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]

Сильные электролиты. Уже в работах Д. И. Менделеева, содержащих критику гипотезы электролитической диссоциации, было установлено, что во многих случаях выводы этой гипотезы неприменимы к экспериментальным данным. Опытный материал показывал, в частности, что закон действия масс неприменим к диссоциации сильных электролитов. Дальнейшее изучение этого вопроса привело к разработке теории сильных электролитов, в основе которой лежит представление, что сильные электролиты не только в разбавленных растворах, но и в растворах значительной концентрации содержатся практически только в виде ионов. Это согласуется с рассмотренными нами в 156 представлениями о механизме образования растворов электролитов и о гидратации ионов в растворах. К тому же, при исследовании оптических и спектральных свойств таких растворов сильных электролитов не обнаружено существования в них недиссоциированных молекул в растворах же слабых электролитов недиссоциированные молекулы обнаруживаются. [c.392]

По классической теории Аррениуса при т0,01 - 0,1 степень диссоциации сильных электролитов а = 0,75- 0,95. Вычисляемые отсюда константы диссоциации резко изменяются с концентрацией, т. е. не являются константами. Степень диссоциации, вычисленная по электропроводности, существенно отличается от найденной для концентрированных электролитов по уравнению (XVI, 6). Имеются и другие факты, указывающие на то, что степень диссоциации сильных электролитов значительно выше вычисляемой по теории Аррениуса. Так, каталитическое действие ионов гидроксония (Н3О+) в сильных электролитах изменяется пропорционально общей концентрации растворенного вещества, что указывает на независимость степени диссоциации от концентрации. [c.394]

Учитывая полную диссоциацию сильных электролитов в растворах различных концентраций, на первый взгляд можно было бы ожидать, что таких растворов должна быть равной Ао. Этого, однако, не происходит, так как по мере увеличения концентрации ионов в растворе средние расстояния между ними уменьшаются, что приводит к усилению их взаимного притяжения. В результате перемещение каждого иона по объему раствора затрудняется и с увеличением концентрации эквивалентная электропроводность I. уменьшается. [c.408]

Метод Бьеррума содержит те же упрощения, что и модель Дебая— Хюккеля, в частности в отношении точных методов подсчета энергии пар ионов на малых расстояниях, когда, несомненно, большую роль играет молекулярная структура.. Тем не менее эта теория представляет значительный шаг вперед и дает удобную основу для оценки взаимодействий между ионами. Фуосс [51] рассмотрел вопрос о произвольном выбо ре критического расстояния г в и показал, что любое расстояние, на котором сила взаимодействия ионов составляет величину около 2кТ, дает аналогичные результаты. Фуосс совместно с Краусом применили описанную выше теорию к случаю диссоциации сильных электролитов в среде с меняющейся диэлектрической проницаемостью [52]. Было получено весьма хорошее совпадение теоретических расчетов и экспериментальных определений электропроводности. [c.453]

Изменения химических потенциалов компонентов раствора при изменении его состава и постоянстве давления и температуры связаны между собой уравнением Гиббса — Дюгема [см. т. I, стр. 172, уравнение (V, 12)]. Используем высказанное выше предположение о полной диссоциации сильных электролитов. В дальнейшем мы сумеем применить выводимые здесь соотношения и к слабым электролитам с учетом неполной диссоциации последних. [c.396]

Уравнения электростатической теории для коэффициента активности, а также для электропроводности выведены в предположении о полной диссоциации сильных электролитов. Пользуясь основными исходными положениями электростатической теории, можно ввести представление об ионных парах, которые в некоторых отношениях подобны недиссоциированным молекулам. Эти представления впервые были развиты В. К. Семенченко (1922) и независимо от него разработаны Бренстедом (1926). [c.416]

Диссоциация сильных электролитов равна 100% (или почти 100%), так что концентрации ионов можно считать равными молярности рассматриваемого вещества, умноженной на соответствующее значение 2. Благодаря полной диссоциации сильных электролитов ионная сила их растворов быстро растет с увеличением концентрации. Поэтому активность ионов можно считать равной их концентрации лишь в предельно разбавленных растворах. [c.460]

Как уже говорилось, в растворах сильных электролитов на состояние равновесия оказывают существенное влияние силы электростатического взаимодействия заряженных частиц. Этим в значительной степени объясняется невозможность применения без дополнительных условий и поправок закона действия масс к равновесию диссоциации сильных электролитов. [c.108]

Для предельно разбавленных растворов,тде отсутствуют силы взаимодействия ионов из-за их отдаленности друг от друга, а = с, т. е. у = 1. Величину у часто рассматривают как кажущуюся степень диссоциации сильных электролитов. [c.252]

Многие аномалии в свойствах растворов связаны с полной диссоциацией сильных электролитов. Зависимость электропроводности, осмотического давления и других свойств растворов сильных электролитов от концентрации объясняется главным образом действием межи- [c.431]

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]

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]

Теория электролитической диссоциации не могла объяснить и солевой эффект. Представления о полной диссоциации сильных электролитов потребовали нового теоретического подхода к объяснению зависимости электропроводности от концентрации и других физикохимических свойств растворов электролитов. С наибольшей полнотой это было отражено теорией Дебая и Хюккеля. [c.438]

Если при диссоциации сильного электролита в соответствии с уравнением (VII, 1) рассматривать катионы и анионы как самостоятельные составные части раствора с концентрацией +т и v m, то вместо (VII, 3) можно написать [c.245]

Незначительная диссоциация сильных электролитов в растворителях с низкими значениями ДП приводит к особенностям Е их поведении, которые подробно исследованы на примере уксусной кислоты. Реакцию очень сильной кислоты 5Н с растворителем ЬН можно записать следующим образом [c.345]

Нужно помнить, что вовсе не характеризует истинной степени диссоциации истинная степень диссоциации сильных электролитов всегда близка к единице. [c.72]

В растворах сильных электролитов наблюдаются значительные отклонения от закона разведения Оствальда. Сначала это считалось аномалией. Однако изучение вопроса показало, что причиной отклонений является полная диссоциация сильных электролитов. В растворах не слишком высоких концентраций сильные электролиты содержатся только в виде ионов. Таким образом, растворы сильных электролитов характеризуются значительно более высокой концентрацией ионов, чем растворы слабых электролитов, и как результат этого — меньшими расстояниями между ионами и более сильным взаимодействием между ними. [c.149]

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]

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]

Опыт I. Определение кажущейся степени диссоциации сильных электролитов методом криоскопии [c.68]

Как уже говорилось, в растворах сильных электролитов на состояние равновесия оказывают существенное влияние силы электростатического взаимодействия заряженных частиц. Этим в значительной степени объясняется невозможность применения без дополнительных условий и поправок закона действия масс к равновесию диссоциации сильных электролитов. Применительно к рас-створам слабых электролитов можно говорить о равновесии между ионами и реально существующими недиссоциированными молекулами. Отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита называется степенью диссоциации слабого электролита и обозначается символом а. В растворах слабых электролитов концентрация ионов сравнительно мала, что дает основание пренебречь силами их электростатического взаимодействия и принять, что свойства электролитов определяются только равновесием диссоциации, которая в этом случае полностью подчиняется закону действия масс. [c.25]

Осмотические явления. Степень диссоциации сильных электролитов в водных растворах определяли из результатов измерений точек замерзания и кипения, величин осмотического давления и давления пара растворителя. [c.161]

Молекулы сильных электролитов даже в концентрированных растворах диссоциированы полностью. Однако при опытном определении степень диссоциации всегда оказывается меньше 100%. Это объясняется проявлением электростатического притяжения между ионами, вследствие чего активность их уменьшается и создается видимость неполной диссоциации. Поэтому при вычислении степени диссоциации сильных электролитов говорят не об истинной, а о кажущейся степени диссоциации вещества в растворе. [c.84]

Однако падение степени диссоциации объясняется не образованием молекул, а увеличением тормозящего действия ионной атмосферы. В связи с этим, определяемое по электрической проводимости (или другими методами) значение степени диссоциации сильных электролитов называется кажущейся степенью диссоциации. [c.240]

Состояние сильных электролитов в растворах. Сильные электролиты не только в разбавленных растворах, но и в растворах значительной концентрации практически полностью диссоциированы на ионы, т.е. а=1. Поэтому в растворах сильных электролитов вследствие большого числа ионов усиливается электростатическое взаимодействие ионов. Каждый гидратированный ион окружен роем противоположно заряженных гидратированных ионов, образующих в соответствии с теорией Дебая — Хюккеля (1923) ионную атмосферу , которая препятствует движению ионов. С увеличением концентрации раствора усиливается тормозящее действие ионной атмосферы на ионы. Электростатическое взаимодействие в значительной степени зависит также от величины зарядов и радиусов ионов, диэлектрической проницаемости среды. Поэтому определяемая на опыте степень диссоциации сильных электролитов не отражает истинной картины распада электролита на ионы. Она получила название кажущейся степени диссоциации. [c.211]

Степень диссоциации сильного электролита. Методы криоскопии и эбулиоскопии, как основанные на числе частиц в растворе, позволяют определить кажущуюся степень диссоциации сильного электролита. [c.157]

Величину 7 часто рассматривают как кажущуюся степень диссоциации сильных электролитов. Активность ионов, так же как и концентрация, выражается в г-ион1л и является как бы их эффективной концентрацией. [c.181]

Современная количественная теория растворов сильных электролитов, получившая название электростатической, была предложена в 1923 г. П. Дебаем и Э. Гюккелем. Она основана на представлении о полной диссоциации сильных электролитов с учетом двух факторов [c.164]

К числу убедительных доказательств полной диссоциации сильных электролитов относятся следующие. [c.131]

Несмотря на неопровержимые факты, доказывающие полную диссоциацию сильных электролитов, эффективная (активная) концентрация их растворов часто оказывается ниже общей (аналитической) концентрации. Для объяснения указанного факта потребовался новый теоретический подход к изучению свойств сильных электролитов. Такой подход был предложен Дебаем и Хюккелем. [c.132]

Сильные электролиты практически полностью находятся в диссоциированном состоянии, однако определяемая экспериментально их степень диссоциации оказывается существенно ниже 100% (85—70%), хотя электролит находится в ионном состоянии. Поэтому степень диссоциации сильного электролита— кажущаяся. [c.158]

Данные по спектрам поглощения растворов солей показали, что молярные коэффициенты поглощения при разных длинах волн, рассчитываемые как DJ , не изменяются в широкой области концентраций электролита фх —оптическая плотность при длине волны X, с—концентрация раствора исследуемого электролита). Этот факт не мог быть объяснен теорией электролитической диссоциации Аррениуса, поскольку с уменьшением концентрации электролита должно было происходить увеличение степени диссоциации и, следовательно, изменение спектров поглощения. Полная диссоциация сильного электролита объясняла постоянство молярных коэффициентов поглощения, поскольку при всех концентрациях раствора светопоглощающими частицами оставались одни и те же ионы. Аналогичный характер имеет концентрационная зависимость вращения плоскости поляризации и ряда других свойств растворов сильных электролитов. Теория электролитической диссоциации не может объяснить постоянство теплот нейтрализации хлорной, соляной и других сильных кислот гидроксидами щелочных металлов. Однако это можно объяснить полной диссоциацией реагентов при всех концентрациях и протеканием реакции нейтрализации как взаимодействия ионов Н+ и ОН" по схеме Н+ + ОН = НгО. [c.438]

В приведенном выше примере определения степени диссоциации такого сильного электролита, как NaOH, было получено значение а, равное 82%. Вычисленное значение степени диссоциации сильного электролита может показаться неожиданным, так как согласно современным представлениям сильные электролиты в водных растворах полностью диссоциированы на ионы. Тот факт, что по экспериментальным данным степень диссоциации сильных электролитов всегда оказывается меньше 100%, объясняется электростатическим взаимодействием между ионами. Вследствие этого активность ионов уменьшается, и все свойства растворов, зависящие от концентрации ионов, проявляются так, как если бы она была меньше, чем их образуется при полной диссоциации электролита. [c.284]

Вследствие образования ионной атмосферы к процессу диссоциации сильных электролитов нельзя применять закон действия масс, так как в выражение константы равновесия входят концентрации свободных ионов, которых в реальных растворах нет. [c.287]

Однако падение стененн диссоциации объясняется на обра ю-ваннем молекул, а увеличенном тормозящего действия ионной атмосферы. В связи с этим, определяемое по электропроводности (или другими методами) значение степени диссоциации сильных электролитов 11а <ываетея кажущейся степенью диссо-ц и а и и и. [c.241]

Как известно, величина электрической проводимости сильных электролитов далеко не соответствует полной диссоциации их молекул на ионы. Однако при оптических и спектральных исследованиях растворов сильных электролитов в них ие обнаруживается характерных свойств молекул, что отличает эти растворы от растворов слабых электролитов, в которых можно обнаружить недиссоциированные молекулы. Рентгенографическое исследование кристаллов СИЛЫ1ЫХ электролитов, например КС1 и Na l, показало, что эти электролиты даже в твердом агрегатном состоянии пе содержат молекул и имеют ионные кристаллические решетки. Однако если принять, что диссоциация сильных электролитов осуществляется полностью, и этим ограничиться, то совершенно необъяснимы будут другие явления. Например, экспериментально определяемые величины понижения температуры замерзания и повышения температуры кипения оказываются у сильных электролитов меньше, чем следовало бы ожидать при полной диссоциации молекул на ионы. Таким образом, теория электролитической диссоциации полностью не объяснила все свойства растворов. [c.114]

Связь между удельной электрической проводимостью и концентрацией дает уравнение (9.4). Степень диссоциации сильного электролита в разбавленном растворе равна единице, эквивалентная элек- [c.72]

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]

Какой смысл вкладывается в понятие степени диссоциации сильного электролита (например, в растворе Na l а= = 80%). [c.192]

Поэтому определяемая обычными методами степень диссоциации сильных электролитов является лишь кажущейся. При разбавлении раствора сильного электролита водой кажущаяся степень диссоциации возрастает не потому, что происходит увеличение степени диссоциации молекул (условно записываемых в виде формульных единиц, например NaOH), а вследствие уменьшения среднего расстояния между ионами благодаря электростатическому и другим взаимодействиям между противоположно заряженными ионами. [c.284]

Учитывая полную диссоциацию сильных электролитов в растворах любых концентраций, можно было бы ожидать, что их электропроводность (молярная) при любых разбавлениях должна быть равна электропроводности при бесконечном разбавлении раствора. Однако этого не наблюдается. Электропроводность уменьшается с ростом концентрации электролита, что может означать усиление взаимодействия между ионами. Вследствие того что число ионов в объеме раствора, содержащем 1 моль электролита, постоянно, концентрационная зависимость электропроводности сильных электролитов может быть объяснена изменением скорости движения ионов между электродами. Чем сильнее ионы взаимодействуют друг с другом и с молекулами растворителя, тем меньще скорость их перемещения. Это по-раз-ному сказывается на скоростях прямой и обратной реакций электролитической диссоциации, и в результате константа равновесия изменяется в зависимости от концентрации ионов диссоциирующего электролита и присутствия посторонних ионов. [c.285]

Значения степени диссоциации одного и того же сильного электролита могут различаться при разных методах ее определения, поэтому константы диссоциации, вычисленные из степени диссоциации, зависят как от концентрации электролита, так и от метода измерения а. Таким образом, константы диссоциации сильных электролитов не являются постоянными. В то же время нет никаких экспериментальных указаний на наличие в растворе сильного электролита молекул типа Na l, NaaS04, и т.п., хотя по значениям степени диссоциации концентрация должна быть вполне достаточной для их обнаружения. Все эти проблемы разрешает теория сильных электролитов. [c.285]