Страница 2

При х > у – кислые соли

2H₂SO₄ + Mg(OH) ₂ = Mg(HSO₄) ₂ + 2H₂O

Mg(HSO₄) ₂ <=> Mg²⁺ + 2HSO₄^-

При х = у – средние (нормальные) соли

H₂SO₄ + Mg(OH) ₂ = MgSO₄ + 2H₂O

MgSO₄ <=> Mg²⁺ + SO₄^2-

При х < у – основные соли

H₂SO₄ + 2Mg(OH) ₂ = (MgOH) ₂SO₄ + 2H₂O

(MgOH) ₂SO₄ <=> 2MgOH⁺ + SO₄^2-

Сильные электролиты в водных растворах полностью диссоциированы на ионы.

В воде, являющейся растворителем, статистически равномерно распределяются полностью гидратированные катионы и анионы сильного электролита. Электростатическое взаимодействие между ионами ослабляется до минимума большими расстояниями между ними и гидратными оболочками, выполняющими экранирующую роль.

В отличие от сильных электролитов диссоциация слабых электролитов протекает обратимо и устанавливается равновесие.

Количественно процесс диссоциации может быть охарактеризован рядом величин: степенью электролитической диссоциации «a», константой электролитической диссоциации К и др.

Степень электролитической диссоциации «a» – это отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул растворенного вещества в растворе.

«a» может измеряться в долях единицы или в процентах. a = 0, если диссоциация отсутствует; a = 1 или a = 100 % при полной диссоциации электролита.

К⁺А^- + хН₂О <=> К⁺ (Н₂О)к + А^- (Н₂О)а

Для смещения равновесия слева направо, то есть в сторону диссоциации, необходимо увеличить массу растворителя. Это означает, что диссоциация слабых электролитов проходит эффективнее в разбавленных растворах, чем в концентрированных. Иными словами, a возрастает с уменьшением концентрации электролита в растворе и принимает максимальное значение a = 1 в бесконечно разбавленном растворе.