Сила электролитов

По влиянию на кислотно-основные свойства растворенного вещества растворители подразделяют на нивелирующие и дифференцирующие. В нивелирующих растворителях сила некоторых кислот, оснований и других электролитов становится примерно одинаковой, а в дифференцирующих — разной. Уравнивание силы электролитов в нивелирующих растворителях имеет не всеобщий характер нельзя считать, например, что в нивелирующих растворителях все кислоты становятся сильными или все слабыми. Многие минеральные кислоты — хлорная, хлороводородная, бромоводородная, азотная и др. в водном растворе Диссоциированы нацело с образованием Н3О+ как продукта взаимодействия кислоты с водой. Вода оказывает нивелирующее действие на силу сильных кислот. [c.35]

Связь между коэффициентом активности -х ионов (или средним коэффициентом активности) и ионной силой электролита, установленная экспериментально, теоретически может быть получена с помощью уравнения (1.11), если произвести расчет энергии межионного взаимодействия [c.11]

Сила электролита Растворимость пр [c.108]

Различают периоды скрытой коагуляции и коагуляции явной. Вначале происходит укрупнение частиц, невидимое невооруженным глазом (скрытая коагуляция), затем размер частиц достигает предела видимости, после чего скрытая коагуляция переходит в явную. Коагулирующая сила электролита существенно зависит от величины заряда ионов, несущих заряд одноименный с противоионами. Чем больше их заряд, тем при меньшей их концентрации начинается коагуляция. Различие их во влиянии на коагуляцию чрезвычайно велико. Для однозарядных ионов порог коагуляции в зависимости от природы золя, степени его дисперсности и концентрации составляет 25—100 ммоль/л, для двухзарядных ионов 0,5—2,0 ммоль/л и для трехзарядных 0,01—0,1 ммоль/л. Эта закономерность получила название правила Шульце—Гарди. Порог коагуляции не зависит от природы ионов, вызывающих коагуляцию, за исключением случаев, когда эти ионы специфически адсорбируются на поверхности коллоидной частицы. Величина заряда ионов, несущих заряд, одноименный с зарядом ядра, на пороге коагуляции практически не оказывается. Отметим также, что анионы оказывают большее коагулирующее действие, чем катионы. [c.419]

В этом случае константа равновесия характеризует ионизацию вещества в растворе, поэтому ее называют константой ионизации. Очевидно, чем больше константа ионизации, тем более ионизировано соединение. Поскольку константа равновесия от концентрации не зависит, константа ионизации дает более общую характеристику силы электролита, чем степень ионизации. [c.138]

Степень диссоциации. Сила электролитов [c.236]

Константа электролитической диссоциации является характеристикой силы электролита. Чем константа диссоциации кислоты [c.199]

Кроме такой классификации возможна классификация растворителей по признаку их влияния на относительную силу кислот и солей, по их способности изменять соотношение в силе электролитов. По этому признаку растворители можно подразделить на нивелирующие и дифференцирующие. К нивелирующим относят те растворители, в которых кислоты, основания и соли уравниваются по своей силе, или, более осторожно, — растворители, в которых соотношения в силе электролитов, свойственные их водным растворам, сохраняются. К ним относятся прежде всего все растворители, содержащие гидроксильную группу — спирты, фенолы. В дифференцирующих растворителях проявляется значительное различие в силе электролитов, и в частности в силе кислот и оснований. К ним относятся прежде всего растворители, не содержащие гидроксильных групп альдегиды, кетоны, нитрилы и т. д. В этих растворителях соотношение в силе электролитов иное, чем в воде. Обычно такие растворители не являются донорами протонов, но и пе являются хорошими их акцепторами. Дифференцирующим действием могут обладать в той или иной степени все неводные растворители. [c.274]

Дифференцирующее действие растворителей на силу электролитов [c.108]

Рассчитайте ЛС для каждой ступени диссоциации. Что можно сказать о силе электролита По какой ступени идет преимущественно процесс электролитической диссоциации [c.77]

Классификация неводных растворителей. По способности изменять соотношение в силе электролитов растворители делят иа два класса нивелирующие и дифференцирующие. К нивелирующим относят такие растворители, в которы.х сила электролитов уравнивается, к дифференцирующим относят растворители, которые в значительной степени изменяют соотношения в силе электролитов, свойственные для воды. [c.197]

В книге относительно большое внимание уделено тем разделам электрохимии растворов, которые близки научным интересам автора. В этих разделах изложены главнейшие результаты исследований, проведенных в Харьковском университете. В частности, подробно изложены развиваемые автором представления о едином механизме диссоциации кислот, оснований и солей и о единой теории влияния растворителей на силу электролитов. [c.6]

По величине степени диссоциации судить о силе электролита не очень удобно, так как а зависит от многих параметров, в частности от концентрации. Более удобно использовать величину константы диссоциации (или ионизации). [c.178]

Очевидно, что чем больще К, тем при данной концентрации выше степень диссоциации. Таким образом, величина К может служить удобной мерой силы электролита. Как любая константа равновесия, константа диссоциации зависит от температуры. Поэтому сила электролита изменяется при изменении температуры. [c.179]

Различие в сольватации является, безусловно, главной причиной поведения солей в различных растворителях. Но взгляды Вальдена и Улиха были высказаны в слишком общей форме и не привели к разработке количественной теории влияния растворителей на силу электролитов. [c.111]

Более подробно вопрос о влиянии растворителей на ассоциацию ионов будет рассмотрен в гл. VII в связи с изучением влияния растворителей на силу электролитов вообще. [c.132]

Характеристика поведения электролитов. Электролиты подразделяют на сильные и слабые. Количественно силу электролита оценивают с помощью понятия степень диссоциации, под которой понимают отношение числа молекул, распавшихся иа ионы, к общему числу молекул электролита, введенного в раствор. Степень диссоциации электролита выражается долями единицы, т. е. правильной дробью (иг 0гда ее выражают пропентами). Сильными электролитами принято считать такие, степень диссоциации которых больше 0,5, а слабыми—у которых она меньше 0,2, электролиты с промежуточными значениями степени диссоциации называют электролитами средней силы. Степень диссоциан.ни существенно зависит от разбавления раствора электролита в разбавленных рас-iBopax она больше. [c.172]

Для большинства слабых электролитов константы диссоциации сведены в таблицы. Например, /Сд (СНзСООН)==1,76-10 , < д(NH40H) = l,79 10- 7( (H N)=4,79-10-i . Здесь более слабым электролитом является H N. Следовательно, зная /Сд, можно судить о силе электролита. [c.210]

Большое значение для рассмотрения вопроса о влиянии растворителей на силу электролитов имеют сведения о взаимодействии кислот и оснований с различными растворителями. Уже давно было установлено взаимодействие сильных минеральных кислот С водой. На образование гидратов серной кислоты указал еще Менделеев. [c.249]

Степень диссоциации. Сила электролитов. Если бы электролиты полностью диссоциировали на ионы, то осмотическое давление (и другие пропорциоиал[.иые ему величины) всегда было бы в целое число раз больше значений, наблюдаемых в растворах неэлект[)олитов. Но еще Вант-Гофф установил, что коэффициент i выражается дробными числами, которые с разбавлением раствора возрастают, приближаясь к целым числам. [c.236]

Установленный нами механизм диссоциации кислот, оснований и солей и предположенная универсальная схема процесса диссоциации явились основанием для вывода количественной зависимости силы электролитов (кислот, оснований и солей) от свойств растворителей. Приводим схему диссоциации солей, эквивалентную общей схеме, и схемы диссоциации кислот и оснований [c.307]

Таким образом, нельзя ожидать прямой пропорциональности между растворимостью и силой электролита даже у солей. Еш е сложнее эти соотношения у кислот и оснований, сила которых зависит еш е и от энергии реакции обмена протона. [c.319]

Мерой силы электролитов во всех случаях для кислот, оснований и солей принимается обычная константа их диссоциации, измеренная методами электропроводности или электродвижущих сил, при которых непосредственно определяется активность (концентрация) ионов, а концентрация незаряженных частиц определяется по разности между исходной концентрацией и концентрацией ионов. Эта константа представляет отношение произведения активности заряженных частиц, образованных при диссоциации электролита (ионов), к активности недиссоциированных форм вещества. [c.307]

Зависимость силы электролитов от констант равновесных процессов, происходящих в растворах [c.307]

Сила электролитов и поляризуемость ионов [c.339]

Прежде всего установим связь между силой электролита (К с) и константами равновесия тех процессов, которые имеют место в растворе. [c.307]

В принципе выведенные уравнения позволяют количественно оценить силу электролитов из независимых данных однако недостаточная точность данных об энергиях кристаллической решетки, о протонном сродстве и о химических энергиях сольватации ионов не дает этой возможности. [c.316]

Было найдено, что с возрастанием ионной силы или вязкости межфазная поверхность увеличивалась, в то время как, согласно Калдербэнку и др. , высокая вязкость способствует увеличению коалесценции и, значит, снижению а". В общем, вследствие определяющего влияния физических свойств (включая как природу, так и ионную силу электролитов) на и а", авторы считают, что обоб- [c.232]

По велиичне Аа судят о силе электролита и его состоянии в данном растворителе. Если Да О, вещество является сильным электролитом, а в противоположном случае — слабым. Изменение межионно-го взаимодействия в растворе сильного электролита при изменении концентрации обобщенно учитывает коэффициент электрической проводимости [c.67]

Ошибки в определении этих величин сказываются особенно сильно потому, что сила электролита рассчитывается по разности больших и близких между собой величин. При этом следует иметь в виду, что ошибка в 5,69 X X 10 Дж (1,36 ккал) соответствует различию в силе электролита на один порядок. Кроме того, данные, необходимые для расчета, не являются результатом прямых измерений. [c.316]

Приводят графики зависимости Я = /(с / ) и /х=/(с), величины Я , Лтеор, йэксп и Да. По форме графика Я=/(с ) и знаку Да делают вывод о силе электролита, а по зависимости / 1=/(с) —об изменении межионного взаимодействия с концентрацией. [c.68]

Кондуктометрический метод определения ККМ применяется для ионогенных ПАВ наиболее часто. Зависимость эквивалентной влектропроводности от концентрации ПАВ отличается от аналогичной зависимости для растворов простых электролитов. В области до ККМ водные растворы ПАВ обнаруживают отклонение от уравнения Онзагера в той же степени, как и средние по силе электролиты. Однако уже при малых концентрациях [c.302]

Кондуктометрическос определение ККМ основано на измерении концентрационной завис имости электропроводности растворов ионогенных ПАВ. В области концентраций до ККМ зависимости удельной и эквивалентной электропроводности от концентрации ПАВ соответствуют аналогичным зависимостям для растворов средних по силе электролитов. При концентрации, соответствующей ККМ, на графиках зависимостей наблюдается излом, обусловленный образованием сферических ионных мицелл. Подв жность ионных мицелл меньше подвижности ионов и, кроме того, значительная часть противоионов находится в плотном слое Гельмгольца, что существенно уменьшает электропроводность раствора ПАВ. Поэтому при увеличении концентрации ПАВ больше ККМ эквивалентная электропроводность более резко уменьшается, а возрастание удельной электропроводности значительно ослабляется. По изменению удельной электроп[)Оводности х можио также определить ККМй (рис. 38). [c.133]

Рассчитайте AG298 и сделайте вывод об относительной силе электролитов. [c.76]

Из рис. 86 также следует, что при переходе от растворителя к растворителю уменьшение силы кислот тем меньше, чем больше поляризуемость ионов. Такая зависимость силы электролита от поляризуемости анионов наблюдается не только для кислот, но и для солей. Величина рК галогенидов четвертичных оснований (Е14КГ) в метилэтилкетоне, вторичных и третичных оснований в нитрометане (Et2NH2ГEtзNHГ) линейно зависит от поляризуемости анионов и галогенов. [c.341]

Из растворов электролитов происходит адсорбция ионов, вызываемая не только неспецифическими (адсорбционными) взаимодействиями, но и электростатическими (кулоновскими) силами. Электролиты адсорбируются только на таких поверхностях, которые содерлсат или ионы (гетерополярные поверхности), или функциональные группы, способные к ионизации. Примером такого типа адсорбентов служит окисленный активный уголь, на поверхности которого имеются карбоксильные группы. Восстановленный уголь не адсорбирует электролиты, которые ведут себя в этом случае как поверхностно-инактивные вещества. [c.228]

Изменение свойств одного и того же электролита под влиянием растворителей определяется разностью в химических энергиях сольватации ионов и молекул. Растворимость вещества, находящегося только в виде иопов в разных растворителях, определяется разностью химических энергий сольватации ионов. Изменение растворимости неэлектролитов определяется разностью в энергиях растворения молекул. Наконец, растворимость слабого электролита при переходе от одного растворителя к другому зависит от разности в химических энергиях сольватации ионов и разности энергий сольватации молекул. Различие силы электролитов определяется разностью в химических энергиях сольватации ионов и соответственно молекул. Издюнепие э. д. с. определяется изменением химической энергии сольватации ионов. [c.184]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология