Константа равновесия Равновесия в растворах электролитов

Очевидно, что первое предположение учитывает стехиометрию и константу равновесия химической реакции, а второе - основывается на уравнении Нернста, что справедливо лишь для обратимых электродов. Следует заметить, что метод Грана не учитывает изменения коэффициентов активности ионов. Обычно это изменение оказывает незначительное влияние. Его можно свести к минимуму, если при титровании добавить к исследуемому раствору индифферентный электролит относительно высокой концентрации, чтобы поддерживать постоянной ионную силу. Метод Грана не учитывает также влияния побочных процессов при установлении равновесия в ходе титрования, что проявляется в виде искривления графиков в случае разбавленных растворов или когда реакция между определяемым веществом и титрантом протекает медленно. [c.250]

Так как константа нестойкости комплекса KAu( N)2 ничтожно мала (/С 5-10 ), то потенциал равновесия золота в цианистом щелочном растворе значительно смещен в сторону электроотрицательных значений, что исключает взаимное вытеснение металлов при погружении в электролит золочения изделий из меди и ее сплавов, а также из других металлов. Электроосаждение золота из щелочных цианистых электролитов протекает при большой катодной поляризации (рис. ХП-20), что обусловливает их высокую рассеивающую способность и мелкозернистую структуру катодных осадков. [c.425]

Константу равновесия в этом случае называют константой ионизации. В данном случае константа равновесия, т. е. отно-щение произведения концентраций ионов к концентрации не-диссоциированных молекул в момент равновесия, является константой ионизации. Для слабого электролита константа ионизации — величина постоянная при данной температуре, не зависит от концентрации раствора и служит более общей характеристикой раствора, чем степень диссоциации. Чем больше константа ионизации, тем электролит легче распадается на ионы, тем он сильнее. Для всякого слабого электролита, диссоциирующего на два иона, связь между константой ионизации концентрацией раствора и степенью диссоциации выражается соотношением [c.32]

При значениях pH, существенно более высоких, чем 7, АТФ в водных растворах находится в виде иона с зарядом —4. Когда pH уменьшается до 7, АТФ присоединяет протон и превращается в ион с зарядом —3. При уменьшении pH до 4 АТФ присоединяет еще один протон и переходите ион с зарядом —2. Вследствие высокого заряда АТФ - этот ион имеет сильную тенденцию присоединять катионы из раствора. При концентрации ионов Na+ и К+, равной 0,1 М, образуются значительные концентрации комплексов с этими катионами. Поэтому константы кислотной диссоциации АТФ удобнее всего определять в растворе, содержащем большие по объему катионы, такие, как (н-пропил)4 N+, которые гораздо слабее связаны с АТФ. Значения р/С при 25° С для АТФ, АДФ, аденозин-5-моно-фосфата (АМФ) и неорганического фосфата в растворе с ионной силой 0,2 [электролит— (м-пропил)4 N 1] приведены в табл. 7.4. Индекс 1 у константы равновесия указывает, что она соответствует реакции отщепления протона от наиболее основного иона. [c.226]

Опубликованные значения ДЯс относятся к растворам с ионной силой р. от О до 4. Во многих случаях теплота ДЯс была определена при высоких значениях л, поскольку при той же ионной силе была измерена и константа устойчивости. В обширных обзорах [5—8] обсуждаются способы определения концентрационных констант равновесия (т. е. констант равновесия в растворе, где л имеет постоянное значение, большее нуля) при высокой концентрации электролита, считающегося инертным (так называемый метод постоянной ионной среды). Многие исследователи пользовались этим методом при изучении равновесий в растворе с целью преодоления трудностей, связанных с определением коэффициентов активности и вычислением термодинамической константы равновесия (т. е. константы равновесия при л = 0). Значения концентрационных констант равновесия, которые можно определить в растворе с постоянной ионной силой, пригодны дтя сравнения с другими константами, найденными при той же ионной силе в присутствии того же самого электролита. Однако с помощью значений концентрационной константы равновесия, энтальпии или энтропии, найденных при высокой ионной силе, очень трудно определить значения, относящиеся к стандартному состоянию с х = 0. В то же время лишь такие стандартные значения можно сопоставлять с другими термодинамическими данными при изучении энергии химической связи и строения комплексов. Методу постоянной ионной среды, применяемому для определения ДЯс, присущи три основных недостатка 1) дополнительно вводимый электролит в какой-то мере препятствует сольватации ионов металла, лигандов и комплекса, за счет чего система [c.16]

Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Величина /( зависит от природы. электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от коицеитрации раствора. Она характеризует способность данной кислоты или данного основания распадаться иа ионы чем выше К, тем легче электролит диссоциирует. [c.237]

Определите pH 0,01 М раствора уксусной кислоты. Вычислите ан+. Покажите, что уксусная кислота — слабый электролит. Вычислите константу равновесия диссоциации уксусной кислоты. [c.228]

Согласно закону действия масс, равновесие должно установиться тогда, когда отношение произведения концентраций свободных ионов к концентрации недиссоциированных молекул сделается равным некоторой постоянной величине К, называемой константой электролитической диссоциации. Из приведенного выражения константы видно, что чем больше ионов может дать данный электролит и. чем меньше остается в растворе его недиссоциированных молекул, тем больше и его константа диссоциации. Константа электролитической диссоциации не зависит от концент- [c.102]

Если электролит сильный, константа равновесия велика и ассоциация мала, то для сравнительно разбавленных растворов можно принять, что [c.124]

Так как в рассматриваемой гетерогенной системе малора-створимый электролит — раствор обратимые процессы растворения ц кристаллизации проходят на границе раздела фаз независимо от количества кристаллического вещества КхАу, его концентрация остается постоянной. Перенося [КдгАу к] в левую часть выражения константы равновесия, получаем константу, называемую произведением растворимости, ПР [c.245]

Если электролит сильный, константа равновесия велика, ассоциация мала, то для сравнительно разведенных растворов можно принять, что I I я а I, можно прийти к той форме закона действующих масс, которую мы применяли и при выводе уравнения Бьеррума [c.250]

Если электролит сильный, константа равновесия велика и ассоциация мала, то для сравнительно разбавленных растворов можно принять, что и можно прийти к той форме закона действующих масс, [c.152]

Т. е. для растворов слабых электролитов, имеющих одинаковую общую концентрацию (Со), тот электролит будет бояее слабым (а меньше), у которого меньше величина константы равновесия. Кроме того, по мере уменьшения концентрации степень диссоциации электролита возрастает (при Со О а - 1). [c.57]

При равновесии электролит — электролит константу равновесия можно предсказать, если известны свободная энергия сольватации ионов в обоих растворах. В грубом приближении можно использовать формулу Бернала-Фаулера (1.27), заменяя 7 радиусом сольватированного иона, полагая рг = 1 и пренебрегая изменением энергии дезориентации и . Полагая, что одна из фаз — водная, находим [c.27]

Оловянные аноды растворяются с образованием катионов различной валентности. Константа равновесия реакции 2Sn + Sn -Ь Sn + определяет относительную концентрацию в электролите тех и других ионов. [c.157]

Равновесие в электролитах константа диссоциации. Любой электролит МА при растворении в подходящем растворителе диссоциирует на ионы лишь в большей или меньшей степени, в зависимости от природы данного электролита. Если даже электролит ионизирован полностью, как, например, в случае водных растворов простых солей, то все же может наблюдаться тенденция к образованию ионных пар в сравнительно концентрированных растворах, так что диссоциация не обяза- [c.229]

Приведенное экспериментально найденное значение константы равновесия относится к комнатной температуре. Пусть в частном случае равновесная концентрация [СН3СООН] = 0,1 моль/л. Нетрудно вычислить, что в этом случае концентрация каждого иона будет порядка 0,001 г-ион/л, и это свидетельствует о том, что уксусная кислота — слабый электролит. Левую часть уравнения (2) можно представить в форме более удобной для обсуждения, если ввести понятие о степени диссоциации электролита и его разведении. Определим степень диссоциации как долю грамм-молекулы электролита, существующей в растворе в виде ионов. Обозначим эту долю буквой а. Та часть грамм-молекулы, которая существует в растворе в виде недиссоциированных молекул, будет равна, очевидно, 1 — а. Назовем объем V раствора, содержащий один моль электролита, разведением раствора. Значение разведения необходимо, чтобы связать степень диссоциации с концентрiциями участников равновесия. Действительно, в применении к диссоциации уксусной кислоты будем иметь [c.58]

NH4OH более сильный электролит по сравнению с угольной кислотой (анализ констант диссоциации). Равновесие (3) относительно больше смещено вправо (анализ констант гидролиза). Оба пути приводят к однозначному решению реакция раствора щелочная. [c.138]

Стандартные характеристики растворенного вещества согласно общепринятому выбору стандартного состояния относятся к гипотетическому одномоляльному раствору, обладающему свойствами бесконечно разбавленного, т. е. к нулевой ионной силе, а химический эксперимент проводится при конечных концентрациях реагентов. Изучение равновесий, как правило, проводится в растворах с постоянным и довольно высоким значением ионной силы, причем полученные значения констант равновесия и тепловых эффектов далеко не всегда пересчитываются на нулевую ионную силу. Термодинамические характеристики реакций комплексообразования при конечных значениях ионной силы оказываются несопоставимыми с основными стандартными характеристиками ионов, фигурирующими в справочной литературе, что закрывает путь для многих расчетов и сопоставлений. Термодинамические характеристики для растворов с конечным значением ионной силы часто оказываются несопо-ставимыми и между собой, так как каждый исследователь выбирает значение ионной силы раствора и электролит для ее поддержания в значительной степени произвольно, используя чаще всего нитраты или перхлораты, а иногда хлориды щелочных металлов. [c.260]

Данные о зависимости ионообменных равновесий на цеолите А от природы аниона и от присутствия комплексообразователей весьма ограниченны. Авторы работы [18] исследовали обмен ионон кальция, кадмия и цинка в растворах различных электролитов и разработали метод определения констант ионообменного равновесия для комплексных анионов, который, кроме того, позволяет рассчитать число лигандов в образующихся комплексных соединениях. Установлено, что коэффициент селективности уменьшается с возрастанием концентрации электролита. Резкое снижение селективности объясняется тем, что, взаимодействуя с обмениваемым катионом (например, кадмием), электролит образует анионный комплекс. Селективность снижается также из-за участия в обмене катиона электролита. В качестве метода декатиони-ровапия использовалась реакция образуется нерастворимой соли, в частности соли серебра. [c.557]

Поэтому константы равновесия можно получить из измерений точек кипения методами, аналогичными описанным для криоскопических данных в гл. 12 (разд. 1) и гл. 16 (разд. 1). Однако для количественных работ этот метод используется в меньшей степени, поскольку повышение точек кипения может быть измерено менее точно, чем понижение точек замерзания. Кроме того, нельзя использовать фоновый электролит для контроля осмотических коэффициентов. Подобно криоскопии, эбуллиоскопия не является строго изотермическим методом, но ее преимущество заключается в том, что точка кипения раствора или растворителя может меняться с изменением давления, и поэтому она не ограничена одной температурой. Так, Аллен и Кальдин [1] изучили димеризацию карбоновых кислот в бензоле при температуре 50—80° с помощью дифференциального терморавновесного метода, подобного методу, описанному для криоскопии. Давление контролировалось с точностью 0,1 мм рт. ст. с помощью маностата. Константы димеризации, вычисленные по уравнению (12-20) в предположении, что Ф=1, хорошо согласовались с результатами, полученными другими методами (ср. гл. 16). Бурьон и Руйер [4а] использовали подобный метод при изучении комплексов галогенидов цинка и ртути(П). [c.317]

В работах Золотова с сотр. [50] систематически изучены влияние неэкстрагируемых и экстрагируемых макрокомпонентов на экстракцию микроэлементов, разработана теория, связывающая коэффициент распределения (D) микрокомпонента с различными параметрами систем (pH среды, концентрацией реагента, концентрацией макрокомпонента и т.д.). Эффекты, вызываемые присутствием больших количеств сильного электролита при экстракции, весьма многообразны и часто противоположны по своему характеру. Действительно, анион такого электролита может связывать металл в неэкстрагируемый комплекс, что, естественно, затрудняет его экстракцию. Однако электролит нередко действует и как дегидратирующий агент, тем самым благоприятствуя экстракции. Кроме того, при добавлении солей к растворам может произойти изменение диэлектрической постоянной водной фазы и ионной силы, и отсюда изменение всех констант, характеризующих равновесие. По-видимому, все эти вопросы являются не менее важными при хроматографическом варианте экстракции. [c.429]

Пример IV. Как уже было отмечено выше ( 25), слабый электролит в растворе частично диссоциирует на ионы. Этот процесс также может быть описан с помощью константы равновесия. В данном случае она называется константой диссоциации и обозначается /Сдис Поскольку электролитическая диссоциация сопровождается поглощением теплоты, /Сдис при повышении температуры увеличивается (см. 29). [c.112]

Константа равновесия К) называется в этом случае константой диссоциации. Величина ее характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Из приведенного уравнения видно, что чем больше К, тем больше будет концентрация ионов при равновесии, т. е. тем сильнее диссоциирует данный электролит. Мы можем изменять в растворе концентрации ионов и Ан , в результате чего будет изменяться и концентрация недиссоциированных молекул КАн, но oтнoшeниej [c.64]

В отличие от констант равновесия других обратимых реакций, величина К называется в данном случае констж-той диссоциации электролита. Она характеризует склонность его к ионизации. Чем больше ее величина, тем сильнее диссоциирует слабый электролит и тем выше концентрации ионов его в растворе при равновесии. [c.47]

Метод катионного обмена можно использовать для определения состава и констант устойчивости лабильных комплексов в водных растворах. Большинство определений основано на установлении равновесия между раствором и катионообменником. В колбу вносят катионообменник, раствор, содержащий комплексант и комплек-сообразователь, электролит, поддерживающий постоянную ионную силу. Колбы встряхивают до установления равновесия. Измеряемая величина — это общая концентрация иона металла в растворе См или же в фазе ионообменника Смк- Коэффициент распределения В = Смв.1См является функцией констант устойчивости комплексов, образующихся в растворе, и концентрации лиганда [c.154]

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]

Предполагается [63], что при взаимодействии иодида серебра с концентрированным раствором К1 образуется комплексный ион Ag2I6 , из которого при электролизе катодно восстанавливается серебро по суммарной реакции Ag2I6 - 2е = 2Ag 61 , причем лимитирующей стадией на этом этапе является диффузия комплексных ионов. Благодаря высокой константе равновесия реакции, в иодидном электролите при загрузке деталей в ванну под током не требуется проводить предварительного серебрения или амальгамирования для меди и ее сплавов. Катодный и анодный выходы по току близки к 100 %. Такие электролиты устойчивы при pH около 8. С понижением pH путем введения кислоты повышается стойкость серебряного комплекса, но несколько снижается катодный выход металла по току. Рассеивающая способность по 98 [c.98]

Так как сильный электролит МА малорастворим в воде, то раствор будет очень раз вленным, содержапщм поэтому только гидратированные ионы М и А . Константа равновесия [c.168]

Приведенное экспериментальное численное значение константы равновесия относится к комнатной температуре. Пусть в частном случае равновесная концентрация [СНзСООН] =0,1 моль/л. Нетрудно вычислить, что в этом случае концентрация каждого иона будет порядка 0,001 г-иона в 1 л, и это свидетельствует о том, что уксусная кислота — слабый электролит. Левую часть уравнения (2) можно представить в форме, более удобной для обсуждения, если ввести понятие о степени нонизации электролита и о его разведении. Определим степень ионизации как долю моля электролита, существующую в растворе в виде ионов. [c.125]

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]

Основным преимуществом метода скачка давления является то, что отклонение твердого электрода от равновесия и прослеживание его релаксации не нуждаются в пропускании внешнего тока через ячейку. Это позволяет изучать электроды или растворы с очень низкими проводимостями при константах скорости 0,1 см-с , а может быть, и выше. Может даже оказаться возможным изучение электрохимических свойств границ раздела изолятор — электролит. Если изолятор нанесен в виде тонкого слоя (например, от 1 до 10 мкм) на металлическую подложку, то сопровождающую скачок давления релаксацию можно проследить по изменению емкости. Измерения емкости чувстви- [c.269]

Таким образом, константа гидролиза по второй ступени в 46 миллионов раз меньше, чем константа гидролиза по первой ступени. Поэтому второй ступенью гидролиза можно при решении данной задачи пренебречь и вести вычисление, исходя из уравнения (а). Поскольку (МН4)53 сильный электролит, дис-ссциирующий в растворах практически нацело, 0,1 моля его образует 0,1 г-иона 3 и 0,2 г-иона NH . Концентрацию ионов 3 при равновесии [c.230]

К раствору уксусной кислоты добавим сильный электролит с одноименным ионом, например ацетат натрия — Hs OONa. О том, куда сместится равновесие, можно сделать вывод, если написать уравнение константы диссоциации для уксусной кислоты [c.97]

Допустим, что к раствору МН40Н прилили сильный электролит, содержащий одноименные ионы, например, МН4С1. При этом концентрация катионов N4 повысится во много раз. Вследствие этого числитель уравнения сильно увеличится, и величина дроби станет больше константы диссоциации. Нарушенное таким образом равновесие будет восстанавливаться в результате соединения ионов КН и ОН в недиссоциированные молекулы NH40H. [c.55]