Константы диссоциации воды, зависимость от температур

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

Ионная и электронная электропроводность. Проводники первого и второго рода. Прохождение тока сквозь раствор электролита механизм прохождения тока. Сопротивление проводника. Закон Ома. Единицы измерения (электрические). Основные приборы вольтметр, амперметр, гальванометр, кулонометр и т. д. Удельное сопротивление, удельная электропроводность. Мостик Уитстона. Принцип измерения сопротивления. Особенности измерения сопротивления раствора электролита (телефон, катушка Румкорфа). Влияние температуры и разведения нз удельную электропроводность. Молекулярная и эквивалентная электропроводность. Зависимость от температуры и разведения. Электропроводность при бесконечном разведении. Закон независимого перемещения ионов. Вычисление Хоо из подвижностей ионов. Вычисление степени и константы диссоциации для слабых электролитов. Сильные электролиты. Коэфициент электропроводности. Причины изменения с концентрацией в случае сильных электролитов. Скорости и подвижности ионов. Роль среды и природы иона. Электропроводность чистой воды. Введение поправки на эту величину. Определение константы прибора. Калибровка линейки. Переход от электропроводности, измеренной в данном сосуде, к удельной электропроводности. Кондуктометрическое титрование. [c.93]

Растворы. Классификация растворов. Растворитель и растворенное вещество. Общие свойства истинных растворов. Насыщенный, пересыщенный и ненасыщенный раствор. Способы выражения состава раствора (массовая доля вещества в растворе, молярная концентрация, нормальная концентрация). Физическая теория растворов Я. Вант-Гоффа и С. Аррениуса. Химическая теория растворов Д. И. Менделеева. Сольваты, гидраты, кристаллогидраты, кристаллизационная вода. Растворение веществ как физико-химический процесс. Тепловой эффект процесса растворения. Растворимость веществ. Факторы, влияющие на растворимость веществ. Электролиты и неэлектролиты. Теория электролитической диссоциации С. Аррениуса. Степень электролитической диссоциации. Зависимость степени диссоциации от природы электролита, природы растворителя, концентрации и температуры раствора. Кажущаяся степень диссоциации сильных электролитов. Константа электролитической диссоциации. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Ионно-молекулярные уравнения реакций. Гидролиз солей. Факторы, влияющие на процесс гидролиза. Степень и константа гидролиза. [c.5]

Рис. ()9. Зависимость константы диссоциации воды Кга ог температуры / (°С)

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]

На рис. 6.4 приведено изменение pH растворов моноэтаноламина в зависимости от температуры и степени насыщения раствора сероводородом. Величина pH раствора моноэтаноламина уменьшается с повышением температуры. Изменение pH с температурой в данном случае может быть следствием взаимно компенсирующих процессов —увеличения константы диссоциации воды с температурой, изменений диссоциации моноэтаноламина и сероводорода, десорбции сероводорода при нагреве раствора. [c.216]

Зависимость константы диссоциации для воды от температуры приведена ниже [c.204]

Энтропия ионов ОН согласно такого рода расчетам равна около —2 кал моль-град. Способ определения энтропии иона по зависимости константы диссоциации воды от температуры не может дать точных результатов потому, что наклон кривой АО коси температур (рис. 74, с) очень мал и неточность определения константы диссоциации приводит к значительным ошибка.м в энтропии диссоциации. [c.248]

На рис. 3.5,а верхняя прямая изображает зависимость изобарного потен-циала диссоциации воды от температуры. С повышением температуры измене-ние изобарного потенциала принимает увеличивающиеся положительные значения. Казалось бы, из этой зависимости можно сделать вывод, что с ростом температуры термодинамическая вероятность процесса диссоциации воды снижается, хотя константа равновесия возрастает. Такое противоречие объясняется следующим образом. [c.87]

В 1884 г. шведский физикохимик С. Аррениус сформулировал гипотезу самопроизвольного распада молекул солей в растворе на заряженные частицы — ионы, назвав этот процесс электролитической диссоциацией. В последующие годы он провел серию работ по изучению зависимости между химическими свойствами растворов электролитов и их проводимостью. Вытекающие из гипотезы количественные соотношения между различными свойствами растворов (электрической проводимостью, температурой замерзания, температурой кипения и др.) экспериментально подтвердились. Последнее обстоятельство явилось доказательством правильности исходных положений гипотезы. Таким образом, в 1887 г. С. Аррениус всесторонне обосновал гипотезу электролитической диссоциации активность и степень диссоциации электролитов на ионы зависят от природы электролита и от степени разбавления раствора в бесконечно разбавленных растворах молекулы электролитов полностью диссоциированы. В это же время ученый рассчитал константу диссоциации воды. [c.52]

Уравнение (2.12) показывает, что в зависимости от знака теплового эффекта реакции константа равновесия может увеличиваться или уменьшаться. Температурная зависимость констант равновесия может иметь экстремум, т. е. с ростом температуры может увеличиваться или уменьшаться только до какой-то температуры, а затем начинает изменяться в обратном направлении. Так, например, диссоциация муравьиной кислоты максимальна при 24,4°С, уксусной — при 22,5°С, диссоциация воды с повышением температуры возрастает только до 238,8°С, после чего начинает уменьшаться. [c.27]

Ко — предэкспоненциальный множитель в уравнении зависимости константы равновесия от температуры Кр — константа Френкеля Яг — константа термической ионизации решетки К5 —константа Шоттки Кт — ионное произведение воды Класс — константа диссоциации Квест —константа нестойкости й — константа Больцмана А —число элементов, образующих систему [c.326]

Изменение величины константы электролитической диссоциации и ионного произведения воды в зависимости от температуры имеет очень важное значение в теории и практике аналитической химии. [c.41]

Относительное содержание в воде сероводорода (НгЗ), гидросульфид- (Н8-) и сульфид-ионов (8 -) зависит от величины pH воды и определяется расчетом при помощи констант диссоциации сероводородной кислоты. Ниже приведено содержание Нг8 в воде в зависимости от pH воды и общего количества соединений сероводорода при температуре 20°С. [c.204]

Олсон и Конецни [971 изучали проводимость растворов бромида лития в ацетоново-водных смесях при 25 и 35° и вязкость при 35° (до содержания 23,67% воды). Из своих и литературных данных указанные авторы вычислили константы диссоциации иВг. Бромид лития при концентрациях от 4,18 до 4 -14 м. в смеси метанола и ацетона при отношении этих вешеств 50 50 (в вес.%) был изучен Доусоном с сотрудниками. Путем экстраполяции найдены величины X для температур от 20 до 50°. Зависимость X от 1/Т для малых с (концентраций) прямолинейна [98]. [c.18]

Хотя приведенная выше зависимость Кт от температуры применима только в ограниченном интервале температур, тем не менее можно полагать, что величина ионного произведения воды, как и константы диссоциации кислот, увеличиваясь с ростом температуры при сравнительно высокой температуре достигает максимального значения, а затем уменьшается. Хотя температура, при которой получается максимальное значение Кт, должна лежать за пределами выполненных в последнее время точных определений ионного произведения воды, однако еще в 1910 г. Нойес получил определенное доказательство существования этого максимума. Температура, при которой наблюдался максимум ионного произведения, равна примерно 220°, и Кт равно при этом 460-10" . [c.458]

Диссоциация воды - процесс эндотермический, поэтому константа Кв сильно зависит от температуры. Зависимость ионного произведения воды и концентраций ионов Н и ОН от температуры приведена ниже [c.225]

Измерения константы скорости диссоциации в чистом СО2 проделаны в работе [157]. Абсолютные значения констант находятся в хорошем согласии с данными работ [67]. Температурная зависимость констант, измеренных в работе [157], подробно проанализирована в работе [158], где уменьшение наблюдаемой энергии активации с увеличением температуры объясняется неравновесным характером высокотемпературного распада, в ходе которого колебательная температура вследствие потерь колебательной энергии в актах диссоциации оказывается ниже поступательной. Влияние примесей воды на значение наблюдаемой энергии активации распада СО2 более тщательно, чем в работе [67а], изучено в работах [159, 160]. — Прим. ред. [c.53]

О, 25, 40, 60, 80, 100, 125, 150°С. Константы гкщо-лиза с повышением температуры увеличиваются. Причем зависимость коистаят гидролиза от /Т прямолинейна в данном температурной интервале, как для ионов никеля, так и для всех ТФ7 гнх ионов, данные дан которых имеются в литературе [1,2]. Повышение температуры способствует образованию "свободных" молекул вода в растворе, увеличению констант диссоциации вода [ ] усилению гидролитических реакций. [c.81]

Удельная электропроводность чистой воды к при 298° К равна 4,4-10 oм- м- . Вычислить константу электролитической диссоциации воды и ионное произведение воды/Си. По данным зависимости Kw от температуры [М.] вычислить теплоту реакции Н++0Н =Н20. Сравнить полученный результат с теплотой нейтрализации, найденной калориметрически. АЯ11ейтр = 5,75 О дж/кх Хмоль (—13700 кал1моль). [c.359]

Так же как й при исследовании диссоциации воды ( 3), было предложено несколько эмпирических уравнений для выражения зависимости констант диссоциации слабых электролитов от температуры и для вычисления термохимических функций. При обобщении экспериментальных результатов, касаюшихся поведения iУ p , встречаются те же затруднения, как и в случае воды. Данные табл. 111 хорошо иллюстрируют это обстоятельство. [c.473]

Значения рН в воде при +20 °С составляли соответственно 8,0 и 6,5 для трисового и фосфатного буферных растворов. Следует отметить сильную температурную зависимость ран+ трисовых буферных растворов. Величина ра.ц+ растет линейно как функция обратной температуры и при понижении от +20 до —50 °С увеличивается на 2+3 единицы для таких слабых электролитов, какими являются трисовый и глициновый буферы. Величина ран+ фосфатных буферных растворов, как видно из приведенных выше данных, изменяется в водно-органических смесях разного состава, но практически не зависит от температуры. Интересно, что в бо-ратных буферных растворах при понижении температуры наблюдается увеличение активности протонов, что, вероятно, связано с полимеризацией борной кислоты. Это явление было использовано для протонирования пуриновых полинуклеотидов при низких температурах [620]. Процессы, приводящие к изменению констант диссоциации и рН, обратимы с изменением температуры, т. е. с помощью температуры можно регулировать рН среды, не меняя химического состава системы. [c.236]

Для выяснения зависимости константы гидролиза от температуры рассмотрим равенства (XVIII, 53). Ионное произведение воды возрастает при изменении температура от О до 100 °С в 500 раз, константы же диссоциации от температуры почти не зависят (см. табл. XVIII, ). Следовательно, константы гидролиза с повышением температуры увеличиваются. Соответственно возрастает и степень гидролиза р. [c.454]

Константы диссоциации слабых электролитов с ростом температуры, как правило, сначала слабо увеличиваются, а затем, после достижения максимума, слабо уменьшаются (табл. 8.2). Такая температурная зависимость объясняется влиянием двух противоположно направленных воздействий. С одной стороны, диссоциация слабых электролитов — почти всегда слабо эндотермическая реакция (АН > 0), поэтому в соответствии с принципом Ле Шателье повышение температуры должно вызывать небольшое смещение равновесия в сторону усиления диссоциации. С другой стороны, при увеличении температуры снижается диэлектрическая проницаемость воды, разделяюш ей ионы в растворе, вследствие чего усиливается обратный процесс — соединение ионов. В области болёе низких температур преобладает влияние первого фактора, при более высоких температурах — влияние второго фактора. Исключение составляет вода, у которой высокий эндотермический эффект диссоциации приводит к существенному усилению диссоциации с увеличением температуры. [c.89]

Соли окиси хрома применяются главным образом в качестве протрав при крашении тканей и для хромового дубления кож. Большинство их хорошо растворимо в воде. С химической стороны эти соли интересны тем, что цвет их растворов меняется в зависимости от условий (температуры раствора, его концентрации, кислотности и т. д.) от зеленого до фиолетового. В частности, на холоду обычно наблюдается сине-фиолетовая окраска, а при нагревании — зеленая. Такое изменение окраски связано с различной гидратацией иона Сг . В кристаллическом состоянии большинство солей Сг имеет фиолетовый цвет, но некоторые известны в обеих формах. Осаждение Сг(ОН)з из их растворов под действием щелочей начинается при pH 5уЗ. Полная константа основной диссоциации гидроокиси хрома (по схеме Сг(ОН)з Сг" + ЗОН ) оценивается в 7 10 , а константа первой ступени кислотной диссоциации (по схеме Сг(ОН)з = H -f r0 -fH20) составляет 9-10 . [c.378]