Растворы слабых электролитов Диссоциация слабых электролитов

Определите pH 0,01 М раствора NH4OH. Вычислите Яон- и ан+. Покажите, что NH4OH — слабый электролит. Вычислите константу диссоциации. Гидроксид аммония является слабым электролитом и диссоциирует по уравнению [c.230]

Для концентрационного элемента, составленного из металла А в растворах электролита В с концентрациями nti и моль/1000 г, рассчитайте ЭДС при 298 К. Активность вычислите по среднему коэффициенту активности, взятому из справочника [М.], или (для разбавленных растворов) по ионной силе. Для элемента, составленного из водородного электрода в растворе электролита С с концентрацией uig моль/1000 и и каломельного полуэлемента с концентрацией КС1 моль/1000 г, вычислите ЭДС и pH раствора, содержащего электролит С. Диффузионную ЭДС не учитывайте. При 298 К стандартный потенциал каломельного электрода (о ,,- = 1) равен 0,2812 В, а ионное произведение воды 1,008 10 . Константы диссоциации слабых электролитов найдите в справочнике [М.]. [c.334]

Определение степени и константы диссоциации слабого электролита. В теории электролитической диссоциации принято, что эквивалентная электропроводность при данном разбавлении % пропорциональна степени диссоциации электролита в этом растворе к = ка, где к — коэффициент пропорциональности, зависящий от природы электролита. При бесконечном разбавлении раствора электролит полностью распадается на ионы (а = 1). Поэтому Я-оо = /са = к. Следовательно, коэффициент пропорциональности к представляет собой эквивалентную электропроводность данного электролита при бесконечном разведении, откуда [c.227]

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]

Уравнение (3.5) выражает зависимость степени диссоциации от концентрации раствора. Если электролит очень слабый, а <с1. Следовате.) ьно, величиной а в знаменателе можно пренебречь и уравнение (3.5) примет вид [c.86]

Образование комплексных ионов можно рассматривать как обратимую химическую реакцию. В растворе комплексного соединения наряду с комплексными ионами имеется некоторое число ионов, из которых образовался комплекс. Поэтому комплексные ионы в растворе можно рассматривать как слабый электролит и применять к ним законы действия масс и ионного равновесия. Например, уравнение реакции, выражающее процесс диссоциации комплексного иона [Ре(СЫ)бР можно записать как уравнение обратимой реакции [c.63]

Скорость движения частицы зависит от ее заряда, напряженности электрического поля, вязкости среды, ионной силы раствора. Если электрофорезу подвергается слабый электролит, то он перемещается в виде сплошной зоны, скорость перемещения которой пропорциональна Класс электролита. Благодаря этому возможно разделение электролитов, если отношение их констант диссоциации <% [c.231]

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]

Электропроводность раствора H I в метиловом спирте почти в 4 раза меньше, чем в воде, что трудно объяснить уменьшением скорости движения ионов. Низкая электропроводность в неводных средах определяется в основном малой степенью диссоциации веществ в этих растворителях. Так, если хлористый водород в водном растворе диссоциирован полностью, то в спир-то шм растворе степень его диссоциации гораздо меньше единицы, а в бензоле он образует совсем слабый электролит. [c.439]

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]

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]

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 пользовании формулами (П.З), (П.4) и (11-5) необходимо учитывать, что они приводят к удовлетворительным результатам только в тех случаях, когда электролит разбавлен до известного предела. В сильно разбавленных растворах слабых электролитов степень диссоциации а может достигнуть такого значения, пренебрежение которым приведет к большой погрешности в вычислениях. В этих случаях нельзя принимать, что [c.27]

Г. Сделайте вывод о поведении фосфорной кислоты в водном растворе (сильный, слабый электролит). Рассчитайте энтальпии последовательной диссоциации фосфорной кислоты. [c.301]

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]

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

Константа диссоциации слабого электролита не зависит от концентрации раствора и при постоянной температуре может служить мерой силы электролита. Чем меньше значение константы, тем слабее электролит. [c.96]

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]

Соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты. Соли этого типа гидролизу не подвергаются, так как при их взаимодействии с водой слабый электролит образоваться не может. Вследствие этого равновесие диссоциации воды не нарушается, поэтому в растворах таких солей среда остается нейтральной (pH 7,0). [c.118]

Решение. Муравьиная кислота как слабый электролит в водном растворе подвергается электролитической диссоциации [c.141]

Методы криоскопии и эбуллиоскопии позволяют определять степень диссоциации раствора слабого электролита. При растворении электролита в растворителе электролит диссоциирует на ионы, и число частиц в растворе больше, чем в случае растворения неэлектролита. Это обусловливает рост At и At [c.156]

Допустим, что в растворе имеется слабый электролит, образующий при диссоциации два иоиа, например уксусная кислота [c.273]

Слабые электролиты не подчиняются обоим законам, так как оп.и в растворе иеслол ка диссоциировэны. При нейтрализации к постоянной теплоте реакции Н -г+-ОН = НгО прибавляются разные для каждого случая теплоты лиссоциации исходных кислоты, и основания и теплоты воссоединения. номов в соль (если последняя тоже представляет собой слабый электролит). При смешении растворов солей, представляющих собой слабые электролиты, аналогичные тепловые эффекты саязаны с изменением степеней диссоциации. [c.283]

Равновесие химических ьч( цип (54). Электролитическая диссоциация (55). Теория сильных э.пскит.-ттов. Активность (58). Равновесие в растворах слабых электроли <и (66). Теория кислот и оснований (69). Амфотерные соединения i,72) [c.364]

Оксалат уранила в водном растворе представляет собой крайне слабый электролит. Константа кислотности, отвечающая диссоциации оксалата по последней схеме, равна Таким образом, оксалат уралила [c.361]

Сггльные и слабые электролиты. Свойстга растворов слабых электрол,.тоз. По способности к диссоциации электролиты разделяются на сильные и слабые. [c.368]

Концентрация водородных ионов определяет pH среды и характеризует кислотнощелочные свойства природных растворов (среды миграции). Вода - слабый электролит, диссоциирующий на ионы Н" и ОН" при любых температурах, однако, обычно степень диссоциации очень мала. При температуре 22° С в 1 литре дистиллированной воды содержится 10 молей ионов водорода и столько же ионов гидроксила. Содержание ионов Н" определяет меру кислотности воды. В щелочных водах [Н"]<10 , а в кислых [Н"]>10 . Для удобства обозначения принято степень кислотности-щелочности среды характеризовать не концентрацией водородных ионов (10 , 10 ", 10 " и т.д.), а показателем pH, представляющим собой отрицательный логарифм концентрации ионов Н", выраженным в граммах на литр. [c.15]

Число иоиов в электролите можно определить из аналитической коицентрацни электролита, так как ои считается полностью диссоциировапным (а=1). Теорию Д< бая и Гюккеля поэтому иногда называют теорией полной диссоциации. Однако ее можно применять и в тех случаях, когда а . Действительно, определив нз гштенсивностн светопоглощения степень дпссоцпац[1н раствора слабого электролита, можно найти истинную коицеитрацию его ионов, а затем по уравнению (3.57) н сред игй коэффициент активности. [c.89]

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]

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]

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]

Определите pH 0,1 М раствора уксусной кислоты. Сравните с величиной pH 0,1 М раствора НС1 или HNO3. Можно ли сделать вывод о силе уксусной кислоты Если окажется, что уксусная кислота—слабый электролит, рассчитайте (оцените) значение константы диссоциации. [c.165]

Каждый слабый электролит в растворе имеет свою константу диссоциации. Для процесса А Хр рч= Хводн [c.228]

Константа диссоциации PbS04 равна 2 104 т. е. соль эта может рассматриваться как слабый электролит. При медленном охлаждении горячего насыщенного (лучше — слегка подкисленного) раствора РЬЬ соль эта выделяется в виде очень красивых золотых листочков. Интересным свойством иодистого свинца является его светочувствительность во влажном воздухе он постепенно разлагается на свету с образованием РЬО и Ь. [c.638]

Смещение равновесия диссоциации слабых электролитов. Если в раствор, содержащий плохо диссоциирующий или слабый электролит, ввести другой электролит, имеющий с первым общий ион, то степень диссоциации первоначально взятого электролита становится еще меньще. [c.202]