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.

Темы кодификатора ЕГЭ: Электролитическая диссоциация электролитов вводных растворах. Сильные и слабые электролиты.

— это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.

Электрический ток — это упорядоченное движение заряженных частиц под действием электрического поля. Таким образом, в растворах или расплавах электролитов есть заряженные частицы. В растворах электролитов, как правило, электрическая проводимость обусловлена наличием ионов.

Ионы — это заряженные частицы (атомы или группы атомов). Разделяют положительно заряженные ионы (катионы ) и отрицательно заряженные ионы (анионы ).

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

Разделяют вещества — электролиты и неэлектролиты . К неэлектролитам относятся вещества с прочной ковалентной неполярной связью (простые вещества), все оксиды (которые химически не взаимодействуют с водой), большинство органических веществ (кроме полярных соединений — карбоновых кислот, их солей, фенолов) — альдегиды, кетоны, углеводороды, углеводы.

К электролитам относят некоторые вещества с ковалентной полярной связью и вещества с ионной кристаллической решеткой.

В чем же суть процесса электролитической диссоциации?

Поместим в пробирку несколько кристаллов хлорида натрия и добавим воду. Через некоторое время кристаллы растворятся. Что произошло?
Хлорид натрия – вещество с ионной кристаллической решеткой. Кристалл NaCl состоит из ионов Na + и Cl — . В воде этот кристалл распадается на структурные единицы-ионы. При этом распадаются ионные химические связи и некоторые водородные связи между молекулами воды. Попавшие в воду ионы Na + и Cl — вступают во взаимодействие с молекулами воды. В случае хлорид-ионов можно говорить про электростатическое притяжение дипольных (полярных) молекул воды к аниону хлора, а в случае катионов натрия оно приближается по своей природе к донорно-акцепторному (когда электронная пара атома кислорода помещается на вакантные орбитали иона натрия). Окруженные молекулами воды ионы покрываются гидратной оболочкой . Диссоциация хлорида натрия описывается уравнением: NaCl = Na + + Cl — .

При растворении в воде соединений с ковалентной полярной связью, молекулы воды, окружив полярную молекулу, сначала растягивают связь в ней, увеличивая её полярность, затем разрывают её на ионы, которые гидратируются и равномерно распределяются в растворе. Например, соляная ксилота диссоциирует на ионы так: HCl = H + + Cl — .

При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.

Процесс электролитической диссоциации характеризуется величиной степени диссоциации молекул вещества:

Степень диссоциации — это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) молекул к общему числу молекул электролита. Т.е., какая доля молекул исходного вещества распадается в растворе или расплаве на ионы.

α=N продисс /N исх, где:

N продисс — это число продиссоциировавших молекул,

N исх — это исходное число молекул.

По степени диссоциации электролиты делят на делят на сильные и слабые .

Сильные электролиты (α≈1):

1. Все растворимые соли (в том числе соли органических кислот — ацетат калия CH 3 COOK, формиат натрия HCOONa и др.)

2. Сильные кислоты: HCl, HI, HBr, HNO 3 , H 2 SO 4 (по первой ступени), HClO 4 и др.;

3. Щелочи: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH) 2 , Sr(OH) 2 , Ba(OH) 2 .

Сильные электролиты распадаются на ионы практически полностью в водных растворах, но только в . В растворах даже сильные электролиты могут распадаться только частично. Т.е. степень диссоциации сильных электролитов α приблизительно равна 1 только для ненасыщенных растворов веществ. В насыщенных или концентрированны растворах степень диссоциации сильных электролитов может быть меньше или равна 1: α≤1.

Слабые электролиты (α<1):

1. Слабые кислоты, в т.ч. органические;

2. Нерастворимые основания и гидроксид аммония NH 4 OH;

3. Нерастворимые и некоторые малорастворимые соли (в зависимости от растворимости).

Неэлектролиты:

1. Оксиды, не взаимодействующие с водой (взаимодействующие с водой оксиды при растворении в воде вступают в химическую реакцию с образованием гидроксидов);

2. Простые вещества;

3. Большинство органических веществ со слабополярными или неполярными связями (альдегиды, кетоны, углеводороды и т.д.).

Как диссоциируют вещества? По степени диссоциации различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты диссоциируют полностью (в насыщенных растворах), в одну ступень, все молекулы распадаются на ионы, практически необратимо. Обратите внимание — при диссоциации в растворе образуются только устойчивые ионы. Самые распространенные ионы можно найти в таблице растворимости — это ваша официальная шпаргалка на любом экзамене. Степень диссоциации сильных электролитов примерно равна 1. Например, при диссоциации фосфата натрия образуются ионы Na + и PO 4 3– :

Na 3 PO 4 → 3Na + +PO 4 3-

NH 4 Cr(SO 4) 2 → NH 4 + + Cr 3+ + 2SO 4 2–

Диссоциация слабых электролитов : многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато и обратимо . Т.е. при диссоциации слабых электролитов распадается на ионы только очень небольшая часть исходных частиц. Например, угольная кислота:

H 2 CO 3 ↔ H + + HCO 3 –

HCO 3 – ↔ H + + CO 3 2–

Гидроксид магния диссоциирует также в 2 ступени:

Mg(OH) 2 ⇄ Mg(OH) + OH –

Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH –

Кислые соли диссоциируют также ступенчато , сначала разрываются ионные связи, затем — ковалентные полярные. Например, гидрокабонат калия и гидроксохлорид магния:

KHCO 3 ⇄ K + + HCO 3 – (α=1)

HCO 3 – ⇄ H + + CO 3 2– (α < 1)

Mg(OH)Cl ⇄ MgOH + + Cl – (α=1)

MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH – (α<< 1)

Степень диссоциации слабых электролитов намного меньше 1: α<<1.

Основные положения теории электролитической диссоциации, таким образом:

1. При растворении в воде электролиты диссоциируют (распадаются) на ионы.

2. Причина диссоциации электролиты в воде – это его гидратация, т.е. взаимодействие с молекулами воды и разрыв химической связи в нем.

3. Под действием внешнего электрического поля положительно заряженные ионы двигаюися к положительно заряженному электроду — катоду, их называют катионами. Отрицательно заряженные электроны двигаются к отрицательному электроду – аноду. Их называют анионами.

4. Электролитическая диссоциация происходит обратимо для слабых электролитов, и практически необратимо для сильных электролитов.

5. Электролиты могут в разной степени диссоциировать на ионы — в зависимости от внешних условий, концентрации и природы электролита.

6. Химические свойства ионов отличаются от свойств простых веществ. Химические свойства растворов электролитов определяются свойствами тех ионов, которые из него образуются при диссоциации.

Примеры .

1. При неполной диссоциации 1 моль соли общее количество положительных и отрицательных ионов в растворе составило 3,4 моль. Формула соли – а) K 2 S б) Ba(ClO 3) 2 в) NH 4 NO 3 г) Fe(NO 3) 3

Решение : для начала определим силу электролитов. Это легко можно сделать по таблице растворимости. Все соли, приведенные в ответах — растворимые, т.е. сильные электролиты. Далее, запишем уравнения электролитической диссоциации и по уравнению определим максимально число ионов в каждом растворе:

а) K 2 S ⇄ 2K + + S 2– , при полном распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не получится никак;

б) Ba(ClO 3) 2 ⇄ Ba 2+ + 2ClO 3 – , опять при распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не образуется никак;

в) NH 4 NO 3 ⇄ NH 4 + + NO 3 – , при распаде 1 моль нитрата аммония образуется 2 моль ионов максимально, больше 2 моль ионов не образуется никак;

г) Fe(NO 3) 3 ⇄ Fe 3+ + 3NO 3 – , при полном распаде 1 моль нитрата железа (III) образуется 4 моль ионов. Следовательно, при неполном распаде 1 моль нитрата железа возможно образование меньшего числа ионов (неполный распад возможен в насыщенном растворе соли). Следовательно, вариант 4 нам подходит.

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.

Сильные и слабые электролиты

В растворах некоторых электролитов диссоциируют лишь часть молекул. Для количественной характеристики силы электролита было введено понятие степени диссоциации. Отношение числа молекул, диссоциированных на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества называется степенью диссоциации a.

где С - концентрация продиссоциированных молекул, моль/л;

С 0 - исходная концентрация раствора, моль/л.

По величине степени диссоциации все электролиты делятся на сильные и слабые. К сильным электролитам относятся те, степень диссоциации которых больше 30% (a > 0,3). К ним относятся:

· сильные кислоты (H 2 SO 4 , HNO 3 , HCl, HBr, HI);

· растворимые гидроксиды, кроме NH 4 OH;

· растворимые соли.

Электролитическая диссоциация сильных электролитов протекает необратимо

HNO 3 ® H + + NO - 3 .

Слабые электролиты имеют степень диссоциации меньше 2% (a< 0,02). К ним относятся:

· слабые неорганические кислоты (Н 2 СО 3 , Н 2 S, НNO 2 , HCN, H 2 SiO 3 и др.) и все органические, например, уксусная кислота (CH 3 COOH);

· нерастворимые гидроксиды, а также растворимый гидроксид NH 4 OH;

· нерастворимые соли.

Электролиты с промежуточными значениями степени диссоциации называют электролитами средней силы.

Степень диссоциации (a) зависит от следующих факторов:

от природы электролита, то есть от типа химических связей; диссоциация наиболее легко происходит по месту наиболее полярных связей;

от природы растворителя - чем полярнее последний, тем легче идет в нем процесс диссоциации;

от температуры - повышение температуры усиливает диссоциацию;

от концентрации раствора - при разбавлении раствора диссоциация также увеличивается.

В качестве примера зависимости степени диссоциации от характера химических связей рассмотрим диссоциацию гидросульфата натрия (NaHSO 4), в молекуле которого имеются следующие типы связей: 1-ионная; 2 - полярная ковалентная; 3 - связь между атомами серы и кислорода малополярная. Наиболее легко происходит разрыв по месту ионной связи (1):

Na 1 O 3 O S 3 H 2 O O

1. NaHSO 4 ® Na + + HSO - 4 , 2. затем по месту полярной связи меньшей степени: HSO - 4 ® H + + SO 2 - 4 . 3. кислотный остаток на ионы не диссоциирует.

Степень диссоциации электролита сильно зависит от природы растворителя. Например, HCl сильно диссоциирует в воде, слабее в этаноле C 2 H 5 OH, почти не диссоциирует в бензоле, в котором практически не проводит электрического тока. Растворители с высокой диэлектрической проницаемостью (e) поляризуют молекулы растворенного вещества и образуют с ними сольватированные (гидратированные) ионы. При 25 0 С e(H 2 O) =78,5, e(C 2 H 5 OH) = 24,2, e(C 6 H 6) = 2,27.

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и, следовательно, к равновесию в растворе между молекулами и ионами применимы законы химического равновесия. Так, для диссоциации уксусной кислоты

CH 3 COOH « CH 3 COO - + H + .

Константа равновесия К с будет определяться как

К с = К д = СCH 3 COO - · С H + / СCH 3 COOH.

Константу равновесия (К с) для процесса диссоциации называют константой диссоциации (К д). Её значение зависит от природы электролита, растворителя и от температуры, но от концентрации электролита в растворе она не зависит. Константа диссоциации представляет собой важную характеристику слабых электролитов, так как она указывает на прочность их молекул в растворе. Чем меньше константа диссоциации, тем слабее диссоциирует электролит и тем устойчивее его молекулы. Учитывая, что степень диссоциации в отличие от константы диссоциации изменяются с концентрацией раствора, необходимо найти связь между К д и a. Если исходную концентрацию раствора принять равной С, а степень диссоциации, соответствующую этой концентрации a, то число продиссоциированных молекул уксусной кислоты будет равна a · С. Так как

СCH 3 COO - = С H + = a · С,

тогда концентрация нераспавшихся молекул уксусной кислоты будет равна (С - a · С) или С(1- a · С). Отсюда

К д = aС · a С /(С - a · С) = a 2 С / (1- a). (1)

Уравнение (1) выражает закон разбавления Оствальда. Для очень слабых электролитов a<<1, то приближенно К @ a 2 С и

a = (К / С). (2)

Как видно из формулы (2), с уменьшением концентрации раствора электролита (при разбавлении) степень диссоциации увеличивается.

Слабые электролиты диссоциируют по ступеням, например:

1 ступень H 2 СO 3 « H + + НСO - 3 ,

2 ступень НСO - 3 « H + + СO 2 - 3 .

Такие электролиты характеризуются несколькими константами - в зависимости от числа ступеней распада на ионы. Для угольной кислоты

К 1 = Сн + · СНСО - 2 / СН 2 СО 3 = 4,45×10 -7 ; К 2 = Сн + · ССО 2- 3 / СНСО - 3 = 4,7 ×10 -11 .

Как видно, распад на ионы угольной кислоты определяется, главным образом, первой стадией, а вторая может проявляться только при большом разбавлении раствора.

Суммарному равновесию H 2 СO 3 « 2H + + СO 2 - 3 отвечает суммарная константа диссоциации

К д = С 2 н + · ССО 2- 3 / СН 2 СО 3 .

Величины К 1 и К 2 связаны друг с другом соотношением

К д = К 1 · К 2 .

Аналогично ступенчато диссоциируют основания многовалентных металлов. Например, двум ступеням диссоциации гидроксида меди

Cu(OH) 2 « CuOH + + OH - ,

CuOH + « Cu 2+ + OH -

отвечают константы диссоциации

К 1 = СCuOH + · СОН - / СCu(OH) 2 и К 2 = Сcu 2+ · СОН - / СCuOH + .

Так как сильные электролиты диссоциированы в растворе нацело, то сам термин константы диссоциации для них лишен содержания.

Диссоциация различных классов электролитов

С точки зрения теории электролитической диссоциации кислотой называется вещество, при диссоциации которого в качестве катиона образуется только гидратированный ион водорода Н 3 О (или просто Н +).

Основанием называется вещество, которое в водном растворе в качестве аниона образует гидроксид-ионы ОН - и никаких других анионов.

Согласно теории Бренстеда, кислота - это донор протонов, а основание - акцептор протонов.

Сила оснований, как сила кислот, зависит от величины константы диссоциации. Чем больше константа диссоциации, тем сильнее электролит.

Существуют гидроксиды, способные вступать во взаимодействие и образовывать соли не только с кислотами, но и с основаниями. Такие гидроксиды называются амфотерными. К нимотносятся Be(OH) 2 , Zn(OH) 2 , Sn(OH) 2 , Pb(OH) 2 , Cr(OH) 3 , Al(OH) 3 . Свойства их обусловлены тем, что они в слабой степени диссоциируют по типу кислот и по типу оснований

H + + RO - « ROH « R + + OН - .

Это равновесие объясняется тем, что прочность связи между металлом и кислородом незначительно отличается от прочности связи между кислородом и водородом. Поэтому при взаимодействии гидроксида бериллия с соляной кислотой получается хлорид бериллия

Be(OH) 2 + HCl = BeCl 2 + 2H 2 O ,

а при взаимодействии с гидроксидом натрия - бериллат натрия

Be(OH) 2 + 2NaOH = Na 2 BeO 2 + 2H 2 O.

Соли можно определить как электролиты, которые в растворе диссоциируют с образованием катионов, отличных от катионов водорода, и анионов, отличных от гидроксид-ионов.

Средние соли , получаемые при полном замещении ионов водорода соответствующих кислот на катионы металла (либоNH + 4), диссоциируют полностью Na 2 SO 4 « 2Na + + SO 2- 4 .

Кислые соли диссоциируют по ступеням

1 ступень NaHSO 4 « Na + + HSO - 4 ,

2 ступень HSO - 4 « H + + SO 2- 4 .

Степенью диссоциации по 1-й ступени больше, чем по 2-й ступени, причем, чем слабее кислота, тем меньше степень диссоциации по 2-й ступени.

Основные соли, получаемые при неполном замещении гидроксид-ионов на кислотные остатки, диссоциируют также по ступеням:

1 ступень (CuОH) 2 SO 4 « 2 CuОH + + SO 2- 4 ,

2 ступень CuОH + « Cu 2+ + OH - .

Основные соли слабых оснований диссоциируют в основном по 1-й ступени.

Комплексные соли, содержащие сложный комплексный ион, сохраняющий свою стабильность при растворении, диссоциируют на комплексный ион и ионы внешней сферы

K 3 « 3K + + 3 - ,

SO 4 « 2+ + SO 2 - 4 .

В центре комплексного иона находится атом - комплексообразователь. Эту роль обычно выполняют ионы металла. Вблизи комплексообразователей расположены (координированы) полярные молекулы или ионы, а иногда и те и другие вместе, их называют лигандами. Комплексообразователь вместе с лигандами составляет внутреннюю сферу комплекса. Ионы, далеко расположенные от комплексообразователя, менее прочно связанные с ним, находятся во внешней среде комплексного соединения. Внутреннюю сферу обычно заключают в квадратные скобки. Число, показывающее число лигандов во внутренней сфере, называется координационным . Химические связи между комплексными и простыми ионами в процессе электролитической диссоциации сравнительно легко разрываются. Связи, приводящие к образованию комплексных ионов, получили название донорно-акцепторных связей.

Ионы внешней сферы легко отщепляются от комплексного иона. Эта диссоциация называется первичной. Обратимый распад внутренней сферы происходит значительно труднее и носит название вторичной диссоциации

Cl « + + Cl - - первичная диссоциация,

+ « Ag + +2 NH 3 - вторичная диссоциация.

вторичная диссоциация, как диссоциация слабого электролита, характеризуется константой нестойкости

К нест. = × 2 / [ + ] = 6,8×10 -8 .

Константы нестойкости (К нест.) различных электролитов является мерой устойчивости комплекса. Чем меньше К нест. , тем устойчивее комплекс.

Так, среди однотипных соединений:

-	+	+	+
К нест = 1,3×10 -3	К нест =6,8×10 -8	К нест =1×10 -13	К нест =1×10 -21

устойчивость комплекса возрастает при переходе от - к + .

Значения константы нестойкости приводят в справочниках по химии. С помощью этих величин можно предсказать течение реакций между комплексными соединениями при сильном различии констант нестойкости реакция пойдет в сторону образования комплекса с меньшей константой нестойкости.

Комплексная соль с малоустойчивым комплексным ионом называется двойной солью . Двойные соли, в отличие от комплексных, диссоциируют на все ионы, входящие в их состав. Например:

KAl(SO 4) 2 « K + + Al 3+ + 2SO 2- 4 ,

NH 4 Fe(SO 4) 2 « NH 4 + + Fe 3+ + 2SO 2- 4 .

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.).

Wikimedia Foundation . 2010 .

Смотреть что такое "Сильные электролиты" в других словарях:

сильные электролиты - – электролиты, которые в водных растворах практически полностью диссоциированы. Общая химия: учебник / А. В. Жолнин … Химические термины

Вещества, обладающие ионной проводимостью; их называют проводниками второго рода прохождение тока через них сопровождается переносом вещества. К электролитам относятся расплавы солей, оксидов или гидроксидов, а также (что встречается значительно… … Энциклопедия Кольера

Электролиты - жидкие или твердые вещества, в которых в результате электролитической диссоциации образуются в сколько нибудь заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение постоянного электрического тока. Электролиты в растворах… … Энциклопедический словарь по металлургии

Электролит химический термин, обозначающий вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы. Примерами электролитов могут служить кислоты, соли и основания. Электролиты проводники второго рода,… … Википедия

В широком смысле жидкие или твёрдые в ва и системы, в к рых присутствуют в заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение по ним электрич. тока (ионную проводимость); в узком смысле в ва, распадающиеся в р ре на ионы. При растворении Э.… … Физическая энциклопедия

В ва, в к рых в заметной концентрации присутствуют ионы, обусловливающие прохождение электрич. тока (ионную проводимость). Э. также наз. проводниками второго рода. В узком смысле слова Э. в ва, молекулы к рых в р ре вследствие электролитической… … Химическая энциклопедия

- (от Электро... и греч. lytos разлагаемый, растворимый) жидкие или твёрдые вещества и системы, в которых присутствуют в сколько нибудь заметной концентрации ионы, обусловливающие прохождение электрического тока. В узком смысле Э.… … Большая советская энциклопедия

У этого термина существуют и другие значения, см. Диссоциация. Электролитическая диссоциация процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении. Содержание 1 Диссоциация в растворах 2 … Википедия

Электролит вещество, расплав или раствор которого проводит электрический ток вследствие диссоциации на ионы, однако само вещество электрический ток не проводит. Примерами электролитов могут служить растворы кислот, солей и оснований.… … Википедия

ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ - ДИССОЦИАЦИЯ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ, распад находящихся в растворе электролитов на электрически заряженные ионы. Коеф. вант Гоффа. Вант Гофф (van t Ной) показал,что осмотическое давление раствора равно давлению, к рое производило бы растворенное… … Большая медицинская энциклопедия

Книги

• Явление возврата Ферми-Паста-Улама и его некоторые приложения. Исследование возврата Ферми-Паста-Улама в различных нелинейных средах и разработка генераторов спектра ФПУ для медицины , Березин Андрей. Эта книга будет изготовлена в соответствии с Вашим заказом по технологии Print-on-Demand. Основные результаты работы заключаются в следующем. В рамках системы связанных уравнений Кортевега…