Слабые и сильные электролиты. Константа диссоциации

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]

Степень диссоциации может быть больше 0,1 и в том случае, когда растворенный электролит имеет константу диссоциации порядка 10 — 10 и, следовательно, является в группе слабых электролитов относительно более сильным. В таким случаях расчет следует вести по формуле (1), которая приводит к квадратному уравнению [c.109]

Таким образом, константа диссоциации мол<ет служить критерием деления электролитов на сильные и слабые. Слабые электролиты характеризуются константой диссоциации, а у сильных электролитов она отсутствует. Константа диссоциации слабых электролитов является мерой их относительной силы чем она больше, тем значительнее при прочих равных условиях электролит диссоциирует на ионы, т. е. тем он сильнее. [c.223]

Какой это электролит — сильный или слабый Вычислите константу диссоциации гидроксида аммония. [c.211]

Если учесть, что хлористоводородная (соляная) кислота представляет сильный электролит, а хлорноватистая кислота — слабый электролит (константа диссоциации хлорноватистой кислоты при комнатной температуре равна /С = 3,6-10 ), как правильнее представить правую часть уравнения гидролиза хлора [c.78]

Константы диссоциации слабых электролитов приведены в табл. 13. Они характеризуют силу кислот и оснований чем больше К, тем сильнее диссоциирует слабый электролит в водном растворе. [c.154]

Гидроксиды галлия и индия амфотерны. Оа(ОН)з— идеальный амфотерный электролит константы диссоциации его по основному и по кислотному типу практически одинаковы. Его кислотные свойства выражены сильнее, чем у гидроксида алюминия. Кислотные свойства 1п(ОН)з выражены слабо. Гидроксид таллия обладает основными свойствами. В кислотах растворяются все гидроксиды, в щелочах — только гидроксиды галлия и индия, образуя гидроксогаллаты и гидрок-соиндаты, например [c.185]

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]

Вещество в одних растворителях может вести себя как электролит, а в других —как неэлектролит, потому что процесс электролитической диссоциации зависит не только от природы вещества, но и от применяемого растворителя. Характер взаимодействия одного и того же вещества с различными растворителями не одинаков. Например Н2504 хорошо диссоциирует в воде, слабее в этаноле, а ее раствор в бензоле тока вообще не проводит. Ведь диссоциация происходит под действием полярных молекул. Кроме того, среда играет важную разъединяющую роль, о которой судят по величине диэлектрической проницаемости е, так как при диссоциации полярных соединений распад молекулы происходит по месту сильно полярных связей. В Н2504 разрывается связь между Н и О, а это гораздо легче происходит в воде, где Н20 = 78.5 (при 25° С), чем в этаноле ( Сан он = 24,2) или бензоле ( СеНе = 2>28)- Следовательно, чем больше е, тем меньше надо затратить энергии для разделения ионов. Повышение температуры усиливает тепловое движение ионов и, действительно, облегчает процесс диссоциации электролита. Степень и константа диссоциации слабых электролитов, как правило, возрастает с ростом температуры растворов. [c.123]

Величина К и называется константой диссоциации электролита при данной температуре. Это более общая характеристика раствора, чем а, так как константа диссоциации от концентрации не зависит. Легко заключить, что чем больше К (сравнивать следует при одной и той же температуре), тем сильнее электролит, тем больше ионов в растворе. Она зависит от природы электролита, природы растворителя и температуры. Значения К для слабых электролитов приводятся в т б-лицах справочников. [c.79]

Образование ионных пар изменяет электрическую проводимость раствора, поэтому константу ассоциации можно вычислить в принципе из концентрационной зависимости проводимости [38]. Однако в раз- бавленных водных растворах степень ассоциации мала, поэтому очень трудно определить, какая часть наблюдаемой концентрационной зависимости проводимости обусловлена образованием ионных пар, какая является результатом действия других факторов (ср. разд. 4.2.3.4), так как в растворах, содержащих почти целиком ионизованный электролит, определение нескольких процентов ионных пар в присутствии почти 100% ионов значительно труднее, чем обнаружение непосредственно по их проводимости нескольких процентов ионов в растворе, содержащем главным образом недиссо-циированные молекулы. Именно поэтому получено большое число надежных данных по константам диссоциации растворов слабых электролитов в отличие от ассоциации в водных растворах сильных электролитов. Определение константы ассоциации сильных электролитов затрудняется также тем, что степень ассоциации тем выше, чем более концентрированный 5>аствор, тогда как теоретические вычисления проводимости. более надежны в разбавленных растворах. Можно отметить. [c.504]

Диссоциацию кислоты на ионы характеризует константа диссоциации кислоты. Отрицательный логарифм константы диссоциации кислоты называется силой кислоты рКд. Чем меньше рКд, тем сильнее кислота диссоциирует на ионы. В водном растворе соляная кислота — сильный электролит (рКд = 0,4), а в этаноле — слабый электролит (рКд = 1,95). [c.421]

Вычислить рн ацетатной смеси, исходя из следующих соображений. Соль КаСНзСОО как сильный электролит можно считать полностью диссоциированной на ионы. Высокая концентрация СНзСОО -иона соли практически нацело подавляет диссоциацию слабой уксусной кислоты. Вследствие этого равновесную концентрацию недиссоциированных молекул уксусной кислоты можно считать равной ее исходной молярной концентрации [СН3СООН 1рави = Ск-ти, а концентрацию СНзСОО -ионов в растворе равной молярной концентрации соли [СН3СОО 1р.р = = Сл)Л11. Тогда константа диссоциации уксусной кислоты в буфер-нбм растворе будет иметь вид [c.84]

Константы диссоциации электролитов могут рассчитываться на основе концентраций молекул и ионов (Кс) или же их активностей (Ка). В первом случае эти константы часто называют классическими, во втором — термодинамическими. Строго говоря, классические константы диссоциации (которые большей частью и указываются в литературе) правильно характеризовали бы электролит лишь при (i = О, т. е. в его бесконечно разбавленном растворе. Однако у слабых электролитов расхождения Кс и Ка обычно невелики (например, при 25 °С для 0,1 М раствора уксусной кислоты Кс = 1,85 lO S, а Ка = 1,70-10 ). Они становятся тем значительнее, чем сильнее рассматриваемый электролит и выше общая концентрация раствора. [c.185]

Если в растворе слабого электролита присутствует сильный электролит, то коэффициенты активности ионов слабого электролита будут меньше 1, и. константа диссоциации остается постоянной лишь при замене концентраций активностями. [c.147]

Исходя из значений константы диссоциации, можно оценивать и сравнивать силу электролитов чем меньше Л д, тем электролит является более слабым, и наоборот, чем больше константа диссоциации, тем сильнее электролит. [c.86]

Этот рисунок иллюстрирует и возможности управления с помощью растворителя процессом электролитической диссоциации. Как видим, только за счет изменения ДП растворителя можно на 5 порядков изменить величину константы диссоциации. Эти 5 порядков означают, что в данном случае, подбирая соответствующий растворитель, можно изменять концентрацию ионов от 0,3 до 80 % (по отношению к количеству растворенного электролита), т. е. чрезвычайно слабый электролит превращать в весьма сильный. [c.55]

При заданной температуре каждый слабый электролит имеет свое численное значение константы диссоциации. Чем электролит сильнее, тем его константа диссоциации больше, чем слабее — тем меньше. [c.103]

Чем меньше константа диссоциации, тем слабее данный электролит. Так, уксусная кислота во много раз сильнее синильной кислоты [c.78]

Все соли можно условно разделить на две группы. Первую группу составляют соли, для которых рК (характеризующий более слабый электролит из двух, образующих соль) близок к рАх растворителя. В рассматриваемом случае сольволиз солей определяется константой диссоциации более сильного электролита, образующего соль (рА"), и концентрацией соли. Номограмма для таких солей приведена на рис. [c.23]

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]

Как это ни странно, данные, необходимые для опровержения этого взгляда, имелись уже в течение многих лет. Мур и Уинмил [7] измеряли электропроводность растворов аммониевых оснований, а также определяли коэффициенты распределения этих веществ между водой и несмешивающимся с ней растворителем при ряде температур. Из этих данных им удалось вычислить истинные константы диссоциации аммониевых оснований. Их работа показала, что все они действительно являются слабыми основаниями, за исключением четвертичного основания, которое представляет собою настоящий сильный электролит. Сиджвик [8] указал, что эта работа опровергает изложенный выше взгляд. В поисках нового объяснения он говорит Если мы встанем на точку зрения, что слабый электролит существует в растворе преимущественно в ковалентной форме, то у таких аммониевых оснований, как (ННзН) ОН, должна иметься возможность переходить в указанную форму, и в этом превращении должен участвовать водород, связанный с азотом, так как основание остается слабым до тех пор, пока имеется хоть один такой атом водорода, и становится сильным (т. е. ковалентная форл а исчезает), как только замещается последний водород. Это может означать только то, что гидроксил образует ковалентную (координационную) связь с этим водородом . [c.53]

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 (см. табл. 15). Чем больше константа диссоциации, тем более диссоциирована кислота. [c.169]

Основание определяют как электролит, диссоциируюисий с образованием ионов ОН . Сильные основания (LiOH, NaOH, КОН и др.). диссоциируют полностью, у слабых оснований диссоциирована лишь некоторая доля молекул. Чем больше константа диссоциации основания, тем оно сильнее (см. табл. 15). Существуют электролиты, которые могут диссоциировать как кислоты и как основания [c.169]

Для отделения сильного электролита от слабого или от неэлектролита можно воспользоваться так называемым способом опережающего электролита - [68]. Этот метод использует новый принцип разделения, не связанный непосредственно с ионным обменом. Термины электролит и неэлектролит в данном случае являются не абсолютными понятиями, а относительными. Так, например, уксусная кислота, имеющая константу диссоциации 1,75-10 , в способе опережающего электролита играет роль неэлектролита , поэтому ее можно вполне удовлетворительно отделить от соляной кислоты на анионите в СЬформе (рис. 33). [c.112]

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]

Константой диссоциации, как и степенью диссоциации, характеризуют силу кислот и оснований. Чем больше величина константы, тем сильнее электролит диссоциирован в растворе. Поскольку константа диссоциации не зависит от концентрации раствора, она лучше характеризует склонность электролита к распаду на иоыы, чем степень диссоциации. Экспериментально доказано, что закон разбавления справедлив только для слабых электролитов. [c.29]