Равновесие электролитической диссоциации в растворе

Много места в книге отведено кислотно-основным равновесиям и теории кислот и оснований. Однако в соответствии с многоступенчатым характером изложения весь этот материал подан не как обычно-одной и не всегда легко усвояемой порцией, а увязан с другими, подчас далеко отстоящими в тексте темами. Например, вводя представления об электролитической диссоциации растворов, авторы ограничиваются определениями кислот и оснований по Аррениусу. Далее в связи с обсуждением кислотноосновных равновесий в растворах приводятся более общие определения Бренстеда и Лаури. И только после ознакомления с льюисовыми структурами молекул даются наиболее общие определения кислот и оснований по Льюису. Сложные проблемы расчета кислотно-основных равновесий вообще вынесены в отдельное приложение. [c.7]

Влияние одноименных ионов на диссоциацию слабых электролитов. Как указано выше, на состояние равновесия электролитической диссоциации слабого электролита влияет концентрация раствора. Сместить равновесие можно также изменением концентрации одного из находящихся в растворе ионов. Так, введение в систему [c.254]

Гидролиз обусловлен образованием малодиссоциирующих частиц СиОН+. В результате равновесие электролитической диссоциации воды смещается и в растворе появляется избыток водородных ионов, поэтому реакция среды кисл-йя (pH < 7). Очевидно, чем слабее основание, тем полнее будет гидролиз. [c.266]

Мы установили (стр. 178), что на состояние динамического равновесия электролитической диссоциации слабого электролита влияет разбавление раствора. Сместить равновесие можно также изменением концентрации одного из находящихся в растворе ионов. Так, для раствора уксусной кислоты [c.184]

Равновесие электролитической диссоциации в растворе [c.430]

Для некоторых электролитов из таких измерений С. Аррениусом были найдены значения а, совпадающие с полученными при изучении осмотических свойств. Эти выводы были уточнены путем изучения равновесий диссоциации электролитов в растворах. Величину а находили с помощью закона действующих масс. Для бинарного электролита, например, уксусной кислоты равновесие электролитической диссоциации описывается уравнением СНзСООН СНзСОО-+Н+. [c.195]

Если реакция идет не в газовой фазе, а в растворе, то вместо характеристики исходного давления в системе следует использовать исходную концентрацию вещества С . Например, равновесие электролитической диссоциации уксусной кислоты в водном растворе [c.69]

Изменение pH раствора не только изменяет равновесие электролитической диссоциации, но и вызывает внутреннюю [c.273]

Константы р и 0 являются относительными константами, нормируемыми к определенному стандарту. По смыслу вывода уравнения за стандартную реакцию принято равновесие электролитической диссоциации карбоновых кислот в водном растворе при 25°. Для этой реакции р принято равным единице. Стандарт для а, как видно из уравнения, это — влияние атома водорода (сГн =0) . [c.25]

Можно дать следующее определение гидролизу гидролиз солей — это взаимодействие ионов соли (одного или обоих) с ионами воды, сопровождающееся нарушением равновесия электролитической диссоциации воды и образованием мало диссоциированных продуктов, часто приводящее к накоплению Н+ или ОН-, т. е. к возникновению кислой или щелочной реакции раствора. [c.79]

Изменение pH раствора не только изменяет равновесие электролитической диссоциации, но и вызывает внутреннюю перегруппировку молекул — изомеризацию. Например, для фенолфталеина существует равновесие между бензольной и хиноидной структурами. Хиноидная структура является носителем цвета или хромофором. В концентрированных растворах щелочной фенолфталеин присоединяет ОН--ионы, что приводит к повторному обесцвечиванию. Это изменение окраски связано со следующей реакцией [c.284]

В результате гидролиза смещается равновесие электролитической диссоциации воды HgO Н+ + ОН-, и поэтому растворы большинства солей имеют кислую или щелочную реакции. [c.158]

При диссоциации растворенных в воде солей, образованных сильной кислотой и слабым основанием или сильным основанием и слабой кислотой, образующиеся ионы вступают в реакцию с ионами воды. При этом нарушается равновесие электролитической диссоциации воды, появляются избыточные гидроксид-ионы или ионы водорода, раствор приобретает кислую или щелочную реакцию. Это явление называют гидролизом. [c.21]

В насыщенном растворе над осадком устанавливается равновесие электролитической диссоциации [c.25]

Теория электролитической диссоциации позволила дать научное определение понятиям кислота , основание , буферная емкость раствора , создать теорию индикаторов, объяснить процессы ступенчатой диссоциации, гидролиза солей и т. д. Ниже рассмотрены некоторые примеры приложения это["1 теории к химическому равновесию в растворах. [c.38]

Процесс распада растворенного вещества на ионы называют электролитической диссоциацией (Аррениус, 1883—1887). Распад на ионы происходит независимо от того, подвергается или не подвергается вещество действию электрического тока. Существенной особенностью электролитической диссоциации является ее динамический характер. В растворе непрерывно происходят многократные акты диссоциации электролита на ионы и соединения ионов в молекулу. Многократность повторения этих актов приводит к тому, что при равновесии в растворе устанавливаются некоторые равновесные концентрации ионов и молекул, не меняющиеся во времени. При изменении условий (концентрации, температуры и т. п.) число актов распада электролита и соединения ионов в молекулу изменится, что приведет к изменению равновесных концентраций участников процесса. Однако и вновь установившиеся равновесные концентрации в растворе также будут неизменны во времени. [c.429]

Диссоциация слабых электролитов подчиняется закону действующих масс и может быть количественно охарактеризована константой равновесия. Классическим примером слабого электролита может служить уксусная кислота в разбавленном водном растворе. В таком растворе устанавливается равновесие диссоциации СНзСООН СНзСОО + Н . Количественно этот процесс характеризуется степенью диссоциации и константой диссоциации. Степенью электролитической диссоциации а называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул [c.430]

В качестве второго примера рассмотрим равновесие жидкость — пар водного раствора летучего бинарного электролита. При этом предположим, что электролит в растворе, который обозначим через полностью диссоциирует и что в паровой фазе, которую обозначим через ", электролит существует только в виде нейтральных молекул. Эти предположения выполняются достаточно точно для разбавленных водных растворов НС1, НВг и Н1. Как и в предыдущем примере, предположим, что в обеих фазах одинаковая температура и одинаковое общее давление. Электролитическую диссоциацию нужно теперь рассматривать как гетерогенную реакцию. Тогда условие равновесия (49.13) имеет вид [c.253]

Как известно, электролитическая диссоциация веществ в растворах — также процесс обратимый, ведущий к установлению динамического равновесия. Например, для процесса распада соединения [c.227]

Константа электролитической диссоциации угольной кислоты по первой ступени имеет значение Л =4-10 . Эта константа рассчитана для насыщенного раствора углекислого газа (с = 0,04 моль/л) исходя из предположения, что весь углекислый газ превращается в растворе в угольную кислоту. Константа же равновесия, рассчитанная с учетом только той части углекислого газа, которая действительно образовала угольную кислоту, К (ист.) =2-10 . Рассчитайте молярную концентрацию угольной кислоты, полученной при этом. Какой вывод можно сделать об истинной силе угольной кислоты [c.141]

Большое внимание в демонстрациях уделено равновесию в растворах слабых электролитов. При изложении раздела химического равновесия следует отметить, что к растворам слабых электролитов, как к равновесным системам, приложим закон действующих масс. Константа равновесия у слабых электролитов или, как ее еще называют, константа электролитической диссоциации не зависит от концентрации раствора, а зависит только от температуры. Колориметрические методы определения pH наглядно демонстрируются в опытах 51 и 52. [c.102]

Константа равновесия для случаев диссоциации молекул получила название константы электролитической диссоциации. Эта константа у слабых электролитов не зависит от концентрации раствора (она зависит только от температуры). Так, константа дис- [c.198]

Поэтому к концу осаждения анализируемый раствор часто рекомендуют разбавить водой. Многолетний опыт химиков-анали-тиков показывает, что при кислотности 0,3 М H I достигается полное разделение анализируемых элементов в виде сульфидов. Кислотность 0,3 М H I как оптимальная величина для разделения сульфидов была известна очень давно — еще до появления теории электролитической диссоциации. С созданием этой теории и экспериментальным определением соответствующих констант равновесия кислотность при осаждении сульфидов получила теоретическое обоснование. [c.160]

К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для электролитической диссоциации (протолиза) уксусной кислоты, протекающей под действием молекул воды, [c.237]

Гидролиз обусловлен образованием плохо диссоциирующих частиц СиОН . В результате равновесие электролитической диссоциации воды смещается и в растворе появляется избыток водородных ионов поэтому реакция среды кислая (рН<7). Очевидно, чем слабее основание, тем полнее будет гидролиз. Сделаем обобщение — гидролизу по катиону подвержена соль слабого основания и сильной кислоты (ЫН4Вг, РЬС12 и т.д.). [c.203]

В результате взаимодействия между ионами воды и соли один из ионов поды связывается ионом соли в слабо-диссоциирующую частицу или труднорастворимое вещество, а другой нон воды накапливается в растворе, сообщая ему кислую или щелочную реакцию. Процесс обменного взаимоде11СТЕИя нонов соли с молекулами воды, в результате которого смещается равновесие электролитическо диссоциации воды, называется гидролизом (от греческих слов гидро — вода, лизис — разложение). [c.78]

Высокая концентрация ионов водорода в растворах кремнефтористоводородной кислоты объясняется не электролитической диссоциацией несуществующих молекул H2SIF6, а резким смещением вправо положения равновесия электролитической диссоциации HF в результате связывания ионов фтора в комплексный ион SiPe [c.131]

Реакцию направляет образование слабого электролита СН3СООН. Вследствие этого нарушается равновесие электролитической диссоциации воды в водном растворе ацетата бария появляются избыточные свободные ионы гидроксила, обусловливаюш,ие щелочную реакцию раствора ацетата бария. [c.58]

Таким образом, гидролизом в широком смысле слова называют реакции взаимодействия различных веществ солей, гидридов, оксисоединений, галоген-, тио- и цианангидридов) с ионами воды, сопровождаюшмеся нарушением равновесия электролитической диссоциации воды и изменением pH раствора. [c.60]

Осмотическая теория э.д.с. Нернста основана на классической теории электролитической диссоциации, поэтому она сохраняет основной недостаток теории Аррениуса — отождествление свойств растворов электролитов со свойствами идеальных систем. Развитие теории э.д.с. и электродного потсчщиала повторило ход развития теории растворов электролитов. Так, введение понятий о коэффи-цисн1е активности (как о величине, связанной с межионным взаимодействием) и об активности (как эффективной концентрации), явившееся крупным шагом вперед в развитии теории растворов, позволило получить на основе теории Нернста качественно верную зависимость электродного потенциала от состава раствора. Учет взаимодействия между растворенным веществом и растворителем, на необходимости которого настаивал Д. И. Менделеев, и в особенности учет возможности образования в растворах гидратированных или сольватированных ионов (А. И. Каблуков) были важными вехами в развитии теории раство зов электролитов. Они позволили найти причину диссоциации электролитов на ионы. Ионная сольватация должна играть существенную роль и в процессе установления равновесия между электродо и раствором. [c.220]

Иван Алексеевич Каблуков (1857—1942) занимался изучением электропроводности растворов. Его работа Современные теории растворов (Вант-Гдффа и Аррениуса) в связи с учением о химическом равновесии оказала большое влияние на развитие физической химии в России и способствовала углублению теории электролитической диссоциации. [c.234]

Константа равновесия К в таких случаях называется константой электролитической диссоциации. Как видно, она представляет собой отношение произведения концентраций ионов к концентрации недиссоциированных молекул электролита. Чем больше способность электролита к диссоциации, тем бo IЬшe константа. Анализируя уравнение для константы диссоциации, можно заключить, что введение в раствор слабого электролита одноименных ионов понижает степень электролитической диссоциации. [c.55]

Установлено, что не все электролиты диссоциируют на ионы полностью. Вещества, молекулы которых в растворе диссоциированы на ионы полностью, получили название сильных электролитов, а вещества, молекулы которых в растворе диссоциированы частично, — слабых электролитов. Доля молекул, распавшихся в состоянии равновесия на ионы, количественно характеризуется степенью электролитической диссоциации. Различия в элек- [c.55]

Теория Аррениуса позволила рассмотреть не только равновесие реакции электролитической диссоциации, но и ряд других процессов в растворах электролитов. Во всех случаях предполагалось, что эти процессы имеют динамический характер и при равновесии подчиняются закону действующих масс в форме Кс = onst. Как указывалось, такое условие следует считать приближенно верным лишь для малоконцентрированных растворов, свойства которых не слишком [c.205]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология