Диссоциация электролита количественно характеризуется степенью диссоциации. Степень диссоциации a – это отношение числа молекул, диссоциированных на ионы N дисс. , к общему числу молекул растворенного электролита N :
a =
a – доля молекул электролита, распавшихся на ионы.
Степень диссоциации электролита зависит от многих факторов: природы электролита, природы растворителя, концентрации раствора, температуры.
По способности к диссоциации электролиты условно разделяют на сильные и слабые. Электролиты, которые в растворе существуют только в виде ионов, принято называть сильными . Электролиты, которые в растворенном состоянии находятся частично в виде молекул и частично в виде ионов, называются слабыми .
К сильным электролитам относятся почти все соли, некоторые кислоты: H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HI, HClO 4 , гидроксиды щелочных и щелочно-земельных металлов (см. прил., табл. 6).
Процесс диссоциации сильных электролитов идет до конца:
HNO 3 = H + + NO 3 - , NaOH = Na + + OH - ,
и в уравнениях диссоциации ставятся знаки равенства.
Применительно к сильным электролитам понятие «степень диссоциации» носит условный характер. «Кажущаяся» степеньдиссоциации (a каж) ниже истинной (см. прил., табл. 6). С увеличением концентрации сильного электролита в растворе усиливается взаимодействие разноименно заряженных ионов. При достаточном приближении друг к другу они образуют ассоциаты. Ионы в них разделены слоями полярных молекул воды, окружающих каждый ион. Это сказывается на уменьшении электропроводности раствора, т.е. создается эффект неполной диссоциации.
Для учета этого эффекта введен коэффициент активности g, который уменьшается с возрастанием концентрации раствора, изменяясь в пределах от 0 до 1. Для количественного описания свойств растворов сильных электролитов пользуются величиной, называемой активностью (a) .
Под активностью иона понимают ту эффективную концентрацию его, соответственно которой он действует при химических реакциях.
Активность иона (a ) равна его молярной концентрации (С ), умноженной на коэффициент активности (g):
а = gС .
Использование активности вместо концентрации позволяет применять к растворам закономерности, установленные для идеальных растворов.
К слабым электролитам относятся некоторые минеральные (HNO 2 , H 2 SO 3 , H 2 S, H 2 SiO 3 , HCN, H 3 PO 4) и большинство органических кислот (СН 3 СООН, Н 2 С 2 О 4 и др.), гидроксид аммония NH 4 OH и все малорастворимые в воде основания, органические амины.
Диссоциация слабых электролитов обратима. В растворах слабых электролитов устанавливается равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами. В соответствующих уравнениях диссоциации ставится знак обратимости («). Например, уравнение диссоциации слабой уксусной кислоты записывается так:
CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .
В растворе слабого бинарного электролита (КА ) устанавливается следующее равновесие, характеризуемое константой равновесия, называемой константой диссоциации К д:
КА « К + + А - ,
.
Если в 1 л раствора растворено С молей электролита КА и степень диссоциации равна a, значит, продиссоциировало aС молей электролита и образовалось каждого иона по aС молей. В недиссоциированном состоянии остается (С – aС ) молей КА .
КА « К + + А - .
С – aС aС aС
Тогда константа диссоциации будет равна:
(6.1)
Так как константа диссоциации не зависит от концентрации, то выведенное соотношение выражает зависимость степени диссоциации слабого бинарного электролита от его концентрации. Из уравнения (6.1) видно, что уменьшение концентрации слабого электролита в растворе приводит к росту степени его диссоциации. Уравнение (6.1) выражает закон разбавления Оствальда .
Для очень слабых электролитов (при a <<1), уравнение Оствальда можно записать следующим образом:
К д a 2 C , или a » (6.2)
Константа диссоциации для каждого электролита постоянна при данной температуре, она не зависит от концентрации раствора и характеризует способность электролита распадаться на ионы. Чем выше К д, тем в большей степени электролит диссоциирует на ионы. Константы диссоциации слабых электролитов сведены в таблицы (см. прил., табл. 3).
Все вещества можно разделить на электролиты и неэлектролиты. К электролитам относятся вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток (например, водные растворы или расплавы KCl, H 3 PO 4 , Na 2 CO 3). Вещества неэлектролиты при расплавлении или растворении электрический ток не проводят (сахар, спирт, ацетон и др.).
Электролиты подразделяются на сильные и слабые. Сильные электролиты в растворах или расплавах полностью диссоциируют на ионы. При написании уравнений химических реакций это подчеркивается стрелкой в одном направлении, например:
HCl→ H + + Cl -
Ca(OH) 2 → Ca 2+ + 2OH -
К сильным электролитам относятся вещества с гетерополярной или ионной кристаллической структурой (таблица 1.1).
Таблица 1.1 Сильные электролиты
Слабые электролиты на ионы распадаются лишь частично. Наряду с ионами в расплавах или растворах данных веществ присутствуют в подавляющем большинстве недиссоциированные молекулы. В растворах слабых электролитов параллельно с диссоциацией протекает обратный процесс - ассоциация, т.е соединение ионов в молекулы. При записи уравнения реакции это подчеркивается двумя противоположно направленными стрелками.
CH 3 COOH D CH 3 COO - + H +
К слабым электролитам относятся вещества с гомеополярным типом кристаллической решетки (таблица 1.2).
Таблица 1.2 Слабые электролиты
Равновесное состояние слабого электролита в водном растворе количественно характеризуют степенью электролитической диссоциации и константой электролитической диссоциации.
Степень электролитической диссоциации α представляет собой отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного электролита:
Степень диссоциации показывает, какая часть от общего количества растворенного электролита распадается на ионы и зависит от природы электролита и растворителя, а также от концентрации вещества в растворе, имеет безразмерную величину, хотя обыкновенно ее выражают в процентах. При бесконечном разбавлении раствора электролита степень диссоциации приближается к единице, что соответствует полной, 100%-ной, диссоциации молекул растворенного вещества на ионы. Для растворов слабых электролитов 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.
В общем виде обратимую химическую реакцию можно представить как:
a A + b B D d D + e E
Скорость реакции прямо пропорциональна произведению концентрации реагирующих частиц в степенях их стехиометрических коэффициентов. Тогда для прямой реакции
V 1 =k 1 [A] a [B] b ,
а скорость обратной реакции
V 2 =k 2 [D] d [Е] е.
В некоторый момент времени скорости прямой и обратной реакции выровняются, т.е.
Такое состояние называют химическим равновесием. Отсюда
k 1 [A] a [B] b = k 2 [D] d [Е] е
Сгруппировав постоянные величины с одной стороны, а переменные- с другой стороны, получим:
Таким образом, для обратимой химической реакции в состоянии равновесия произведение равновесных концентраций продуктов реакции в степенях их стехиометрических коэффициентов, отнесенное к такому же произведению для исходных веществ есть величина постоянная при данных температуре и давлении. Численное значение константы химического равновесия К не зависит от концентрации реагирующих веществ. Например, константу равновесия диссоциации азотистой кислоты в соответствии с законом действия масс можно записать в виде:
HNO 2 + H 2 OD H 3 O + + NO 2 -
.
Величину К а называют константой диссоциации кислоты, в данном случае азотистой.
Аналогично выражается и константа диссоциации слабого основания. Например, для реакции диссоциации аммиака:
NH 3 + H 2 O DNH 4 + + OH -
.
Величину К b называют константой диссоциации основания, в данном случае аммиака. Чем выше константа диссоциации электролита, тем сильнее электролит диссоциирует и тем выше концентрации его ионов в растворе при равновесии. Между степенью диссоциации и константой диссоциации слабого электролита существует взаимосвязь:
Это математическое выражение закона разбавления Оствальда: при разбавлении слабого электролита степень его диссоциации увеличивается.Для слабых электролитов при К ≤1∙ 10 -4 и С ≥0,1 моль/л используют упрощенное выражение:
К = α 2 ∙С или α
Пример1 . Вычислите степень диссоциации и концентрацию ионов и [ NH 4 + ] в 0,1 М растворе гидроксида аммония, если К NH 4 OH =1,76∙10 -5
Дано: NH 4 OH
К NH 4 OH =1,76∙10 -5
Решение :
Так как электролит является достаточно слабым (К NH 4 OH =1,76∙10 –5 <1∙ 10 - 4) и раствор его не слишком разбавлен, можно принять, что:
или 1,33%
Концентрация ионов в растворе бинарного электролита равна C ∙α, так как бинарный электролит ионизирует с образованием одного катиона и одного аниона, то = [ NH 4 + ]=0,1∙1,33∙10 -2 =1,33∙10 -3 (моль/л).
Ответ: α=1,33 %; = [ NH 4 + ]=1,33∙10 -3 моль/л.
Теория сильных электролитов
Сильные электролиты в растворах и расплавах полностью диссоциируют на ионы. Однако экспериментальные исследования электропроводности растворов сильных электролитов показывают, что ее величина несколько занижена по сравнению с той электропроводностью, которая должна бы быть при 100 % диссоциации. Такое несоответствие объясняется теорией сильных электролитов, предложенной Дебаем и Гюккелем. Согласно этой теории, в растворах сильных электролитов между ионами существует электростатическое взаимодействие. Вокруг каждого иона образуется “ионная атмосфера” из ионов противоположного знака заряда, которая тормозит движение ионов в растворе при пропускании постоянного электрического тока. Кроме электростатического взаимодействия ионов, в концентрированных растворах нужно учитывать ассоциацию ионов. Влияние межионных сил создает эффект неполной диссоциации молекул, т.е. кажущейся степени диссоциации. Определенная на опыте величина α всегда несколько ниже истинной α. Например, в 0,1 М растворе Na 2 SO 4 экспериментальная величина α =45 %. Для учета электростатических факторов в растворах сильных электролитов пользуются понятием активности (а). Активностью иона называют эффективную или кажущуюся концентрацию, согласно которой ион действует в растворе. Активность и истинная концентрация связаны между собой выражением:
где f – коэффициент активности, который характеризует степень отклонения системы от идеальной из-за электростатических взаимодействий ионов.
Коэффициенты активности ионов зависят от величины µ, называемой ионной силой раствора. Ионная сила раствора является мерой электростатического взаимодействия всех ионов, присутствующих в растворе и равнаполовине суммы произведений концентраций (с) каждого из присутствующих в растворе ионов на квадрат его зарядового числа (z) :
.
В разбавленных растворах (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 и коэффициент активности равен 1. Это означает, что электростатические взаимодействия практически отсутствуют. В очень концентрированных растворах (µ>1М) коэффициенты активности ионов могут быть больше единицы. Связь коэффициента активности с ионной силой раствора выражается формулами:
при µ
<10 -2
при 10 -2 ≤ µ
≤ 10 -1
+ 0,1z 2 µ
при 0,1<µ
<1
Константа равновесия, выраженная через активности, называется термодинамической. Например, для реакции
a A + b B d D + e E
термодинамическая константа имеет вид:
Она зависит от температуры, давления и природы растворителя.
Поскольку активность частицы , то
где К С - концентрационная константа равновесия.
Значение К С зависит не только от температуры, природы растворителя и давления, но и от ионной силы m . Так как термодинамические константы зависят от наименьшего числа факторов то, следовательно, являются наиболее фундаментальными характеристиками равновесия. Поэтому в справочниках приводятся именно термодинамические константы. Величины термодинамических констант некоторых слабых электролитов приведены в приложении данного пособия. =0,024 моль/л.
С ростом заряда иона коэффициент активности и активность иона уменьшается.
Вопросы для самоконтроля:
- Что такое идеальная система? Назовите основные причины отклонения реальной системы от идеальной.
- Что называют степенью диссоциации электролитов?
- Приведите примеры сильных и слабых электролитов.
- Какая взаимосвязь существует между константой диссоциации и степенью диссоциации слабого электролита? Выразите её математически.
- Что такое активность? Как связаны активность иона и его истинная концентрация?
- Что такое коэффициент активности?
- Как влияет заряд иона на величину коэффициента активности?
- Что такое ионная сила раствора, ее математическое выражение?
- Запишите формулы для расчета коэффициентов активности индивидуальных ионов в зависимости от ионной силы раствора.
- Сформулируйте закон действия масс и выразите его математически.
- Что такое термодинамическая константа равновесия? Какие факторы влияют на ее величину?
- Что такое концентрационная константа равновесия? Какие факторы влияют на ее величину?
- Как связаны термодинамическая и концентрационная константы равновесия?
- В каких пределах могут изменяться величины коэффициента активности?
- В чем заключаются основные положения теории сильных электролитов?
ЭЛЕКТРОЛИТЫ – вещества, растворы или расплавы которых проводят электрический ток.
НЕЭЛЕКТРОЛИТЫ – вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток.
Диссоциация – распад соединений на ионы.
Степень диссоциации – отношение числа продиссоциированных на ионы молекул к общему числу молекул в растворе.
СИЛЬНЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ при растворении в воде практически полностью диссоциируют на ионы.
При написании уравнений диссоциации сильных электролитов ставят знак равенства.
К сильным электролитам относятся:
· Растворимые соли (смотри таблицу растворимости );
· Многие неорганические кислоты: HNO 3 , H 2 SO 4 ,HClO 3 , HClO 4 , HMnO 4 , HCl, HBr, HI (смотри кислоты-сильные электролиты в таблице растворимости );
· Основания щелочных (LiOH, NaOH,KOH) и щелочноземельных (Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2) металлов (смотри основания-сильные электролиты в таблице растворимости ).
СЛАБЫЕ ЭЛЕКТРОЛИТЫ в водных растворах лишь частично (обратимо) диссоциируют на ионы.
При написании уравнений диссоциации слабых электролитов ставят знак обратимости.
К слабым электролитам относятся:
· Почти все органические кислоты и вода (Н 2 О);
· Некоторые неорганические кислоты: H 2 S, H 3 PO 4 ,HClO 4 , H 2 CO 3 , HNO 2 , H 2 SiO 3 (смотри кислоты-слабые электролиты в таблице растворимости );
· Нерастворимые гидроксиды металлов (Mg(OH) 2 ,Fe(OH) 2 , Zn(OH) 2) (смотри основания- c лабые электролиты в таблице растворимости ).
На степень электролитической диссоциации влияет ряд факторов:
природа растворителя и электролита : сильными электролитами являются вещества с ионными и ковалентными сильно-полярными связями; хорошей ионизирующей способностью, т.е. способностью вызывать диссоциацию веществ, обладают растворители с большой диэлектрической проницаемостью, молекулы которых полярны (например, вода);
температура : поскольку диссоциация - процесс эндотермический, повышение температуры повышает значение α;
концентрация : при разбавлении раствора степень диссоциации возрастает, а с увеличением концентрации - уменьшается;
стадия процесса диссоциации : каждая последующая стадия менее эффективна, чем предыдущая, примерно в 1000–10 000 раз; например, для фосфорной кислоты α 1 > α 2 > α 3:
H3PО4⇄Н++H2PО−4 (первая стадия, α 1),
H2PО−4⇄Н++HPО2−4 (вторая стадия, α 2),
НPО2−4⇄Н++PО3−4 (третья стадия, α 3).
По этой причине в растворе данной кислоты концентрация ионов водорода наибольшая, а фосфат-ионов РО3−4 - наименьшая.
1. Растворимость и степень диссоциации вещества между собой не связаны. Например, слабым электролитом является хорошо (неограниченно) растворимая в воде уксусная кислота.
2. В растворе слабого электролита меньше других содержится тех ионов, которые образуются на последней стадии электролитической диссоциации
На степень электролитической диссоциации влияет также добавление других электролитов : например, степень диссоциации муравьиной кислоты
HCOOH ⇄ HCOO − + H +
уменьшается, если в раствор внести немного формиата натрия. Эта соль диссоциирует с образованием формиат-ионов HCOO − :
HCOONa → HCOO − + Na +
В результате в растворе концентрация ионов НСОО– повышается, а согласно принципу Ле Шателье, повышение концентрации формиат-ионов смещает равновесие процесса диссоциации муравьиной кислоты влево, т.е. степень диссоциации уменьшается.
Закон разбавления Оствальда - соотношение, выражающее зависимость эквивалентной электропроводностиразбавленного раствора бинарного слабого электролита от концентрации раствора:
Здесь - константа диссоциации электролита, - концентрация, и - значения эквивалентной электропроводности при концентрации и при бесконечном разбавлении соответственно. Соотношение является следствием закона действующих масс и равенства
где - степень диссоциации.
Закон разбавления Оствальда выведен В.Оствальдом в 1888 году и им же подтвержден опытным путём. Экспериментальное установление правильности закона разбавления Оствальда имело большое значение для обоснования теории электролитической диссоциации.
Электролитическая диссоциация воды. Водородный показатель рН Вода представляет собой слабый амфотерный электролит: Н2О Н+ + ОН- или, более точно: 2Н2О= Н3О+ + ОН- Константа диссоциации воды при 25оС равна: Такое значение константы соответствует диссоциации одной из ста миллионов молекул воды, поэтому концентрацию воды можно считать постоянной и равной 55,55 моль/л (плотность воды 1000 г/л, масса 1 л 1000 г, количество вещества воды 1000г:18г/моль=55,55 моль, С=55,55 моль: 1 л =55,55 моль/л). Тогда Эта величина постоянная при данной температуре (25оС), она называется ионным произведением воды KW: Диссоциация воды – процесс эндотермический, поэтому с повышением температуры в соответствии с принципом Ле-Шателье диссоциация усиливается, ионное произведение возрастает и достигает при 100оС значения 10-13. В чистой воде при 25оС концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой: = = 10-7 моль/л Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксила равны между собой, называются нейтральными. Если к чистой воде прибавить кислоту, концентрация ионов водорда повысится и станет больше, чем 10-7 моль/л, среда станет кислой, при этом концентрация ионов гидроксила мгновенно изменится так, чтобы ионное произведение воды сохранило свое значение 10-14. Тоже самое будет происходить и при добавлении к чистой воде щелочи. Концентрации ионов водорода и гидроксила связаны между собой через ионное произведение, поэтому, зная концентрацию одного из ионов, легко вычислить концентрацию другого. Например, если = 10-3 моль/л, то = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 моль/л, или, если = 10-2 моль/л, то = KW/ = 10-14/10-2 = 10-12 моль/л. Таким образом, концентрация ионов водорода или гидроксила может служить количественной характеристикой кислотности или щелочности среды. На практике пользуются не концентрациями ионов водорода или гидроксила, а водородным рН или гидроксильным рОН показателями. Водородный показатель рН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов водорода: рН = - lg Гидроксильный показатель рОН равен отрицательному десятичному логарифму концентрации ионов гидроксила: рОН = - lg Легко показать, прологарифмировав ионное произведение воды, что рН + рОН = 14 Если рН среды равен 7 - среда нейтральная, если меньше 7 - кислая, причем чем меньше рН, тем выше концентрация ионов водорода. pН больше 7 – среда щелочная, чем больше рН, тем выше концентрация ионов гидроксила.
Гидролиз солей
Гидролизом называют реакции взаимодействия вещества с водой, приводящие к образованию слабых электролитов (кислот, оснований, кислых или основных солей). Результат гидролиза можно расценивать как нарушение равновесия диссоциации воды. Гидролизу подвержены соединения различных классов, но наиболее важным случаем является гидролиз солей. Соли, как правило, - сильные электролиты, которые подвергаются полной диссоциации на ионы и могут взаимодействовать с ионами воды.
Важнейшие случаи гидролиза солей :
1. Соль образована сильным основанием и сильной кислотой. Например: NaCl – соль образованная сильным основанием NaOH и сильной кислотой HCl;
NaCl + HOH ↔ NaOH + HCl – молекулярное уравнение;
Na + + Cl - + HOH ↔ Na + + OH - + H + + Cl - – полное ионное уравнение;
HOH ↔ OH - + H + – сокращенное ионное уравнение.
Как видно из сокращенного ионного уравнения соль образованная сильным основанием и сильной кислотой, с водой не взаимодействует, т. е. не подвергается гидролизу, и среда при этом остается нейтральной.
2. Соль образована сильным основанием и слабой кислотой. Например: NaNO 2 – соль, образованная сильным основанием NaOH и слабой кислотой HNO 2 , которая практически не диссоциирует на ионы.
NaNO 2 + HOH ↔ NaOH + HNO 2 ;
Na + + NO 2 - + HOH ↔ Na + + OH - + HNO 2 ;
NO 2 - + HOH ↔ OH - + HNO 2 .
В этом случае соль подвергается гидролизу, причем гидролиз идет по аниону, а катион в процессе гидролиза практически не участвует. Так как в результате гидролиза образуется щелочь, то в растворе находится избыток анионов OH - . Раствор такой соли приобретает щелочную среду, т.е. рН > 7.
I ступень Na 2 СO 3 + HOH ↔ NaOH + NaHCO 3 ;
CO 3 2- + HOH ↔ OH - + HCO 3 - ;
II ступень NaHСO 3 + HOH ↔ NaOH + H 2 CO 3 ;
HCO 3 - + HOH ↔ OH - + H 2 CO 3 .
При стандартных условиях и умеренном разбавлении раствора гидролиз солей протекает только по первой ступени. Вторая - подавляется продуктами, которые образуются на первой ступени. Накопление ионов OH - влечет за собой смещение равновесия влево.
3. Соль образована слабым основанием и сильной кислотой. Например: NH 4 NO 3 – соль, образованная слабым основанием NH 4 OH и сильной кислотой HNO 3 .
NH 4 NO 3 + HOH ↔ NH 4 OH + HNO 3 ;
NH 4 + + HOH ↔ H + + NH 4 OH.
В этом случае соль подвергается гидролизу, причем гидролиз идет по катиону, а анион в процессе гидролиза практически не участвует. Раствор такой соли приобретает кислую среду, т.е. рН < 7.
Как и в предыдущем случае, соли многозарядных ионов гидролизуются по стадиям, хотя вторая стадия также подавляется.
I ступень Mg(NO 3) 2 + HOH ↔ MgOHNO 3 + HNO 3 ;
Mg 2+ + HOH ↔ MgOH + + H + ;
II ступень MgOHNO 3 + HOH ↔ Mg(OH) 2 + HNO 3 ;
MgOH + + HOH ↔ Mg(OH) 2 + H + .
4. Соль образована слабым основанием и слабой кислотой. Например: NH 4 CN – соль, образованная слабым основанием NH 4 OH и слабой кислотой HCN.
NH 4 CN + HOH ↔ NH 4 OH + HCN ;
NH 4 + + CN - + HOH ↔ NH 4 OH + HCN.
В этом случае в гидролизе участвуют и катионы и анионы. Они связывают и водородные катионы, и гидроксо-анионы воды, образуя слабые электролиты (слабые кислоты и слабые основания). Реакция раствора таких солей может быть либо слабокислой (если основание, образовавшееся в результате гидролиза, является более слабым, чем кислота), либо слабощелочной (если основание окажется более сильным, чем кислота), либо будет нейтральной (если основание и кислота проявляют одинаковую силу).
При гидролизе соли многозарядных ионов I стадия не подавляет последующие, и гидролиз таких солей протекает полностью даже при комнатной температуре.
I ступень (NH 4) 2 S + HOH ↔ NH 4 OH + NH 4 HS ;
2NH 4 + + S 2- + HOH ↔ NH 4 OH + NH 4 + + HS - ;
II ступень NH 4 HS + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S ;
NH 4 + + HS - + HOH ↔ NH 4 OH + H 2 S.
В зависимости от степени диссоциации различают электролиты сильные и слабые. К - константа диссоциации, которая зависит от температуры и природы электролита и растворителя, но не зависит от концентрации электролита. Реакции между ионами в растворах электролитов идут практически до конца в сторону образования осадков, газов и слабых электролитов.
Электроли́т - вещество, которое проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, что происходит в растворах и расплавах, или движения ионов в кристаллических решётках твёрдых электролитов. Примерами электролитов могут служить водные растворы кислот, солей и оснований и некоторые кристаллы (например, иодид серебра, диоксид циркония).
Как определить сильные и слабые электролиты
Одновременно в электролите протекают процессы ассоциации ионов в молекулы. Для количественной характеристики электролитической диссоциации было введено понятие степени диссоциации. Чаще всего подразумевают водный раствор, содержащий те или иные ионы (напр., «всасывание электролитов» в кишечнике). Многокомпонентный раствор для электроосаждения металлов, а также травления и др. (технический термин, например электролит золочения).
Основным объектом исследования и разработки в гальванотехнике являются электролиты для обработки поверхности и нанесения на неё покрытий. При химическом травлении металлов названия электролитов определяется названием основных кислот или щелочей, способствующих растворению металла. Так формируется групповое название электролитов. Иногда разница (особенно в величине поляризуемости) между электролитами разных групп нивелируется добавками, содержащимися в электролитах.
Электролиты и электролитическая диссоциация
Поэтому такое название не может являться классификационным (то есть групповым), а должно служить дополнительным подгрупповым наименованием электролита. Если плотность электролита во всех ячейках аккумулятора нормальная или близка к норме (1,25-1,28 г/см3), а НРЦ не ниже 12,5 В, то необходимо проверить на обрыв цепи внутри аккумулятора. При низкой плотности электролита во всех ячейках батарею следует зарядить до стабилизации плотности.
В технике[править править вики-текст]
При переходе от одного состояния в другое, показатели напряжения и плотности электролита линейно изменяются в определенных пределах (рис.4 и табл.1). Чем глубже происходит разряд аккумулятора, тем ниже плотность электролита. Соответственно, в объеме электролита содержится количество серной кислоты, необходимое для полного использования в реакции активного вещества пластин.
Ионная проводимость присуща многим химическим соединениям, обладающим ионным строением, например солям в твердом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам. Под электролитической диссоциацией понимается распад молекул электролита в растворе с образованием положительно и отрицательно заряженных ионов - катионов и анионов. Степень диссоциации часто выражают в процентах. Это объясняется тем, что концентрации металлических меди и серебра введены в константу равновесия.
Объясняется это тем, что концентрация воды во время реакций в водных растворах изменяется очень незначительно. Поэтому принимается, что концентрация остается постоянной и вводится в константу равновесия. Поскольку электролиты в растворах образуют ионы, то для отражения сущности реакций часто используют так называемые ионные уравнения реакций.
Термин электролит широко используется в биологии и медицине. Процесс распада молекул в растворе или расплаве электролита на ионы называется электролитической диссоциацией. Поэтому в электролитах диссоциирована определённая доля молекул вещества. Между этими двумя группами чёткой границы нет, одно и то же вещество может в одном растворителе проявлять свойства сильного электролита, а в другом - слабого.
