Растворы сильных электролитов Диссоциация сильных электролитов

Степень электролитической диссоциации вещества зависит не только от его концентрации в растворе, но и от добавления в раствор других электролитов. Степень диссоциации слабого электролита понижают, добавляя в раствор сильный электролит, содержащий одноименный (т.е. общий) ион с первым электролитом. Влияние одноименного иона объясняется с точки зрения закона действующих масс. Рассмотрим равновесие в растворе аммиака [c.42]

Для комнатной температуры при содержании 0,1 моль электролита в 1 л раствора степень электролитической диссоциации сильных электролитов превышает 30%, а слабых — не превосходит 3%. Сильные электролиты — минеральные соли щелочных и щелочно-земельных металлов, а также галогениды, перхлораты и нитраты некоторых 5-элементов. Минеральные кислоты и щелочи являются сильными электролитами только в разбавлен-ны.к растворах. Все эти электролиты — соединения с ионной (соли, щелочи) или ковалентной полярной связью (кислоты). Следует отметить, что сильные электролиты могут вести себя как слабые. Это зависит от нх концентрации в растворе и от диэлектрической проницаемости растворителя. При низкой диэлектрической проницаемости растворителя растворенное в нем соединение с ионной связью может оказаться слабым электролитом. Например, ЫС1 в воде — сильный электролит, а д спиртах — слабый. [c.89]

Когда к раствору уксусной кислоты приливают первые порции раствора гидроокиси иатрия, удельная электропроводность системы незначительно уменьшается. При последующем титровании она возрастает (на рис. 25, б от точки О до конца измерений) за счет увеличения концентрации ионов, так как вместо слабого электролита уксусной кислоты образуется сильный электролит ацетат натрия, количество ионов Н+ в растворе до некоторой концентрации становится большим, чем было до титрования, так как по мере нейтрализации уксусной кислоты уменьшается ее концентрация и увеличивается степень электролитической диссоциации. [c.116]

Неприменимость закона действия масс к сильным электролитам. В соответствии с законом действия масс константа диссоциации 1—1 валентного электролита, определяемая уравнением (Х1У.13), для данной температуры должна быть постоянной. Проверку этой закономерности на сильном электролите можно произвести на основании опытных значений степени диссоциации а. В табл. 5 содержатся значения а и для раствора хлорида калия в воде при IS . [c.380]

В соответствии с современными представлениями электролиты в растворах подразделяются на две группы неассоциированные (сильные) и ассоциированные. Единственным критерием для классификации электролитов в растворе является его полная или неполная диссоциация. Если электролит в растворе диссоциирован нацело, он является неассоциированным. Примером таких электролитов в разбавленных водных растворах являются хорошо растворимые в воде соли, например галогениды, нитраты и сульфаты щелочных Металлов, некоторые кислоты (хлористоводородная, азотная и др,), шелочи. К этому же типу электролитов относятся некоторые малорастворимые в воде соединения, например РЫа,, Сар2, 8г80<, которые в очень разбавленных водных растворах полностью диссоциируют на ио(гы. Ионные равновесия в растворах малорастворимых соединений Описываются произведением растворимости (ПР). Значение ПР малорастворимых соединений невелико. Все остальные электролиты в растворе относятся к группе ассоциированных, которые делятся на три подгруппы. К первой подгруппе [c.75]

Если в растворе слабого электролита присутствует сильный электролит, то коэффициенты активности ионов слабого электролита будут меньше 1, и. константа диссоциации остается постоянной лишь при замене концентраций активностями. [c.147]

Чтобы расположить в ряд по уменьшению электропроводности растворы приведенных веществ, нужно перейти от процентной концентрации к молярной и учесть количество ионов, образующихся при диссоциации сильных электролитов (хлористый магний, сернокислая медь, азотнокислый цинк), и степень диссоциации слабых электролитов (муравьиная кислота). Глицерин — не электролит. [c.210]

Итак, степень диссоциации слабого электролита уменьшается, если внести в раствор сильный электролит с одноименным ионом, даже если сильный электролит взят в малом количестве. Если же добавить большое количество сильного электролита, то слабый электролит становится практически недиссоциированным. Отсюда следует, что слабая кислота в присутствии собственной соли или сильной кислоты почти не распадается на ионы. То же можно сказать о слабом основании, диссоциация которого подавляется в сильнощелочной среде или в присутствии соли одноименного катиона. [c.19]

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]

Следовательно, для понижения степени электролитической диссоциации слабого электролита следует ввести в раствор сильный электролит, имеющий в своем составе ион, содержащийся в слабом электролите. [c.107]

II. Отсутствие ассоциации в фазе II и практически полная диссоциация в водном растворе (сильный электролит, 1). При выводе закона распределения в данном случае химический потенциал растворенного бинарного электролита в водной фазе следует представить в виде [c.122]

Диссоциацию кислоты на ионы характеризует константа диссоциации кислоты. Отрицательный логарифм константы диссоциации кислоты называется силой кислоты рКд. Чем меньше рКд, тем сильнее кислота диссоциирует на ионы. В водном растворе соляная кислота — сильный электролит (рКд = 0,4), а в этаноле — слабый электролит (рКд = 1,95). [c.421]

Величина степени электролитической диссоциации зависит от природы растворенного вещества и растворителя, а также от концентрации и температуры раствора. Если вещество не диссоциирует при растворении (п = О, Па = М, а = 0), оно не электролит. Если, а близка к единице, to п N и соединение — сильный электролит.. [c.110]

Величина К и называется константой диссоциации электролита при данной температуре. Это более общая характеристика раствора, чем а, так как константа диссоциации от концентрации не зависит. Легко заключить, что чем больше К (сравнивать следует при одной и той же температуре), тем сильнее электролит, тем больше ионов в растворе. Она зависит от природы электролита, природы растворителя и температуры. Значения К для слабых электролитов приводятся в т б-лицах справочников. [c.79]

Вычислить рн ацетатной смеси, исходя из следующих соображений. Соль КаСНзСОО как сильный электролит можно считать полностью диссоциированной на ионы. Высокая концентрация СНзСОО -иона соли практически нацело подавляет диссоциацию слабой уксусной кислоты. Вследствие этого равновесную концентрацию недиссоциированных молекул уксусной кислоты можно считать равной ее исходной молярной концентрации [СН3СООН 1рави = Ск-ти, а концентрацию СНзСОО -ионов в растворе равной молярной концентрации соли [СН3СОО 1р.р = = Сл)Л11. Тогда константа диссоциации уксусной кислоты в буфер-нбм растворе будет иметь вид [c.84]

Ионы, образующиеся при диссоциации солей, могут взаимодействовать с водой. Узнать, какой из ионов. будет реагировать с водой очень просто, поскольку в результате должен образоваться слабый электролит. Ионы С1 с водой не взаимодействуют, так как в этом случае образовался бы сильный электролит H l, который находится в растворе в состоянии полной диссоциации. [c.188]

Для объяснения того факта, что сильный электролит, находящийся даже в кристаллическом состоянии в виде ионов, в растворе имеет степень диссоциации меньше 100%, следует предположить наличие сильного взаимодействия между ионами в растворе. [c.284]

Поглощение света окрашенными растворами сильных электролитов пропорционально концентрации электролита в растворе. Если бы сильный электролит не полностью диссоциировал на ионы, то степень диссоциации менялась бы с концентрацией и пропорциональность между поглощением света и конце тра-цией электролита непременно нарушилась. [c.88]

Сильный электролит, способный образовывать с водой жидкие фазы любого состава ( 2 доп. 24), практически нацело диссоциирован и в очень разбавленном растворе, и в максимально концентрированном (т. е. в своем расплаве). Это значит, что г.о мере повышения концентрации раствора степень диссоциации такого электролита сперва уменьшается, а затем вновь возрастает. [c.182]

Очевидно, чем больше константа диссоциации электролита, тем больше концентрация ионов в растворе и меньше концентрация недиссоциированных молекул, тем сильнее электролит. [c.188]

Слабый электролит в растворе находится в основном в-виде недиссоциированных ковалентносвязанных молекул, и лишь небольшая его часть, соответствующая степени диссоциации, образует ионы. Степень диссоциации слабого электролита мала даже в наиболее разбавленных растворах и резко снижается при повышении концентрации (например,, в 0,001 м растворе уксусной кислоты при 25 °С степень дис- социации равна 0,12, в 0,1 м растворе — 0,014). В растворах сильных электролитов диссоциация полная или почти не отличается от 1, а относительное изменение степени диссоциации при разбавлении раствора невелико. С другой стороны, поскольку в растворах слабых электролитов число ионов значительно ниже из-за малой степени диссоциации по сравнению с числом ионов в растворах сильных электролитов равной концентрации, электростатическое взаимодействие между ионами и его изменение при варьировании концентрации гораздо ниже в растворах слабых, чем в растворах сильных электролитов. Следовательно, зависимость отроводи-мости слабых электролитов от концентрации и температуры раствора определяется главным образом изменением степени диссоциации при варьировании указанных факторов, а электростатическое взаимодействие ионов имеет небольшое значение. Проводимость же разбавленных растворов сильных электролитов вследствие электростатического взаимодействия ионов, в основном зависит от концентрации электролита, а изменение степени диссоциации небольшого числа недиссо-циированных молекул вносит в значение проводимости не более как несущественную поправку. Однако и в растворах слабых электролитов нельзя пренебречь образованием ионных пар, удерживаемых электростатическими силами, хотя их число незначительно по сравнению с недиссоциированными ковалентно связанными молекулами. Эти два процесса невозможно различить по данным измерений проводимости. [c.405]

Эквивалентная электропроводность слабых и сильных. электролитов (см. рис. 119) увеличивается с разведением для слабых — вследствие возрастания степени диссоциации электролита, для сильных — в результате уменьшения B iaHMHoro притяжения Эквивалентная электропровод ность растворов сильных электроли тов с разведением достигает предела при котором она становится незави СИМОЙ от концентрапии. Такая экви валентная электропроводность называется эквивалентной электро проводностью при бесконечном разведении К,... [c.270]

В настоящее время отступление сильных электролито от классической формы закона действия масс может быть объяснено при помощи теории сильных электролитов, предложенной Дебаем и Гюккелем. Основная идея теории заключается в том, что между ионами, образующимис при электролитической диссоциации сильных электроли тов, возникают силы взаимного притяжения. Эти меж ионные силы вызывают отклонение поведения сильные электролитов от законов идеальных растворов. [c.139]

Итак, степень диссоциации слабого электролита уменьимсС.ё 1 ся, если внести в его раствор сильный электролит с одноименным ионом,л жг если сильный электролит взят в малом количестве. Если же добавить большое количество сильного электролита, то слабый электролит становится практически недиссоциированным. [c.24]

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]

Если к раствору гидроокиси аммония прилить сильный электролит, содержащий одноименные ионы, например хлорид аммония ЫН4С1, то концентрация катионов ЫН4" повысится во много раз. Вследствие этого числитель уравнения возрастет и величина дроби станет больше константы диссоциации. Нарушенное таким образом равновесие будет восстанавливаться в результате соединения ионов ЫН4 и ОН" в недиссоциированные молекулы ЫН40Н. [c.29]

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]

Сложность природы сильных электролитов потребо--вала введения понятия — кажущейся степени диссоциации, которая всегда ниже истинной. Считается, что у сильных электролитов истинная степень диссоциации равна 100%, в то время как кажущаяся степень диссоциации у них не достигает 100%. В дальнейшем под а мы будем понимать кажущуюся степень диссоциации. Если в 0,1 н. растворе а>30% — электролит сильный, если а<3% — электролит слабый, если 30% > >3%—электролит средней силы. [c.55]

НОН РЬОН" + Н КОз-+НОН- НЫОз + ОН-Г идроксид свинца - слабое основание, так как малорастворим в воде. Та его часть, которая все же растворилась, диссоциирована на ионы РЬОН и ОН. Диссоциация по второй ступени до ионов РЫ и ОН практически не происходит, т. е. химическая связь между атомами свинца и кислорода в ионе РЬОН достаточно прочна и эта частица в данных условиях устойчива. Это значит, что первое уравнение соответствует реально протекающему взаимодействию в растворе соли свинца. Его результатом является связывание ионов свинца в стабильную частицу РЬОН и появление в растворе некоторого количества протонов. Азотная кислота HNO очень сильный электролит, в растворах диссоциирует нацело. Поэтому вторая реакция необратима и идет справа налево (можно поставить знак <—). Таким образом, гидроксид-ионы в данном растворе образовываться не могут, и протоны остаются нескомпенсирован-ными. Не по заряду, т. к. раствор, по определению, электронейт-рален, какие бы процессы в нем не проходили, и суммарный заряд положительных ионов равен суммарному заряду отрицательных. Поэтому нитрат свинца в растворе гидролизован и его раствор имеет кислую среду. [c.138]

Учитывая невозможность строгой оценки степени диссоциации сильного электролита в растворе, представляется целесообразным в условие равновесия (XIV. 104) ввести величины, относящиеся не к отдельным составным частям, а к электролиту в целом. Это можно сделать исходя из того, что равновесие между недиссоции-рованным электролитом и его ионами входит как часть в общее равновесие системы, содержащей данный электролит. Для первого равновесия мы имеем то же условие (XIV. 104), которое для данного случая можно записать следующим образом [c.384]

Сол5шая кислота — сильный электролит и диссоциирует полностью. Фос(1хзрная кислота — электролит средней силы и диссоциирует ступенчато, причем диссоциация идет в основном по первой ступени и не полностью. Поэтому концентрация ионов водорода в растворе соляной кислоты больше, чем в растворе фосфорной кислоты. [c.167]

Поскольку константа устойчивости комплексного аниона Р = Ю " велика, то можно приближенно считап ь степень его диссоциации а 1, а его равновесную концентрацию — равной исходной концентрации с [[ d( N)4] ] = с = 0,100 моль/л. Равновесную концентрацию цианид-ионов можно принять равной концентрации цианида калия [СМ ] = = (K N) = 1,0 моль/л, поскольку количеством цианид-ионов, образующихся при диссоциации комплексного аниона, можно пренебречь как ничтожно малым по сравнению с их количеством, введенным в раствор с цианидом калия, который как сильный электролит диссоциирует полностью на ионы К и СЬГ. Тогда [c.214]