Растворы электролитов и ионные равновесия Слабые электролиты

Степень электролитической диссоциации вещества зависит не только от его концентрации в растворе, но и от добавления в раствор других электролитов. Степень диссоциации слабого электролита понижают, добавляя в раствор сильный электролит, содержащий одноименный (т.е. общий) ион с первым электролитом. Влияние одноименного иона объясняется с точки зрения закона действующих масс. Рассмотрим равновесие в растворе аммиака [c.42]

Равновесие реакции гидролиза можно сместить вправо, например, увеличением концентрации воды, т. е. разбавлением (почему увеличение концентрации ионов АР+ не приводит к смещению равновесия вправо ), но значительно более сильно действует удаление из сферы реакции ионов, создающих кислую или щелочную среду раствора. В случае гидролиза АГ достаточно ввести в раствор ионы ОН (прилить щелочи), которые свяжут ионы Н+ в очень слабый электролит НгО, равновесие сместится вправо и выпадет осадок А1(ОН5)з. Помните—в избытке щелочи осадок может вновь раствориться [c.189]

Рассмотрим для примера реакцию нейтрализации уксусной кислоты едким натром. Сущность этой реакции также заключается в соединении ионов И с ионами ОН. Но вследствие того, что уксусная кислота — слабый электролит, ионы Н в начале реакции находятся в растворе лишь в незначительном количестве и постепенно образуются в результате сдвига равновесия [c.149]

Образование комплексных ионов можно рассматривать как обратимую химическую реакцию. В растворе комплексного соединения наряду с комплексными ионами имеется некоторое число ионов, из которых образовался комплекс. Поэтому комплексные ионы в растворе можно рассматривать как слабый электролит и применять к ним законы действия масс и ионного равновесия. Например, уравнение реакции, выражающее процесс диссоциации комплексного иона [Ре(СЫ)бР можно записать как уравнение обратимой реакции [c.63]

Величина К называется константой диссоциации электролита. Она характеризует склонность его к ионизации. Чем больше ее величина, тем сильнее диссоциирует слабый электролит и тем выше концентрации его ионов в растворе при равновесии. [c.49]

При значениях pH, существенно более высоких, чем 7, АТФ в водных растворах находится в виде иона с зарядом —4. Когда pH уменьшается до 7, АТФ присоединяет протон и превращается в ион с зарядом —3. При уменьшении pH до 4 АТФ присоединяет еще один протон и переходите ион с зарядом —2. Вследствие высокого заряда АТФ - этот ион имеет сильную тенденцию присоединять катионы из раствора. При концентрации ионов Na+ и К+, равной 0,1 М, образуются значительные концентрации комплексов с этими катионами. Поэтому константы кислотной диссоциации АТФ удобнее всего определять в растворе, содержащем большие по объему катионы, такие, как (н-пропил)4 N+, которые гораздо слабее связаны с АТФ. Значения р/С при 25° С для АТФ, АДФ, аденозин-5-моно-фосфата (АМФ) и неорганического фосфата в растворе с ионной силой 0,2 [электролит— (м-пропил)4 N 1] приведены в табл. 7.4. Индекс 1 у константы равновесия указывает, что она соответствует реакции отщепления протона от наиболее основного иона. [c.226]

Электролиз слабых электролитов. Если электролит не полностью разложен на ионы и в водном растворе существует равновесие, например H N + N, то картина электролиза не меняется. По мере того [c.212]

При смешении двух растворов они будут взаимно способствовать смещению равновесия в обеих реакциях гидролиза в сторону продуктов гидроксид-ионы и ионы водорода связываются в слабый электролит — воду. Окончательное уравнение реакции [c.83]

При погружении стекла в раствор электролита ионы щелочных металлов могут обмениваться с находящимися в растворе ионами водорода, которые с силикатными анионами стекла образуют слабо диссоциированные силикатные кислоты. Этот обмен идет до установления равновесия и приводит к возникновению скачка потенциала, величина которого определяется концентрацией ионов водорода. При этом ионы и электроны не взаимодействуют между собой, т. е. окислительно-восстановительные реакции на границе электрод — электролит не происходят. Поэтому присутствие в растворе окислителей и восстановителей не влияет на величину возникающего потенциала. [c.160]

Гидролиз солей. Вода, как уже отмечалось, — слабый электролит. Концентрации ионоз водорода и гидроксид-ионов в чистой воде равны, что соответствует pH = 7. Если в воде растворить соль, то равновесие диссоциации воды нарушается за счет изменен[гя с(Н+) и с(ОН ), следовательно, значение pH отклоняется от 7. Так, в растворе карбоната натрия реакция среды щелочная (pH >7), в растворе хлорида меди (И)—кислая (pH < <7), что легко определить при помощи индикаторов. Уменьшение или увеличение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в растворе происходит за счет их связывания в слабый электролит. [c.94]

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]

Рассматривается опять описанный выше случай, однако теперь предполагается, что, кроме ионов водорода, к электроду диффундируют другие доноры протонов из буфера. Для простоты будем считать, что буфер состоит из слабой одноосновной кислоты и ее соли. Кроме буфера, в растворе содержится индифферентный электролит. Будем также считать, что все ионные равновесия устанавливаются с большой скоростью. Тогда уравнения (3) и (4) остаются справедливыми и для данного случая, а соотношение (7) будет иметь вид [c.169]

Так как уксусная кислота — слабый электролит, то при столкновении ее кислотных остатков с ионами Н+ воды, образуются недис-социированные молекулы уксусной кислоты. Удаление из раствора части ПОНОВ Н+ вызывает сдвиг равновесия процесса диссоциации воды слева направо. Содержание ионов ОН" в растворе нарастает. Раствор приобретает щелочную реакцию. В ионном виде процесс изображается уравнением [c.139]

При образовании малодиссоциированных соединений, как и в случае малорастворимых соединений, происходит связывание ионов, а значит, и смещение равновесия в растворах. Равновесия реакций между сильными кислотами и сильными основаниями практически полностью смещены в сторону нейтрализации ионов Н+ 1и ОН именно потому, что при этом образуется такой слабый электролит, как вода. Образование малодиссоции-рованных соединений может приводить и к растворению осад- [c.102]

Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Величина /( зависит от природы. электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от коицеитрации раствора. Она характеризует способность данной кислоты или данного основания распадаться иа ионы чем выше К, тем легче электролит диссоциирует. [c.237]

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]

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]

Состояние динамических равновесий в растворе электролита зависит как от свойств растворителя, так и от свойств растворенного электролита. В растворителях с низкой диэлектрической проницаемостью преобладают процессы ассоциации ионов в ионные двойники [уравнения (3) и (8)]. Для сильных электролитов первые два превращения практически вдут до конца [уравнения (1) т (6), (2) и (7)], при этом основную роль играют процессы (3) и (8). Для слабых электролитов главную роль играют первые два процесса, однако в ряде случаев электролит участвует во всех процессах. [c.18]

Соль образована слабой кислотой и сильным основанием. Пример такой соли — уксуснокислый натрий. Эта соль —сильный электролит —в воде практически полностью диссоциирована на ионы Ма+ и СНзСОО . Часть ионов СНзСОО , взаимодействуя с водой, образует слабодиссоциирующую уксусную кислоту и ионы ОН . В растворе нарушается равновесие ионов Н+ и ОН , при этом последние преобладают [c.18]

В водном растворе соль находится в виде ионов, сольватированных молекулами воды. Случается, что некоторые молекулы или ионы, присутствующие в растворе, имеют большее сродство к катиону соли, чем молекулы воды (например, молекулы N113 в присутствии ионов Ag ). Тогда в растворе образуется комплекс между ионом Ag (акцептором электронов) и двумя молекулами КНз (донорами электронов). Этот комплекс Ag(NHз)2 ведет слабый электролит он частично диссоциирован в водном растворе, согласно реакции равновесия [c.271]

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]

Уксусная кислота — слабый электролит, но все же более сильный, чем вода, поэтому между участниками реакции установится состояние равновесия, в котором концентрации молекул СН3СООН и ионов ОН-- сравнительно невелики. Тем не менее гидролиз ацетата калия приведет к увеличению концентрации ионов ОН- в растворе по сравнению с чистой водой в этом легко убедиться, измерив pH такого раствора. [c.98]

Какая форма записи правильна —первая или вторая Такой вопрос ча -сто задают абитуриенты. Ответ на него простой верны обе формы записи,. 40 первый содержит больше информации. Действительно, вода — очень слабый электролит, и потому концентрация ионов водорода в нейтральном растворе, как мы уже знаем, ничтожно мала. Мы уже условились записывать в уравнениях окислительно-восстановительных и других реакций слабые электролиты в молекулярной форме. Первую форму записи следует понимать так около катода постоянно расходуются ноны водорода, т. е. равновесие Н2О 4= Н+-1-0Н все время смещается вправо, поэтому стремление системы к равновесию выражается в том, что диссоциируют все новые и новые порции воды образующиеся при этом ионы водорода восстанавлнвают-ся, а ноны гидроксила остаются в растворе. Следовательно, первая форма записи показывает сумму двух процессов диссоциации воды и восстановления иопов а вторая — лишь восстановление ионов водорода, но противоречия между этими двумя формами записи пет. [c.146]

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]

При добавлении к насыщенному раствору труднорастворимого электролита других веществ, содержащих одноименные с ним ионы, состояние равновесия нарушается и частично слабый электролит выпадает в осадок. Например, если к насыщенному раствору BaS04, находящемуся в равновесии с его кристаллами, добавить раствор серной кислоты, то динамическое равновесие (V.82) из-за возрастающей 804 -] из серной кислоты сдвигается справа налево и часть сульфата бария выпадает в осадок. Растворимость соли падает, но [c.137]

Пример IV. Как уже было отмечено выше ( 25), слабый электролит в растворе частично диссоциирует на ионы. Этот процесс также может быть описан с помощью константы равновесия. В данном случае она называется константой диссоциации и обозначается /Сдис Поскольку электролитическая диссоциация сопровождается поглощением теплоты, /Сдис при повышении температуры увеличивается (см. 29). [c.112]

В отличие от констант равновесия других обратимых реакций, величина К называется в данном случае констж-той диссоциации электролита. Она характеризует склонность его к ионизации. Чем больше ее величина, тем сильнее диссоциирует слабый электролит и тем выше концентрации ионов его в растворе при равновесии. [c.47]

Механизм ионообменных реакций, при которых образуется слабый электролит в фазе раствора или ионита, подобен механизму реакции нейтрализации, поскольку смещение ионообменного равновесия происходит в результате связывания иона Н+ или ОН" в малодис-социированную ионную пару, но не между собой, а с другими ионами — в растворе или смоле. С другой стороны, в этих системах, в отличие от систем с нейтрализацией, происходит эквивалентное замещение ионов в обеих фазах без изменения общей концентрации электролитов, и, что весьма важно, раствор наряду со слабой кислотой или основанием содержит сильный электролит, имеющий общий с ними ион. [c.60]

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации обратим и равновесие характеризуется константой электролитической диссоциации Кд- Пусть в растворе находится бинарный слабый электролит КА, диссоциирующий на однозарядные ионы К и А . При равновесии КА [c.108]

Далее закономерности экстракционных равновесий будут рассматриваться на примере экстракции нитратов уранила и других актинидов нейтральными фосфорорганическимн соединен ниями, поскольку соответствующие равновесия наиболее под робно изучены и могут быть полностью описаны. Эти системы являются примером равновесия электролит — неэлектролит, при котором для преодоления ион-дипольного взаимодействия в водной фазе необходима химическая связь экстрагента с извле каемым соединением, однако связь достаточно слабая, чтобы не затруднить реэкстракцию (энергия взаимодействия <10 ккал1моль). Соответственно для интерпретации экстракционной способности растворителей необходимо привлечь тео рию химической связи, а в силу слабости химических взаимо- действий при описании зависимости равновесий от условий экстракции необходимо учитывать вклад вандерваальсовых (до 3 ккал/моль) и особенно электростатических взаимодействий в химический потенциал, т. е. коэффициенты активности соединен ний в обеих фазах . Это позволяет сделать теория растворов. Описание процессов в водной фазе должно производиться на основе теории растворов электролитов, в органической — с по мощью теории многокомпонентных растворов неэлектролитов. [c.11]

Приведенное экспериментальное численное значение константы равновесия относится к комнатной температуре. Пусть в частном случае равновесная концентрация [СНзСООН] =0,1 моль/л. Нетрудно вычислить, что в этом случае концентрация каждого иона будет порядка 0,001 г-иона в 1 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 нонизации электролита и о его разведении. Определим степень ионизации как долю моля электролита, существующую в растворе в виде ионов. [c.125]

Другой класс электролитов, называемых сильными, характеризуется тем, что поведение их растворов не подчиняется простым соотношениям которые были описаны выше и справедливы лишь для слабых электроли тов. Как будет показано дальше, по суш еству сильные электролиты полностью диссоциированы. В случае слабых электролитов свойства раство ров определяются равновесием диссоциации молекул, а- не взаимодейст вием ионов друг с другом. Наоборот, в растворах сильных электр митов где а равна единице, физика явления определяется электростатическим взаи одействием йежду ионами. [c.143]

Ацетат натрия как сильный электролит при растворении, в воде полностью диссоциирует на ионы Na+ и СНзСОО . Последние взаимодействуют с Н+- и ОН -ионами воды. При этом иоиы Na+ не могут связать ионы ОН в молекулы, так как NaOH является сильным электролитом и существует в растворе только в виде ионов. В то же время ацетат-ионы связывают ионы Н с образованием молекул слабого электролита — уксусной кислоты, в результате чего новые молекулы НаО диссоциируют ИЗ Н + - и ОН -ионы. Эти процессы протекают до тех пор, пока не установится равновесие [c.181]