Jako soli budou elektrolyty. Elektrolyt
Elektrolyty jsou navrženy tak, aby pomstily vysokou koncentraci iontů, aby zajistily průchod elektrického proudu. Vody zpravidla obsahují soli, kyseliny a sluky.
U lidí a tvorů hraje elektřina významnou roli: např. krevní elektřina s ionty vzduchu transportuje kyslík z tkaniny; Elektrolyty s draselnými ionty a sodíkem regulují rovnováhu vody a soli v těle, ve střevech a srdci.
Napájení
Čistá voda, bezvodé soli, kyseliny, strumy louky nevedou. V řeči se řeč rozpadá na ionty a vede brnkání. Samotná elektřina se nazývá vodiče jiného řádu (na bázi kovů). Elektrolyty mohou také roztavit deakrystaly, oxid zirkoničitý zocrema a jodid desek.
Hlavní silou elektrolytů je budování až elektrolytické disociace, takže molekuly se rozpadají při interakci s molekulami vody (nebo jinými prodejci) na nabíjecích iontech.
Podle typu iontů, které jsou usazeny v řadě, rozlišují elektrolytické alkalické (elektrická vodivost je vázána ionty kovů a OH-), solné a kyselé (s H+ ionty a přebytkem kyselých zásad).
Pro specifickou charakteristiku stavební kapacity elektrolytu před disociaci byl zaveden parametr "stupeň disociace". Hodnota Tsya odráží počet molekul, o kterých je známo, že se rozkládají. Vyhrál padat do:
řeč samotná;
maloobchodník;
koncentrace řeči;
teplota.
Elektrolyty se dělí na silné a slabé. Čím rychleji je činidlo diferencováno (rozděleno na ionty), čím silnější je elektrolyt, tím rychleji se pruh provede. Na loukách vznikají silné elektrolyty, silné kyseliny a soli.
U elektrolytů, které se v bateriích nacházejí, je důležitý takový parametr, jako je pevnost. Vіd neї lehnout umovi ekspluatatsії akkumulyatora, yogo єmnіst, že termіnі službu. Značí sílu za pomoci hustoměrů.
Vstupte prosím při práci s bateriemi
Nejoblíbenější elektrolyty, nejkoncentrovanější kyselina sírová na louce, jsou hydroxid draselný, sodík a lithium. Všechny smrady vyvolávají chemickou optiku kůže a sliznic, dokonce i nebezpečnou optiku očí. Ze stejného důvodu je nutné veškerou práci s takovými elektrickými bateriemi provádět v čisté místnosti, která je dobře větraná, vikoristovuyuchi zahistu: župany, masky, okuláry, gumové rukavice.
V pořadí aplikací, kde se pracuje s elektrickými bateriemi, je třeba ušetřit lékárničku se sadou nástrojů k neutralizaci a kohoutek s vodou.
Kyselé opiky se neutralizují sodou (1 čajová lžička na 1 polévkovou lžíci vody).
Opiky louka neutralizujte kyselinou boritou (1 lžička na 1 lžičku vody).
Za mytí očí rozdíl, který neutralizuje, obviňovat dva, kteří jsou slabí.
Poshkodzhenі dіlyanki shkіri spochatka omyjte neutralizátorem a poté sladkou vodou.
Jakmile se elektrolyt rozlije, odebere se thyrso, poté se promyje neutralizátorem a vytře do sucha.
Dále pod hodinu práce s elektrikářem 
veškerou pomocí bezpečnostních zařízení. Kyselina se například nalévá do vody (a chi není na obalu!) Ne ručně, ale s pomocí. Spusťte šmatki tvrdé louky u vody ne rukama, ale kleštěmi a lžícemi. Není možné pracovat na jednom místě s bateriemi na různé druhy elektrolytů a zároveň je šetřit.
Deyakі roboty vymagayut "kipіnnya" elektrolіtu. Když vidíte vodu - hořlavý a vibuhonobezpechny plyn. V takových aplikacích jsou na vině bezpečné elektrické rozvody a elektrické spotřebiče, kuře je drásáno a, pokud je robotické, i požárem.
Šetřete elektrickou energií z plastových nádob. Pro práci je vhodné skleněné, keramické, porcelánové nádobí a nářadí.
V další statistikě je podrobnější zpráva o tom, že jste viděli ten zásah elektrickým proudem.
Elektrolyt (Vid Electro ... a řečtina. Lytos - rozložit, rozchinny)
rіdkі аbo tvrdý rechovina ta systém, v nějaké přítomnosti v skilka-nebud pamětní koncentrace ionů, scho zumovlyuyut průchod elektrického proudu. Ve vysokém smyslu E. se nazývají řeči, které slouží k vedení elektrického strumu iontů, které se ustavují v důsledku elektrické disociace. tedy z hlediska silných a slabých stránek. Silné stránky E. jsou prakticky povnistyu disociované na ioni u šlechtěných růží. Před nimi lze vidět bohaté anorganické soli a aktivní anorganické kyseliny a zásady ve vodárenských závodech i v maloobchodech, které mohou mít vysokou disociaci budov (alkoholy, amidy atd.). Molekuly slabch E. v rozchinach jsou nkdy disociovány na ionty, které jsou v dynamickém vztahu s nedisociovanými molekulami. Ke slabým E. je ve vodních a nevodných odrůdách více organických kyselin a bohatých organických zásad. Silné a slabé stránky pěveckého světa E. psychicky podřídila tomu, že neukazuje sílu E. samotných, ale jejich tábor u rozchin. Zbývá ukládat podle koncentrace, povahy prodejce, teploty, tlaku a in. Pro počet iontů se na základě disociace rozdělí jedna molekula na binární neboli monovalentní E. (označeno 1-1 E., například KS1), jednobivalentní E. (označeno 1-2 E ., například CaCl 2) i atd. E. typ 1-1, 2-2, 3-3 se jen nazývá symetrický, typ 1-2, 1-3 atd. - asymetrický. Dominanci rozvoje slabých rozdílů u E. adekvátně popisuje klasická teorie elektrické disociace. Pro vývoj slabých E., a také pro rozvoj silných E. tato teorie neustrne, smrady smradu jsou skládací systémy, které jsou složeny z iontů, nedisociovaných molekul nebo iontových párů, ale i větších agregáty. Síla takových divizí je dána povahou souhry ion-ion, ion-maloobchodník, jakož i změnou autority a struktury maloobchodníka pod přílivem rozdělených částic. Současné statistické teorie silných E. adekvátně popisují sílu méně než zředěných (mol/l) rozdílů. e. nejdůležitější ve vědě a technice. Všechny vzácné systémy v živých organismech mohou být zničeny E. Důležitá třída E. - Polyelektronika. E. je médium pro provádění různých procesů chemické syntézy a elektrochemické syntézy. V tomto případě hraje stále větší roli role nevodných vývojů E.. . A.I. Mišustin.
Velká Radianska encyklopedie. - M: Radianska Encyklopedie. 1969-1978 .
Zajímalo by mě, co je „Electrolyty“ v jiných slovnících:
V širokém slova smyslu, rіdkі nebo pevná látka v systému i, v určité přítomnosti v paměti koncentrace iontů, což naznačuje průchod elektřiny skrz ně. struma (iontová vodivost); na úzké rozumіnі va, scho rozpadayutsya v r re na іoni. Když E.…… Fyzická encyklopedie
Moderní encyklopedie
Řeč, které jsou rozloženy pod nálevem galvan. struma. Glosář neshomonických slov, která se dostala do zásoby ruského jazyka. Pavlenkov, F. 1907 Slovník cizích slov ruského jazyka
Elektrolyt- ELEKTROLITY, rіdkі аbо firma rіchovіnі, v yakі pіsutnі іoni, zdatnі pohyb і vedení elektrichny strum. Vuzkomu sensi khіmіchnі spoluki, yakі v rozshchiny razpadayutsya na іon nasledok elektrolitichnoї disociace. Ilustrativní encyklopedický slovník
- (Vіd elektro ... і ... rozsvíceno) rіdkі аbо tvrdé rіchovіnі, v аkіlki-nebіtnіkh kontsentraіyakh іnіnі іnі, vіmіnіich move і. Při nejvyšší hodnotě soli je rozdíl mezi nimi vést elektrický proud z ... Velký encyklopedický slovník
Voda a další druhy luk, kyseliny a soli k vedení elektřiny. brnkat. e. zvuk vodiče jiného druhu, protože smrad je prudce drážděn kovy (vodiče prvního druhu). elektrický brnkání, procházející vodítky prvního druhu, nevibrují. Technický zaliznichny slovník
elektrolyty- - systémy, které mohou být vzácné nebo tvrdé, se stávají iontovými vodiči. Glosář analytické chemie. Chemické termíny
Elektrolyt-- sůl a dovnitř. chemická řeč, jejímž účelem je vést elektrický proud přítomností iontů, které se vytvářejí v důsledku elektrické disociace. [Terminologický slovník pro beton a beton. Federal State Unitary Enterprise "NDC "Budіvnitstvо" NDIZhB. Encyklopedie pojmů, označení a vysvětlení každodenních materiálů
Elektrolyt je chemický termín, který znamená řeč, tání nebo tání k vedení elektrického proudu po disociaci na iontech. Kyseliny, soli a zásady mohou sloužit jako nedopalky elektrolytů. Elektrické vodiče jiného druhu, ... Wikipedie
Elektrolyt- Rіdkі аbo pevná řeč, ve které se v důsledku elektrolytické disociace usazují do koncentrací odpadních iontů, které se používají k znecitlivění průchodu stálého elektrického proudu. Elektřina v maloobchodě. Encyklopedický slovník hutnictví
Řeč, scho mayut іonnu providnіst; Říká se jim dirigenty jiného druhu, průchod strumy krize z nich je doprovázen přenosem řeči. Tavení solí, oxidů nebo hydroxidů, stejně jako (což je významné ... Collierova encyklopedie
knihy
- Horká chemie. Speciální kurz Grif MO RF, Volkhin V.V. , Titulní kniha „Zalna khіmіya“ se skládá ze tří knih: „Základní kurz“ (kniha 1), „Speciální kurz“ (kniha 2) a „Výběr kapitol“ (kniha 3). Kniha 1 obsahuje nejnovější kurz základů chemie. kniha 2 Kategorie: Asistenti: dod. příznivců Řada: Asistenti pro VNZ. Speciální literatura Vidavets: Srnka,
- Plazmově-elektrolytická modifikace povrchových kovů a slitin. Mít 2 svazky. Svazek 2, Volkhin V.V. , Další část knihy systematizuje informace o moderním způsobu povrchového zpracování a obměně kovů, který umožňuje pořizovat bohaté funkční povlaky - mikrooblouky...
Hlavními vodiči elektrického proudu jsou zlato, měď, zlato, hliník, slitiny. Vedle nich je velká skupina řečových nekovů, tajících a rozstřikujících vodu, jako je síla vodivosti. Tse silné zásady, kyseliny, aktivní soli, které vzaly opojný název „elektronika“. Co je to iontová vodivost? Samozřejmě jako připomínka řeči-elektřina do nejširšího projevu.
Jak často převádět poplatky?
Světlo navkolo spovneniya raznomanіtnymi vodičů, stejně jako izolátory. O autoritě těl a projevech víme o těch starých. Řecký matematik Thales provіv dosvіd іz burshtin (řecky - "elektron"). Vtrativshi jóga o shovk, cvičení plakátіg s projevem těžké vlasy, vlákna venku. Později se ukázalo, že jantar je izolant. V této řeči nejsou žádné částice, jako by mohly nést elektrický náboj. Dobré vodiče - kov. V tomto skladišti jsou atomy, kladné ionty a ionty, nekonečně malé záporné částice – elektrony. O přenos nábojů se postará sám smrad, pokud necháte brnknout. Silná elektřina v suchém vzhledu nepomstí silné částice. Ale při expanzi a tání dochází ke kolapsu krystalických zrn a také k polarizaci kovalentní vazby.
Voda, neelektřina a elektřina. co je tak odlišné?
Díky nebo přidání elektronů se atomy kovů a nekovových prvků přeměňují na ionty. Mіzh je na crystallіchnіchі resіttsі іsnuє dosit mіtsniy zv'yazok. Rafinace nebo tavení úniků iontů, například chloridu sodného, může vést ke zničení. V polárních molekulách nejsou žádné vazby, žádné silné ionty, při interakci s vodou vzniká zápach. Ve 30. letech 19. století M. Faraday ukázal, že některé projevy byly předneseny k provedení brnkání. Učit se z vědy je nejdůležitější pochopení:
- ioni (nabíjecí díly);
- elektrolyty (vodiče jiného druhu);
- katoda;
- anoda.
Є z'єdnannya - silné elektroliti, kristalіchnі ґrati takové povnіstyu ruynuyutsya zvіlnennyam ionіv.
Іsnuyut nerozlišitelná řeč a ti, které jsou převzaty z molekulárního vzhledu, například tsukor, formaldehyd. Takové znečišťující látky se nazývají neelektrolyty. Pro ně není typické usazování nabitých částic. Slabá elektřina (vougilna a kyselina octová, tak málo jiných řečí) pomstí malé ionty.
Teorie elektrické disociace
Švédské učení S. Arrenius (1859-1927) se ve svém díle opíralo o Faradayovy vousky. Nadal objasnil pozici jógové teorie ruských učenců I. Kablukov a V. Kistyakovskij. Smrti říkali, že z rozdílu a tání se spokojili s totální povinností řeči, méně elektřiny. Jaká je disociace pro S. Arrhenius? Jedná se o destrukci molekul, která má vzniknout dříve, než se v tavenině objeví nabité částice. Hlavní teoretická ustanovení S. Arrenia:
- Představte si, že u disociovaného člověka se nacházejí kyseliny a soli v různých variantách.
- Opačně rozpadayutsya na іon silné elektrolіti.
- Slabé uspokojí málo iontů.
Ukazatelem řeči (її často vyslovovaným u stovek žen) je spivvіdnennia počtu molekul, které se rozpadly na ionty, a celkový počet částic v celé řadě. Elektrolyty jsou silné, protože hodnota tohoto ukazatele je nad 30%, slabé - méně než 3%.
Síla elektrolitů
Teoretické pokusy S. Arrhenia doplnily nejnovější studie fyzikálních a chemických procesů v rozně a tavení, provedené ruskými vědci. Odnesli jsme si vysvětlení o síle zásaditých kyselin. Před prvními je vidět z'ednannya, v rozsahu některých kationtů lze detekovat pouze kovové ionty, anionty - částice OH -. Molekuly kyselin se rozkládají na záporné ionty kyselého přebytku a protonovou vodu (H+). Rukh ionіv v rozchinі a rozplavі — chaotické. Pojďme se podívat na výsledky, pro které je potřeba vybrat lancer, rozsvítit novou a skvělou žárovku na opékání. Můžeme zkontrolovat vodivost různých řečí: kuchyňská sůl, kyselina oktová a zucru (první dva jsou elektrolyty). Co je elektrický Lanciug? To strumu bylo dzherelo, které vede, z'ednani mezi sebou. Když lanceta bliká, žárovka hoří jasněji v rozsahu kuchyňské soli. Rukh ionіv nabuvaє objednávání. Anionty jdou přímo ke kladné elektrodě a kationty jdou přímo k záporné elektrodě.
Osud tohoto procesu v kyselině oxické je malý, počet nabitých částic. Zukor není elektrolytický, neveďte strumu. Mezi elektrodami se objevuje izolační koule jiným způsobem, žárovka nesvítí.
Chemické interakce mezi elektrolyty
Při vylévání se můžete ujistit, že je přiváděna elektřina. Jaká je povaha takových reakcí? Podívejme se na aplikaci chemických interakcí mezi sodíkem a dusičnanem sodným:
2NaNO 3 + BaCl 2 + = 2NaCl + Ba(NO 3) 2.
Vzorce elektrolytů mohou být zapsány v iontové formě:
2Na + + 2NO 3- + Ba 2+ + 2Cl - = 2Na + + 2Cl - + Ba 2+ + 2NO 3-.
Vzato pro reakci řeči - silná elektřina. A zde se zásoba iontů nemění. Chemické interakce mezi možnými třemi typy:
1. Jako jeden z produktů je to nevýrazná řeč.
Molekulární uspořádání: Na2S04 + BaCl2 = BaS04 + 2NaCl.
Zapišme si sklad elektrolit_v při pohledu na ionty:
2Na + + SO 4 2- + Ba 2+ + 2Cl - \u003d BaSO 4 (bílá sraženina) + 2Na + 2Cl -.
2. Jedna z řečí, kterou ustáli, je plyn.
3. Střední produkt reakce je slabý elektrolyt.
Voda je jedním z nejslabších elektrolytů
Je chemicky čistý, aby neprováděl elektrický proud. Ale v її skladech є malý počet nabitých částic. Jedná se o protony H+ a aniont BIN-. Disociace se redukuje na mizivý počet molekul vody. Hlavní hodnotou je iontový přídavný přívod vody, který je konstantní při teplotě 25 °C. Umožňuje rozpoznat koncentraci H + a OH -. Nad vodou převládají v kyselých růžích, hydroxid-anionty spíše na loukách. V neutrálních se zvyšuje počet H + a OH -. Střední rozdíl charakterizuje také ukazatel vody (pH). Chim vіn více, tim více є hydroxidových iontů. Střed je neutrální s rozsahem pH blízkým 6-7. V přítomnosti iontů H+ a OH se mění jejich barva řečových indikátorů: lakmus, fenolftalein, methyloranž a další.
Orgány rozchinіv a tavení elektrolitіv znát širokou zastosuvannya v průmyslu, tekhnіtsі, silskogo gosudarstvo a lékařství. Vědu o primingu položili roboti nízkoprofilových vědců, vysvětlili chování částic, včetně solí, kyselin a zásad. V tomto případě dochází k různým reakcím výměny iontů. Zápach vikoristu se používá ve výrobních procesech, v elektrochemii, galvanizaci. Procesy v živých zdrojích se nacházejí také mezi ionty v rostlinách. Bohaté na nekovy a kovy, toxické jako atomy a molekuly, nepostradatelné jako nabité částice (sodík, draslík, hořčík, chlór, fosfor a další).
Elektřina - ce řeči, rozchini chi tání yakah vést elektrické brnkání. Do elektrolytů se přidávají kyseliny, zásady a soli. Řeč, pokud nevede elektrický proud v roztavené nebo roztavené oceli, se nazývá neelektrolyty. Před nimi lze vidět spoustu organických projevů, například tsukru, že іn. Zdatný razchinіv elektrolitіv vedení elektrichnyj strum vysvětlit tim, scho molekuly elektroіtіv během razchinennі rozdayutsya na elektricky kladně a záporně nabité částice - ionty. Hodnota náboje iontu se číselně rovná mocenství atomu a skupině atomů, které iont tvoří. Vypadají jako atomy a molekuly, jako by to byly elektrické náboje, as jinými schopnostmi, například, nemají žádný zápach, žádnou barvu, žádné jiné síly molekul chloru. Kladně nabité ionty se nazývají kationty, ale záporně nabité anionty. Kationty tvoří vodu H + kov: K + Na + Ca 2+ Fe 3+ - deyak_ skupiny atomů, např. skupina amonia NH + 4; anionty rozpouštějí atomy a skupiny atomů, které jsou kyselými přebytky, například Cl-, NO-3, SO 2- 4, CO 2- 3 .
Rozklad molekul elektrolytu na ionty se nazývá elektrická disociace neboli ionizace a jde o proces obrácený, takže v rozdílu se může vyrovnat, když se některé molekuly elektrolytů rozbijí na ionty, vložky se stanou novými. Disociaci elektrolytů na iontech lze znázornit následujícími obecnými čarami: , de KmAn - nedisociovaná molekula, Z + 1 - kation, který nese z 1 kladné náboje, A z- 2 - anion, který má z 2 záporných nábojů, m a n - počet kationtů a aniontů, které jsou rozpuštěny během disociace jedné molekuly elektrolytu Napriklad, .
Počet kladných a záporných iontů v různých variantách se může lišit, ale celkový náboj kationtů se vždy rovná celkovému náboji aniontů, který je obecně elektricky neutrální.
Silná elektřina se prakticky s větší pravděpodobností disociuje na ionty pro jakoukoli jejich koncentraci v maloobchodě. Před nimi jsou vidět silné kyseliny, silné zásady a dokonce všechny soli. Častěji disociuje slabá elektřina, na kterou lze vidět slabé kyseliny a zásady a deak soli, např. sublimovat HgCl 2; kroky jejich disociace, to je část molekul, které se rozpadly na ionty, rostoucí ze změny koncentrace.
Světová schopnost elektrolytů rozkládat se na ionty v různých oblastech může být konstantou elektrické disociace (ionizační konstanta), rіvna 
kde čtvercová ramena ukazují koncentraci nejběžnějších částic v růžici.
Při rolování přes rally elektrolinu post_inyl eckecitrických pásů kočky), aby se změnily na záporně nabité elektřinou - katodou, je Anodi podrobena kladné enectrodě - anoda, de vіdyutnі náboje, omlazují na ELEKTRODERNÍCH atomech molekul Abo (Kationi darovat Elektroni katedrálu a Anioni Vidayut Elektroni. Osskilki procesy PREDINANNA ELECTRONIV TO RECHOVINY є VіDDDOVNYE, a proces Viddachi Elektronіv Rechovenoy - oxidy, pak pro otsed enetrikultickým proudem, přes bohatou elektronaci Alentrolu -oxidin, Anіv. Tsei oxesino-Vidnovniy proces.
Elektrolyty jsou nepovinné zásobní zdroje a alkalické tkáňové organismy. Ve fyziologických a biochemických procesech skvěle hrají anorganické ionty jako H + , Na + , K + , Ca 2+ , Mg 2+ , OH - , Cl - , HCO - 3 , H 2 PO - 4 , SO 2-4 role (div. Minerální burza). Іoni Н + і ВІН - v těle člověka se nacházejí i v malých koncentracích, ale jejich role v životních procesech je velká (div. Acid-luzhna rivnovaga). Koncentrace iontů Na + a Cl - výrazně převažuje nad poměrem anorganických iontů najednou. také nárazníky, Іonіti.
Elektřina - řeč, rozchiny nebo tavení yakah k vedení elektrického brnkání. Typickými elektrolyty jsou soli, kyseliny a zásady.
Zdá se, že před teorií elektrolytické disociace Arrhenia se molekuly elektrolytických sloučenin v různých případech napodobitelně rozpadají na kladně a záporně nabité částice - ionty. Kladně nabité ionty se nazývají kationty a záporně nabité anionty. Hodnota náboje iontu závisí na mocenství atomu nebo skupiny atomů, které daný iont tvoří. Kationty vydávají zvuky jako atomy kovů, například K +, Na +, Ca2 +, Mg3 +, Fe3 + a další skupiny jiných atomů (například amoniová skupina NH 4); anionty jsou zpravidla rozpuštěny atomy a skupinami atomů, což jsou kyselé přebytky, například Cl-, J-, Br-, S2-, NO3-, CO3, SO4, PO4. Molekula kůže je elektricky neutrální, takže počet elementárních kladných nábojů kationtů je roven počtu elementárních záporných nábojů aniontů, které se usazují při disociaci molekuly. Přítomnost iontů vysvětluje konstrukci konstrukce elektriky pro vedení elektrického proudu. Rozmanitost elektrolytů se proto nazývá iontové vodiče nebo vodiče jiného druhu.
Disociaci molekul elektrolytu na ionty mohou být reprezentovány nadcházejícími násilnými událostmi:
de - nedisociovaná molekula, - kation, který nese n1 kladných nábojů, - anion, který má n2 záporných nábojů, p a q - počet kationtů a aniontů, které vstupují do skladu molekuly elektrolytu. Takže například disociace kyseliny sírové a hydrátu oxidu amonného jsou vyjádřeny jako rovno: 
Počet iontů, jak v maloobchodě, je akceptován pro použití v gram-iontech na 1 litr maloobchodu. Gram-ion - hmotnost iontů tohoto druhu, vyjádřená v gramech a číselně pokročilejší vzorce iontu. Formule vaga vědět pіdsumovuvannya atomový vаg аtomіv, scho utvoryuyut danny іon. Takže například vzorec pro ionty SO 4 je dražší: 32,06 + 4-16,00 = 96,06.
Elektrolyty se dělí na nízkomolekulární, vysokomolekulární (polyelektrolyty) a kolony. Nedopalky nízkomolekulárních elektrolytů nebo jednoduše elektrolytů se mohou rovnat nízkomolekulárním kyselinám, zásadám a solím, například se používají k ředění na slabé a silné elektrolyty. Slabé elektrolyty nedisociují na ionty, načež je nastolena dynamická rovnováha mezi ionty a nedisociovanými molekulami elektrolytu (rovná se 1). Ke slabým elektrolytům jsou vidět slabé kyseliny, slabé zásady a silné soli, například chlorid rtuťnatý HgCl2. Kіlkіsno protses disotsіatsії Mauger Buti elektrolіtichnoї disotsіatsії charakterizace stupeň (stupeň іonіzatsії) α, i іzotonіchnim koefіtsієntom konstanty, které elektrolіtichnoї disotsіatsії (konstantní іonіzatsії) K. stupeň elektrolіtichnoї disotsіatsії α nazivayut chastku molekuly elektrolіtіv, jaka rozpadaєtsya na іoni v danomu rozchinі. Hodnota a, která se liší v částech jedné nebo %, je třeba uložit v důsledku povahy elektrolytu a prodejce: mění se s nárůstem koncentrace, rozdílem a mírně se mění (zvyšuje se nebo mění) s nárůstem teplota; mění se i při zavedení silného elektrolytu do rozsahu tohoto elektrolytu, který rozpouští jednorázově noni (např. stupeň elektrolytické disociace kyseliny oktové CH 3 COOH se mění přidáním kyseliny chlorovodíkové k hodnotě HCl nebo octanu). ).
Іzotonický koeficient nebo van't Hoffův koeficient, tzn. Experimentálně je určen jako způsob, jak překonat osmotické sevření, snížit teplotu a zmrazit rozdíl (div. Krіometriya) a další fyzické síly různých. Hodnoty i a α jsou vzájemně stejné
de n - Počet iontů, které se rozpustí během disociace jedné molekuly daného elektrolytu.
Konstanta elektrolytické disociace Až є konstanta vyrovnání. Pokud je elektrolyt disociován na ionty pro rovno (1), pak 
de, 
i - koncentrace v rozmezí kationtů a aniontů (g-iont/l) a zřejmě nedisociovaných molekul (mol/l). Rivnyannia (3) je matematická viráza k zákonu hmotnosti, která je způsobena zastavením procesu elektrolytické disociace. Čím více K, tím je pravděpodobnější, že elektrolyt spadne na ionty. U tohoto elektrolytu nanášejte podle teploty (mluvte o zvýšení teploty) a podle uvážení neukládejte kvůli rozdílu koncentrací.
Pokud se molekula slabého elektrolytu může disociovat ne tak na dva, ale na větší počet iontů, pak disociace probíhá ve stupních (disociace krok za krokem). Například slabá kyselina uhličitá H 2 CO 3 ve vodních odrůdách disociuje ve dvou typech:
Tím disociační konstanta 1. stupně výrazně převažuje nad disociační konstantou 2. stupně.
Silná elektřina je v souladu s Debye-Hückelovou teorií z hlediska disociace na iontech. Jako nedopalky pro tyto elektrolyty mohou sloužit silné kyseliny, silné zásady a dokonce všechny druhy solí vody. Díky totální disociaci silných elektrolytů je v tomto případě velké množství iontů, ale existují takové síly elektrostatické gravitace, které jsou nabíjeny ionty kůže a ionty výdechu. Přítomnost iontové atmosféry snižuje chemickou a fyziologickou aktivitu iontů, jejich nestabilitu v elektrickém poli a další sílu iontů. Elektrostatická gravitace mezi různě nabitými ionty se zvyšuje v důsledku zvýšení iontové síly, která se rovná nejvyšší celkové koncentraci kožních iontů na čtverec jodové valence Z:
Takže například iontová síla 0,01 molárního rozdílu MgS04 je více
Vývoj silných elektrolytů bez ohledu na jejich povahu se stejnou iontovou silou (která však nepřesahuje 0,1) může mít stejnou iontovou aktivitu. Síla iontové krve člověka nepřesahuje 0,15. Pro kalkulový popis mocnin distribuce silných elektrolytů byla zavedena hodnota zvaná aktivita a, která formálně nahrazuje koncentraci v rovnoprávnosti, která má být vyloučena ze zákona hmotnosti, který má být použit např. v rovnosti (1). Aktivita a, která může měnit koncentraci, souvisí s koncentrací rovnou
de f - koeficient aktivity, který ukazuje, jak často se efektivní koncentrace těchto iontů v odrůdě stává efektivní koncentrací nebo aktivitou. Se změnou koncentrace rozdíl f roste a ještě více diverzifikovaný se rozdíl rovná 1; v časech a=C.
Elektrolyty s nízkou molekulovou hmotností jsou nepovinnými zásobními zdroji a alkalickými tkáněmi organismů. Z iontů nízkomolekulárních elektrolytů ve fyziologických a biochemických procesech jsou kationty H+, Na+, Mg2+, Ca2+ a anionty OH-, Cl-, HCO 3, H 2 PO 4, HRO 4, SO 4 (div. Mineral exchange ) hrají velkou roli. Oni H + a OH- v organismech, včetně těch v lidských organismech, se nacházejí i v malých koncentracích, ale jejich role v životních procesech je velká (div. Acid Luzhna Rivnovaga). Koncentrace Na+ a Cl- přitom výrazně převyšuje koncentraci ostatních iontů.
Pro živé organismy je tzv. antagonismus iontů charakteristický tzv. iontovým antagonismem - povaha iontů, které jsou různé, vzájemně snižují sílu jejich pokožky. Bylo například zjištěno, že ionty Na + v této koncentraci, v takovém zápachu, se nacházejí v krvi a jsou jedovaté pro bohaté izolační orgány tvorů. Při přidávání do rozsahu se však bere v úvahu přítomnost Na +, aby se pomstily ve stejných koncentracích iontů K + a Ca2 +. Ionty K+ a Ca2+ jsou tedy antagonisty iontů Na+. Rozchini, u některých shkіdlіvu diyu zda-iоnіv іnіtіv ієіonіv antagonіstіv, se nazývají ekvilibrované rozchiny. Antagonismus iontových projevů při různých fyziologických a biochemických procesech.
Polyelektrolyty se nazývají vysokomolekulární elektrolyty; nedopalky їх є proteinů, nukleových kyselin a mnoha dalších biopolymerů (div. High Molecular Weight), stejně jako řada syntetických polymerů. V důsledku disociace makromolekul polyelektrolytů se rozpouštějí nízkomolekulární ionty (protiony) zpravidla jiné povahy a bohatě nabité makromolekulární ionty. Část protionů je mimiticky vázána na makromolekulární iont elektrostatickými silami; jiní jsou známí rozchini ve volném nádraží.
Nedopalky kolodních elektrolitiv mohou být buty milá, koželužny řeči a deky barvníků. Rivnovaga je typický pro projevy těchto projevů:
micely (koloidní částice) → molekuly → ionty.
Když rozvedennі rozchina rovné posuny zlіva doprava.
také amfolyt.
ELEKTROLITY- Řeč, rozchini nebo razmelt yakikh provádět elektrické brnkání.
NEELEKTROLITA- Řeč, rozchini nebo razmelt ti, kteří nevedou elektrické brnkání.
Disociace- Pád dne na iontu.
Kroky disociace– zvýšení počtu asociací molekul na iontech k celkovému počtu molekul v odrůdě.
SILNÁ ELEKTROLITA v případě rozdílů v pitné vodě je prakticky povnistyu disociovat na ionty.
Pod hodinu zápisu stejnoměrné disociace silných elektrolytů dejte znaménko rovná se.
Až po silné elektrolyty lze vidět:
· Růžové soli ( podívejte se na tabulku rozdílů);
Bohaté anorganické kyseliny: HNO 3, H 2 SO 4, HClO 3, HClO 4, HMnO 4, HCl, HBr, HI ( zázrak kysele silné elektrolyty v tabulkách rozchinnosti);
Báze lunárních (LiOH, NaOH, KOH) a luzhnozemelnye (Ca (OH) 2, Sr (OH) 2, Ba (OH) 2) kovů ( žasněte nad základní silnou elektřinou v tabulkách rozdílů).
SLABÁ ELEKTROLITA u vodních růží jsou méně často (reverzně) disociovány na iony.
Pod hodinou psaní by měla být disociace slabých elektrolytů označena znakem obratu.
Slabé elektrolyty lze pozorovat:
Může všechna organická kyselá voda (H 2 O);
Deyakі anorganické kyseliny: H 2 S, H 3 PO 4, HClO 4, H 2 CO 3, HNO 2, H 2 SiO 3 ( zázrak acid-slabé elektrolyty v tabulkách rozchinnosti);
· Nerozchinny hydroxidové kovy (Mg (OH) 2, Fe (OH) 2, Zn (OH) 2) ( zázrakClaboratoře a elektřiny v tabulkách rozchinnosti).
V rovnováze elektrické disociace vstupuje do hry řada faktorů:
povahu prodejce elektrolyt: silné elektrolyty - řeč s iontovými a kovalentními silně polárními vazbami; dobrá ionizující budova, tobto. zdatnistyu viklikati disociace projevů, maminky maloobchodníky s velkým průnikem dielektrika, molekuly nějaké polarity (např. voda);
teplota: úlomky disociace - proces je endotermický, teplota stoupá a hodnota α se pohybuje;
koncentrace: když se rozdíl mezi stádii disociace zvyšuje a se zvýšením koncentrace - změny;
fázi procesu disociace: kožní pokročilé stadium méně účinné, dolní přední, přibližně 1000-10 000krát; například pro kyselinu fosforečnou α 1 > α 2 > α 3:
H3PO4⇄Н++H2PO−4 (první stupeň, α 1),
H2PO−4⇄H++HPO2−4 (další krok, α 2),
НPO2−4⇄Н++PO3−4 (třetí stupeň, α3).
Proto je v rozmezí koncentrací kyselin koncentrace iontů ve vodě největší a fosforečnanových iontů PO3-4 nejmenší.
1. Razchinnist a ta fáze disociace řeči spolu nesouvisí. Například slabý elektrolyt je dobrá (nepotažená) kyselina ozonu ve vodě.
2. V případě slabého elektrolytu je pro ostatní méně pomstít tiché ionty, protože se usazují ve zbývající fázi elektrolytické disociace
Na krocích elektrolytické disociace také přidáváme přidání dalších elektrolytů: například kroky disociace kyseliny mravenčí.
HCOOH ⇄ HCOO − + H+
zmenshuєtsya, akshcho v rozchin přidat trochs formiátu sodného. Qia silná disociace se schválenými formiátovými ionty HCOO - :
HCOONa → HCOO − + Na +
Válkou se koncentrace iontů v HCOO – posouvá zřejmě k principu Le Chatelier, posun koncentrace formiátových iontů nahrazuje stejný proces disociace kyseliny mravenčí doleva, tobto. kroky disociace se mění.
Zákon chovu Ostwald- spіvvіdnennia, scho odráží zatuchlost ekvivalentní elektrické vodivosti zředěného binárního rozdílu slabého elektrolytu v koncentraci rozdílu:
Zde - disociační konstanta elektrolytu, - koncentrace, - hodnota ekvivalentní elektrické vodivosti při koncentraci a při nerozpuštěné koncentraci. Spivvіdnoshennia є naslіkom chinnyh stožár a zákon ekvivalence
de - kroky disociace.
Ostwaldův rodný zákon zavedl V. Ostwald v roce 1888 a potvrdil jej stejným způsobem. Experimentální stanovení správnosti Ostwaldova zákona disociace má malý význam pro doložení teorie elektrické disociace.
Elektrolytická disociace vody. Indikátor vody pH Voda є slabý amfoterní elektrolyt: H2O H + + OH- nebo přesněji: 2H2O \u003d H3O + + OH- Disociační konstanta vody při 25 ° C je větší: berte konstantní rychlost 55,55 mol / l ( tuhost vody 1000 g / l, hmotnost 1 l 1 000 g, množství řečové vody 1 000 g: 18 g / mol \u003d 55,55 mol, C \u003d 55,55 mol: 1 l \u003d 55 55 mol/l). Tato hodnota je konstantní při dané teplotě (25 °C), nazývá se iontový přídavek vody KW: Disociace vody je endotermický proces, proto je v důsledku zvýšení teploty v souladu s principem Le Chatelier, disociace je možná, iontová voda se zvyšuje při 10 - 1030. V čisté vodě při 25°C jsou koncentrace iontů ve vodě a hydroxylu navzájem stejné: = = 10-7 mol/l Diferenciály, ve kterých jsou koncentrace iontů a hydroxylu navzájem stejné, se nazývají neutrální. Přidáte-li kyselinu do čisté vody, koncentrace iontů ve vodě stoupne a stane se vyšší, nižší než 10-7 mol / l, střed se stane kyselým, při kterém se změní koncentrace iontů v hydroxidu, takže iontový přídavek vody uloží svou 14-hodnotu. Ty stejné vіdbuvatimetsya і při přidávání do čisté vody louky. Koncentrace iontů ve vodě a hydroxidu je vázána k sobě prostřednictvím iontového vlákna, při znalosti koncentrace jednoho z iontů je snadné vypočítat koncentraci druhého. Například yaksho = 10-3 mol/l, pak = KW/ = 10-14/10-3 = 10-11 mol/l nebo yaksho = 10-2 mol/l, pak = KW/ = 10-14 / 10-2 \u003d 10-12 mol / l. Tímto způsobem může být koncentrace iontů ve vodě nebo hydroxidu vápenatou charakteristikou kyselosti nebo obsahu média. Ve skutečnosti je nebarví koncentrace iontů ve vodě a hydroxylu, ale indikátory pH vody a pH hydroxylu. Vodní indikátor pH se rovná zápornému desátému logaritmu koncentrace iontů ve vodě: pH = - lg - kyselé, navíc čím nižší pH, tím vyšší koncentrace iontů ve vodě. pH větší než 7 - střed bazénu, pokud je pH vyšší, pak je koncentrace iontů v hydroxidu vyšší.
