Химия и химическая технология
Вант-Гоффа применение
Жидкие растворы по своей природе, свойствам, характеру взаимодействий между частицами очень разнообразны, в связи с чем трудно создать единую количественную теорию, описывающую поведение различных растворов в широкой области концентраций. Наука о растворах —одна из наиболее старых областей естествознания, в развитие которой сделан вклад многими исследователями. В ходе развития учения о растворах были высказаны две точки зрения на природу растворов —физическая и химическая. Физическая теория растворов, возникшая главным образом на основе трудов Вант-Гоффа, Аррениуса и Оствальда, опиралась на экспериментальное изучение коллигативных свойств разбавленных растворов (осмотическое давление, новышение температуры кипения, понижение температуры замерзания раствора и т. п.), зависящих главным образом от концентрации растворенного вещества, а не от его природы. Количественные законы (законы Вант-Гоффа, Рауля) были открыты в предположении, что в разбавленных растворах молекулы растворенного вещества подобны молекулам идеального газа. Отступления от этих законов, наблюдаемые для растворов электролитов, были объяснены на основе теории электролитической диссоциации Аррениуса. Простота представлений физической теории и успешное применение ее как для объяснения свойств растворов электролитов, так и для количественного изучения электрической проводимости растворов обеспечили быстрый успех этой теории. Химическая теория растворов, созданная преимущественно Менделеевым и его последователями, рассматривала процесс образования раствора как разновидность химического процесса, характеризующегося взаимодействием частиц смешивающихся компонентов. Менделеев рассматривал растворы как системы, образованные частицами растворителя, растворенного вещества и неустойчивых химических соединений, которые образуются между ними и находятся в состоянии частичной диссоциации. В классических трудах Менделеева четко сформулированы основные положения теории растворов. Менделеев указывал на необходимость использования всей суммы химических и физических сведений о свойствах частиц, [c.344]
До открытия электрона невозможно было понять природу химической связи. Правда, понятие о валентности существовало уже в 1852 г. и в эти же годы существовали некоторые представления о геометрических формах молекул. Вант Гофф и Лебель установили тетраэдрическую структуру атома углерода, а Вернер создал стереохимию комплексных ионов. Очевидно, для того чтобы молекула имела определенную геометрическую форму, должны существовать какие-то связывающие силы между ее частями. В структурных формулах такую химическую связь между связанными атомами изображали черточкой. Она указывала на существование связи, но, разумеется, не давала никакого описания ее природы. Незадолго до открытия электрона Аррениус предположил существование свободных ионов. На основе этого предположения были сделаны многочисленные попытки найти объяснение силам, связывающим атомы. Хотя эти попытки были неудачными, они содействовали представлению об электрическом заряде как основе образования связи. После открытия электрона стало возможно дальнейшее развитие теории связи. В течение немногих лет, основываясь на положительно и отрицательно заряженных атомах, было предлол Смотреть страницы где упоминается термин Вант-Гоффа применение: [c.51] [c.51] [c.209] [c.47] [c.98] [c.567] [c.17] [c.403] Практикум по физической химии Изд 4 (1975) — [ c.24 ]
chem21.info
Справочник химика 21
Закон Вант-Гоффа
Обозначим через Р осмотическое давление раствора, через А/кип—повышение температуры кипения, А/зам — понижение температуры замерзания раствора, не подчиняющегося законам Вант-Гоффа и Рауля, а через Р, А/кип и А/зам — значения тех же величии, вычисленные теоретически по концентрации раствора. Поскольку и осмотическое давление, и изменения температур замерзания и кипения пропорциональны числу находящихся в растворе частиц растворенного вещества, то коэффициент i можно выразить отношениями [c.231]
К растворам полимеров закон Вант-Гоффа в приведенном виде неприложим. Опыт показал, что осмотическое давление растворов полимеров значительно выше, чем это требует закон Вант-Гоффа. Объясняется это тем, что макромолекула благодаря гибкости ведет себя в растворе как несколько более коротких молекул, т. е, что роль кинетического элемента играет уже не макромолекула, а ее сегмент. Понятно, что чем более гибка молекула, тем при прочих равных условиях осмотическое давление выше и тем больше оно отклоняется от значения, вычисленного по уравнению Вант-Гоффа. Кроме того, с повышением концентрации осмотическое давление растворов полимеров возрастает не прямолинейно, в то время как согласно закону Вант-Гоффа осмотическое давление увеличивается прямо пропорционально концентрации. [c.454]
Закон Вант-Гоффа позволяет вычислить осмотическое давление раствора, если известны его концентрации и температура. Основанием для расчетов могут служить следующие рассуждения. [c.94]
Отступление от законов Вант-Гоффа и Рауля в растворах электро [c.403]
Наиболее полно эта количественная аналогия между газовым и осмотическим давлением выражена в законе Вант-Гоффа, согласно которому осмотическое давление разбавленного раствора численно равно тому давлению, которое производило бы данное количество растворенного веш,ества, занимая в виде газа при данной температуре объем, равный объему раствора. [c.94]
Таким образом, особенности водных растворов электролитов, противоречащие с первого взгляда законам Вант-Гоффа и Рауля, были объяснены на основе этих же законов. [c.234]
Аналогично поведению реальных газов в точке Бойля растворы полимеров в указанных условиях ведут себя, как идеальные. В частности, в 0-условиях второй вириальный коэффициент в концентрационной зависимости осмотического давления обращается в нуль, и растворы полимеров подчиняются закону Вант-Гоффа вплоть до концентраций в несколько процентов. Определение условий обращения в нуль второго вириального коэффициента уравнения осмотического давления является, таким образом, одним из способов нахождения 0-температуры. [c.32]
Константы В и С отражают отклонение раствора от закона предельно разбавленных растворов (закона Вант-Гоффа), связанное со значительной величиной 2 и со специфическим взаимодействием между растворителем и растворенным веществом. [c.260]
Тогда, согласно закону Вант-Гоффа, скорость фотохимической [c.230]
При изложении закона Вант-Гоффа весьма полезно остановиться на явлениях тургора и плазмолиза в растениях (опыт 19), а также на других явлениях, в основе которых лежат процессы осмоса (опыт 20). [c.38]
Из уравнения (1.61) видно, что отклонение от закона Вант-Гоффа при небольших концентрациях растворенного вещества пропорционально его объемной доле. [c.34]
Энергия, поглощенная средой, выражается законом Вант-Гоффа [c.387]
Интенсивность термического разложения углеводородов, входящих в состав нефтяных масел, возрастает с повышением температуры и. в определенных пределах (от 400 до 450 °С) увеличивается в соответствии с законом Вант-Гоффа, т. е. при повышении температуры масла на каждые 10 °С скорость термического разложения [c.19]
Константа равновесия зависит от температуры по экспоненциальному закону. Вант-Гофф впервые обратил внимание на то, что из этого следует экспоненциальная зависимость от температуры также и констант скорости реакций. [c.10]
П = с (закон Вант-Гоффа), [c.186]
Согласно закону Вант-Гоффа, влияние температуры на константу равновесия химической реакции (К) выражается уравнением [c.263]
Это объясняется участием в тепловом движении сегментов молекул. Эффективно крупная макромолекула оказывается эквивалентной нескольким молекулам меньших размеров, т. е. число кинетических элементов в растворе возрастает. С увеличением концентрации осмотическое давление растет быстрее, чем это следует из закона Вант-Гоффа. Ограничиваясь двумя слагаемыми в вириальном разложении, уравнение можно записать в виде [c.50]
Закон Вант-Гоффа справедлив и для золей, ио для них он записывается через частичную концентрацию (число частиц в единице объема, 9 > С Л/а ) [c.16]
Между осмотическим давлением разбавленных растворов неэлектролитов (т. е. растворов, не проводящих электрический ток) и газовым давлением существует количественная аналогия — к осмотическому давлению приложимы все законы газового давления. Эта аналогия выражается законом Вант-Гоффа, согласно которому осмотическое давление разбавленного раствора численно равно тому давлению, которое производило бы данное количество растворенного вещества, занимая в виде газа при данной температуре объем, равный объему раствора. [c.37]
Для идеальных растворов осмотическое давление выражается по закону Вант-Гоффа уравнением [c.158]
Это уравиение называют законом Вант-Гоффа. В него входит молярная (моль/л) концентрация раствора (равновесная ). Осмотическое давление пропорционально количеству частиц в растворе, т. е. это — коллигативное свойство раствора. Если в уравнении (361) вместо с подставить п/У, то оно примет форму уравнения состояния идеального газа. Таким образом, можно сказать, что осмотическое давление равно давлению, при котором находились бы частицы растворенного вещества, если бы сни заполняли весь объем раствора в виде идеального газа. Однако в действительности имеют дело не с идеальным газом, а с реальными молекулами вещества, взаимодействующими с молекулами растворителя. [c.283]
По найденной опытным путем депрессии можно рассчитать осмотическое давление раствора неэлектролита, так как по закону Вант-Гоффа следует [c.46]
Уравнение Вапт-Гоффа внешне похоже на уравнение состояния газа. Однако осмос нельзя отождествлять чисто механически с числом ударов молекул о стенку. Его механизм еиге ие совсем ясен. Также было бы неверным представлять мембрану чисто механически, как набор пор, селективио пропускающих молекулы растворителя и задерживающих молекулы растворенного вещества только вследствие различия в их геометрических размерах. В действительности, взаимодействие гораздо более сложное. Происходит проникновение вещества растворителя в глубь структуры мембраны. В случае растворов макромолекул закон Вант-Гоффа не выполняется. Осмотическое давление растворов полимеров значительно выше, чем это следует пз закона Вант-Гоффа. [c.50]
При изложении раздела Электропроводность растворов необходимо отметить, что законы Вант-Гоффа и Рауля справедливы только для идеальных растворов, в которых не происходит химического взаимодействия между компонентами раствора, а также нет диссоциации или ассоциации молекул растворенного вещества. Опыт показывает, что не все растворы подчиняются этим законам. Установлено, что растворы солей, кислот и оснований, которые способны проводить электрический ток (так называемые электролиты), имеют более высокое, чем это следует по закону Вант-Гоффа, осмотическое давление, кипят при более высокой и замерзают при более низкой температурах, чем это можно ожидать из закона Рауля. В демонстрационном опыте 20 довольно полно рассматриваются явления электропроводности растворов различных органических и неорганических соединений. [c.55]
Распад электролитов на ионы объясняет отклонения от законов Вант-Гоффа и Рауля, о которых говорилось в начале этой главы, В качестве примера мы приводили понижение температуры замерзания раствора Na l. Теперь нетрудно понять, почему понижение температуры замерзания этого раствора столь велико. Хлорид натрия переходит в раствор в виде ионов Na+ и С1 . При этом из одного моля Na l получается не 6,02-10 частиц, а вдвое большее их число. Поэтому и понижение температуры замерзания в растворе Na l должно быть вдвое больше, чем в растворе неэлектролита той же концентрации. [c.234]
Отступление от законов Вант-Гоффа и Рауля в растворах электролитов. Теория электролитической диссоциации [c.109]
Причину отклонения от законов Вант-Гоффа и Рауля в растворах электролитов впервые разъяснил шведский ученый С. Аррениус (1883—1887) в своей теории электролитической диссоциации. Она основывалась на трех постулатах. [c.110]
Теория электролитической диссоциации Аррениуса дала возможность объяснить не только причины отклонения растворов электролитов от законов Вант-Гоффа и Рауля, но и объяснить многие особенности химических свойств электролитов (реакции гидролиза, значение концентрации водородных ионов и др.). Однако она имела и ряд недостатков, в частности не учитывала взаимодействия между ионами в растворе, вызываемого их электрическими зарядами. [c.112]
Закон Вант-Гоффа все разбавленные растворы проявляют осмотическое давление, численно равное тому газовому давлению, которое оказывало бы растворенное веш ество, если бы оно находилось в газообразном состоянии и занимало бы объем, равный объему раствора. [c.21]
По термодинамическим свойствам растворы классифицируют на идеальные и неидеальные. Идеальным называют раствор, в процессе образования которого уменьилается энергия Гиббса, возрастает энтропия, а объем, энтальпия, внутренняя энергия и теплоемкость не меняются. Невыполнение одного из этих условий приводит к образованию неидеального раствора. Идеальные растворы подчиняются законам Вант-Гоффа и Рауля, связывающих моляльную концентрацию раствора с такими его свойствами, как осмос, понижение давления пара растворителя над раствором, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания. Эти свойства называют коллигативными, поскольку они зависят только от концентрации, но не зависят от природы растворенного вещества. [c.23]
К растворам ВМС закон Вант-Гоффа в приведенном виде непри-ложнм [14]. Опыт показал, что осмотическое давление растворов ВМС значительно выше, чем это следует из закона Вант-Гоффа. Это происходит потому, что молекула ВМС вследствие гибкости ведет себя в растворе как несколько более коротких молекул, т. е. роль кинетического элемента играет в этом случае не макромолекула, а ее сегмент. Чем более гибка молекула, тем при прочих равных условиях осмотическое давление выше и тем больше оно отклоняется от значения, вычисленного по уравнению Вант-Гоффа. [c.35]
Соотношение (IV. 45) справедливо и для лиозолей. Чтобы перейти к выражению осмотического давления через концентрацию растворенного вещества и упростить соотношение, принимают раствор разбавленным, и тогда оно получает вид, известный под названием закона Вант-Гоффа [c.210]
Закон Вант-Гоффа также справедлив для лиозолей, но для них он обычно записывается через частичную концентрацию V (число частнц в единице объема золя, V == сЫл) [c.210]
Применительно к лиозолям справедлив осмотический закон Вант-Гоффа (относящи1 ся обычно 4 растворам) [c.76]
О с м о м е т р и ч е с к и й м е т о д определения молеку-..чярного веса основан на вычислении молекулярного веса полимера по величинам осмотического давления Р его растворов. Для вычисления мож[ю использовать закон Вант-Гоффа, но которому )ти две величины СЕШзаны следующей ависнмостью [c.79]
В основе этого определения лежат законы Вант-Гоффа и Рауля, т, с. П ИТС и Т = Кт, где С — коицентра[[ия раствора (в моль/л раствора) т — концентрация раствора (в моль на 1 кг растворителя). Для разбавленных растворов можно без большой погрешности принять, что т = С. Подставив в уравнение закона Вант-Гоффа вместо С равное значение М]К из закона Рауля, найдем [c.108]
Законы Вант-Гоффа и Рауля справедливы для идеальных растворов, т. е. таких, в которых нет химического взаимодействия между компонентами раствора, а также диссоциации или ассоциации молекул растворенного вещества. Опыт показал, что у растворов, проводяи],их электрический ток (электролиты), более высокое, чем по закону Вант-Гоффа, осмотическое давление, они кипят при более высокой температуре и замерзают при более низкой, чем это следует из закона Рауля. Такими свойствами обладают растворы солей, кислот и оснований. [c.109]
Смотреть страницы где упоминается термин Закон Вант-Гоффа: [c.233] [c.234] [c.222] [c.359] Неорганическая химия (1987) — [ c.147 ]
Введение в современную теорию растворов (1976) — [ c.5 ]
Общая химия в формулах, определениях, схемах (1996) — [ c.120 ]
Курс современной органической химии (1999) — [ c.162 ]
Общая химия в формулах, определениях, схемах (1985) — [ c.120 ]
Кинетика и катализ (1963) — [ c.130 , c.131 ]
Курс химии Часть 1 (1972) — [ c.193 ]
Общая химия и неорганическая химия издание 5 (1952) — [ c.135 , c.137 ]
Неорганическая химия (1979) — [ c.115 ]
Неорганическая химия (1978) — [ c.137 ]
Неорганическая химия (1950) — [ c.65 ]
Лекционные опыты и демонстрации по общей и неорганической химии (1976) — [ c.268 ]
Физическая и коллоидная химия (1964) — [ c.156 , c.159 , c.306 ]
Физическая и коллоидная химия Учебное пособие для вузов (1976) — [ c.94 , c.95 ]
Физическая и коллоидная химия Издание 3 1963 (1963) — [ c.206 ]
Физическая и коллоидная химия (1964) — [ c.36 ]
Общая химия Изд2 (2000) — [ c.207 ]
Конфигурационная статистика полимерных цепей 1959 (1959) — [ c.33 ]
Физическая и коллоидная химия (1960) — [ c.130 , c.206 ]
Общая химия Биофизическая химия изд 4 (2003) — [ c.72 ]
Высокомолекулярные соединения Издание 2 (1971) — [ c.396 ]
Применение законов гоффа
4.6 Применение законов идеальных растворов к разбавленным растворам электролитов
Диссоциация электролита приводит к тому, что число частиц растворенного вещества в растворе возрастает по сравнению с раствором неэлектролита той же молярной концентрации. Например, в 0,1 М растворе неэлектролита, в каждом литре раствора находится 0,1 моля или 6,02 10 22 молекул сахара. В 0,1 М растворе сильного электролита HCI суммарная концентрация частиц будет складываться из концентрации молекулярной и ионной форм кислоты. Если принять степень диссоциации HCI в этом растворе равной 0,8 (80%), то концентрация частиц будет равна:
Свойства растворов являются коллигативными, т.е. зависят от числа частиц растворенного вещества. В растворах электролитов эти свойства проявляются в большей степени, чем в равных по концентрации растворах неэлектролитов. В результате диссоциации общее число частиц в растворе электролита возростает в ί раз по сравнению с числом его молекул, введенных в раствор, что должно быть учтено при расчете осмотического давления, температуры кипения и кристаллизации и других коллигативных свойств. В нашем примере для HCI количество частиц возросло в ί =1,8 раз.
ί — изотонический коэффициент или коэффициент Вант-Гоффа., который показывает, во сколько раз увеличивается число частиц электролита в растворе по сравнению с введенной молекулярной формой.
Формулы для расчета коллигативных свойств разбавленных растворов электрполитов с учетом изотонического коэффициента имеют вид:
— осмотическое давление Росм = ί См RT;
— 1-й закон Рауля Δ Р / Р( z ) = ί С m ;
Нетрудно увидеть, что изотонический коэффициент ί может быть вычислен как отношение Δ Р, Δt к p , Δt кип, Росм, найденных экспериментально на опыте, к тем же величинам, вычисленным без учета диссоциации электролита ( Δ рвыч, Δt к p выч, Δt кип выч; Росм выч):
Изотонический коэффициент ί связан со степенью диссоциации электролита αдис соотношением:
Здесь p — число ионов, на которые распадается молекула электролита (для КС l p= 2, для ВаС l 2 и Na 2 SO 4 p = 3 и т.д). Экспериментально найденное значение изотонического коэффициента используют для вычисления степени диссоциации электролита растворе. При этом следует иметь в виду, что в случае сильных электролитов найденное таким способом значение a дис выражает лишь «кажущуюся» степень диссоциации.
Пример 1 . Раствор, содержащий 0,85 г хлорида цинка в 125 г воды кристаллизуется при -0,23°С. Определите кажущуюся степень диссоциации ZnCl 2 .
Решение. Найдем сначала моляльную концентрацию ( m ) соли в растворе. Поскольку мольная масса ZnCl 2 равна 136,3 г/моль, то
m = 0,85 / (136,3 * 0, 125) = 0,050 моль/кг.
Теперь определим понижение температуры кристаллизации без учета диссоциации электролита (криоскопическая постоянная воды равна 1,86): Δt к p выч = 1,86 · 0,050 = 0,093°С.
Сравнивая найденное значение с экспериментально определенным понижением температуры кристалл-изации, вычисляем изотонический коэффициент ί : ί = Δt к p / Δt к p выч = 0,23/0,093 = 2,47 .
Теперь находим кажущуюся степень диссоциации соли: α = ( ί — 1)/(р — 1) = (2,47 — 1)/(3 — 1) = 0,735 .
Пример 2 . Вычислить при 100°С давление насыщенного пара воды над раствором, содержащим 5 г гидроксида натрия в 180 г воды. Кажущаяся степень диссоциации NaOH равна 0,8.
Решение. Находим изотонический коэффициент ί : ί = l +α(р- l ) = 1+0,8(2-1)= 1,8.
Понижение давления пара над раствором вычисляем по уравнению: Δ р = ί р ( z ) С m , где С m = n (х) / n (х) + n ( z ).
Давление насыщенного пара над водой при 100° С равно 101,33 кПа (760 мм. рт. ст.). Моляльная масса гидроксида натрия составляет 40 г/моль, мольная масса воды 18 г/моль. Следовательно, n ( z ) = 180 г/18 г/моль = 10 молей, n (х) = 5 г /40 г/моль = 0,125 моля. Отсюда:
Δ р = 101,33* 1,8 —————— = 2,23 кПа (или 16,7 мм рт. ст.).
0,125 + 10
Находим искомое давление насыщенного пара над раствором:
р = р0 — Δ р = 101,33 — 2,23 = 99,1 кПа (или 743,3 мм рт. ст.).
46. Раствор, содержащий 2,1 г КОН в 250 г воды, замерзает при -0,519°С. Найти для этого раствора изотонический коэффициент.
47. При 0°С осмотическое давление 0,1 N . раствора карбоната калия равно 272,6 кПа. Определить кажущуюся степень диссоциации К2СО3 в растворе.
48. Раствор, содержащий 0,53 г карбоната натрия в 200 г воды, кристаллизуется при -0,13°С. Вычислить кажущуюся степень диссоциации соли.
49. Кажущаяся степень диссоциации хлорида калия в 0,1 н. растворе равна 0,80. Чему равно осмотическое давление этого раствора при 17°С? Ккр = 1,86 °С.
50. В растворе электролита типа АВЗ на каждые 200 г воды приходится 18 г соли (М r = 320 г/моль). Рассчитайте температуру кристаллизации этого раствора, если степень диссоциации равна 0.85.
51. Раствор электролита типа АВ2 закипает при 101,2 °С. Рассчитайте степень диссоциации электролита, если в 500 г раствора содержится 0,2 моля электролита (М r = 120 г/моль). Считайте плотность раствора равной 1.
52. Рассчитайте температуру кристаллизации раствора сульфата алюминия, содержащего в 200 мл воды 34,8 г соли. Степень диссоциации соли в этом растворе равна 0,69.
53. Осмотическое давление раствора серной кислоты равно 7109 Па при 300 К .Рассчитайте степень диссоциации серной кислоты в этом растворе, если на каждые 50 г раствора приходится 4,9 г кислоты.
54. При какой температуре закипит раствор хлорида калия, если он кристаллизуется при -1,12 °С.
55. Рассчитайте осмотическое давление слабой одноосновной кислоты НА Кдис = 10 -2 , если в 250 мл раствора содержится 0,025 моля кислоты.
56. Рассчитайте температуру кристаллизации 0,5 m раствора хлорида алюминия, если известно, что концентрация ионов хлора в этом растворе равна 1,2 моль/кг .
57. В 0,2 молярном растворе серной кислоты концентрация ионов SO 4 -2 равна 0,192 моль/л. Рассчитайте осмотическое давление этого раствора при температуре 310 К.
58. Во сколько раз отличаются значения t кип для 0,1 m раствора глюкозы С6Н12 O 6 и 0,1 m раствора
сульфата хрома (3), если степень диссоциации электролита в этом растворе равна 80%.
59. Кдис (НА) равна 0,0001. Рассчитайте температуру кипения этого раствора при условии: 1) НА -электролит; 2) НА — неэлектролит. Сделайте вывод о применимости закона Рауля к растворам этого вещества.
4.7 Направление реакций обмена в растворах электролитов
Реакции обмена – это реакции, которые идут без изменения степени окисления элементов. Цель любого химического процесса – получить новое вещество, которое можно выделить из реакционной системы. В растворах электролитов химические реакции протекают между ионами. Если в реакции участвует слабый электролит, основная масса которого находится в молекулярной форме, то при протекании реакции происходит смещение диссоциации слабого электролита в сторону ионной формы.
Любое взаимодействие между электролитами – это взаимодействие между противоположно заряженными ионами. Такие реакции называются ионными реакциями, а уравнения этих реакций записываются в виде молекулярных, полных ионных и сокращенных (кратких) ионных уравнений. В ионных уравнениях слабые электролиты (осадок, газ и малодиссоциирующие (слабые) соединения) всегда записывают в молекулярной форме.
Реакции обмена в растворах электролитов протекают в направлении образования слабого или более слабого электролита. Количественной оценкой «слабости» электролита являются константа диссоциации — Кдис, растворимость (Р) или произведение растворимости (ПР) труднорастворимых электролитов, константа нестойкости (диссоциации) комплексного иона и др константы, о которых еще будет сказано ниже. Необратимые реакции обмена в растворах электролитов можно разделить на три типа:
1. сильный электролит + сильный электролит = сильный электролит + слабый электролит,
ионная форма ионная форма ионная форма молекулярная форма
2. сильный электролит + слабый электролит = сильный электролит + слабый электролит,
ионная форма молекулярная форма ионная форма молекулярная форма
3. слабый электролит + слабый электролит = сильный электролит + слабый электролит.
молекулярная форма молекулярная форма ионная форма молекулярная форма
Приведем пример составления уравнений реакций обмена (1 тип):
NaC1 + АgNО3 ↔ АgС l ¯ + NаNО3 — молекулярное уравнение
соль (Р) соль (Р) соль (Н) соль (Р)
электролит сильный сильный слабый сильный
состояние в растворе ионное ионное молек-ное ионное
Na + + C1 — + Аg + + NО3 — ↔ АgС l ¯ + Nа + NО3 — полное ионно — молекулярное
Аg + + С1‾ ↔ АgС l ¯ сокращенное ионное
Сокращенное ионное уравнение отражает суть химических превращений в растворе. Для приведенного примера, сокращенное уравнение показывает, что в реакции только ионы Аg + и С1‾ изменили свое состояние – из ионного состояния в исходном растворе ( АgNО3, NaC1) перешли в молекулярное ( АgС l ¯ ). Кроме того, сокращенное уравнение говорит, что при взаимодействии любого сильного электролита, содержащего катион Аg + с сильным электролитом, содержащим анион CI — (К CI , CaCI 2 , AICI 3 и др.) обязательно выпадет белый творожистый осадок труднорастворимой соли Аg CI ↓.
himya.ru