Написать уравнение диссоциации слабого электролита бромноватистой кислоты br 1 по i стадии

Видео:ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ кислот оснований и солей | Как писать УРАВНЕНИЯ ДИССОЦИАЦИЙСкачать

Найти степень диссоциации бромноватистой кислоты HBrO (константа диссоциации 2,1∙10-9 ) в 0,5 н. растворе.

👉 Как получить работу? Ответ: Напишите мне в whatsapp и я вышлю вам форму оплаты, после оплаты вышлю решение.

➕ Как снизить цену? Ответ: Соберите как можно больше задач, чем больше тем дешевле, например от 10 задач цена снижается до 50 руб.

➕ Вы можете помочь с разными работами? Ответ: Да! Если вы не нашли готовую работу, я смогу вам помочь в срок 1-3 дня, присылайте работы в whatsapp и я их изучу и помогу вам.

⚡ Условие + 37% решения:

Найти степень диссоциации бромноватистой кислоты HBrO (константа диссоциации 2,1∙10-9 ) в 0,5 н. растворе.

Решение: Степень диссоциации, константы диссоциации и молярная концентрация слабого электролита связаны соотношением (закон разбавления Оствальда)      1 2 C KД где: KД  константа диссоциации; С  молярная концентрация;   степень диссоциации.

Готовые задачи по химии которые сегодня купили:

Образовательный сайт для студентов и школьников

Копирование материалов сайта возможно только с указанием активной ссылки «www.lfirmal.com» в качестве источника.

© Фирмаль Людмила Анатольевна — официальный сайт преподавателя математического факультета Дальневосточного государственного физико-технического института

Видео:ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКАЯ ДИССОЦИАЦИЯ ХИМИЯ 8 класс // Подготовка к ЕГЭ по Химии - INTENSIVСкачать

Диаграмма распределения форм бромноватистой кислоты кислоты

Бромноватистая кислота, HBrO — слабая* одноосновная кислота, диссоциация которой представлена следующими ступенчатыми реакциями c соответствующими константами диссоциации**.

* по первой ступени диссоциации (или первой табулированной константе диссоциации)
** источник численных значений констант диссоциции – «Справочник по аналитической химии. Издание 4-е.», Лурье Ю.Ю.. Москва. «Химия», 1971. c.249

На графике представлена диаграмма распределения бромноватистой кислоты кислоты, рассчитанная по формулам.

Кликая по графику, вы можете отобрать нужные вам значения.

Видео:Электролитическая диссоциация кислот, оснований и солей. 9 класс.Скачать

Диссоциация слабых и сильных электролитов

Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса молекулы электролитов полностью или частично распадаются на противоположно заряженные ионы;

К диссоциации способны не только нейтральные молекулы, но и ионы, например

Молекула ортофосфорной кислоты H_:sP0₄ диссоциирует ступенчато по трем ступеням:

Отношение концентрации продиссоциированных молекул (моль/л) к исходной концентрации называют степенью электролитической диссоциации (а):

где С — концентрация продиссоциированных молекул; моль/л; С_общ — общая концентрация электролита, моль/л; С 1 — концентрация ионов, моль/л; п — число ионов данного вида, образующихся при диссоциации одной молекулы.

По степени электролитической диссоциации электролиты делятся следующим образом:

• • слабые — а 30%);
• • сильные — а > 0,3 (а > 30%).

Степень диссоциации зависит от природы самого электролита и используемого растворителя, а также от концентрации раствора и температуры. По мере разбавления раствора степень диссоциации электролита увеличивается. Средние и слабые электролиты диссоциируют ступенчато, но преимущественно преобладает первая ступень диссоциации.

Константа диссоциации — это константа равновесия системы, возникающей в растворе слабого электролита. Например:

Применив закон действия масс, получают константу диссоциации:

Константа диссоциации зависит от природы реагирующих веществ и температуры.

В общем виде ионное равновесие какого-нибудь слабого электролита можно изобразить схемой

Константа диссоциации имеет выражение

Если обозначить концентрацию исходного электролита С, то при степени диссоциации а концентрация ионов [Л + ] = [В] = Са, а концентрация не- диссоциированных молекул (С — Са) = С( 1 — а). Отсюда

Это уравнение — математическое выражение закона разбавления Оствальда, который устанавливает зависимость между степенью диссоциации слабого электролита и его концентрацией.

У слабых электролитов в не слишком разбавленных растворах степень диссоциации а очень мала, а величина 1 — а

1. Поэтому для них

Рассмотренные закономерности позволяют вычислять константы диссоциации слабых электролитов по степени их диссоциации, найденной экспериментальным путем, и наоборот.

Константы диссоциации важнейших слабых электролитов приведены в табл. П1 приложения. Пользуясь ими, вычисляют степени диссоциации электролитов.

Пример 1.1. Вычислим концентрации ионов NH₄ и ОН в 0,1М растворе NH₄OH при 25°С, а также степень диссоциации электролита (K_wc = 1,79 • 10 5 , см. табл. П1).

Решение. Уравнение реакции

Концентрации ионов [NH₄] и [ОН ] рассчитываются следующим образом:

Установлено, что диссоциация сильных электролитов не подчиняется закону действия масс. Если экспериментально определить а для растворов сильного электролита и рассчитать константу диссоциации, то оказывается, что она не является константой. Поэтому сильные электролиты, в отличие от слабых, не имеют констант диссоциации.

Сильные электролиты диссоциированы в растворе нацело (а = 1). Это подтверждают спектральные исследования растворов сильных электролитов: в этих растворах не обнаружено недиссоциированных молекул.

Установлено, что величина электропроводности раствора сильного электролита не соответствует полной диссоциации вещества на ионы. Электропроводность зависит не только от степени диссоциации электролита, но и от скорости движения ионов (их подвижности).

При растворении и диссоциации кристаллических веществ, например NaCl или КС1, в раствор переходят гидратированные ионы, а не молекулы электролита. Вокруг ионов Na + , К + и СГ образуются из полярных молекул воды гидратные оболочки — «шубы», они и понижают подвижность ионов. Поэтому определенная по электропроводности степень диссоциации а оказывается «кажущейся».

Межионные силы не только понижают электропроводность раствора, но и влияют на другие свойства: давление насыщенного пара, температуры кипения и замерзания растворов, осмотическое давление, способность ионов к химическим реакциям. Поэтому для растворов сильных электролитов определяют так называемые активные концентрации, или активности ионов.

Под активностью иона понимают ту эффективную («кажущуюся») концентрацию его, которая отвечает определенным свойствам раствора. Активность иона а пропорциональна его концентрации:

где / — коэффициент активности.

В водных растворах коэффициент активности зависит от концентрации и валентности всех присутствующих ионов. Для характеристики этой зависимости введено понятие ионная сила (р). Ионная сила раствора равна полусумме произведения концентраций всех присутствующих в растворе ионов на квадраты их зарядов:

Чем больше ионная сила раствора, тем меньше коэффициент активности каждого иона и меньше его активная концентрация.

Коэффициент активности находят по табличным данным или по формуле Дебая — Гюккеля

Для разбавленных растворов (0,01—0,05 н) считают по упрощенной формуле

Пример 1.2. Вычислим ионную силу раствора, содержащего 0,5М СаС1₂ и 0,1М НС1.

Решение. Учитывая все присутствующие в растворе ионы, получаем

С увеличением ионной силы растворов коэффициенты активности ионов уменьшаются. Однако в достаточно разбавленных растворах с одинаковой ионной силой у равнозарядных ионов они имеют близкие значения.

Средние значения коэффициентов активности ионов для ионов с различными величинами заряда показаны в табл. 1.1.

🔥 Видео

Диссоциация. Сильные и слабые электролиты. Проводник второго рода. Химия – ПростоСкачать

Электролитическая диссоциация | Химия ЕГЭ, ЦТСкачать

РЕАКЦИИ ИОННОГО ОБМЕНА, ИОННОЕ УРАВНЕНИЕ - Урок Химия 9 класс / Подготовка к ЕГЭ по ХимииСкачать

Задание 13: Все про электролитическую диссоциацию на ОГЭСкачать

9 класс. Электролитическая диссоциация. Образование ионов.Скачать

Как расставлять коэффициенты в уравнении реакции? Химия с нуля 7-8 класс | TutorOnlineСкачать

Химические уравнения // Как Составлять Уравнения Реакций // Химия 9 классСкачать

Химия 9 класс (Урок№5 - Сущность процесса электролитической диссоциации.)Скачать

Задание 13. Диссоциация, как писать уравнения диссоциации? | Химия ОГЭ | УмскулСкачать

72. Электролитическая диссоциацияСкачать

Механизм электролитической диссоциацииСкачать

Диссоциация электролитов в водных растворах. Видеоурок 39. Химия 9 классСкачать

Электролитическая диссоциация. Видеоурок по химии 9 классСкачать

Основные положения теории электролитической диссоциации. Свойства ионов. 9 класс.Скачать

Механизм электролитической диссоциации. 9 класс.Скачать

Решение задач на электролитическую диссоциациюСкачать

Электролитическая диссоциацияСкачать