ядок: катіони рухаються до катода, аніони - до анода. p align="justify">. Іони по фізичних, хімічних і фізіологічних властивостях відрізняються від нейтральних атомів, з яких вони утворилися. Приклад іони і атоми натрію і хлору. Іони в розчині знаходяться в гідратованому стані, тобто з'єднуються з молекулами води (водень з'єднується по донорно-акцепторного механізму, утворюючи іони гідроксонію) [Na (H 2 O)] < span align = "justify"> + , в ужитку ми пишемо просто без молекул води. Сильні і слабкі електроліти стор.18. Підстави - це електроліти, які при дисоціації утворюють тільки один вид аніонів - гідроксид-іони - ВІН - , кислоти утворюють тільки один вид катіонів - катіони Н + , в многоосновних кислотах дисоціація ступенчатая.-стор. 18. Амфотерні з'єднання дисоціюють за типом кислот і за типом підстав, тому що міцність хімічних зв'язків між атомами металу і кисню і між атомами кисню і водню майже однакова і в р-ті в р-ре присутні і катіони Н + і аніони ОН - . Середні солі дисоціюють на катіони металу і аніони кислотного залишку, кислі солі дисоціюють на катіон металу і складний аніон, до складу якого входить водень і кислотний залишок. Наприклад, гідрокарбонат - іон, який потім частково дисоціює і дає аніон СО 3 2 - , подвійна сіль (утворена заміщенням водню в багатоосновної кислоті - сегнетова сіль - тартрат калію магнію NаКС 4 Н 4 Про 6 , алюмо -калієві галун КА1 (SО 4 ) 12Н 2 О.
Фактори, що впливають на ступінь електролітичної дисоціації.
. Природа електроліту і розчинника: іонний зв'язок у результаті взаємодії між молекулами розчинника і іонами електроліту гидратирует. Це як би перша стадія дисоціації, зв'язку в кристалічній решітці слабшають, кристалічна решітка руйнується і в розчині знаходяться гідратованих іони, оточені гідратної оболонкою, що складається з диполів води - це хлористий натрій, хлористий калій, гідроксид барію. Іонні з'єднання дисоціюють повністю. Сполуки з полярним ковалентним зв'язком дисоціюють частково, з присутністю в розчині іонів гідроксонію - Н 3 О і залежить від діелектричної постійної розчинника, ніж цей показник більше, тим краще відбувається дисоціація. Наприклад, сірчана к-та дисоціює краще у воді. Діелектрична постійна якої дорівнює 81, у етанолу -27, у бензолу -2.
. Концентрація розчину електроліту: при підвищенні конц-ии, тобто при частому зіткненні іонів, посилюється утворення молекул і ступінь дисоціації зменшується, при розведенні розчину - ступінь дисоціації посилюється.
. Підвищення температури підсилює ступінь дисоціації слабких електролітів, у зв'язку із зростанням руху іонів.
. Вплив однойменного іона. Наявність в р-ре 2-х електролітів, що мають загальний іон, наз-ий однойменною: ацетат натрію і оцтова к-та мають однойменний аніон ацетату. Слабкі к-ти в присутності своєї солі або сильної к-ти майже не розпадаються на іони. Це видно з прикладу: додавання ацетату натрію до розчину оцтової к-ти збільшує конц-ію однойменних ацетат-іонів. За принципом Ле-Шательє подібну дію зрушить реакцію вліво, тобто в бік утворення оцтової к-ти. Додавання сильної к-ти супроводжується тим же ефектом за рахунок накопичення катіонів водню, т.ч. можна повністю придушити дисоціацію оцтової к-ти, стор.19. Ступінь дисоціації електролітів має велике значення в якісному аналізі. За величиною ступеня дисоціації різних кислот можна передбачити розчинення осаду в цих к-тах. Так, оксалат барію НЕ буде розчинятися при кімнатній температурі в оцтової к-ті, тому що ця к-та слабша, ніж щавлева. Соляна і азотна к-ти витісняють щавлеву к-ту з її солі і розчиняють оксалат барію. З цієї ж причини розчиняються в соляній к-ті ВаСrО 4 , Сас 2 Про 4 , сульфід цинку, але не розчиняються в оцтової к-ті. З іншого боку для отримання опадів стор 19.
Силу електроліту висловлюють іншим, більш зручним способом. Замість...
