Слабые электролиты. Константа и степень диссоциации

Определение степени и константы диссоциации слабого электролита. В теории электролитической диссоциации принято, что эквивалентная электропроводность при данном разбавлении % пропорциональна степени диссоциации электролита в этом растворе к = ка, где к — коэффициент пропорциональности, зависящий от природы электролита. При бесконечном разбавлении раствора электролит полностью распадается на ионы (а = 1). Поэтому Я-оо = /са = к. Следовательно, коэффициент пропорциональности к представляет собой эквивалентную электропроводность данного электролита при бесконечном разведении, откуда [c.227]

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]

Константа диссоциации слабого электролита. В случае слабых электролитов, зная степень диссоциации при различных концентрациях электролита, можно определить константу электролитической диссоциации. Зная константу диссоциации, можно рассчитать степень диссоциации при любой концентрации. Пусть слабый электролит диссоциирует по схеме [c.166]

Соль Степень гидролиза i o pH Слабый электролит Константы диссоциации - g [c.82]

Таким образом, ири ионизации одновременно образуются ионы Н и ОН , т. е. вода является амфотерным электролитом. Но степень ионизации веды незначительна. При комнатной температуре приме )но лишь одна из 10 молекул воды находится в диссоциированной форме, что подтверждается весьма низкой электропроводностью чистой воды. Вода — очень слабый электролит, ее константа диссоциации и ионное произведение при 25°С равны [c.680]

Константу равновесия в этом случае называют константой ионизации. В данном случае константа равновесия, т. е. отно-щение произведения концентраций ионов к концентрации не-диссоциированных молекул в момент равновесия, является константой ионизации. Для слабого электролита константа ионизации — величина постоянная при данной температуре, не зависит от концентрации раствора и служит более общей характеристикой раствора, чем степень диссоциации. Чем больше константа ионизации, тем электролит легче распадается на ионы, тем он сильнее. Для всякого слабого электролита, диссоциирующего на два иона, связь между константой ионизации концентрацией раствора и степенью диссоциации выражается соотношением [c.32]

Электропроводность химически чистой воды ничтожна, так как молекулы воды в очень малой степени диссоциированы на ионы при 22 С ан.о = l,8 10 . Так как это очень слабый электролит, то константу равновесия диссоциации воды можно вычислить по уравнению к = а с [c.164]

Для данного электролита значение константы электролитической диссоциации постоянно при определенной температуре и, в отличие от степени диссоциации, не зависит от концентрации. Константа диссоциации слабых электролитов является мерой их относительной силы чем она больше, тем электролит сильнее (см. приложение 7). Так как сильные электролиты не имеют недиссоциированных молекул, то для них понятие константы диссоциации не имеет смысла. [c.65]

Влияние pH на перенос пробы к детектору объясняется двумя причинами. Как уже отмечалось, на разделение, основанное на электрофоретической миграции, в большей или меньшей степени накладывается ЭОП, на величину которого влияет диссоциация поверхностных силанольных групп. Кроме того, подвижность ионов определяется их степенью диссоциации в несущем электролите и, следовательно, его значением pH. Поэтому можно оптимизировать разделение изменением величины pH и вида буфера. Наибольшее различие в способности к перемещению для слабых электролитов, т.е. наивысшую селективность получают тогда, когда значение pH буфера лежит между значением рКз компонентов пробы (Кз - константа диссоциации). Это поведение аналогично разделению в ионнообменной хроматографии. [c.49]

Название соли Степень гидролиза Величина pH Образующийся слабый электролит Константа диссоциации, К [c.49]

Вещество в одних растворителях может вести себя как электролит, а в других —как неэлектролит, потому что процесс электролитической диссоциации зависит не только от природы вещества, но и от применяемого растворителя. Характер взаимодействия одного и того же вещества с различными растворителями не одинаков. Например Н2504 хорошо диссоциирует в воде, слабее в этаноле, а ее раствор в бензоле тока вообще не проводит. Ведь диссоциация происходит под действием полярных молекул. Кроме того, среда играет важную разъединяющую роль, о которой судят по величине диэлектрической проницаемости е, так как при диссоциации полярных соединений распад молекулы происходит по месту сильно полярных связей. В Н2504 разрывается связь между Н и О, а это гораздо легче происходит в воде, где Н20 = 78.5 (при 25° С), чем в этаноле ( Сан он = 24,2) или бензоле ( СеНе = 2>28)- Следовательно, чем больше е, тем меньше надо затратить энергии для разделения ионов. Повышение температуры усиливает тепловое движение ионов и, действительно, облегчает процесс диссоциации электролита. Степень и константа диссоциации слабых электролитов, как правило, возрастает с ростом температуры растворов. [c.123]

Так как степень электролитической диссоциации изменяется с концентрацией раствора, то удобнее характеризовать силу кислот и оснований по константе их диссоциации. Чем эта константа меньше, тем слабее (т. е. менее химически активен) данный электролит. [c.197]

Образование ионных пар изменяет электрическую проводимость раствора, поэтому константу ассоциации можно вычислить в принципе из концентрационной зависимости проводимости [38]. Однако в раз- бавленных водных растворах степень ассоциации мала, поэтому очень трудно определить, какая часть наблюдаемой концентрационной зависимости проводимости обусловлена образованием ионных пар, какая является результатом действия других факторов (ср. разд. 4.2.3.4), так как в растворах, содержащих почти целиком ионизованный электролит, определение нескольких процентов ионных пар в присутствии почти 100% ионов значительно труднее, чем обнаружение непосредственно по их проводимости нескольких процентов ионов в растворе, содержащем главным образом недиссо-циированные молекулы. Именно поэтому получено большое число надежных данных по константам диссоциации растворов слабых электролитов в отличие от ассоциации в водных растворах сильных электролитов. Определение константы ассоциации сильных электролитов затрудняется также тем, что степень ассоциации тем выше, чем более концентрированный 5>аствор, тогда как теоретические вычисления проводимости. более надежны в разбавленных растворах. Можно отметить. [c.504]

Константа диссоциации представляет собой важную характеристику слабых электролитов, так как указывает на прочность их молекул в данном растворе. Чем меньше константа диссоциации в данном растворителе тем слабее диссоцйирует электролит и тем, следовательно, устойчивее ёго"молекулы. Учитывая, что степень диссоциации в отличие от константы диссоциации изменяется с концентрацией раствора, необходимо выяснить связь между степенью диссоциации электролита и концентрацией его в растворе. Для этого рассмотрим реакцию диссоциации уксусной кислоты. Если исходную концентрацию раствора нрин-ять равной С, а степень диссоциации, соответствующую этой концентрацни, а, то число продиссоциирован-ных молекул уксусной кислоты будет равно аС. Так как при диссоциации каждая молекула распадгется на один анион СНзСОО и один катион Н" , то равновесная концентрация ионов СНдСОО будет совпадать с равновесной концентрацией ионов Н+ и составлять аС. Равновесная концентрация нераспавшихся молекул уксусной кислоты будет равна (С — аС) или (1 — а)С. При этом в соответствии с уравнением (VI 1.2) константа диссоциации будет [c.154]

Т. е. для растворов слабых электролитов, имеющих одинаковую общую концентрацию (Со), тот электролит будет бояее слабым (а меньше), у которого меньше величина константы равновесия. Кроме того, по мере уменьшения концентрации степень диссоциации электролита возрастает (при Со О а - 1). [c.57]

Так как степень электролитической диссоциации изменяется с концентрацией раствора, то удобнее характеризовать силу кислот и оснований по константе их диссоциации. Чем эта константа меньше, тем слабее (т. е. менее химически активен) данный электролит. Например, уксусная кислота (К = 1,76-10 ) приблизительно в 10 раз слабее муравьиной (К = 1,8-10 ) и во много раз сильнее цианистоводородной, у которой К = 7,2 10 ". [c.244]

Приведенное экспериментально найденное значение константы равновесия относится к комнатной температуре. Пусть в частном случае равновесная концентрация [СН3СООН] = 0,1 моль/л. Нетрудно вычислить, что в этом случае концентрация каждого иона будет порядка 0,001 г-ион/л, и это свидетельствует о том, что уксусная кислота — слабый электролит. Левую часть уравнения (2) можно представить в форме более удобной для обсуждения, если ввести понятие о степени диссоциации электролита и его разведении. Определим степень диссоциации как долю грамм-молекулы электролита, существующей в растворе в виде ионов. Обозначим эту долю буквой а. Та часть грамм-молекулы, которая существует в растворе в виде недиссоциированных молекул, будет равна, очевидно, 1 — а. Назовем объем V раствора, содержащий один моль электролита, разведением раствора. Значение разведения необходимо, чтобы связать степень диссоциации с концентрiциями участников равновесия. Действительно, в применении к диссоциации уксусной кислоты будем иметь [c.58]

Взаимозависимость между степенью и константой диссоциации позволяет судить о силе электролита не только по степени диссоциации, но и по константе ее. Чем она меньше, тем слабее электролит. [c.126]

Так как степень диссоциации электролита изменяется с концентрацией раствора, то удобнее характеризовать силу кислот и оснований по константе их диссоциации. Чем константа электролита меньше, тем слабее данный электролит и тем выше химическое сродство аниона к протону. [c.135]

Если вместо гидроокиси аммония взять какой-либо другой слабый электролит и обозначить молярную концентрацию его в растворе через С, то взаимная связь между константой и степенью диссоциации, установленная В. Оствальдом, выражает зависимость, известную под названием закона разбавления [c.80]

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]

Рассматривая индикатор как слабый органический электролит, необходимо отметить, что добавление ионов Н+ и ОН" резко увеличивает или подавляет диссоциацию индикатора в зависимости от его кислотно-основных свойств, которые характеризуются степенью диссоциации индикатора. Например, метиловый оранжевый значительно сильнее диссоциирует, чем фенолфталеин. Если сопоставить значения констант диссоциации фенолфталеина /С = Ю и метилового оранжевого К = = 3-10 с константами диссоциации угольной кислоты /Сх = = 4,31-10 и уксусной кислоты /С = 1,75-10" , то увидим, что эти кислоты сильнее диссоциируют, чем фенолфталеин, и слабее метилового оранжевого. Если уксусной или угольной кислотой подействовать на окрашенную натриевую соль фенолфталеина, произойдет смещение равновесия [c.115]

Степень диссоциации воды очень мала (очень слабый электролит), поэтому активности водород- и гидроксид-ионов в чистой воде практически равны их концентрациям. Так как вода присутствует в большом избытке, ее концентрация может считаться постоянной и составляет 55,6 моль/л (1000 г 18 г/моль = = 55,6 моль). Подставляя в выражение для константы диссоциации Кл (Н2О) это значение, а вместо активностей водород-и гидроксид-ионов их концентрации, получают новое выражение [c.101]

Как видно, у Н3РО4 преобладает первая ступень диссоциации. Анион Н2РО4 в/дет себя уже как более слабая, а ион HP04 как очень слабая кислота. Всегда К >К2 Кг, т. е. первичная диссоциация больше вторичной, вторичная больше третичной. Константа электроли-, тнческой диссоциации не зависит ни от концентрации раствора электролита, ни от присутствия в растворе других электролитов. Константа электролитической диссоциации дает более общую характеристику электролита, чем степень диссоциации. Константа диссоциации зависит от температуры и природы растворителя. [c.89]

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]

Константой диссоциации, как и степенью диссоциации, характеризуют силу кислот и оснований. Чем больше величина константы, тем сильнее электролит диссоциирован в растворе. Поскольку константа диссоциации не зависит от концентрации раствора, она лучше характеризует склонность электролита к распаду на иоыы, чем степень диссоциации. Экспериментально доказано, что закон разбавления справедлив только для слабых электролитов. [c.29]

Рассматривая индикатор как слабый органический электролит, необходимо отметить, что добавление ионов Н"" и ОН резке увеличивает или подавляет диссоциацию индикатора в зависимостк от его кислотно-основных свойств, которые характеризуются степенью диссоциации индикатора. Например метилоранжевый значительно сильнее диссоциирует, чем фенолфталеин. Если сопоставить значения констант диссоциации фенолфталеина АГ=10 и метилоранжевого АГ=3 10 с константами диссоциации угольной кислоты = 4,31 10 и уксусной кислоты [c.116]

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]