Определение степени диссоциации

Для определения степени диссоциации а слабого электролита достаточно воспользоваться выражениями (У.17а) и (V.176), из которых следует [c.265]

Определение степени диссоциации слабых электролитов и коэффициента электрической проводимости сильных электролитов методом электрической проводимости [c.132]

Определение степени диссоциации а и константы диссоциации Кюс слабого электролита [c.198]

Нарушение количественных соотношений теории Аррениуса из-за пренебрежения ион-ионным взаимодействием проявляется также в том, что различные методы определения степени диссоциации а дают несовпадающие результаты. Так, а можно рассчитать по уравнению (1.6), зная изотонический коэффициент Вант-Гоффа. Далее, поскольку электропроводность раствора зависит от концентрации свободных ионов и, следовательно, от степени диссоциации, то а можно определить по измерению электропроводности. Наконец, как следует из электрохимической термодинамики разность потенциалов на концах равновесной электрохимической цепи связана с концентрацией ионов, участвующих в установлении электрохимического равновесия. Поэтому иногда степень диссоциации а можно рассчитать по измерению разности потенциалов соответствующей цепи. Расхождения в величинах а, рассчитанных тремя указанными методами, оказываются весьма существенными, особенно для растворов сильных электролитов. Для концентрированных растворов сильных электролитов последний метод иногда приводит к не имеющим физического смысла значениям а> 1. [c.20]

Криоскопическое определение степени диссоциации и молекулярной массы [c.91]

Степень диссоциации слабого электролита, определенная различными способами (например, по измерению температуры кипения или электропроводности), дает удовлетворительные совпадения. Однако для сильных электролитов определение степени диссоциации различными способами дает разные результаты. Следовательно, величина степени диссоциации не характеризует реальную, истинную степень диссоциации, а представляет некоторую кажущуюся величину. [c.162]

Особенностью сильных электролитов является их полная электролитическая диссоциация в водном растворе. Однако при экспериментальном определении степени диссоциации этих электролитов получаются значения ниже 100% (см. примеры 53—56). Это несоответствие обусловлено наличием электростатического взаимодействия образующихся заряженных частиц, ионов, приводящее к образованию ионных пар. Последние отличаются от молекул тем, что ионы в них не соприкасаются непосредственно друг с другом, а разделены одним или несколькими слоями воды, образуя с ними гидратные комплексы. [c.46]

Любое свойство, специфичное для ионов и зависящее от их концентрации, может быть использовано для определения степени диссоциации электролита в растворе, однако все известные методы-не противоречат теории электролитической диссоциации Аррениуса только в случае слабых электролитов. [c.378]

Другим методом экспериментального определения степени диссоциации является криоскопический метод, основанный на определении кажущейся молекулярной массы М , которая представляет собой среднее значение масс ионов и недиссоциированных молекул [c.192]

Определим pH 0,01 М раствора уксусной кислоты Со = 0,01 М Кл = = 1,754 10 М. Поскольку константа ионизации много меньше концентрации, можем воспользоваться для определения степени диссоциации выражением (14.37), применяя которое, находим [c.240]

Рис. 75. Прибор для определения степени диссоциации электролита криоскопическим методом

РАБОТА № 14. ОПРЕДЕЛЕНИЕ СТЕПЕНИ ДИССОЦИАЦИИ ЭЛЕКТРОЛИТОВ [c.68]

Эквивалентная электрическая проводимость растворов. . . Связь эквивалентной электрической проводимости со степенью диссоциации электролита и скоростями движения ионов. . . . Закон независимости движения ионов (закон Кольрауша). . Определение степени диссоциации слабых электролитов и коэф фициента электрической проводимости сильных электролитов ме [c.404]

Молекулы сильных электролитов даже в концентрированных растворах диссоциированы полностью. Однако при опытном определении степень диссоциации всегда оказывается меньше 100%. Это объясняется проявлением электростатического притяжения между ионами, вследствие чего активность их уменьшается и создается видимость неполной диссоциации. Поэтому при вычислении степени диссоциации сильных электролитов говорят не об истинной, а о кажущейся степени диссоциации вещества в растворе. [c.84]

Пользуясь этим определением, степень диссоциации можно связать с величиной изотонического коэффициента, считая его [c.202]

Уравнение (IV.33) использовалось для расчета степени диссоциации. Однако для растворов сильных электролитов величины а, рассчитанные по формуле (IV.33), не совпадают с результатами определения степени диссоциации другими методами. Уравнение (IV.33) означает, что все виды ион-ионного взаимодействия, приводящего к замедлению движения ионов, сводятся к простому уменьшению концентрации переносчиков тока. Это справедливо лишь для разбавленных растворов слабых электролитов, для которых можно в первом приближении пользоваться формулой (IV.33). В этих условиях экспериментально подтверждается сле- [c.68]

Другую группу составляют сильные электролиты. Экспериментальное определение степени диссоциации таких электролитов дает неоднозначные величины. Закон действующих масс для сильных электролитов неприменим. Объяснить их свойства по теории Аррениуса невозможно. Для объяснения свойств растворов сильных электролитов было выдвинуто предположение об их полной диссоциации при любых концентрациях и о значительном взаимодействии образовавшихся ионов между собой. Силы межионного взаимодействия зависят от расстояния между ионами и убывают до нуля при бесконечном разбавлении раствора. Сильными электролитами являются водные растворы большинства солей, а также некоторых кислот и оснований. [c.204]

Нарушение количественных соотношений теории Аррениуса из-за пренебрежения ион — ионным взаимодействием проявляется также в том, что различные методы определения степени диссоциации а дают несовпадающие результаты. Так, а можно рассчитать по уравнению (1.6), зная изотонический коэффициент Вант-Гоффа. Далее, поскольку электропроводность раствора зависит от концентрации свободных ионов и, следовательно, от степени диссоциации, то а можно определить по измерению электропроводности. Наконец, как следует из электрохимической термодинамики, разность потенциалов на концах равновесной электрохимической цепи связана с концентрацией ионов, участвующих в установлении электрохимического равновесия. Поэтому иногда степень диссоциации а можно было рассчитать по измерениям разности потенциалов соответствующей цепи. Расхождения в величинах а, рассчитанных тремя указанными методами, оказываются весь- [c.16]

Формула (IV.33) использовалась для расчета степени диссоциации. Однако для растворов сильных электролитов величины а, рассчитанные по формуле (IV.33), не совпадают с результатами определения степени диссоциации другими методами. По формуле (IV.33) [c.60]

Рис. 62. а—прибор для определения степени диссоциации электролита криоскопическим методом б — термометр Бекмана [c.92]

Сравните методы определения степени диссоциации, основанные на измерениях давления пара над раствором, тем-лератур замерзания и кипения растворов, осмотического давления и электропроводимости. Укажите критерии сравнения н перечислите преимущества и недостатки каждого метода. [c.192]

Изложенное показывает, что явления ассоциации и диссоциации в принципе не нарушают законы Бант-Гоффа и Рауля. Указанные законы свою основную сущность (зависимость ряда свойств растворов от их частичной концентрации) сохраняют в равной степени для всех рассмотренных случаев. Более того, законы Вант-Гоффа и Рауля дают основу для количественных методов определения степеней ассоциации или диссоциации в растворах (об определении степени диссоциации — см. 2 следующей главы). [c.185]

В теории сильных электролитов принимается, что сильные электролиты нацело диссоциируют на ионы, но из-за электростатических сил притяжения между противоположно заряженными ионами каждый ион окружен оболочкой из ионов другого заряда, уменьшающей его подвижность в растворе. Вследствие этого ионы в растворе ведут себя так, будто их концентрация в растворе меньше действительной, определяемой химическим анализом. Поэтому при криоскопическом определении степени диссоциации хлорида калия получается величина меньше 100%. [c.226]

Решение. Для определения степени диссоциации Ь1-соли живущего полистирола рещаем относительно у уравнение (2.5) [c.105]

Отсюда следует, что измерения АТ1, могут быть использованы для определения степени диссоциации электролитов. [c.67]

Непосредственно определяемые на опыте степени диссоциации сальных электролитов являются лишь кажущимися в том смысле, что они не отвечают действительным степеням распада соответствующих молекул на ионы. Подобное несоответствие обусловлено электростатическим взаимодействием ионов, которое существенно проявляется именно в растворах сильных Электролитов (где ионов много) и влияет на результаты экспериментальных определений степеней диссоциации (понижая их). Если учесть это взаимодействие, то оказывается что в разбавленных растворах сильные электролиты диссоциированы п о ч т и нацело (одно время полагали даже, что совсем нацело). Напротив, для слабых электролитов (растворы которых содержат относительно мало ионов) подобное взаимодействие невелико и кажущиеся степени диссоциации для них практически совпадают с истинными. Несмотря на расхождение у сильных электролитов истинных и кажущихся степеней диссоциации, последними все же можно пользоваться для сравнительной характеристики кислот, оснований и солей, так как кажущиеся степени диссоциации приблизительно пропорциональны истинным. [c.181]

Установлено, что растворы мыл лиофильные, термодинамически устойчивые, обратимые системы. В растворах мыл существуют в равновесии мицеллы различных форм, недиссоциирован-ные молекулы и ионы. Каждой концентрации водного раствора щелочного мыла соответствует при определенной температуре определенная степень диссоциации. С увеличением концентрации и с понижением температуры равновесие смещается в сторону [c.158]

Так как ионы являются переносчиками электрического тока в растворе, то вторым методом определения степени диссоциации слабого электролита может служить измерение электрической проводимости раствора. С ним вы познакомитесь при изучении физической химии. [c.157]

В приведенном выше примере определения степени диссоциации такого сильного электролита, как NaOH, было получено значение а, равное 82%. Вычисленное значение степени диссоциации сильного электролита может показаться неожиданным, так как согласно современным представлениям сильные электролиты в водных растворах полностью диссоциированы на ионы. Тот факт, что по экспериментальным данным степень диссоциации сильных электролитов всегда оказывается меньше 100%, объясняется электростатическим взаимодействием между ионами. Вследствие этого активность ионов уменьшается, и все свойства растворов, зависящие от концентрации ионов, проявляются так, как если бы она была меньше, чем их образуется при полной диссоциации электролита. [c.284]

Определение степени диссоциации. Методы криоскопии и эбулиоскопии позволяют также определить степень диссоциации слабого электролита в растворе. Степень диссоциации а есть отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу растворенных молекул. [c.93]

На практике определение степени диссоциации электролита производится по измерениям понижения температуры замерзания раствора (редко по повышению температуры кипения), поскольку эти измерения легче экспериментально осуществить, а определения получаются более точными. [c.94]

Так как ионы являются переносчиками электрического тока в растворе, то вторым методом определения степени диссоциации слабого электролита может служить измерение электропроводности раствора. [c.94]

Точность криоскопических определений зависит главным образом от точности измерения разностей температур замерзания растворителя и раствора. С большой точностью температуру измеряют с помощью дифференциального термометра или, как его часто называют, термометра Бекмана (рис. 76). В отличие от обычных термометров он имеет два резервуара — нижний и верхний. Резервуары соединены капиллярной трубкой с прикрепленной к ней шкалой. Вся шкала разделена на 5 градусов с делениями в 0,01° С. С помощью лупы на этом термометре можно производить отсчеты с точностью до 0,002° С. Если с такой точностью измерить разность температур замерзания растворителя и раствора, то ошибка определения степени диссоциации или молекулярной массы вещества будет составлять 1—2%- [c.97]

ОПРЕДЕЛЕНИЕ СТЕПЕНИ ДИССОЦИАЦИИ ЭЛЕКТРОЛИТА [c.86]

При работе с термометром, цена деления которого 0,1°, по- казание следует записывать не с точностью до 0,1°, а с той точностью, которая может быть получена при делении на глаз ОДНОГО малого деления, скажем, на 5 частей, т. е. до 0,02° (в эксперименте по криоскопическому определению степени диссоциации и мольной массы). То же самое относится и к снятию показаний в газовой бюретке при определении объема водорода, а. также при работе с рН-метром или потенциометром. Следует снимать показания с той максимальной точностью, которая доступна данному экспериментатору. Очевидно, что в та- кого рода экспериментах конечные результаты будут зависеть от остроты зрения человека. [c.74]

ОН". Поскольку ионы ОН" образуются не только в этой стадии, то для определения степени диссоциации необходимо воспользоваться (14.39), где А —это ион Н2РО4. Рассматриваемая ступень гидролиза соответствует второй ступени ионизации Н3РО4 н константа гидролиза Кь — 10"1 /6.3 10" =1.59. 10 М. Применяя (14.39), где Сво — концентрация присутствующего в большом избытке по сравнению с Н2РО4 гидроксил-иона, равная 3,9 . 10 М, находим а = = 4,07 10" . Второй ступенью гидролиза можно пренебречь по сравнению с первой. [c.241]

Определим pH раствора уксусной кислоты, б ° = 0,01 моль/л К а = = 1,754-10 моль/л. Поскольку константа ионизации много меньп1е концентрации, можно воспользоваться для определения степени диссоциации выражением (14.37), применяя которое, находим [c.278]

Поскольку ионы он- образуются не только на этой стадии, для определения степени диссоциации необходимо воспользоваться формулой (14.39), где А — это ион Н2Р04 . Рассматриваемая ступень гидролиза определяется второй константой ионизации Н3РО4, и константа гидролиза /Сь= 10 /(6,3-Ю ) = = 1,59-10 моль/л. Применяя (14.39), где Св--концентрация ОН-, присутствующего в большом избытке по сравнению с Н2РО4-, равная 3,9-10- моль/л, находим а = 4,07- 0- [c.279]

Изологический ряд обратим, если возникающие свободные валентности не замыкаются- В общем случае при достижении определенной степени диссоциации они частично взаимонасыща-ются, что сопровождается перестройкой поверхности — изологический ряд становится частично необратимым. В области обратимости ряда отношение (В+А )/А постоянно, и каждый член ряда может быть получен из его граничных членов. [c.32]

Сторонники физической теории растворов считали, что сильные электролиты, так же как и слабые, содержат недиссоцииро-ванные молекулы, но в отличие от них характеризуются большими значениями степени диссоциации. Поэтому для определения степени диссоциации сильных электролитоц применялись те же методы, что и для слабых,— измерения электропроводности, осмотического давления, повыщения температуры кипения, понижения температуры затвердевания и т. д. Однако полученные разными методами данные для сильных электролитов давали значительные расхождения, тогда как для слабых электролитов разногласия в данных не наблюдалось. [c.228]

Разбавленные растворы слабых электролитов близки по свойствам к идеальным растворам. Равновесие в таких растворах определяется константой диссоциации. Степень диссоциации слабого электролита, определенная для разбавленного электролита различными способами, дает удовлетворительные совпадения. Один из способов определения степени диссоциации слабого электролита основан на измерении осмотического давления, понижении давления пара, понижении температуры замерзания или повышении температуры кипения. В этом случае величина измеренного свойства для электролитов оказывается в i раз больше по сравнению с неэлектролитами, причем изотонический коэффициент i достаточно простым соотношением связан со степенью диссоциации. Так, в частаом случае бинарного электролита, молекулы которого распадаются на два иона, например для гидроокиси аммония, получается следующее выражение изотонического коэффициента ( 69) через степень диссоциации [c.238]

Пример. По понижению точки замерзания найдем степень диссоциации Na l в растворе, содержащем на 1000 г воды одну грамм-молекулу этой соли (58,5 г). Для такого раствора можно было бы ожидать понижение на 1,86 град, между тем в действительности получается 3,36 град ( 4). Так как при определении степени Диссоциации важно знать не абсолютные числа диссоциированных и растворенных молекул, а лишь отношение между ними, рассуждение значительно упрощается. Допустим, что растворено 100 молекул Na l и они при отсутствии диссоциации должны Дать понижение на 1,86 град. На практике последнее получилось большим в отношении 3,36 1,86 = 1,80. Следовательно, найденное понижение соответствует тому, которое должны дать не 100, а 180 растворенных частиц, т. е. из взятых 100 молекул распалась на ионы такая доля, что в сумме образовалось 180 частиц. Это может быть в том случае, если из каждых 100 растворенных молекул 80 распались на ионы, так как тогда имеем 20 недиссоциированных молекул -1- 80 ионов Na -Ь 80 Ионов С1 а всего 180 частиц. Таким образом, степень диссоциации Na l в данно 1 растворе равна 0,80, т. е. диссоциировано 80% всех растворенных молекул. [c.174]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология