Хлорид серебра это электролит или неэлектролит

Существуют две основные причины прохождения электрического тока через проводники: либо за счет переноса элек­тронов, либо за счет переноса ионов. Электронная проводимость присуща, прежде всего, металлам. Ионная проводимость присуща многим химическим соединениям, обладающим ионным строением, например, солям в твердом или расплавленном состояниях, а также многим водным и неводным растворам.

Все вещества по их поведе­нию в растворах принято делить на две категории:

а) вещества, рас­творы которых обладают ионной проводимостью (электролиты);

б) вещества, растворы которых не обладают ионной проводимостью (неэлектролиты).

К электролитам относится большинство неорга­нических кислот, оснований и солей. К неэлектролитам относятся многие органические соединения, например, спирты и углеводы.

Оказалось, что растворы электролитов обладают более низкими значениями температуры плавления и более высокими температу­рами кипения по сравнению с соответствующими значениями для чистого растворителя или для раствора неэлектролита в этом же растворителе. Для объяснения этих фактов Аррениус предложил теорию электролитической дис­социации.

Что такое электролиты? Электролиты в организме человека ► Симптомы дефицита калия

Под электролитической диссоциацией понимается распад моле­кул электролита в растворе с образованием положительно и отрица­тельно заряженных ионов – катионов и анионов. Например, моле­кула уксусной кислоты так диссоциирует в водном растворе:

СН3СООН СН3СОО – + Н +

Процесс диссоциации во всех случаях является обратимым, по­этому при написании уравнений реакции диссоциации применяется знак обратимости . Различные электролиты диссоциируют на ио­ны в различной степени. Полнота распада зависит от природы элек­тролита, его концентрации, природы растворителя, температуры.

Сильные и слабые электролиты. Степень диссоциации. Кон­станта диссоциации. Степенью диссоциации α называют – отношение числа молекул, распавшихся на ионы (n) к общему числу растворенных молекул (n0).

α = (n/n0)? 100

Степень диссоциации может изменяться от 0 до 1, от отсутствия диссоциации до полной диссоциации. В зависимости от величины степени диссоциации различают слабые и сильные электролиты. К слабым электролитам относят ве­щества, у которых степень диссоциации в 0,1 М растворах меньше 3%; если степень диссоциации в 0,1 М растворе превышает 30%, то такой электролит называют сильным. Электролиты, степень диссо­циации которых лежит в пределах от 3% до 30%, называются элек­тролитами средней силы.

К сильным электролитам относятся большинство солей, некоторые кислоты – НСl, НВr, НI, НNО3, НСlO4, Н2SO4 и ос­нования щелочных и щелочноземельных металлов – щелочи LiОН, NаОН, КОН, RbОН, СsОН, Са(ОН)2, Sr(ОН)2, Ва(ОН)2.

Уравнение реакции диссоциации электролита АК на катионы К + и анионы А – можно в общем виде представить сле­дующим образом:

Состав электролита для золочения, который от Вас скрывают на YouTube! Рецепт раствора БЕСПЛАТНО!

КА К + + А –

и степень диссоциации α в данном случае можно выразить отноше­нием молярной концентрации образовавшихся ионов [К + ] или [А – ] к первоначальной молярной концентрации электролита [АК]о, т.е.

С увеличением концентрации раствора степень диссо­циации электролита уменьшается.

Многоосновные кислоты и основания диссоциируют ступенчато – вначале от молекулы отщепляется один из ионов, затем другой и т.д. Каждая ступень диссоциации характеризуется своим значением константы диссоциации.

II ступень: НSO4 – Н + + SO4 2–

Общее уравнение: Н2SO4 2Н + + SO4 2–

Процесс электролитической диссоциации характеризуют константой диссоциации (К). Так, для реакции КА К + + А – константа диссоциации:

К = [К + ]? [ А – ]/[КА]

Между константой и степенью электролитической диссоциации существует количественная связь. В приведенном примере общую концентрацию растворенного вещества обозначим с, а степень диссоциации α. Тогда [К + ] = [А – ] = α?с и соответственно концентрация недиссоциированных частиц [КА] = (1 – α) с.

Подставив значения в выражение для константы диссоциации, получим соотношение

, поскольку молярная концентрация равна C = 1/V, то

Данные уравнения является математическим выражением закона разведения Оствальда: константа диссоциации электролита не зависит от разведения раствора.

Ионное произведение воды. рН раствора. Значение константы диссоциации воды КН2О = 1·10 –14 . Данную константу для воды называ­ют ионным произведением воды, которое зависит только от темпера­туры.

Согласно реакции Н2О Н + + ОН – , при диссоциации воды на каждый ион Н + образуется один ион ОН – , следовательно, в чистой воде концен­трации этих ионов одинаковы: [Н + ] = [ОН – ] = 10 –7 .

рН = –lg[Н + ]

Водные растворы имеют значение рН в интервале от 1 до 14. По соотношению концентраций этих ионов различают три типа сред: нейтральную, кислую и щелочную.

Нейтральная среда – среда, в которой концентрации ионов [Н + ] = [ОН – ] = 10 –7 моль/л (рН = 7).

Кислая среда – среда, в которой концентрация ионов [Н + ] больше концентрации ионов [ОН – ], т.е. [Н + ] > 10 –7 моль/л (рН < 7).

Щелочная среда – среда, в которой концентрация ионов [Н + ] меньше концентрации ионов [ОН – ], т.е. [Н + ] < 10 –7 моль/л (рН >7).

Качественно реакцию среды и рН водных растворов электролитов определяют при помощи индикаторов и рН-метра.

Например, если концентрация ионов [H + ] = 10 –4 моль/л, то рН = – lg10 –4 = 4 и среда раствора кислая, а если концентрация ионов [ОН – ] = 10 –4 моль/л, то [Н + ] = К (Н2O) – [ОН – ] = 10 –14 – 10 –4 = 10 –10 , а рН = – lg10 –10 = 10 и среда раствора щелочная.

Произведение растворимости. Растворение твердого вещест­ва в воде прекращается тогда, когда образуется насыщенный рас­твор, т.е. устанавливается равновесие между твердым веществом и частицами того же вещества, находящимися в растворе. Так, на­пример, в насыщенном растворе хлорида серебра устанавливается равновесие:

AgClтв Ag + водн + Сl – водн

В насыщенном растворе электролита произве­дение концентраций его ионов есть величина постоянная при дан­ной температуре и эта величина количественно характеризует спо­собность электролита растворяться, называется она произведением растворимости (ПР).

Произведение растворимости – это постоянная величина, равная произведению концентраций ионов малорастворимого электролита в его насыщенном растворе. В общем случае для малорастворимого электролита состава AmBn можно записать: AmBn ↔ mA + nB

ПРAmBn = [A] m ? [B] n

Зная величины произведений растворимости, можно решать во­просы, связанные с образованием или растворением осадков при химических реакциях, что особенно важно для аналитической хи­мии.

Понравилась статья? Добавь ее в закладку (CTRL+D) и не забудь поделиться с друзьями:

Источник: studopedia.ru

Электролиты

Электролиты — в химии это вещества, растворы или расплавы, которые при растворении проводят электрический ток и выделяют ионы.

Эти растворы проводят электричество из-за подвижности:

• положительно заряженных ионов (называются катионами)
• и отрицательно заряженных ионов (называются анионами).

В питании это минералы, которые содержатся в крови, поте и моче. Когда минералы растворяются в жидкости, они образуют электролиты, т.е. положительные или отрицательные ионы, которые используются в метаболических процессах организма.

Метаболизм — процесс поддержания жизни организма, при котором калории от потребляемой пищи превращаются в энергию

Сильные и слабые электролиты

Сильные электролиты быстро и полностью ионизируются при растворении, и в растворе не образуются нейтральные молекулы. Примеры сильных электролитов:

• NaCl (хлорид натрия),
• HNO3 (азотная кислота),
• HClO3 (хлорноватая кислота),
• CaCl2 (хлорид кальция) и др.

У слабых электролитов при растворении в воде ионизируются лишь небольшие фракции молекул, т.е. в их растворах присутствует некое количество нейтральных молекул. Примеры слабых электролитов:

• большинство органических кислот и оснований,
• NH4OH (аммиак),
• H2CO3 (угольная кислота),
• CH3COOH (уксусная кислота), и др.

Как определить сильный и слабый электролит?

Сильные электролиты полностью ионизируются, т.к. основными компонентами раствора сильных электролитов являются ионы, и степень диссоциации такого электролита стремится к 1 (т.е. степень диссоциации α ≈ 1). Слабые электролиты ионизируются только частично, т.е. степень диссоциации такого электролита стремится к 0 (или α < 1).

В таблице растворимости можно посмотреть степень диссоциации электролита.

• растворимые соли,
• многие неорганические кислоты,
• основания щелочных и щелочноземельных металлов.

• почти все органические кислоты и вода,
• некоторые неорганические кислоты,
• нерастворимые гидроксиды металлов.

Электролиты и неэлектролиты

Все электролиты при растворении в воде дают ионы и проводят электрический ток. К электролитам относятся:

• кислоты,
• основания,
• соли (почти все).

Неэлектролиты — это вещества, растворы или расплавы которых не проводят электрический ток. К неэлектролитам относятся:

• многие органические вещества (сахара, спирты, углеводы, углеводороды, бензол, альдегиды, простые и сложные эфиры, и пр.)
• вещества, в молекулах которых существуют ковалентные неполярные или малополярные связи.

Электролиты в организме

Электролиты — это минералы, которые несут электрический заряд при растворении в воде. В питании этот термин относится к минералам, которые содержатся в крови, поте и моче.

Эти минералы, растворяясь в жидкости, образуют электролиты, т.е. положительные или отрицательные ионы, которые используются в метаболических процессах.

В организме человека электролиты играют роль в:

• проведении нервных импульсов,
• сокращении мышц,
• поддержании количества жидкости (гидратации),
• поддержании кислотно-щелочного баланса.

Электролиты в организме человека включают:

• Натрий,
• Калий,
• Хлориды,
• Кальций,
• Магний,
• Хлор,
• Фосфаты,
• Гидрокарбонаты.

Узнайте также про Электролиз.

Дата обновления 09/04/2021.

Источник: www.uznaychtotakoe.ru

Электролитическая диссоциация

Электролитической диссоциацией называют процесс, в ходе которого молекулы растворенного вещества распадаются на ионы в результате взаимодействия с растворителем (воды). Диссоциация является обратимым процессом.

Диссоциация обуславливает ионную проводимость растворов электролитов. Чем больше молекул вещества распадается на ионы, тем лучше оно проводит электрический ток и является более сильным электролитом.

В общем виде процесс электролитической диссоциации можно представить так:

KA ⇄ K + (катион) + A — (анион)

Замечу, что сила кислоты определяется способностью отщеплять протон. Чем легче кислота его отщепляет, тем она сильнее.

У HF крайне затруднен процесс диссоциации из-за образования водородных связей между F (самым электроотрицательным элементом) одной молекулы и H другой молекулы.

Ступени диссоциации

Некоторые вещества диссоциируют на ионы не в одну стадию (как NaCl), а ступенчато. Это характерно для многоосновных кислот: H2SO4, H3PO4.

Посмотрите на ступенчатую диссоциацию ортофосфорной кислоты:

Важно заметить, что концентрация ионов на разных ступенях разная. На первых ступенях ионов всегда много, а до последних доходят не все молекулы. Поэтому в растворе ортофосфорной кислоты концентрация дигидрофосфат-анионов будет больше, чем фосфат-анионов.

Для серной кислоты диссоциация будет выглядеть так:

Для средних солей диссоциация чаще всего происходит в одну ступень:

Из одной молекулы ортофосфата натрия образовалось 4 иона.

Из одной молекулы сульфата калия образовалось 3 иона.

Электролиты и неэлектролиты

Химические вещества отличаются друг от друга по способности проводить электрический ток. Исходя из этой способности, вещества делятся на электролиты и неэлектролиты.

Электролиты — жидкие или твердые вещества, в которых присутствуют ионы, способные перемещаться и проводить электрический ток. Связи в их молекулах обычно ионные или ковалентные сильнополярные.

К ним относятся соли, сильные кислоты и щелочи (растворимые основания).

Степень диссоциации сильных электролитов составляет от 0,3 до 1, что означает 30-100% распад молекул, попавших в раствор, на ионы.

Неэлектролиты — вещества недиссоциирующие в растворах на ионы. В молекулах эти веществ связи ковалентные неполярные или слабополярные.

К неэлектролитам относятся многие органические вещества, слабые кислоты, нерастворимые в воде основания и гидроксид аммония.

Степень их диссоциации до 0 до 0.3, то есть в растворе неэлектролита на ионы распадается до 30% молекул. Они плохо или вообще не проводят электрический ток.

Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения

Молекулярное уравнение представляет собой запись реакции с использованием молекул. Это те уравнения, к которым мы привыкли и которыми наиболее часто пользуемся. Примеры молекулярных уравнений:

• Слабые электролиты (в их числе вода)
• Осадки
• Газы

Сокращенное ионное уравнение записывается путем сокращения одинаковых ионов из левой и правой части. Просто, как в математике — остается только то, что сократить нельзя.

Данная статья написана Беллевичем Юрием Сергеевичем и является его интеллектуальной собственностью. Копирование, распространение (в том числе путем копирования на другие сайты и ресурсы в Интернете) или любое иное использование информации и объектов без предварительного согласия правообладателя преследуется по закону. Для получения материалов статьи и разрешения их использования, обратитесь, пожалуйста, к Беллевичу Юрию.

Блиц-опрос по теме Электролитическая диссоциация

Источник: studarium.ru