Кто предложил теорию электролитической диссоциации. Основные положения тэд
Основные положения теории электролитической диссоциации
Теория электролитической диссоциации была разработана в 1887 году шведским учёным С. Аррениусом. Согласно этой теории, существуют вещества, способные в растворах и расплавах распадаться (диссоциировать) на ионы, вследствие чего растворы и расплавы этих веществ проводят электрический ток. Эти вещества были названы электролитами. Электролитами в водных растворах являются кислоты, основания и соли. При растворении электролиты диссоциируют на положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы). Теория Аррениуса, однако, не учитывала всей сложности явлений в растворах. В частности, она рассматривала ионы как свободные, независимые от молекул растворителя частицы. В настоящее время известно, что при растворении электролитов в воде одновременно с процессом их диссоциации на ионы происходит процесс гидратации ионов.
Протекание процесса диссоциации растворяющихся веществ зависит от их структуры в безводном состоянии. Наиболее типичными являются два случая: диссоциация солей и щелочей (т.е. кристаллов с ионной структурой) и диссоциация кислот (т.е. веществ, состоящих из молекул с полярно-ковалентными связями).
гидратированном состоянии. Вслед
за первым слоем ионов в раствор
переходит следующий слой, и та-
ким образом, происходит постепенное растворение кристалла (рис. 7.1).
Диссоциация полярных молекул, например HCl, протекает иначе (рис.7.2). Также как и молекула воды, молекула хлороводорода является диполем. Под действием электростатических сил молекулы воды притягиваются к полюсам полярной молекулы HCl (диполь-дипольное взаимодействие), и тем самым ещё больше поляризуют её, т.е. увеличивают полярность связи между атомом водорода и атомом хлора вплоть до образования ионов H + и Cl – . Такая поляризация в сочетании с колебательным тепловым движением атомов в рассматриваемой молекуле и непрерывным тепловым движением окружающих молекул воды приводит к распаду полярной молекулы на ионы. Как и в случае растворения ионного кристалла, эти ионы гидратируются. При этом ион водорода H + оказывается прочно связанным с молекулой воды в ион гидроксония H 3 O + .
Процесс электролитической диссоциации изображают с помощью химических уравнений; при этом гидратированное состояние ионов, как правило, не указывается: HCl ® H + + Cl – ; BaCl 2 ® Ba 2+ + 2 Cl – .
Диссоциации веществ как ионного, так и молекулярного строения способствует полярность молекул растворителя. Поэтому не только вода, но и другие жидкости, состоящие из полярных молекул (муравьиная кислота, этиловый спирт, аммиак) являются ионизирующими растворителями: соли, кислоты и основания, растворённые в этих жидкостях, диссоциируют на ионы. Как в водных, так и в неводных растворах ионы находятся в сольватированном состоянии.
>> Химия: Основные положения теории электролитической диссоциации
Обобщим сведения об электролитической диссоциации в виде основных положений ныне общепризнанной теории. Они заключается в следующем.
В результате такого взаимодействия образуются гидратиро-ванные, то есть связанные с молекулами воды, ионы.
Следовательно, по наличию водной оболочки ионы делятся на гидратированные (в растворах и кристаллогидратах) и не-гидратированные (в безводных солях).
Свойства гидратиронянных и негндратировашшх ионов отличаются, как вы смогли уже убедиться на примере ионов меди.
При растворении в воде электролиты диссоциируют (расспадаются) на положительные и отрицательные ионы.
Свойства ионов совершенно не похожи на свойства атомов , которые их образовали. Ионы - зто одна из форм существования химического элемента. Например, атомы металла натрия энергично взаимодействуют с водой, образуя при этом щелочь и водород Н, в то время как ионы натрия таких продуктов не образуют. Хлор имеет желто-зеленый цвет и резкий запих, ядовит, а ионы хлора - бесцветны, неядовиты, лишены запаха. Никому не придет в голову использовать в пищу металлический натрий и газообразный хлор, в то время как без хлорида натрия, состоящего из ионов натрия и хлора, невозможно приготовление пищи.
Содержание урока конспект урока опорный каркас презентация урока акселеративные методы интерактивные технологии Практика задачи и упражнения самопроверка практикумы, тренинги, кейсы, квесты домашние задания дискуссионные вопросы риторические вопросы от учеников Иллюстрации аудио-, видеоклипы и мультимедиа фотографии, картинки графики, таблицы, схемы юмор, анекдоты, приколы, комиксы притчи, поговорки, кроссворды, цитаты Дополнения рефераты статьи фишки для любознательных шпаргалки учебники основные и дополнительные словарь терминов прочие Совершенствование учебников и уроков исправление ошибок в учебнике обновление фрагмента в учебнике элементы новаторства на уроке замена устаревших знаний новыми Только для учителей идеальные уроки календарный план на год методические рекомендации программы обсуждения Интегрированные урокиХорошо известно, что растворы могут приобретать некоторые качества, которые не наблюдаются ни у одного из компонентов, взятых в индивидуальном виде. Так, водный раствор NaCl хорошо проводит электрический ток, тогда как ни чистая вода, ни сухая соль электропроводностью не обладают. В этой связи все растворенные вещества принято делить на два типа:
1) вещества, растворы которых обладают электропроводностью, называют электролитами ;
2) вещества, растворы которых не обладают электропро-водностью, называют неэлектролитами .
К неэлектролитам относятся оксиды, газы, большинство органи-ческих соединений (углеводороды, спирты, альдегиды, кетоны и др.).
К электролитам относится большинство неорганических и некоторые органические кислоты, основания и соли.
Появление электропроводности у растворов электролитов объяснил С. Аррениус, который в 1887 г. предложил теорию электролитической диссоциации:
Электролитической диссоциацией называется процесс распада электролита на ионы под действием молекул растворителя.
Главной причиной электролитической диссоциации является процесс сольватации (гидратации) ионов. Вследствие сольватации затрудняется обратный процесс рекомбинации ионов, называемый также ассоциацией или моляризацией .
В этой связи можно сформулировать некоторые положения:
1) диссоциации подвергаются вещества с ионным или близким к ионному типом химической связи;
2) процесс диссоциации сильнее протекает в полярном раство-рителе и слабее (если вообще возможен) в неполярном растворителе;
3) процесс диссоциации идет тем сильнее, чем выше диэлектри-ческая проницаемость растворителя.
В общем виде процесс электролитической диссоциации в воде можно представить следующим образом:
Kt n An m (x y )H 2 O ⇄ n m+ m n ,
где Kt m + – положительно заряженный ион (катион );
An n – отрицательно заряженный ион (анион ).
Величины x и y , отражающие количество молекул воды в гидрат-ных оболочках, варьируются в широких пределах в зависимости от природы и концентрации ионов, температуры, давления и т.д. В этой связи удобнее пользоваться упрощенными уравнениями электроли-тической диссоциации, т.е. без учета гидратации:
NaCl Na + Cl ;
CuSO 4 Cu 2+ SO 4 2 ;
K 3 PO 4 3K + PO 4 3 .
Тем не менее, следует иметь в виду, что при диссоциации кислот в водных растворах образуются не свободные ионы H + , а достаточно устойчивые ионы гидроксония H 3 O + , поэтому уравнение диссоциации кислоты (например, HCl) должно выглядеть так:
HCl H 2 O H 3 O + Cl .
Однако в химической литературе чаще встречается форма записи, отражающая только процесс распада электролита без учета эффекта гидратации. В дальнейшем мы также будем пользоваться упро-щенной терминологией.
Сильные и слабые электролиты
Количественной характеристикой процесса электролитической диссоциации является степень диссоциации.
Степенью диссоциации называется отношение количества электролита, распавшегося на ионы (n ), к общему количеству электролита (n 0 ):
|
|
Величина выражается в долях единицы или в % и зависит от природы электролита, растворителя, температуры, концентрации и состава раствора.
Особую роль играет растворитель: в ряде случаев при переходе от водных растворов к органическим растворителям степень диссоциации электролитов может резко возрасти или уменьшиться. В дальнейшем, при отсутствии специальных указаний, будем считать, что растворителем является вода.
По степени диссоциации электролиты условно разделяют на сильные ( > 30%), средние (3% < < 30%) и слабые ( < 3%).
К сильным электролитам относят:
1) некоторые неорганические кислоты (HCl, HBr, HI, HNO 3 , H 2 SO 4 , HClO 4 и ряд других);
2) гидроксиды щелочных (Li, Na, K, Rb, Cs) и щелочноземельных (Ca, Sr, Ba) металлов;
3) почти все растворимые соли.
К электролитам средней силы относят Mg(OH) 2 , H 3 PO 4 , HCOOH, H 2 SO 3 , HF и некоторые другие.
Слабыми электролитами считают все карбоновые кислоты (кроме HCOOH) и гидратированные формы алифатических и ароматических аминов. Слабыми электролитами являются также многие неоргани-ческие кислоты (HCN, H 2 S, H 2 CO 3 и др.) и основания (NH 3 ∙H 2 O).
Несмотря на некоторые совпадения, в целом не следует отождествлять растворимость вещества с его степенью диссоциации. Так, уксусная кислота и этиловый спирт неограниченно растворимы в воде, но в то же время первое вещество является слабым электро-литом, а второе неэлектролит.
Электролитическая диссоциация - процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.
Классическая теория электролитической диссоциации была создана С. Аррениусом и В. Оствальдом в 1887 году. Аррениус придерживался физической теории растворов, не учитывал взаимодействие электролита с водой и считал, что в растворах находятся свободные ионы. Русские химики И. А. Каблукови В. А. Кистяковский применили для объяснения электролитической диссоциации химическую теорию растворов Д. И. Менделеева и доказали, что при растворении электролита происходит его химическое взаимодействие с водой, в результате которого электролит диссоциирует на ионы.
Классическая теория электролитической диссоциации основана на предположении о неполной диссоциации растворённого вещества, характеризуемой степенью диссоциации α, т. е. долей распавшихся молекул электролита. Динамическое равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами описывается законом действующих масс.
Вещества, распадающиеся на ионы, называют электролитами. Электролиты – вещества с ионной или сильно ковалентной связью: кислоты, основания, соли. остальные вещества – неэлектролиты; к ним относятся вещества с неполярной или слабо полярной ковалентной связью; например, многие органические соединения.
Основные положения ТЭД (Теории электролитической диссоциации):
Молекулы распадаются на положительно и отрицательно заряженные ионы (простые и сложные).
Под действием электрического тока катионы (положительно заряженные ионы движутся к катоду(-), а анионы (отрицательно заряженные ионы) к аноду(+)
Степень диссоциации зависит от природы вещества и растворителя, концентрации, температуры.
Если степень диссоциации зависит от природы вещества, то можно судить, что существует разграничение между определёнными группами веществ.
Большая степень диссоциации присуща сильным электролитам (большинству оснований, солям, многим кислотам). Стоит учесть, что распад на ионы – обратимая реакция. Так же стоит сказать, что в данной теме не будут разобраны примеры диссоциации двойных и основных солей, их диссоциация описана в теме “соли”.
Примеры сильных электролитов:
NaOH, K 2 SO 4 , HClO 4
Уравнения диссоциации:
NaOH⇄Na + +OH -
K 2 SO 4 ⇄2K + +SO 4 2-
HClO 4 ⇄H + +ClO 4 -
Количественной характеристикой силы электролитов является степень диссоциации (α) – отношение молярной концентрации продиссоциировавшего электролита к его общей молярной концентрации в растворе.
Степень диссоциации выражается в долях единицы или в процентах. Интервал значений – от 0 до 100%.
α = 0% относится к неэлектролитам (диссоциация отсутствует)
0% <α < 100% относится к слабым электролитам (диссоциация неполная)
α = 100% относится к сильным электролитам (полная диссоциация)
Так же стоит помнить про количество ступеней диссоциации, например:
Диссоциация раствора H 2 SO 4
H 2 SO 4 ⇄H + +HSO 4 -
HSO 4 - ⇄H + +SO 4 2-
У каждой ступени диссоциации своя степень диссоциации.
Например, диссоциация солей CuCl 2 , HgCl 2:
CuCl 2 ⇄Cu 2+ +2Cl -
диссоциация протекает полностью
А в случае с хлоридом ртути диссоциация идёт неполностью и то не до конца.
HgCl 2 ⇄HgCl + +Cl -
Возвращаясь же к раствору серной кислоты, стоит сказать, что степень диссоциации обеих ступеней разбавленной кислоты гораздо больше, чем у концентрированной. При диссоциации концентрированного раствора очень много молекул вещества и большая концентрация гидроанионов HSO 4 - .
У многоосновных кислот и многокислотных оснований диссоциация идёт в несколько ступеней (в зависимости от основности).
Перечислим сильные и слабые кислоты и приступим к уравнениям ионного обмена:
Сильные кислоты (HCl, HBr, HI, HClO 3 , HBrO 3 , HIO 3 , HClO 4 , H 2 SO 4 , H 2 SeO 4 ,HNO 3 , HMnO 4 , H 2 Cr 2 O 7)
Слабые кислоты (HF, H 2 S, H 2 Se, HClO, HBrO, H 2 SeO 3 , HNO 2 ,H 3 PO 4 , H 4 SiO 4 , HCN, H 2 CO 3 , CH 3 COOH)
Химические реакции в растворах и расплавах электролитов протекают с участием ионов. В таких реакциях степени окисления элементов не изменяются, и сами реакции называются реакциями ионного обмена .
Реакции ионного обмена будут протекать до конца (необратимо) , если образуются малорастворимые или практически нерастворимые вещества (они выпадают в осадок), летучие вещества (выделяются в виде газов) или слабые электролиты (например, вода).
Реакции ионного обмена принято писать в три стадии:
1. Молекулярное уравнение
2. Полное ионное уравнение
3. Сокращенное ионное уравнение
При написании обязательно указывать осадки и газы, а так же руководствоваться таблицей растворимости.
Реакции, где все реагенты и продукты получились растворимые в воде, не протекают.
Несколько примеров:
Na 2 CO 3 +H 2 SO 4 →Na 2 SO 4 +CO 2 +H 2 O
2Na + +CO 3 2- +2H + +SO 4 2- →2Na + +SO 4 2- +CO 2 +H 2 O
CO 3 2- +2H + →CO 2 +H 2 O
Сокращённое ионное уравнение получается с помощью вычёркивания одинаковых ионов из обеих частей полного ионного уравнения.
Если реакция ионного обмена идёт между двумя солями с образованием осадка, то следует брать два хорошо растворимых реагента. То есть, реакция ионного обмена пойдёт если растворимость реагентов будет выше, чем у одного из продуктов.
Ba(NO 3) 2 +Na 2 SO 4 →BaSO 4 ↓+2NaNO 3
Иногда при написании реакций ионного обмена пропускают полное ионное уравнение и сразу пишут сокращенное.
Ba 2+ +SO 4 2- →BaSO 4 ↓
Для получения осадка малорастворимого вещества всегда надо выбирать хорошо растворимые реагенты в их концентрированных растворах.
Например:
2KF+FeCl 2 →FeF 2 ↓+2KCl
Fe 2+ +2F - →FeF 2 ↓
Данные правила подбора реагентов для осаждения продуктов справедливы только для солей.
Примеры реакций с выпадением осадков:
1.Ba(OH) 2 +H 2 SO 4 →BaSO 4 ↓+2H 2 O
Ba 2+ +SO 4 2- →BaSO 4 ↓
2. AgNO 3 +KI→AgI↓+KNO 3
Ag + +I - →AgI↓
3.H 2 S+Pb(NO 3) 2 →PbS↓+2HNO 3
H 2 S+Pb 2+ →PbS↓+2H +
4. 2KOH+FeSO 4 →Fe(OH) 2 ↓+K 2 SO 4
Fe 2+ +2OH - →Fe(OH) 2 ↓
Примеры реакций с выделением газов:
1.CaCO 3 +2HNO 3 →Ca(NO 3) 2 +CO 2 +H 2 O
CaCO 3 +2H + →Ca 2+ +CO 2 +H 2 O
2. 2NH 4 Cl+Ca(OH) 2 →2NH 3 +CaCl 2 +2H 2 O
NH 4 + +OH - →NH 3 +H 2 O
3. ZnS+2HCl→H 2 S+ZnCl 2
ZnS+2H + →H 2 S+Zn 2+
Примеры реакций с образованием слабых электролитов:
1.Mg(CH 3 COO) 2 +H 2 SO 4 →MgSO 4 +2CH 3 COOH
CH 3 COO - +H + →CH 3 COOH
2. HI+NaOH→NaI+H 2 O
H + +OH - →H 2 O
Рассмотрим применение изученного материала на конкретных заданиях, встречающихся на экзаменах:
№1
.Среди веществ: NaCl, Na 2 S, Na 2 SO 4 – в реакцию с раствором Cu(NO3) 2 вступает(-ют)
1) толькоNa 2 S
2) NaCl и Na 2 S
3) Na 2 Sи Na 2 SO 4
4) NaCl и Na 2 SO 4
Под словом “вступают” подразумевается “протекает реакция”, а как было сказано выше, реакция протекает если образовалось нерастворимое или малорастворимое вещество, выделился газ или образовался слабый электролит (вода).
Разберём варианты по очереди.
1) Cu(NO 3) 2 +Na 2 S→CuS↓+2NaNO 3 образовался осадок.
2)NaCl+Cu(NO 3) 2 ↛CuCl 2 +2NaNO 3
Протекает только реакция с Na 2 S с образованием осадка
3)С Na 2 S так же будет образование осадка как и в первых двух примерах.
Na 2 SO 4 +Cu(NO 3) 2 ↛CuSO 4 +2NaNO 3
Все продукты являются хорошо растворимыми электролитами, это не газы, следовательно, реакция не протекает.
4) С Na 2 SO 4 реакция не протекает как в прошлом варианте ответа
NaCl+Cu(NO 3) 2 ↛CuCl 2 +2NaNO 3
Все продукты являются хорошо растворимыми электролитами, это не газы, следовательно, реакция не протекает.
Следовательно, подходит 1 вариант ответа.
№2 . Газ выделяется при взаимодействии
1) MgCl 2 и Ba(NO 3) 2
2) Na 2 CO 3 и CaCl 2
3) NH 4 ClиNaOH
4) CuSO 4 и KOH
Слово “газ” в таких заданиях обозначает именно газы и легколетучие соединения.
В заданиях в качестве таких соединений обычно встречаются NH 3 ·H 2 O, H 2 CO 3 (в нормальных условиях проведения реакции разлагается на CO 2 и H 2 O, принято не писать полную формулу угольной кислоты, а сразу расписывать на газ и воду), H 2 S.
Из представленных веществ выше мы не сможем получить H 2 S, потому что отсутствует сульфид-ион во всех веществах. Так же не сможем получить углекислый газ, ибо для его получения из соли нужно добавить кислоту, а в паре с карбонатом натрия находится другая соль.
Мы можем получить газ в 3 варианте ответа.
NH 4 Cl+NaOH→NH 3 +NaCl+H 2 O
Выделился газ с резким запахом.
Следовательно, подходит 3 вариант ответа.
№3 .В реакцию с соляной кислотой вступает
1) нитрат серебра
2) нитрат бария
3) серебро
4) оксид кремния
Среди реагентов есть два электролита, чтобы прошла реакция, нужно, чтоб выделился осадок.
С оксидом кремния соляная кислота не прореагирует, а серебро не вытеснит водород из соляной кислоты.
Ba(NO 3) 2 +2HCl→BaCl 2 +2HNO 3 реакция не будет протекать, так как все продукты – растворимые электролиты
AgNO 3 +HCl→AgCl↓+NaNO 3
Выпадет белый творожистый осадок нитрата серебра
Следовательно, подходит 1
вариант ответа.
Следующий пример задания, в отличие от первых трёх, взят из КИМа ЕГЭ 2017.
Первые три взяты из КИМа ОГЭ 2017
Установите соответствие между формулами веществ и реагентом, с помощью которого можно различить их водные растворы: к каждой позиции, обозначенной буквой, подберите соответствующую позицию, обозначенную цифрой.
ФОРМУЛЫ ВЕЩЕСТВ РЕАГЕНТ
А) HNO 3 и H 2 O 1) CaCO 3
Б)KClи NaOH 2) KOH
В)NaClи BaCl 2 3) HCl
Г) AlCl 3 и MgCl 2 4) KNO 3
Чтобы выполнить это задание, следует сначала понять, что под каждой буквой указаны два вещества, которые находятся в одном растворе и нужно подобрать вещество так, чтоб хотя бы одно из них вступило в качественную реакцию с веществом-реагентом, который дан под цифрой.
К раствору азотной кислоты добавим карбонат кальция, углекислый газ станет признаком реакции:
2HNO 3 +CaCO 3 →Ca(NO 3) 2 +CO 2 +H 2 O
Ещё, по логике, карбонат кальция не растворяется в воде, значит, во всех остальных растворах тоже не растворится, следовательно, к признакам реакции можно добавить растворение карбоната кальция, помимо выделения газа.
Раствор под буквой Б можно было бы различить с помощью соляной кислоты под цифрой 3, но только в случае, если было бы разрешено воспользоваться индикатором (фенолфталеин), который бы обесцветился после реакции, ибо произойдёт нейтрализация щёлочи .
Поэтому, можем различитьв растворе OH - ион только при помощи 5 раствора (CuSO 4)
2NaOH+CuSO 4 →Cu(OH) 2 ↓+Na 2 SO 4
Образовались кристаллики голубого цвета на две раствора.
Раствор под буквой В можем различить так же с помощью реактива под номером 5, ибо сульфат-ионы, соединяясь с барием сразу выпадут в белый кристаллический осадок, который не растворим в избытке даже самых сильных кислот.
BaCl 2 +CuSO 4 →CuCl 2 +BaSO 4 ↓
Раствор под буквой Г нетрудно различить с помощью любой щелочи, т.к основания магния и алюминия при протекании реакции сразу выпадут в осадок. Щелочь представлена под цифрой 2
AlCl 3 +3KOH→Al(OH) 3 ↓+3KCl
MgCl 2 +2KOH→Mg(OH) 2 ↓+2KCl
Редактор: Харламова Галина Николаевна
Обобщим сведения об электролитической диссоциации в виде основных положений ныне общепризнанной теории. Она заключается в следующем.
Ионы - это одна из форм существования химического элемента. Свойства ионов совершенно не похожи на свойства атомов, которые их образовали. Например, атомы металла натрия Na 0 энергично взаимодействуют с водой, образуя при этом щёлочь (NaOH) и водород Н 2 , в то время как ионы натрия Na+ таких продуктов не образуют. Хлор Сl 2 имеет жёлто-зелёный цвет и резкий запах, ядовит, а ионы хлора Сl - бесцветны, неядовиты, лишены запаха. Никому не придёт в голову использовать в пищу металлический натрий и газообразный хлор, в то время как без хлорида натрия, состоящего из ионов натрия и хлора, невозможно приготовление пищи. Напомним:
Слово ион в переводе с греческого означает «странствующий». В растворах ионы беспорядочно передвигаются («странствуют») в различных направлениях.
По составу ионы делят на простые - С1 - , Na + и сложные - .
В результате взаимодеиствия электролита с молекулами воды образуются гидратированные, т. е. связанные с молекулами воды, ионы.
Следовательно, по наличию водной оболочки ионы делят на гидратированные (в растворах и кристаллогидратах) и не гидратированные (в безводных солях).
Свойства гидратированных и негидратированных ионов отличаются, как вы смогли уже убедиться на примере ионов меди.
Следовательно, существует ещё одна классификация ионов - по знаку их заряда.
В растворах электролитов сумма зарядов катионов равна сумме зарядов анионов, вследствие чего эти растворы электронейтральны.
Наряду с процессом диссоциации (распад электролита на ионы) протекает и обратный процесс - ассоциация (соединение ионов). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации слабых электролитов вместо знака равенства ставят знак обратимости, например:
Степень диссоциации зависит от природы электролита и его концентрации. По степени диссоциации электролиты делят на сильные и слабые.
По характеру образующихся при диссоциации электролитов ионов различают три типа электролитов: кислоты, основания и соли.Для многоосновных кислот протекает ступенчатая диссоциация. Например, для фосфорной кислоты Н 3 Р0 4:
1-я ступень - образование дигидрофосфат-ионов:
2-я ступень - образование гидрофосфат-ионов:
Следует учитывать, что диссоциация электролитов по второй ступени происходит намного слабее, чем по первой. Диссоциация по третьей ступени при обычных условиях почти не происходит.
Все кислоты объединяет то, что они при диссоциации обязательно образуют катионы водорода. Поэтому логично предположить, что общие характерные свойства кислот - кислый вкус, изменение окраски индикаторов и др. - обусловлены именно катионами водорода.
Все общие свойства оснований - мылкость на ощупь, изменение окраски индикаторов и др. - обусловлены общими для всех оснований гидроксид-ионами ОН - .
Очевидно, что свойства солей определяются как катионами металла, так и анионами кислотного остатка. Так, соли аммония имеют как общие свойства, обусловленные ионами , так и специфические, обусловленные различными анионами. Аналогично, общие свойства сульфатов - солей серной кислоты - определяются ионами , а различные - разными катионами. В отличие от многоосновных кислот и оснований, содержащих несколько гидроксид-ионов, такие соли, как K 2 SO 4 ,
A1 2 (SO 4) 3 и т. д., диссоциируют сразу полностью, а не ступенчато:
Ключевые слова и словосочетания
- Основные положения теории электролитической диссоциации.
- Ионы простые и сложные, гидратированные и негидратированные, катионы и анионы.
- Кислоты, основания и соли в свете теории электролитической диссоциации.
Работа с компьютером
- Обратитесь к электронному приложению. Изучите материал урока и выполните предложенные задания.
- Найдите в Интернете электронные адреса, которые могут служить дополнительными источниками, раскрывающими содержание ключевых слов и словосочетаний параграфа. Предложите учителю свою помощь в подготовке нового урока - сделайте сообщение по ключевым словам и словосочетаниям следующего параграфа.
Вопросы и задания
