Константа диссоциации электропроводност

Ассоциированные электролиты, как указано выше, в растворе находятся в виде недиссоциированных молекул и лишь небольшая их часть распадается на ионы. С увеличением концентрации степень диссоциации ассоциированных электролитов уменьшается. Мольная электропроводность этих растворов определяется, в основном, изменением степени диссоциации в зависимости от концентрации. Влияние степени диссоциации на электропроводность слабых электролитов объясняется законом разбавления Оствальда, который связывает константу диссоциации Кц со степенью диссоциации а. Применительно к электролитам, состоящим из однозарядных катиона и аниона, закон разбавления Оствальда имеет вид [c.90]

Измерение электропроводности раствора электролита и расчет константы диссоциации [c.275]

Эквивалентная электропроводность степень диссоциации а и константа диссоциации Ка уксусной кислоты в водных растворах при разных разбавлениях V (л/моль) [c.411]

Измерение электропроводности чистой воды позволило определить константу диссоциации воды и чрезвычайно важное в химии ионное произведение воды [Н+] [0Н ] = при 25° (Кольрауш). [c.267]

Раствор слабой кислоты НА при 298 К и разведении 32 л имеет эквивалентную электропроводность 9,2 Ом- -см -г-экв , а при бесконечном разбавлении она равна 389 Ом -см -г-экв-. Рассчитайте концентрацию ионов водорода в этом растворе и константу диссоциации кислоты. [c.54]

Потенциальная энергия двух противоположно заряженных ионов на этом расстоянии равна 2 кТ, при этом кинетическая энергия недостаточна для преодоления взаимного притяжения ионы остаются связанными в пару, которая не участвует в электропроводности, хотя и не является настоящей молекулой. Можно подсчитать число ионов, которые находятся вокруг иона противоположного знака между критическим расстоянием д и расстоянием наибольшего сближения. Таким способом определяется число ионных пар, степень их диссоциации и константа диссоциации ионных пар по закону действия масс. Б воде при 25° С для одно-одновалентного электролита критическое расстояние невелико (( = 3,57 А), число ионных пар очень мало, имеется почти полная диссоциация. Для ионов с большими зарядами, а также в растворителях с небольшой диэлектрической проницаемостью величина д имеет большие значения, и ассоциация увеличивается. Ассоциация зависит также от радиуса ионов и растет с уменьшением этого радиуса (т. е. увеличением расстояния наибольшего сближения), Так, в растворах ЬаРе (СМ) 6 в смешанных растворителях, диэлектрическая проницаемость которых О <57, константа диссоциации ионных пар уменьшается с уменьшением О в количественном согласии с теорией. Это падение константы лежит в пределах от 10" до 10 . В растворе с /п=0,01 степень диссоциации ионных пар по мере уменьшения О изменяется от 0,3 до 0,03 число ионных пар очень велико. В водных растворах с 0 = 81 содержание ионных пар при малых концентрациях составляет доли процента. [c.416]

Опыт 2. Определение степени и константы диссоциации слабого электролита методом измерения электропроводности [c.70]

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]

Метод может быть реализован в варианте прямой кондукто-метрии или кондуктометрического титрования. Прямую кондук-тометрию используют для определения концентрации растворов сравнительно редко, поскольку регистрируемый аналитический сигнал не избирателен электропроводность раствора — величина аддитивная, определяемая наличием всех ионов в растворе. Прямые кондуктометрические измерения успешно используют, например, для оценки чистоты растворителя, определения общего солевого состава морских, речных и минеральных вод, а также для определения таких важных для аналитической химии величин, как константы диссоциации электролитов, состав и константы устойчивости комплексных соединений, растворимости малорастворимых электролитов. [c.104]

Задания. 1, Вычислить по сопротивлению объема водных растворов слабых электролитов удельную Хс и эквивалентную Хс электропроводности. 2. Вычислить степень и условную константу диссоциации слабого электролита и стандартное изменение изобарно-изотермического потенциала при диссоциации АСд. 3. Построить и объяснить зависимость степени диссоциации, удельной и эквивалентной электропроводностей от концентрации раствора. [c.110]

Определение констант диссоциации (ассоциации) на основании данных об электропроводности [c.123]

К началу XX в. теория электролитической диссоциации достигла больших успехов. На ее основе были объяснены многочисленные и разнообразные экспериментальные данные по электропроводности растворов, осмотическому давлению, температурам замерзания и другим физико-химическим свойствам растворов. Однако ряд экспериментальных данных теория объяснить не могла. Так, константа диссоциации электролита, выражаемая уравнением типа (152.4), в широком интервале концентраций изменялась. Особенно резкая концентрационная зависимость наблюдалась у водных растворов неорганических кислот, оснований и их солей (H2SO4, НС], NaOH, K l и т. п.). Разные экспериментальные методы часто приводили к неодинаковым значениям степени диссоциации электролита в одних и тех же условиях. [c.431]

Это уравнение, как и (5.2), называют законом разведения Оствальда. Измеряя Л для растворов слабого электролита различной концентрации, можно определить предельную эквивалентную электропроводность и константу диссоциации. Для этого (5.4) преобразуют в одно из уравнений [c.187]

Это дает возможность связать непосредственно константу диссоциации с электропроводностью. В табл. 46 показаны значения /(д, вычисленные из результатов измерений электропроводности для уксусной кислоты. [c.411]

Для определения константы диссоциации измеряют электрические проводимости растворов слабого электролита при убывающих концентрациях от 0,5 до 0,001 г-экв/л. Вычисляют по уравнениям (XIV. 19) и (XIV. 10) удельную и эквивалентную электропроводности, по уравнению (XIV. 17) степень диссоциации и по уравнению (XIV. 20) константу диссоциации. Предельную электропроводность [c.193]

Таким образом, определив мольную электропроводность ассоциированного электролита л и используя табличные значения мольной электропроводности при бесконечном разбавлении цо (табл. 12), можно рассчитать степень и константу диссоциации слабого [c.91]

Рассчитывают электропроводность воды, раствора и электропроводность раствора за вычетом электропроводности воды. По формуле (1) вычисляют мольную электропроводность растворов и по уравнению (12) определяют степень диссоциации а (значения цо берут из табл. 12). Затем по уравнению (13) рассчитывают константу диссоциации растворов всех концентраций и определяют среднее значение Лд. Полученное значение проверяют у преподавателя. [c.92]

Константы диссоциации электролитов в растворе определяются на основании данных об электропроводности, измерения электродвижущих сил и определения оптических свойств. Первые два метода пригодны и для определения констант ассоциации ионов. [c.123]

Запись данных опыта и расчеты. Рассчитать для каждой концентрации эквивалентную электропроводность к по уравнению (4), степень диссоциации по уравнению (5) и константу диссоциации [c.72]

Приведенные выше уравнения Фуосса и Крауса (111,48) и Шидловского (111,49) дают возможность определить константы диссоциации (ассоциации) из данных об электропроводности с хорошим приближением, когда степень диссоциации ионных пар меньше 0,01 . [c.129]

Измеряя А для растворов слабого электролита различной концентрации, можно определить предельную эквивалентную электропроводность и константу диссоциации. Для этого (5.15) преобразуют в одно из уравнений [c.156]

Допустим, необходимо определить константу диссоциации уксусной кислоты, основываясь на измерении электродвижущих сил или на измерении электропроводности. В обоих случаях определяем концентрацию аниона, катиона и молекул уксусной кислоты и находим численное значение выражения [c.19]

Сопоставить полученную удельную электропроводность воды с теоретической. Рассчитать последнюю, используя для ионов Н+ и ОН-, и константы диссоциации воды при соответствующих температурах. [c.97]

Задания. 1. Установить удельную Хс и эквивалентную Хс электропроводности растворов пикрата тетраэтиламмония в различных растворителях и при разных температурах, вычислить степень электролитической диссоциации и условную константу диссоциации. [c.112]

Возрастание электропроводности при высоких концентрациях он объясняет, не прибегая к представлениям об образовании ионных тройников. В концентрированных растворах возрастает диэлектрическая проницаемость, а это приводит к увеличению константы диссоциации ионных пар, в результате чего возрастает электропроводность. Сухотин считает, что этим путем легко объяснить малое изменение чисел переноса в области аномальной проводимости и что эти представления не противоречат данным о высокой степени ассоциации ионов, полученным на основании криоскопических исследований в средах с низкими диэлектрическими проницаемостями. [c.135]

Как вычислить константу диссоциации слабого электролита и произведение растворимости труднорастворимого электролита исходя из электропроводности раствора Как вычислить коэффициент диффузии с использованием предельных абсолютных скоростей ионов [c.113]

К слабым солям Вальден отнес такие соли, которые изменяют свой коэффициент электропроводности от растворителя к растворителю и не сохраняют высокого значения а. Вальденом было показано, что к слабым солям приложим закон действия масс и можно подсчитать константу диссоциации этих солей. Другой признак слабых солей заключается в том, что они не подчиняются уравнению Кольрауша. [c.110]

Для определения константы диссоциации слабой кислоты (уксусной, бензойной, щавелевой и т. ц.) измерить электропроводность 4—5 растворов разной концентрации при заданной температуре. Рассчитать эквивалентные электропроводности и в тичины Лс из полученных удельных электропроводностей с учетом удельной электропроводности воды. Построить график Лс — (1/Л) и вычислить константу диссоциации слабой кислоты. [c.99]

Рассмотрим методы определения констант ассоциации по данным об электропроводности. Остальные методы определения констант диссоциации будут рассмотрены ниже. [c.124]

Определение констант диссоциации в уксусной кислоте осложнено большой солевой ошибкой, связанной с низкой диэлектрической проницаемостью растворителя (см. гл. V). Возникающая ассоциация ионов приводит к аномальной электропроводности и затрудняет получение точных результатов. [c.280]

По характеру зависимости электропроводности и коэффициентов активности от концентрации, а также по величинам констант диссоциации все растворители можно разделить на три группы растворители с высокими диэлектрическими проницаемостями — выше 25, со средними — от 25 до 10 и низкими — ниже 10. [c.124]

Таким образом, каждый амфипротный растворитель приме-JiHM только для кислоты или основания вполне определенной рилы. В противном случае происходит эффект нивелирования или сольволиз. Чем меньше константа диссоциации растворителя, теМ большее число соединений можно в нем определить. С этой точки зрения лучшими растворителями для кислотноосновного титрования должны быть инертные апротонные недиссоциированные растворители первой группы. Однако эти растворители обычно очень слабо полярны, поэтому растворимость и диссоциация солей в них часто затруднена. Это приводит к незначительной электропроводности растворов и затрудняет электрометрическую индикацию точки эквивалентности. [c.342]

Представление о тройниках и теория равновесий тройников используются для объяснения аномальных кривых электропроводности. В растворах с невысокой диэлектрической проницаемостью (смеси вода — дноксан) удается путем обработки данных по электропроводности установить наличие ионных пар и Т1 С1Йников, их концентрации и константы диссоциации. Установлено наличие таких образований, как ВаС1+, А С1 , Ь1С1 , даже в водных растворах. [c.417]

Из этого соотношения можно найти ионные коэффициенты активности, отнесенные к ионной концентрации т . Для этого необходимы данные о величинах а, полученные из независимых данных, например из электропроводности. В ряде случаев константы диссоциации для сильных электролитов известны. Они известны для растворов ряда кислот, и в частности для соляной кислоты, почти во всех растворителях. Расчеты показали, что в неводных растворах, в тех случаях, когда кривая 1п у не проходит через минимум, кривые 1п Уи все же проходят через минимум. Таким образом, ассоциация является причиной неприложимости уравнения Робинсона — Стокса и отсутствия минимума на кривых (рис. 53). Это обстоятельство показано на многих примерах в работе автора с Ивановой по отношению к солям и на очень большом числе примеров в работе Александрова по отношению к соляной кислоте. [c.209]

Пользуясь значениями мольной электропроводности и концентрации с водниго раствора вещества Л, вычислить удельную электропроводность Ис, степень электролитической диссоциации йс и условную константу диссоциации Кд, с Построить и объяснить графики Цс = / (с)т, Хс = (с)т и a = f( )т. Установить стандартное изменение изобарно-изотермического потенциала А0° при диссоциации. [c.113]

Значительно сложнее определять константы диссоциации для электролитов средней силы в водных, и особенно, в неводных растворах. В этих случаях свойства электролитов зависят как от неполной диссоциации, так и от значительного отличия коэффициентов активности ионов от единицы. Для электролитов средней силы нельзя пренебречь коэффициентом актив-1Г0СТИ, и описанный выше прием экстраполяции на нулевую ионную силу уже невозможен. Тем не менее и для них можно определить константу диссоциации. Трудность заключается в том, что для правильной оценки а ъ у при определении константы диссоциации нужно знать концентрацию ионов. Если пользоваться только данными по электропроводности, то для определения величины а нужно знать также значение константы диссоциации. Получается замкнутый круг Действительно [c.126]

На основании данных об электропроводности Е. Н. Гурьянова и В. А. Плесков рассчитали константы диссоциации ряда кислот по методу Фуосса и Крауса, рассматривая равновесие в аммиаке как результат ассоциации ионов. [c.282]

С помощью этого уравнения можно вычислить константу диссоциации на основании результатов измерений электропроводности. [c.267]

По данным об электропроводности растворов Na l и К С1 в гадкритическом паре были рассчитаны константы диссоциации )тих солей [c.67]

Константы диссоциации кислот в спиртах (метиловом, этиловом, бутиловом, этилен-гликоле и др.) исследовались различными методами по электропроводности — константы изучали Гольдшмидт с сотрудниками, Хант и Бриско и др. по данным э. д. с. — Ларсен [c.275]

Такая обработка экспериментальных данных позволяет графически определять величины константы диссоциации в растворах слабых электролитов и эквивалентную электропроводность Ясс- Графическое вычисление Х ,, особенно полезно при изучении растворов полиэлектролитов, ионные проводимости которых не известны, а следовательно, невозможно рассчитать их /Сднсс- [c.271]

Свойствам кислот в основных растворителях посвящено много работ, но только в немногих из них сила кислот определена количественно. Краус и Брей, а также Смит (1927) вычислили константы диссоциации ряда мпнеральных и органических соединений в аммиаке на основании данных об электропроводности. Подсчет констант они произвели по несколько видоизмененному уравнению Оствальда, экстраполируя результаты на нулевую ионную силу. [c.282]

Хлорапил представляет собой эквимолекулярную смесь Сб(ОН)2С14 и СвС1402. С помощью этого вещества можно измерять кислотность очень кислых растворов. В воде потенциал хлоранилового электрода против каломельного равен 0,418 В. Конант и Хелл для своей цели приняли, что потенциал хлоранилового электрода против каломельного равен не 0,418, а 0,566. Они считали, что разница на 0,148 В соответствует фазовому потенциалу, который возникает на границе уксусной кислоты и водного раствора, и изменению нормального потенциала хлоранилового электрода. Но это предположение произвольно. Эта разница очень плохо оправдана. Конант и Хелл приняли ее на том основании, что в результате введения поправки константа диссоциации пиридина в уксусной кислоте равна константе диссоциации уксусной кислоты в воде. Равенство констант принято ими па основании изучения электропроводности растворов. Одпако это предположение сомнительно, [c.412]

Величина /(,. может быть найдена из измерения электропроводности растворителя. Очевидн(5, чем сильнее собственная ионизация растворителя, тем выше его кислотность. Так же, как в случае констант диссоциации, для констант автопротолиза К. обычно указываю" их логарифмы, взятые с обратным знаком, которые обозначают р/ . В табл. 19 приведены значения р/<. для некоторых растворителей. [c.234]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология