Константа диссоциации процесса диссоциации ионной пар

Изменение энергии Гиббса для процесса диссоциации аммиаката меди по первой ступени [Си(NHз)4] + 3= [Си(ЫНз)з] + + NHз равно 12,21 кДж. Определите первую константу нестойкости этого иона. [c.94]

Сильные и слабые электролиты. Электролитическая диссоциация. Константа диссоциации. Степень диссоциации. Ионные уравнения реакций. Свойства кислот, оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации Аррениуса. Гидролиз солей. Электролиз водных растворов и расплавов солей. Процессы, протекающие у катода и анода. [c.501]

ПОТЕНЦИОМЕТРИЯ—метод определения различных физико-химических величин, основанный на измерении э. д. с. обратимых гальванических элементов. П. широко применяется в аналитическо " химии для определения концентрации веществ в растворах, активности ионов, констант диссоциации слабых кислот и оснований, констант устойчивости комплексных соединений, произведения растворимости и др. Благодаря П. по многих случаях можно беспрерывно контролировать производство и автоматизировать многочисленные производственные процессы. [c.202]

Титрование смеси кислот или оснований. Дифференцированное титрование смеси сильных кислот или щелочей в водной среде невозможно по понятной причине концентрация водородных ионов в каждый момент титрования соответствует суммарному содержанию всех кислот или щелочей в растворе, С другой стороны, при титровании раствором щелочи можно определить сильную кислоту в присутствии слабой с точностью, зависящей от константы диссоциации слабой кислоты (А р д). Так, чтобы выяснить, какова должна быть величина для обеспечения заданной точности определения сильной кислоты, необходимо проследить за изменением pH в процессе титрования, пользуясь следующими расчетными формулами [c.68]

Диссоциация молекул на ионы — обратимый процесс и контролируется он вторым законом термодинамики, т. е. его можно рассматривать как разновидность химического равновесия. Поэтому для более полной характеристики электролитической диссоциации введена так называемая константа диссоциации /Сд, которая 204 [c.204]

Хотя константы диссоциации четвертичных аммониевых соединений в дихлорметане и хлороформе имеют порядок 10 —10 их влиянием в часто используемых разбавленных растворах нельзя пренебрегать. Желательно, чтобы в органической фазе происходила ассоциация ионных пар, так как этот процесс способствует экстракции. Поэтому более концентрированные растворы обладают преимуществом. Если анион вводится в систему частично в виде неорганической соли NaX, то высокая концентрация и избыток ЫаХ в водной фазе увеличивают экстракцию [Q+X ] в органическую фазу. В то же время возможная ассоциация ионов неорганической соли в водной фазе в больщинстве случаев не оказывает неблагоприятного действия на процесс в целом. [c.22]

Диссоциация слабых электролитов подчиняется закону действующих масс и может быть количественно охарактеризована константой равновесия. Классическим примером слабого электролита может служить уксусная кислота в разбавленном водном растворе. В таком растворе устанавливается равновесие диссоциации СНзСООН СНзСОО + Н . Количественно этот процесс характеризуется степенью диссоциации и константой диссоциации. Степенью электролитической диссоциации а называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул [c.430]

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]

Процесс распада комплексных ионов в растворе протекает многоступенчато, с последовательным отщеплением лигандов. Например, процесс диссоциации иона аммиаката меди [Си(МНз)4] происходит по четырем ступеням, соответствующим отрыву одной, двух, трех и четырех молекул аммиака, причем константы диссоциации этих процессов равны К = 7,2 10-3 Кд = 1,3 10- КТ = 3, 2- 10- Кд= 7,1 10-=. [c.251]

Для многоосновных кислот экстраполяционная функция усложняется вследствие наличия ступенчатой диссоциации и присутствия многовалентных ионов, но это практически не имеет значения в тех случаях, когда отношения констант нескольких процессов диссоциации превышают 10 или 10 . Для иллюстрации хода вычислений [27] ниже будет определена константа второй ступени диссоциации фосфорной кислоты. Для определения этой константы применялся следующий элемент [c.466]

Прямое измерение энтальпии этого процесса связано с некоторыми трудностями, обусловленными в основном небольшой степенью гидролиза карбонатов щелочных металлов, тогда как определение энтальпии обратного процесса — нейтрализации кислой соли — легко осуществимо. Определив энтальпию такого процесса Q , легко найти искомую величину энтальпии гидролиза карбонатов щелочных металлов (на 1 моль соли), используя константу диссоциации угольной кислоты по второй ступени К2, ионное произведение воды Л НгО и степень гидролиза аг [c.73]

Как константа равновесия Кд зависит от температуры, и о ее изменении с температурой можно судить по тепловым эффектам растворения вещества. При повышении температуры вследствие увеличения энергии поступательного движения всех молекул в растворе можно ожидать усиления процесса диссоциации однако сольватные оболочки ионов становятся менее прочными, что способствует протеканию обратного процесса — ассоциации. Поэтому зависимость /Сд от температуры является сложной и приходит через максимум при определенной температуре. Так, значение /(д уксусной кислоты принимает максимальное значение (1,76-10 ) при 23° С. [c.238]

В условиях химического анализа раствор часто содержит смесь сильной и слабой кислоты или сильного и слабого основания. Рассчитаем концентрацию ионов водорода и ацетат-ионов в растворе О,ЮМ Ha OONa в присутствии 0,05М НС . Через л обозначим концентрацию ионов водорода, появившихся в растворе в результате диссоциации уксусной кислоты. Концентрация СНаСОО - ионов за счет этого процесса также будет равна х. Однако в этом растворе имеется 0,05 М НС , диссоциированная нацело, поэтому равновесная концентрация ионов водорода в растворе будет равна л + 0,05, а недиссоциированных молекул уксусной кислоты 0,1—X. Подставляем равновесные концентрации в уравнение константы диссоциации уксусной кислоты [c.45]

В процессе диссоциации многоосновных кислот образуются многозарядные ионы, которые сильно притягивают к себе ионы Н. Поэтому константы третьей и тем более четвертой и пятой стадий диссоциации кислоты очень малы, а следовательно, очень мала концентрация многозарядных ионов в растворе. Это [c.134]

Каково соотношение между общей константой нестойкости и константами, характеризующими отдельные стадии процесса диссоциации комплексного иона - [c.91]

В растворах с лабых электролитов можно говорить о равновесии между ионами п реально существующими недиссоциированными молекулами. В таких растворах концентрации ионов сравнительно малы, что дает основание пренебречь силами их электростатического взаимодействия и принять, что свойства растворов слабых электролитов определяются только равновесием диссоциации, которое в этом случае полностью подчиняется закону действия масс. Константа протекающего при этом равновесного процесс называется константой диссоциации электролита и представляет собой отношение произведения концентраций ионов в растворе слабого электролита к концентрации его недиссоциированной части. [c.108]

Может ли протекать самопроизвольно процесс диссоциации комплексного иона [Со (NHз)6] по первой ступени в стандартных условиях [Со (ЫНз)б] 5= [СО (ЫНз)5] -NHз, если константа нестойкости [Со (NHз)6] по первой ступени равна 4-10- [c.94]

Если теперь каждую из констант сопряженных процессов диссоциации ионитов представить через величины, характеризующие энергию взаимодействия ионов и молекул с растворителем (изменение изобарного потенциала), как это было сделано раньше по отношению к растворимым кислотам, то можно установить, как будет зависеть константа ионного обмена /Собм> а следовательно, и селективность от свойств ионита и растворителя. [c.408]

Аминокислоты, пептиды и другие амфотерные соединения диссоциированной форме в водных растворах находятся исключительно в виде амфотерных ионов. Заряд этих ионов может меняться в зависимости от pH среды. Соответствующие соотнощения приведены в табл. 5.2. В виде цвиттер-ионов, т. е. ионов с зарядами обоих знаков, аминокислоты существуют только в нейтральной среде. В кислой среде подавляется диссоциация карбоксильной группы и аминокислота ведет себя как катион, а в щелочной среде исключается протонированне с образованием аммониевой группы и цвиттер-ион превращается в анион. Степень диссоциации определяется константами диссоциации р/С] и зависимость этих величин от pH выражается уравнениями Хендерсона-Хассельбальха. Величина р/С — эта pH, при котором соответствующая группа диссоциирована на 50%. Изоэлектрическая точка р/ представляет собой среднее арифметическое констант диссоциации. Если рассматривать процесс как чисто ионный обмен, то степень связывания аминокислоты с катионитом в кислой среде определяется величиной р/Сь степень связывания аминокислот на анионитах в щелочной среде определяется соответствующими величинами р/Сг-Эта теоретическая зависимость нарушается другими сорбционными процессами, обусловленными взаимодействием боковых цепей аминокислот или пептидов с матрицей ионита. Аналогичная зависимость наблюдается при диссоциации и сорбции компонентов нуклеиновых кислот. Более подробно диссоциация сорбция амфотерных ионов на ионитах обсуждаются в работе [122]. [c.241]

Константа первой ступени диссоциации Н2СО3 при 298 К составляет 4,4-10 , а константа диссоциации иона НСОГ — 4,8Х Х10 ". Процесс образования угольной кислоты из ионов будет также многоступенчатым и обратным процессу диссоциации сначала будет образовываться ион НСОз" и лишь затем молекулы Н2СО3. [c.171]

Предположение о связанных состояниях влечет за собой определенные выводы о температурной зависимости масс-спектра. Именно в этом случае предположение о равенстве всех факторов Франка — Кондона (раздел 1.2) наиболее обосновано и, следовательно, энергия термического возбуяедения исходной молекулы оказывается перенесенной на ионизованную молекулу. Тогда из формулы (1.1) непосредственно следует увеличение констант всех процессов диссоциации и, следовательно, уменьшение выхода молекулярного иона. [c.7]

Можно привести множество примеров хорошей корреляции констант ассоциации ионов с 1/е [115—119], и во всех случаях авторам не приходилось прибегать к учету Впред вблизи иона. Некоторые отклонения от линейной зависимости можно не принимать во внимание, так как попытки скоррелировать эти данные, выпадающие из линейной зависимости, не привели к существенному изменению представлений о влиянии диэлектрических свойств среды на процесс диссоциации ионных пар. [c.123]

В случае диссоциации комплексных частиц константу диссоциации называют константой нестойкости комплекса (Кн), которую используют как характеристику устойчивости любой комплексной частицы в растворе независимо от того, какие лиганды она отщепляет. Так, для А12(В04)з, являющегося нестойким гид-роксокомплексом, в растворе существуют ионы [Л1 (504) (ОН2)4]+, [А1 (ЗО-О 2 (0Н2)г] и др. И процессы диссоциации характеризу- [c.22]

Равновесные концентрации ионов могут быть рассчитаны, если известна концентрация титруемого раствора, количество добавленного титранта и значения констант диссоциации. Когда в основу определения положено кислотно-основное взаимодействие, химические равновесия характеризуются константами диссоциации кислот, оснований, амфоли-тов, а в неводных растворах также константами диссоциации солей. Если в процессе титрования образуются малорастворимые осадки или комплексные ионы, состояние равновесий обусловливается значениями произведений растворимости осадков и констант нестойкости комплексов. При использовании реакций окисления — восстановления равновесия зависят от окислительно-восстановительных потенциалов и т. д. В ряде случаев существенное влияние в общей системе равновесий оказывает константа автопротолиза растворителя. [c.98]

Первая и вторая константы диссоциации, а также константа кислого эфира симметрично построенной дикарбоновой кислоты, например янтарной, не дают, однако, непосредственно численного соотношения частоты процесса ионизации карбоксилов. Процесс диссоциации и ассоциации при первой и второй ступенях диссоциации, а также при диссоциации кислого эфира следует различно оценивать статистически. На первой ступени диссоциации безразлично, какой из двух карбоксилов диссоциирует так как каждый из них реагирует независимо, то существуют две равноценные возможности диссоциации, которые осуществляются параллельно. Для ассоциации имеется только одна возможность. На второй ступени диссоциации дело обстоит наоборот имеется только одна возможность диссоциации, но две равноценные возможности ассоциации, приводящие к обратному получению однозарядного иона, так как образовавшийся двух-зарядный ион содержит два одинаковых ионизированных карбоксила. В случае кислого эфира имеется, наконец, лишь один возможный процесс для диссоциации и ассоциации. Эти отношения наглядно выражаются следующими схемами [c.576]

Чем сильнее анион удерживает ион Н+ тем трудаее осуществим прямой процесс и легче — обратный. Поэтому, чем меньше константа диссоциации кислоты, тем менее устойчива ее аммонийная соль. Так, соль сильной кислоты НС1 — хлорид аммония NH4 I вполне стабилен при комнатной температуре, соль слабой угольной кислоты (/ l = 4,2-10 ) в этих условиях заметно разлагается, а NH4OH, который можно рассматривать как соль Н2О (Л = 1,8-10 ) не может быть выделен в виде индивидуального вещества. [c.399]

Возбужденная молекула 2-нафтола является более сильной кислотой, чем невозбужденная, потому диссоциация возбужденной молекулы успещно конкурирует с флуоресценцией и безызлучательными процессами деградации энергии электронного возбуж-деиия. Это приводит к тому, что в спектре флуоресценции 2- аф-тола даже в кислых растворах отчетливо видны две полосы. Более коротковолновая полоса соответствует флуоресценции недиосо-циированного 2-нафтола, более длинноволновая — флуоресценции 2-нафтолят-аниона, образовавшегося при диссоциации возбужден-иой молекулы 2-нафтола. Увеличение концентрации ионов водорода в растворе подавляет диссоциацию возбужденного 2-нафтола. В спектрах флуоресценции это проявляется как увеличение интенсивности флуоресценции недиссоциированного 2-иафтола и уменьшении интенсивности флуоресценции 2-нафтолят-аниона. Количественная обработка таких спектров при различных концентрациях иона водорода в растворе позволяет вычислить константу равновесия протолитической диссоциации возбужденного [c.77]

Из уравнения (3.75) следует, что тепловому эффекту в 5 кДж/моль соответствует изменение р/С на 0,03, при изменении температуры на 10°. Тепловой эффект диссоциации многих слабых кислот и оснований в водных растворах находится в пределах от —12,0 до 12,0 кДж/моль, что соответствует изменению рЛ примерно на 0,071 единицы при изменении температуры на 10°. Это сравнительно небольшое число, поэтому во многих химикоаналитических расчетах кислотно-основных равновесий влиянием температуры пренебрегают. Наибольшее влияние температура оказывает на процессы типа (3.44), связанные с диссоциацией воды на ионы. Процесс НОН = Н+ + 0Н существенно эндо-термичен (АЯ = 56,1 кДж/моль), поэтому с увеличением температуры константы равновесия таких процессов заметно увеличиваются. [c.61]

Количественно процесс электролитической диссоциации характеризуется степенью и константой диссоциации. feпeJ ь электролитической диссоциации равна отношению числа молекул, распавшн. ся на ионы п, к общему (исходному) числу растворенных матекул [c.76]

Количественно процесс диссоциации внутренней сферы характеризуется константой нестойкости, представляющей собой константу равновесия процесса диссоциации комплексного иона. Например, для комплексного иона [Сп (NH3) +, Д г1ссоциируюи1его по уравне- [c.110]

Деление электролитов на сильные и слабгле условно. Совре-мен11ые исследования указывают на существование в растворах электролитов не только простых ионов и нейтральных молекул, но и различных ассоциатов ионов, включающих в себя молекулы растворителя, например в водном растворе вместо простой диссоциации вида АВ А + В рассматривается равновесие исходных молекул АВ с их сольватированной формой (АВ)с АВ + Н2О (АВ)с, диссоциация сольвата на ионы (АВ)с= = А(+ + Вг, ассоциация сольватированных ионов А и ВГ с образованием ионных двойников Ас 4- ВГ (А ВГ) и др. Каждая из подобных реакций характеризуется своей константой равновесия. Кроме того, учитывается возможность существования различных сил, действующих между частицами электролита и между этими частицами и молекулами растворителя. Таким образом, представления о слабых и сильных электролитах, когда совсем пренебрегают силами взаимодействия ионов или их рекомбинацией и ассоциацией, а также не учитывают остальные возможные процессы, являются упрощенными и годятся лишь для приближенного описания. Несмотря на это, понятия сильного и слабого электролита во многих случаях оказываются достаточными. [c.204]

Для создания единой и удобной нумерации констант равновесий в процессе ступенчатой диссоциации комплексной частицы, обычно содержащей от одного до шести, а иногда и более лигандов, принята система обозначений, согласно которой индекс -константы соответствует числу лигандов, находящихся во внутренней сфере комплексной частицы. Таким образом, в равновесиях (1) отрыву первого лиганда от иона Ag(NH i)2]соответствует константа Ki, а от иона [Agla] " —Кз- [c.97]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология