Решение диссоциации онлайн
Электролитическая диссоциация
Водные растворы некоторых веществ являются проводниками электрического тока. Эти вещества относятся к электролитам. Электролитами являются кислоты, основания и соли, расплавы некоторых веществ.
Растворы некоторых веществ в воде не проводят электрический ток. Такие вещества называют неэлектролитами. К ним относятся многие органические соединения, например сахар и спирты.
Теория электролитической диссоциации
Теория электролитической диссоциации была сформулирована шведским ученым С. Аррениусом (1887 г.). Основные положения теории С. Аррениуса:
— электролиты при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на положительно и отрицательно заряженные ионы;
— под действием электрического тока положительно заряженные ионы движутся к катоду (катионы), а отрицательно заряженные – к аноду (анионы);
— диссоциация – обратимый процесс
Механизм электролитической диссоциации заключается в ион-дипольном взаимодействии между ионами и диполями воды (рис. 1).
Рис. 1. Электролитическая диссоциация раствора хлорида натрия
Легче всего диссоциируют вещества с ионной связью. Аналогично диссоциация протекает у молекул, образованных по типу полярной ковалентной связи (характер взаимодействия – диполь-дипольный).
Диссоциация кислот, оснований, солей
При диссоциации кислот всегда образуются ионы водорода (H + ), а точнее – гидроксония (H3O + ), которые отвечают за свойства кислот (кислый вкус, действие индикаторов, взаимодействие с основаниями и т.д.).
При диссоциации оснований всегда образуются гидроксид-ионы водорода (OH − ), ответственные за свойства оснований (изменение окраски индикаторов, взаимодействие с кислотами и т.д.).
Соли – это электролиты, при диссоциации которых образуются катионы металлов (или катион аммония NH4 + ) и анионы кислотных остатков.
Многоосновные кислоты и основания диссоциируют ступенчато.
HSO4 − ↔ H + + SO4 2- (II ступень)
Ca(OH)2 ↔ [CaOH] + + OH − (I ступень)
[CaOH] + ↔ Ca 2+ + OH −
Степень диссоциации
Среди электролитов различают слабые и сильные растворы. Чтобы охарактеризовать эту меру существует понятие и величина степени диссоциации (). Степень диссоциации – отношение числа молекул, продиссоциировавших на ионы к общему числу молекул. часто выражают в %.
= N’ / N
К слабым электролитам относятся вещества, у которых в децимолярном растворе (0,1 моль/л) степень диссоциации меньше 3%. К сильным электролитам относятся вещества, у которых в децимолярном растворе (0,1 моль/л) степень диссоциации больше 3%. Растворы сильных электролитов не содержат непродиссоциировавших молекул, а процесс ассоциации (объединения) приводит к образованию гидратированных ионов и ионных пар.
На степень диссоциации оказывают особое влияние природа растворителя, природа растворенного вещества, температура (у сильных электролитов с повышением температуры степень диссоциации снижается, а у слабых – проходит через максимум в области температур 60 o С), концентрация растворов, введение в раствор одноименных ионов.
Амфотерные электролиты
Существуют электролиты, которые при диссоциации образуют и H + , и OH − ионы. Такие электролиты называют амфотерными, например: Be(OH)2, Zn(OH)2, Sn(OH)2, Al(OH)3, Cr(OH)3 и т.д.
H + +RO − ↔ ROH ↔ R + + OH −
Ионные уравнения реакций
Реакции в водных растворах электролитов – это реакции между ионами – ионные реакции, которые записывают с помощью ионных уравнений в молекулярной, полной ионной и сокращенной ионной формах. Например:
Ba 2+ + SO4 2- = BaSO4 ↓ (сокращенная ионная форма)
Водородный показатель pH
Вода – слабый электролит, поэтому процесс диссоциации протекает в незначительной степени.
К любому равновесию можно применить закон действующих масс и записать выражение для константы равновесия:
Равновесная концентрация воды – величина постоянная, слеовательно.
Кислотность (основность) водного раствора удобно выражать через десятичный логарифм молярной концентрации ионов водорода, взятый с обратным знаком. Эта величина называется водородным показателем (рН):
Если раствор нейтральный, то [H + ]=[OH − ] =10 -7 , рН =7.
Если среда кислая [H + ] > 10 -7 , рН + ] -7 , рН > 7
CHEMEGE.RU
Подготовка к ЕГЭ по химии и олимпиадам
Теория электролитической диссоциации
Темы кодификатора ЕГЭ: Электролитическая диссоциация электролитов вводных растворах. Сильные и слабые электролиты.
Электролиты – это вещества, растворы и расплавы которых проводят электрический ток.
Электрический ток – это упорядоченное движение заряженных частиц под действием электрического поля. Таким образом, в растворах или расплавах электролитов есть заряженные частицы. В растворах электролитов, как правило, электрическая проводимость обусловлена наличием ионов.
Ионы – это заряженные частицы (атомы или группы атомов). Разделяют положительно заряженные ионы (катионы) и отрицательно заряженные ионы (анионы).
Электролитическая диссоциация — это процесс распада электролита на ионы при его растворении или плавлении.
Разделяют вещества — электролиты и неэлектролиты. К неэлектролитам относятся вещества с прочной ковалентной неполярной связью (простые вещества), все оксиды (которые химически не взаимодействуют с водой), большинство органических веществ (кроме полярных соединений — карбоновых кислот, их солей, фенолов) — альдегиды, кетоны, углеводороды, углеводы.
К электролитам относят некоторые вещества с ковалентной полярной связью и вещества с ионной кристаллической решеткой.
В чем же суть процесса электролитической диссоциации?
Поместим в пробирку несколько кристаллов хлорида натрия и добавим воду. Через некоторое время кристаллы растворятся. Что произошло?
Хлорид натрия – вещество с ионной кристаллической решеткой. Кристалл NaCl состоит из ионов Na + и Cl — . В воде этот кристалл распадается на структурные единицы-ионы. При этом распадаются ионные химические связи и некоторые водородные связи между молекулами воды. Попавшие в воду ионы Na + и Cl — вступают во взаимодействие с молекулами воды. В случае хлорид-ионов можно говорить про электростатическое притяжение дипольных (полярных) молекул воды к аниону хлора, а в случае катионов натрия оно приближается по своей природе к донорно-акцепторному (когда электронная пара атома кислорода помещается на вакантные орбитали иона натрия). Окруженные молекулами воды ионы покрываются гидратной оболочкой. Диссоциация хлорида натрия описывается уравнением:
NaCl = Na + + Cl –
При растворении в воде соединений с ковалентной полярной связью, молекулы воды, окружив полярную молекулу, сначала растягивают связь в ней, увеличивая её полярность, затем разрывают её на ионы, которые гидратируются и равномерно распределяются в растворе. Например, соляная ксилота диссоциирует на ионы так: HCl = H + + Cl — .
При расплавлении, когда происходит нагревание кристалла, ионы начинают совершать интенсивные колебания в узлах кристаллической решётки, в результате чего она разрушается, образуется расплав, который состоит из ионов.
Процесс электролитической диссоциации характеризуется величиной степени диссоциации молекул вещества:
Степень диссоциации — это отношение числа продиссоциировавших (распавшихся) молекул к общему числу молекул электролита. Т.е., какая доля молекул исходного вещества распадается в растворе или расплаве на ионы.
Nпродисс — это число продиссоциировавших молекул,
Nисх — это исходное число молекул.
По степени диссоциации электролиты делят на делят на сильные и слабые.
Сильные электролиты (α≈1):
1. Все растворимые соли (в том числе соли органических кислот — ацетат калия CH3COOK, формиат натрия HCOONa и др.)
2. Сильные кислоты: HCl, HI, HBr, HNO3, H2SO4 (по первой ступени), HClO4 и др.;
3. Щелочи: NaOH, KOH, LiOH, RbOH, CsOH; Ca(OH)2, Sr(OH)2, Ba(OH)2.
Сильные электролиты распадаются на ионы практически полностью в водных растворах, но только в ненасыщенных. В насыщенных растворах даже сильные электролиты могут распадаться только частично. Т.е. степень диссоциации сильных электролитов α приблизительно равна 1 только для ненасыщенных растворов веществ. В насыщенных или концентрированны растворах степень диссоциации сильных электролитов может быть меньше или равна 1: α≤1.
Слабые электролиты (α + и PO4 3– :
Диссоциация слабых электролитов : многоосновных кислот и многокислотных оснований происходит ступенчато и обратимо. Т.е. при диссоциации слабых электролитов распадается на ионы только очень небольшая часть исходных частиц. Например, угольная кислота:
HCO3 – ↔ H + + CO3 2–
Гидроксид магния диссоциирует также в 2 ступени:
Mg(OH)2 ⇄ Mg(OH) + OH –
Mg(OH) + ⇄ Mg 2+ + OH –
Кислые соли диссоциируют также ступенчато, сначала разрываются ионные связи, затем — ковалентные полярные. Например, гидрокабонат калия и гидроксохлорид магния:
KHCO3 ⇄ K + + HCO3 – (α=1)
HCO3 – ⇄ H + + CO3 2– (α + + Cl – (α=1)
MgOH + ⇄ Mg 2+ + OH – (α + + S 2– , при полном распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не получится никак;
б) Ba(ClO3)2 ⇄ Ba 2+ + 2ClO3 – , опять при распаде 1 моль соли образуется 3 моль ионов, больше 3 моль ионов не образуется никак;
в) NH4NO3 ⇄ NH4 + + NO3 – , при распаде 1 моль нитрата аммония образуется 2 моль ионов максимально, больше 2 моль ионов не образуется никак;
г) Fe(NO3)3 ⇄ Fe 3+ + 3NO3 – , при полном распаде 1 моль нитрата железа (III) образуется 4 моль ионов. Следовательно, при неполном распаде 1 моль нитрата железа возможно образование меньшего числа ионов (неполный распад возможен в насыщенном растворе соли). Следовательно, вариант 4 нам подходит.
Электролитическая диссоциация
Растворение любого вещества в воде сопровождается образованием гидратов. Если при этом в растворе не происходит формульных изменений у частиц растворенного вещества, то такие вещества относят к неэлектролитам. Ими являются, например, газ азот N2, жидкость хлороформ CHCl3, твердое вещество сахароза C12H22O11, которые в водном растворе существуют в виде гидратов этих молекул.
известно много веществ (в общем виде МА), которые после растворения в воде и образования гидратов молекул МА nH2O претерпевают существенные формульные изменения. В результате в растворе появляются гидратированные ионы – катионы М + * nH2O и анионы А * nH2O:
МА * nH2O → М + * nH2O + А — * nH2O
Такие вещества относятся к электролитам.
Процесс появления гидратированных ионов в водном растворе называется электролитической диссоциацией (С. Аррениус 1887).
Электролитическая диссоциация ионных кристаллических веществ (М + )(А — ) в воде является необратимой реакцией:
(М + )(А — )(т) →(М + )(А — )(р) =(М + )(р) + (А — )(р)
Такие вещества относятся к сильным электролитам, ими являются многие основания и соли, например:
NaOH = Na + + OH — K2SO4 = 2K + + SO4 —
Ba(OH)2 = Ba 2+ + 2OH — Na2 = 2Na + + S 2-
Электролитическая диссоциация вещества МА, состоящих из полярных ковалентных молекул, является обратимой реакцией:
(М-А)(г,ж,т) → (М-А)(р) ↔ М + (р) А — (р)
такие вещества относят к слабым электролитам, ими являются многие кислоты и некоторые основания, например:
а) HNO2 ↔ H + + NO 2-
б) CH3COOH ↔ H + + CH3COO —
в) H2CO3 ↔ H + + HCO3 — (первая ступень)
HCO3 — ↔ H + + CO3 2- (вторая ступень)
г) NH3 * H2O ↔ NH4 + OH —
В разбавленных водных растворах слабых электролитов мы всегда обнаружим как исходные молекулы, так и продукты их диссоциации – гидратированные ионы.
Качественная характеристика диссоциации электролитов называется степенью диссоциации и обозначается ɑ 1 , всегда ɑ › 0.
Для сильных электролитов ɑ = 1 по определению (диссоциация таких электролитов полная).
Для слабых электролитов степень диссоциации – отношение малярной концентрации продиссоциировавшего вещества (сд) к общей концентрации вещества в растворе (с):
Степень диссоциации – это доля единицы от 100%. Для слабых электролитов ɑ ˂ С 1 (100%). Для слабых кислот HnA степень диссоциации по каждой следующей ступени резко уменьшается по сравнению с предыдущей:
H3PO4 ↔ H + + H2PO4 — = 23,5%
H2PO4 — ↔ H + + HPO4 2- = 3*10 -4 %
HPO4 2- ↔ H + + PO4 3- = 2*10 -9 %
Степень диссоциации зависит от природы и концентрации электролита, а также от температуры раствора; она растет при уменьшении концентрации вещества в растворе (т.е. при разбавлении раствора) при нагревании.
В разбавленных растворах сильных кислот HnA их гидротионы Hn-1A не существуют, например:
H2SO4 = H + + [HSO4 — ] ( 1 → 1)
[HSO4 — ] = H + + SO4 -2 ( 1 → 1)
В итоге: H2SO4(разб.) = 2H + + SO4 -2
в концентрированных растворах содержание гидроанионов (и даже исходных молекул) становятся заметными:
H2SO4 — (конц.) ↔ H + + HSO4 — ( 1 ˂ 1)
HSO4 — ↔ H + + SO4 2- ( 2 ˂ 1 ˂ 1)
(суммировать уравнения стадий обратимой диссоциации нельзя!). При нагревании значения 1 и 2 возрастают, что способствует протеканию реакций с участием концентрированных кислот.
Кислоты — это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор катионы водорода и никаких других положительных анионов не образуют:
* буквой обозначают степень протекания любых обратимых реакций, в том числе и степень гидролиза.
H2SO4 = 2H + = SO4 2- , HF ↔ H + + F —
Распространенные сильные кислоты:
Кислородсодержащие кислоты
Бескислородные кислоты
HCl, HBr, HI, HNCS
В разбавленном водном растворе (условно до 10%-ного или 0,1-молярного) эти кислоты диссоциируют полностью. Для сильных кислот HnA в список вошли их гидротионы (анионы кислых солей), также диссоциирующие полностью в этих условиях.
Распространенные слабые кислоты:
Кислородсодержащие кислоты
Бескислородные кислоты
Основание – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор гидроксид-ионы и никаких других отрицательных ионов не образуют:
KOH = K + + OH — , Ca(OH)2 = Ca 2+ + 2OH —
Диссоциация малорастворимых оснований Mg(OH)2, Cu(OH)2, Mn(OH)2, Fe(OH)2 и других практического значения не имеет.
К сильным основаниям (щелочам) относятся NaOH, KOH, Ba(OH)2 некоторые другие. Самым известным слабым основанием является гидрат аммиака NH3 H2O.
Средние соли – это электролиты, которые при диссоциации поставляют в водный раствор любые катионы, кроме H + , и любые анионы, кроме OH:
Cu(NO3)2 = Cu 2+ + 2NO3 —
Al2(SO4)3 =2Al 3+ + 3SO4 2-
Na(CH3COO) = Na + + CH3COO —
BaCl2 = Ba 2+ + 2Cl
K2S = 2K + + S 2-
Mg(CN)2 = Mg 2+ + 2CN —
речь идет не только о хорошо растворимых солях. Диссоциация малорастворимых и практически нерастворимых солей значения не имеет.
Аналогично диссоциируют двойные соли:
KAl(SO4)2 = K + + Al 3+ + 2SO4 2-
Fe(NH4)2(SO4)2 = Fe 2+ + 2NH4 + 2SO4 2-
Кислые соли (большинство из них растворимы в воде) диссоциируют полностью по типу средних солей:
KHSO4 = K + + HSO4 —
KHCr2O7 = K + + HCr2O7 —
KH2PO4 = K + + H2PO4 —
NaHCO3 = Na + + HCO3 —
Образующиеся гидроанионы подвергаются, в свою очередь, воздействию воды:
а) если гидроанион принадлежит сильной кислоте, то он и сам диссоциирует также полностью:
HSO4 — = H + + HSO4 2- , HCr2O7 — = H + + Cr2O7 2-
и полное уравнение реакции диссоциации запишется в виде:
KHSO4 = K + + H + + SO4 2-
KHCr2O7 = K + + H + Cr2O7 2-
(растворы этих солей обязательно будут кислыми, как и растворы соответствующих кислот);
б) если гидротион принадлежит слабой кислоте, то его поведение в воде двойственно – либо неполная диссоциация по типу слабой кислоты:
H2PO4 — ↔ H + + HPO4 2- ( 1)
HCO3 — ↔ H + CO3 2- ( 1)
Либо взаимодействие с водой (называемым обратимым гидролизом):
H2PO4 — + H2O ↔ H3PO4 + OH — ( 2)
HCO3 — + H2O ↔ H2CO3 + OH — ( 2)
При 1 2 преобладает диссоциация (и раствор будет кислым), а при 1 2 – гидролиз (и раствор соли будет щелочным). Так, кислыми будут растворы солей с анионами HSO3 — , H2PO4 — , H2AsO4 — и HSeO3, растворы солей с другими анионами (их большинство) будут щелочными. Другими словами, название «кислые» для солей с большинством гидроанионов не предполагает, что эти анионы будут вести себя в растворе как кислоты (гидролиз гидроанионов и расчет отношения между 1 и 2 изучаются только в высшей школе)
Основные соли MgCl(OH), CuCO3(OH)2 и другие в своем большинстве практически нерастворимы в воде, и обсуждать их поведение в водном растворе невозможно.
Электролитическая диссоциация: решение задач
Теоретический материал приведен на страницах:
Освежим в памяти основные моменты, которые необходимы при решении задач.
Степень диссоциации (α) — отношение кол-ва молекул, которые распались на ионы (N’), к общему кол-ву растворенных молекул (N):
- α=0 — диссоциация отсутствует;
- α=0-3% — слабые электролиты — слабые кислоты (H2SO3, H2S, H2SiO3), слабые основания;
- α=3%-30% — средние электролиты;
- α=30%-100% — сильные электролиты — соли, сильные кислоты (HCl, HBr, HNO3, H2SO4(разб.)), некоторые основания (LiOH, KOH, NaOH);
- α=100% — полная диссоциация.
Степень диссоциации зависит от концентрации раствора.
Константа диссоциации электролита (K) — количественная характеристика диссоциации — отношение произведений концентрации ионов, образованных при диссоциации, к концентрации исходных частиц. Для электролита АВ, который диссоциирует по уравнению АВ↔A — +B + :
Константра диссоциации не зависит от концентрации веществ и может колебаться в очень ширком диапазоне — от 10 -16 до 10 15 .
Степень и константа диссоциации связаны между собой соотношением, называемым Законом разведения Оствальда:
Для слабых электролитов:
Диссоциация воды и её константа диссоциации:
Поскольку вода является очень слабым электролитом, то концентрация [H2O] является практически неизменной, поэтому, остаётся постоянной и константа диссоциации воды (ионное произведение воды):
Для чистой воды:
На практике пользуются водородным показателем pH=-lg[H + ]:
- pH=7 — нейтральная среда;
- pH 7 — щелочная среда.
Диссоциация кислот и оснований
Константа диссоциации одноосновных кислот (Ka-кислотный тип диссоциации; А — -кислотный остаток):
Многоосновные кислоты диссоциируют в несколько стадий, у каждой из которых своя константа диссоциации.
Константа диссоциации оснований обозначается Kb.
Диссоциация малорастворимых веществ
Константа диссоциации малорастворимых веществ называется произведением растворимости (ПР).
При наличии в растворе нескольких электролитов они диссоциируют в сторону образования: 1) осадков; 2) газов; 3) слабых электролитов.
Взаимодействие солей с водой с образованием кислой и основной соли называется гидролизом.
Примеры решения задач
Пример 1 . Написать молекулярное уравнение, соответствующее ионному уравнению взаимодействия иона водорода (H + ) с гидроксид-ионом (OH — ).
- ион водорода реагирует с гидроксид-ионом с образованием молекулы воды (реакция нейтрализации):
- ионы водорода образуются при диссоциации сильных кислот (HCl);
- гидроксид-ионы образуются при диссоциации сильных оснований (NaOH);
Пример 2 . Написать молекулярное уравнение, соответствующее ионному уравнению взаимодействия иона водорода с карбонат-ионом.
- карбонат-ионы реагируют с ионами водорода с образованием гидрокарбонат-ионов (реакция протекает при недостатке ионов водорода):
- второй вариант данной реакции — образование неустойчивой угольной кислоты, распадающейся на воду и оксид углерода (протекает при избытке ионов водорода):
- Молекулярные уравнения реакций:
Пример 3 . Написать молекулярное уравнение, соответствующее ионному уравнению взаимодействия иона серебра с гидроксид-ионом.
- ион серебра реагирует с гидроксид-ионом с образованием неустойчивого соединения гидроксида серебра, распадающегося на воду и оксид серебра:
- ионы серебра образуются при диссоциации растворимых солей серебра (AgNO3);
- гидроксид-ионы образуются при диссоциации сильных оснований (NaOH);
Пример 4 . При взаимодействии каких растворов получится карбонат кальция (CaCO3)?
Из таблицы растворимости видно, что карбонат кальция нерастворим в воде.
- Сокращенное ионное уравнение для получения CaCO3 будет иметь следующий вид:
- Для решения задачи подойдет любое растворимое соединение кальция, которое будет диссоциировать с образованием ионов Ca 2+ , например, хлорид или нитрат кальция — CaCl2 или Ca(NO3)2;
- В качестве донора ионов CO3 2- сойдет любой растворимый в воде карбонат, например, Na2CO3 или K2CO3;
- Один из вариантов молекулярного уравнения:
Пример 5 . Растворы каких солей нужны для получения:
Пример 6 . Какие вещества образуются при взаимодействии растворов сульфата натрия (Na2SO4) и хлорида бария (BaCl2)?
- Из таблицы растворимости видно, что обе соли растворимы в воде:
- При слиянии растворов образуются катионы натрия и бария и анионы хлора и оксида серы. Из таблицы растворимости видно, что нерастворимую в воде соль даст сочетание Ba 2+ и SO4 2- :
- Уравнение реакции будет иметь вид:
Пример 7 . Какая соль выпадет в осадок при взаимодействии нитрата серебра (AgNO3) и хлорида кальция (CaCl2)? Написать уравнение реакции.
Пример 8 . Каким образом можно очистить поваренную соль (NaCl) от сульфата натрия (Na2SO4)?
Идея решения задачи заключается в добавлении в раствор поваренной соли и сульфата натрия вещества, способного распадаться на ионы, которые свяжут ионы оксида серы в нерастворимую соль, высвободив тем самым ионы натрия.
Роль связывающего вещества выполнит хлорид кальция CaCl2.
После того, как CaSO4↓ выпадет в осадок, полученный раствор необходимо будет отфильтровать, после чего в фильтрате будет присутствовать чистая поваренная соль.
Пример 9 . Написать молекулярное и ионное уравнение реакции хлорида алюминия с нитратом серебра.
- Молекулярное уравнение:
- Полное ионное уравнение:
- Сокращенное ионное уравнение:
Пример 10 . Рассчитать концентрацию ионов, образующихся при смешении 1 литра 0,25М раствора BaCl2 и 1 литра 0,5М раствора Na2SO4, после выпадения BaSO4 в осадок.
- Молекулярное уравнение реакции:
- Сокращенное ионное уравнение:
- Рассчитаем исходные кол-ва ионов:
- (Ba 2+ ) в обменной реакции присутствует в недостатке, поэтому, в реакцию вступает не 0,5, а только 0,25 SO4 2- ;
- Объем полученного раствора 1+1=2 литра;
- Рассчитаем молярные концентрации ионов:
Пример 11 . Рассчитать pH водного раствора 0,1М HCl; 0,1M NaOH.
- HCl — сильная кислота, диссоциирует полностью, уравнение диссоциации:
- NaOH — сильное основание, диссоциирует полностью, уравнение диссоциации:
Пример 12 . Рассчитать концентрацию ионов водорода в растворе аммиака с концентрацией 1,5 моль/л (K=1,7·10 -5 ).
- Формула равновесия, установленного в водном растворе аммиака:
- Обозначим через x равновесную концентрацию [OH — ]; тогда [NH4 + ]=x; [NH3]=1,5-x:
Пример 13 . Какое кол-во осадка образуется при смешении 250 мл растворов нитрита лития (концентрация 0,3 моль/л) и фторида натрия (0,2 моль/л), если произведение растворимости фторида лития ПР(LiF)=1,5·10 -3 .
- Уравнение реакции:
- Рассчитаем исходные кол-ва ионов:
- Объем раствора равен 0,25+0,25=0,5 л
- Если обозначить через x моль кол-во выпавшего осадка LiF, тогда произведение концентрации ионов в растворе будет равно:
- Масса выпавшего осадка:
Если вам понравился сайт, будем благодарны за его популяризацию 🙂 Расскажите о нас друзьям на форуме, в блоге, сообществе. Это наша кнопочка:
Код кнопки:
Политика конфиденциальности Об авторе