Читайте также:
|
Сильные электролиты диссоциируют практически полностью, слабые – частично, поэтому в растворах слабых электролитов устанавливается химическое равновесие. Способность кислоты отдавать протон, а основание принимать его (т.е. силу кислот и оснований) можно охарактеризовать константами равновесий, которые называют константой кислотности Ka и константой основности Kb.
В общем случае в соответствии с протолитической теорией для диссоциации слабой одноосновной кислоты имеем:
НА + H2O ↔ H3O+ + А-
Для многих слабых кислот числовые значения Kа очень малы, поэтомуприменяют силовой показатель рKа.
pKа = -IgKа
Чем больше Kа (т.е. чем меньше pKа), тем сильнее кислота.
Аналогично, для слабого основания: В + H2O ↔ HB+ + OH-
, где все концентрации - равновесные
pKb = -IgKb
pKb -силовой показатель константы основности.
Определение катионов:
Fe3++ЗОН-=Fe(OH)3 (бурый осадок)
Катион Cr(III) со щелочью по каплям дает осадок, растворимый в избытке щелочи
СгС1з + 3NaOH = Сг (ОH)3 + 3NaCl Сг3+ + ЗОН- = Cr(OH)3
2Сг (ОН)з + 6NaOH = 2 Na3[Cr(OH)6] Сг (ОН)з + 3OH- = [Cr(OH)6]3-
Разделение катионов: отделить катионСг3+ от Fe3+
Катион Cr(III) со щелочью по каплям дает осадок гидроксида, растворимый в избытке щелочи
СгС1з + 3NaOH = Сг (ОH)3 + 3NaCl Сг3+ + ЗОН- = Cr(OH)3
2Сг (ОН)з + 6NaOH = 2 Na3[Cr(OH)6] Сг (ОН)з + 3OH- = [Cr(OH)6]3-
Дата добавления: 2015-04-26; просмотров: 150 | Поможем написать вашу работу | Нарушение авторских прав |
| <== предыдущая лекция | | | следующая лекция ==> |
| Электронная теория (донорно-акцепторная) Льюиса, 1926. | | | Кислотно-основное титрование |