an align="justify"> +4 NH 3 = [Cu (NH 3 ) 4 ] 2 + + 4H < span align = "justify"> 2 O; [Cu (H 2 O) 4 ] 2 + + SO 4 2 - + H 2 O +4 NH 3 = [Cu (NH 3 ) 4 < span align = "justify">] 2 + + SO 4 2 - +5 H 2 O.
Т.ч., реакції обміну в розчинах електролітів практично необоротно протікають в бік утворення опадів (малорозчинних речовин), газів (легколетких речовин), слабких електролітів (малодиссоциирующий з'єднань) і комплексних іонів. Водневий показник - рН; буква В«рВ» - початкова буква датського слова potenz - математична ступінь. p align="justify"> Висновки: 1. Електроліти в розчині або розплаві дисоціюють на іони, завдяки чому і проводять електричний струм. Чим більше іонів в розчині, тим вище його електрична провідність. Головні іон утворюють речовини - кислоти, основи, солі. p align="justify">. Іони у водних розчинах гідратованих, тобто хімічно пов'язані з іонами води. Гідратація іонів - основна причина дисоціації. p align="justify">. За допомогою теорії електролітичної дисоціації дається визначення кислот, підстав і солей: кислоти виділяють в розчин іони водню, заснування - гідроксид іони, а солі - катіони металів (і амонію) і аніони кислотних залишків
. Розрізняють сильні і слабкі електроліти. Сильні електроліти повністю дисоціюють на іони, концентрація іонів в розчині велика. Слабкі електроліти лише частково дисоціюють на іони і концентрація іонів у розчині не досягає значних величин. p align="justify">. Вода - слабо дисоціює з'єднання, в результаті утворюються іони водню і гідроксид-іони. Т.к. кількість цих іонів рівнозначно, тобто еквівалентно, реакція середовища нейтральна і має рН 7. Для кислих розчинів рН <7, у лужних рН> 7. Схема залежності між концентрацією іонів водню, величиною рН і реакцією розчину, стор 107 Хімія, Г.П. Хомченко, для підготовчих відділень, ВШ. p align="justify">. Кількісні характеристики процесу дисоціації: ступінь електролітичної дисоціації або іонізації, ? - число, що показує яка частина від загальної кількості електроліту розпадається на іони; К д - константа дисоціації, характеристика сили електролітів; f - коефіцієнт активності іона, i - іонна сила розчину, i = 0,5? c i z i 2 .
. У водних розчинах електролітів реакції протікають між іонами і зображуються іонними рівняннями. Вони протікають практично необоротно в бік утворення опадів (малорозчинних речовин), газів (легколетких речовин), слабких електролітів (малодиссоциирующий з'єднань) і комплексних іонів. В аналітичній хімії використовуються реакції для осадження опадів за допомогою введення в розчин електроліту, що містить однойменні з осадом іони і введення в розчин сильного електроліту з стороннім іонами для розчинення осаду - сольовий ефект. p align="justify">. Згідно протолитических теорії кислотою називається будь донор протона, а підставою - акцептор протона. Тобто кислоти - речовини, молекули або іони, отщепляющие при даній реакції протони. Підстави - речовини, молекули або іони, що приєднують протони, ці сполуки отримали загальну назву протолітами, відповідно до протолитических теорією кислот і підстав данського вченого Йоханнеса Ніколауса Бренстеда і англійського вченого Томаса Мартіна Лоурі (1928-1929). Ця теорія пояснює процеси, що протікають в наведених розчинах. Сіль хлорид амонію у водному розчині, то в рідкому аміаку - це к-та, розчиняє метали з виділенням водню; азотна к-та в рідкому фтороводород або безводної сірчаної к-ті є підставою. Реакція відщеплення протона: Кислота? Основа + Н + . Кислота і...
