Константа диссоциации равновесия

В растворах, содержащих кислоты или основания, всегда образуется то или иное количество водородных или гидроксильных ионов, которые будут влиять на состояние равновесия (а). Константа диссоциации равновесия выражается уравнением [c.56]

Помимо константы диссоциации воды Нп о и ее ионного нроиз-веления Ки-, важной характеристикой еюды является также константа равновесия К, отвечающая реакции [c.39]

НИТЬ влиянием двух противоположно направленных воздействий. С одной стороны, всякая диссоциация протекает с поглощением тепла, и следовательно, при повышении температуры равновесие должно смещаться в сторону большей степени диссоциации. С другой стороны, при повышении температуры диэлектрическая проницаемость воды, служащей растворителем, уменьшается, а это способствует воссоединению ионов. Максимального значения константа диссоциации достигает при той температуре, при которой влияние второго фактора начинает преобладать. [c.462]

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]

На это при технических расчетах следует обращать особое внимание, так как в некоторых учебных пособиях константы равновесия отождествляются с константами диссоциации реакций, протекающих в газовой фазе. [c.182]

Это равновесие сильно смещено вправо, т. е. преобладающей формой является метамышьяковистая кислота HAsOj. Константа диссоциации этой кислоты К — 10- . При действии щелочей на AS2O3 получаются соли мышьяковистой кислоты — а р с е н и т ы,— например [c.425]

В растворе устанавливается равновесие, константа которого раина отношению истинных термодинамических констант диссоциации или, что то же самое, отношению термодинамических констант диссоциации Запишем реакции диссоциации воды и диссоциации гидроксония. В обоих случаях диссоциация протекает с участием одной молекулы воды, присоединяющей протон [c.477]

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]

Первое равновесие —диссоциация по первой ступени — характеризуется константой диссоциации, обозначаемой /С11 [c.238]

В растворах с лабых электролитов можно говорить о равновесии между ионами п реально существующими недиссоциированными молекулами. В таких растворах концентрации ионов сравнительно малы, что дает основание пренебречь силами их электростатического взаимодействия и принять, что свойства растворов слабых электролитов определяются только равновесием диссоциации, которое в этом случае полностью подчиняется закону действия масс. Константа протекающего при этом равновесного процесс называется константой диссоциации электролита и представляет собой отношение произведения концентраций ионов в растворе слабого электролита к концентрации его недиссоциированной части. [c.108]

Добавление в раствор кислоты смещает равновесие диссоциации индикатора влево, а добавление основания смещает это равновесие вправо. Следовательно, метиловый оранжевый имеет красную окраску в кислых растворах и желтую-в основных. Интенсивность окраски таких индикаторов, как метиловый оранжевый, настолько велика, что она хорощо заметна даже при введении в раствор очень небольшого количества индикатора, неспособного существенно повлиять на pH раствора. Отношение концентраций диссоциированной и недиссоциированной форм индикатора зависит от концентрации ионов водорода в растворе, как это видно из выражения для константы диссоциации индикатора [c.234]

До добавления НС1 равновесие в растворе определяется константой диссоциации уксусной кислоты [c.240]

В табл. 17-4 приведены значения стандартной свободной энергии для реакции диссоциации SO3 при различных температурах, вычисленные по экспериментальным данным о константе диссоциации. По мере повышения температуры стандартное изменение свободной энергии для рассматриваемой реакции становится все более отрицательным, а константа равновесия возрастает, и для установления равновесия реакция должна все более смешаться вправо. Приведенные в этой таблице данные позволяют определить теплоту и энтропию реакции. Для того чтобы понять, как это делается, разделим левую и правую части уравнения (17-13) на Т, при этом получится соотношение AG°/T = АН°/Т — AS°, называемое уравнением Гиббса-Гельмгольца. Если воспользоваться этим уравнением и построить график зависимости величины AG°/T от 1/7 то тангенс угла наклона графика к оси абсцисс в каждой точке графика дает значение АН° при соответствуюшей температуре. [c.110]

В принципе расчеты с использованием констант образования ничем не отличаются от расчетов констант диссоциации кислот или оснований. Это становится совсем очевидным, если записать уравнение (20-1) как реакцию диссоциации o(NH3)g , а не ассоциации реагентов в этом случае константа диссоциации должна определяться выражением, обратным Кобр. Однако в равновесиях с участием комплексных ионов принято пользоваться константами образования. [c.242]

Как и во всяком обратимом процессе, здесь устанавливается равновесие. Количественно его можно характеризовать константой равновесия константой диссоциации Д д), определяемой для разбавленных растворов того же электролита ВгА соотношением [c.388]

Скорость реакции пропорциональна концентрациям свободной кислоты и амина (аммиака), которые определяются равновесием диссоциации соли. Константа этого равновесия растет с повышением температуры, чем и обусловлен выбор температуры амидирования. [c.222]

В растворах, содержащих кислоты, образуемые ими водородные ионы влияют на положение равновесия в реакции (ХП, 15). В растворах, содержащих основания, на равновесие соответственно влияют гидроксильные ионы. Равновесие это определяется константой диссоциации, в общем случае выражаемой, через активности [c.399]

Рассмотрим для примера раствор, содержащий уксусную кислоту и ацетат натрия СНзСООМа. Равновесие в процессе диссоциации кислоты характеризуется константой диссоциации [c.402]

Вычислите константу диссоциации ВаО по уравнению реакции ВаО (г) = Ва (г) -Ь Oj при 4000 К, если константы равновесия реакций [c.281]

NH4OH более сильный электролит по сравнению с угольной кислотой (анализ констант диссоциации). Равновесие (3) относительно больше смещено вправо (анализ констант гидролиза). Оба пути приводят к однозначному решению реакция раствора щелочная. [c.138]

Несмотря на значительные успехи в области изучения структуры воды и водных растворов, предложенные теории гидратации ионов дают пока лишь качественное описание наблюдаемых явлений. Количественные характеристики растворов даются на основе классической теории электролитической диссоциации. В связи с этим для сильных электролитов (к ним относятся все растворенные в природных водах соли) при расчете констант диссоциации, равновесия, гидролиза и др. используют активности или умножают аналитически определяемые концентрации ионов на соответствующие коэффициенты активности. Согласно эмпирической теории Льюиса и Рендалла при концентрациях электролитов т 0,02 моль/л, что близко к солевому составу пресных вод, средний коэффициент активности диссоциирующего на ионы вещества у[ является функцией ионной силы раствора р., которая суммарно оценивает влияние силовых полей ионов на различные свойства растворов. Как известно, ионная сила водных растворов и коэффициенты активности определяются из выражений (г — валентность ионов) [c.83]

Несмотря на значительные успехи в области изучения структуры воды и водных растворов, предложенные теории гидратации ионов дают пока лишь качественное описание наблюдаемых явлений. Количественные ха-.рактеристики расгворов даются на основе классической теории электролитической диссоциации. В связи с этим для сильных электролитов (к ним от-лосятся все растворенные в природных водах соли) при расчете констант диссоциации, равновесия, гидролиза и др. используют активности или умножают аналитически определяемые концентрации ионов на соответствующие [c.148]

Уравнения (3.18) — (3.21) устанавливают связь между константами диссоциации, выраженными в т(фминах активности и концентрации, Подобным же образом можно установить связь и для других случаев химического равновесия в идеальных и в реальных растворах. Так, иапример, водородный показатель в реальных растворах должен быть равен отрицательному десятичному логарифму активности иопов водорода [c.78]

Решение. Согласно принятым нами обозначениям констан та диссоциации окиси азота равна константе ее равновесия, так как процесс термического разложения N0 протекает с выделением тепла. Следовательно, если обозначи.м парциальные давления N0, N2 и О2 в равновесной смеси соответственно о. N, получим [c.184]

Представление о тройниках и теория равновесий тройников используются для объяснения аномальных кривых электропроводности. В растворах с невысокой диэлектрической проницаемостью (смеси вода — дноксан) удается путем обработки данных по электропроводности установить наличие ионных пар и Т1 С1Йников, их концентрации и константы диссоциации. Установлено наличие таких образований, как ВаС1+, А С1 , Ь1С1 , даже в водных растворах. [c.417]

Для точных расчетов ионных равновесий необходимо пользоваться термодинамической константой диссоциации из уравнения (XVIII, 18). Коэффициенты активности рассчитываются по формулам (XVI, 48), (XVI, 50) или (XVI, 52) (см. гл. XVI, 7), В простейшем случае, когда молекула диссоциирует на два иона, имеем на основании выражения (XVIII, 9) при Усн,соон [c.464]

Располагая истинными термодинамическими константами диссоциации, можно легко и просто находить константы, характеризующие различные ионные равновесия. Рассмотрим, например, диссоциацию воды, состоящую в том, что одна молекула отдает протон, а другая этот протон присоединяет. Таким обра- [c.476]

Если пользоваться значениями активности, то законы химиче ского равновесия можно применять н к сильным электролитам, В частности, при этом можно получить значения констант дне-социации сильных кислот. В выражении константы диссоциации вместо концентраций нонов и неднссоциированных молекул будут стоять их активности. Несмотря на некоторую формальность такого рода констант, они полезны, так как дают возможность сравнивать друг с другом свойства сильных кислот. В табл. 14 приведены константы диссоциации некоторых сильных кислот, выраженные через активности. [c.242]

Для решения ЕЮпроса о том, в каком случае происходит более полное, смещение равновесия вправо, следует сопоставить константы диссоциации угольной и сернистой кислот, а также растворимости получающихся газов в воде. Первое равновесие можно считать значительно более смещенным вправо (практически до конца) вследствие меньщей устойчивости угольной кислоты по сравнению с сернистой и значительно меньщей растворимости Oj в воде по сравнению с SOj. [c.126]

Оба равновесия остаются, однако, сильно смени нными влево, поскольку константа диссоциации воды (К = 1,8 10 во много раз меньше константы диссоциации иона НСО., К2= 4,Н- 10 ") н константы диссоциации НРО4- (/(3 = 4,2 К) ). [c.133]

Так как К2 угольной кислоты (4,8 Ю "). меньше константы диссоциации NH4OH (1,8 10 " ), нетрудно сделать вывод, что равновесие (2) несколько больн1е смещено вправо по сравнению с (1) и, следовательно, реакция раствора слабощелочная. К тому же выводу можио прийти путем сопоставления констант гидролиза, которые соответственно равны [c.137]

Равновесия с участием слабых кислот и оснований. Уравнения материального баланса и баланса зарядов. Способы приближенного решения уравнений, включаюших константу диссоциации слабой кислоты или основания. [c.206]

Соотношение между стандартным изменением энергии Гиббса процесса и константой его равновесия является универсальным. Оно применимо к любому равновесию — и к диссоциации электролита в растворе (см. разд. 6.5), и к равновесию между кипящей жидкостью и сухнм насып1еиным паром (в этом случае К — давление пара при данной температуре), и к равновесию растворенное веигество — насыщенный раствор (/ = i a ). Сочетание уравнений (2.30) и (2.27) позволяет найти константу равиовссия [c.196]

Равновесие обратимого процесса в этих случаях смещается в сторону образования вещества, обладающего меньшей константой диссоциации. В первой реакции равновесие смещено влево (/ h n = 4,9 10 ° (снзСоон-—1,8 10 ). во второй — сильно сдвинуто вправо (/ hjO = 1,8 10 /Скн,он.= 1.8 10 "). Это отвечает значениям AG° = 43 и —84 кДж соответственно для первой и второй реакций. [c.263]

Равновесие в реакции диссоциации воды очень сильно смещено в сторону недиссоцнированной воды, однако устанавливается оно очень легко, и это делает реакцию (XII, ]5) весьма важной для многих свойств водных растворов. Степень диссоциации воды очень мала, поэтому мы не внесем ощутимых искажений, если активность (или концентрацию) недиссоциированных молекул (или с о) примем постоянной и, объединяя ее с константой диссоциации, представим соотношения (XII, 16) и (XII, 17) в [c.400]

Занятие Ь. Лаб.ряботя "Определение теплоты растворения". Решение задач. Занятие 9. Лаб.работа "Химическая кинетика и равновесие".Решение запач, Зянят ие 10. Решение задач по темам константа диссоциации, степень [c.181]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология