Электролиты и константа равновесия

Константу равновесия в этом случае называют константой ионизации. В данном случае константа равновесия, т. е. отно-щение произведения концентраций ионов к концентрации не-диссоциированных молекул в момент равновесия, является константой ионизации. Для слабого электролита константа ионизации — величина постоянная при данной температуре, не зависит от концентрации раствора и служит более общей характеристикой раствора, чем степень диссоциации. Чем больше константа ионизации, тем электролит легче распадается на ионы, тем он сильнее. Для всякого слабого электролита, диссоциирующего на два иона, связь между константой ионизации концентрацией раствора и степенью диссоциации выражается соотношением [c.32]

Вода — чрезвычайно слабый электролит, и диссоциация ее является обратимым процессом. К нему с большой точностью можно применить закон действующих масс. Напишем уравнение константы равновесия К, которая в данном случае будет константой диссоциации [c.106]

Как и во всяком обратимом процессе, здесь устанавливается некоторое динамическое равновесие. Так как слабые электролиты подчиняются, закону действующих масс, это равновесие может количественно характеризоваться константой равновесия, называемой в данном случае константой диссоциации. Для рассматриваемого электролита, распадающегося на два иона (так называемый бинарный электролит), эта константа выразится соотношением [c.190]

Очевидно, что первое предположение учитывает стехиометрию и константу равновесия химической реакции, а второе - основывается на уравнении Нернста, что справедливо лишь для обратимых электродов. Следует заметить, что метод Грана не учитывает изменения коэффициентов активности ионов. Обычно это изменение оказывает незначительное влияние. Его можно свести к минимуму, если при титровании добавить к исследуемому раствору индифферентный электролит относительно высокой концентрации, чтобы поддерживать постоянной ионную силу. Метод Грана не учитывает также влияния побочных процессов при установлении равновесия в ходе титрования, что проявляется в виде искривления графиков в случае разбавленных растворов или когда реакция между определяемым веществом и титрантом протекает медленно. [c.250]

Опубликованные значения ДЯс относятся к растворам с ионной силой р. от О до 4. Во многих случаях теплота ДЯс была определена при высоких значениях л, поскольку при той же ионной силе была измерена и константа устойчивости. В обширных обзорах [5—8] обсуждаются способы определения концентрационных констант равновесия (т. е. констант равновесия в растворе, где л имеет постоянное значение, большее нуля) при высокой концентрации электролита, считающегося инертным (так называемый метод постоянной ионной среды). Многие исследователи пользовались этим методом при изучении равновесий в растворе с целью преодоления трудностей, связанных с определением коэффициентов активности и вычислением термодинамической константы равновесия (т. е. константы равновесия при л = 0). Значения концентрационных констант равновесия, которые можно определить в растворе с постоянной ионной силой, пригодны дтя сравнения с другими константами, найденными при той же ионной силе в присутствии того же самого электролита. Однако с помощью значений концентрационной константы равновесия, энтальпии или энтропии, найденных при высокой ионной силе, очень трудно определить значения, относящиеся к стандартному состоянию с х = 0. В то же время лишь такие стандартные значения можно сопоставлять с другими термодинамическими данными при изучении энергии химической связи и строения комплексов. Методу постоянной ионной среды, применяемому для определения ДЯс, присущи три основных недостатка 1) дополнительно вводимый электролит в какой-то мере препятствует сольватации ионов металла, лигандов и комплекса, за счет чего система [c.16]

При равновесии электролит — электролит константу равновесия можно предсказать, если известны свободная энергия сольватации ионов в обоих растворах. В грубом приближении можно использовать формулу Бернала-Фаулера (1.27), заменяя 7 радиусом сольватированного иона, полагая рг = 1 и пренебрегая изменением энергии дезориентации и . Полагая, что одна из фаз — водная, находим [c.27]

Электропроводность химически чистой воды ничтожна, так как молекулы воды в очень малой степени диссоциированы на ионы при 22 С ан.о = l,8 10 . Так как это очень слабый электролит, то константу равновесия диссоциации воды можно вычислить по уравнению к = а с [c.164]

Определите pH 0,01 М раствора уксусной кислоты. Вычислите ан+. Покажите, что уксусная кислота — слабый электролит. Вычислите константу равновесия диссоциации уксусной кислоты. [c.228]

При значениях pH, существенно более высоких, чем 7, АТФ в водных растворах находится в виде иона с зарядом —4. Когда pH уменьшается до 7, АТФ присоединяет протон и превращается в ион с зарядом —3. При уменьшении pH до 4 АТФ присоединяет еще один протон и переходите ион с зарядом —2. Вследствие высокого заряда АТФ - этот ион имеет сильную тенденцию присоединять катионы из раствора. При концентрации ионов Na+ и К+, равной 0,1 М, образуются значительные концентрации комплексов с этими катионами. Поэтому константы кислотной диссоциации АТФ удобнее всего определять в растворе, содержащем большие по объему катионы, такие, как (н-пропил)4 N+, которые гораздо слабее связаны с АТФ. Значения р/С при 25° С для АТФ, АДФ, аденозин-5-моно-фосфата (АМФ) и неорганического фосфата в растворе с ионной силой 0,2 [электролит— (м-пропил)4 N 1] приведены в табл. 7.4. Индекс 1 у константы равновесия указывает, что она соответствует реакции отщепления протона от наиболее основного иона. [c.226]

Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Величина /( зависит от природы. электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от коицеитрации раствора. Она характеризует способность данной кислоты или данного основания распадаться иа ионы чем выше К, тем легче электролит диссоциирует. [c.237]

Если электролит сильный, константа равновесия велика и ассоциация мала, то для сравнительно разбавленных растворов можно принять, что [c.124]

Так как в рассматриваемой гетерогенной системе малора-створимый электролит — раствор обратимые процессы растворения ц кристаллизации проходят на границе раздела фаз независимо от количества кристаллического вещества КхАу, его концентрация остается постоянной. Перенося [КдгАу к] в левую часть выражения константы равновесия, получаем константу, называемую произведением растворимости, ПР [c.245]

Если малорастворимый электролит имеет сложный состав К А и при его диссоциации образуется более двух ионов, то в выражении константы равновесия К записывают концентрации ионов в степенях, равных стехиометрическим коэффициентам а н Ь. [c.275]

Смещение равновесия в системе в сторону реакции образования продукта АО возможно, если вещество АО является слабо диссоциирующим (слабый электролит, комплексное соединение), газообразным или мало растворимым. Если продукт АО — слабый электролит, то его выход зависит от константы равновесия процесса IV, обратной по величине константе диссоциации АО и от исходных концентраций ассоциирующих ионов [c.164]

Поэтому константы равновесия можно получить из измерений точек кипения методами, аналогичными описанным для криоскопических данных в гл. 12 (разд. 1) и гл. 16 (разд. 1). Однако для количественных работ этот метод используется в меньшей степени, поскольку повышение точек кипения может быть измерено менее точно, чем понижение точек замерзания. Кроме того, нельзя использовать фоновый электролит для контроля осмотических коэффициентов. Подобно криоскопии, эбуллиоскопия не является строго изотермическим методом, но ее преимущество заключается в том, что точка кипения раствора или растворителя может меняться с изменением давления, и поэтому она не ограничена одной температурой. Так, Аллен и Кальдин [1] изучили димеризацию карбоновых кислот в бензоле при температуре 50—80° с помощью дифференциального терморавновесного метода, подобного методу, описанному для криоскопии. Давление контролировалось с точностью 0,1 мм рт. ст. с помощью маностата. Константы димеризации, вычисленные по уравнению (12-20) в предположении, что Ф=1, хорошо согласовались с результатами, полученными другими методами (ср. гл. 16). Бурьон и Руйер [4а] использовали подобный метод при изучении комплексов галогенидов цинка и ртути(П). [c.317]

Стандартные характеристики растворенного вещества согласно общепринятому выбору стандартного состояния относятся к гипотетическому одномоляльному раствору, обладающему свойствами бесконечно разбавленного, т. е. к нулевой ионной силе, а химический эксперимент проводится при конечных концентрациях реагентов. Изучение равновесий, как правило, проводится в растворах с постоянным и довольно высоким значением ионной силы, причем полученные значения констант равновесия и тепловых эффектов далеко не всегда пересчитываются на нулевую ионную силу. Термодинамические характеристики реакций комплексообразования при конечных значениях ионной силы оказываются несопоставимыми с основными стандартными характеристиками ионов, фигурирующими в справочной литературе, что закрывает путь для многих расчетов и сопоставлений. Термодинамические характеристики для растворов с конечным значением ионной силы часто оказываются несопо-ставимыми и между собой, так как каждый исследователь выбирает значение ионной силы раствора и электролит для ее поддержания в значительной степени произвольно, используя чаще всего нитраты или перхлораты, а иногда хлориды щелочных металлов. [c.260]

Если электролит сильный, константа равновесия велика, ассоциация мала, то для сравнительно разведенных растворов можно принять, что I I я а I, можно прийти к той форме закона действующих масс, которую мы применяли и при выводе уравнения Бьеррума [c.250]

Если электролит сильный, константа равновесия велика и ассоциация мала, то для сравнительно разбавленных растворов можно принять, что и можно прийти к той форме закона действующих масс, [c.152]

Т. е. для растворов слабых электролитов, имеющих одинаковую общую концентрацию (Со), тот электролит будет бояее слабым (а меньше), у которого меньше величина константы равновесия. Кроме того, по мере уменьшения концентрации степень диссоциации электролита возрастает (при Со О а - 1). [c.57]

Константу равновесия можно приблизительно оценить для равновесий электролит — электролит, неэлектролит — неэлектролит и в тех сравнительно редких случаях равновесий электролит — неэлектролит, когда в органической фазе взаимодействие происходит за счет вандерваальсовских сил. В представляющих же на- [c.23]

Не рассматривая и малой доли всех электрохимических процессов, происходящих на границе раздела фаз электрод—электролит, укажем, что в константу равновесия входит активность [c.56]

Оловянные аноды растворяются с образованием катионов различной валентности. Константа равновесия реакции 2Sn + Sn -Ь Sn + определяет относительную концентрацию в электролите тех и других ионов. [c.157]

В отличие от констант равновесия других обратимых реакций, величина К называется в данном случае констж-той диссоциации электролита. Она характеризует склонность его к ионизации. Чем больше ее величина, тем сильнее диссоциирует слабый электролит и тем выше концентрации ионов его в растворе при равновесии. [c.47]

В электролите с высокой буферной емкостью величину pH, т. е. величину [Н" ], можно считать постоянной, так что в уравнение (2. 336) можно подставить к = к ек 1Н+]. Соответственно константа равновесия этой реакции К = к,/к = Лрек [Н+]//гдисс = = [Н+1/, к с Кн = [Н+] [А"]/[НА] — константой диссоциации кислоты. Тогда константу скорости диссоциации к = /Сдисс можно определить из уравнения (2. 356) [c.542]

Константа равновесия К в данном случае и будет характеризовать ионизацию СН3СООН поэтому она называется константой электролитической диссоциации. Чем больше К, тем сильнее диссоциирует электролит. А так [c.57]

Если МХ представляет собой сильный бинарный электролит, олностью диссоциированный на ионы, константа равновесия истемы (1) может быть выражена следующим образом [c.59]

Во всех случаях, однако, будет иметься тенденция к достижению этого равновесия, хотя оно в действительности не осуще-ствляется следовательно, каждый коэфиц4<ент4)азделения-больше -3 может быть снижен, а степень снижения определяется каталитическим влиянием материала электрода на процесс устанавливания равновесия. Как и можно было ожидать, платинированная платина является в этом отношении очень эффективной, особенно при медленном выделении газа поэтому наблюдаемый коэфициент разделения равен константе равновесия. Приводимые выше данные относительно уменьшения коэфициента разделения при увеличении содержания дейтерия обусловливаются, вероятно, более быстрым достижением равновесия, когда электролит, особенно вблизи катода, обогащается HDO. [c.122]

Пример IV. Как уже было отмечено выше ( 25), слабый электролит в растворе частично диссоциирует на ионы. Этот процесс также может быть описан с помощью константы равновесия. В данном случае она называется константой диссоциации и обозначается /Сдис Поскольку электролитическая диссоциация сопровождается поглощением теплоты, /Сдис при повышении температуры увеличивается (см. 29). [c.112]

Константа равновесия К) называется в этом случае константой диссоциации. Величина ее характеризует способность электролита диссоциировать на ионы. Из приведенного уравнения видно, что чем больше К, тем больше будет концентрация ионов при равновесии, т. е. тем сильнее диссоциирует данный электролит. Мы можем изменять в растворе концентрации ионов и Ан , в результате чего будет изменяться и концентрация недиссоциированных молекул КАн, но oтнoшeниej [c.64]

Предполагается [63], что при взаимодействии иодида серебра с концентрированным раствором К1 образуется комплексный ион Ag2I6 , из которого при электролизе катодно восстанавливается серебро по суммарной реакции Ag2I6 - 2е = 2Ag 61 , причем лимитирующей стадией на этом этапе является диффузия комплексных ионов. Благодаря высокой константе равновесия реакции, в иодидном электролите при загрузке деталей в ванну под током не требуется проводить предварительного серебрения или амальгамирования для меди и ее сплавов. Катодный и анодный выходы по току близки к 100 %. Такие электролиты устойчивы при pH около 8. С понижением pH путем введения кислоты повышается стойкость серебряного комплекса, но несколько снижается катодный выход металла по току. Рассеивающая способность по 98 [c.98]

В работах [221—227] сделан вывод, что на Pt-электроде вблизи равновесного потенциала в электрохимической стадии участвуют лишь комплексы с одинаковым составом внутренней и внешней координационных сфер, что согласуется с принципом симметрии Либби [53]. Поскольку процессы образования внешнесферных моносульфатных комплексов из катионов Со (еп) + и Со (еп) + и сульфат-ионов характеризуются резко различающимися константами равновесия (соответственно 15 и 0,2 при 20 °С и ц = 2,7 М в сульфатно-перхлоратном электролите [207]), то соизмеримые количества ионных пар Со (еп) +-SO и Со (еп) +-S0 при небольших концентрациях сульфат-ионов (до л 0,2 Ai) не образуются, и они не вносят заметного вклада в наблюдаемую плотность тока обмена, [c.129]