Константы диссоциации электролитическо

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]

В классической теории электролитической диссоциации Аррениуса важной характеристикой диссоциации электролита является константа диссоциации, выражаемая через равновесные концентрации ионов и молекул. Так, например, соотношение для константы диссоциации уксусной кислоты имеет вид [c.430]

Степень электролитической диссоциации так же, как и константа диссоциации, зависит от природы компонентов раствора, его концентрации и температуры. Для бинарного слабого (а <0,05) электролита типа КА существует зависимость, названная законом разбавления Оствальда [c.153]

Решение. Пропионовая кислота одноосновная, поэтому для расчета ее степени электролитической диссоциации а воспользуемся формулой (70). Молярность с раствора дана в условии задачи, а значение константы диссоциации Кд пропионовой кислоты найдем в [2, табл. 75] /(д = 1,34 -10- . Подставив соответствующие значения и произведя преобразования, получим квадратное уравнение [c.200]

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]

Пример 2. Чему равна степень электролитической диссоциации уксусной кислоты в водном растворе с концентрацией кислоты 0,01 моль/л Константа диссоциации уксусной кислоты К = = 1,86-10 . [c.75]

Рассчитайте константу диссоциации гидрата аммиака NH3-H20, если в растворе с концентрацией 0,2 моль/л степень его электролитической диссоциации равна 0,95%. [c.76]

Константа электролитической диссоциации является характеристикой силы электролита. Чем константа диссоциации кислоты [c.199]

Вычислить степень электролитической диссоциации и константу диссоциации раствора уксусной кислоты, концентрация которого 4,33% (масс, доли, %), если при 18°С удельная электрическая проводимость раствора 0,12 См/м, а плотность 1,005 г/см . [c.144]

Вычислить степень электролитической диссоциации и константу диссоциации дистиллированной воды при 18° С, если удель- [c.144]

Классическая теория электролитической диссоциации наряду с блестящими достижениями имеет и серьезные недостатки. Три ее главных недостатка следующие не для всех электролитов степень диссоциации укладывается в пределы от нуля до единицы не всегда константа диссоциации оправдывает свое название теория Аррениуса не указывает причин, приводящих к ионизации электролитов в растворах. Поясним сказанное на конкретных примерах. [c.365]

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]

Задание. Рассмотрите раствор слабою электролита с позиций теории электролитической диссоциации. Пусть молекулы А В диссоциируют на ионы и В Запишите уравнение диссоциации. Выразите концентрации ионов с+ и с через степень диссоциации ц и концентрацию растворенного электролита с. Введите константу диссоциации пользуясь законом действующих масс. Постарайтесь установить связь АСд,с и а. Подумайте, как меняются величины АСд,с и а с изменением концентрации раствора. [c.204]

Опыт 1. Определите окраску лакмуса в сероводородной воде. Напишите уравнения первой и второй ступеней электролитической диссоциации сероводорода, выражения для первой и второй констант диссоциации и их численные значения. [c.164]

Помимо степени электролитической диссоциации а, другой количественной характеристикой процесса диссоциации является константа равновесия реакции диссоциации, названная константой диссоциации К . При диссоциации бинарного электролита КА по уравнению [c.159]

В зависимости от знака изменения энтальпии ( АЯ) при электролитической диссоциации температурный коэффициент константы диссоциации Кц.а — положительная или отрицательная величина. Используя константу диссоциации, рассчитывают изменение стандартных значений термодинамических функций при электролитической диссоциации. Стандартное изменение изобарно-изотермического потенциала (или энергии Гиббса) АСд° вычисляют для [c.96]

Задания. 1. Установить удельную Хс и эквивалентную Хс электропроводности растворов пикрата тетраэтиламмония в различных растворителях и при разных температурах, вычислить степень электролитической диссоциации и условную константу диссоциации. [c.112]

При повышении ионной силы раствора усиливается электролитическая диссоциация и увеличиваются концентрационные константы диссоциации, поэтому константы диссоциации электролитов сравнивают при ионной силе, равной нулю. Как осуществить это условие [c.195]

Константа диссоциации слабой кислоты в водном растворе сложным образом зависит от температуры. Часто в интервале О—60°С наблюдается максимум (у уксусной и муравьиной кислот при 25 °С, у пропионовой кислоты при 20 С, у масляной при 10 °С. Предложено несколько объяснений появления максимума. Одно из них основано на изменении знака энтальпии растворения. Это вызвано противоположным характером температурных зависимостей двух одновременно протекающих процессов электролитической диссоциации молекул и гидратации образующихся ионов. (Каково влияние этих процессов на константу диссоциации кислоты ). [c.197]

Константа равновесия в этом случае характеризует электролитическую диссоциацию н называется константой диссоциации К -В отличие от степени диссоциации Л д не зависит от концентрации, но изменяется с температурой. [c.210]

Определение i облегчает решение ряда физико-химических вопросов выяснение молекулярного состояния растворенного вещества, природы различных электролитических реакций, определение степени и константы диссоциации слабых электролитов и т. д. Например, в водных растворах тетраборатов калия и натрия с моляльностью от 0,04 до 0,01 коэффициент i колеблется от 5,4 до 6,6. Это указывает на то, что гидролиз тетраборатов протекает с образованием 6 частиц. Следовательно, реакцию гидролиза можно представить уравнением [c.207]

Определение степени и константы диссоциации слабого электролита. В теории электролитической диссоциации принято, что эквивалентная электропроводность при данном разбавлении % пропорциональна степени диссоциации электролита в этом растворе к = ка, где к — коэффициент пропорциональности, зависящий от природы электролита. При бесконечном разбавлении раствора электролит полностью распадается на ионы (а = 1). Поэтому Я-оо = /са = к. Следовательно, коэффициент пропорциональности к представляет собой эквивалентную электропроводность данного электролита при бесконечном разведении, откуда [c.227]

Количественно процесс электролитической диссоциации можно охарактеризовать рядом величин степенью электролитической диссоциации , изотоническим коэффициентом, константой диссоциации и др. [c.226]

С другой стороны, константы электролитической диссоциации слабых электролитов постоянны для различных концентраций электролитов. Например, константа диссоциации уксусной кислоты (СНзСООН) для 1н. 0,1н. 0,01н. растворов постоянна и раина К = 1,82-10-5 (для 25°). [c.165]

Вычислить степень электролитической диссоциации растворов уксусной кислоты а) 0,5 М б) 0,2 н. в) 0,001 н. Константа диссоциации этой кислоты указана в задаче 55. [c.91]

Хлорноватистая кислота является слабой кислотой константа ее электролитической диссоциации (при 25° С) К = Ю [c.605]

Если образующееся вещество АО существует в газообразном состоянии, то его выделение из раствора сможет произойти в зависимости от концентрации исходных ионов, константы его электролитической диссоциации /Сдисс И СГО раСТВОрИМОСТИ SAD. [c.164]

Таким образом оказывается, что теория электролитической диссоциации приложима только к разбавленным растворам слабых электролитов. Поведение концентрированных растворов слабых электролитов, а также растворов сил1>ных электролитов любых концентраций нельзя описать количественно иа основании теории Аррениуса. Степень электролитической диссоциации не отвечает тому физическому смыслу, который вкладывается в нее теорией. Константа диссоциации не является постоянной величиной, а представляет собой функцию концентрации электролита. [c.44]

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]

К началу XX в. теория электролитической диссоциации достигла больших успехов. На ее основе были объяснены многочисленные и разнообразные экспериментальные данные по электропроводности растворов, осмотическому давлению, температурам замерзания и другим физико-химическим свойствам растворов. Однако ряд экспериментальных данных теория объяснить не могла. Так, константа диссоциации электролита, выражаемая уравнением типа (152.4), в широком интервале концентраций изменялась. Особенно резкая концентрационная зависимость наблюдалась у водных растворов неорганических кислот, оснований и их солей (H2SO4, НС], NaOH, K l и т. п.). Разные экспериментальные методы часто приводили к неодинаковым значениям степени диссоциации электролита в одних и тех же условиях. [c.431]

В табл. 85—87 приведены константы электролитической диссоциации кислот и оснЬваний в водных растворах. Соединения расположены в алфавитном порядке. Для угольной кислоты и гидроксида аммония приводятся также истинные константы диссоциации, учитывающие, что не весь растворенный СО2 или МНз находится -в растворе в виде Н2СО3 (или МН40Н). [c.138]

Константа равновесия К в таких случаях называется константой электролитической диссоциации. Как видно, она представляет собой отношение произведения концентраций ионов к концентрации недиссоциированных молекул электролита. Чем больше способность электролита к диссоциации, тем бo IЬшe константа. Анализируя уравнение для константы диссоциации, можно заключить, что введение в раствор слабого электролита одноименных ионов понижает степень электролитической диссоциации. [c.55]

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]

Сосуд для измерения электрической проводимости, заполненный 0,02 н. КС1, имеет при 18° С сопротивление 35,16 Ом, а заполненный 0,1 н. СН3СООН— 179 Ом. Вычислить степень электролитической диссоциации и константу диссоциации СН3СООН. [c.144]

Вычислить степень электролитической диссоциации и константу диссоциации раствора муравьиной кислоты концентрации 4,947о (масс, доли, %), если при 18° С удельная электрическая проводимость раствора 0,55 См/м, а плотность 1,012 г/см . [c.144]

Пользуясь значениями мольной электропроводности и концентрации с водниго раствора вещества Л, вычислить удельную электропроводность Ис, степень электролитической диссоциации йс и условную константу диссоциации Кд, с Построить и объяснить графики Цс = / (с)т, Хс = (с)т и a = f( )т. Установить стандартное изменение изобарно-изотермического потенциала А0° при диссоциации. [c.113]

Примечание. Константа электролитической диссоциации уксусной кислоты приблизительно на два порядка больше константы диссоциации угольной кислоты (см. табл. 4. приложения). Констанг ты диссоциации КН40Н и СН3СООН имеют одинаковые значения, поэтому pH раствора NH4 Hз OO имеет значение, близкое к 7> [c.89]

Значение зависит от степени электролитической диссоциации кислоты (или основания), но константа диссоциации этой кислоты (или основания) в данном растворителе может в значительной степени отличаться от Кнлп слабой кнслоты (или слабого основания), для смеси которой с ее солью в буферном растворе, содержащем равные концентрации кислоты (основания) и соли, применимо уравнение (23), поэтому для данного случая (когда pH р/<) уравнение (23) оказывается несостоятельным. [c.413]

Константа равновесия К характеризует в данном случае электролитическую диссоциацию СН3СООН и поэтому называется константой диссоциации. Чем больше ее величина, тем более ионизировано рассматриваемое соединение. [c.176]

Однако уточнять его подобным образом применительно именно к данному сличаю.нет особых оснований, так как в аналогичном положении находится ряд других электролитических систем (например, SO2 + H2O). Зависимость константы диссоциации NHiOH от температуры показана на рис. V-18. В нормальном водном растворе аммиака pH = 11,6, в децинормальном 11,1 и в сантинормальном 10,6. [c.393]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология