Диссоциация электролитическая уравнение

Вода является слабым электролитом, ее электролитическая диссоциация описывается уравнением [c.155]

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]

Теория электролитической диссоциации. Электролиты и неэлектролиты. Степень электролитической диссоциации.. Сильные и слабые электролиты. Электролитическая диссоциация как обратимый процесс. Уравнение константы электролитической диссоциации. Электролитическая диссоциация воды. Константа и степень электролитической диссоциации воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель и реакция среды. Определение [Н ] и [ОН ] в растворах слабых электролитов. [c.105]

Конкретное выражение активности зависит от электролитической диссоциации вещества в растворе. Например, при диссоциации по уравнению [c.13]

При обычной записи уравнений электролитической диссоциации координационная сфера ионов не указывается и на практике пользуются упрощенными уравнениями, например [c.129]

Помимо электролитической диссоциации по уравнению (/f= [c.176]

Для некоторых электролитов из таких измерений С. Аррениусом были найдены значения а, совпадающие с полученными при изучении осмотических свойств. Эти выводы были уточнены путем изучения равновесий диссоциации электролитов в растворах. Величину а находили с помощью закона действующих масс. Для бинарного электролита, например, уксусной кислоты равновесие электролитической диссоциации описывается уравнением СНзСООН СНзСОО-+Н+. [c.195]

Приведите определение кислот с точки зрения теории электролитической диссоциации. Напишите уравнения процессов диссоциации одно-, двух- и трехосновных кислот. [c.205]

Приведите определение основания с точки зрения теории электролитической диссоциации. Напишите уравнения процессов диссоциации гидроксидов металлов I, П и Ш групп периодической системы. [c.201]

Ионные уравнения реакций. Если рассматривать взаимодействие веществ с точки зрения теории электролитической диссоциации, то уравнения реакций следует писать не в молекулярной форме, а в ионной. [c.39]

В качестве примеров можно рассмотреть электролитическую диссоциацию некоторых комплексных соединений. Так, для комплексных соединений Н[РЬС1з] и Н2[Р1С11), наряду с электролитической диссоциацией, выражаемой уравнениями [c.258]

Для бинарного слабого электролита его способность к диссоциации характеризуется константой электролитической диссоциации, которая связана со степенью диссоциации согласно уравнению [c.232]

Недостаточно выяснен и характер электролитической диссоциации криолита. Повидимому, она носит ступенчатый характер, и в зависимости от условий может преобладать тот или иной процесс. Растворимость криолита растет с ростом pH и падает с ростом концентрации ионов Е и Na , но не зависит от концентрации СГ при растворении криолита в НС1, pH раствора повышается [110]. Отсюда сделано [ПО] заключение, что диссоциация описывается уравнением [c.532]

Помимо обычной электролитической диссоциации по уравнению HF L H +F (К — 7 10 4), для растворов фтористоводородной кислоты характерно равновесие [c.249]

Помимо обычной электролитической диссоциации по уравнению НР Г Н -ЬР (К = 7 10" , для растворов фтористоводородной кислоты характерно равновесие Р -I- НР НР2. Значение константы этого равновесия ([НР2]/[Р1[НР] = 5) показывает, что в не очень разбавленных растворах НР содержится больше анионов НР . чем простых анионов Р. Например, для приводимых ниже общих нормальностей (С) приближенно имеем [c.249]

Очевидно, что сумма p + q в уравнении (XVI, 4) равна общему числу ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы. Обозначив эту сумму через v, из уравнения (XVI, 2) найдем среднее суммарное число частиц (ионов и молекул), образующихся при электролитической диссоциации одной молекулы, которое, очевидно, равно коэффициенту Вант-Гоффа i [c.390]

По кривым потенциометрического титрования определяют pH раствора слабой кислоты или рОН раствора слабого основания при половинном титровании (рНй илн рОНуг) и рассчитывают константу электролитической диссоциации по уравнениям [c.169]

Насыщенный раствор мало растворимого в воде соединения — двуиодистой р.тути содержит Нё" и Г, образующиеся при электролитической диссоциации по уравнению [c.131]

Отметим противоречие, лежащее в основе кондуктометрическо-го определения констант электролитической диссоциации. Продифференцировав уравнение (1—32) по 1/Т, получим с учетом (1— [c.33]

Электролитическая диссоциация фтористоводородной кислоты, как кислоты сравнительно слабой, подчиняется химическому закону действия масс. Однако ионы F, образующиеся при диссоциации по уравнению HF ii Н" + F, присоединяются частично (особенно в концентрированных растворах) к недиссоциированным молекулам HF F - -- - HF HFj. Поэтому концентрации ионов в водных растворах фтористого водорода определяются равновесиями, которые задаются обоими представленными уравнениями. Константы этих равновесий еще не вполне надежно определены. Согласно измерениям (Pi k, 1912 Hudleston, 1924 Roth, 1937—1939), в качестве предварительных можно принять следующие значения [c.751]

Насыщенный раствор труднорастворимого в воде соединения—двуиодистой ртути содержит ионы Hg" и J, образующиеся при электролитической диссоциации по уравнению [c.119]

Можно использовать также мольно-объемные концентрации с, но в этом случае константа диссоциации будет иметь другое числовое значение. Введем в качестве меры электролитической диссоциации величину степени диссоциации а, определяемую как долю молекул, распавшихся на ионы (сравн. т. I, гл. VUl, стр. 273). Тогда количества грамм-ионов, получившихся при диссоциации 1 моль диссоциируюш,его вещества, выразятся величинами, написанными под химическими формулами в уравнении (XVI, 2), а выражение для константы диссоциации примет следующий вид [c.390]

Насыщенный раствор трудно растворимого в воде соединения— двуиодистой ртути содержит Hg--n J, образующиеся при-электролитической диссоциации по уравнению [c.121]

Такнм образом, по Писаржевскому, переход ионов из металла в раствор совершается не за счет физически неясной электролитической упругости растворения металла, а в результате его взаимодействия с молекулами растворителя. Явление электролитической диссоциации электролитов и возникновение электродного потенциала основаны, следовательно, на одном и том же процессе сольватации (в случае водных растворов — гидратации) ионов. Из уравнения реакции (10.20) следует, что при растворении образуются не свободные, а сольватированные ионы, свойства которых зависят от и >ироды растворителя. Поэтому в отхичие от теории Нернста значение стандартного потенциала данного электрода должно меняться при переходе от одного растворителя к другому. Подобная зависимость была действительно обнаружена и послужила предметом исследований многих авторов (Изгарышева, Бродского, Плескова, Хартли, Измайлова и др.). Было установлено, что изменение электродного потенциала при переходе от одного растворителя к другому оказывается тем большим, чем М зньше радиус и выше заряд иона, участвующего в электродной реакции. По Плескову, меньше всего изменяются потенциалы цезиевого, рубидиевого и йодного электродов, в установлении равновегия на которых участвуют одновалентные ионы значительных размеров. Напротив, эти изменения особенно велики в случае ионов водорода и поливалентных катионов малых размеров. Именно такой зависимости электродных потенциалов от природы растворителя следовало ожидать на основе представлений Писаржевского о роли сольватационных явлений в образовании скачка потенциала металл — раствор. Для количественного сравнения потенциалов в разных растворителях применяют в качестве стандартного нулевого электрода цезиевый [c.221]

Написать уравнения реакции электролитической диссоциации воды (автопротолиза), электрохимических процессов на катоде и аноде для электролиза раствора хлорида иатрия с железным и ртутным катодами. Сравнить эти способы электролиза и отметить их преимущества п недостатки. [c.204]

Известно, что ионы не существуют в водном растворе в свободном состоянии, они гидратированы (сольватированы). Уравнения электролитической диссоциации не учитывают этого. Запись уравнений диссоциации с учетом сольватации принципиально более правильна, однако такая запись при отсутствии точных данных о сольватации практически ничего не дает, и поэтому для простоты будем условно писать уравнения для электролитической дисссциации и для ионных реакций в растворах без учета сольватации ионов (кроме иона водорода — гидроксония Н3О ). Однако о наличии сольватации и о ее важной роли следует всегда помнить. [c.389]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология