Равновесие диссоциации слабых электролито

Опыт 3. Смещение равновесия диссоциации слабого электролита [c.58]

Пример 4. Вычисления, связанные со смещением равновесия диссоциации слабого электролита. Как изменится концентрация ионов Н в 0,1 М растворе синильной кислоты, если к 1 л раствора добавить 0,1 моля КаСК, кажущаяся степень диссоциации которого равна 85% Константа диссоциации синильной кислоты равна 4,9- 10-1". [c.92]

Равновесие диссоциации слабых электролитов. В процессе диссоциации слабых электролитов устанавливается равновесие, характеризуемое константой диссоциации. Рассмотрим зависимость этого равновесия от присутствия постороннего электролита. Здесь надо различать два случая первый — когда один из ионов одинаков у обоих электролитов, и второй, когда одноименных ионов у них нет. В первом случае это влияние обычно бывает более сильным. Так как свойства свободного иона не зависят от его происхождения, то в константы диссоциации каждого из этих электролитов будет входить суммарная концентрация (или активность) этого общего иона. Вследствие этого степень диссоциации слабой кислоты в растворе резко уменьшается при прибавлении к раствору сильной кислоты. Обратное же влияние не может быть значительным. Это можно видеть из следующего примера. [c.525]

Отметьте в обоих опытах наблюдаемые явления. В каком направлении смещается равновесие диссоциации слабых электролитов — уксусной кислоты и гидроксида аммония — при добавлении к их растворам сильных электролитов с одноименным ионом Как меняются при этом степени диссоциации слабых электролитов [c.71]

Опыт 4. Смещение равновесия диссоциации слабых электролитов [c.67]

Рассмотрим равновесие диссоциации слабого электролита (для простоты — бинарного, т. е. дающего при диссоциации один катион и один анион) [c.179]

Смещение равновесия диссоциации слабого электролита можно вызвать не только путем увеличения, но и путем уменьшения концентрации одного из его ионов в растворе. Например, связывая ионы 0Н , образующиеся при диссоциации NH OH, в недиссоциированные молекулы HjO путем введения в раствор какой-либо кислоты, мы тем самым сильно уменьшим числитель дроби [c.65]

Ниже основное внимание уделяется применению уравнений (11.20) и (IV.30) к различным типам ионных равновесий— диссоциации слабых электролитов (в том числе воды и плохо растворимых солей, комплексных ионов) и гидролизу. Во всех случаях, если это не оговорено специально, подразумевается, что константа равновесия относится к 25 °С. [c.184]

Характер диссоциации гидроксидов. 3. Сравнение химической активности кислот. 4. Смещение равновесия диссоциации слабых электролитов [c.4]

В некоторых, практически очень важных случаях газообразные соединения образуются при гидролизе солей. Эти соединения зачастую оказывают крайне негативное влияние на окружающую среду. Даже малый сдвиг равновесия диссоциации слабого электролита вследствие образования летучего соединения и выделения его из раствора приводит к усилению гидролиза. В частности, растворы ацетатов, сульфидов, цианидов всегда пахнут соответствующими кислотами. Действительно, в результате [c.200]

Нейтральные соли могут, кроме того, смещать равновесие диссоциации слабого электролита, ионы которого участвуют в реакции и, меняя концентрацию ионов, изменять скорость реакции. В этом случае говорят [c.103]

Приведенные приближенные уравнения удовлетворительно выражают реальное равновесие диссоциации слабых электролитов при условии, что, во-первых, изменения эквивалентной [c.406]

Поэтому гидролитическое равновесие количественно характеризуется степенью гидролиза, подобно тому, как равновесие диссоциации слабого электролита характеризуется степенью диссоциации. Степень гидролиза соли к — это отношение числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул. Если, например, в воде было растворено 2 моля соли, а гидролизу подверглось 0,01 моля, то степень гидролиза равна [c.152]

Равновесие диссоциации слабых электролитов может быть характеризовано константой равновесия, называемой константой диссоциации, которая для разбавленных растворов выражается, согласно закону действия масс, в виде обычного соотношения концентраций. Например, для равновесия диссоциации аммиака в водном растворе константа диссоциации будет [c.141]

Для большинства солей процесс гидролиза обратим. Состояние гидролитического равновесия характеризуется степенью гидролиза соли так же, как равновесие диссоциации слабого электролита характеризуется степенью диссоциации. [c.82]

Для раствора, содержащего смесь слабой кислоты (НВ) и ее соли (АВ), эта зависимость может быть найдена следующим путем. Равновесие диссоциации слабого электролита НВ + Н2О НдО -Ь В-смещено влево. При добавлении к раствору родственной соли, являющейся сильным электролитом (АВ = А" -V В"), увеличение [В ] приводит к еще большему сдвигу равновесия диссоциации кислоты в сторону ассоциации ее ионов. Так как а соли близка к 1, а а кислоты ничтожна мала, то [В"] из соли [В"] из кислоты (концентра-, ция ионов В" из соли гораздо больше концентрации таких ионов из кислоты). Поэтому [В"] в растворе может быть приравнена к а равновесная [НВ] практически равна исходной Ск.ты- Тогда равновесная [НдО ], определяющая pH раствора, может быть найдена из выражения кислоты [c.243]

Под влиянием избытка ацетат-ионов СНдСОО- равновесие диссоциации слабого электролита — уксусной кислоты — смещается влево, ее диссоциация подавляется. Вследствие незначительной диссоциации уксусной кислоты в буферном растворе ее равновесная концентрация мало отличается от общей концентрации кислоты а равновесная кон- [c.95]

Если источником каталитически активного водородного нона является слабая кислота, то необходимо учитывать равновесие диссоциации слабого электролита и изменение константы диссоциации в зависимости от концентрации электролита, среды и температуры. Бренстед [71 назвал это явление вторичным кинетическим солевым эффектом , но правильнее будет опустить слово кинетический , а слово солевой заменить термином электролитический . Стремление понять этот эффект привело к изучению констант диссоциации кислот в растворах солей [8 . Отсутствие количественных данных по константам диссоциации в неводных растворах тормозит изучение кислотного катализа в неводных средах. [c.68]

Смещение равновесия диссоциации слабых электролитов. Если в раствор, содержащий плохо диссоциирующий или слабый электролит, ввести другой электролит, имеющий с первым общий ион, то степень диссоциации первоначально взятого электролита становится еще меньще. [c.202]

Для большинства солен гидролиз — процесс обратимый. Поэтому 1идролитическое равновесие количественно характеризуется степенью гидролиза подобно тому, как равновесие диссоциации слабого электролита характеризуется степенью диссоциации. Степень гидролиза соли [c.170]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология