Зависимость от степени диссоциации чисел

Формальная зависимость электропроводности от концентрации растворов была рассмотрена в гл. I. Для слабых электролитов, для которых зависимость степени диссоциации от разбавления представляет физическую реальность, естественно было связать изменение электропроводности при разбавлении с изменением степени диссоциации. Увеличение с разбавлением числа ионов, способных двигаться с некоторой скоростью в электрическом поле и переносящих электрические заряды, объясняет повышение эквивалентной электропроводности. При очень малой общей концентрации ионов в слабом электролите расстояния между ними настолько велики, что, как это неоднократно уже отмечалось, можно пренебречь электростатическим взаимодействием между ионами. Сопротивление такого электролита может быть объяснено только торможением движения ионов за счет трения, т. е. за счет той среды, в которой они движутся. Поэтому основными факторами, определяющими сопротивление в этом случае, являются (кроме степени диссоциации) вязкость среды и раз иеры этих ионов. [c.105]

Формальная зависимость электропроводности от концентрации растворов была рассмотрена в гл. I. Для слабых электролитов, для которых зависимость степени диссоциации от разбавления представляет физическую реальность, естественно было связать изменение электропроводности при разбавлении с изменением степени диссоциации. Увеличение с разбавлением числа ионов, способных двигаться с некоторой скоростью в электрическом поле и переносящих электрические заряды, объясняет повышение эквивалентной электропроводности. При очень малой общей концентрации ионов в слабом электролите расстояния между ними настолько велики, что, как это неоднократно уже отмечалось, можно пренебречь электростатическим взаимодействием между ионами. Сопротивление такого электролита может [c.118]

Экспериментально а определяют, наблюдая отклонении свойств растворов электролитов от теоретических зависимостей, установленных для идеальных растворов. Законы идеальных растворов (см. гл. УП, 3) связывают их свойства — упругость насыщенного пара, температуры кипения и замерзания, осмотическое давление с концентрацией молекул растворенного вещества. При диссоциации вещества на ионы число его частиц в растворе возрастает и в уравнениях появляется изотонический коэффициент 1, учитывающий степень диссоциации. Сравнивая расчетные и наблюдаемые показатели свойств растворов, можно определить поправочный коэффициент, а по нему а. [c.156]

Электролиты — это химические соединения, которые в растворе (полностью или частично) диссоциируют на ионы. Различают сильные и слабые электролиты. Сильные электролиты диссоциируют в растворе на ионы практически полностью. Примерами сильных электролитов в водных растворах могут служить некоторые неорганические основания (NaOH) и кислоты (НС1, HNO3), а также большинство неорганических и органических солей. Слабые электролиты диссоциируют в растворе только частично. Доля продиссоциировав-ших молекул из числа первоначально взятых называется степенью диссоциации. К слабым электролитам в водных растворах относятся почти все органические кислоты и основания (например, СН3СООН, пиридин) и некоторые неорганические соединения. В настоящее время Б связи с развитием исследований в неводных растворах доказано (Измайлов и др.), что сильные и слабые электролиты являются двумя различными состояниями химических соединений (электролитов) в зависимости от природы растворителя. В одном растворителе данный электролит может быть сильным электролитом, в другом — слабым. [c.244]

В зависимости от числа частиц, на которые диссоциирует электролит, различают электролиты бинарные (по величине заряда катиона и аниона 1—1, 2—2 или 3—3), тернарные (1—2 или 2—1), квартернарные (1—3 или 3—1). По величине степени диссоциации, которая изменяется в пределах [c.7]

Для слабых электролитов температурная зависимость электрической проводимости может иметь максимум. В этом случае, несмотря на то, что скорость движения нонов с температурой увеличивается, степень диссоциации может уменьшаться, в результате чего уменьшается общее число ионов в растворе. Уменьщение степени диссоциации при увеличении температуры происходит вследствие уменьшения диэлектрической проницаемости раствора, в результате чего силы взаимодействия между ионами увеличиваются. [c.222]

По рассмотрении только одного типа реакции можно сделать заключение о влиянии величины V на зависимость степени диссоциации от объема и давления. Для этого необходимо иметь ввиду, что местоположение объема и давления в полученных выше выражениях (205), (206), (207), (208), т. е. где находится эта величина — в числителе выражения или в знаменателе, зависит от знака изменения числа молей газообразных веществ в реакции ( ). Действительно, объем находится в знаменателе исходных выражений для [c.152]

Найдем зависимость между i и степенью диссоциации. Пусть N — исходное число молекул электролита, п — число ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы, а — степень диссоциации. [c.157]

Кислоты, основания и амфотерные соединения. Кислотой называется водородсодержащее соединение, дающее при диссоциации в водном растворе ионы Н+. Основанием является вещество, содержащее группы ОН и диссоциирующее в воде с образованием гидроксид - ионов ОН". Различные вещества, содержащие ионы Н и ОН", не одинаково легко их отщепляют. Различная способность веществ к распаду на ионы характеризуется их степенью диссоциации в растворах. Степенью диссоциации а называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул. Она выражается в виде дроби (0,1 0,2 и т. д.) или в процентах (10%, 20% и т. д.) и зависит от концентрации растворенного вещества и от температуры эти зависимости рассматриваются в курсе неорганической химии. Степень диссоциации зависит также от природы растворителя. [c.86]

Для I—I электролита (a-fb)=2 и i=l-t-a для И—I или I—П электролита (а+Ь)=3 и i—1+2а для П1—I электролита (а+Ь)=4 и t=l+3a для П1—И электролита (а+Ь)=5 и i=l-f4a и т. д. для бесконечно разбавленных растворов i=(fl4-b), т. е. суммарному числу ионов или частиц в формуле электролита. Как следует из (1V.17), зависимость изотонического коэффициента от различных факторов определяется типом электролита и зависимостью от них степени диссоциации. [c.227]

Как видно из табл. 36 и рис. 76 и 77, молярная электрическая проводимость сильных электролитов отличается от электрической проводимости слабых электролитов не только по значению, но и по характеру ее зависимости от концентрации или разведения. Для слабого электролита различие в молярных электрических проводимостях при разных разведениях обусловлено, в основном, только различием в числе ионов, образующихся при соответствующем разведении, т.е. степенью диссоциации электролита. Поэтому можно принять, что отношение молярной электрической проводимости при каком-то конкретном разведении к молярной электрической проводимости при бесконечном разведении Яоо равно соответствующей степени диссоциации [c.223]

В указанном смысле а обозначает только часть растворенного вещества в виде ионов, мигрирующих относительно независимо, и не учитывает природу свободных незаряженных частиц, которые могут быть молекулами, образованными ковалентными химическими связями, или ионными парами, связанными электростатическими силами притяжения. Слабые электролиты обычно находятся в виде недиссоциированных молекул, так что а обозначает степень диссоциации молекул, соответствующую равновесию их химической диссоциации. В разбавленных растворах сильные электролиты диссоциированы полностью или почти полностью и ковалентных молекул там нет или по крайней мере их число пренебрежимо мало. Однако часто небольшое число ионов образует ионные пары (иногда — тройники), связанные электростатическими силами притяжения, что снижает электропроводность. Степени диссоциации молекул и ассоциации ионов изменяются с концентрацией электролита, но по различным законам. Следовательно, зависимость проводимости от постоянных параметров (например, диэлектрической проницаемости растворителя) различна для недиссоциированных молекул и для образованных [c.304]

Для ионной ассоциации справедлив закон действующих масс, поэтому степень ассоциации, т, е. степень снижения числа свободных ионов по сравнению с (полной концентрацией, зависит от константы диссоциации. И наоборот, константу ассоциации можно определить по зависимости проводимости от концентрации. [c.363]

В полной аналогии с теорией электропроводности жидких электролитов эта величина выражается произведением числа свободных ионов (степени диссоциации) на их подвижность очевидно, обе эти характеристики, вообще говоря, должны зависеть от температуры. В кварце мне удалось экспериментально отделить друг от друга эти два фактора в остальных случаях приходится обращаться к косвенным данным. Хевеши считает, что в каменной соли все ионы решетки участвуют в проводимости. Желая избавиться от двойной зависимости (через степень диссоциации и подвижность), мы можем для примера предположить, что вся зависимость от температуры определяется подвижностью. Тогда работа диссоциации оказывается чрезвычайно малой. Хевеши рассматривает электропроводность как процесс последовательной перестановки ионов решетки, характеризующийся константой В в этом случае В прямо дает работу выхода. Я предпочел бы считать, что степень диссоциации тесно связана с подвижностью, что, например, они [c.266]

В зависимости от способности электролитов к диссоциации различают сильные (а —> 1) и слабые (а 1) электролиты. К сильным электролитам относятся почти все соли, некоторые кислоты и основания. Сильные электролиты отличаются от слабых не только степенью диссоциации, но и значительным электростатическим взаимодействием ионов друг с другом, влияющим на некоторые свойства растворов (например, электропроводность, величину давления пара над раствором и др.). Электростатическое взаимодействие приводит к тому, что при практически полной диссоциации растворенных молекул образовавшиеся ионы не вполне свободны, вследствие чего степень диссоциации (кажущаяся) имеет значение меньшее единицы. Электростатическое взаимодействие между ионами имеет место и в слабых электролитах, однако из-за малого числа ионов в единице объема и большого расстояния между ними оно выражено весьма слабо. [c.7]

Важной характеристикой электролитов является их удельная электропроводность к, величина которой обратно пропорциональна сопротивлению кубика раствора с ребром 1 см и определяется концентрацией в растворе ионов, переносящих ток. Поскольку концентрация ионов зависит как от концентрации растворенного вещества, так и от диссоциации его молекул, а обе эти величины меняются с изменением разбавления раствора (т. е. определенного объема, в котором содержится единица растворенного вещества), зависимость к от увеличения последнего проходит, как правило, через максимум, когда достигается максимально возможная степень диссоциации при относительно высокой концентрации электролита. Дальнейшее разбавление будет уменьшать числа ионов в единице объема, а следовательно, и снижать удельную электропроводность. [c.7]

Эквивалентная электропроводность при разбавлении раствора может только возрастать. Действительно, при разбавлении увеличивается степень диссоциации при данном количестве растворенного вещества (1 г-экв) в объеме раствора растет при этом абсолютное число ионов. Так как при разбавлении увеличивается и площадь электродов (Л и В на рис. 14), то, очевидно, разбавление может вызвать только рост К. Конечно, при этом к уменьшается, но зато растет п в выражении (1,27). Рост к происходит до тех пор, пока не наступит полная диссоциация (а = 1). Очевидно, что дальнейшее разбавление не может увеличить числа ионов, т. е. не может увеличить и электропроводности Я,. Характер зависимости X от = такой же, [c.70]

Как должно сказаться на диссоциации N204 повышение давления в системе Поскольку обратный процесс - рекомбинация N 2-уменьшает суммарное число молей частиц в системе, на основании принципа Ле Шателье можно предсказать, что повышение давления должно благоприятствовать рекомбинации. На рис. 17-2,а показан график зависимости степени диссоциации, а, вычисленной из уравнения (17-10), от суммарного давления. Нетрудно видеть, что принцип Ле Шателье приводит к правильному выводу. При давлениях выше 1000 атм газовая смесь представляет [c.105]

Величина электропроводности растворов в общем случае зависит от концентрации электролита и температуры. Удельная электропроводность раствора с ростом концентрации возрастает в связи с увеличением числа ионов в единице объема. Однако в связи с увеличением концентрации возрастает взаимодействие между ионами, вызывающее торможение ионов, и, кроме того9 для слабых электролитов уменьшается степень диссоциации. Поэтому во многих случаях кривые зависимости удельной электропроводности от концентрации проходят через максимум. Эквивалентная электропроводность возрастает с разбавлением. [c.171]

Для одних и тех же температуры и концентрации степень электролитической диссоциации растворов определяется главргы.м образом типом химической связи а электролите. Зависимость степени диссоциации от концентрации затрудняет использование этой величины для сравнения большого числа. электролитов, так как не всегда можно иметь растворы выбранной концентрации. Зависимость степени диссоциации от концентрации вобще.м виде может быть выражена приближенно формулой т. е. степень диссоциации увеличивается с разбавлением. [c.71]

В зависимости от химической природы растворителя и растворенного вещества растворитель оказывает соответствующее влияние на степень диссоциации протолита, при этом решающее значение имеют либо кислотно-основные свойства растворителя (константа автопротолиза, ), либо величина его диэлектрической проницаемости ( ). При увеличении кислотных свойств растворителей усиливается диссоциация растворенных в них протолитов по типу основания, число веществ, проявляющих основные свойства, растет, а кислотные - уменьщается. Увеличение основных свойств растворителей приводит к более сильному проявлению кислотных свойств протолитов, к увеличению числа веществ, обладающих кислотными свойствами и уменьшению числа веществ с основными свойствами. [c.90]

Свойства растворов электролитов. Растворы электролитов в зависимости от. их концентрации характеризуются различными свойствами, что связано с качественными изменениями при переходе от одной области концентраций к другой. Растворы в пре-, дельно разбавленном состоянии с бесконечно малой концентрацией растворенного вещества приобретают свойства идеального раствора. Степень диссоциации (отнощение числа продиссоцииро-вавших чзотиц к их общему числу) здесь равна единице, и в растворе в качестве частиц растворенного вещества выступают ионы. В растворах средних и высоких концентраций наряду с ионами могут образовываться молекулы, ассоциаты, ионные пары (см. с. 231) и т. п., которые вызывают появление новых свойств. Еще сложнее обстоит дело с неустойчивыми пересыщенными растворами. [c.225]

Определим зависимость между i и а. Пусть N — исходное число молекул электролита, а — его степень диссоциации, п — число ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы. Тогда число распавшихся на ионы молекул равно Na, число нераспавшихся молекул равно N—Na=N (I—а) из числа распавшихся молекул образуется Nan ионов. [c.156]

Пример2(с изменением числа молей). Определить степень диссоциации (распада) молекул водорода на атомы при температуре 3500 К в зависимости от давления. Константа равновесия при этой температуре и давлении 10 Па [c.162]

Наиболее удобно определять числа переноса в величинах, поддающихся прямому измерению различными известными методами. Можно ввести и более простые определения, однако они приводят к измеряемым величинам только в некоторых особых условиях и, как можно показать, являются частными случаями более общего определения. Например, числа переноса часто определяют как долю тока, переносимую ионами данного вида. Определенное таким образом число переноса можно измерить непосредственно только в том случае, если электролит полностью диссоциирован на ионы двух видов. Недоразумения, к которым может привести данное выше определение, подробно рассмотрены Спиро [ 5]. Он указал, что величина, определяемая экспериментально, представляет собой число переноса данного ионного компонента, который не обязательно соответствует определенному виду ионов. Согласно [6], ионный компонент представляет собой часть электролита, способную диссоциировать с образованием определенного иона вне зависимости от действительной степени диссоциации. Например, в растворе d l компонент, содержащий кадмиевый ион, может существовать в виде d2+, d I+, d l2, и т.д. Каждая из этих частиц может диссоциировать, [c.71]

С ростом с значение Д уменьшается. В р-рах слабых электролитов Д быстро падает в осн. из-за уменьшения степени диссоциации и соответствующего уменьшения числа ионов. В р-рах сильных электролитов концентрац, зависимость Л определяется гл. обр. торможением иопов из-за взаимод. нх зарядов. Интенсивность этого взаимод. растет с конц. вследствие уменьшения среднего расстояния между ионами и увеличения вязкости р-ра. В области небольших концентраций (до 10 М) Э. э. описывается ур-нием Онсагера Д = До — (SiA + B2)Yс, где Sl и Вг — ф-ции т-ры, вязкости и диэлектрич. проницаемости р-рителя. Существуют и другие ур-ния Э. э., выведенные на основе статистич. теории р-ров сильных электролитов. [c.703]

Между изотоничёским коэффициентом I, степенью диссоциации а и числом ионов п, на которое распадает- ся молекула электролита, существует зависимость, выражающаяся формулой [c.135]

Классификация Р.э. основана на классификации электролитов. Соответственно о Р.э. говорят как о симметричных и несимметричных в зависимости от того, распадается ли молекула растворенного в-ва в р-ре на два иона или на большее число частиц z, z-зарядных [напр., р-р Na l 1,1-зарядный, р-р a lj 2,1-зарядный] и т.п. По степени диссоциации электролита а, к-рая равна отношеншо числа молекул, диссоциированных на ноны, к полному числу молекул в р-ре, различают сильные (а = 1), слабые (а 1) электролиты и, соотв., р-ры сильных и слабых электролитов. Такое деление, однако, является условньгм и отражает состояние электролита в р-ре, определяемое не только природой растворенного в-ва н р-рителя, но и концентрацией (молярной долей Xjj,), т-рой Т, давлением р. [c.190]

На опыте скорость пламени во многих случаях несколько уменьшается с давлением, что описывается отрицательными значениями показателя v, лежащим между О и — V2, что, согласно результату (VIII, 69), отвечает порядку реакции между первым и вторым. Для реакции второго порядка скорость пламени не должна зависеть от давления. Этот результат сохраняет силу и для любой совокупности бимолекулярных реакций, в том числе и обратимых. К сожалению, в горячих пламенах, где существенна диссоциация продуктов горения, зависимость скорости пламени от давления существенно усложняется. Равновесия диссоциации определяются не только бимолекулярными реакциями, вследствие него степень диссоциации сильно зависит от давления. Именно поэтому в горячих пламенах изменение давления может через степень диссоциации влиять на температуру пламени, которая сильно влияет на скорость распространения. Определение формально-кинетических характеристик реакций горения при помощи теории распространения пламени использовали Барский и Зельдович [27] для реакции окиси углерода с кислородом и Розловский [28] для реакции хлора с водородом. Полученные значения энергии активации и порядка реакции сопоставлялись с кинетическими характе- [c.387]

Периодическая зависимость установлена еще на ряде свойств растворов. Так, например, Р. Робинсон и Р. Стокс [60] установили периодичность эквивалентной электропроводности ионов ири бесконечном разбавлении Л. Лонгсворт [108] определил числа переносов катионов в водном растворе и показал их четкую зависимость от положения соответствующих элементов в Периодической системе Г. Харнед и Б. Оуэн [106] наШли зависимость диссоциации воды от природы растворенного электролита и связали степень диссоциации с положением элементов в Периодической системе. Установлена периодичность и величин, характеризующих подвижность ионов [109]. [c.25]

Появление теории электролитической диссоциации Аррениуса коренным образом изменило взгляды на причины каталитического действия кислот в реакциях гидролиза (см. [25]). Постоянно подмечаемая экспериментально, хотя и приблизительная, пропорциональность между катализирующей способностью кислот и их электропроводностью была удачно объяснена каталитическими свойствами водородного иона, В соответствии с теорией Аррениуса электропроводность находилась в прямой зависимости от степени диссоциации кислоты скорость реакций гидролиза оказывалась таким образом пропорциональной концентрации катализирующего водородного иона. Это хорошо объясняло высокую катализирующую способность сильных кислот и низкую — слабых кислот. Естественно, что простота объяснений и X соответствие большому числу опытов послужили основанием для распространения теории, приписывающей каталитическую активность кислот водородным ионам. С реакций гидролиза эта теория была перенесена и на реакции этерификации явления катализа с помощью щелочей вскоре стали объяснять как результат действия тидро ксильных ионов. [c.86]

Шнндевольф [841 измерял проводимость и числа переноса полифосфатов и рассчитывал для них степень диссоциации и подвижности ионов. Кривая зависимости эквивалентной проводимости от длины цепи имеет максимум. Басу и Дас Гупта изучали проводимость и вязкость водных и водно-диокса-новых растворов солянокислого полиглюкозамина, полученного щелочным гидролизом из панциря черепахи. Изменения этих свойств с концентрацией согласуются с предложенной ранее Фьюоссом [Зб теорией. Изучено влияние нейтральных электролитов на вязкость полиэлектролита [851. Дас Гупта и сотрудники [871 изучали также проводимость и вязкость растворов альгината натрия в воде и в смесях воды с диоксаном. В этих растворах находятся изгибающиеся цепочечные молекулы, диссоциация которых повышается с разбавлением. [c.16]

Слабый электролит в растворе находится в основном в-виде недиссоциированных ковалентносвязанных молекул, и лишь небольшая его часть, соответствующая степени диссоциации, образует ионы. Степень диссоциации слабого электролита мала даже в наиболее разбавленных растворах и резко снижается при повышении концентрации (например,, в 0,001 м растворе уксусной кислоты при 25 °С степень дис- социации равна 0,12, в 0,1 м растворе — 0,014). В растворах сильных электролитов диссоциация полная или почти не отличается от 1, а относительное изменение степени диссоциации при разбавлении раствора невелико. С другой стороны, поскольку в растворах слабых электролитов число ионов значительно ниже из-за малой степени диссоциации по сравнению с числом ионов в растворах сильных электролитов равной концентрации, электростатическое взаимодействие между ионами и его изменение при варьировании концентрации гораздо ниже в растворах слабых, чем в растворах сильных электролитов. Следовательно, зависимость отроводи-мости слабых электролитов от концентрации и температуры раствора определяется главным образом изменением степени диссоциации при варьировании указанных факторов, а электростатическое взаимодействие ионов имеет небольшое значение. Проводимость же разбавленных растворов сильных электролитов вследствие электростатического взаимодействия ионов, в основном зависит от концентрации электролита, а изменение степени диссоциации небольшого числа недиссо-циированных молекул вносит в значение проводимости не более как несущественную поправку. Однако и в растворах слабых электролитов нельзя пренебречь образованием ионных пар, удерживаемых электростатическими силами, хотя их число незначительно по сравнению с недиссоциированными ковалентно связанными молекулами. Эти два процесса невозможно различить по данным измерений проводимости. [c.405]

В растворе электролита в результате диссоциации число частиц больше, чем в растворе неэлектролита той же моляльности, поэтому и необходимо в уравнения, описывающие зависимость физических свойств растворов от моляльной концентрации, ввести мнолш-тель i, учитывающий увеличение числа частиц за счет электролитической диссоциации. Он должен быть связан со степенью электролитической диссоциации вещества в растворе. Пусть имеется раствор электролита, содержащий N молекул растворенного вещества, степень электролитической диссоциации которого а. Каждая молекула электролита диссоциирует на п ионов. Общее число частиц в растворе, определенное из опыта Л опыт, слагается из недис-социированных молекул электролита плюс число ионов. Количество молекул, подвергшихся диссоциации, Na. При этом образуется Nan ионов. Остается не диссоциированными N—Na) молекул. Общее число частиц в растворе составит [c.122]

Наиболее слабым местом рассматриваемой теории следует считать выделение водных растворов электролитов из числа всех эстальных. Например, тезис о полной диссоциации относится яменно к водным растворам. Само это положение возникло, скорее зсего, как результат невозможности описания концентрационных зависимостей электропроводности водных растворов сильных электролитов, исходя из простого закона разбавления Оствальда. Или, оворя более общим языком — невозможности однозначного описания их диссоциации на основе закона действующих масс, даже юсле введения коэффициентов активности. Кроме того, разные экспериментальные методики не позволяли однозначно определить соответствующие степени диссоциации. [c.91]