Равновесия процессов диссоциации в водных растворах

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации молекул на ионы обратим и не доходит до конца благодаря установлению равновесия. Например, для водных растворов аммиака [c.141]

Диссоциация слабых электролитов подчиняется закону действующих масс и может быть количественно охарактеризована константой равновесия. Классическим примером слабого электролита может служить уксусная кислота в разбавленном водном растворе. В таком растворе устанавливается равновесие диссоциации СНзСООН СНзСОО + Н . Количественно этот процесс характеризуется степенью диссоциации и константой диссоциации. Степенью электролитической диссоциации а называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул [c.430]

Процесс образования и диссоциации ионных 1рупп — ассоциатов— может быть описан при помощп константы равновесия. Степень ассоциации ионов возрастает с увеличением зарядов ионов и уменьшением нл радиусов. Ассоциация зависит также от природы растворителя чем. меньше диэлектрическая проницаемость растворителя, тем больше степень ассоциации ионов. Так, при добавлении в водный раствор электролита вещества с меньшей диэлектрической проницаемостью (например, дн-оксана) содержание ионных ассоциатов возрастает по мерс уменьшения диэлектрической проницаемости. [c.288]

Обратимся теперь к рассмотрению различных проявлений устойчивости координационных комплексов. Чаще всего представляет интерес степень диссоциации комплекса на катион и лиганды в равновесных условиях. Строго говоря, процессы в водных растворах представляют собой не диссоциацию, а замещение лигандов молекулами воды, так что координационное число центрального иона должно оставаться постоянным. Подобные равновесия описываются [c.411]

Равновесия процессов диссоциации в водных растворах [c.64]

В 1914 г. Л. В. Писаржевским было дано новое толкование электродных процессов, позволившее заменить формальную схему осмотической теории Нернста реальной физической картиной. Несколько позже (1926 г.) аналогичные идеи высказаны Н. А. Изгарышевым и А. И. Бродским. По Л. В. Писаржевскому, причинами перехода ионов металла в раствор являются диссоциация атомов металла иа ионы и электроны и стремление образовавшихся ионов сольватиро-ваться, т. е. вступать в соединение с растворителем. Необходимо, следовательно, учитывать два равновесия одно — между атомами металла и продуктами его распада (ионы и электроны) и другое — при сольватации (в водных растворах — гидратации). Таким образом, потенциал металла, погруженного в раствор, зависит от обоих процессов и состоит из двух слагаемых, одно из которых зависит от свойств металла, а второе — от свойств как металла, так и растворителя. Эти новые взгляды, основанные на электронных представлениях, качественно совпадают с современными представлениями, которые, таким образом, были предвосхищены Л. В. Писаржевским задолго до квантовой механики, статистики Ферми и других современных теоретических методов, [c.216]

На практике для повышения эффективности использования экстрагента, кроме применения многоступенчатой экстракции, стремятся проводить процесс при условиях, предупреждающих такие побочные явления, как диссоциация и др. Для этого процесс ведут при пониженной температуре или в присутствии веществ, смещающих равновесие в сторону ассоциации экстрагируемого вещества. Так, прн экстракции органических веществ из водных растворов искусственно понижают их растворимость в воде введением электролитов. [c.231]

Однако на все ионные равновесия в водных растворах присутствие ионов Н+ и ОН оказывает влияние и процесс диссоциации воды необходимо всегда учитывать. Запишем константу диссоциации для воды [c.203]

В водных растворах солей существуют три взаимосвязанных обратимых процесса диссоциация воды, гидролиз соли и диссоциация продуктов гидролиза. Соответствующие равновесия характеризуются константами Ка, Кг и Кц, связанными между собой соотношением, которое можно найти, пользуясь любой реакцией гидролиза, например [c.224]

Вместе с тем, применяя к растворению уксусной кислоты уравнение (15.2) и законы равновесия, можно определить из экспериментальных данных для этой реакции константу равновесия, которая даст много полезных сведений об этом процессе. Уксусная кислота представляет собой типичную слабую кислоту, диссоциирующую в водных растворах всего на 1%. Применение понятия о константе равновесия целесообразно и ко многим другим слабым кислотам. Аналогичный подход используется и при рассмотрении диссоциации слабых оснований. Однако такой подход мало пригоден для сильных кислот и сильных оснований, водные растворы которых настолько диссоциированы на ионы, что это затрудняет рассмотрение их растворения как равновесного процесса. [c.265]

Гальванические элементы являются основой одного из лучших методов изучения равновесий реакций, включающих кислоты, основания и комплексные ионы. Реакции такого типа часто исследуют в водных растворах, причем вода представляет собой исключительный по свойствам растворитель, играющий важную роль в процессах диссоциации кислот и оснований. Термодинамика позволяет понять, почему диссоциация происходит именно в той степени, какая наблюдается на опыте. [c.211]

В разделе 7.11.2. были рассмотрены отдельно процесс диссоциации воды и уксусной кислоты в водном растворе. Вместе с тем очевидно, что оба эти равновесия будут наблюдаться одновременно в растворе СНдСООН с моляльностью ТП. [c.413]

Теория электролитической диссоциации является очередной теоретической платформой. Она способствует развитию учения о периодичности, вносит дополнительные представления в систему знаний о строении вещества и базируется на уже известной учащимся теории химической связи. В ней показано, под влиянием каких причин может произойти разрыв связей и как это происходит, а также какими свойствами обладают водные растворы электролитов и почему. При изучении теории электролитической диссоциации иногда используют небольшие по объему, но важные сведения о химическом равновесии. Образовательная цель темы — сформировать понятие о сущности, механизмах, условиях процесса диссоциации, понятие о веществах-электролитах, о поведении ионов в растворе и о реакциях между ними. [c.233]

Так как величина теплоты гидратации ионов понижается с повышением температуры (вследствие уменьшения координационного числа гидратированных ионов), процесс диссоциации становится более эндо-термичным. Поэтому повышение температуры будет смещать равновесие (У.17) слева направо. Иными словами, степень электролитической диссоциации слабого электролита в водных растворах будет увеличиваться с повышением температуры. [c.198]

Между молекулами электролитов и образуемыми ими ионами в водных растворах устанавливается д.и намическое (подвижное) равновесие. Равновесие не обозначает покоя или отсутствия процессов. Наоборот, процесс диссоциации молекул на ионы и противоположный ему процесс молизации (соединения ионов в молекулы) протекают непрерывно. Равновесием в этом случае называется такое состояние, когда количество молекул, распадающихся на ионы, равно количеству молекул, вновь образующихся за тот же [c.156]

В книге рассмотрены основные аспекты физической химии не-, водных растворов, классификация растворителей, строение неводных растворов и связь между физическими и химическими свойствами растворов. Отдельные разделы книги посвящены термодинамике, равновесиям в неводных растворах, электролитической диссоциации и электродным процессам, а также кинетике реакций в неводных средах. [c.448]

В растворах комплексных соединений существует система динамических равновесий, зависящая от характера растворенного вещества и природы растворителя. Так, комплексы-электролиты в водном растворе подвергаются диссоциации на комплексный ион и ионы внешней сферы. Этот процесс протекает по типу диссоциации сильных электролитов [c.206]

Из уравнения (3.75) следует, что тепловому эффекту в 5 кДж/моль соответствует изменение р/С на 0,03, при изменении температуры на 10°. Тепловой эффект диссоциации многих слабых кислот и оснований в водных растворах находится в пределах от —12,0 до 12,0 кДж/моль, что соответствует изменению рЛ примерно на 0,071 единицы при изменении температуры на 10°. Это сравнительно небольшое число, поэтому во многих химикоаналитических расчетах кислотно-основных равновесий влиянием температуры пренебрегают. Наибольшее влияние температура оказывает на процессы типа (3.44), связанные с диссоциацией воды на ионы. Процесс НОН = Н+ + 0Н существенно эндо-термичен (АЯ = 56,1 кДж/моль), поэтому с увеличением температуры константы равновесия таких процессов заметно увеличиваются. [c.61]

Деление электролитов на сильные и слабгле условно. Совре-мен11ые исследования указывают на существование в растворах электролитов не только простых ионов и нейтральных молекул, но и различных ассоциатов ионов, включающих в себя молекулы растворителя, например в водном растворе вместо простой диссоциации вида АВ А + В рассматривается равновесие исходных молекул АВ с их сольватированной формой (АВ)с АВ + Н2О (АВ)с, диссоциация сольвата на ионы (АВ)с= = А(+ + Вг, ассоциация сольватированных ионов А и ВГ с образованием ионных двойников Ас 4- ВГ (А ВГ) и др. Каждая из подобных реакций характеризуется своей константой равновесия. Кроме того, учитывается возможность существования различных сил, действующих между частицами электролита и между этими частицами и молекулами растворителя. Таким образом, представления о слабых и сильных электролитах, когда совсем пренебрегают силами взаимодействия ионов или их рекомбинацией и ассоциацией, а также не учитывают остальные возможные процессы, являются упрощенными и годятся лишь для приближенного описания. Несмотря на это, понятия сильного и слабого электролита во многих случаях оказываются достаточными. [c.204]

При контактироваиии масляной фазы с водным раствором щелочи начинается процесс массопередачи фенолов из масляной фазы в водную. При этом, поскольку переход фенолов в водную-фазу в ассоциированном виде маловероятен, предварительно дол- жен произойти процесс диссоциации комплексов, т. е. равновесие сдвигается в сторону диссоциации комплексов. Переход недиссо-циированных фенолов из масляной фазы в водную представляет собой обычный процесс экстракции и должен быть обратимым. Молекулы фенолов, перешедшие в водную фазу, диссоциируют в ней согласно уравнению [c.41]

Важное значение имеет химическое равновесие в процессах диссоциации малорастворимых соединений в водных растворах. Например, сульфат бария диссоциирует согласно уравнению BaSOi [c.55]

Многие процессы электролитической диссоциации в растворах обратимы и подчиняются законам химического равЕювесия. Однако наличие у гидратированных ионов заряда и связанное с этим существенное изменение структуры воды, а также упорядоченность распределения заряженных частиц не позволяют рассматривать растворы сильных электролитов (кроме очень разбавленных) как идеальные. Поскольку сильные электролиты диссоциируют в водных растворах до конца, т. е. необратимо, эти процессы не могут быть рассмотрены с позиций химического равновесия. Напротив, электролитическая диссоциация слабых электролитов является обратимым процессом, поскольку концентрации ионов малы, подобные системы могут рассматриваться как идеальные растворы с установившимся химическим равновесием. [c.113]

Насыщенные водные растворы представляют собой равновес ные системы. В них происходит диссоциация электролито которая является обратимым процессом. К таким система применим закон действующих масс. Момент насыщения раствор наступает при установлении равновесия между скоростью ра( [c.88]

Электролитическая диссоциация — равновесный процесс. Одновременно с ионизацией в растворе или в расплаве электролита идет и обратный процесс—моляризация (соединение ионов в молекулы). В результате в расплаве или в растворе всякого электролита, в принципе, сосуществуют и находятся в равновесии диссоциированная (ионы) и недиссоциированная (молекулы) формы. Как и всякое физико-химическое равновесие, равновесие между диссоциированной и недиссоциированной формами зависит от температуры, природы растворителя и растворенного вещества и его концентрации. Известно, что сила прптяжения между электрическими зарядами обратно пропорциональна диэлектрической проницаемости среды. Так как вода имеет диэлектрическую проницаемость, примерно в 80 раз большую, чем вакуум, электростатическое притяжение (Между ионами в водном растворе значительно слабее, чем в вакууме. Это помогает сдвигу равновесия в сторону ионизации. [c.91]

В водном растворе слабого электролита происходит не только диссоциация, т.е. процесс распада молекул на ионы, но и обратный процесс — ассоциация (моляризация), т.е, соединение ионов в молекулы . При этом по мере уменьшения числа недиссоциированных молекул электролита скорость ионизации уменьшается, а скорость моляриза-ции возрастает. Это приводит к состоянию динамического равновесия, при котором относительное число недиссоциированных молекул и ионов остается постоянным и характеризуется степенью электролитической диссоциации. [c.25]

С практической точки зрения шкала ртн для водно-спиртовых сред неудовлетворительна, поскольку величина sYh известна не во всех растворах [см. уравнение (VIII. 14)]. Остаточный диффузионный потенциал д, значение которого необходимо для установления шкалы ра , может быть найден только с помощью эмпирических нетермодинамических методов, в пригодности которых нет полной уверенности, хотя и имеются соображения в их пользу. Величина ра более непосредственно связана с инструментальной величиной pH [см. уравнение (VIII. 15)], так как ан — активность ионов водорода, отнесенная к стандартному состоянию в смешанном растворителе. С ее помощью может быть выражено химическое равновесие в спиртовых средах. Например, для равновесного процесса диссоциации [c.203]

Как было замечено ранее, скорость имеет частотную дисперсию, когда частоты релаксации для химического равновесия достаточно близки (по порядку величины) к частотам измерения. В принципе эту дисперсию можно использовать для исследования скоростей химических процессов. Пригодность этого метода была доказана Саксеной и Бадером [42], показавшими, что дисперсия скорости в водных растворах солей аммония хорошо согласуется с величиной, предсказанной по известному поглощению ультразвука в этих системах. Изучена также дисперсия скорости в различных 2 2-электролитах [8, 43, 44]. Проведение этих исследований стимулировалось интересом к релаксационным эффектам, встречающимся в многостадийной ассо-циации-диссоциации ионов в 2 2-электролитах, хотя их величина в водных растворах обычно очень мала. [c.446]

Решение. При приливании воды в сосуд Р, Т = onst) действие внешней силы сводится к уменьшению числа частиц (молекул СН3СООН и ионов и СНдСОО ) в единице объема системы. Согласно же принципу -Шателье, в системе должен возникнуть такой процесс, который увеличивал бы число частиц в единице объема системы. Такое увеличение возможно только в том случае, если при процессе из меньшего числа частиц получается большее число частиц, если равновесие рассматриваемой системы смещается слева направо, т. е. если степень диссоциации уксусной кислоты увеличивается. Таким образом, при разбавлении водного раствора уксусной кислоты (Р, Т = onst) равновесие системы [c.111]

Определение константы равновесия, константы диссоциации и константы распределения между двумя фазами практически весьма затруднено вследствие очень малой растворимости дитизона и дитизонатов в водных растворах с ипределенными pH. Для этих целей часто приходится пользоваться косвенными методами определения или рассчитывать искомую величину с помощью более легко определяемых величин. В связи с тем что система гетерогенная (водный раствор — органический растворитель), а также в связи с постепенным разложением дитизона и его растворов экспериментальное определение некоторых констант осложняется еще и кинетическими процессами. Для ускорения реакции приходится очень сильно встряхивать смесь, однако процесс встряхивания очень трудно точно воспроизводится. Кроме того, при продолжительном встряхивании, еще до достижения равновесия основной исследуемой реакции, возникают помехи от начавилейся побочной реакции [c.44]

Этот механизм обычно обозначается SnI св. хотя в соответствии с принятой нами номенклатурой Лангфорда — Грея это DgB-механизм. Реакция переноса протона [уравнение (7-1) ] обратима и, как правило (но отнюдь не обязательно), протекает быстрее, чем последующая реакция диссоциации сопряженнного основания. В рассматриваемых условиях ее можно представить как равновесие с константой К- Но даже теперь можно измерить, поскольку статистически она связана с константой скорости обмена протонов. В комплексе хлоропентаамминкобальта(П1) константа скорости обмена протона, вероятно, в 10 раз больше, чем скорость внедрения хлорид-иона. В водных растворах перенос протона, предшествующий равновесию, приводит, вероятно, к необычному каталитическому влиянию основания гидроокись представляет собой единственное основание, которое может быть эффективным катализатором. Для такого процесса, предшествующего равновесию, полное выражение для скорости реакции имеет следующий вид [c.142]

Таким образом, по Писаржевскому, переход ионов из металла в раствор совершается не за счет физически неясной электролитической упругости растворения металла, а как результат его взаимодействия с молекулами растворителя. Явление электролитической диссоциации электролитов и возникновение электродного потенциала основаны, таким образом, на одном и том же процессе сольватации (в случае водных растворов — гидратации) ионов. При этом, как следует из реакции (452), при растворении образуются не свободные, а сольватированные ионы, свойства которых зависят от природы растворителя. Поэтому, в отличие от теории Нернста, величина стандартного потенциала данного электрода должна меняться при переходе от одного растворителя к другому. Подобная зависимость была обнаружена и послужила предметом исследований многих авторов (Н. А. Изгарышева, А. И. Бродского, В. А. Плескова, Хартли, Н. А. Измайлова и др.). Было установлено, что изменение электродного потенциала при переходе от одного растворителя к другому оказывается тем большим, чем меньше радиус и выше заряд иона, участвующего в электродной реакции. По Плескову, меньше всего изменяются потенциалы цезиевого, рубидиевого и йодного электродов, где в установлении электродного равновесия участвуют одновалентные ионы значительных размеров. Напротив, эти изменения особенно велики для ионов водорода и поливалентных катионов малых размеров. Именно такие изменения электродных потенциалов от природы растворителя следовало ожидать на основе представлений Писаржевского о роли сольватационных явлений в образовании скачка потенциала металл — раствор. Для количественного сравнения [c.220]

Этот процесс называют щелочным гидролизом (гидролиз в растворах при рН>10). Его можно объяснить тем, что ОН — единственный анион, который легко проникает в плотноупакован-ную, связанную водородными связями гидратную оболочку иона в водном растворе (рис. 8.2), что в действительности происходит вследствие переноса протона. Так, для комплекса этого типа скорость щелочного гидролиза часто в миллион раз больше, чем соответствующая скорость кислотного гидролиза. Как было показано, щелочной гидролиз является реакцией второго порядка, причем как по комплексу, так и по ОН" порядок равен единице. Хотя это, как может показаться, предполагает SN2-MexaHH3M, экспериментальные результаты лучше объясняются при помощи устанавливающегося сначала кислотно-основного равновесия, включающего образование амидо-комплекса. Вслед за этим происходит диссоциация сспря кенного основания (разд. 8.7), [c.315]

Обсуждение равновесий в этой главе фактически почти полностью ограничено водными растворами и газообразными системами. Однако идея динамических равновесий в процессах растворения, диссоциации, окисления—восстановления и т. д. равно применима и к неводнььм системам. Для многих таких систем известны величины констант равновесия. Действительно, неводные конденсированные системы часто гораздо больше похожи на идеальные, чем водные растворы, и, следовательно, значения констант справедливы в более широком диапазоне концентраций. Полупроводники, содержащие добавки, являются очень интересной, почти идеальной, неводной системой. Для такой системы, как 5Ь в кристаллическом Се, имеем 5Ь = 5Ь+- -е, /(=[5Ь+] [е]/[5Ь]. Электропроводность прямо пропорциональна [е]. Эксперименты по изменению проводимости при изменении [ЗЬ] и температуры показали, что при постоянной температуре концентрация олова не влияет на величину К и что изменение У с температурой похоже на соответствующее поведение К для других равно весий. [c.115]

В полярных растворителях, например в воде, диссоциация ионного (ассоциата происходит полностью. Если константа равновесия такого процесса велика (/(>1), то кислота или основание практически нацело переходят в воде соответственно в Н3О+ или ОН , а [НзО+] = СнА [ОН-]=Св (если Г0- М). Более сильные кислоты, чем НзО,+, и более сильные основаниЯт чем 0Н , в воде не существуют. Если же. константа равновесия мала (/С<1), то расчет pH таких растворов проводится с использованием величин К в водных растворам— это жонстанты кислотности или основности [c.14]

В растворах электролитов обычных концентраций не все молекулы электролита распадаются на ионы, а липхь часть их. С разбавлением раствора число молекул, распадающихся на ионы, увеличивается. Теория электролитической диссоциации объясняет это таким образом. Наряду с распадом молекул на ионы, совершается и обратный процесс, т. е. соединение свободных разнозаряженных ионов при их столкновениях в первоначальные молекулы. Процесс диссоциации молекул электролитов в водном растворе есть процесс обратимый. Следовательно, в растворах электролитов, наряду со свободными ионами, находятся и недиссоцииро-ванные молекулы. Между теми и другими устанавливается определенное подвижное равновесие, как и во всех обратимых реакциях. С разбавлением раствора водой уменьшается концентрация имеющихся в растворе ионов, уменьшается поэтому число их столкновений и, следовательно, уменьшается и образование молекул из ионов, т. е. нарушается установившееся равновесие. А это приводит к дальнейшему распаду на ионы еще недиссоциированных молекул электролита. Таким образом, чем разбавленнее раствор, тем больше молекул электролита распадается на ионы и, наоборот, чем концентрированнее раствор, тем меньше молекул электролита находится в растворе в виде ионов. При очень сильных разбавлениях молекулы электролитов почти полностью диссоциированы на ионы. [c.223]

Степень диссоциации сильных электролитов в водных растворах равна 1 или 1007о- Следовательно, в водных растворах сильных электролитов находятся только ионы, и состояние равновесия в этих случаях исключается. Процесс диссоциации сильных электролитов необратим. [c.78]