Практикум по химии. Часть 1. Сухарева И.А - 33 стр.

UptoLike

ВУЗ: 

УГНТУ | Уфа

Составители: 

Рубрика: 

33
HSO
3
−
 H
+
+ SO
3
2−
(α << 1).
3. Основные соли при диссоциации образуют анионы кислотного остатка и
сложные катионы, состоящие из атомов металла и гидроксо-групп OH
−
:
Al(OH)
2
Cl → Al(OH)
2
+
+ Cl
−
(α = 1).
Сложный катион диссоциирует частично:
Al(OH)
2
+
 AlOH
2+
+ OH
−
(α << 1);
AlOH
2+
 Al
3+
+ OH
−
(α << 1).
4. В результате диссоциации водный раствор двойной соли содержит два
катиона и анион кислотного остатка:
KAl(SO
4
)
2
→ K
+
+ Al
3+
+ 2 SO
4
2−
;
Na
2
NH
4
PO
4
→ 2 Na
+
+ NH
4
+
+ PO
4
3−
.
5. Сложные соли диссоциируют на катион металла и анионы кислотных
остатков. Например,
6.
ZnClNO
3
→ Zn
2+
+ Cl
−
+ NO
3
−
;
AlSO
4
Cl → Al
3+
+ SO
4
2−
+ Cl
−
.
Константа диссоциации.
К равновесию, которое устанавливается в
растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить
законы химического равновесия и записать константу равновесия:
A
m
B
n
m A
n+
+ n B
m−
[]
mn
nm
p
mn
AB
K
AB
+−
⎡
⎤⎡ ⎤
⎣
⎦⎣ ⎦
=
.
Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита,
называется константой диссоциации.
Равновесия в слабых электролитах подчиняются закону разведения
Оствальда. Если общая концентрация электролита, например, слабой кислоты
типа HA равна С моль/л, тогда концентрация ионов H
+
и A
-
будет определяться
выражением Сα (моль/л), [H
+
] = [A
-
], а концентрация недиссоциированного
электролита (С-Сα). Тогда

Страницы