Это не реакция ионного обмена, какие ионы были в левой части такие и в правой части. Реакции ионного обмена проходят тогда, когда образуется в результате реакции осадок, или газ, или мало дистанцированное вещество- вода, например: а) осадок Pb(NO₃)₂ + K₂SO₄ =2 KNO₃ + PbSO₄↓ Pb²⁺ + 2NO₃⁻ + 2K⁺ + SO₄²⁻ = 2K⁺ + 2NO₃⁻ + PbSO₄↓ Pb²⁺ + SO₄²⁻ = PbSO₄↓ б) газ Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + CO₂ + H₂O 2Na⁺ + CO₃²⁻ + 2H⁺ + SO₄²⁻ = 2Na⁺ + SO₄²⁻ + CO₂ + H₂O CO₃²⁻ + 2H⁺ = CO₂ + H₂O в) вода LiOH + HNO₃= LiNO₃ + H₂O Li⁺ + OH⁻ +H⁺ + NO₃⁻ = Li⁺+NO₃⁻ + H₂O OH⁻ +H⁺ = H₂O
Электролиты делятся на две группы: сильные и слабые. Для качественной характеристики электролитической диссоциации введено понятие степень диссоциации. Степень диссоциации (α -альфа ) равна числу молекул распавшихся на ионы n к общему числу молекул n⁰. α = n/ n⁰ Степень диссоциации выражается в десятичных дробях или чаще всего в %.
Если α =1 или 100% , электролит полностью распадается на ионы Если α =0, электролит не распадается на ионы Если α =0,5 или 50% , электролит не полностью распадается на ионы, это говорит о том, что из каждых 100 молекул вещества 50 находится в состоянии диссоциации. Сильные электролиты полностью распадаются на ионы. К сильным электролитам относятся: 1. Почти все соли(α = 90-95%) 2. Многие минеральные кислоты (α = 90-95%): H2SO4, HNO3, HCI, HCIO4, HBr, HI, HMnO4 3. Основания щелочных металлов (α = 90-95%) , например, NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2
Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют частично. В растворе имеется большое количество не диссоциированных молекул. К слабым электролитам относятся: 1. Некоторые минеральные кислоты: H2CO3, H2S, HNO2, H2SiO3, HCN 2. Многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов) и NH4OH 3. Вода
Кислоты H3PO4, H2SO3 и HF имеют среднюю силу диссоциации.
Степень диссоциации зависит от многих факторов: от природы растворителя, от концентрации раствора, от природы электролита, от температуры.
3K⁺+ PO₄³⁻ + 3H⁺ + 3NO₃⁻ ⇄3K⁺ + 3NO₃⁻ + 3H⁺ + PO₄³⁻
Это не реакция ионного обмена, какие ионы были в левой части такие и в правой части.
Реакции ионного обмена проходят тогда, когда образуется в результате реакции осадок, или газ, или мало дистанцированное вещество- вода, например:
а) осадок
Pb(NO₃)₂ + K₂SO₄ =2 KNO₃ + PbSO₄↓
Pb²⁺ + 2NO₃⁻ + 2K⁺ + SO₄²⁻ = 2K⁺ + 2NO₃⁻ + PbSO₄↓
Pb²⁺ + SO₄²⁻ = PbSO₄↓
б) газ
Na₂CO₃ + H₂SO₄ = Na₂SO₄ + CO₂ + H₂O
2Na⁺ + CO₃²⁻ + 2H⁺ + SO₄²⁻ = 2Na⁺ + SO₄²⁻ + CO₂ + H₂O
CO₃²⁻ + 2H⁺ = CO₂ + H₂O
в) вода
LiOH + HNO₃= LiNO₃ + H₂O
Li⁺ + OH⁻ +H⁺ + NO₃⁻ = Li⁺+NO₃⁻ + H₂O
OH⁻ +H⁺ = H₂O
Для качественной характеристики электролитической диссоциации введено понятие степень диссоциации.
Степень диссоциации (α -альфа ) равна числу молекул распавшихся на ионы n к общему числу молекул n⁰. α = n/ n⁰
Степень диссоциации выражается в десятичных дробях или чаще всего в %.
Если α =1 или 100% , электролит полностью распадается на ионы
Если α =0, электролит не распадается на ионы
Если α =0,5 или 50% , электролит не полностью распадается на ионы, это говорит о том, что из каждых 100 молекул вещества 50 находится в состоянии диссоциации.
Сильные электролиты полностью распадаются на ионы.
К сильным электролитам относятся:
1. Почти все соли(α = 90-95%)
2. Многие минеральные кислоты (α = 90-95%): H2SO4, HNO3, HCI, HCIO4, HBr, HI, HMnO4
3. Основания щелочных металлов (α = 90-95%) , например, NaOH, KOH, Ba(OH)2, Ca(OH)2
Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют частично.
В растворе имеется большое количество не диссоциированных молекул.
К слабым электролитам относятся:
1. Некоторые минеральные кислоты: H2CO3, H2S, HNO2, H2SiO3, HCN
2. Многие основания металлов (кроме оснований щелочных и щелочноземельных металлов) и NH4OH
3. Вода
Кислоты H3PO4, H2SO3 и HF имеют среднюю силу диссоциации.
Степень диссоциации зависит от многих факторов: от природы растворителя, от концентрации раствора, от природы электролита, от температуры.