Закон действия масс. Активность и коэффициент активности Ионная сила раствора

По степени диссоциации все электролиты условно делят на сильные и слабые. Методика вычисления pH растворов сильных и слабых электролитов различна (водородный показатель pH — это величина, характеризующая концентрацию или активность ионов водорода в растворах). В случае слабых электролитов вычисления pH основаны на использовании закона действия масс. Методика вычисления степени диссоциации базируется на применении закона разбавления Оствальда. В растворах сильных электролитов наблюдаются отклонения от закона действия масс. За счет полной диссоциации электролита в растворе значительно увеличивается концентрация заряженных частиц — ионов. Поэтому методика вычисления pH сильного электролита (кислоты или основания) основана на учете ионной силы раствора и коэффициента активности ионов водорода или гидроксид-ионов. [c.35]

Закон действия масс. Активность и коэффициент активности. Ионная сила раствора [c.33]

В чем сущность теории электролитической диссоциации 2. Что такое кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации 3. Что такое степень электролитической диссоциации От каких факторов она зависит 4. Что такое константа электролитической диссоциации От каких факторов она-зависит Как ее увеличить . Как уменьшить 05. Чем обусловливается сила электролитов 6. Как формулируется и математически выражается закон разбавления Оствальда ф7. Что называется активностью ионов, молекул, коэффициентом активности, ионной силой раствора 8. Что называется произведением растворимости Примеры. От каких факторов оно зависит ф9. Как влияет введение в раствор одноименного иона на смещение ионного равновесия ф10. Можно ли к сильным электролитам применить закон действующих масс фИ. При каких условиях реакция между электролитами протекает до конца 12. Составьте молекулярные и ионные уравнения образования малорастворимых веществ ВаСг04, АдзРОд, СаСОз, Си(0Н)2, Ре(ОН)з. ф13. Вычислите константу диссоциации одноосновной слабой кислоты, если степень диссоциации ее в 0,1 н. растворе равна 1, 32% И. Вычислите степень диссоциации муравьиной кислоты (НСООН) в 0,5 н. растворе, если известно что концентрация ионов Н+ в нем равняется 0,1 моль/я. 15. Рассчитайте для сероводородной кислоты константу диссоциа- [c.99]

Солевые эффекты могут быть рассчитаны из уравнения закона действия масс, примененного к буферному равновесию, вместе с формулой, которая характеризует изменение коэффициентов активности при увеличении ионной силы. Для буферного раствора, состоящего из одноосновной, незаряженной слабой кислоты НА и ее полностью диссоциированной соли, мы имеем [c.106]

Как это более подробно будет рассмотрено в разделе 111.3, электропроводность и другие свойства водных растворов сильных электролитов могут быть количественно интерпретированы во всем доступном для эксперимента диапазоне изменения концентраций, исходя из существования равновесия между свободными ионами и ионными парами. Равновесие это описывается простым законом действия масс, и нет нужды постулировать зависимость коэффициентов активности свободных ионов от ионной силы. Приходится лишь учитывать, что ионные пары (точнее говоря, агрегированные ионы) могут находиться в двух состояниях, одно из которых участвует, а другое не участвует в электропроводности. [c.20]

В условиях постоянной ионной силы раствора, когда отношение коэффициентов активности представляет постоянную величину, вычисляют так называемую концентрационную константу нестойкости Кп, подставляя в уравнение, выражающее закон действия масс, не термодинамические активности, а концентрации соответствующих ионов [c.606]

Кроме того, pH буферных смесей может изменяться также при их разбавлении, так как точное выражение закона действия масс для равновесия (1) [Н+]/н [А ]/а = [НА]/на включает значения коэффициентов активности, изменяющиеся с ионной силой раствора. Однако эти изменения незначительны и при использовании буферных смесей в качественном анализе можно принять, что соответствующие значения pH практически не зависят от разбавления. [c.302]

Если ионная сила раствора мала, то коэффициенты активности близки к единице, и закон действующих масс становится приближенно справедливым в его выражении через концентрации. [c.195]

Коэффициент активности, как правило, меньще единицы, и лищь при очень большом разбавлении раствора, когда силы взаимодействия между ионами приближаются к нулю, коэффициент активности становится равным единице. В этом случае а С, т. е. движение ионов в растворе не стеснено. Таким образом, для достаточно разбавленных растворов, когда 1, применим закон действия масс в его первоначальной форме. Только в этом случае при проведении всевозможных расчетов в формулу закона действия масс можно подставлять концентрации веществ. [c.72]

Большинство реакций аналитической химии протекает в растворе. Глубокое изучение и понимание этих реакций невозможно без выполнения многочисленных ра1Счето1В на основе закона действия масс и других фундаментальных соотношений. Поэтому первая часть сборника посвящена задачам а расчет ионных равновесий, возникающих в растворе при проведении химико-аналитических реакций. За исключением специальной главы расчеты выполнялись В предположении, что закон действия масс применим в его классической форме, т. е. в терминах концентраций. Вопрос об учете коэффициентов активности кратко рассматривается в гл. VI. Это не означает, что эффект ионной силы не следует изучать до проработки материала первых пяти глав. [c.6]

Исследуя химические реакции, катализируемые слабыми кислотами, С. Аррениус обнаружил усиление каталитического эффекта при добавлении в раствор нейтральных солей, не содержащих одноименных с кислотой анионов. Это явление называется первичным солевым эффектом. В то же время он наблюдал, что добавление соли слабой кислоты, подавляющее диссоциацию и снижающее концентрацию ионов водорода, уменьшает скорость каталитического процесса существенно меньше, чем следовало из закона действия масс (вторичный солевой эффект). Для истолкования вторичного солевого эффекта предполагают, что каталитической активностью обладают не только ионы водорода (или гидроксила), но и анионы, молекулы недиссоциированных кислот (или оснований) и молекулы воды. Первичный солевой эффект был объяснен Я- Брёнстедом и Н. Бьеррумом. Используя уравнение Дебая — Гюккеля для коэффициента активности, они показали, что логарифм константы скорости к реакции между двумя ионами линейно зависит от корня квадратного из ионной силы раствора [c.85]

Если применяют современную форму закона действия масс, в которую входят концентрации ионов сильных электролитов (например, в случае вычисления произведения растворимости), то необходимо учесть активностм ионов. При обсуждении вопроса о том, как влияет на равновесие между ионами введение сильного электролита, следует прежде всего принять во внимание, что, согласно новейшей теории, активности ионов какого-либо электролита испытывают воздействие любого электролита, а не только того, который имеет с ним общий ион. Таким образом, имеет силу закон, говорящий, что коэффициент активности любого электролита зависит от общей ионной силы раствора, а в разбавленных растворах, независимо от природы электролита, является функцией только общей ионной силы 7. [c.95]

Наряду с этим в качестве стандартного состояния применяют растворы с заданной постоянной величиной ионной силы. В этом случае, как установили Льюис и Рендел [55], на протяжении эксперимента поддерживается постоянство коэффициентов активности и к характеристике состояния равновесия применим закон действующих масс в концентрационном выражении. Если в условиях эксперимента постоянство коэффициентов активности не поддерживается, то закон действующих масс в концентрационном выражении не соблюдается и расчеты на его основе носят приближенный характер. [c.171]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология