Диссоциация электролитическая кажущаяся

Таблица 16. Степень электролитической диссоциации электролитов в 0,1 экв/л растворе при 18 °С (для сильных электролитов — кажущаяся)

Для более глубокого понимания теории электролитической диссоциации особое внимание необходимо обратить на тот факт, что значение степени электролитической диссоциации сильных электролитов, оцененное на основании результатов физико-химических измерений, является, напротив, заниженным (особенно для растворов средней и высокой концентраций). Так, наиболее распространенным методом измерения степени диссоциации сильных электролитов является метод, основанный на сопоставлении электрической проводимости данного раствора и бесконечно разбавленного раствора того же вещества. Значение этой величины всегда оказывается меньше единицы и носит название кажущейся степени диссоциации — [c.71]

Несмотря на кажущуюся ясность понятий кислота п основание в свете положений теории электролитической диссоциации, вопрос о точном определении этих понятий возник в первой четверти текущего столетия в результате установления новых экспериментальных фактов. Так, при электрометрическом титровании соляной кислоты ацетатом натрия была получена кривая,, аналогичная кривой нейтрализации кислоты основанием. Еще в-1908 г. А. Лепворт (1872—1941) в Манчестере, основываясь на экспериментальном определении влияния воды на скорость этери-фикации в спиртовых растворах (в присутствии соляной кислоты как катализатора), высказал предположение, что кислоты служат донорами водородных ионов (теперь говорят — протонов), основания являются акцепторами водородных ионов. Позднее , в 1923 г. Т. М. Лаури (1874—1936), профессор химии в Кэмбридже, и одновременно с ним и независимо Иоганн Николаус Брён-стед (1879—1947) и Нильс Бьеррум (1879—1958) в Копенгагене расширили эти представления. Наиболее полно теория кислот ш оснований была развита И. Бренстедом, согласно которой кислотами следует считать различные молекулы или ионы, способные отдавать протон (доноры протонов), а основаниями следует-считать частицы, способные присоединять протоны (акцепторы-протонов). [c.247]

Опыт 1. Определение кажущейся степени электролитической диссоциации сильного электролита криоскопическим методом. Работа проводится в приборе, описанном в работе 16 (см. рис. 46). [c.117]

Что понимается под кажущейся степенью электролитической диссоциации, коэффициентом активности [c.74]

По своей природе все электролиты условно можно разделить на три группы сильные, средней силы и слабые электролиты. Отнесение электролита к той или иной группе основано на экспериментально определяемом по электропроводности его 0,1 н раствора при 25 °С значении степени электролитической диссоциации. Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют практически полностью. Истинная степень их диссоциации близка к 1 (100%), хотя экспериментально наблюдаемая (кажущаяся) находится в пределах от 30% и выше (см. разд. 8.6). Электролиты средней силы диссоциируют частично, они имеют степень электролитической диссоциации от 3% до 30%. Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном, в недиссоциированном состоянии (в молекулярной форме) для них а < 3%. В табл. 8.2 приведены примеры электролитов различной силы и даны примеры записи уравнений их диссоциации. [c.236]

Удельная электрическая проводимость с-молярного раствора вещества В равна V- Рассчитайте кажущуюся степень электролитической диссоциации этого вещества в указанных условиях. [c.206]

По данным, приведенным в [2, табл. 62], рассчитайте кажущуюся степень электролитической диссоциации КС1 в с-мо-лярном водном растворе при Г С. [c.207]

Криоскопический метод определения массы моля в растворах электролитов приводит не к истинной массе моля, а к меньи1ей по величине кажущейся массе моля Mj. Так, если в растворе находится п молекул электролита и степень электролитической диссоциации его равна а, то число молекул, распавшихся на ионы, будет па, а число нераспав-шихся молекул будет [c.17]

Так как сильные электролиты в растворах практически полностью диссоциированы на ионы, то пренебрегать взаимодействием между ионами нельзя. Электростатическое взаимодействие в сильной степени зависит от зарядов ионов, концентрации электролита, диэлектрической проницаемости среды и ряда других факторов. С уменьшением заряда ионов и концентрации электролита это взаимодействие ослабевает. В этом же направлении действует увеличение диэлектрической проницаемости. Следует отметить, что увеличение электростатического взаимодействия между ионами за счет повышения концентрации электролитов приводит к кажущемуся уменьшению степени электролитической диссоциации сильного электролита. Сказанное подтверждается рядом экспери- [c.228]

С точки зрения современной теории электролитической диссоциации, концентрации- свободных ионов в действительности должны рассматриваться как эффективные концентрации, а а как кажущаяся (находимая опытным путем) степень ионизации. [c.196]

Определение кажущейся степени электролитической диссоциации повторите 3 раза. [c.117]

Серная кислота — сильная кислота кажущаяся степень электролитической диссоциации ее 0,1 н. раствора составляет 58%. Следует различать разбавленную и концентрированную кислоту. В разбавленной серной кислоте окислителем является ион Н . При взаимодействии с восстановителями (металлами, расположенными в ряду напряжений до водорода) он восстанавливается) до газообразного водорода по реакции, например [c.286]

Математически теория сильных электролитов очень сложна. Для исследований и расчетов, не требующих большой точности, можно применить аппарат теории электролитической диссоциации по Аррениусу, принимая вместо коэффициента активности кажущуюся степень диссоциации [c.196]

Отношение Я в данном растворе к дает нам возможность наиболее точно определить степень электролитической диссоциации а, а для сильных электролитов — коэффициент активности, или кажущуюся степень диссоциации [c.199]

Используем аппарат теории электролитической диссоциации для растворов сильных электролитов, применяя понятие кажущейся степени диссоциации. [c.202]

По теории электролитической диссоциации произведение растворимости (или ионное произведение) не зависит от концентрации ионов, участвующих в равновесии растворимости, а тем более от концентрации посторонних веществ. Это заключение подтверждается и используется в различных областях химии. Однако справедливость его ограничивается некоторым условием. Постоянство произведения растворимости наблюдается только в растворах слабых электролитов. Если же трудно растворимое соединение растворять не в чистой воде, а в растворе сильного электролита, обнаруживаются повышенные значения растворимости. По мере повышения концентрации постороннего сильного электролита, никак химически не взаимодействующего с данным трудно растворимым соединением, растворимость последнего растет. Возрастание величины произведения растворимости не поддается не только расчету, но даже качественному объяснению с точки зрения теории электролитической диссоциации. Теория сильных электролитов объяснила это возрастание величины произведения растворимости оно было обозначено термином кажущееся возрастание , так как само понятие произведения растворимости предложено определять несколько иначе, чем принято в теории электролитической диссоциации. [c.78]

Кажущимся противоречием этому положению является величина электропроводности растворов Сильных электролитов, которая на опыте оказывается меньшей, чем это соответствует полной электролитической диссоциации данного электролита. Между тем известно, что чем больше ионов в растворе, тем больше, при прочих равных условиях, электропроводность раствора. Тот факт, что электропроводность растворов сильных электролитов соответствует меньшему числу ионов, чем их имеется при полной диссоциации, объясняется не соединением части ионов в недиссоциированные молекулы, а изменением скорости движения ионов вследствие оказываемого ими взаимного влияния (электростатическое притяжение или отталкивание ионов). [c.34]

Сильные электролиты даже в разбавлённых растворах не ведут себя как растворы идеальные. Величина степени диссоциации таких электролитов, определенная различными способами, оказывается различной, при этом расхождения в данных больше, чем это могло бы быть вызвано погрешностями опыта. Для сильных электролитов степень диссоциации представляет кажущуюся величину. Теория электролитической диссоциации Аррениуса для сильных электролитов оказалась неприменимой. [c.239]

Считаип, что все сильные электролиты независимо от концентрации их растворов диссоциированы практически нацело. Кажущимся противоречием этому положению является то, что электрическая проводимость растворов сильных электролитов на практике оказывается меньше той, которая должна быть в случае полной электролитической диссоциации данного электролита. Это объясняется тем, что в растворах сильных электролитов с увеличением концентрации раствора расстояние между ионами уменьшается, а потому электростатическое притяжение между разноименно заряженными ионами возрастает. [c.40]

Таким образом, изотонический коэффициент i прямо связан с числом ионов Z и степенью электролитической диссоциации а. Если электролит сильный, диссоциация идет до конца, то а=1 и / = 2. (В сильных электролитах аэфф< 1 за счет образования ионных пар. Это кажущаяся или эффективная степень диссоциации, которую определяют экспериментально / [c.112]

Растворы. Классификация растворов. Растворитель и растворенное вещество. Общие свойства истинных растворов. Насыщенный, пересыщенный и ненасыщенный раствор. Способы выражения состава раствора (массовая доля вещества в растворе, молярная концентрация, нормальная концентрация). Физическая теория растворов Я. Вант-Гоффа и С. Аррениуса. Химическая теория растворов Д. И. Менделеева. Сольваты, гидраты, кристаллогидраты, кристаллизационная вода. Растворение веществ как физико-химический процесс. Тепловой эффект процесса растворения. Растворимость веществ. Факторы, влияющие на растворимость веществ. Электролиты и неэлектролиты. Теория электролитической диссоциации С. Аррениуса. Степень электролитической диссоциации. Зависимость степени диссоциации от природы электролита, природы растворителя, концентрации и температуры раствора. Кажущаяся степень диссоциации сильных электролитов. Константа электролитической диссоциации. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Ионно-молекулярные уравнения реакций. Гидролиз солей. Факторы, влияющие на процесс гидролиза. Степень и константа гидролиза. [c.5]

На первый взгляд проявляется кажущееся противоречие во влиянии концентрации на положение равновесия и степень диссоциации при увеличении концентрации Сдв, с одной стороны, положение равновесия смещается в направлении образования продуктов (электролитическая диссоциация усиливается), а с другой стороны — степень диссоциации уменьшается. Это противоречие объясняется следующим образом. При внесении в раствор дополнительного количества вещества АВ протекает диссоциация некоторого дополнительного числа молекул АВ (вследствие чего положение равновесия сдвигается вправо при постоянстве величины Кд), однако диссоциируют не все дополнительно введенные молекулы АВ. Поэтому число продиссоциировап-ных молекул АВ возрастает в меньшей мере, чем общее их число в растворе и отношение этих чисел, т. е. степень диссоциации а, уменьшается по сравнению со значением а в более разбавленном растворе. Именно это и утверждает закон разбавления Оствальда. [c.256]

Все соли и основания по Аррениусу являются сильными электролитами, процесс их электролитической диссоциации в разбавлеииом водном растворе необратим и поэтому применение закона действующих масс к этому процессу невозможно. В концентрированных растворах сильных электролитов из-за большой концентрации ионов и их взаимного притяжения кажущаяся степень диссоциации, определенная экспериментально, как правило, не равна I (100 %). [c.258]

Из кривой потенциометрического титрования можно определить константу электролитической диссоциации титруемой кислоты, так как в той точке кривой, где нейтрализована половина кислоты, [Ш] будет численно равна константе [15]. Потенциометрическая кривая рис. 3 показывает, что pH 3,43, откуда константа равна 3,71 10 . Казалось бы, что это определение противоречит ранее полученным значениям константы электролитическо11 диссоциации НаЗ, адсорбированного на АзаЗз-золе. Однако малая величина константы, полученная из кривой потенциометрического титрования, легко объясняется [13] следующим образом. Возьмем раствор кислоты настолько слабый, чтобы концентрация Н+-ионов в нем была численно меньше величины его константы. Очевидно, при при-ливании щелочи [Н ] еще уменьшится, и когда будет нейтрализована половина кислоты, она будет меньше величины константы электролитической диссоциации данной кислоты. Мы получим кажущуюся константу, значение которой меньше истинной. Чтобы получить истинную константу кислоты, необходимо, чтобы концентрация ее была достаточно велика, если же условие не соблюдено, то мы получим лишь величину, меньше которой константа быть не может. Вероятно, в случае титрования АзгЗз-золя мы как раз имеем дело с подобным случаем. Несколько необычная форма кривой — значительная площадка в начале титрова- [c.37]

Межионные силы оказывают влияние не только на электролитическую проводимость и осмотическое давление, но также и на другие свойства веществ, зависящие от концентрации ионов, например, на потенциалы разряжения и собственные потенциалы, и вообще на все кажущиеся и эффективные концентрации, в которых вещество принимает участие в равновесноц процессе растворения. Кажущиеся концентрации, которые соответствуют равновесному состоянию процесса растворения, как уже ранее указывалось, называются активностями. Точно так же как активности неэлектролитов, активности ионов по >iepe разбавления растворов становятся равными их истинным концентрациям. Однако даже в довольно разбавленных растворах сильных электролитов (с =0,001 молъ л) еще очень значительны отклонения активностей ионов от истинных концентраций. Напротив, для сильных электролитов истин-лые концентрации ионов только очень незначительно отклоняются от тех значений, которые получаются из аналитических концентраций с учетом их полной диссоциации. Практически сильные электролиты можно рассматривать (прежде всего в разбавленных растворах с < 0,1 моль л) как полностью диссоциированные. [c.91]

Некоторым возражением против теории электролитической диссоциации казалось следующее. Если в водном растворе, например, поваренной соли Na l, допустить самостоятельное существование частиц натрия и хлора, то возникает иногда такой вопрос почему этот натрий не разлагает с щипением воду и почему растворы поваренной соли ее имеют запаха, тогда как хлор обладает резким запахом Кажущееся противоречие объясняется тем, что в водных растворах Na I нет металлического натрия и газа хлора оба эти вещества находятся в состоянии ионов, несущих определенные электрические заряды. Электрический заряд ионов придает им особые свойства. В частности, ион натрия Na, находясь в воде, не разлагает ее, ион 1 бесцветен и не обладает запахом. [c.149]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (1996) -- [ c.123 ]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (0) -- [ c.123 ]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (1985) -- [ c.123 ]

Общая химия в формулах, определениях, схемах (0) -- [ c.123 ]

Курс аналитической химии Издание 2 (1968) -- [ c.52 ]

Курс аналитической химии Издание 4 (1977) -- [ c.19 ]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология