Электролитическая диссоциация сильных электролитов

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]

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]

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

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]

Из табл. 8.2 видно, что уравнение процесса электролитической диссоциации сильного электролита записывается с указанием его практической необратимости приводится лишь одна стрелка —>, направленная от молекулярной формы электролита к его ионам. Электролитическая диссоциация электролитов средней силы и слабых записывается с указанием ее обратимости используются две, противоположно направленные, стрелки. [c.237]

Условились разделять электролиты по степени электролитической диссоциации на сильные, слабые и средней силы. 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 щелочноземельных металлов, а также галогениды, перхлораты и нитраты некоторых з элементов Минеральные кислоты и щелочи являются сильными электролитами только в разбавленных растворах. Все эти электролиты— соединения с ионной (соли, щелочи) или кова- [c.73]

Активность ионов можно считать равной их концентрации лишь в сильно разбавленных растворах. В этих случаях и степень электролитической диссоциации сильного электролита близка к 1. [c.47]

В настоящее время отступление сильных электролитов от классической формы закона действия масс может быть объяснено при помощи теории сильных электролитов, предложенной Дебаем и Гюккелем. Основная идея этой теории заключается в том, что между ионами, образующимися при электролитической диссоциации сильных электролитов, возникают силы взаимного притяжения. Эти межионные силы вызывают отклонение поведения сильных электролитов от законов идеальных растворов. [c.53]

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]

Значения констант электролитической диссоциации сильных электролитов для разных концентраций различны. Например, для 3 2 0,1 и 0,01 и. рйстворов хлорида калия (при 18 °С) константы электролитической диссоциации соответственно равны 4,31 3,52 2,34 0,536 0,152. Напротив, константы электролитической [c.39]

Электролитическая диссоциация сильных электролитов, так же как и диссоциация слабых электролитов, увеличивается по мере их разбавления. Так, например, [c.137]

Константы электролитической диссоциации слабых электролитов постоянны и практически независимы от концентрации водного раствора. Так, например, константа диссоциации уксусной кислоты при комнатной температуре для 1 0,1 и 0,01 н. водных растворов равна 1,82-10-5. Константы электролитической диссоциации сильных электролитов в значительной степени зависят от концентрации водного раствора. Так, например, константы диссоциации КС1 при данной температуре для 3 2 1 0,1 0,01 н. растворов соответственно равны 4,31 3,52 2,34 0,536 0,152. [c.52]

Электролиты. Электролиты, растворенные в воде, более или менее диссоциированы на ионы (теория Сванте Аррениуса), и диссоциированная часть одной грамм-молекулы называется степенью электролитической диссоциации. Различают сильные и слабые электролиты. Согласно современным взглядам на электролитическую диссоциацию, сильные электролиты в водных растворах полностью ионизированы. между тем как в растворах слабых электролитов фисутствуют недиссоциированные молекулы. Различие между двумя группами не очень резкое, существуют многочисленные промежуточные случаи. Соляная кислота, напрнмер, рассматривается как сильный электролит, хотя в 1-н. растворе присутствуют недиссоциированные молекулы. Однако концентрация этих молекул по сравнению с концентрацией ионов так мала, что кислота на самом деле может быть рассматриваема как полностью ионизированная. Соли щелочных и целочноземельных металлов, гидроокиси щелочных металлов, различные неорганические кислоты, как хлорная кислота, галогенные кислоты, азотная кислота относятся к сильным электролитам. Органические кислоты и основания являются слабыми электролитами, хотя при одинаковых условиях степени их диссоциации значительно отличаются (см. гл. 1, п. 5). [c.7]

Согласно классической теории электролитической диссоциации сильные электролиты отличаются от слабых более высокой степенью ионизации. Однако по мере накопления экспериментальных данных становилось все более ясным, что различие свойств растворов сильных и слабых электролитов не может быть сведено только к различной степени ионизации находящихся в растворе электролитов — оно гораздо глубже. [c.27]

Например, константа электролитической диссоциации сильного электролита типа И зАп з после замены равновесных концентраций активностями ионов будет иметь следующий вид [c.62]

Межионное взаимодействие, а также сольватация ионов уменьшают не только абсолютную скорость их движения, но и осмотическое давление растворов, величину понижения давления пара над ними и т. д. Создается впечатление, что в растворе находится меньше ионов, чем на самом деле. Поэтому величина а является не истинной, а кажущейся степенью электролитической диссоциации сильного электролита. [c.144]

Электролитическая диссоциация сильных электролитов, так же как и диссоциация слабых электролитов, увеличивается по мере их разбавления. Так, 0,1 н. раствор НС1 диссоциирован на 91%. а концентрированный (35%-ный) только на 13,6%. Концентрированная (62%-ная) азотная кислота диссоциирована на 9,6%, а ее [c.115]

Несмотря на то, что полная ионизация протекает достаточно часто, полная электролитическая диссоциация (сильные электролиты) наблюдается значительно реже. Абсолютно подавляющее большинство изученных электролитных неводных растворов образовано слабыми электролитами, реже—электролитами средней силы. (Подробнее о закономерностях, определяющих силу электролитов, см. в гл. IX). [c.114]

С точки зрения современной теории электролитической диссоциации сильные электролиты всегда диссоциированы полностью (а-=1). Находимая опытным путем величина а должна рассматриваться, как кажущаяся степень диссоциации. Для слабых электролитов остается в силе трактовка, приведенная выше. [c.78]

Рассмотрим вопрос о солеобразных комплексных соединениях в водных растворах на примере фторалюмината натрия. Первая ступень растворения имеет характер обычной электролитической диссоциации сильного электролита [c.272]

Электролитическая диссоциация сильных электролитов, также как и диссоциация слабых электролитов увеличивается по мере их разбавления. Так, например, 0,1 н. раствор НС1 диссоциирован на 91%, а концентрированный (35%-ный) только на 13,6%. Концентрированная (62%-ная) азотная кислота диссоциирована на 9,6%, а ее 0,1 н. раствор—на 92%. Концентрированная серная кислота (95%-ная) диссоциирована на 1%, а 0,1 н. раствор H2SO4 диссоциирован на 58% и т. д. [c.117]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология