, молекулы которых в разбавленных растворах практически полностью диссоциированны на ионы. Степень диссоциации таких электролитов близка к 1.

К сильным электролитам относятся многие неорганические соли, некоторые неорганические кислоты и основания в водных растворах, а также в растворителях, обладающих высокой диссоциирующей способностью (спирты, амиды и др.).

Классическая теория электролитической диссоциации применима лишь к разбавленным растворам слабых электролитов. Сильные электролиты в разбавленных растворах диссоциированы практически полностью, поэтому представления о равновесии между ионами и недиссоциированными молекулами лишено смысла.

Согласно представлениям, выдвинутым в 20—30-х гг. XX в. (СССР), (Дания), Р. М. Фуоссом (США) и др., в растворах сильных электролитов при средних и высоких концентрациях образуются ионные пары и более сложные агрегаты.

Современные спектроскопические данные показывают, что состоит из двух ионов противоположного знака, находящихся в контакте («контактная ионная пара») или разделённых одной или несколькими молекулами растворителя («разделённая ионная пара»).

Ионные пары электрически нейтральны и не принимают участия в переносе электричества.

В сравнительно разбавленных растворах сильных электролитов равновесие между отдельными сольватированными ионами и ионными парами может быть приближённо охарактеризовано, аналогично классической теории электролитической диссоциации, константой диссоциации (или обратной величиной — константой ассоциации). Это позволяет использовать вышеприведённое уравнение для расчёта соответствующей степени диссоциации, исходя из экспериментальных данных.

В простейших случаях (большие одноатомные однозарядные ионы) приближённые значения константы диссоциации в разбавленных растворах сильных электролитов можно вычислить теоретически, исходя из представлений о чисто электростатическом взаимодействии между ионами в непрерывной среде — растворителе.

Примеры сильных электролитов: некоторые кислоты (HClO4, HMnO4, H2SO4, HCl, HBr; HI), гидроксиды щелочных и щёлочноземельных металлов (NaOH, KOH, Ba(OH)2); большинство солей.

См. также[ | ]

  • Сольватация
  • Закон разбавления Оствальда

Ссылки[ | ]

Источник: https://encyclopaedia.bid/%D0%B2%D0%B8%D0%BA%D0%B8%D0%BF%D0%B5%D0%B4%D0%B8%D1%8F/%D0%A1%D0%B8%D0%BB%D1%8C%D0%BD%D1%8B%D0%B5_%D1%8D%D0%BB%D0%B5%D0%BA%D1%82%D1%80%D0%BE%D0%BB%D0%B8%D1%82%D1%8B

Электролиты: примеры. Состав и свойства электролитов. Сильные и слабые электролиты

Сильные электролиты

Электролиты как химические вещества известны с древних времён. Однако большинство областей своего применения они завоевали относительно недавно. Мы обсудим самые приоритетные для промышленности области использования этих веществ и разберёмся, что же последние собой представляют и чем отличаются друг от друга. Но начнём с экскурса в историю.

История

Самые старые известные электролиты – это соли и кислоты, открытые ещё в Древнем мире. Однако представления о строении и свойствах электролитов развивались со временем.

Теории этих процессов эволюционировали, начиная с 1880 годов, когда был сделан ряд открытий, связанный с теориями свойств электролитов.

Наблюдались несколько качественных скачков в теориях, описывающих механизмы взаимодействия электролитов с водой (ведь только в растворе они приобретают те свойства, благодаря которым их используют в промышленности).

Сейчас мы подробно разберём несколько теорий, оказавших наибольшее влияние на развитие представлений об электролитах и их свойствах. И начнём с самой распространённой и простой теории, которую каждый из нас проходил в школе.

Теория электролитической диссоциации Аррениуса

в 1887 году шведский химик Сванте Аррениус и русско-немецкий химик Вильгельм Оствальд создали теорию электролитической диссоциации. Однако тут тоже не всё так просто.

Сам Аррениус был сторонником так называемой физической теории растворов, которая не учитывала взаимодействие составляющих вещества с водой и утверждала, что в растворе существуют свободные заряженные частицы (ионы).

Кстати, именно с таких позиций сегодня рассматривают электролитическую диссоциацию в школе.

Поговорим всё-таки о том, что даёт эта теория и как она объясняет нам механизм взаимодействия веществ с водой. Как и у любой другой, у неё есть несколько постулатов, которые она использует:

1. При взаимодействии с водой вещество распадается на ионы (положительный – катион и отрицательный – анион). Эти частицы подвергаются гидратации: они притягивают молекулы воды, которые, кстати, заряжены с одной стороны положительно, а с другой – отрицательно (образуют диполь), в результате формируются в аквакомплексы (сольваты).

2. Процесс диссоциации обратим – то есть если вещество распалось на ионы, то под действием каких-либо факторов оно вновь может превратиться в исходное.

3. Если подключить к раствору электроды и пустить ток, то катионы начнут движение к отрицательному электроду – катоду, а анионы к положительно заряженному – аноду. Именно поэтому вещества, хорошо растворимые в воде, проводят электрический ток лучше, чем сама вода. По той же причине их назвали электролитами.

4. Степень диссоциации электролита характеризует процент вещества, подвергшегося растворению. Этот показатель зависит от свойств растворителя и самого растворённого вещества, от концентрации последнего и от внешней температуры.

Вот, по сути, и все основные постулаты этой несложной теории. Ими мы будем пользоваться в этой статье для описания того, что же происходит в растворе электролита. Примеры этих соединений разберём чуть позже, а сейчас рассмотрим другую теорию.

Теория кислот и оснований Льюиса

По теории электролитической диссоциации, кислота – это вещество, в растворе которого присутствует катион водорода, а основание – соединение, распадающееся в растворе на гидроксид-анион. Существует другая теория, названная именем известного химика Гилберта Льюиса. Она позволяет несколько расширить понятие кислоты и основания.

По теории Льюиса, кислоты – это ионы или молекулы вещества, которые имеют свободные электронные орбитали и способны принять электрон от другой молекулы. Несложно догадаться, что основаниями будут являться такие частицы, которые способны отдать один или несколько своих электронов в “пользование” кислоте.

Очень интересно здесь то, что кислотой или основанием может быть не только электролит, но и любое вещество, даже нерастворимое в воде.

Протолитическая теория Брендстеда-Лоури

В 1923 году, независимо друг от друга, двое учёных – Й. Бренстед и Т. Лоури -предложили теорию, которая сейчас активно применяется учёными для описания химических процессов. Суть этой теории в том, что смысл диссоциации сводится к передаче протона от кислоты основанию.

Таким образом, последнее понимается здесь как акцептор протонов. Тогда кислота является их донором. Теория также хорошо объясняет существование веществ, проявляющих свойства и кислоты и основания. Такие соединения называются амфотерными.

В теории Бренстеда-Лоури для них также применяется термин амфолиты, тогда как кислота или основания принято называть протолитами.

Мы подошли к следующей части статьи. Здесь мы расскажем, чем отличаются друг от друга сильные и слабые электролиты и обсудим влияние внешних факторов на их свойства. А затем уже приступим к описанию их практического применения.

Сильные и слабые электролиты

Каждое вещество взаимодействует с водой индивидуально. Какие-то растворяются в ней хорошо (например, поваренная соль), а какие-то совсем не растворяются (например, мел). Таким образом, все вещества делятся на сильные и слабые электролиты.

Последние представляют собой вещества, плохо взаимодействующие с водой и оседающие на дне раствора. Это означает, что они имеют очень низкую степень диссоциации и высокую энергию связей, которая не позволяет при нормальных условиях распадаться молекуле на составляющие её ионы.

Диссоциация слабых электролитов происходит либо очень медленно, либо при повышении температуры и концентрации этого вещества в растворе.

Поговорим о сильных электролитах. К ним можно отнести все растворимые соли, а также сильные кислоты и щёлочи. Они легко распадаются на ионы и очень трудно собрать их в осадки. Ток в электролитах, кстати, проводится именно благодаря ионам, содержащимся в растворе. Поэтому лучше всех проводят ток сильные электролиты. Примеры последних: сильные кислоты, щёлочи, растворимые соли.

Факторы, влияющие на поведение электролитов

Теперь разберёмся, как влияет изменение внешней обстановки на свойства веществ. Концентрация напрямую влияет на степень диссоциации электролита. Более того, это соотношение можно выразить математически.

Закон, описывающий эту связь, называется законом разбавления Оствальда и записывается так: a = (K / c)1/2. Здесь a – это степень диссоциации (берётся в долях), К – константа диссоциации, разная для каждого вещества, а с – концентрация электролита в растворе.

По этой формуле можно узнать много нового о веществе и его поведении в растворе.

Но мы отклонились от темы. Кроме концентрации, на степень диссоциации также влияет температура электролита. Для большинства веществ её увеличение повышает растворимость и химическую активность.

Именно этим можно объяснить протекание некоторых реакций только при повышенной температуре.

При нормальных условиях они идут либо очень медленно, либо в обе стороны (такой процесс называется обратимым).

Мы разобрали факторы, определяющие поведение такой системы, как раствор электролита. Сейчас перейдём к практическому применению этих, без сомнения, очень важных химических веществ.

Промышленное использование

Конечно, все слышали слово “электролит” применительно к аккумуляторам. В автомобиле используют свинцово-кислотные аккумуляторы, роль электролита в котором выполняет 40-процентная серная кислота. Чтобы понять, зачем там вообще нужно это вещество, стоит разобраться в особенностях работы аккумуляторов.

Так в чём принцип работы любого аккумулятора? В них происходит обратимая реакция превращения одного вещества в другое, в результате которой высвобождаются электроны.

При заряде аккумулятора происходит взаимодействие веществ, которого не получается при нормальных условиях. Это можно представить как накопление электроэнергии в веществе в результате химической реакции.

При разряде же начинается обратное превращение, приводящее систему к начальному состоянию. Эти два процесса вместе составляют один цикл заряда-разряда.

Рассмотрим вышеизложенный процесс на конкретном примере – свинцово-кислотном аккумуляторе. Как нетрудно догадаться, этот источник тока состоит из элемента, содержащего свинец (а также диокисд свинца PbO2) и кислоты. Любой аккумулятор состоит из электродов и пространства между ними, заполненного как раз электролитом.

В качестве последнего, как мы уже выяснили, в нашем примере используется серная кислота концентрацией 40 процентов. Катод такого аккумулятора делают из диоксида свинца, а анод состоит из чистого свинца.

Всё это потому, что на этих двух электродах протекают разные обратимые реакции с участием ионов, на которые продиссоциировала кислота:

  1. PbO2 + SO42-+ 4H+ + 2e- = PbSO4 + 2H2O (реакция, происходящая на отрицательном электроде – катоде).
  2. Pb + SO42- – 2e- = PbSO4 (Реакция, протекающая на положительном электроде – аноде).

Если читать реакции слева направо – получаем процессы, происходящие при разряде аккумулятора, а если справа налево – при заряде.

В каждом химическом источнике тока эти реакции разные, но механизм их протекания в общем описывается одинаково: происходят два процесса, в одном из которых электроны “поглощаются”, а в другом, наоборот, “выходят”. Самое главное то, что число поглощённых электронов равно числу вышедших.

Собственно, кроме аккумуляторов, существует масса применений этих веществ. Вообще, электролиты, примеры которых мы привели, – это лишь крупинка того многообразия веществ, которые объединены под этим термином. Они окружают нас везде, повсюду. Вот, например, тело человека. Думаете, там нет этих веществ? Очень ошибаетесь.

Они находятся везде в нас, а самое большое количество составляют электролиты крови. К ним относятся, например, ионы железа, которые входят в состав гемоглобина и помогают транспортировать кислород к тканям нашего организма. Электролиты крови также играют ключевую роль в регуляции водно-солевого баланса и работе сердца.

Эту функцию выполняют ионы калия и натрия (существует даже процесс, происходящий в клетках, который назвается калий-натриевым насосом).

Любые вещества, которые вы в силах растворить хоть немного, – электролиты. И нет такой отрасли промышленности и нашей с вами жизни, где бы они ни применялись. Это не только аккумуляторы в автомобилях и батарейки. Это любое химическое и пищевое производство, военные заводы, швейные фабрики и так далее.

Состав электролита, кстати, бывает разным. Так, можно выделить кислотный и щелочной электролит.

Они принципиально отличаются своими свойствами: как мы уже говорили, кислоты являются донорами протонов, а щёлочи – акцепторами.

Но со времением состав электролита меняется вследствие потери части вещества концентрация либо уменьшается, либо увеличивается (всё зависит от того, что теряется, вода или электролит).

Мы каждый день сталкиваемся с ними, однако мало кто точно знает определение такого термина, как электролиты. Примеры конкретных веществ мы разобрали, поэтому перейдём к немного более сложным понятиям.

Физические свойства электролитов

Теперь о физике. Самое важное, что нужно понимать при изучении этой темы – как передаётся ток в электролитах. Определяющую роль в этом играют ионы.

Эти заряженные частицы могут переносить заряд из одной части раствора в другую. Так, анионы стремятся всегда к положительному электроду, а катионы – к отрицательному.

Таким образом, действуя на раствор электрическим током, мы разделяем заряды по разным сторонам системы.

Очень интересна такая физическая характеристика, как плотность. От неё зависят многие свойства обсуждаемых нами соединений. И зачастую всплывает вопрос: “Как поднять плотность электролита?” На самом деле ответ прост: необходимо понизить содержание воды в растворе.

Так как плотность электролита большей частью определяется плотностью серной кислоты, то она большей частью зависит от концентрации последней. Существует два способа осуществить задуманное. Первый достаточно простой: прокипятить электролит, содержащийся в аккумуляторе.

Для этого нужно зарядить его так, чтобы температура внутри поднялась чуть выше ста градусов по цельсию. Если этот способ не помогает, не переживайте, существует ещё один: просто-напросто заменить старый электролит новым.

Для этого нужно слить старый раствор, прочистить внутренности от остатков серной кислоты дистиллированной водой, а затем залить новую порцию. Как правило, качественные растворы электролита сразу имеют нужную величину концентрации. После замены можете надолго забыть о том, как поднять плотность электролита.

Состав электролита во многом определяет его свойства. Такие характеристики, как электропроводность и плотность, например, сильно зависят от природы растворённого вещества и его концентрации.

Существует отдельный вопрос о том, сколько электролита в аккумуляторе может быть. На самом деле его объём напрямую связан с заявленной мощностью изделия. Чем больше серной кислоты внутри аккумулятора, тем он мощнее, т. е.

тем большее напряжение способен выдавать.

Где это пригодится?

Если вы автолюбитель или просто увлекаетесь автомобилями, то вы и сами всё понимаете. Наверняка вы даже знаете, как определить, сколько электролита в аккумуляторе находится сейчас.

А если вы далеки от автомобилей, то знание свойств этих веществ, их применения и того, как они взаимодействуют друг с другом будет совсем не лишним. Зная это, вы не растеряетесь, если вас попросят сказать, какой электролит в аккумуляторе.

Хотя даже если вы не автолюбитель, но у вас есть машина, то знание устройства аккумулятора будет совсем не лишним и поможет вам в ремонте. Будет гораздо легче и дешевле сделать всё самому, нежели ехать в автоцентр.

А чтобы лучше изучить эту тему, мы рекомендуем почитать учебник химии для школы и вузов. Если вы хорошо знаете эту науку и прочитали достаточно учебников, лучшим вариантом будут “Химические источники тока” Варыпаева. Там изложены подробно вся теория работы аккумуляторов, различных батарей и водородных элементов.

Заключение

Мы подошли к концу. Подведём итоги. Выше мы разобрали всё, что касается такого понятия, как электролиты: примеры, теория строения и свойств, функции и применение.

Ещё раз стоит сказать, что эти соединения составляют часть нашей жизни, без которой не могли бы существовать наши тела и все сферы промышленности. Вы помните про электролиты крови? Благодаря им мы живём.

А что насчёт наших машин? С помощью этих знаний мы сможем исправить любую проблему, связанную с аккумулятором, так как теперь понимаем, как поднять плотность электролита в нём.

Всё рассказать невозможно, да мы и не ставили такой цели. Ведь это далеко не всё, что можно рассказать об этих удивительных веществах.

Источник: http://fb.ru/article/268829/elektrolityi-primeryi-sostav-i-svoystva-elektrolitov-silnyie-i-slabyie-elektrolityi

Свойства электролитов. Сильные и слабые электролиты. Электролиты – что такое?

Сильные электролиты
Образование 18 марта 2014

Отличные проводники электрического тока — золото, медь, железо, алюминий, сплавы.

Наряду с ними существует большая группа веществ-неметаллов, расплавы и водные растворы которых тоже обладают свойством проводимости. Это сильные основания, кислоты, некоторые соли, получившие общее название “электролиты”.

Что такое ионная проводимость? Выясним, какое отношение имеют вещества-электролиты к этому распространенному явлению.

Какие частицы переносят заряды?

Мир вокруг полон различных проводников, а также изоляторов. Об этих свойствах тел и веществ известно с глубокой древности. Греческий математик Фалес провел опыт с янтарем (на греческом — «электрон»).

Потерев его о шелк, ученый наблюдал явление притяжения волос, волокон шерсти. Позже стало известно, что янтарь является изолятором. В этом веществе нет частиц, которые могли бы переносить электрический заряд. Хорошие проводники — металлы.

В их составе присутствуют атомы, положительные ионы и свободные, бесконечно малые отрицательные частицы — электроны. Именно они обеспечивают перенос зарядов, когда пропускают ток. Сильные электролиты в сухом виде не содержат свободных частиц.

Но при растворении и расплавлении происходит разрушение кристаллической решетки, а также поляризация ковалентной связи.

Вода, неэлектролиты и электролиты. Что такое растворение?

Отдавая или присоединяя электроны, атомы металлических и неметаллических элементов превращаются в ионы. Между ними в кристаллической решетке существует достаточно прочная связь.

Растворение или расплавление ионных соединений, например, хлорида натрия, приводит к ее разрушению. В полярных молекулах нет ни связанных, ни свободных ионов, они возникают при взаимодействии с водой. В 30-х годах XIX века М.

Фарадей обнаружил, что растворы некоторых веществ проводят ток. Ученый ввел в науку такие важнейшие понятия:

  • ионы (заряженные частицы);
  • электролиты (проводники второго рода);
  • катод;
  • анод.

Есть соединения – сильные электролиты, кристаллические решетки которых полностью разрушаются с освобождением ионов.

Существуют нерастворимые вещества и те, что сохраняются в молекулярном виде, например, сахар, формальдегид. Такие соединения называются неэлектролитами. Для них не характерно образование заряженных частиц. Слабые электролиты (угольная и уксусная кислота, гидроксид аммония и ряд других веществ) содержат мало ионов.

Теория электролитической диссоциации

В своих работах шведский ученый С. Аррениус (1859–1927) опирался на выводы Фарадея. В дальнейшем уточнили положения его теории русские исследователи И. Каблуков и В. Кистяковский.

Они выяснили, что при растворении и расплавлении образуют ионы не все вещества, а только электролиты. Что такое диссоциация по С.

Аррениусу? Это и есть разрушение молекул, которое приводит к появлению заряженных частиц в растворах и расплавах. Основные теоретические положения С. Аррениуса:

  1. Основания, кислоты и соли в растворах находятся в диссоциированном виде.
  2. Обратимо распадаются на ионы сильные электролиты.
  3. Слабые образуют мало ионов.

Показателем степени диссоциации вещества (ее часто выражают в процентах) является соотношение числа молекул, распавшихся на ионы, и общего количества частиц в растворе. Электролиты являются сильными, если значение этого показателя свыше 30%, у слабых — менее 3%.

Свойства электролитов

Теоретические выводы С. Аррениуса дополнили более поздние исследования физико-химических процессов в растворах и расплавах, проведенные русскими учеными. Получили объяснение свойства оснований и кислот. К первым относят соединения, в растворах которых из катионов можно обнаружить только ионы металла, анионами являются частицы OH–.

Молекулы кислот распадаются на отрицательные ионы кислотного остатка и протоны водорода (H+). Движение ионов в растворе и расплаве — хаотичное. Рассмотрим результаты опыта, для которого потребуется собрать цепь, включить в нее угольные электроды и обыкновенную лампочку накаливания.

Проверим проводимость растворов разных веществ: поваренной соли, уксусной кислоты и сахара (первые два – электролиты). Что такое электрическая цепь? Это источник тока и проводники, соединенные между собой. При замыкании цепи лампочка будет гореть ярче в растворе поваренной соли. Движение ионов приобретает упорядоченность.

Анионы направляются к положительному электроду, а катионы — к отрицательному.

В этом процессе в уксусной кислоте участвует небольшое количество заряженных частиц. Сахар не является электролитом, не проводит ток. Между электродами в этом растворе окажется изолирующий слой, лампочка гореть не будет.

Химические взаимодействия между электролитами

При сливании растворов можно наблюдать, как ведут себя электролиты. Что такое ионные уравнения подобных реакций? Рассмотрим на примере химического взаимодействия между хлоридом бария и нитратом натрия:

2NaNO3 + BaCl2 + = 2NaCl + Ba(NO3)2.

Формулы электролитов запишем в ионном виде:

2Na+ + 2NO3– + Ba2+ + 2Cl– = 2Na+ + 2Cl– + Ba2+ + 2NO3–.

Взятые для реакции вещества – сильные электролиты. В этом случае состав ионов не меняется. Химическое взаимодействие между растворами электролитов возможно в трех случаях:

1. Если один из продуктов является нерастворимым веществом.

Молекулярное уравнение: Na2SO4 + BaCl2 = BaSO4 + 2NaCl.

Запишем состав электролитов в виде ионов:

2Na+ + SO42– + Ba2+ + 2Cl– = BaSO4(белый осадок) + 2Na+ 2Cl–.

2. Одно из образовавшихся веществ — газ.

3. Среди продуктов реакции есть слабый электролит.

Вода — один из наиболее слабых электролитов

Химически чистая вода (дистиллированная) не проводит электрический ток. Но в ее составе есть небольшое количество заряженных частиц. Это протоны Н+ и анионы ОН–. Диссоциации подвергается ничтожно малое число молекул воды. Существует величина — ионное произведение воды, которая является постоянной при температуре 25 °C. Она позволяет узнать концентрации Н+ и ОН–.

Преобладают ионы водорода в растворах кислот, гидроксид-анионов больше в щелочах. В нейтральных — совпадает количество Н+ и ОН–. Среду растворов также характеризует водородный показатель (рН). Чем он выше, тем больше присутствует гидроксид-ионов. Среда является нейтральной при интервале рН близком к 6–7.

В присутствии ионов Н+ и ОН– изменяют свой цвет вещества-индикаторы: лакмус, фенолфталеин, метилоранж и другие.

Свойства растворов и расплавов электролитов находят широкое применение в промышленности, технике, сельском хозяйстве и медицине. Научное обоснование заложено в работах ряда выдающихся ученых, объяснивших поведение частиц, из которых состоят соли, кислоты и основания.

В их растворах протекают многообразные реакции ионного обмена. Они используются во многих производственных процессах, в электрохимии, гальванике. Процессы в живых существах также происходят между ионами в растворах.

Многие неметаллы и металлы, токсичные в виде атомов и молекул, незаменимы в виде заряженных частиц (натрий, калий, магний, хлор, фосфор и другие).

Источник: .ru

Источник: https://monateka.com/article/189414/

Поделиться:
Нет комментариев

    Добавить комментарий

    Ваш e-mail не будет опубликован. Все поля обязательны для заполнения.

    ×
    Рекомендуем посмотреть