Константа диссоциации зависимость от температуры

Рис. V-18. Зависимость констант диссоциации от температуры.

Рис. 60. Зависимость константы диссоциации воды от температуры t ( С)

Влияние температуры на степень диссоциации электролита можно описать точными и строгими термодинамическими соотношениями. При данной концентрации электролита степень его диссоциации связана с константой диссоциации уравнением (152.7). Температурная зависимость констант диссоциации выражается уравнением изобары реакции (77.2). Нередко температурная зависимость констант диссоциации выражается кривой с максимумом. Так, например, константа диссоциации муравьиной кислоты максимальна при 24,4°С, уксусной — при 22,5°С и т. д. При температуре, соответствующей максимуму этой кривой, тепловой эффект диссоциации становится равным нулю. [c.437]

Рис.4.3. Зависимость температуры кипення и констант диссоциации от удельного коэффициента поглощения для замещенных нитрофенолов

Определите температуру, при которой диссоциация муравьиной кислоты в водном растворе максимальна. Уравнение зависимости константы диссоциации НСООН от температуры имеет вид [c.302]

Степень электролитической диссоциации так же, как и константа диссоциации, зависит от природы компонентов раствора, его концентрации и температуры. Для бинарного слабого (а <0,05) электролита типа КА существует зависимость, названная законом разбавления Оствальда [c.153]

Зависимость константы диссоциации от температуры описывается уравнением [c.278]

По зависимости константы диссоциации от температуры рассчитывают для растворов слабых электролитов ряд термодинамических функций. Максимально полезная работа процесса диссоциации, протекающего обратимо и изотермически, может б >пъ рассчитана по [c.271]

Зависимость констант диссоциации от температуры часто бывает немонотонной. Во многих случаях с ростом температуры константы диссоциации сначала возрастают, а затем уменьшаются. Тепловой эффект диссоциации кислот неодинаков, поэтому изменение констант диссоциации с температурой у разных кислот имеет разный характер и сила кислот, характеризуемая величиной рК, с температурой изменяется неодинаково. Нередко одна кислота более сильная, чем другая при 25°С, становится менее сильной, например, при 70°С. Это показывает относительный [c.61]

Рис. 59. Зависимость константы диссоциации К некоторых слабых электролитов в водных растворах от температуры i (X)

Точные измерения показывают, что даже такая слабая кислота, как уксусная, не сохраняет постоянным значение Кс при изменении концентрации. Классической теорией трудно объяснить зависимость константы диссоциации от температуры. Согласно теории увеличение температуры должно приводить к возрастанию Кс, поскольку в основе теории лежит представление о том, что ионы в растворах ведут себя аналогично газам. Между тем кривая зависимости Кс от температуры, например для случая уксусной кислоты, проходит через максимум. [c.290]

Те же исследователи изучали ход термической диссоциации азотнокислого серебра в зависимости от величины зерен. И тут оказалось, что константа диссоциации и температура диссоциации разные для разных образцов, если последние состоят из зерен разных размеров. [c.542]

По этим уравнениям [11] построены графики зависимости констант диссоциации от температуры (рис. IV. 3.17 и IV. 3.18). [c.380]

Для реакции диссоциации муравьиной кислоты (НСООН)ад = = Н+ + НС(Х) дана зависимость константы диссоциации от температуры [c.300]

Харнед и Оуэн рассчитали термодинамические свойства слабых электролитов, основываясь на следующем уравнении зависимости константы диссоциации от температуры [c.460]

Из рис. 18 следует, что между константой диссоциации и температурой Т имеется зависимость [c.32]

Зависимость константы диссоциации от температуры. Как [c.448]

По зависимости константы диссоциации от температуры можно рассчитать для слабого электролита ряд термодинамических функций. Так, максимально полезная работа реакции диссоциации, протекающей обратимо и изотермически, может быть рассчитана по уравнению [c.310]

В табл. 17-4 приведены значения стандартной свободной энергии для реакции диссоциации SO3 при различных температурах, вычисленные по экспериментальным данным о константе диссоциации. По мере повышения температуры стандартное изменение свободной энергии для рассматриваемой реакции становится все более отрицательным, а константа равновесия возрастает, и для установления равновесия реакция должна все более смешаться вправо. Приведенные в этой таблице данные позволяют определить теплоту и энтропию реакции. Для того чтобы понять, как это делается, разделим левую и правую части уравнения (17-13) на Т, при этом получится соотношение AG°/T = АН°/Т — AS°, называемое уравнением Гиббса-Гельмгольца. Если воспользоваться этим уравнением и построить график зависимости величины AG°/T от 1/7 то тангенс угла наклона графика к оси абсцисс в каждой точке графика дает значение АН° при соответствуюшей температуре. [c.110]

Зависимость константы диссоциации от температуры в соо1ветствии с распределением Максвелла может быть представлена в виде [c.360]

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]

Почти все точные данные о зависимости констант диссоциации от температуры были получены путем измерения электродвижунщх сил элементов без жидкостных соединений, содержащих слабые электролиты. Кроме того, все имеющиеся в настоящее время точные значения констант диссоциации для растворов в смесях воды с неводиыми растворителями в широком интервале температур были получены также путем измерения электродвижущих сил элементов без жидкостных соединений. В настоящей главе будут рассмотрены основы этого метода и его применение к определению констант диссоциации воды, слабых кислот п амфолитов в воде и в водных растворах солей, а также в смесях воды с органическими растворителями. Будут описаны методы определения зависимости констант диссоциации от температуры и рассмотрены таблицы термодинамических величин, связанных с реакциями диссоциации. [c.449]

Харнед и Хиккей определили этим методом для уксусной кислоты в растворах хлористого натрия при температурах 0 — 40°. Они нашли, что зависимость константы диссоциации от температуры можно выразить слег дующим соотношением [c.485]

Гэрни [66а] выдвинул теорию для объяснения зависимости констант диссоциации от температуры, причем Боген [666] придал этой теории форму, более удобную для обработки экспериментальных результатов. Прежде всего рассмотрим два типа реакций диссоциации [c.490]

Константа диссоциации слабой кислоты НА = Н+ + + А в зависимости от температуры >1зменяется в соответствии со следующим уравнением [c.307]

При более тщательном рассмотрении экспериментальных данных обнаруживается, что в каждом случае при повышении температуры константа диссоциации сначала возрастает, а затем уменьшается. Эта закономерность имеет общий характер. Хар-нед и Эмбри [24] показали, что зависимость константы диссоциации от температуры может быть представлена следующим общим уравнением [c.448]

По данным зависимости константы диссоциации Kz иона HSO4 от температуры вычислите AG°, АН°, Д5°, АС°р реакции при 298 Ks [c.211]

Вычислите энтропию реакции диссоцизции Д5днсо при 298 К и энтропию иона НСОО , если энтропия НСООН в разбавленном водном растворе S(н ooн)aq = 163,8 Дж/моль, а зависимость константы диссоциации муравьиной кислоты от температуры выражается уравнением [c.215]

Зависимость константы диссоциации масляной кислоты С3Н7СООН от температуры выражается уравнением [c.55]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология