Константа диссоциации И коэффициент активности слабой

Для концентрационного элемента, составленного из металла А в растворах электролита В с концентрациями nti и моль/1000 г, рассчитайте ЭДС при 298 К. Активность вычислите по среднему коэффициенту активности, взятому из справочника [М.], или (для разбавленных растворов) по ионной силе. Для элемента, составленного из водородного электрода в растворе электролита С с концентрацией uig моль/1000 и и каломельного полуэлемента с концентрацией КС1 моль/1000 г, вычислите ЭДС и pH раствора, содержащего электролит С. Диффузионную ЭДС не учитывайте. При 298 К стандартный потенциал каломельного электрода (о ,,- = 1) равен 0,2812 В, а ионное произведение воды 1,008 10 . Константы диссоциации слабых электролитов найдите в справочнике [М.]. [c.334]

В чем сущность теории электролитической диссоциации 2. Что такое кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации 3. Что такое степень электролитической диссоциации От каких факторов она зависит 4. Что такое константа электролитической диссоциации От каких факторов она-зависит Как ее увеличить . Как уменьшить 05. Чем обусловливается сила электролитов 6. Как формулируется и математически выражается закон разбавления Оствальда ф7. Что называется активностью ионов, молекул, коэффициентом активности, ионной силой раствора 8. Что называется произведением растворимости Примеры. От каких факторов оно зависит ф9. Как влияет введение в раствор одноименного иона на смещение ионного равновесия ф10. Можно ли к сильным электролитам применить закон действующих масс фИ. При каких условиях реакция между электролитами протекает до конца 12. Составьте молекулярные и ионные уравнения образования малорастворимых веществ ВаСг04, АдзРОд, СаСОз, Си(0Н)2, Ре(ОН)з. ф13. Вычислите константу диссоциации одноосновной слабой кислоты, если степень диссоциации ее в 0,1 н. растворе равна 1, 32% И. Вычислите степень диссоциации муравьиной кислоты (НСООН) в 0,5 н. растворе, если известно что концентрация ионов Н+ в нем равняется 0,1 моль/я. 15. Рассчитайте для сероводородной кислоты константу диссоциа- [c.99]

Потенциометрия представляет собой метод определения концентраций веществ, а также различных физико-химических величин, основанный на измерении потенциалов электродов. Измерение электродных потенциалов и нахождение зависимости между ними и концентрацией (активностью) определяемых компонентов позволяет установить не только концентрацию (активность) ионов, но и ряд других характеристик константы диссоциации слабых электролитов и константы устойчивости комплексных соединений, произведения растворимости малорастворимых осадков, стандартные и формальные электродные потенциалы, окислительно-вос-становительные потенциалы, стехиометрические коэффициенты в химических реакциях, число электронов, участвующих в потенциа-лопределяющей стадии и т.д. По величине потенциала индикаторного электрода можно оценить также глубину протекания и направление окислительно-восстановительных реакций между реагирующими веществами. [c.171]

В этой главе мы рассмотрим, как зависит электродвижущая сила (з. д. с.) цепей с переносом и без переноса от свойств растворителя, концентрации и свойств растворенного электролита. Мы уже касались этих вопросов во второй главе при рассмотрении методов определения единых нулевых коэффициентов активности То и концентрационных коэффициентов активности т - Величина электродвижущей силы тесно связана с состоянием - электролитов в растворах. Поэтому измерения э. д. с. широко применяются при исследовании многих свойств сильных и особенно слабых электролитов при определении констант диссоциации, констант гидролиза, ионного произведения среды, буферной емкости и т. д. Большое значение имеет измерение э. д. с. для определения pH. В тесной связи с изучением электродвижущих сил находятся вопросы стандартизации pH в водных и особенно в неводных растворах. Широкое применение имеег измерение электродвижущих сил в аналитической химии цpJ потенциометрическом и полярографическом анализе и т, д. [c.702]

Если в растворе слабого электролита присутствует сильный электролит, то коэффициенты активности ионов слабого электролита будут меньше 1, и. константа диссоциации остается постоянной лишь при замене концентраций активностями. [c.147]

Непостоянство констант диссоциации, которое наблюдалось у многих слабых электролитов уже в области умеренных концентраций, также связано с проявлением этих взаимодействий и, в частности, сил межионного взаимодействия, не предусмотренного и неучитываемого классической теорией электролитической диссоциации. С увеличением концентрации электролита количество ионов в растворе увеличивается и интенсивность их взаимодействия между собой и с растворителем возрастает, что вызывает изменение константы диссоциации и ряда других эффектов (эффекты неидеальности). Отклонения от идеальности количественно учитывают с помощью коэффициентов активности у (см. с. 365). Поэтому классическую константу диссоциации слабого электролита [см. уравнение (152.4)] следует заменить на истинную термодинамическую константу диссоциации К°, выраженную через активности участников процесса [c.432]

Способность растворов электролитов проводить электрический ток зависит от подвижности ионов. Изучение этого явления позволяет получить информацию о многих важных свойствах раствора (о величинах степени диссоциации и константы диссоциации слабых электролитов, активности и коэффициента активности сильных электролитов) и определить изотонический коэффициент. Различия в подвижностях ионов используются для контроля за протеканием различных процессов. [c.181]

Исследуя химические реакции, катализируемые слабыми кислотами, С. Аррениус обнаружил усиление каталитического эффекта при добавлении в раствор нейтральных солей, не содержащих одноименных с кислотой анионов. Это явление называется первичным солевым эффектом. В то же время он наблюдал, что добавление соли слабой кислоты, подавляющее диссоциацию и снижающее концентрацию ионов водорода, уменьшает скорость каталитического процесса существенно меньше, чем следовало из закона действия масс (вторичный солевой эффект). Для истолкования вторичного солевого эффекта предполагают, что каталитической активностью обладают не только ионы водорода (или гидроксила), но и анионы, молекулы недиссоциированных кислот (или оснований) и молекулы воды. Первичный солевой эффект был объяснен Я- Брёнстедом и Н. Бьеррумом. Используя уравнение Дебая — Гюккеля для коэффициента активности, они показали, что логарифм константы скорости к реакции между двумя ионами линейно зависит от корня квадратного из ионной силы раствора [c.85]

Изложенная теория Дебая — Хюккеля относится к сильным электролитам. Аминокислоты — слабые электролиты. Однако при больших ионных силах коэффициенты активности аминокислот отличны от единицы и на опыте определяют не рК, а эффективные константы диссоциации [c.65]

При значительных ионных силах может происходить изменение коэффициента активности также и нейтральных молекул, что молсет соответственно отразиться на величине константы скорости реакции. Для растворов слабых электролитов влияние ионной силы на скорость реакции вследствие изменения степени диссоциации реагирующих веществ и связанного с этим изменения концентрации участвующих в реакции ионов называется вторичным солевым эффектом. [c.268]

Это уравнение можно использовать для вычисления константы диссоциации и коэффициента активности у слабой кислоты в растворах солей. [c.484]

Из сказанного можно также заключить, что понятия о силе кислоты и кислотности принципиально отличаются друг от друга. В то время как сила кислоты в любом растворителе обусловливается ее константой диссоциации, кислотность определяется активностью ионов лиония, связанной с основностью данного растворителя, их концентрацией и их концентрационными и едиными коэффициентами активности. Например, слабая в воде кислота в среде основного растворителя становится сильной, но ее неводный раствор может быть менее кислым, чем в воде, [c.421]

Второй эффект Вина легко понять, если вспомнить, что при нормальном равновесии слабого электролита (СА = С + А") ионы окружены ионной атмосферой, содержащей избыток ионов противоположного знака. Под действием сильного поля ионная атмосфера разрушается и равновесие сдвигается вправо следовательно, с увеличением напряженности поля степень диссоциации возрастает. Кроме того, при расчете константы усиленной диссоциации слабого электролита в отсутствие ионных атмосфер коэффициенты активности ионов можно принять равными единице тем самым устраняется еще одна неопределенность, фигурирующая в измерениях р/(. [c.270]

В растворе НСЮ коэффициенты активности практически равны 1, а активности и концентрации численно равны. Поэтому для растворов слабых кислот в выражения констант диссоциации можно вместо активностей записать концентрации. [c.170]

При любом точном определении констант диссоциации слабых элек-. тролитов с помощью измерений электропроводности необходимо учитывать зависимость коэффициентов активности и подвижностей от концентрации. Это было сделано впервые Шерриллом и Нойесом [41], а также Мак-Инне--сом (42а) Они вычислили К для разбавленных растворов, применив предельный закон Дебая и Гюккеля для г/ и определив степень диссоциации следующим образом [c.202]

Количественными характеристиками равновесного состояния примесей, относящихся к четвертой группе,в растворе является степень их диссоциации и константа диссоциации. Обычно электролиты, диссоциирующие в 0,1 н. растворах на 30% и более, называют сильными, а электролиты, степень диссоциации которых не превышает 3%,— слабыми. В случае сильных электролитов (к ним могут быть отнесены все растворенные в природной воде соли) в связи с отклонениями свойств их растворов от идеальных, для которых создана классическая теория электролитической диссоциации, при вычислении констант диссоциации необходимо использовать активности или умножать аналитические определяемые концентрации ионов на соответствующие коэффициенты активности. [c.60]

Для точных расчетов pH буферных растворов можно рекомендовать введение коэффициентов активностей, так как константы диссоциации слабых кислот, как правило, термодинамические. [c.165]

Следует заметить, что метод электродвижущих сил приложим для определения коэффициентов активности как сильных, так и слабых неполностью диссоциированных электролитов, у которых константы диссоциации могут быть заметно меньше единицы. Кроме того, работами последних лет показано, что ионы типичных сильных электролитов находятся в равновесии с ионными ассоциатами. Константы этих равновесий могут быть больше или меньше единицы. [c.93]

Когда можно принять уху 1 и когда степень диссоциации найдена из измерений электропроводности Л а = —j, где Л° — эквивалентная электропроводность при бесконечном разбавлении, то(10.77 ) может служить для вычисления коэффициента активности ионов. В достаточно разбавленных растворах слабых электролитов коэффициент активности ионов мало отличается от единицы. Так, например, тщательные измерения растворов уксусной кислоты в воде показали, что при возрастании с от 3. 10 до 3 10 , т. е. в 1000 раз, константа Ка в (10.77 ) изменяется (для 25° С) не более чем на 2% и у-ь отклоняется от единицы (в сторону уменьшения) тоже не более чем на 2—3%. [c.361]

Другой группой электролитов в средах с высокой диэлектрической проницаемостью, например в воде, являются слабые электролиты. В этих случаях коэффициенты активности ионов близки к единице, и ими в первом приближении можно пренебречь. Действительно, для электролита с константой порядка 10 степень диссоциации /с, например, в [c.153]

Свойства разбавленных растворов. Законы Вант-Гоффа и Рауля.Электролиты и неэлектролиты. Сильные и слабые электролиты. Электролитическая диссоциация. Теории Аррениуса и Каблукова. Ионные уравнения и состояние подвижного равновесия в растворах электролитов. Смещение ионного равновесия. Условия необратимости ионных реакций. Степень диссоциации. Константа электролитической диссоциации. Закок] разбавления Оствальда. Понятие об ионной силе растворов и о коэффициенте активности. [c.66]

Количественно исследуя зависимость между константами диссоциации слабых кислот и оснований и их каталитическим действием в реакции с глюкозой, Бренстед описал кинетическое действие соли, как эффект, наложенный на главный каталитический эффект в кислотном катализе или в катализе основаниями. Бренстед считал, что солевой эффект вызывается изменениями среды, в которой происходит реакция, и связан линейной зависимостью с концентрацией, Если компонерггы реакции А и В в соответствующей среде обладают коэффициентами активности /а и /в и концентрациями С а и Св, то согласно Брен- стеду [68] скорость реакции не такая, какпринятосчитатьвклассическойтеории [c.224]

Благодаря отсутствию диффузионного потенциала цёпп без переноса широко применяются для определения многих свойств растворов электролитов. Во второй главе и частично в пятой и шестой главах мы ул е подробно рассмотрели применение цепей без переноса для оценки свойств сильных электролитов— концентрационных коэффициентов активности 7 и единых нулевых коэффициентов активности Уо. Кроме того, цепи без переноса широко применяются для определения свойств слабых электролитов. С их помощью определяются константы диссоциации кислот, оснований и солей, ионное произведение среды и т. д. [c.741]

Если в ряду слабых оснований (или кислот) определяются константы диссоциации в водном растворе, то в конце концов достигается точка, в которой доля диссоциированного основания BH+/ B (индикаторное отношение) становится настолько малой, что оказывается за пределами возможностей измерения в любом умеренно разбавленном растворе минеральной кислоты (основания). В более концентрированной кислоте (основании) для расчета коэффициентов активности ионов уже нельзя пользоваться уравнениями (1.57) — (1.59). Нельзя также ожидать, что будут симметричными отношения коэффициентов активности, как это было в разд. 5.Б. Влияние солей на коэффициенты активности неэлектролитов также может быть ощутимым. Поскольку не всегда можно измерить коэффициент активности основания и сопряженной кислоты в сильнокислом растворе, единственная оставшаяся возможность состоит в применении нетермодинамического метода. Этот подход действительно оказался весьма плодотворным. [c.99]

Другой группой электролитов в средах с высокой диэлектрической проницаемостью, например в воде, являются слабые электролиты. В этих случаях коэффициенты активности ионов близки к единице, и ими в первом приближении можно пренебречь. Действительно, для электролита с константой порядка 10 степень диссоциации а нанример, в 0,1 н. растворе составляет величину 10 2, а концентрация ионов 10 при такой концентрации иопов их коэффициенты активности очень близки к единице. В этих случаях в первом приближении константы диссоциации могут быть подсчитаны по уравнению Оствальда [c.125]

Значения стандартного потенциала, выбранные Скетчардом и Гуггенгеймом, считались вполне логичными, так как приводили к индивидуальным коэффициентам активности, соответствующим условию Мак-Иннеса. Развивая эту идею Кон, Хейрот и Менкин [18] решили выбрать значение Е + Ед, которое согласовывалось бы с известной константой диссоциации слабой кислоты. Анализируя данные по э.д.с. для буферных растворов СНзСООН и СНзСООНа, эти авторы показали зависимость величины —IgA [c.69]

Поведение полностью диссоциированных электролитов в сильно разбавленных растворах должно подчиняться уравнению Дебая —Хюккеля и уравнению Онзагера (см.). Многие соли в воде ведут себя в соответствии с этими уравнениями, однако некоторые одно-однозарядные и одно-двух-зарядные соли и большинство многозарядных солей проявляют необычно низкие мольную электропроводность и активность. Такие отклонения можно объяснить ассоциацией катионов с анионами, что приводит к образованию ионных пар. Уравнение, описываюш ее равновесие между свободными ионами и ионными парами, можно сформулировать так же, как и для слабых электролитов Ко = ТкТа /(1—а), где и 7 — коэффициенты активности катиона и аниона, а — доля электролита, присутствуюш.его в виде свободных ионов, и /(о— константа диссоциации. Используется также константа ассоциации или константа устойчивости Ка, обратная величине Ко, т. е. р/Сл=—р/Со. Необходимо учитывать, что ионные пары могут также нести заряд, например + 2СГ РЬС1 + СГ, и тогда [c.52]

При применении уравнения (1.209) [т.е. (1.202) или (1.2056)] для установления корреляции эффекта среды на константы диссоциации слабых оснований в отличие от такого же использования Н возникают два неясных момента Во-первых, с помощью Я (ArNH ) были найдены корреляции скоростей кислотно-катализируемых реакций для очень большого числа структурно разнообразных слабоосновных субстратов, включая многие кислородные и углеродные основания. В свете теперь уже надежно установленной индивидуальности функций HQ для различных азотистых оснований (разд. 5.В) можно ожидать, что многие из этих оснований будут в действительности очень плохо следовать функции Я0(АгЖ2). Эту трудность можно обойти в принципе, вводя функции HQ с помощью индикаторов, подобных по структуре исследуемому субстрату. К данному моменту, по-видимому, это сделано только для гидролиза амидов [368]. Другую неоднозначность обойти невозможно. В уравнениях (1.202) и (1.205) коэффициент активности у компенсируется не у +, а у +. В переходном [c.160]