Диссоциация молекул электролита

Эти отклонения нельзя было объяснить ничем иным, кроме как увеличением числа частиц растворенного вещества, т. е. диссоциацией молекул электролита в растворе иа более мелкие частицы. [c.247]

Рис. 139. Диссоциация молекулы электролита под действием полярных молекул растворителя.

В растворах слабых электролитов диссоциация молекул электролита на ионы увеличивает объем раствора. Поэтому повышение давления в соответствии с принципом смещения подвижного равновесия Ле-Шателье — Брауна должно уменьшать степень диссоциации электролита и, следовательно, электропроводность. Заметное влия- [c.255]

Когда при диссоциации молекулы электролита получается больше двух ионов [c.59]

V — число ионов, образующихся при диссоциации молекулы электролита, а а —степень диссоциации. Следовательно, с увеличением числа частиц в растворе пропорционально уменьшается давление паров растворителя. [c.24]

К процессу электролитической диссоциации применим закон действующих масс. Так, если в результате диссоциации молекулы электролита МА получается один катион и один анион МАч М++А-, то [c.13]

Электропроводность растворов сильных электролитов ниже той, какую следует ожидать при полной диссоциации молекул электролита. [c.285]

Если при диссоциации молекулы электролита образуется несколько одинаковых ионов, то в выражении ПР их концентрации возводятся в соответствующую степень. Например [c.43]

Диссоциация — процесс обратимый, поскольку параллельно идет распад молекул на ионы (диссоциация) и процесс соединения ионов в молекулы (ассоциация). Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КА на катион [c.150]

Поэтому в уравнениях электролитической диссоциации вместо знака равенства ставят знак обратимости. Например, уравнение диссоциации молекулы электролита КА на катион К" и анион А в общем виде записывается так [c.107]

Диссоциацию молекул электролитов выражают уравнениями, в которых вместо знака равенства ставят знак обратимости (ч=ь). В левой части уравнения записывают [c.179]

В тех случаях, когда при диссоциации молекулы электролита получается два или более одинаковых иона, концентрации этих ионов в выражении произведения растворимости должны быть возведены в соответствую щие степени, например [c.149]

Если, например, при полной диссоциации молекулы электролита образуется катионов и анионов, то для раствора, содержащего молярной доли катионов и х молярной доли анионов, средняя молярная доля электролита х . выражается соотношением [c.358]

Аррениус и, почти одновременно с ним, Планк пришли к заключению, что электропроводность электролитов пропорциональна числу ионов в растворе. На этой основе были объяснены многие явления в растворах слабых электролитов, что послужило подтверждением знаменитой гипотезы Аррениуса о диссоциации молекул электролитов. [c.23]

Однако в растворах слабых электролитов возрастание проводимости намного значительнее, чем в растворах сильных электролитов того же соотношения зарядности ионов (рис. 4.10 и 4.11), хотя оно не овязано с исчезновением электрофоретического и релаксационного эффектов. Причина значительного изменения проводимости слабых электролитов заключается в промотировании диссоциации молекул электролита столкновениями с ними ионов, разогнанных полем до высокой скорости. Вследствие столкновений равновесие [c.376]

С конца прошлого века было известно, что образование ионов в растворе происходит одновременно с растворением чистого твердого или жидкого электролита . Теория Аррениуса явилась началом современной электрохимии. Она установила, что ионы образуются при диссоциации молекул электролита для бинарных электролитов в общем справедливо [c.463]

На сколько ионов распадается при полной диссоциации молекулы электролитов, формулы которых а) H2SO4 б) Sr (0Н)2 [c.77]

Получаемые экспериментальные данР1ые приводили к выводу о возможной диссоциации молекул электролита в растворе на более мелкие частицы. [c.207]

Уравнение (VII.25) следует применять, когда Ydn ионов вносятся в фазу t извне. Если от Idtii ионов появляются внутри фазы, например вследствие диссоциации молекул электролита, то слагаемые типа 2/fф< >iin взаимно уничтожаются, так как общий положительный заряд катионов эквивалентен общему отрицательному заряду анионов. В этом случае (VII. 25) принимает вид [c.424]

Закон разбавления В. Оствальда подтверждал теорию электролитической диссоциации и позволял определить зависимость степени диссоциации молекул электролита от концентрации раствора. В дальнейшем этот закон подвергался неоднократной проверке. Было найдено, что для сильных электролитов и концентрированных растворов он неприменим. Потребовались многочисленные исследования ученых конца XIX и начала XX в., чтобы объясгшть причину отступления сильных электролитов от закона разбавленпя. Плодотворность теории электролитической диссоциации особенно ярко проявилась в том, что она с успехом была использована для объяснения механизма многих химических реакций и природы различных соединений, нанример комплексных. [c.317]

Здесь к - число ионов, на которые распадается при диссоциации молекула электролита (для КС1 к = 2, для ВаСЬ и N32804 к = 3 и т.д.). [c.63]

Как ул<е указано выше, продукты диссоциации молекул электролитов в водных растворах, являющиеся носителялш электрических зарядов, Фарадей назвал ионами. Ионы, несущие положительные заряды и движущиеся при прохождении тока по направлению к отрицательному электроду — катоду, названы Фарадеем катиона-.ми в проти ВО,положность ионам, несущим отрицательные заряды и движущимся к положительному электроду — аноду, названным им аниона м и [c.24]

По тем же причинам образование зарядов нарушает равновесие диссоциации электролита и, следовательно, вызывает повторную диссоциацию молекул электролита или рекомбинацию ионов. Разряд сопровождается повторной диссоциацией. Таким образем, оба явления вызывают изменения электропроводности. Образцы типа в и г после разряда все еще обнаруживают медленное изменение электропроводности, происходящее по направлению к равновесной величине. [c.184]

Согласно теории электролитической диссоциации молекулы электролита в водных растворах распадаются на ионы частично. Часть молекул остается в неизменном виде, причем ионы и не-диссоциированные молекулы в растворе находятся в равновесии. ОбозначихМ молекулу электролита КА, катион К+, анион А и запишем уравнение электролитической диссоциации в общем впде [c.56]

В соответствии с теорией Аррениуса, ионы раствора электролита образуются в процессе диссоциации молекул электролита этот процесс можно описать аналогично термической диссоциации на основании закона действующих масс. Согласно принятой тогда классификации, электролиты с константой диссоциации ниже считали слабыми электролиты, имеющие константу диссоциации от до единицы, — электролитами средней силы, а электролиты с константой диссоциации более единицы — сильны ми электролитами. Однако с развитием представлений о растворах электролитов эта класификация оказалась неудовлетворительной, тем более что, согласно некоторым экспериментам, закон действующих масс в его первоначальной форме для растворов сильных электролитов и описания изменений их электропроводности несправедлив. Стало ясно, что процессы образования свободных (т. е. имеющих относительно высокую подвижность) ионов из растворенных веществ, состоящих в чистом виде из ковалентных молекул (например, соляная кислота) и из ионных кристаллов, имеют разную природу. [c.465]

Все аномалии растворов электролитов вызываются одной причиной — диссоциацией молекул электролитов, причем этой диссоциации подвергаются даже столь прочные на первый взгляд молекулы, как КС1, NaOH и т. д. Поэтому коэффициенты I у электролитов, измеренные различными методами, включая также коэффициент i, вычисленный по данным электропроводности, являются одинаковыми. Во всех этих случаях I дает характеристику степени диссоциации и служит мерой ее влияния на свойства растворов. [c.25]

Процесс диссоциации молекул электролита на ионы обратим, сольваты противоположно заряженных ионов, сталкиваясь между собой в растворе и испытывая притяжение благодаря наличию у них разноименных зарядов, могут вновь соединяться между собой, образуя сольваты молекул. Не учитывая гидратную воду, процесс диссоциации СНС3ООН можно представить следующим упрощенным уравнением [c.85]

С увеличением концентрации раствора при полной диссоциации молекул электролита количество ионов в растворе значительно возрастает, что приводит к увеличению ионной силы раствора и значительному уменьшению коэффициентов активности ионов. Г. Н. Льюис и М. Рендель нашли закон ионной силы, согласно которому коэффициенты активности ионов одной и той же зарядности одинаковые во всех разбавленных растворах, имеющих одинаковую ионную силу. Однако этот закон применим лишь к очень разбавленным водным растворам, с ионной силой до 0,02 г-ион1л. При дальнейшем повышении концентрации, а следовательно, и ионной силы раствора начинаются отступления от закона ионной силы, вызываемые природой электролита (табл. 8). [c.59]