Степень диссоциации Характер диссоциации

Вычислить разность относительных электро-отрицательностей атомов для связей Н—О и О—Г (где Г — это С1, Вг, I) в соединениях НОГ и определить а) какая из связей в каждой молекуле характеризуется большей степенью ионности б) каков характер диссоциации молекул в водном растворе. [c.60]

Роль растворителя. Зависимость направления и степени диссоциации от характера химических связей и строения молекул. [c.157]

По характеру диссоциации электролиты можно разделить на кислоты, основания и соли, а по степени диссоциации — на сильные и слабые электролиты. [c.46]

Эти средние значения ( Jl )з для каждого /-го электролита можно вводить в общее условие химического равновесия (XIV. 104) независимо от степени и характера диссоциации. Следовательно, если в термодинамическом равновесии участвует частично или полностью диссоциированный электролит, то, очевидно, нет необходимости принимать во внимание эту диссоциацию, если мы в уравнение равновесия вместо концентрации этого электролита введем его среднюю ионную активность. Активности катионов и анионов также можно выразить через произведение их моляльных концентраций на соответствующие коэффициенты активности [c.385]

Следует отметить, что применительно к сильным электролитам понятия степень диссоциации электролита и недиссоциирован-ная часть электролита носят условный характер. [c.102]

Степень диссоциации электролитов на ионы а зависит от ряда факторов, в основе которых лежит соотношение между силами и характером внутримолекулярного и межмолекулярного взаимодействия растворителя и растворенного вещества, поэтому степень диссоциации зависит во-первых, от природы растворителя, во-вторых, от природы растворенного вещества п, в-третьих, — от концентрации раствора. [c.43]

Степень диссоциации различных кислот будет различна (табл. 10), причем по величине а кислоты можно разделить на сильные и слабые электролиты. Это деление носит условный характер, и нет четкой границы между сильными и слабыми электролитами. [c.46]

Между сильными и слабыми электролитами существуют переходы, поскольку степень диссоциации в значительной мере зависит от концентрации. Переходную группу образуют соли тяжелых металлов, а также некоторые сильные органические кислоты лимонная, щавелевая, муравьиная. Особо слабыми электролитами являются вода, сероводородная, синильная, борная кислоты. Характер электролита зависит от его взаимодействия с растворителем. Чем больше диэлектрическая проницаемость, тем сильнее диссоциирует данная соль. Она может быть в воде сильным электролитом, а в ацетоне и в особенности в бензоле слабым. Напомним, что диэлектрические постоянные воды, ацетона и бензола соответственно равны 80, 21 и 2,3. Эта закономерность, установленная Нернстом и Томсоном в 1893 г., объясняется тем, что со-364 [c.364]

При допущении, что подвижность ионов слабого электролита не зависит от концентрации, следует учесть влияние степени диссоциации, которая увеличивается при разбавлении раствора. У сильных электролитов, которые можно считать всегда диссоциированными нацело, при разбавлении увеличиваются расстояния между ионами, уменьщаются силы взаимодействия и взаимное торможение ионов, отражаемые коэффициентом электрической проводимости /х- С ростом разбавления раствора и степень диссоциации слабого электролита, и коэффициент электрической проводимости сильного электролита возрастают до единицы при бесконечном разбавлении, что приводит к увеличению молярной (и эквивалентной) электрической проводимости до величины Х.°, хотя и вследствие различных причин [уравнения (11.34) и (11.35)]. Этим закономерностям отвечает характер кривых Я, изображенных на рис. 11.2. [c.221]

В заключение отметим, что если один и тот же элемент образует гидроксиды, будучи 13 различных степенях окисления, то с увеличением степени окисления кислотный характер диссоциации гидроксида усиливается. Например [c.136]

При ассоциации, диссоциации или химическом взаимодействии третьего компонента хотя бы в одной из фаз наблюдаются значительные отклонения от закона распределения (непостоянство К)- Экспериментальное изучение характера этих отклонений позволяет находить степень ассоциации или диссоциации растворенного вещества, его активность в том или ином растворителе, константу равновесия реакции, протекающей в одной из фаз и т. д. [c.201]

В зависимости от величины степени диссоциации электролиты делятся на слабые и сильные. Деление это условно, но вполне правомерно, так как отвечает определенному характеру поведения электролита. К сильным относятся такие электролиты, молекулы которых полностью диссоциированы на ионы не только в разбавленных, но и в концентрированных растворах. Слабыми называются электролиты, у которых в растворе диссоциирована только часть молекул. [c.217]

Однако изменение электропроводности раствора при титровании не всегда носит линейный характер. Нелинейная зависимость наблюдается Б случаях 1) когда реакция проходит не количественно и 2) если в процессе тнтрования изменяются степени диссоциации или степени гидролиза веществ, участвующих в реакции, и т. д. [c.77]

Природа растворителя. Среди обычных растворителей вода отличается наиболее высокой диссоциирующей (ионизирующей) способностью. Так, полярный характер молекулы воды обусловливает образование гидратных оболочек вокруг каждого иона. Высокая диэлектрическая постоянная воды (80,4 при 20°) уменьшает электростатическое взаимодействие между разноименно заряженными ионами. Все это способствует повышению степени диссоциации электролита в воде. [c.193]

Общий характер зависимости коэффициентов активности от ц при малых значениях ионной силы показан на рис. У-21. Более резкие наклоны кривых для многозарядных ионов соответствуют в классической трактовке меньшим степеням диссоциации образуемых ими электролитов по сравнению с типом М+А. Как видно из рис. У-22, [c.185]

Ионный характер связей в гидроксидах и солях и способность ионов к гидратации обусловливают высокую степень диссоциации этих соединений в растворах и наличие ионов в твердых фазах. По мере перехода от лития к цезию (франций мало изучен) с ростом радиуса атома наблюдается увеличение числа молекул воды, гидратирующих ион в растворе, понижение энергии гидратации (как следствие убыли отношения заряд/радиус), понижение энергии образования кристаллических решеток солей, а также температур плавления металлов. Понижение ионизационного потенциала соответствует и росту химической активности по отношению к реакциям окисления в ряду литий — цезий. Цезий и рубидий воспламеняются на воздухе, тогда как литий на воздухе сравнительно устойчив. [c.151]

Теория Дебая и Гюккеля построена на ряде допущений и хорошо применима лишь до концентраций порядка 0,05 и. При более высоких концентрациях эта теория не в состоянии объяснить опытный материал. Следует отметить, что при высоких концентрациях может происходить ассоциация ионов, когда противоположно заряженные ионы сближаются так близко, что образуют ассоциаты. Поэтому повышение концентрации раствора даже при полной диссоциации электролита влияет на свойства раствора в известной степени аналогично тому, как если бы при этом уменьшалась степень диссоциации электролита. Это одна из попыток объяснения того, что теория не дает правильных результатов при высоких концентрациях электролитов. Такое объяснение, как, впрочем, и вся теория, основано только на чисто физических представлениях, без учета взаимодействий химического характера, которые здесь, несомненно, также имеют место. [c.296]

Данные по спектрам поглощения растворов солей показали, что молярные коэффициенты поглощения при разных длинах волн, рассчитываемые как DJ , не изменяются в широкой области концентраций электролита фх —оптическая плотность при длине волны X, с—концентрация раствора исследуемого электролита). Этот факт не мог быть объяснен теорией электролитической диссоциации Аррениуса, поскольку с уменьшением концентрации электролита должно было происходить увеличение степени диссоциации и, следовательно, изменение спектров поглощения. Полная диссоциация сильного электролита объясняла постоянство молярных коэффициентов поглощения, поскольку при всех концентрациях раствора светопоглощающими частицами оставались одни и те же ионы. Аналогичный характер имеет концентрационная зависимость вращения плоскости поляризации и ряда других свойств растворов сильных электролитов. Теория электролитической диссоциации не может объяснить постоянство теплот нейтрализации хлорной, соляной и других сильных кислот гидроксидами щелочных металлов. Однако это можно объяснить полной диссоциацией реагентов при всех концентрациях и протеканием реакции нейтрализации как взаимодействия ионов Н+ и ОН" по схеме Н+ + ОН = НгО. [c.438]

Смещения ионов, возникающие при колебательном двил<ении, вызывают нарушения структуры расплавов. Можно считать долю свободных , не занимающих равновесного положения ионов степенью диссоциации расплавов и оценить ее на основании электропроводности. В расплавах, как и в водных растворах электролитов, каждый ион окружен ионной атмосферой из ионов противоположного знака. Однако растворитель, уменьшающий взаимодействие ионов, здесь отсутствует, а расстояния между ионами очень малы. Поэтому ионная атмосфера в расплавленных солях имеет характер ближнего окружения каждого иона ионами противоположного знака. Сравнительно малая электропроводность расплавленных солей может быть объяснена с точки зрения современной теории электролитов огромным тормозящим влиянием ионной атмосферы. [c.314]

Интенсивность кислотных и основных свойств комплексных соединений зависит от размера, заряда и поляризационных свойств центрального иона, от величины заряда комплексного иона, степени диссоциации молекул RH в свободном состоянии, от устойчивости комплекса в растворе, от строения комплекса и характера взаимного влияния координированных групп. [c.390]

Как видно из табл. 36 и рис. 76 и 77, молярная электрическая проводимость сильных электролитов отличается от электрической проводимости слабых электролитов не только по значению, но и по характеру ее зависимости от концентрации или разведения. Для слабого электролита различие в молярных электрических проводимостях при разных разведениях обусловлено, в основном, только различием в числе ионов, образующихся при соответствующем разведении, т.е. степенью диссоциации электролита. Поэтому можно принять, что отношение молярной электрической проводимости при каком-то конкретном разведении к молярной электрической проводимости при бесконечном разведении Яоо равно соответствующей степени диссоциации [c.223]

Третья группа. Для элементов подгруппы бора (за исключением таллия) характерна степень окисления +3. Последней соответствуют соединения Э(ОН)з. Происходит дальнейшее ослабление (от I группы к И, от И к П1) основных свойств. Если LiOH—основание, а Ве(0Н)2 — амфотерное соединение, то В(ОН)з —кислота. Таким.образом, при переходе к третьей группе мы впервые встречаемся с элементом, образуюш,им кислоту (этим бор отличается и от всех элементов И1 группы), и с иэополикислотами, которые также характерны для бора. В соответствии с увеличением радиусов ионов элементов ВН ряду А1(0Н)з —Т1(ОН)д происходит усиление основных свойств. Если 6а(ОН)з отличается практически одинаковой степенью диссоциации с отщеплением ионов 0Н и Н+, то у 1п(0Н)з несколько преобладают основные свойства, а у Т1(0Н)з амфотерные свойства выражены очень слабо. Обращает на себя внимание очень медленное усиление основных свойств в этом ряду соединений. Это объясняется тем, что если атомы элементов третьей главной подгруппы являются электронными аналогами (их внешний электронный слой имеет строение s p), то ионы В + и А1 + сильно отличаются от Ga +, и ТР+. Первые имеют наружные оболочки атомов благородных газов, а вторые — 18-электронные оболочки, содержащие 10 d-электронов. Вследствие этого увеличение радиусов ионов после алюминия становится менее значительным, что и приводит к медленному усилению основного характера соединений. Здесь, так же как и в предыдущей группе, наблюдается диагональное сходство амфотерные гидроксиды А и Ве близки по свойствам. [c.91]

Деление электролитов на слабые, средние и сильные носит условный характер, так как степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации и температуры раствора. Водные растворы различных солей, кислот и оснований одной и той же концентрации в разной степени диссоциируют на ионы. На степень диссоциации существенно влияет присутствие одноименных ионов в растворе. Так, если в растворе имеется u lj, то равновесие системы [c.107]

В общем случае многие основания и кислоты в неводных средах могут сильно изменить степень диссоциации. Напримерк, слабая в водном растворе сернистая кислота НгЗОз в жидком аммиаке диссоциирована примерно в такой же степени, как НКОз в водном растворе, т.е. является сильной кислотой. Так им образом, характер диссоциации гидроксидов (по кислотному или основному типу), а также степень диссоциации зависит от природы растворителя, в частности от его донор-но--акцепторной активности по отношению к протону. Так, в ряду [c.283]

Известно, что при переходе от фенолов к карбоновым кислотам, а от них к сульфоорганическим кислотам степень диссоциации их в растворе возрастает. Поэтому мы вправе предположить, что и при переходе от Н-катионитов, характеризующихся наличием только гидроксильных групп в качестве активных центров, к Н-катионитам с карбоксильными и далее с сульфогруппами эффект диссоциации Н-катионитов будет тоже усиливаться. Возрастающая в результате этого относительная свобода катионов водорода может проявиться в форме соответствующего увеличения обменной способности данных Н-катионитов в условиях кислой среды. Этот вывод оправдывается на опыте. Внутримолекулярная взаимосвязь между отдельными кислотными группами, входящими в состав аниона поливалентной кислоты, находит свое отражение в ступенчатом характере ее диссоциации. При этом константа каждой новой ступени диссоциации уменьшается при переходе от этапа к этапу. Это объясняется тем, что на каждом новом этапе диссоциации диспергирующим силам растворителя приходится совершать все большую работу, необходимую для удаления катиона водорода, отщепляющегося в процессе диссоциации новой кислотной группы, из поля сил отрицательных зарядов. Если эти группы не являются тождественными по своей химической природе (как,например, в случае, когда наряду с сульфогруппами в структуру аниона Н-катионита входят еще карбоксильные группы), то естественно ожидать, что переход от последнего этапа диссоциации сильных кислотных групп (сульфо-групп) к первому этапу диссоциации более слабых кислотных групп (карбоксильных) осложнится заметным скачком отношения констант этих двух смежных ступеней диссоциации. Однако ход изменения констант названных ступеней диссоциации зависит не только от химической природы отдельных кислотных групп, но и от расстояния между ними. [c.478]

На степень диссоциации оказывает влияние не только разбавление раствора, но и его температура. При повышении температуры равновесие смещается в том направлении, которое связано с поглощением теплоты. Степень диссоциации электролита будет убывать с повышением температуры, если процесс диссоциации экзотермичен при эндотермическом характере процесса степень диссоциации будет возрастать. Диссоциация большинства электролитов сопровождается поглощением теплоты, поэтому для большинства э.аектролитов степень диссоциации увеличивается по мере повышения температуры. [c.289]

У полифункциональных ионообменников активные группы обладают, как известно, разной степенью диссоциации. По мере насыщения активных групп таких смол щелочными, соответственно кислотными ионами, остающиеся Н+- или ОН -ионы начинают избирательно сорбироваться некоторыми веществами, особенно если компоненты сорбируемой смеси различаются по своему кислотному или щелочному характеру. Подбирая нужное значение pH раствора (буфер), можно таким путем варьировать избирательность по отношению к ионам определенного рода, при этом имеет значение также величина и природа катиона, которым первоначально частично была насыщена смола следовало бы напомнить пример разделения гексоновых оснований по Виланду на вофатите С, частично насыщенном калием. [c.169]

Принимая, что посадочная площадка иона ЦТА+ составляет 0,2 нм [510] и учитывая развитые в работе [511] представления, можно найти степень покрытия поверхности частиц кварца ионами ПАВ вблизи изоэлектрической точки. Как показал расчет, она составляет около 0,1%. Учитывая этот факт, низкую степень агрегации и ее обратимый характер можтто объяснить на основе концепции ГС. При нейтрализации поверхностного заряда ионами ЦТАБ вблизи изоэлектрической точки образуются, вероятно, более прочные и протяженные ГС, что может быть связано с возникновением более благоприятных условий для развития водородных связей на силанольных группах теперь уже незаряженной поверхности SIO2. Это некоторым образом аналогично случаю увеличения протяженности ГС при снижении степени диссоциации силанольных групп на поверхности кварца при приближении к изоэлектрической точке [24]. [c.178]

Величина теплоты нейтрализации зависит от степени диссоциации взаимодейстмующих кислот и оснований и от характера ядра органического соединения и имеющихся заместителей. [c.194]

Существенное влияние на полимеров оказывает также их состав. Наличие низкомолекулярных примесей разных видов изменяет характер и значение д полимеров. Наличие в аморфных и кристаллических полимерах даже в небольшом количестве (0,1 вес. %) воды (повышающей степень диссоциации ионогенных веществ) увеличивает (Тост на три порядка. Например, после очистки ПЭВД от низкомолекулярных примесей их Оост может уменьшаться на три порядка. Установлено, что повышению диэлектрической проницаемости способствует увеличение поляризованности полимера (сопровождающееся возрастанием его ст как за счет низкомолекулярных добавок, так и за счет повышения концентрации полярных групп в [c.203]

Как уже отмечалось, если один и тот же элемент образует гидроксиды будучи в различных степенях окисления, то с уве-i личением степени окисления кислотный характер диссоциации гидроксидов усиливается. Это правило особенно четко прояв ляется при сравнении силы кислородных кислот хлора. Хлорноватистая кислота очень слабая, слабее угольной, в то время как хлорная — самая сильная из всех известных кислот. Сле дует подчеркнуть, что по мере увеличения силы кислот хлора растет их устойчивость или уменьшается реакционная способность. [c.178]

Гидроксиды. Гидроксиды лантаноидов состава Ме(ОН)д — слизистые аморфные осадки, которые при нагревании, теряя воду, раскаляются (теплота кристаллизации) с образованием кристаллических модификаций. Све-жеосажденные гидроксиды гигроскопичны и поглощают из воздуха двуокись углерода. Основной характер гидроксидов и степень диссоциации при увеличении ионных радиусов растут. Гидроксиды лантаноидов сходны с гидроксидами щелочноземельных элементов, но менее растворимы в воде. Наиболее сильным основанием среди них является гидроксид церия (III), наиболее слабым Ьи(ОН)з- Недавно было установлено, что оксиды иттербия и лютеция обладают слабо выраженными амфотерными свойствами (Иванов-Эмин). Гидроксиды их также амфотерны. Различием в растворимости гидроксидов пользуются при дробном разделении элементов лантаноидов. [c.281]

Судя по характеру изменения теплот образования галоидоводородов (гидро-галидов), их термическая устойчивость должна сильно уменьшаться от фтора к иоду. Действительно, распад НР на элементы становится заметным лишь выше 3500 °С, тогда как для других галоидоводородов имеем при 1000 °С следующие степени диссоциации 0,0014 (НС1), 0,5 (НВг) и 33% (HI). В органических растворителях (бензоле и т. п.) все гидрогалиды растворимы гораздо хуже, чем в воде. [c.280]

Таким образом, в зависимости от степени проявления кислот1Ю-0С1ЮВНЫХ свойств характер диссоциации гидроксидов в водной среде, а также и особенности взаимодействия оксидов с водой закономерно изменяются. При этом можно выделить основные типы такого взаимодействия. Оксиды типичных неметаллов с водой дают сильные кислоты, диссоциирующие с образованием оксо-апионов [c.88]

Растворимость оксидов Э2О3 в воде резко уменьшается в ряду Аз Оз—SbjOg—BiaOg. Если As Og довольно хорошо растворим в воде, два других оксида практически нерастворимы. Поэтому их гидраты могут быть получены лишь косвенным путем. Химические свойства гидроксидов в рассматриваемом ряду меняются закономерно. Все оии амфотерны, однако у гидроксида мышьяка (+3) сильно преобладает кислотный характер, а у Bi(OH)a — основный. Гидроксид сурьмы (+3) занимает промежуточное положение. Мышьяковистая кислота НзАзОз (о/зто-форма) известна лишь в растворах и представляет собой слабую кислоту Ki 9,4 р/Са 12,8 и рК 13,4. Основная диссоциация гидроксида мышьяка (+3) выражена еще в меньшей степени. Так, для диссоциации по первой ступени [c.289]

Применимость этого метода только к простым электролитам обусловлена сложным характером поведения растворов многих веществ при разбавлении. Например, при разбавлении раствора РеС з наряду с изменением коэффициентов активности будет происходить увеличение степени диссоциации РеС1з или РеСР+ и увеличение степени гидролиза иона Ре +. В результате протекания этих процессов в разбавленном растворе РеСЦ будут [c.169]

При одинаковой нормальной концентрации растворов различные электролиты диссоциированы в разной степени. Наиболее просто обстоит дело у солей, где связь металла с кислотным остатком обычно имеет ионный характер. Однако и здесь в отдельных случаях условия для диссоциации могут быть различными. Например, молекула Na I построена из однозарядных ионов, а молекула MgS04— из двухзарядных. Очевидно, что во втором случае силы стяжения между ионами должны быть больше. Отсюда следует, что при прочих равных условиях степень диссоциации соли, по- [c.139]