Слабые электролиты Следы

Степень диссоциации может быть больше 0,1 и в том случае, когда растворенный электролит имеет константу диссоциации порядка 10 — 10 и, следовательно, является в группе слабых электролитов относительно более сильным. В таким случаях расчет следует вести по формуле (1), которая приводит к квадратному уравнению [c.109]

Как известно из школьного курса, по способности диссоциировать на ионы растворы электролитов разделяют на слабые и сильные. В растворе слабые электролиты состоят из молекул, которые частично распадаются на ионы под действием растворителя сильные электролиты состоят из ионов, которые за счет сольватации разъединены между собой. Образование сольватированных ионов обусловливает особые свойства растворов электролитов. Следует иметь в виду, что деление электролитов на слабые и сильные в значительной степени условно. Оно зависит от концентрации электролита, природы растворителя и некоторых других факторов. В очень разбавленных растворах все электролиты можно отнести к сильным. Йодисты натрий в воде ведет себя как сильный электролит, а в уксусной кислоте или ацетоне — как слабый электролит. Состояние сольватированного иона в растворе можно представить формулой [c.224]

Для комнатной температуры при содержании 0,1 моль электролита в 1 л раствора степень электролитической диссоциации сильных электролитов превышает 30%, а слабых — не превосходит 3%. Сильные электролиты — минеральные соли щелочных и щелочно-земельных металлов, а также галогениды, перхлораты и нитраты некоторых 5-элементов. Минеральные кислоты и щелочи являются сильными электролитами только в разбавлен-ны.к растворах. Все эти электролиты — соединения с ионной (соли, щелочи) или ковалентной полярной связью (кислоты). Следует отметить, что сильные электролиты могут вести себя как слабые. Это зависит от нх концентрации в растворе и от диэлектрической проницаемости растворителя. При низкой диэлектрической проницаемости растворителя растворенное в нем соединение с ионной связью может оказаться слабым электролитом. Например, ЫС1 в воде — сильный электролит, а д спиртах — слабый. [c.89]

Вода очень слабый электролит, ионизированный следующим образом [c.19]

При реакциях между ионами в растворах электролитов возможны следующие случаи 1) образующиеся вещества — сильные электролиты, хорошо растворимые в воде и полностью диссоциирующие на ионы 2) одно нз образующихся веществ — газ, осадок, слабый электролит (растворимый в воде) или комплексный нон. [c.19]

В результате реакции образовался слабый электролит — гидроксид аммония. В ионном виде процесс записывается следующим образом [c.153]

Как слабый электролит индикатор сам по себе ионизируется в растворе в незначительной степени. Однако если индикатор добавляется к раствору сильной кислоты или основания, то концентрация водородных ионов определяется уже не индикатором, а данным сильным электролитом. Надо помнить, что индикатор добавляется в раствор в очень малом количестве. Таким образом, [Н+1 в уравнении (24) оказывается переменной величиной, не зависящей от индикатора. Из этого уравнения следует, что отношение концентраций ионизированной и молекулярной форм индикатора определяется следующим образом [c.99]

Механизм атмосферной коррозии состоит в следующем. На металле путем адсорбции влаги из атмосферы создается тонкая жидкостная пленка (электролит). В сухом и чистом воздухе коррозия протекает. медленно (вода — электролит слабый). Присутствие в атмосфере газов СОз, а в особенности 50о (за счет газов сгорания топлива, содержащего серу), убыстряет коррозию. Например, срок службы стальных телеграфных проводов вблизи железных дорог значительно короче, чем вдали от них. [c.365]

На основе теории электролитической диссоциации к правилу Бертолле следует добавить положение реакция идет до конца , если образуется очень слабый электролит (например, вода, слабая кислота, комплексный ион и др.). [c.195]

Этилендиамин, как и аммиак, является слабым основанием и способен обеспечивать электролиз марганца в приведенном электролите. Для предотвращения окисления марганца в момент введения этилендиамина (Юн.) в электролит следует вводить соляный или сернокислый перекристаллизованный гидроксиламин (0,5 г/л). [c.101]

Дайте определение и проиллюстрируйте каждое из следующих положений диссоциация, кислота, гидроксильный ион, ионизация, двухосновная кислота, ионное уравнение, основание, кислая соль, сильная кислота, слабый электролит, двойная соль, нейтрализация, координационно-ковалентная связь, водный раствор аммиака (какие частицы присутствуют). [c.141]

При записи уравнения этой реакции в ионном виде следует учесть, что уксусная кислота — слабый электролит и плохо диссоциирована, поэтому ее правильнее записать в недиссоциированном виде [c.393]

Следует заметить, что такое же исчезновение скачка pH происходит и в тех случаях, когда титруют сильной кислотой или сильной щелочью, но титруемое вещество—очень слабый электролит или находится в очень разбавленном растворе. Во всех этих случаях точное титрование оказывается невозможным и потому не применяется. [c.345]

Возьмем слабый электролит — уксусную кислоту, структурную формулу которой можно представить в следующем виде [c.93]

Итак, степень диссоциации слабого электролита уменьшается, если внести в раствор сильный электролит с одноименным ионом, даже если сильный электролит взят в малом количестве. Если же добавить большое количество сильного электролита, то слабый электролит становится практически недиссоциированным. Отсюда следует, что слабая кислота в присутствии собственной соли или сильной кислоты почти не распадается на ионы. То же можно сказать о слабом основании, диссоциация которого подавляется в сильнощелочной среде или в присутствии соли одноименного катиона. [c.19]

Представление о ионных парах было введено в 1926 г. Бьеррумом [14]. К тому времени было известно, что ионофоры — соединения, образованные из ионов, а не из нейтральных молекул,— полностью диссоциируют в водных растворах. Предполагалось, что они точно так же будут вести себя и в других растворителях. Поэтому сообщение Краусса [15] о том, что такой типичный ионофор, как хлористый натрий, в жидком аммиаке ведет себя как слабый электролит, ионоген, было встречено с удивлением. Электропроводность растворов хлористого натрия в жидком аммиаке описывается теми же уравнениями, что и проводимость водных растворов уксусной кислоты, откуда следует, что лишь небольшая доля растворенной соли находится в виде свободных ионов. Чтобы объяснить эти наблюдения, Бьеррум предположил, что в жидком аммиаке и других неводных растворителях противоположно заряженные ионы ассоциируют в нейтральные ионные пары, которые не дают вклада в электропроводность раствора. [c.19]

Следовательно, для понижения степени электролитической диссоциации слабого электролита следует ввести в раствор сильный электролит, имеющий в своем составе ион, содержащийся в слабом электролите. [c.107]

Иногда заряд коллоидных частиц образуется не за счет адсорбции ионов из раствора, а в результате диссоциации поверхностного слоя самого ядра, например, при образовании коллоидной кремниевой кислоты. Молекулы ЗЮ , реагируя с водой, образуют кремниевую кислоту — слабый электролит с малой степенью диссоциации. Отрицательный заряд частицы кремниевой кислоты обусловлен диссоциацией молекул Н ЗЮ . Мицелла золя оксида кремния (IV) имеет следующий вид [c.319]

Величина К и называется константой диссоциации электролита при данной температуре. Это более общая характеристика раствора, чем а, так как константа диссоциации от концентрации не зависит. Легко заключить, что чем больше К (сравнивать следует при одной и той же температуре), тем сильнее электролит, тем больше ионов в растворе. Она зависит от природы электролита, природы растворителя и температуры. Значения К для слабых электролитов приводятся в т б-лицах справочников. [c.79]

Вычислить рн ацетатной смеси, исходя из следующих соображений. Соль КаСНзСОО как сильный электролит можно считать полностью диссоциированной на ионы. Высокая концентрация СНзСОО -иона соли практически нацело подавляет диссоциацию слабой уксусной кислоты. Вследствие этого равновесную концентрацию недиссоциированных молекул уксусной кислоты можно считать равной ее исходной молярной концентрации [СН3СООН 1рави = Ск-ти, а концентрацию СНзСОО -ионов в растворе равной молярной концентрации соли [СН3СОО 1р.р = = Сл)Л11. Тогда константа диссоциации уксусной кислоты в буфер-нбм растворе будет иметь вид [c.84]

Чем больше Кдасс, тем сильнее диссоциирован слабый электролит. Наряду с Кдпсс для количественной характеристики равновесия используют величину степени диссоциации а. Она характеризует долю молекул слабого электролита, которые диссоциировали в растворе на ионы. Степень диссоциации связана с константой диссоциации. Взаимосвязь между ними может быть найдена следующим образом. Если начальная концентрация растворенного слабого электролита равна С молей в 1 л, то после диссоциации в состоянии равновесия [А+]=аС [Х ] =аС [АХ] = (1 — а) С. Подставляя значения равновесных концентраций реагирующих веществ в уравнение (1.23), получаем [c.36]

Аналогичные pH и определяемые соотношением рК = —Ig К (где К — константа диссоциации) показатели применяются иногда также для характеристики силы кислот и оснований. Например, уксусной кислоте (К = 2-10 ) отвечает значение р/С = 4,7. Следует учитывать, что чем больше рК, тем слабее данный электролит. [c.186]

Экспериментальная часть. В качестве слабого электролита может быть взята уксусная, бензойная кислота или какой-либо иной электролит по выбору преподавателя. В целях сравнения с поведением сильных электролитов желательно провести параллельные измерения, например, с раствором НС1. Вначале следует приготовить исходные растворы 0,1 и. концентрации. Путем разбавления из них готовят более разбавленные растворы 0,03 0,01 0,003 0,001 н, [c.19]

Вода — очень слабый электролит. Константа электролитической диссоциации воды К 1,86 10 очень мала, а потому прохождение электрического тока через чистую воду затруднено. Если же к воде прибавить H2SO4 или NaOH, то ток проходит легко, причем на отрицательном полюсе выделяется водород, а на положительном — кислород. В случае электролиза воды, подкисленной серной кислотой, на катоде и аноде происходят следующие реакции [c.620]

Выбор режима формирования (концентрация кислоты, температура и плотность тока) основан на следующем использование тока при формировании выше в более слабом электролите, формирование заканчивается раньше. При более концентрированном электролите начальная емкость полученных пластин несколько выше. Отрицательные пластины, отформированные при более низких температурах, имеют более развитую поверхность свинцовой губки и, поэтому, большую емкость, особенно при разрядах с высокой плотностью тока. Положительные пластины получаются более прочными, если формирование производится при более высокой температуре. Влияние температуры и плотности тока взаимосвязаны — чем в )1ше плотность тока, тем большую температуру можно допустить при формировании. В табл. 71 приведены примеры режимов, принятых при формировании пластин для стартерных аккумуляторов. [c.506]

Какая форма записи правильна —первая или вторая Такой вопрос ча -сто задают абитуриенты. Ответ на него простой верны обе формы записи,. 40 первый содержит больше информации. Действительно, вода — очень слабый электролит, и потому концентрация ионов водорода в нейтральном растворе, как мы уже знаем, ничтожно мала. Мы уже условились записывать в уравнениях окислительно-восстановительных и других реакций слабые электролиты в молекулярной форме. Первую форму записи следует понимать так около катода постоянно расходуются ноны водорода, т. е. равновесие Н2О 4= Н+-1-0Н все время смещается вправо, поэтому стремление системы к равновесию выражается в том, что диссоциируют все новые и новые порции воды образующиеся при этом ионы водорода восстанавлнвают-ся, а ноны гидроксила остаются в растворе. Следовательно, первая форма записи показывает сумму двух процессов диссоциации воды и восстановления иопов а вторая — лишь восстановление ионов водорода, но противоречия между этими двумя формами записи пет. [c.146]

Величину К называют константой диссоциации электролита. Она характеризует его склонность к ионизации. Чем больше величина К, тем сильнее диссоциирует слабый электролит и тем выше концентрация его ионов в растворе при равновесии. Величину константы диссоциации вычисляют, исходя из молярной концентрации раствора и степени ионизации слабого электролита (при постоянной температуре). Например, если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты СН3СООН при 18 С степень ионизации равна 0,0132, то константу диссоциации находят путем следующих рассуждений. В 1л 0,1 М раствора содержится 0,1 моль уксусной кислоты. Из них соответственно степени диссоциации распалось на ионы 0,1 0,0132 = 0,00132 моль. Остальная кислота находится в виде недиссоциированных молекул, что составляет 0,1 — 0,00132 = 0,09868 моль. [c.27]

НгЗО, полностью диссоциирована на ионы Н504 и НзО+ и поэтому относится к сильным электролитам. Следует заметить, однако, что НЗО -ион — слабый электролит, диссоциирующий лишь частично. [c.17]

Соли, образованные сильным основанием и слабой кислотой (например, Hs OONa, K N, К2СО3, Na S). Гидролиз этих солей обусловлен связыванием ионов водорода в слабый электролит. Так, гидролиз ацетата натрия можно представить следующей схемой [c.158]

Соли, образованные слабым основанием и сильной кислотой (например, NH4 I, USO4, Zn l2). Гидролиз этих солей обусловлен связыванием ионов гидроксила воды в слабый электролит. Так, гидролиз хлорида аммония можно представить следующей схемой [c.159]

Взаимодействие стальных труб с водопроводной водой, представляющей слабый электролит, является процессом электрохимической коррозии металла и со провождается протеканием электриче ского тока от одних участков поверхности металла к другим. Корродирующую поверхность следует рассматривать как сложную систему, состоящую 3 большого количества различных катодных и анодяых участков [Л. 1]. [c.12]

Теперь выведем уравнения для вычисления pH и рОН растворов солей, подвергающихся гидролизу. Из уравнения (Б) следует, что при гидролизе соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, получаются эквивалентные количества молекул кислоты и ОН -ионов, т. е. [СНзСООН]=[ОН ]. Заменим в уравнении (12.9) [СНзСООН] на [ОН-], а [СН3СОО-] на концентрацию соли Ссоли (поскольку она сильный электролит и нацело диссоциирована на ионы). Тогда [c.117]

Из этих соотношений следует, что степень электролитической диссоциации а зависит от разведения 1/С°, а константа диссоциации пропорциональна и при данной концентрации может служить мерой силы электролита. Для слабых электролитов (СН,,СООН, NH OH) величина лежит в пределах 10 —10 для электролитов средней силы [Са(0Н)2, первая ступень Н3РО4, вторая ступень H2SO4) в пределах 10" —10 прн Кс = 10 " электролит считается очень слабым (H O, С Н ОН, H N, H3 ONH2). Свое название закона разведения соотношение (10.14) получило в силу пропорциональности между степенью электролитической диссоциации а и величиной разведения 1/С° чем больше разведение (т. е. чем меньше С°), тем больше степень электролитической диссоциации а. Значение закона разведения ограничивается практическим приложением его к решению задач, связанных с поведением растворов слабых электролитов, правильнее было бы соотношение (10.21) считать одной из частных задач химии растворов электролитов. [c.117]