Электропроводность водных растворов кислот, оснований и солей

ЭЛЕКТРОПРОВОДНОСТЬ ВОДНЫХ РАСТВОРОВ КИСЛОТ, ОСНОВАНИЙ и СОЛЕЙ [c.96]

Электропроводность водных растворов кислот, оснований и солей объясняет теория электролитической диссоциации. Эта теория, разработанная в 1887 г. шведским ученым С. Аррениусом, получила дальнейшее развитие после создания учения о строении атома. В процессе ее совершенствования большое значение имели труды русских ученых, особенно И. А. Каблукова. [c.76]

Электропроводность водных растворов кислот, оснований и солей объясняет теория электролитической диссоциации. Эта теория. [c.79]

В соответствии с классическим определением Аррениуса (1887 г.) кислотами называют вещества, которые в водном растворе диссоциируют с образованием ионов водорода, а основаниями — вещества, диссоциирующие с образованием ионов гидроксила. Это определение было большим шагом вперед по сравнению с эмпирическими критериями, которые, правда, и до настояш,его времени используются на практике для оценки кислотно-основных свойств веществ. В соответствии с классической теорией для кислот и оснований характерна реакция нейтрализации, в результате которой образуется вода, а типичные свойства прореагировавших компонентов исчезают. При выпаривании раствора получается соль, катионы которой остались от основания, а анионы — от кислоты. Теория объясняет также электропроводность образовавшегося раствора соли, понижение температуры замерзания и осмотические явления. [c.375]

К концу XIX в. накопляется материал относительно электропроводности водных растворов кислот, оснований и солей. Гитторф (работы 1857—1859) и Кольрауш (работы 1869—1880) устанавливают законы, управляющие переносом и подвижностью ионов в растворах электролитов. [c.47]

Электропроводность водных растворов кислот, оснований и солей была объяснена теорией электролитической диссоциации, предложенной шведским ученым С. Аррениусом в 1887 г. Для развития ее много сделали русские ученые И. А. Каблуков, Д. П. Коновалов и другие. [c.127]

Предпосылки теории электролитической диссоциации. В 1848 г. Г. И. Гесс открыл закон термонейтральности, согласно которому при смешении солевых растворов не происходит выделения тепла. Этот закон и постоянство теплового эффекта нейтрализации сильных кислот сильными основаниями объясняются тем, что молекулы солей, сильных кислот и сильных оснований в водных растворах диссоциированы на 100%. При одинаковых концентрациях, температурах и внешних давлениях такие молекулярно-кинетические свойства, как осмотическое давление, понижение давления пара, повышение температуры кипения и понижение температуры замерзания для электропроводных растворов, имеют большие значения, чем для неэлектропроводных. Это несоответствие легко объясняется, если считать, что в электропроводных растворах увеличивается число частиц за счет распада молекул растворенного вещества на ионы. В одинаковых условиях скорость реакций в электропроводных растворах неизмеримо больше скорости реакций в неэлектропроводных растворах. Это различие также объясняется теорией электролитической диссоциации. Примерно с 1865 г. по 1887 г. [c.264]

Свойства подобных растворов, например водных растворов кислот, оснований и солей, обусловлены самопроизвольной диссоциацией их молекул на ионы. Одним из следствий этого является электропроводность растворов электролитов. [c.107]

В расплавленных солях и шлаках явление гидратации (или сольватации) отсутствует. Поэтому подвижности различных ионов заметно отличаются друг от друга в зависимости от их радиусов. Удельная электропроводность расплавленных шлаков увеличивается с ростом температуры. В большом числе случаев ее зависимость от температуры определяется уравнением а=Ле- / , где Л и — постоянные, зависящие от природы расплава. Отметим, что измерения электропроводности водных растворов используются в аналитической химии для определения эквивалентных точек в тех случаях, когда применение индикаторов невозможно, например, если растворы окрашены или содержат много взвешенных частиц. Так, при титровании сильными кислотами сильных оснований электропроводность раствора при нейтрализации будет минимальной, поскольку исчезают наиболее подвижные ионы НзО- - и 0Н , образующие воду. Титрование, основанное на измерении электропроводности, называется кондуктометрическим. [c.203]

Э. Франклин распространил гидратную теорию Менделеева на неводные растворы, создав сольватную теорию. Он изучил системы, подобные водным растворам кислот, оснований и солей — растворы в жидком аммиаке, в жидком сероводороде, в жидком фосгене и показал их сходство с водными растворами. Например, растворы в жидком аммиаке ведут себя во многом аналогично воде. Электропроводность растворов солей в жидком аммиаке даже выше, чем в воде. В жидком аммиаке хорошо растворяются многие соли например, амид калия ведет себя в этих условиях аналогично гидроокиси калия в водном растворе, распадаясь на ионы [c.60]

Совсем недавно Фишер и Барн (1970) измерили температурную зависимость /Сн.о в широком интервале температур. Их метод основан на измерении электропроводности водных растворов соли (ВА) слабой кислоты (НА) и слабого основания (БОН) в смешанном растворе соли и кислоты (или основания). [c.155]

Изучая электропроводность растворов различных веществ, Аррениус обратил внимание на то, что электрический ток проводят лишь водные растворы кислот, оснований и солей. С другой стороны, растворы этих же веществ обладают, как уже было отмечено, повышенным осмотическим давлением. [c.218]

Вполне понятно, что при таком механизме проводимости скорость иона водорода будет значительно больше, чем других ионов. Совершенно аналогичным переходом протона от молекулы воды к иону 0Н объясняется кажущееся движение гидроксил-ионов в обратном направлении. Поскольку отрыв протона от молекулы воды происходит с большим трудом, чем его переход от гидроксоний-иона, подвижность ОН-иона несколько меньше, чем подвижность ионов водорода. Именно этим и объясняется значительно большая электропроводность водных растворов кислот и оснований, чем растворов солей при одинаковых концентрациях. [c.154]

Сущность гипотезы ионизации состояла в том, что молекулы кислот, оснований и солей в водном растворе частично распадаются на самостоятельные ионы. Чем больше таких ионов, тем больше электропроводность раствора. Но по мере распада молекул на ионы растет и общее число растворенных частиц, так как при этом из одной частицы получаются две (или более). Следовательно, закон разбавленных растворов оказывается правильным и для водных растворов кислот, оснований и солей, если учитывать как самостоятельные частицы не только молекулы, но и возникающие при их распаде ионы. [c.171]

Электролиты в растворе диссоциируют на катионы и анионы. В очень разбавленных растворах сильных электролитов происходит практически полная диссоциация, в то время как степень диссоциации слабых электролитов определяется величиной константы диссоциации соли, кислоты или основания, а степень диссоциации двух последних зависит также и от pH раствора. Наличие ионов обусловливает электропроводность водных растворов. [c.51]

Кондуктометрический метод анализа основан на измерении электропроводности водных растворов электролитов — кислот, солей, оснований. [c.354]

Шведский химик-С. Аррениус, обобщая исследования по электропроводности водных растворов различных веществ, проведенные предшественниками, установил в 1887 г., что значительная часть молекул кислот, оснований и солей при растворении в воде распадаются (диссоциируют) на противоположно заряженные ионы. Согласно этой теории, ионы движутся в растворе хаотично, независимо друг от друга и от молекул растворителя. При пропускании электрического тока через раствор электролита находящиеся в растворе ионы начинают двигаться упорядоченно, направленно положительно заряженные ионы направляются к отрицательному электроду — катоду, а отрицательно заряженные — к аноду. В связи с этим первые ионы называются катионами, а, вторые — анионами. [c.98]

Для обоснования гипотезы электролитической диссоциации имело значение сопоставление 1) способности разбавленных водных растворов солей, кислот и оснований проводить электрический ток и 2) систематических отклонений некоторых свойств (температуры замерзания, температуры кипения, давления насыщенного пара, осмотического давления и других) этих растворов от таких же свойств других разбавленных растворов. Между этими отклонениями в свойствах и способностью проводить электрический ток легко устанавливается параллелизм и в количественном отношении. Растворы, обнаруживающие большие отклонения в названных свойствах, обладают в общем и большей электропроводностью. [c.381]

Опыт показывает, что водные растворы определенных веществ, которые были названы электролитами, являются сравнительно хорошими проводниками электрического тока. Речь идет о веществах, которые в химии называются кислотами, солями и основаниями. Электролитическая электропроводность отличается от металлической проводимости следующими характерными свойствами [c.239]

Водные растворы электролитов (солей, кислот и оснований) по сравнению с неэлектролитами одинаковой молярной (моляльной) концентрации отличаются большим осмотическим давлением, замерзают при более низкой, а кипят при более высокой температуре. Электролиты, находящиеся в растворенном или расплавленном состоянии, обладают электропроводностью. Все это объясняется тем, что молекулы электролитов в растворе или расплаве подвергаются диссоциации распадаются на положительно заряженные катионы Ме+ и отрицательно заряженные анионы А . Для слабых электролитов этот процесс обратим [c.54]

Решение вопроса последовало на основе результатов изучения электропроводности растворов. Известно было, что растворы в таких растворителях, как эфир, бензол и т. п., не проводят электрический ток, а в водных растворах ток хорошо проводят только кислоты, основания и соли, т. е. именно те вещества, для которых наблюдаются отклонения от закона разбавленных растворов. [c.168]

Химически чистая вода практически не проводит электрического тока. Водные растворы многих органических веществ (спиртов, альдегидов, кетонов, углеводов) также не-электропроводны. Но при растворении неорганических веществ (солей, кислот, оснований, большинства оксидов) раствор приобретает электрическую проводимость. [c.203]

Несмотря на то что чистая вода не обладает высокой электропроводностью (ее проводимость 4.4-10- Ом- -см при 20 °С), водные растворы солей (а также кислот и оснований) являются хорошими проводниками электричества. Химические реакции, протекающие на электродах в процессе электролиза, описаны ниже. [c.308]

Водные растворы солей, кислот и оснований обладают еще одной особенностью — они прооодят электрический ток. При этом безводные твердые соли и основания, а также безводные кислоты тока не проводят почти ис проводит тока и чистая код ). Очевидно, что при растворении в воде подобные вещества подвергшотся ка-кнм-то глубоким изменениям, которые и обусловливают электропроводность получаемых растворов. Как мы увидим ниже, эти изменения заключаются в диссоциации соответствуюпиьх веществ иа ионы. [c.233]

Электропроводность растворов электролитов зависит и от диэлектрической проницаемости растворителя чем меньше диэлектрическая проницаемость, тем ниже электропроводность. Поскольку природа растворителя определяет константу диссоциации электролита, то в растворителях с низкой диэлектрической проницаемостью по сравнению с водными растворами константы диссоциации электролитов уменьшаются. Даже сильные, полностью диссоциированные в воде электролиты в большинстве неводных растворов диссоциируют не полностью. К ним относятся не только кислоты и основания, но и соли. [c.151]

Кислотно-основные явления. Теория электролитической диссоциации Аррениуса объясняет кислотные свойства растворов присутствием ионов водорода, а основные — ионов гидроксила. Нейтрализация рассматривается как реакция образования воды и соли. Поскольку степень диссоциации может быть определена посредством измерения электропроводности, то сила кислот и основании сопоставляется по их электропроводности. Эти представления иногда называют водной теорией кислот и оснований или теорией их электролитической диссоциации. [c.159]

К началу XX в. теория электролитической диссоциации достигла больших успехов. На ее основе были объяснены многочисленные и разнообразные экспериментальные данные по электропроводности растворов, осмотическому давлению, температурам замерзания и другим физико-химическим свойствам растворов. Однако ряд экспериментальных данных теория объяснить не могла. Так, константа диссоциации электролита, выражаемая уравнением типа (152.4), в широком интервале концентраций изменялась. Особенно резкая концентрационная зависимость наблюдалась у водных растворов неорганических кислот, оснований и их солей (H2SO4, НС], NaOH, K l и т. п.). Разные экспериментальные методы часто приводили к неодинаковым значениям степени диссоциации электролита в одних и тех же условиях. [c.431]

В работе применен хронокондуктометрический метод [1], характеризующийся непрерывной подачей стандартного раствора и автоматической регистрацией изменений электропроводности. Количества определяемых веществ рассчитываются по времени титрования. Хронокондуктометрический метод позволяет проводить в водных растворах определение кислот и оснований, имеющих р/ 10 [2, 3], и определение солей слабых кислот или слабых оснований, основанное на реакциях вытеснения в тех случаях, когда р слабых электролитов, образующих соли, более 4 [4], [c.137]

Теория электролитической диссоциации [2]. На основании своих исследований по электропроводности водных растворов кислот и их химической активности Аррениус в 1883 г. пришел к выводу, что раствор электролита содержит два вида молекул растворенного вещества активные молекулы, обусловливающие электропроводность и химические процессы, и неакт-ивные. Он полагал, что при растворении кислоты, основания или соли в воде значительная часть электролита, состоящая из активных молекул, самопроизвольно диссоциирует на положительные и отрицательные ионы. Эти ионы могут двигаться независимо друг от друга и под действием электрического поля направляются к соответствующим электродам. Аррениус считал, что отношение числа активных, т. е. диссоциированных молекул, к общему числу молекул, названное впоследствии степенью диссоциации, зависит от концентрации электролита и равняется единице в очень разбавленных растворах. [c.34]

Исторический обзор возникновения интереса к неводным растворителям, а следовательно, и к выяснению роли растворителя в природе растворов, дан в известных монографиях Вальдена 121 иЮ. И. Соловьева [3]. Еще в середине XVI в. Бойль заинтересовался способностью спирта растворять хлориды железа и меди. Позднее ряд химиков отмечает и использует растворяющую способность спирта. В 1796 г. русский химик Ловиц использует спирт для отделения хлоридов кальция и стронция от нерастворимого хлорида бария, как будто положив начало применению неводных растворителей в аналитических целях. В первой половине XIX в. подобные наблюдения и их практическое применение встречаются чаще, причем химики устанавливают случаи химического взаимодействия растворителя с растворенным веществом, показывая, что и в органических жидкостях могут образовываться сольваты (Грэхем, Дюма, Либих, Кульман). Основным свойством, которое при этом изучалось, была растворимость. В 80-х годах XIX в. Рауль, исследуя в целях определения молекулярных весов понижение температур замерзания и повышение температур кипения нри растворении, отмечает принципиальное сходство между водой и неводными средами. Но систематическое физико-химическое изучение неводных растворов наряду с водными начинается только в самом конце столетия, когда Каррара осуществляет измерение электропроводности растворов триэтилсульфония в ацетоне, метиловом, этиловом и бензиловом спиртах, а также ионизации различных кислот, оснований и солей в метиловом спирте. В этот же период М. С. Вревский проводит измерения теплоемкостей растворов хлорида кобальта в смесях воды и этилового спирта [4], а также давлений и состава паров над растворами десяти электролитов в смесях воды и метилового спирта [5]. Им впервые четко установлено явление высаливания спирта и определено как .. . следствие неравномерного взаимодействия соли с частицами растворителя . Несколько раньше на самый факт повышения общего давления пара при растворении хлорида натрия в смесях этанола и воды, на первый взгляд противоречащий закону Рауля, обратил внимание И. А. Каблуков [6]. Пожалуй, эти работы можно считать первыми, в которых подход к смешанным растворителям, к избирательной сольватации и к специфике гидратационной способности воды близок современному пониманию этих вопросов. Мы возвратимся к этому сопоставлению в гл. X. [c.24]

Если в качестве критерия ирименягь электропроводность водных растворов, сильными электролитами оказываются почти все соли, щелочи и сильные кислоты. Слабые кислоты и основания, а также некоторые соли [хлорид ртути (II), бромид кадмия и др.] представляют собой слабые электролиты. При изменении раство- [c.27]

Для приготовления золей с содержанием до 50 % SIO2 посредством растворения кремния Бобб [114] предложил использовать водный раствор неорганического основания (NaOH, КОН), который катализирует растворение кремния при 50— 100°С и стабилизирует получающийся золь. Примечательно то, что золи, приготовленные при 90—95°С, оказывались очень вязкими, но имели обычную низкую вязкость, если готовились при 98—100°С. Частицы имели размеры 15—45 нм. К тому же золи оказались необычными в том отношении, что при подкислении не образовывалась жесткая сетка геля, а формировались лишь пластичные коацерваты. Такое поведение системы необъяснимо. В том случае, когда кремний используется в качестве анода и растворяется под действием электролиза в водно-спиртовой смеси, наблюдается образование алкозоля. Согласно данным Триппа [91] и Чилтона [115], добавление кислоты или соли металла обеспечивает электропроводность золя. [c.455]

Вюрц рассматривал окись этилена как ангидрид гликоля или его внутренний эфир, отмечая, что она изомерна уксусному альдегиду и по некоторым свойствам сходна с ним. При дальнейшем изучении химических свойств окиси этилена Вюрц обратил внимание на то, что эти свойства сильно отличаются от свойств обычных эфиров. Особенно поразило Вюрца то, что окись этилена во многих реакциях ведет себя аналогично основаниям, способна нейтрализовать кислоты, осаждать металлы в виде их гидроокисей, т. е. ведет себя как настоящее органическое основание, как безазотистый алкалоид. Взгляд на окись этилена как на соединение с основными функциями продержался довольно долго . Однако Брэдиг и Усов в 1896 г., измеряя электропроводность водных растворов окиси этилена, установили, что окись этилена не является электролитом. В 1907 г. Ганч и Гилберт измеряли электропроводность водных растворов этиленхлоргидрина, образующегося при нейтрализации соляной кислоты окисью этилена. При этом они установили, что этиленхлоргидрин также не является электролитом и не может быть причислен к классу солей. [c.15]

Объяснение этим отступлениям и способности растворов электролитов проводить электрический ток было дано известным шведским химиком Сванте Аррениусом. Еще в 1883 г., занимаясь исследованием электропроводности водных растворов, он выдвинул положение, согласно которому раствор электролита состоит из двух видов молекул растворенного вещества. Молекулы, которые обусловливают электропроводность растворов и химические процессы, он называл активными, а другие молекулы — недктив-ньши. Аррениус считал, что значительная часть активных молекул солей, кислот и оснований при растворении в воде распадается (диссоциирует) на ионы — частицы атомов или молекул, несущие электрический заряд. [c.163]

Так как коррозионные процессы в большинстве случаев протекают по электрохимическому механизму, то большое значение для этих процессов имеют свойства растворов электролитов. Электролитами называются проводники второго рода, электропроводность которых обусловлена передвижением ионов в электрическом поле (ионная проводимость) положительно заряженных катионов и отрицательно зарял<енных анионов. Проводниками второго рода обычно являются водные растворы солей, кислот и оснований, а также эти вещества в расплавленном состоянии. Электролитами могут быть и некоторые неводные растворы. Наряду с сильными электролитами, -полностью диссоци-ируклцими в растворах на ионы, некоторые вещества, например органические кислоты, лишь частично распадаются на ионы их принято называть сла быми электролитами. [c.11]

Таким образом, с точки зрения воздействия на величину работы выхода фэ, растворенные в воде кислоты и окислители подобны акцепторным примесям в полупроводниках, а основания и восстановители выполняют роль донорных примесей. При этом раствор нейтральных солей оказывается аналогичным скомпенсированному полупроводнику. Заметим, однако, что такая аналогия справедлива только при сравнении термодинамических свойств полупроводников и водных растворов. Влияние же примесей на электропроводность этих веществ совершенно различно. Действительно, в отличие от полупроводников, все ионизованные примеси в водных растворах являются носителями заряда. Поэтому концентрация носителей противоположного знака в таких растворах одинакова и, как правило, увеличивается при введении любой из ионизирующихся примесей. Так, если удельная проводимость скомпенсированного полупроводника не может быть больше собственной, то удельная проводимость раствора КС1 или другой [c.189]

Сущноеть гипотезы ионизации состояла в том, что молекулы кислот, оснований и солей в водном растворе частично распадаются на самостоятельные ионы. Чем больше таких ионов, тем больше электропроводность раствора. Но по мере распада молекул на ионы растет [c.168]

Сильные и слабые электролиты. Обычные неорганические кислоты (соляная, азотная, серная), неорганические основания и многие соли дают водные растворы, обладающие высокой электропроводностью. Эти вещества называются сильными электролитами-, в растворе они почти полностью ионизированы (диссоциированы). Другие вещества — гидроокись аммония (NH4OH), уксусная кислота, хлорид ртути — обладают в растворах той же концентрации значительно меньшей проводимостью, чем сильные электролиты эти вещества называются слабыми электролитами. [c.166]