Сильные и слабые электролиты — степень диссоциации. H2So4 электролит сильный или слабый
Сильные и слабые электролиты - степень диссоциации
Электролиты — вещества, расплавы или растворы которых могут проводить электрический ток.
Неэлектролиты — вещества, расплавы или растворы которых не могут проводить электрический ток.
Диссоциация и степень диссоциации
Диссоциация — это распад соединений на ионы.
Степень диссоциации (α) — это отношения числа продиссоциировавших, то есть распавшихся на ионы молекул к их общему числу растворенных молекул.
Формула:
Стрелкой → обозначают распад соединений на ионы.
Стрелкой ← обозначают обратный процесс.
Сильные электролиты
Сильные электролиты — это вещества, которые при растворении в воде почти полностью диссоциируют на ионы.
Поэтому в уравнениях диссоциации ставят знак равенства (=) для сильных электролитов.
К сильным электролитам относятся:
- Многие неорганические кислоты, такие как: h3SO4, HNO3, HClO3, HMnO4, HClO4, HBr, HCl, HI.
- Основания щелочноземельных (Ca(OH)2, Ba(OH)2, Sr(OH)2) и щелочных (KOH, NaOH, LiOH) металлов.
- Растворимые соли.
Слабые электролиты
Слабые электролиты — это такие вещества, которые только частично диссоциируют на ионы.
Поэтому в уравнениях диссоциации ставят знак обратимости (⇄) для слабых электролитов.
К слабым электролитам относятся:
- Вода и практически все органические кислоты.
- Некоторые неорганические кислоты: h4PO4, h3SiO3, h3S, h4PO4, HNO2, h3CO3.
- Нерастворимые гидроксиды металлов: Zn(OH)2, Mg(OH)2, Fe(OH)2.
Сильные и слабые электролиты
Как различить сильные и слабые электролиты? Сильные электролиты в растворах почти полностью диссоциированы. К данной группе в большой степени относятся соли, сильные кислоты и щелочи. Слабые электролиты включают слабые основания и кислоты, а также некоторые соли, цианид ртути (II), хлорид ртути (II), иодид кадмия и роданид железа (II).
Степень диссоциации, сильные и слабые электролиты — видео
pristor.ru
Сильные и слабые электролиты ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ - ОБЩАЯ ХИМИЯ - Химия подготовка к ВНО и ДПА
ЧАСТЬ И
ОБЩАЯ ХИМИЯ
ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ
Сильные и слабые электролиты
Все электролиты разделяют на сильные и слабые. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью, слабые — частично, то есть часть молекул остается в недисоційованому состоянии. К сильным электролитам относят все соли (за незначительным исключением), щелочи (гидроксиды щелочных металлов, а также Бария, Стронция и Кальция) и некоторые кислоты (НСl, НВr, НЕТ, HNO3, h3SO4(розб)). Другие электролиты относят к слабым.
Силу электролитов можно объяснить степенью ионности связи, подлежащей разрыву при диссоциации. Поскольку в солях между ионами металлов и кислотных остатков связок ионный, то почти все соли относятся к сильным электролитам. Аналогичный подход справедлив также и для кислот и оснований. Но если в основ полярность связи между атомом металла и гідроксильною группой определяется только електронегативністю атома металла, то для кислот полярность связи между атомами Кислорода и Водорода зависит от качественного и количественного состава кислотного остатка.
В кислот, в состав которых атомы Кислорода не входят, сила кислот зависит от размера атома Е. Чем больше радиус атома, тем больше длина связи Н-Э, а следовательно, тем проще его расторгнуть и тем больше сила кислоты. Таким образом, в ряде галогеноводневих кислот с увеличением порядкового номера галогена сила кислоты увеличивается: плавиковая кислота является слабой, а йодоводнева кислота — сильной, т. е. сила кислот изменяется в ряду: HF < НСl < НВr < НЕТ.
Силу оксигеносодержащих кислот можно определить по формуле Э(ОН)mОn. Если n < 2 — кислота слабая, если n больше или равно 2 — сильная.
Взаимосвязь силы кислоты с числом атомов Кислорода, которые не входят в состав гидроксильных групп, можно объяснить таким способом. Атом Кислорода, как наиболее электроотрицательным, притягивает к себе общие электронные пары. В результате электронная плотность от атома Кислорода в группе ОН смещается в сторону кислото-твірного элемента и связь между атомами Кислорода и Водорода в гідроксильній группе становится более полярным.
Чем большее число атомов Кислорода, которые не входят в группы ОН, тем полярный связь и сильнее кислота.
Зависимость силы кислот от состава кислотного остатка
| Кислота | Формула | n | Характер электролита | |
| HmEOn+m | E(OH)mOn | |||
| Сульфатная | h3SO4 | S(OH)2O2 | 2 | Сильный |
| Сульфитная | h3SO3 | S(OH)2O | | Слабый |
| Нитратная | HNO3 | N(OH)O2 | 2 | Сильный |
| Нітритна | HNO2 | N(OH)O | 1 | Слабый |
| Карбонатная | h3CO3 | C(OH)2O | 1 | Слабый |
| Ортофосфатная | h4PO4 | P(OH)3O | 1 | Слабый |
| Гіпохлоритна | HClO | Cl(OH) | 0 | Слабый |
| Хлоритна | HClO2 | Cl(OH)O | 1 | Слабый |
| Хлоратна | HClO3 | Cl(OH)O2 | 2 | Сильный |
| Перхлоратна | HClO4 | Cl(OH)O3 | 3 | Сильный |
Степень диссоциации
Для количественного описания силы электролитов используют понятие «степень диссоциации».
Степенью диссоциации а называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы (продисоційованих), к общему числу растворенных молекул.
Разные электролиты диссоциируют на ионы в различной степени. Как следует из приведенного уравнения, степень диссоциации может изменяться от 0 до 1. Степень диссоциации часто выражают в процентах. Следует отметить, что при диссоциации происходит увеличение числа частиц в растворе. Например, если в растворе находится электролит типа Kat+An”, который полностью распадается на ионы, то число частиц увеличивается в два раза.
Степень диссоциации также является характеристикой, по которой можно определить, является электролит сильным или слабым. Так, если степень диссоциации электролита в 0,1 М растворе больше 30 %, то его относят к сильным электролитам, а если меньше 3% — к слабым. Электролиты, у которых степень диссоциации имеет промежуточные значения, относят к электролитов средней силы.
Степени диссоциации слабого электролита, определены различными способами (например, по измерением электропроводности или температурой кипения раствора), чаще всего совпадают. Однако для сильных электролитов определение степени диссоциации разными способами дает различные результаты. Следовательно, величина степени диссоциации не характеризует реальную (настоящую) степень диссоциации, а представляет мнимую величину.
Этот, а также ряд других фактов привели к пересмотру теории Аррениуса в 20-х годах прошлого столетия и до уточнения, в результате чего появилась новая теория электролитов, учитывающая электростатическое взаимодействие между ионами. Крупнейший вклад в развитие новой теории сделал голландский ученый П. Дебай.
Согласно с этой теорией, предполагается, что сильные электролиты в разбавленных растворах дисоціюються полностью (α = 1). Отличие измеренного степени диссоциации сильных электролитов от единицы объясняется электростатическими взаимодействиями между разноименно заряженными ионами, то есть, если для какого-либо сильного электролита измеряется степень диссоциации α = 70%, то, согласно новой теории электролитов, это означает, что все молекулы дисоційовані на ионы, но ионы свободные только на 70%, остальные 30% ионов «связаны» электростатическими взаимодействиями.
schooled.ru
Сильные и слабые электролиты — Знаешь как
Измерение степени диссоциации различных электролитов показало, что отдельные электролиты при одинаковой нормальной концентрации растворов диссоциируют на ионы весьма различно.
Особенно велика разница в значениях степени диссоциации кислот. Например, азотная и соляная кислоты в 0,1 н. растворах почти полностью распадаются на ионы; угольная же, синильная и другие кислоты диссоциируют при тех же условиях лишь в не-знaчитeльнoй степени.
Из растворимых в воде оснований (щелочей) слабо диссоциирующим является гидрат окиси аммония, остальные щелочи хорошо диссоциируют. Все соли, за небольшим исключением, также хорошо диссоциируют на ионы.
Различие в значениях степени диссоциации отдельных кислот обусловливается характером валентной связи между атомами, образующими их молекулы. Чем более полярна связь между водородом и остальной частью молекулы, тем легче отщепляется водород, тем сильнее будет диссоциировать кислота.
Электролиты, хорошо диссоциирующие на ионы, получили название сильных электролитов, в отличие от слабых электролитов, образующих в водных растворах лишь незначительное число ионов. Растворы сильных электролитов сохраняют высокую электропроводность даже при очень больших концентрациях. Наоборот, электропроводность растворов слабых электролитов быстро падает с увеличением концентрации. к сильным электролитам относятся такие кислоты, как соляная, азотная, серная и некоторые другие, затем щелочи (кроме Nh5OH) и почти все соли.
Многоооновные кислоты и многокислотные основания диссоциируют ступенчато. Так, например, молекулы серной кислоты в первую очередь диссоциируют по уравнению
h3SO4 ⇄ H• + HSO4‘
или точнее:
h3SO4 + h3O ⇄ h4O• + HSO4‘
Отщепление второго иона водорода по уравнению
HSO4‘ ⇄ H• + SO4»
или
HSO4‘ + h3O ⇄ h4O• + SO4»
идет уже значительно труднее, так как ему приходится преодолевать притяжение со стороны двухзарядного иона SO4», который, конечно, притягивает к себе ион водорода сильнее, чем однозарядный ион HSO4‘. Поэтому вторая ступень диссоциации или, как говорят, вторичная диссоциация происходит в гораздо меньшей степени, чем первичная, и в обычных растворах серной кислоты содержится лишь небольшое число ионов SO4»
Фосфорная кислота Н3РО4диссоциирует в три ступени:
h4PO4 ⇄ H• + h3PO4‘
h3PO4 ⇄ H + HPO4»
HPO4» ⇄ H• + PO4»’
Молекулы Н3РO4сильно диссоциируют на ионы Н• и Н2РО4‘. Ионы h3PO4‘ ведут себя, как более слабая кислота, и диссоциируют на H• и HPO4»в меньшей степени. Ионы же НРО4» диссоциируют, как очень слабая кислота, и почти не дают ионов Н•
и PO4»’
Основания, содержащие более одной гидроксильной группы в молекуле, тоже диссоциируют ступенчато. Например:
Ва(ОН)2 ⇄ ВаОН• + ОН’
ВаОН•⇄ Ва•• + ОН’
Что касается солей, то нормальные соли всегда диссоциируют на ионы металлов и кислотных остатков. Например:
СаСl2 ⇄ Сa•• + 2Сl’ Na2SO4 ⇄ 2Na• + SO4»
Кислые соли, подобно многоосновным кислотам, диссоциируют ступенчато. Например:
NaHCO3 ⇄ Na• + НСО3‘
HCO3‘ ⇄ H• + CO3»
Однако степень диссоциации по второй ступени очень мала, так что раствор кислой соли содержит лишь незначительное число ионов водорода.
Основные соли диссоциируют на ионы основных и кислотных остатков. Например:
Fe(OH)Cl2⇄ FeOH•• + 2Сl»
Вторичной диссоциации ионов основных остатков на ионы металла и гидроксила почти не происходит.
В табл. 11 приведены числовые значения степени диссоциации некоторых кислот, оснований и солей в 0,1 н. растворах.
С увеличением концентрации степень диссоциации уменьшается. Поэтому в очень концентрированных растворах даже сильные кислоты диссоциированы сравнительно слабо. Для
Таблица 11
Степень диссоциации кислот , оснований и солей в 0,1 н. растворах при 18°
| Электролит | Формула | Степень диссоциаци и в % |
| Кислоты | ||
| Соляная | HCl | 92 |
| Бромистоводородная | НВr | 92 |
| Йодистоводородная | HJ | . 92 |
| Азотная | HNO3 | 92 |
| Серная | h3SO4 | 58 |
| Сернистая | h3SO3 | 34 |
| Фосфорная | h4PO4 | 27 |
| Фтористоводородная | HF | 8,5 |
| Уксусная | Ch4COOH | 1,3 |
| Уголная | h3CO3 | 0,17 |
| Сероводородная | h3S | 0,07 |
| Синильная | HCN | 0,01 |
| Борная | h4BO3 | 0,01 |
| Основания | ||
| Гидроксид бария | Ва (OH)2 | 92 |
| Едкое кали | кон | 89 |
| Едкий натр | NaON | 84 |
| Гидроксид аммония | Nh5OH | 1,3 |
| Соли | ||
| Хлористый калий | КСl | 86 |
| Хлористый аммоний | Nh5Cl | 85 |
| Хлористый натрий | NaCl | 84 |
| Азотнокислый калий | KNO3 | 83 |
| Азотнокислое серебро | AgNO3 | 81 |
| Уксуснокислый натрий | NaCh4COO | 79 |
| Хлористый цинк | ZnCl2 | 73 |
| Сернокислый натрий | Na2SO4 | 69 |
| Сернокислый цинк | ZnSO4 | 40 |
| Сернокислая медь | CuSO4 | 40 |
примера приводим значения степени диссоциации обычно употребляемых в лаборатории концентрированных кисло:
степень
диссоциации в %
Соляная кислота (35% НСl)…… 13,6
Азотная кислота (62% HNO3) . . . 9,6
Серная кислота (95% h3SО4) . . . 1
89 90 91
Вы читаете, статья на тему Сильные и слабые электролиты
znaesh-kak.com
Образование слабого электролита
Малодиссоциирующие и малорастворимые вещества в ионно-молекулярных уравнениях записываются в молекулярном виде. Реакции, в которых слабые электролиты или малорастворимые вещества входят в состав только продуктов реакции, протекают, как правило, необратимо, т.е. до конца.
Слабые электролиты— химические соединения, молекулы которых даже в сильно разбавленных растворах не полностью диссоциированны на ионы, которые находятся в динамическом равновесии с недиссоциированными молекулами. К слабым электролитам относится большинство органических кислот и многие органические основания в водных и неводных растворах.
Слабыми электролитами являются:
почти все органические кислоты и вода;
некоторые неорганические кислоты: HF, HClO, HClO2, HNO2, HCN, h3S, HBrO, h4PO4, h3CO3, h3SiO3, h3SO3и др.;
некоторые нерастворимые гидроксиды металлов: Fe(OH)3, Zn(OH)2и др.; а также гидрат аммиака Nh5OH.
Реакции с образованием слабого электролита:
а) Воды: 2NaOH + h3SO4= h3O + Na2SO4- молекулярное уравнение реакции,
2Na+ + 2OH- + 2H+ +SO= 2h3O + 2Na+ + SO
-ионно-молекулярное уравнение реакции,
OH-+ H+= h3O - краткая форма уравнения реакции.
Реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием сводится к взаимодействию ионов водорода с гидроксид-ионами.
б) Слабой кислоты:
2NaNO2 + h3SO4 = 2HNO2 + Na2SO4
- молекулярное уравнение реакции,
2Na+ + 2NO2- + 2H+ + SO= 2HNO2 + 2Na+ + SO
-ионно-молекулярное уравнение реакции,
H++ NO2-= HNO2- краткая форма уравнения реакции.
Сильные кислоты вытесняют слабые кислоты из их солей.
в) Слабого основания:
Nh5Cl + NaOH = Nh5OH + NaCl
- молекулярное уравнение реакции,
Nh5+ + Cl-+ Na+ + OH-= Nh5OH + Na++ Cl-
-ионно-молекулярное уравнение реакции,
Nh5++ OH-= Nh5OH - краткая форма уравнения реакции.
Сильные основания вытесняют слабые основания из их солей.
Примеры реакций, протекающих практически необратимо с образованием слабых электролитов:
а) HCl + NaOH = NaCl + h3O - молекулярное уравнение,
H+ + Cl- + Na+ + OH- = Na+ + Cl- + h3O - полное ионно-молекулярное уравнение,
H+ + OH- = h3O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение,
б) NaF + HCl = NaCl + HF,
F- + H+ = HF - сокращенное ионно-молекулярное уравнение,
в) Nh5Cl + NaOH = Nh5OH + NaCl,
Nh5+ + OH- = Nh5OH - сокращенное ионно-молекулярное уравнение,
Таким образом, сильные кислоты (основания) вытесняют слабые кислоты (основания) из растворов их солей.
Примеры обратимых реакций, равновесие которых смещено вправо:
HF + NaOH NaF + h3O,
HF + OH- F- + h3O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение.
Вода более слабый электролит, чем HF: Kд(h3O) = 1,8·10-16 ; Kд(HF) = 6,6·10-4 , поэтому равновесие обратимого процесса смещено в сторону образования h3O.
Nh4·h3O + HCl Nh5Cl + h3O,
Nh4·h3O + H+ Nh5+ + h3O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение
Kд(Nh4·h3O) = 1,78·10-5 ; Kд(h3O) = 1,8·10-16
HF + Nh4·h3O Nh5F + h3O,
HF + Nh5OH Nh5+ + F- + h3O - сокращенное ионно-молекулярное уравнение
Реакции нейтрализации слабых кислот (оснований) сильными основаниями (кислотами) или слабых кислот слабыми основаниями не доходят до конца (т.е. точка эквивалентности находится, соответственно, в основной или кислой области значений рН).
AgCl + NaI NaCl + AgI ,
AgCl + I- Cl- + Ag - сокращенное ионно-молекулярное уравнение
ПР(AgCl) = 1,78· 10-10;
ПР(AgI) = 8,3· 10-17
ПР(AgI) меньше ПР(AgCl), равновесие обратимого процесса смещено в сторону образования AgI.
MnS + 2HCl h3S + MnCl2 ,
MnS + 2H+ h3S + Mn2+ - сокращенное ионно-молекулярное уравнение
Be(OH)2 + 2KOH K2[Be(OH)4],
Be(OH)2 + 2OH- [Be(OH)4]2- - сокращенное ионно-молекулярное уравнение
studfiles.net
Ва(ОН)2 слабый или сильный электролит?и как это можно определить?
Ва (ОН) 2-сильный электролит, степень диссоциации=92%,в главной подгруппе с возрастанием порядкового номера элемента заряд его иона остается одним и тем же, но радиус иона возрастает (из-за увеличения числа электронных слоев). Поэтому, сила оснований, образуемых элементами одной и той же главной подгруппы, возрастает с увеличением порядкового номера элемента, т. е в данном случае возрастает растворимость гидроксидов.
Это нужно выучить. по-моему, нет )забыла уже
Вроде так Электролиты бывают сильные и слабые, объясняется это в первую очередь их природой. Среди элементов III периода сила электролитов их гидроксидов изменяется следующим образом: NaOH — сильный электролит; Mg(OH)2 — слабый электролит; Al(OH)3 — слабый электролит; h3SiO3 — слабый электролит; h4PO4 — электролит средней силы; h3SO4 — сильный электролит; HClO4 — сильный электролит. Среди элементов II группы главной подгруппы сила электролитов их гидроксидов изменяется следующим образом: Ве (ОН) 2 — слабый электролит; Mg(OH)2 — слабый электролит; Ca(OH)2 — сильный электролит; Sr(OH)2 — электролит; Ва (ОН) 2 — сильный электролит
touch.otvet.mail.ru
Сильные и слабые электролиты. различают «сильные электролиты» и «слабые электролиты»:
различают «сильные электролиты» и «слабые электролиты»:
(для 0,1М растворов)«сильные» a>0,3(30%), «слабые» a<0,03(3%), «средние» a=0,3-0,03(3-30%)
ПР: «сильные» – соли(!малорастворимые соли)
щелочи Са(ОН)2
многие неорганические кислоты
«слабые» - почти все органические кислоты
многие неорганические кислоты
многие основания + Nh5OH, h3O
Ступенчатая диссоциация.
многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато
ПР: h3SO4 ® H+ + HSO4- a1
HSO4- Û H+ + SO42- a2< a1
снижение степени диссоциации определяется
- накоплением ионов и смещением динамического равновесия,
- большими затратами энергии на отрыв H+от иона HSO4-, чем затраты энергии на отрыв H+от h3SO4
многокислотные основания диссоциируют ступенчато..
331)константа диссоциации.константа диссоциации слабых электролитов зависит от…
слабые электролиты диссоциируют неполностью
при электролитической диссоциации слабых электролитов устанавливается хим.равновесие
хим.равновесие – состояние системы реагирующих в-в, где скорости «прямой» и «обратной» реакций равны
при электролитической диссоциации слабых электролитов справедлив закон действующих масс
при Т=const скорость хим.реакции пропорциональна произведению молярных концентраций реагирующих в-в,
взятых в степенях равных коэффициентам в-в в уравнении хим.реакции
ПР: СН3СООН Û H+ + СН3СОО-
u1=k1С(СН3СООН) u2=k2С(H+) С(СН3СОО-)
u1=u2k1С(СН3СООН) = k2С(H+) С(СН3СОО-) k1[СН3СООН] = k2[H+][СН3СОО-]
, где K – константа равновесия реакции диссоциации или константа
Диссоциации
ПР: константа диссоциации хлорноватистой кислоты..
константа диссоциации слабых электролитов зависит от природы р-теля, электролита, температуры:
- чем полярнее р-тель и активнее диссоциация, тем больше константа диссоциации
- чем сильнее электролит и активнее диссоциация, тем больше константа диссоциации
- чем выше температура и активнее диссоциация, тем больше константа диссоциации
соотношение констант диссоциации в многоступенчатом процессе рассчитывают по формуле
К = К1× К2× К3, причем К1 >К2 >К3
ПР: константы диссоциации фосфорной кислоты для всех ступеней процесса..
слабые электролиты диссоциируют неполностью
факторы, влияющие на степень диссоциации слабых электролитов
- при разведении р-ра степень диссоциации слабых электролитов увеличивается
*закон Освальда для слабых электролитов
, если a<<1, то
ПР: на примере уксусной кислоты..
- при добавлении в р-р слабого электролита
сильных электролитов с общими ионами - константа диссоциации уменьшается,
сильных электролитов, не имеющих общие ионы,- константа диссоциации зависит от ионной силы р-ра
при растворении малорастворимых солей и малорастворимых оснований их молекулы распадаются на ионы
в насыщенном р-ре таких электролитов устанавливается равновесие между в-вом в осадке и ионами в растворе
ПР: AgClтв Û Ag+ + Cl-
константа такого равновесия имеет вид (в общем случае нужно учитывать коэффициенты равновесной реакции)
концентрация твердого AgClтв не меняется, поэтому константа равновесия имеет вид
К = [Ag+]× [Cl-]=ПР
в насыщенном р-ре электролита произведение концентраций его ионов называют произведением растворимости
345) Причинырастворения осадков Мg(ОН)2 и Аl2S3 в соляной кислоте
339)произведение растворимости – постоянная величина для данной температуры
ПР: произведения растворимости малорастворимых электролитов Са3(РО4)2 Аl(ОН)3 СuS
произведение растворимости указывает на растворимость или выпадение осадка электролита:
если произведение концентраций ионов электролита меньше произведения растворимости, то р-р ненасыщенный
в ненасыщенном р-ре осадок электролита растворится
если произведение концентраций ионов электролита равно произведению растворимости, то р-р насыщенный
в насыщенном р-ре осадок электролита не растворится, находясь в равновесии с раствором
если произведение концентраций ионов электролита больше произведения растворимости, то р-р перенасыщенный
в перенасыщенном р-ре ионы электролита выпадут в осадок
ПР: образование осадка Мg(ОН)2 при добавлении НСl МgSO4 NаОН Nа2SO4
ПР: растворение осадков Мg(ОН)2 и Аl2S3 в соляной кислоте
334)сильных электролитов335)кажущаяся степень диссоциации.
сильные электролиты диссоциируют полностью
образующиеся ионы окружаются сольватной(гидратной) оболочкой из полярных молекул растворителя(воды)
*Дебай-Гюккель
ионы в растворах электролитов взаимодействуют между собой
образующиеся ионы окружаются оболочкой из ионов электролита противоположного знака
в итоге, р-р сильного электролита представляет собой сложную систему ионов, окруженных оболочками противоионов
оболочки тормозят движение ионов в электрическом поле при пропускании тока ч/з р-р электролита
степень электролитической диссоциации, рассчитанная по электропроводности р-ра, оказывается ниже реальной
такая расчетная степень диссоциации есть "кажущаяся степень диссоциации"
studopedya.ru
Гидролиз солей - электролит
Сильные кислоты диссоциируют в растворах на ионы полностью.
HCl => H+ + Cl-
h3SO4=> 2H+ +
Выбери правильный ответ.
Трудно? Ладно, здесь подсказка.
Положи перед собой таблицу растворимости - заряд аниона указан в левом столбце!
Как узнать сильная кислота или слабая?
В таблице растворимости три сильных кислоты h3SO4, HCl, HNO3, соли всех остальных кислот подвергаются гидролизу по I ступени.
Cлабые основания обычно не растворимы. NН4ОН исключение - слабое, но растворимое.
Сильные основания диссоциируют на ионы полностью:
КОН => К+ + ОН-
NаОН=> Nа+ + ОН-
Определите какое основание слабое (пользуйтесь таблицей растворимости)
Совет - Если вы ошибаетесь - внимательно рассмотрите таблицу растворимости: на пересечении ионов, из которых состоят основания стоит буква Н - основание нерастворимое, значит слабое. NН4ОН - исключение - растворимое, но слабое.
Еще раз.
Соль АICI3 образована слабым основанием АI(ОН)3 сильной кислотой НСI.
Теперь определите сами какой кислотой и каким основанием образованы соли. (Если ответ верен, то загорается зеленый цвет, если не верен - красный.)
AI(NO3)3 слабое основание слабая кислота сильное основание сильная кислота
CuCI2 слабое основание слабая кислота сильное основание сильная кислота
FeCI3 слабое основание слабая кислота сильное основание сильная кислота
Nh5CIO слабое основание слабая кислота сильное основание сильная кислота
ВаСIО слабое основание слабая кислота сильное основание сильная кислота
hydorlysis.narod.ru
