Равновесия в растворах сильных электролитов

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]

Ионная сила влияет на многие процессы, проходящие в раст норах сильных электролитов. В частности, ионная сила сказы вается на равновесии в системе малорастворимый электролит — раствор (см. 29), т. е. изменение величины / приводит к из-менению растворимости электролита. В качестве примера рассчитаем растворимость Zn(OH)2 в 0,001 М растворе СаСЬ-.Хлорид кальция — сильный электролит, он создает в растворе ионную силу, равную [c.293]

Растворимость веществ отвечает концентрации их насыщенных растворов (см. 2.12). Если сильный электролит малорастворим в воде, то его насыщенный раствор будет весьма разбавленным. В насыщенном растворе соли всегда присутствует некоторое количество твердого вещества в виде осадка. Между ионами А+ и В- малорастворимого сильного электролита АВ и его осадком при постоянной температуре устанавливается состояние гетерогенного ионного равновесия [c.258]

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]

В соответствии с современными представлениями электролиты в растворах подразделяются на две группы неассоциированные (сильные) и ассоциированные. Единственным критерием для классификации электролитов в растворе является его полная или неполная диссоциация. Если электролит в растворе диссоциирован нацело, он является неассоциированным. Примером таких электролитов в разбавленных водных растворах являются хорошо растворимые в воде соли, например галогениды, нитраты и сульфаты щелочных Металлов, некоторые кислоты (хлористоводородная, азотная и др,), шелочи. К этому же типу электролитов относятся некоторые малорастворимые в воде соединения, например РЫа,, Сар2, 8г80<, которые в очень разбавленных водных растворах полностью диссоциируют на ио(гы. Ионные равновесия в растворах малорастворимых соединений Описываются произведением растворимости (ПР). Значение ПР малорастворимых соединений невелико. Все остальные электролиты в растворе относятся к группе ассоциированных, которые делятся на три подгруппы. К первой подгруппе [c.75]

Если имеется, например, сильный электролит К А , то между осадком К А (т) и насыщенным водным раствором, содержащим только ионы К" " и А (точнее, гидратированные ионы -(НаО) и А -(Н20)а), будет иметь место равновесие [c.208]

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]

Но щелочь является также сильным электрол 1том, так что первое из этих равновес1 Й практически нацело сдвинуто влево. Уксусная кислота электролит слабый и, следовательно, ионы СНзСОО Н3О+ образуют в основном нейтральные молекулы. В результате ь гих двух реакций в растворе устанавливается равновесие [c.73]

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]

Если катионообменник, насыщенный противоионами А, контактирует с разбавленным раствором сильного электролита АУ, то концентрация катионов А в ионообменнике больше, чем в растворе, а концентрация анионов больше в растворе, чем в ионообменнике. Поэтому катионы стремятся диффундировать из фазы сорбента в раствор, а анионы — из раствора в фазу ионообменника. В результате этого процесса на границе раздела фаз возникает разность потенциалов — потенциал Доннана. При равновесии стремление ионов к диффузии из-за возникшего градиента концентрации компенсируется действием электрического поля. Разность потенциалов частично или полностью вытесняет электролит из ионообменника. Практически ионообменник, находящийся в равновесии с раствором сильного электролита, всегда содержит небольшое количество катионов, а также эквивалентное им количество противоионов, избыточное по сравнению с количеством противоионов, необходимых для нейтрализации заряда фиксированных ионов. Доннановский потенциал тем выше, чем больше разница концентраций в ионообменнике и в растворе он растет с уменьшением концентрации раствора и с увеличением концентрации фиксированных ионов. Значение доннановского потенциала обратно пропорционально заряду иона. Если ионообменник насыщен многозарядным ионом, то уже небольшая разность потенциалов компенсирует стремление противоионов к диффузии в раствор. [c.30]

Мало растворимая соль в насыщенном растворе ведет себя как сильный электролит — она полностью распадается на ионы. В таком растворе между твердой фазой и ионами устанавливается подвижное равновесие, например [c.37]

С рассмотренной точки зрения становится ясным различие между реакциями нейтрализации сильной кислоты сильным основанием и случаями нейтрализации, когда хотя бы одно из исходных веществ — слабый электролит. При нейтрализации сильной кислоты сильным основанием в растворе образуется только один слабый электролит — вода. При этом равновесие [c.252]

Если электролит сильный, константа равновесия велика и ассоциация мала, то для сравнительно разбавленных растворов можно принять, что [c.124]

Соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты. Соли этого типа гидролизу не подвергаются, так как при их взаимодействии с водой слабый электролит образоваться не может. Вследствие этого равновесие диссоциации воды не нарушается, поэтому в растворах таких солей среда остается нейтральной (pH 7,0). [c.118]

Ионно-электростатическое взаимодействие в черных углеводородных пленках специально не рассматривалось. Это, очевидно, вызвано как тем, что влияние электростатического взаимодействия на устойчивость обычно невелико, так и тем, что теория ДЛФО применима при не очень сильном перекрытии диффузных слоев. В черных углеводородных пленках ситуация как раз противоположна этому. Толщина их так мала, что диффузные слои перекрываются полностью. Другими словами, в черной пленке не успевает возникнуть обкладка диффузного двойного слоя. Если электролит А В растворим как в водной, так и в органической фазе, то условием равновесия будет равенство электрохимических потенциалов в разных фазах (р ) [c.133]

NH4OH более сильный электролит по сравнению с угольной кислотой (анализ констант диссоциации). Равновесие (3) относительно больше смещено вправо (анализ констант гидролиза). Оба пути приводят к однозначному решению реакция раствора щелочная. [c.138]

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]

Таким образом, константа гидролиза по второй ступени в 46 миллионов раз меньше, чем константа гидролиза по первой ступени. Поэтому второй ступенью гидролиза можно при решении данной задачи пренебречь и вести вычисление, исходя из уравнения (а). Поскольку (МН4)53 сильный электролит, дис-ссциирующий в растворах практически нацело, 0,1 моля его образует 0,1 г-иона 3 и 0,2 г-иона NH . Концентрацию ионов 3 при равновесии [c.230]

Бензоат натрия — сильный электролит. Его водные растворы содержат ионы Na и бензоат-ионы eHg OO . Следовательно, равновесие можно представить так же, как и раньше [c.287]

Видно, что ионы СНзСОО взаимодействуют с ионами Н+ воды, образуя молекулы слабодиссоциированной уксусной кислоты. Ионы же Na+ не связываются ионами 0Н , так как NaOH — сильный электролит. Уменьшение в растворе числа ионов Н+ нарушает равновесие между молекулами воды и ее ионами, вызывая диссоциацию следующих молекул воды. Вновь образующиеся ионы Н+ в свою очередь связываются ионами СН3СОО- в молекулы СНзСООН, а свободные ионы 0Н накапливаются в растворе. [c.33]

Равновесие химических ьч( цип (54). Электролитическая диссоциация (55). Теория сильных э.пскит.-ттов. Активность (58). Равновесие в растворах слабых электроли <и (66). Теория кислот и оснований (69). Амфотерные соединения i,72) [c.364]

К раствору уксусной кислоты добавим сильный электролит с одноименным ионом, например ацетат натрия — Hs OONa. О том, куда сместится равновесие, можно сделать вывод, если написать уравнение константы диссоциации для уксусной кислоты [c.97]

Допустим, что к раствору МН40Н прилили сильный электролит, содержащий одноименные ионы, например, МН4С1. При этом концентрация катионов N4 повысится во много раз. Вследствие этого числитель уравнения сильно увеличится, и величина дроби станет больше константы диссоциации. Нарушенное таким образом равновесие будет восстанавливаться в результате соединения ионов КН и ОН в недиссоциированные молекулы NH40H. [c.55]

Оценка коррозии цинка в сухих элементах по скорости выделения в них газа [Л. 28] является далеко не достаточной. Значительная часть цинка корродирует без выделения водорода путем реагирования с кислородом, растворенным в электролите, а также с продуктами, перешедшими в раствор с катода. Двуокись марганца растворяется в электролите, впрочем только в очень незначительных размерах. В растворе состава 19% NH4 1, 9%, 2пС12, находящемся в равновесии с избытком искусственной Мп02, концентрация иона Мп+ не превышала 2- г-экв/л [Л. 26]. При малой скорости диффузии в сухих элементах эта величина окислительного агента в электролите вряд ли может вызвать сколько-нибудь заметную коррозию цинка или же уменьшить емкость положительного электрода. Более сильное влияние оказывает растворенный кислород, реагирующий с металлическим цинком (реакция 3) [c.75]

Малое значение и непостоянство осмотического давления лиозолей являются причиной того, что осмометрия, а также эбулио-скопия и криоскопия не применяются для определения численной концентрации или размера коллоидных частиц. Следует, впрочем, заметить, что осмометрические, эбулиоскопические и криоскопиче-ские методы нельзя использовать для определения размера коллоидных частиц не только вследствие указанных причин, но и из-за обычного присутствия в лиозолях электролитов. При очистке лиозолей, например диализом, вместе с посторонними электролитами может удаляться и стабилизующий электролит, что приводит к нарушению агрегативной устойчивости системы, укрупнению частиц и, следовательно, к получению неправильных значений осмотического давления. Кроме того, на результатах осмометрических определений сильно сказывается так называемое мембранное равновесие ), или равновесие Доннана. Это равновесие устанавливается в результате сложного распределения ионов между коллоидным раствором в осмотической ячейке и внешним раствором, о чем подробно сказано в гл. XIV. [c.68]

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]

Так как сильный электролит МА малорастворим в воде, то раствор будет очень раз вленным, содержапщм поэтому только гидратированные ионы М и А . Константа равновесия [c.168]

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]

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]

Учитывая невозможность строгой оценки степени диссоциации сильного электролита в растворе, представляется целесообразным в условие равновесия (XIV. 104) ввести величины, относящиеся не к отдельным составным частям, а к электролиту в целом. Это можно сделать исходя из того, что равновесие между недиссоции-рованным электролитом и его ионами входит как часть в общее равновесие системы, содержащей данный электролит. Для первого равновесия мы имеем то же условие (XIV. 104), которое для данного случая можно записать следующим образом [c.384]