Содержание

Химический калькулятор
Решение расчетных задач по химии в режиме on-line
Acetyl
Теория электролитической диссоциации.
Кажущаяся степень диссоциации.
Ионное произведение воды .
Кислотность раствора ( рН ).
Взаимосвязь между константой и степенью диссоциации.
💡 Видео

Химический калькулятор

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

Решение расчетных задач по химии в режиме on-line

Введите формулу вещества без пробелов, например: (NH4)2HPO4, Bi(OH)(NO3)2, Fe(OH)3, Cu(NO3)2. Формула вводится по правилам записи формул неорганическиx веществ, например: NaOH, но не ONaH, CuSO4, но не O4CuS. Нажмите кнопку «Диссоциация». Ответ появится в отдельном окне. Сверьте формулу вещества с введенной формулой. Для возврата к калькулятору нажмите «Закрыть».

Дробные коэффициенты и двойные соли не поддерживаются!

Если «Химический калькулятор» Вам в чем-то помог и Вы хотите, чтобы в нем появились новые функции, щелкните любую ссылку внизу страницы.

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

Acetyl

Наведите курсор на ячейку элемента, чтобы получить его краткое описание.

Чтобы получить подробное описание элемента, кликните по его названию.

H +

Li +

K +

Na +

NH₄ +

Ba 2+

Ca 2+

Mg 2+

Sr 2+

Al 3+

Cr 3+

Fe 2+

Fe 3+

Ni 2+

Co 2+

Mn 2+

Zn 2+

Ag +

Hg 2+

Pb 2+

Sn 2+

Cu 2+

OH —

—

F —

—

Cl —

Br —

I —

S 2-

—

HS —

SO₃ 2-

—

HSO₃ —

SO₄ 2-

—

HSO₄ —

—

NO₃ —

—

NO₂ —

PO₄ 3-

—

CO₃ 2-

CH₃COO —

—

SiO₃ 2-

Растворимые (>1%)

Нерастворимые (

Спасибо! Ваша заявка отправлена, преподаватель свяжется с вами в ближайшее время.

Вы можете также связаться с преподавателем напрямую:

8(906)72 3-11-5 2

Скопируйте эту ссылку, чтобы разместить результат запроса » » на другом сайте.

Изображение вещества/реакции можно сохранить или скопировать, кликнув по нему правой кнопкой мыши.

Если вы считаете, что результат запроса » » содержит ошибку, нажмите на кнопку «Отправить».

Этим вы поможете сделать сайт лучше.

К сожалению, регистрация на сайте пока недоступна.

На сайте есть сноски двух типов:

Подсказки — помогают вспомнить определения терминов или поясняют информацию, которая может быть сложна для начинающего.

Дополнительная информация — такие сноски содержат примечания или уточнения, выходящие за рамки базовой школьной химии, нужны для углубленного изучения.

Здесь вы можете выбрать параметры отображения органических соединений.

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

Теория электролитической диссоциации.

Теорию электролитической диссоциации предложил шведский ученый С. Аррениус в 1887 году.

Электролитическая диссоциация – это распад молекул электролита с образованием в растворе положительно заряженных (катионов) и отрицательно заряженных (анионов) ионов.

Например, уксусная кислота диссоциирует так в водном растворе:

Диссоциация относиться к обратимым процессам. Но различные электролиты диссоциируют по-разному. Степень зависит от природы электролита, его концентрации, природы растворителя, внешних условий (температуры, давления).

Степень диссоциации α – отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул:

Степень может варьироваться от 0 до 1 (от отсутствия диссоциации до ее полного завершения). Обозначается в процентах. Определяется экспериментальным путем. При диссоциации электролита происходит увеличение числа частиц в растворе. Степень диссоциации показывает силу электролита.

Различают сильные и слабые электролиты.

Сильные электролиты – это те электролиты, степень диссоциации которой превышает 30%.

Электролиты средней силы – это те, степень диссоциации которой делит в пределах от 3% до 30%.

Слабые электролиты – степень диссоциации в водном 0,1 М растворе меньше 3%.

Примеры слабых и сильных электролитов.

Сильные электролиты

Слабые электролиты

Практически все соли и кислоты: HBr, KOH, NaOH, Ca(OH)₂, HNO₃, HClO₄.

Сильные электролиты в разбавленных растворах нацело распадаются на ионы, т.е. α = 1. Но эксперименты показывают, что диссоциация не может быть равна 1, она имеет приближенное значение, но не равна 1. Это не истинная диссоциация, а кажущаяся.

Например, пусть у некоторого соединения α = 0,7. Т.е. по теории Аррениуса в растворе «плавает» 30% непродиссоцииовавших молекул. А 70% образовали свободные ионы. А электролстатическая теория дает другое определение этому понятию: если α = 0,7, то все молекулы диссоциированы на ионы, но ионы свободны лишь на 70%, а оставшиеся 30% — связаны электростатическими взаимодействиями.

Видео:Реакция на результаты ЕГЭ 2022 по русскому языкуСкачать

Кажущаяся степень диссоциации.

Степень диссоциации зависит не только от природы растворителя и растворяемого вещества, но и от концентрации раствора и температуры.

Уравнение диссоциации можно представить в следующем виде:

И степень диссоциации можно выразить так:

С увеличением концентрации раствора степень диссоциации электролита падает. Т.е. значения степени для конкретного электролита не является величиной постоянной.

Так как диссоциация – процесс обратимый, то уравнения скоростей реакции можно записать следующим образом:

Если диссоциация равновесна, то скорости равны и в результате получаем константу равновесия (константу диссоциации):

К зависит от природы растворителя и от температуры, но не зависит от концентрации растворов. Из уравнения видно, что чем больше недиссоциированных молекул, тем меньше величина константы диссоциации электролита.

Многоосновные кислоты диссоциируют ступенчато, и каждая ступень имеет свое значение константы диссоциации.

Если диссоциирует многоосновная кислота, то легче всего отщепляется первый протон, а при возрастании заряда аниона, притяжение возрастает, и поэтому протон отщепляется намного труднее. Например,

Константы диссоциации ортофосфорной кислоты на каждой ступени должны сильно различаться:

На первой ступени ортофосфорная кислота – кислота средней силы, а 2ой – слабая, на 3ей – очень слабая.

Примеры констант равновесия для некоторых растворов электролитов.

Если в раствор, в котором содержатся ионы серебра внести металлическую медь, то в момент равновесия, концентрация ионов меди должна быть больше, чем концентрация серебра.

Но у константы низкое значение:

Что говорит о том, что к моменту достижения равновесия растворилось очень мало хлорида серебра.

Концентрация металлической меди и серебра введены в константу равновесия.

Видео:Задание 13: Все про электролитическую диссоциацию на ОГЭСкачать

Ионное произведение воды .

В приведенной таблице есть данные:

Эту константу называют ионным произведением воды, которое зависит только от температуры. Согласно диссоциации на 1 ион Н + приходится один гидроксид-ион. В чистой воде концентрация этих ионов одинакова: [H + ] = [OH — ].

Отсюда, [H + ] = [OH — ] = = 10-7 моль/л.

Если добавить в воду постороннее вещество, например, хлороводородную кислоту, то концентрация ионов водорода возрастет, но ионное произведение воды от концентрации не зависит.

А если добавить щелочь, то повысится концентрация [OH — ] ионов, а количество водорода понизится.

Концентрация [H + ] и [OH — ] взаимосвязаны: чем больше одна величина, тем меньше другая.

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

Кислотность раствора ( рН ).

Кислотность растворов обычно выражается концентрацией ионов Н + . В кислых средах рН -7 моль/л, в нейтральных — рН = 10 -7 моль/л, в щелочных – рН > 10 -7 моль/л.
Кислотность раствора выражают через отрицательный логарифм концентрации ионов водорода, называя ее рН.

Видео:Механизм электролитической диссоциации. 9 класс.Скачать