Электролитическая диссоциация. Сила электролитов

Константа электролитической диссоциации является характеристикой силы электролита. Чем константа диссоциации кислоты или основания больше, тем сильнее данный электролит. Например, уксусная кислота (/С = 1,85 10 ) во много раз сильнее цианистоводородной, у которой К = 4,8 10 , и примерно в 10 раз слабее муравьиной, у которой К — 1,8 10". В качестве примера в табл. 50 приведены константы диссоциации некоторых слабых электролитов. [c.237]

В теории электролитической диссоциации Аррениуса предполагалось, что ионы в растворах находятся в состоянии беспорядочного движения (подобно газообразному состоянию). Это позволило применить законы, характеризующие газообразное состояние к электролитам. Однако в предположении о беспорядочном распределении ионов в растворе не учитывалось электростатическое взаимодействие между ионами, которое проявляется на достаточно больших расстояниях. В сильных электролитах, например, действие между ионами настолько велико, что в концентрированных растворах возникает тенденция к упорядоченному распределению, аналогичному ионным кристаллам (где каждый ион окружен ионами противоположного знака). Дальнейшие исследования показали, что в реальных растворах средней концентрации распределение ионов в электролите является промежуточным между беспорядочным и полностью упорядоченным. Электростатические силы стремятся создать такое распределение, при котором каждый ион окружен исключительно ионами противоположного знака, но этому противодействует хаотическое движение ионов, приводящее к беспорядочному распределению. В конечном итоге, около каждого иона образуется ионная атмосфера, в которой преобладают ионы противоположного (по сравнению с центральным ионом) знака. [c.60]

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]

Степень электролитической диссоциации характеризует силу электролита. Если а = 100%, то электролит сильный. Если, же а< 100 о, то электролит считается слабым или средней силы. [c.118]

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]

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]

Если степень электролитической диссоциации а больше 30%, то электролит является сильным, если она равна 2—30%, то он относится к электролитам средней силы. Когда а менее 2%, электролит является слабым, для неэлектролитов а=0. [c.303]

Формула закона разбавления яв.чяется наглядным доказательством высказанного ранее положения о том, что константа электролитической диссоциации характеризует силу электролита. В самом деле, взяв два электролита в растворах одинаковой концентрации и подставив в формулу (28) данное значение с, увидим, что тот электролит, у которого константа диссоциации больше, имеет более высокую степень диссоциации а, т. е. является относительно более сильным электролитом. Там, где больше К, должна быть больше [c.79]

Так как рассматриваемый электролит является очень труднорастворимым, значения А и к в его насыщенном растворе близки к единице. Добавление посторонней соли вызывает увеличение ионной силы раствора, что сопровождается уменьшением коэффициентов активности (рис. V-17) и, как следствие, увеличением произведения [К][А], т. е. растворимости осадка. С точки зрения классической теории электролитической диссоциации данное явление может быть качественно истолковано как результат частичного ионного обмена труднорастворимой соли с вновь вводимой. [c.195]

В настоящее время отступление сильных электролито от классической формы закона действия масс может быть объяснено при помощи теории сильных электролитов, предложенной Дебаем и Гюккелем. Основная идея теории заключается в том, что между ионами, образующимис при электролитической диссоциации сильных электроли тов, возникают силы взаимного притяжения. Эти меж ионные силы вызывают отклонение поведения сильные электролитов от законов идеальных растворов. [c.139]

Таким образом, классическая теория электролитической диссоциации позволила разумно объяснить закономерности, которые казались отклонениями от законов Рауля, Генри, Вант-Гоффа. Она в свое время была шагом вперед и сыграла большую роль в развитии учения о растворах. Вместе с тем теория электролитической диссоциации Аррениуса не может объяснить ряд экспериментальных фактов. Так, трудно себе представить, чтобы такой электролит, как КС1 или Na l, распадался в воде не полностью. Диэлектрическая постоянная воды много больше, чем кристалла, т. е. силы электростатического взаимодействия ионов Na+ и С1- в растворе весьма слабы, и поэтому в воде молекулы Na l не могут образовываться. [c.290]

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]

Понятие степени электролитической диссоциации дало возможность разделить электролиты на слабые и сильные, правда эта классификахщя несколько условна, так как степень диссоциации зависит от концентрации. Сильные электролиты практически полностью диссоциируют в растворе, степень их диссоциации близка к единице. В случае слабых электролитов степень диссоциации мала - существенно меньше единицы. Условно принято относить к слабым электролиты с а < 5 % при концентрации порядка 0,1 моль/л, к сильным - с а > 30 %, а если 5 % < а < 30 %, то это электролит средней силы. [c.181]

Разложение растворенных электролитов под влиянием электрического тока Фарадей назвал электролизом и считал, что молекулы, распадаются на пены под вл15я ием внешней силы, а именно — в резу.мьтате пропускания тока через раствор. Аррениус на основании яда данных показал, что ионы всегда имеются в растворах электролитов, независимо от того, пропускается ли через раствор электрический ток или нет. По мнению Аррениуса, при растворении электрол тов часть молекул всегда самопроизвольно расщепляется или, как принято выражаться, диссоциирует на ионы, благодаря чему эти растворы и являются проводникам электричества. Этот самопроизвольный распад молекул электролита при растворении называется электролитической диссоциацией. [c.123]

Между ионизацией газа и электролитической диссоциацией растворов существует, однако, весьма существенное различие. Электролитическая диссоциация происходит вследствие взаимо- действия частиц растворителя и растворённого вещества. Положительные и отрицательные ионы в электролите состоят в каждом данном случае из совершенно определённых комплексов атомов (в том числе и отдельных атомов, например Ка+ и С1 в случае раствора поваренной соли). Эти комплексы во всех случаях являются составными частями молекул растворённого вещества, распавшихся при электролитической диссоциации. Концентрация ионов в электролите зависит от концентрации всего раствора в целом и от температуры и совершенно не зависит ни от силы тока, ни от напряжения, приложенного между электродами, опущенными в электролит. Убыль ионов каждого знака вследствие внгтрлрнтттт пу 11а- 1ПТ<1 № ролт> и происходящих [c.17]

Согласно теории электролитической диссоциации, применимой к водным растворам, кислотой является электролит, который диссоциирует с образованием ионов Н . Сильные кислоты (НС1, HNO3, H2SO4 и др.) диссоциируют практически полностью, у слабых кислот диссоциирована лишь часть молекул. О силе кислот можно судить по константе диссоциации. Чем больше константа диссоциации, тем более диссоциирована кислота. [c.215]

Окклюзия Na 4 [19,51]. Если электролитическая сила цеолита достаточно велика, чтобы скомпенсировать эндо-термичность процесса ( 5 эВ), то можно допустить, что такой сильный электролит, как Na l, будет окклюдироваться в цеолите в ионизованном состоянии. Энергия, необходимая для диссоциации молекулы Na l на ионы Na" и СГ, составляет [c.452]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология