Разбавление раствора определяемого степень

Степень гидролиза определяется природой соли, ее концентрацией и температурой. Природа соли проявляется в величине константы гидролиза. Зависимость от концентрации выражается в том, что с разбавлением раствора степень гидролиза увеличивается. В самом деле, пусть мы имеем, например, раствор цианида калия. В нем устанавливается равновесие [c.260]

Ассоциированные электролиты, как указано выше, в растворе находятся в виде недиссоциированных молекул и лишь небольшая их часть распадается на ионы. С увеличением концентрации степень диссоциации ассоциированных электролитов уменьшается. Мольная электропроводность этих растворов определяется, в основном, изменением степени диссоциации в зависимости от концентрации. Влияние степени диссоциации на электропроводность слабых электролитов объясняется законом разбавления Оствальда, который связывает константу диссоциации Кц со степенью диссоциации а. Применительно к электролитам, состоящим из однозарядных катиона и аниона, закон разбавления Оствальда имеет вид [c.90]

В кондуктометрическом методе анализа измеряемым аналитическим сигналом является электропроводность раствора. Зависимость этого параметра от концентрации представлена на рис. 2.1. По мере увеличения концентрации растворенного электролита увеличивается количество ионов-переносчиков заряда, т. е. растет удельная электропроводность. Однако после достижения определенного максимального значения удельная электропроводность начинает уменьшаться, поскольку для сильных электролитов усиливаются релаксационный и электрофоретический эффекты, а для слабых электролитов уменьшается степень их диссоциации. Электропроводность бесконечно разбавленного раствора Коо определяется подвижностью ионов в отсутствие тормозящих эффектов X ОО. и Хоо.. [c.103]

Парциальное давление компонента идеального раствора равно давлению чистого компонента, умноженному на его мольную долю, в растворе. Закон Рауля и другие закономерности идеальных растворов могут быть применены для вычисления свойств бесконечно разбавленных растворов, т. е. таких растворов, в которых содержание растворенного вещества очень мало по сравнению с содержанием растворителя. До каких именно концентраций и с какой степенью точности поведение раствора подчиняется законам бесконечно разбавленных растворов, термодинамика не может определить это решает опыт. [c.181]

Сольватная теория, предложенная Менделеевым, сыграла большую роль в понимании внутреннего строения растворов (в особенности водных). Эта теория послужила основой для современной теории растворов, которая опирается на теорию строения чистых (однокомпонентных) жидкостей и теорию межмолекулярных сил. Так, в отношении водных растворов солей установлено, что струк тура разбавленных растворов определяется структурой воды, а внутреннее строение концентрированных растворов — в значительной степени структурой растворяемого вещества. При средних концентрациях сосуществуют обе структуры. Следовательно, с изменением концентрации раствора его внутренняя структура изменяется. Картина еще усложняется явлениями флуктуаций плотности и кон центраций. [c.160]

В последние годы были выполнены интересные исследования влияния давления на ионное равновесие в растворах слабых электролитов. Авторы определяли электропроводность этих растворов при различных концентрациях и давлениях и вычисляли по полученным данным степень диссоциации и константу ионного равновесия (диссоциации), которую затем экстраполировали к нулевой концентрации для нахождения ее истинного значения (Кт)- Зависимость К,п от давления в разбавленных растворах определяется, как и для [см. уравнение (1.60), изменением парциального мольного объема электролита при его диссоциации (АОо)- [c.64]

Степень диссоциации зависит от природы самого электролита и используемого растворителя, а также от концентрации раствора. По мере разбавления раствора водой степень диссоциации электролита увеличивается. Определяют ее экспер и- [c.45]

Степень диссоциации зависит от природы самого электролита и используемого растворителя, а также от концентрации раствора. По мере разбавления раствора водой степень диссоциации электролита увеличивается. Определяют ее экспериментально по электропроводности раствора, по повышению его точки кипения или другими способами. [c.47]

Влияние концентрации раствора слабого электролита на его степень диссоциации. Приготовьте четыре раствора уксусной кислоты разной концентрации по 100 мл каждой первый раствор—100 %-ная (ледяная) уксусная кислота (Будьте осторожны Во время работы с ледяной уксусной кислотой при попадании ев на кожу рук могут появиться ожоги в виде волдырей). Остальные три раствора приготовьте, разбавляя уксусную кислоту любой концентрации дистиллированной водой так, чтобы объемные соотношения уксусной кислоты и воды равнялись 1 10, 1 50 и 1 250. Объем безводной уксусной кислоты можно уменьшить, если вместимость сосуда для измерения электропроводности значительно меньше 100 мл. Определите по прибору электропроводность безводной уксусной кислоты и ее растворов и на основании показаний амперметра сделайте вывод об увеличении степени диссоциации кислоты после разбавления. Растворы кислот сохраните для следующего опыта. [c.89]

В исследованиях [61, 70] показано, что перекрестные эффекты в жидких смесях проявляются в значительно более слабой степени и коэффициенты перекрестной диффузии обычно на порядок меньше главных. Поэтому при отсутствии соответствующих экспериментальных данных в качестве первого приближения для описания диффузии в жидкости может использоваться диагональная матрица, элементы которой определяются как средневзвешенные бинарные коэффициенты диффузии для всевозможных пар компонентов раствора. В работе [61] для расчета элементов матрицы коэффициентов диффузии предложено использовать те же зависимости, что и в газовой фазе, рассматривая при этом коэффициенты диффузии бинарных смесей как аддитивные функции состава смеси и коэффициентов диффузии в разбавленных растворах [c.346]

Таким образом, для разбавленных растворов слабых электролитов эквивалентная электропроводность изменяется с концентрацией электролита из-за изменения степени диссоциации а. По электропроводности растворов слабых электролитов можно определить степень диссоциации слабого электролита. [c.259]

До каких именно концентраций и с какой степенью точности поведение раствора отвечает законам бесконечно разбавленных растворов, термодинамика не может определить это решает опыт. Анализ экспериментального материала показывает, что для растворов неэлектролитов предел концентраций может быть принят рав- ным N2 0,01 и достигает в некоторых случаях даже N2= . Для растворов электролитов он снижается до N2 = 10 . [c.247]

Измерения. понижения давления пара растворителя над раствором, а также осмотического давления сыграли основополагающую роль в создании теории электролитической диссоциации. Оба эти метода позволяют определить число растворенных частиц. Если при растворении какого-либо вещества каждая его молекула диссоциирует на гп частиц, причем степень диссоциации (доля диссоциированных молекул) равна а, то из п молей исходных молекул образуется пат молей продуктов диссоциации и останется л(1—а) молей недиссоциированных молекул. Всего из п молей исходного вещества образуется п —а)+пат молей частиц, т. е. число частиц увеличится в 1(—а) +ат= 1- -а(т—1) раз. Во столько же раз по сравнению с ожидаемым увеличится в разбавленном растворе осмотическое давление или относительное понижение упругости пара. Отношение наблюдаемого осмотического давления к вычисленному [c.243]

Для I—I электролита (a-fb)=2 и i=l-t-a для И—I или I—П электролита (а+Ь)=3 и i—1+2а для П1—I электролита (а+Ь)=4 и t=l+3a для П1—И электролита (а+Ь)=5 и i=l-f4a и т. д. для бесконечно разбавленных растворов i=(fl4-b), т. е. суммарному числу ионов или частиц в формуле электролита. Как следует из (1V.17), зависимость изотонического коэффициента от различных факторов определяется типом электролита и зависимостью от них степени диссоциации. [c.227]

Согласно новой электростатической теории электролитов предполагается, что сильные электролиты в разбавленных растворах нацело диссоциированы на ионы, т. е. степень диссоциации а=. Однако степень диссоциации определяется экспериментально и оказывается, как правило, ad. Объясняется это тем, что измеряется всегда не истинная, а кажущаяся степень диссоциации. [c.162]

Пример 10. Определите степень протолиза хлорноватистой кислоты в разбавленном растворе при 25° С в присутствии азотной кислоты с концентраций 0,1 моль/л. [c.137]

Следовательно, определяя степень диссоциации для не очень разбавленных растворов сильных электролитов, находят не истинную, а так называемую кажущуюся степень диссоциации, т. е. величину с поправками на межионные силы взаимодействия. Чем выше концентрация раствора, тем сильнее будет взаимодействие разноименно заряженных ионов между собой, тем меньше будет и кажущаяся степень диссоциации, хотя на самом деле молекулы сильных электролитов диссоциированы полностью. [c.194]

Законы Рауля и Вант-Гоффа [см. уравнения (10.3), (10.4) и (10.19)] справедливы только для разбавленных растворов неэлектролитов. Растворы электролитов обнаруживают значительные отклонения от этих законов вследствие электролитической диссоциации. Как было показано, это дает возможность опытным путем определять поправочный коэффициент I и по нему рассчитывать степень диссоциации электролита. [c.95]

Довольно часто проводят определения молекулярных весов отобранных фракций и тем самым осуществляют калибровку колонки для данного растворенного вещества. Иногда бывает необходимо интерпретировать кривые элюирования в тех случаях, когда калибровка и исследование разрешающей способности системы для фракционируемых образцов непосредственно не проводились. Если колонка не слишком перегружена образцом и показано, что характеристические элюирующие объемы воспроизводятся в серии кривых, можно провести калибровку. По-видимому, можно принять, что степень вытеснения из геля находящихся в конформации статистического клубка молекул в очень разбавленном растворе определяется величиной эффективного гидродинамического диаметра этих молекул. На основании этого можно рассчитать калибровочную кривую по величинам элюирующих объемов для ряда охарактеризованных образцов другого полимера. Многие полимеры весьма сходны между собой по степени развернутости клубков, о чем свидетельствуют данные элюирования через колонку с гелем, а также характеристические вязкости этих полимеров. Поэтому можно провести предварительную оценку калибровочной кривой в терминах длины цепи. [c.151]

Присоединение молекул воды к оксиэтилированным веществам всегда протекает экзотермически, энергия водородной связи составляет около 7 ккал1моль. По максимальному повышению температуры при растворении в воде определенных количеств оксиэтилированных веществ Карабинас и Метцигер определяли степень их гидратации и получили результаты, хорошо совпадающие с теоретически вычисленными величинами. Подогрев разбавленных растворов оксиэтилированных веществ до определенной температуры приводит к дегидратации этих веществ вследствие того, что энергия водородной связи недостаточно велика. Дегидратированное при нагревании вещество теряет способность растворяться в воде п раствор становится мутным, а при охлаждении вещество опять растворяется в воде. Для каждого оксиэтилированного вещества имеется своя температура помутнения разбавленного водного раствора, являющаяся мерой соотношения величин гидрофильной и гидрофобной частей молекулы оксиэтилированных веществ. [c.138]

Характерным свойством понптов является набухаемость при контакте сухого ионита с раствором. Особенно сильно набухают синтетическпе ионообменные смолы. Основной причиной набухания ионитов в воде является наличие гидрофильных функциональных групп. Умеренное набухание ионитов является положительным фактором, способствующим функционированию ноногенных групп, находящихся внутри зерна ионита. Количественной характеристикой набухания является степень набухания ионитов. Степень набухания определяется отношением разности объемов набухшего и сухого ионита к массе сухого ионита. Набуханию препятствуют силы упругости трехмерной структурной сетки (матрицы), которые растут с увеличением степени сшивки полимера (т. е. с увеличением количества вводимого при синтезе мостикообразователя). Набуханию способствуют большая обменная емкость, гидратация противоионов и разбавление раствора (увеличение термодинамической активности растворителя). Неорганические иониты набухают очень слабо и удерживают растворитель в полостях кристаллической структуры. [c.169]

Соотношение (УП1.27) позволяет определить степень ионизации электролита по отклонению его свойств от законов разбавленных растворов. В качестве примера определим степень ионизации 0,1 и. К2804, который замерзает при —0,225° С (АГэ =0,225°). Для водных растворов неэлектролитов криоскопическая константа равна Лк= 1,86°. Если бы К2504 не распадался на ионы в водном растворе, то соответствующее понижение 0,1 н. раствора было бы равно [c.259]

Потенциал указанной восстановительной реакпии Е определяет степень химического окисления углеродной матрицы и имеет предел, выше которого образуется оксид графита СпОН, а формирование МСС прекращается. Е может регулироваться разбавлением водой серной кислоты. Кривые изменения потенциала графита в зависимости от времени реакции при химическом окислении углеродной матрицы азотной кислотой в растворе серной кислоты показаны на рис. 6-18. [c.306]

Зависимость эквивалентной электропроводности от концентрации в растворах слабых электролитов объясняется прежде всего их неполной диссоциацией. Предельную эквивалентную электропроводность Хо, соответствующую полной д иссоциации вещества, получают экстраполяцией экспериментальных данных, полученных при постепенном разбавлении раствора, на бесконечное разбавление. Если не принимать во внимание электростатическое взаимодействие, то можно, как это предложено Аррениусом, определить степень диссоциации как а=ХДо. [c.330]

Вода способна к самопроизвольной ионизации (самодиссоциации), которая происходит в незначительной степени с образованием ионов (водн.) и ОН (водн.). Степень самодиссоциации определяется ионным произведением воды, равным Кн о = [Н + ][ОН-] = 1,0 10- Это соотношение применимо не только к чистой воде, но и к любым водным растворам. Поскольку концентрацию воды в разбавленных растворах можно считать пракп и-чески постоянной, [Н2О] исключается из выражения для константы равновесия, т.е. из ионного произведения, а также из выражений для констант других равновесий в водных растворах. [c.102]

При разбавлении растворов сильных электролитов активность стремится не к концентрации, а определяется концентрацией в степени V. Например, для растворов 2п504 [c.165]

Однако влияние этих равновесий на силу кислот сказывается только в концентрированных растворах. В разбавленных растворах, в которых определяются термодинамические константы, реакция (IV) обычно проходит до конца, а реакция (V) практически еще не начинается. Напрймер, в очень концентрированных водных растворах молекулы азотной кислоты ассоциированы, при добавлении воды ассоциаты уступают место продуктам взаимодействия азотной кислоты с водой состава HN0з H20 и НКОз-ЗНзО одновременно изменяется степень ассоциации воды. При дальнейшем разбавлении эти продукты диссоциируют па сольватированные ионы. Если при этом диэлектрическая проницаемость раствора невелика (смеси диоксана с водой), то образуются ионные молекулы — ионные двойники. Наличие таких ионных двойников наряду с молекулами обнаруживается на основании различия между константами диссоциации, определенными из электрохимических и оптических данных. Ионные молекулы, как и обычные, не переносят тока, но их оптические свойства близки к свойствам свободных ионов. [c.295]

Т. е. степень электролитической диссоциации равна отношению эквивалентной электропроводности при данном разбавлении раствора к эквивалентной электропроводности при бесконечном разбавлении. Удобно определять а также с помощью коэ( )фи-циента /, который сравнительно легко измеряется эбулиоскопи-ческим или криоскопическнм методом. [c.264]

В ряд колонок вносят калиброванной пипеткой точно по 0,2 мл стандартных растворов последовательно, по мере их разбавления. В колонке образуется серо-черная зона комплексной соли рубеаиата меди. Разбавление и исследование растворов повторяют до получения отрицательной реакции (одновременно не менее двух параллельных определений). Зная исходную концентрацию раствора (С) и степень разбавления (л), определяют предельную концентрацию исходного раствора соли меди (В), которая может быть вычислена по формуле [c.314]

Разбавленные растворы слабых электролитов близки по свойствам к идеальным растворам. Равновесие в таких растворах определяется константой диссоциации. Степень диссоциации слабого электролита, определенная для разбавленного электролита различными способами, дает удовлетворительные совпадения. Один из способов определения степени диссоциации слабого электролита основан на измерении осмотического давления, понижении давления пара, понижении температуры замерзания или повышении температуры кипения. В этом случае величина измеренного свойства для электролитов оказывается в i раз больше по сравнению с неэлектролитами, причем изотонический коэффициент i достаточно простым соотношением связан со степенью диссоциации. Так, в частаом случае бинарного электролита, молекулы которого распадаются на два иона, например для гидроокиси аммония, получается следующее выражение изотонического коэффициента ( 69) через степень диссоциации [c.238]

Для одних и тех же температуры и концентрации степень электролитической диссоциации растворов определяется главргы.м образом типом химической связи а электролите. Зависимость степени диссоциации от концентрации затрудняет использование этой величины для сравнения большого числа. электролитов, так как не всегда можно иметь растворы выбранной концентрации. Зависимость степени диссоциации от концентрации вобще.м виде может быть выражена приближенно формулой т. е. степень диссоциации увеличивается с разбавлением. [c.71]

Идеальный раствор — это раствор, подчиняющийся закону Рауля (см. гл. IV). У реальных растворов наблюдаются положительные или отрицательные отклонения от этого закона, которые связаны с различием взаимодействия молекул растворенного вещества друг с другом и с молекулами растворителя. При разбавлении раствора его поведение приближается к идеальному. В растворах неэлектролитов между молекулами в основном действуют силы Ван-дер-Ваальса (если не происходит химического взаимодействия), которые малы и быстро убывают с увеличением расстояния (обратно пропорционально шестой или более высокой степени). В растворах же электролитов силы взаимодействия убывают по закону Кулона, обратно пропорционально квадрату расстояния. Поэтому они больше, чем у неэлектролитов, и отклонения от идеальных растворов наблюдаются при гораздо меньших концентрациях, чем для растворов неэлектролитов. Таким образом, в термодинамических уравнениях для растворов электролитов уже при малых концентрациях надо пользоваться не концентрациями, а активностями. В растворе -сильного электролита молекулы полностью диссоциированы на ионы, и говорят об активностях ионов. Но ионы нёвозможно выделить или получить раствор одного вида ионов, поэтому нельзя непосредственно определить активность ионов одного знака. Приходится вводить дополнительные условия. [c.359]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология