Растворы каких веществ будут проводить электрический ток na2co3 ca oh

Основные положения теории электролитической диссоциации

Итак, мы разобрались, что такое диссоциация в химии, а сейчас повторим ключевые моменты:

• При взаимодействии с водой или другими растворителями в электролитах разрывается химическая связь между частицами и они распадаются на ионы — происходит электролитическая диссоциация.

• Под действием электротока катионы перемещаются к положительно заряженному электроду, анионы — к отрицательно заряженному. Раствор электролита обладает проводимостью.

• Степень диссоциации зависит от типа электролита и от внешних условий. Для сильных электролитов она необратима, для слабых — это обратимая реакция.

• Химические свойства электролитов соответствуют свойствам ионов, которые образовались при диссоциации.

Страницы

• Главная страница
• ОСНОВЫ ОБЩЕЙ ХИМИИ
• 1.1 Важнейшие классы неорганических веществ
• 2.1 Вещества. Атомы
• 2.2 Размеры атомов
• 2.3 Молекулы. Химические формулы
• 2.4 Простые и сложные вещества
• 2.5 Валентность элементов
• 2.6 Моль. Молярная масса
• 2.7 Закон Авогадро
• 2.8 Закон сохранения массы веществ
• 2.9 Вывод химических формул
• 3.1 Строение атома. Химическая связь
• 3.2 Строение атома
• 3.4 Строение электронной оболочки атома
• 3.5 Периодическая система химических элементов
• 3.6 Зависимость свойств элементов
• 3.7 Химическая связь и строение вещества
• 3.8 Гибридизация орбиталей
• 3.9 Донорно-акцепторный механизм образования
• 3.10 Степени окисления элементов
• 4.1 Классификация химических реакций
• 4.2 Тепловые эффекты реакций
• 4.3 Скорость химических реакций
• 4.4 Необратимые и обратимые реакции
• 4.5 Общая классификация химических реакций
• НЕОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
• 5.1 Растворы. Электролитическая диссоциация
• 5.2 Количественная характеристика состава растворов
• 5.3 Электролитическая диссоциация
• 5.4 Диссоциация кислот, оснований и солей
• 5.5 Диссоциация воды
• 5.6 Реакции обмена в водных растворах электролитов
• 5.7 Гидролиз солей
• 6.1 Важнейшие классы неорганических веществ
• 6.2 Кислоты, их свойства и получение
• 6.3 Амфотерные гидроксиды
• 6.4 Соли, их свойства и получение
• 6.5 Генетическая связь между важнейшими классами
• 6.6 Понятие о двойных солях
• 7.1 Металлы и их соединения
• 7.2 Электролиз
• 7.3 Общая характеристика металлов
• 7.4 Металлы главных подгрупп I и II групп
• 7.5 Алюминий
• 7.6 Железо
• 7.7 Хром
• 7.8 Важнейшие соединения марганца и меди
• 8.1 Неметаллы и их неорганические соединения
• 8.2 Водород, его получение
• 8.3 Галогены. Хлор
• 8.4 Халькогены. Кислород
• 8.5 Сера и ее важнейшие соединения
• 8.6 Азот. Аммиак. Соли аммония
• 8.7 Оксиды азота. Азотная кислота
• 8.8 Фосфор и его соединения
• 8.9 Углерод и его важнейшие соединения
• 8.10 Кремний и его важнейшие соединения
• ОРГАНИЧЕСКАЯ ХИМИЯ
• 9.1 Основные положения органической химии. Углеводороды
• 9.2 Электронные эффекты заместителей в органических соединениях
• 9.3 Предельные углеводороды (алканы)
• 9.3.1 Насыщенные УВ. Метан
• 9.4 Понятие о циклоалканах
• 9.5 Непредельные углеводороды
• 9.6 Диеновые углеводороды (алкадиены)
• 9.7 Алкины
• 9.8 Ароматические углеводороды
• 9.9 Природные источники углеводородов
• 10.1 Кислородсодержащие органические соединения
• 10.2 Фенолы
• 10.3 Альдегиды
• 10.4 Карбоновые кислоты
• 10.5 Сложные эфиры. Жиры
• 10.6 Понятие о поверхностно-активных веществах
• 10.7 Углеводы
• 11.1 Амины. Аминокислоты
• 11.2 Белки
• 11.3 Понятие о гетероциклических соединениях
• 11.4 Нуклеиновые кислоты
• 12.1 Высокомолекулярные соединения
• 12.2 Синтетические волокна

Электролитическая диссоциация

Всем известно, что металлы проводят электрическим ток. А проводят ли электрический ток растворы? Если бы мы попытались ответить на этот вопрос при помощи опыта, то убедились бы, что раствор сахара не проводит электрический ток, а раствор поваренной соли проводит. Почему? Может быть, исходные вещества — вода или сухой хлорид натрия — электропроводны? Но аналогичный опыт показывает — эти вещества, каждое само по себе, электрический ток проводить не могут.

Для того чтобы объяснить результаты этих опытов и понять смысл явления, необходимо ответить на вопрос: почему вообще некоторые вещества, например металлы, проводят электрический ток? Это происходит потому, что в металлах имеются «свободные» заряженные частицы — электроны. С направленным движением этих заряженных частиц связана электропроводность металлов. Таким образом, если раствор NаСl проводит электрический ток, то, значит, в этом растворе тоже образуются какие-то заряженные частицы. Если раствор сахара не проводит электрический ток, значит, в растворе сахара заряженных частиц не образуется. Исходя из этого, такие вещества называют:

• NаСl — электролит;
• Сахар — неэлектролит.

Итак: ЭЛЕКТРОЛИТЫ — это вещества, растворы (и расплавы) которых проводят электрический ток. А ПОЧЕМУ?

Рассмотрим еще пример реакции ионного обмена, приводящей к образованию осадка.

Запишем уравнение реакции между сульфатом калия и хлоридом бария в молекулярном виде, в сокращённом ионном виде и в полном ионном виде.

K2SO4 +BaCl2 = BaSO4 ↓ + 2KCl –молекулярное уравнение

При взаимодействии сульфата калия и хлоридом бария образуется осадок сульфата бария и хлорид калия. Это молекулярная форма уравнения.

Ниже записана полная ионная форма.

2K+ + SO42- + Ba2+ + 2Cl- = BaSO4 ↓ + 2K+ + 2Cl- – полное ионное уравнение

Если мы зачеркнём слева и справа одинаковые ионы, то получим сокращённое ионное уравнение.

Ba2+ + SO42- = BaSO4 ↓ – сокращённое ионное уравнение

Таким образом, для получения сульфата бария необходимо, чтобы в состав одного вещества входили катионы бария, а в состав другого – сульфат – анионы.

1. Какой из приведенных реакций не соответствует сокращенное ионное уравнение: Ba2+ + SO42- = BaSO4?

 2. Какой из приведенных реакций соответствует сокращенное ионное уравнение Ca2+ + CO32- = CaCO3?

 3. Реакция между какой парой веществ сопровождается одновременным выпадением осадка и образованием воды?

4. Реакция между какой парой веществ сопровождается одновременным выделением газа и образованием воды?

5. Какая пара ионов не может одновременно присутствовать в растворе?

6. При сливании каких двух растворов в воде практически не остается ионов?

7. При добавлении какого вещества к раствору гидроксида натрия происходит выделение газа?

Какие металлы лучше всего проводят электрический ток и где они используются

Какие металлы лучше всего проводят электрический ток и где они используются

Какой металл лучше всего проводит тепло и электрический ток? Металлы с наивысшей электропроводностью, а также назначение меди, серебра и других токопроводящих материалов.

какой металл лучше проводит, какой металл лучше проводит ток, какой металл лучше проводит электрический, какой металл лучше проводит тепло, какой металл лучше всего проводит электрический ток, какой металл лучше других проводит электрический ток

В этой статье мы рассмотрим, какой металл лучше всего проводит электрический ток. Сразу отметим, что чистые металлы являются более хорошими проводниками по сравнению со сплавами, потому что примеси препятствуют свободному движению электронов.

Наивысшей электропроводностью обладает чистое серебро. Медь немного уступает серебру, но ее большое преимущество – в более низкой стоимости. Благодаря этому в промышленных масштабах используется именно медь.

Золото – хороший проводник, к тому же оно не подвержено окислению. А высокая пластичность позволяет вытянуть сколь угодно тонкую проволоку. Поэтому золото применяется в микроэлектронике. Но недостатком металла является еще более высокая, чем у серебра, стоимость.

Какой металл лучше других проводит электрический ток из числа недорогих материалов? Алюминий. Он уступает предыдущим трем материалам по показателю электропроводности. Но все же он является сильным проводником и устойчив к коррозии. Недостаток алюминия – его повышенная ломкость.

Главное назначение этих материалов – элементы силовых установок, линий электропередач и всех механизмов, связанных с потреблением или передачей электрического тока.

Чаще всего применяются медь и алюминий, а также сплавы: бронзы, латунь. Рассмотрим, какие материалы подходят для производства той или иной продукции.

Медь

Используется только электролитических марок М I, М 0. Она бывает твердой и мягкой.

• Твердая за счет наклепа подходит для коллекторов, проводов.
• Мягкая, после отжига, подходит для производства обмоточных проводов, потому что имеет высокую гибкость.

Латунь

Из нее создаются сложнопрофильные токоведущие детали, которые должны обладать повышенной твердостью и стойкостью к электрическим разрядам.

Алюминий

Подходит для изготовления проводов для линий электропередач, обмоточных и монтажных проводов.

Золото и серебро

Эти дорогие материалы используются в производстве электроники, где их расход относительно небольшой.

Ниже представлена таблица с показателями электропроводности. В ней же видно, какой металл лучше всего проводит тепло.

Образование осадка карбоната кальция

Реакции ионного обмена, протекающие между растворами солей

I. Запишем уравнение реакции между растворами карбоната натрия и хлорида кальция.

В результате этого взаимодействия образуется осадок карбоната кальция и хлорид натрия.

Рис. 1. Осадок карбоната кальция

Na2CO3 +CaCl2 = CaCO3 ↓ + 2NaCl — молекулярное уравнение

Рассмотрим сущность данной реакции обмена. Вы знаете, что карбонат натрия в воде диссоциирует на два катиона натрия и карбонат-анион.

Na2CO3 = 2Na+ + CO32-

 Хлорид кальция в воде также диссоциирует на катион кальция и хлорид — анионы.

CaCl2 = Ca2+ + 2Cl-

В ходе реакции осуществляется обмен ионами, приводящий к образованию осадка карбоната кальция.

2Na+ + CO32- + Ca2+ + 2Cl- = CaCO3 ↓ + 2Na+ + 2Cl- — полное ионное уравнение.

Ca2+ + CO32- = CaCO3 ↓ – сокращённое ионное уравнение

Химические реакции, протекающие в растворах с участием свободных ионов, называются ионными реакциями.

Запись уравнения реакции с участием ионов называют уравнением в ионной форме (ионное уравнение)

Второй пример образования осадка карбоната кальция

II. Запишем ещё одно уравнение химической реакции, приводящей к образованию осадка карбоната кальция.

При взаимодействии карбоната натрия с нитратом кальция образуется осадок карбоната кальция и нитрат натрия. Запишем уравнение в молекулярной форме:

Na2CO3 +Ca(NO3)2 = CaCO3 ↓ + 2NaNO3 — молекулярное уравнение

Запишем уравнение в ионной форме:

2Na+ + CO32- + Ca2+ + 2NO3— = CaCO3 ↓ + 2Na+ + 2 NO3-– полное ионное уравнение

Ca2+ + CO32- = CaCO3 ↓ – сокращённое ионное уравнение

Обратите внимание: суть обеих реакций взаимодействия карбоната натрия с нитратом кальция и с хлоридом кальциям сводится к тому, что из катиона кальция и карбонат — аниона образуется нерастворимый карбонат кальция. Теперь мы видим, что для получения карбоната кальция надо взять такие вещества, чтобы в состав одного вещества входили катионы кальция, а в состав другого – карбонат — ионы

Теперь мы видим, что для получения карбоната кальция надо взять такие вещества, чтобы в состав одного вещества входили катионы кальция, а в состав другого – карбонат — ионы.

Сущность реакции ионного обмена отражают с помощью сокращённого ионного уравнения.

Сопротивление конденсатора.

Замкнем цепь. Конденсатор начал заряжаться и сразу стал источником тока, напряжения, Э. Д. С.. На рисунке видно что Э. Д. С. конденсатора направлена против заряжающего его источника тока.

Противодействие электродвижущей силы заряжаемого конденсатора заряду этого конденсатора называется емкостным сопротивлением.

Вся энергия затрачиваемая источником тока на преодоление емкостного сопротивления превращается в энергию электрического поля конденсатора. Когда конденсатор будет разряжаться вся энергия электрического поля вернется обратно в цепь в виде энергии электрического тока. Таким образом емкостное сопротивление является реактивным, т.е. не вызывающим безвозвратных потерь энергии.

Почему постоянный ток не проходит через конденсатор, а переменный ток проходит?

Включим цепь постоянного тока. Лампа вспыхнет и погаснет, почему? Потому что в цепи прошел ток заряда конденсатора. Как только конденсатор зарядится до напряжения батареи ток в цепи прекратится.

А теперь замкнем цепь переменного тока. В I четверти периода напряжение на генераторе возрастает от 0 до максимума. В цепи идет ток заряда конденсатора. Во II четверти периода напряжение на генераторе убывает до нуля. Конденсатор разряжается через генератор. После этого конденсатор вновь заряжается и разряжается. Таким образом в цепи идут токи заряда и разряда конденсатора. Лампочка будет гореть постоянно.

В цепи с конденсатором ток проходит во всей замкнутой цепи, в том числе и в диэлектрике конденсатора. В заряжающемся конденсаторе образуется электрическое поле которое поляризует диэлектрик. Поляризация это вращение электронов в атомах на вытянутых орбитах.

Одновременная поляризация огромного количества атомов образует ток, называемый током смещения.

Таким образом в проводах идет ток и в диэлектрике причем одинаковой величины.

Емкостное сопротивление конденсатора определяется по формуле

Рассматривая график делаем вывод: ток в цепи с чисто емкостным сопротивлением опережает напряжение на 90 0 .

Возникает вопрос каким образом ток в цепи может опережать напряжение на генераторе? В цепи идет ток от двух источников тока поочередно, от генератора и от конденсатора. Когда напряжение на генераторе равно нулю ток в цепи максимален. Это ток разряда конденсатора.

Гидролиз солей

Попробуйте ответить на вопрос: изменится ли окраска лакмуса в растворе серной кислоты? гидроксида натрия? сульфата натрия? карбоната натрия? В первых двух случаях можно уверенно сказать «да», так как при диссоциации образуются:

ионы водорода (уравнение 1) или гидроксид-анионы (уравнение 2), а индикаторы реагируют именно на избыток ионов Н+ или ОН–. Но при диссоциации упомянутых солей:

ионы Н+ и ОН– не образуются! Тем не менее раствор карбоната натрия изменяет окраску индикатора, а сульфата натрия — нет! Почему? Видимо, причина в том, что ионы карбоната натрия вступают в какую-то реакцию с молекулами воды, ведь только из молекулы воды может образоваться избыток Н+ или ОН–.

Гидролиз солей — это процесс взаимодействия ионов соли с молекулами воды, в результате чего изменяется рН раствора.

Какой ион карбоната натрия реагирует с водой? Предположим, что оба. Тогда в растворе происходят процессы:

Вспомните, что такое «сильный электролит», «слабый электролит», и ответьте на вопрос: какой из этих процессов (А или Б) НЕВОЗМОЖЕН в растворе?

Очевидно, невозможен процесс (А), так как молекул сильного электролита NаОН в растворе НЕТ, есть только ионы Na+ и ОН–, другими словами, связывания ионов не происходит.

Следовательно, происходит процесс (Б), и краткое ионномолекулярное уравнение гидролиза карбоната натрия выглядит так:

pH > 7, среда щелочная, лакмус синий.

И действительно, в растворе карбоната натрия лакмус становится синим. Почему именно карбонат-анион вступает в реакцию гидролиза? Потому что это ион, соответствующий СЛАБОМУ электролиту и в результате его взаимодействия с водой образуется СЛАБЫЙ электролит (вспомните условия протекания ионных процессов).

Вывод. Гидролизу подвергаются соли, содержащие остаток слабого электролита.

Например:

Задание 6.12. Определите, происходит ли гидролиз в растворах хлорида железа (III), силиката натрия, нитрата калия. Ответ поясните.

Алгоритм составления уравнений реакции гидролиза:

1. Определить какие электролиты образуют соль, отметить их силу:

2. Составить уравнение диссоциации соли, подчеркнуть ион, соответствующий слабому электролиту:

3. Для иона слабого электролита составить уравнение реакции взаимодействия с одной молекулой воды (уравнение гидролиза):

1. из молекулы воды притягивается противоположно заряженный нон, в данном случае ОН–;

2. сумма зарядов до и после реакции равна:

4. Определить реакцию среды в образовавшемся растворе: в данном случае образовались ионы Н+, значит, среда кислая, рН< 7.

Вопрос. Какую окраску будет иметь лакмус в этом растворе?

5. Для того чтобы составить молекулярное уравнение реакции гидролиза, следует:

1. дописать к каждому иону ионы, которые образуются при диссоциации, с противоположным зарядом (в данном случае ионы Cl–);

2. составить полученные формулы по валентности (валентность = заряду иона!):

Задание 6.13. Составить уравнения реакций гидролиза для: сульфата алюминия; силиката калия; хлорида натрия; нитрата меди (II); сульфида калия.

Задание 6.14. Как при помощи лакмуса различить бесцветные растворы солей: нитрата свинца (II), сульфата калия, сульфида натрия?

Механизм электролитической диссоциации

При контакте с водой или другими растворителями диссоциации подвержены все вещества с ионной связью. Также распадаться на ионы могут вещества с ковалентной полярной связью, которая под действием воды переходит в ионную, а после разрушается.

Механизм диссоциации электролитов удобно рассматривать на примере хлорида натрия NaCl. Его кристаллическая решетка образована катионами натрия Na+ и анионами хлора Cl-, которые удерживаются вместе благодаря ионной связи. При растворении в воде каждый кристалл хлорида натрия окружают ее молекулы.

Отметим, что молекулы воды — это диполи. На одном конце они несут атомы водорода с частичным положительным зарядом, а на другом — атомы кислорода с частичным отрицательным. Соответственно, атомы кислорода притягиваются к катионам натрия, а атомы водорода — к анионам хлора. Эта сила электростатического притяжения ослабляет и в итоге разрывает ионную связь между натрием и хлором. Вещество диссоциирует на ионы.

После распада хлорида натрия образовавшиеся ионы Na+ и Cl- окружают молекулы воды, создавая гидратную оболочку. Ионы с такой оболочкой называют гидратированными.

Если вместо воды был использован другой растворитель — например, этанол, его молекулы создают сольватную оболочку. В этом случае ионы называются сольватированными.

Сущность процесса электролитической диссоциации передает схема:

Опыты Фарадея и электролиз

Течение электрического тока в жидкостях – это продукт процесса перемещения заряженных ионов. Проблемы, связанные с возникновение и распространением электротока в жидкостях, стали причиной изучения знаменитого ученого Майкла Фарадея. Он при помощи многочисленных практических исследований смог найти доказательства, что масса вещества, выделяемая в процессе электролиза, зависит от количества времени и электричества. При этом имеет значение время, в течение которого проводились эксперименты.

Также ученый смог выяснить, что в процессе электролиза при выделении определенного количества вещества необходимо одинаковое количество электрических зарядов. Это количество удалось точно установить и зафиксировать в постоянной величине, которая получила название числа Фарадея.

В жидкостях электрический ток имеет иные условия распространения. Он взаимодействует с молекулами воды. Они в значительной степени затрудняют все передвижения ионов, что не наблюдалось в опытах с использование обычного металлического проводника. Из этого следует, что образование тока при электролитических реакциях будет не столь большим. Однако при увеличении температуры раствора проводимость постепенно увеличивается. Это означает, что напряжение электрического тока растет. Также в процессе электролиза было замечено, что вероятность распада определенной молекулы на отрицательные или положительные заряды ионов увеличивается из-за большого числа молекул используемого вещества или растворителя. При насыщении раствора ионами сверх определенной нормы, происходит обратный процесс. Проводимость раствора вновь начинает снижаться.

В настоящее время процесс электролиза нашел свое применения во многих областях и сферах науки и на производстве. Промышленные предприятия его используют при получении или обработке металла. Электрохимические реакции участвуют в:

• электролизе солей;
• гальванике;
• полировке поверхностей;
• иных окислительно-восстановительных процессах.

Молекулярное, полное и сокращенное ионные уравнения

С помощью молекулярных уравнений можно показать состав вещества с разложением его на молекулы. Полные ионные уравнения отражают реакцию диссоциации, т. е. расщепление молекул на ионы. Но в таком виде расписывают только сильные электролиты.

Не раскладывают на ионы:

• слабые электролиты;

• осадки;

• газы.

Рассмотрим это на примере взаимодействия между нитратом свинца и серной кислотой.

Молекулярное уравнение: Pb(NO3)2 + H2SO4 → 2HNO3 + PbSO4↓

Сульфат свинца PbSO4 мы не будем раскладывать на ионы, поскольку это слабый электролит.

Полное ионное уравнение: Pb2+ + 2NO3— + 2H+ + SO42- → 2H+ + 2NO3— + PbSO4↓

Сократить это выражение очень просто — нужно убрать из обеих частей одинаковые ионы, которые не изменились в ходе реакции.

Сокращенное ионное уравнение: Pb2+ + SO42- → PbSO4↓

Как составить уравнение диссоциации

В левой части пишем молекулярную формулу вещества, а в правой — формулы образовавшихся катионов и анионов. Между ними ставим знак =, если это сильный электролит, или знак ⇄ — если средний или слабый. После этого нужно проставить коэффициенты перед ионами и проверить сумму катионов и анионов (она всегда равна 0).

Электрический ток в электролитах

Электролитами принято называть проводящие среды, в которых протекание электрического тока сопровождается переносом вещества. Носителями свободных зарядов в электролитах являются положительно и отрицательно заряженные ионы. К электролитам относятся многие соединения металлов в расплавленном состоянии, а также некоторые твердые вещества. Однако основными представителями электролитов, широко используемыми в технике, являются водные растворы неорганических кислот, солей и оснований.

Прохождение электрического тока через электролит сопровождается выделением веществ на электродах. Это явление получило название электролиза.

Электрический ток в электролитах представляет собой перемещение ионов обоих знаков в противоположных направлениях. Положительные ионы движутся к отрицательному электроду (катоду), отрицательные ионы – к положительному электроду (аноду). Ионы обоих знаков появляются в водных растворах солей, кислот и щелочей в результате расщепления части нейтральных молекул. Это явление называется электролитической диссоциацией. Например, хлорид меди CuCl2 диссоциирует в водном растворе на ионы меди и хлора:

При подключении электродов к источнику тока ионы под действием электрического поля начинают упорядоченное движение: положительные ионы меди движутся к катоду, а отрицательно заряженные ионы хлора – к аноду (рис 1.15.1).

Достигнув катода, ионы меди нейтрализуются избыточными электронами катода и превращаются в нейтральные атомы, оседающие на катоде. Ионы хлора, достигнув анода, отдают по одному электрону. После этого нейтральные атомы хлора соединяются попарно и образуют молекулы хлора Cl2. Хлор выделяется на аноде в виде пузырьков.

Во многих случаях электролиз сопровождается вторичными реакциями продуктов разложения, выделяющихся на электродах, с материалом электродов или растворителей. Примером может служить электролиз водного раствора сульфата меди CuSO4 (медный купорос) в том случае, когда электроды, опущенные в электролит, изготовлены из меди.

Диссоциация молекул сульфата меди происходит по схеме

Нейтральные атомы меди отлагаются в виде твердого осадка на катоде. Таким путем можно получить химически чистую медь. Ион отдает аноду два электрона и превращается в нейтральный радикал SO4 вступает во вторичную реакцию с медным анодом:

SO4 + Cu = CuSO4.

Образовавшаяся молекула сульфата меди переходит в раствор.

Таким образом, при прохождении электрического тока через водный раствор сульфата меди происходит растворение медного анода и отложение меди на катоде. Концентрация раствора сульфата меди при этом не изменяется.

Рисунок 1.15.1. Электролиз водного раствора хлорида меди

Закон электролиза был экспериментально установлен английским физиком Майклом Фарадеем в 1833 году. Закон Фарадея определяет количества первичных продуктов, выделяющихся на электродах при электролизе:

Масса m вещества, выделившегося на электроде, прямо пропорциональна заряду Q, прошедшему через электролит:

m = kQ = kIt.

Величину k называют электрохимическим эквивалентом.

Масса выделившегося на электроде вещества равна массе всех ионов, пришедших к электроду:

Здесь m0 и q0 – масса и заряд одного иона, – число ионов, пришедших к электроду при прохождении через электролит заряда Q. Таким образом, электрохимический эквивалент k равен отношению массы m0 иона данного вещества к его заряду q0.

Так как заряд иона равен произведению валентности вещества n на элементарный заряд e (q0 = ne), то выражение для электрохимического эквивалента k можно записать в виде

Здесь NA – постоянная Авогадро, M = m0NA – молярная масса вещества, F = eNA – постоянная Фарадея.

F = eNA = 96485 Кл / моль.

Постоянная Фарадея численно равна заряду, который необходимо пропустить через электролит для выделения на электроде одного моля одновалентного вещества.

Закон Фарадея для электролиза приобретает вид:

Явление электролиза широко применяется в современном промышленном производстве.

Как диссоциируют разные группы веществ

Диссоциация кислот

Приводит к образованию катионов водорода H+ и отрицательно заряженных кислотных остатков:

HCl = H+ + Cl-

H2SO4 = 2H+ + SO42-

HNO2 ⇄ H+ + NO2-

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато:

1. AlOHCl2 = AlOH2+ + 2Cl-

2. AlOH2+ ⇄ Al3+ + OH-

Диссоциация оснований

Происходит с образованием гидроксильных групп OH- и положительно заряженных ионов металла. Сильные электролиты в растворах диссоциируют полностью, а слабые — ступенчато и обратимо.

Сильные основания:

NaOH = Na+ + OH-

Слабые основания:

1. Cu(ON)2 ⇄ CuOH+ + OH-

2. CuOH+ ⇄ Cu2+ + OH-

Диссоциация солей

Ведет к образованию катионов металлов (или катиона аммония) и отрицательно заряженных кислотных остатков.

Средние соли в растворах полностью распадаются в одну ступень.

Na3PO4 = 3Na + PO43-

Кислые соли распадаются ступенчато. На первом этапе отделяются катионы металла, а на втором — катионы водорода.

1. KHSO4 = K+ + HSO4—

2. HSO4— ⇄ H+ + SO42-

Основные соли также диссоциируют в две ступени. На первой отделяются кислотные остатки, а за ними — гидроксильные группы OH-.

1. MgOHBr = MgOH+ + Br-

2. MgOH+ ⇄ Mg2+ + OH-

Источник: ledsshop.ru