Константа диссоциации полная

Поскольку слабые кислоты диссоциируют в воде лишь частично, слабая кислота, например уксусная, создает в водном растворе меньшую концентрацию ионов водорода, чем полная концентрация добавляемой в раствор кислоты. В таких случаях для определения концентрации ионов водорода и проведения связанных с этим расчетов приходится обращаться к выражению для константы диссоциации слабой кислоты. Чтобы пояснить сказанное, вычислим pH 0,0100 М раствора уксусной кислоты. Из примера 4, в котором рассматривалась азотная кислота, нам известно, что 0,0100 М раствор сильной кислоты имеет pH 2,00. Поскольку уксусная кис- [c.229]

Константы диссоциации и ассоциации кислот и оснований все же описывают их свойства недостаточно полно. Важную роль в понимании многих химических процессов, и в частности явления катализа, сыграла концепция жестких и мягких кислот и оснований (принцип [c.235]

Потенциальная энергия двух противоположно заряженных ионов на этом расстоянии равна 2 кТ, при этом кинетическая энергия недостаточна для преодоления взаимного притяжения ионы остаются связанными в пару, которая не участвует в электропроводности, хотя и не является настоящей молекулой. Можно подсчитать число ионов, которые находятся вокруг иона противоположного знака между критическим расстоянием д и расстоянием наибольшего сближения. Таким способом определяется число ионных пар, степень их диссоциации и константа диссоциации ионных пар по закону действия масс. Б воде при 25° С для одно-одновалентного электролита критическое расстояние невелико (( = 3,57 А), число ионных пар очень мало, имеется почти полная диссоциация. Для ионов с большими зарядами, а также в растворителях с небольшой диэлектрической проницаемостью величина д имеет большие значения, и ассоциация увеличивается. Ассоциация зависит также от радиуса ионов и растет с уменьшением этого радиуса (т. е. увеличением расстояния наибольшего сближения), Так, в растворах ЬаРе (СМ) 6 в смешанных растворителях, диэлектрическая проницаемость которых О <57, константа диссоциации ионных пар уменьшается с уменьшением О в количественном согласии с теорией. Это падение константы лежит в пределах от 10" до 10 . В растворе с /п=0,01 степень диссоциации ионных пар по мере уменьшения О изменяется от 0,3 до 0,03 число ионных пар очень велико. В водных растворах с 0 = 81 содержание ионных пар при малых концентрациях составляет доли процента. [c.416]

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]

При титровании кислот средней силы, константы диссоциации которых заметно различаются по величине, кондуктометрические кривые имеют пологий минимум излом кривой соответствует полной нейтрализации кислоты. Например, этот тип кривой (рис. 6, ж) наблюдается при титровании винной кислоты (р/Ся = = 2,98 рКа = 4,34). [c.80]

При титровании двухосновных кислот, слабо диссоциирующих по первой и второй ступеням, проводимость увеличивается. Для дифференцированного титрования этих кислот по ступеням нейтрализации необходимо, чтобы кислоты имели не только достаточную разницу в константах диссоциации, но и отличались подвижностями НАп - и Ап -ионов. Так как подвижности анионов (кроме ОН ) в общем мало различаются, вероятность получения резких изломов мала. Обычно наблюдается один излом, соответствующий полной нейтрализации кислоты. Верхние границы рКа для двухосновных кислот, определяемых в водных растворах при различных концентрациях, аналогичны рассмотренным для одноосновных кислот при этом возможность определения кислоты зависит от величины второй константы Диссоциации кислоты. [c.80]

Можно попытаться решить это уравнение, пользуясь тем же приближенным подходом, который был описан выше, т.е. пренебрегая концентрацией диссоциированной кислоты по сравнению с ее исходной концентрацией (пренебрегая величиной X по сравнению с 0,10). Однако Б данном случае константа диссоциации имеет большую величину, и такое приближение должно оказаться неудовлетворительным. Поэтому преобразуем приведенное выше уравнение в стандартное полное квадратное уравнение [c.86]

При продолжительном пропускании сероводорода раствор насыщается и концентрация его равна 10—1 г-моль л. Концентрация ионов цинка при практически полном осаждении равна 10 г-ион л. Константы диссоциации сероводородной кислоты равны Кг = 8,9 10 и = 1,3 10—Находим общую константу диссоциации сероводородной кислоты, равную произведению двух констант диссоциации [c.176]

Поскольку константа диссоциации основ, ния очень мала, мы можем пренебречь небольшим количеством NHз, которое прореагировало с водой, по сравнению с полной концентрацией NHз, другими словами, пренебречь величиной [c.90]

Раствор, содержащий 0,030 мо.ггя слабой кислоты НХ и 0,40 моля соли NaX, разбавили до полного объема 0,200 л. Этот раствор имеет pH = 5,32. Найдите константу диссоциации кислоты [c.140]

Неводные растворы еще мало исследованы, и значения констант диссоциации в них, необходимые, например, для оценки условий и возможности количественного определения, как правило, отсутствуют в литературе. Величины ионных эквивалентных проводимостей при бесконечном разбавлении, достаточно полно представленные для водных растворов, для неводных растворов также мало изуче- [c.68]

Устойчивость внутренней сферы комплексного соединения в водном растворе может быть количественно охарактеризована величиной ее полной константы диссоциации (т. н. константы нестойкости комплекса). Чем меньше эта величина, тем устойчивее внутренняя сфера (при данном координационном числе). Например, для комплексных ионов [Ag(NH3)j] и [А (СЫ)г] соответствующие выражения имеют вид [c.412]

Чтобы решить, в каком случае происходит более полное смещение равновесия вправо, следует сопоставить константы диссоциации угольной и сернистой кислот, а также растворимость получающихся газов в воде. Первое равновесие можно считать значительно более смещенным вправо (практически до конца), так как угольная кислота менее устойчива, чем сернистая, а СО2 менее растворима в воде по сравнению с SO2. [c.33]

Общие рекомендации по выбору растворителя для титрования. Из уравнений (11.40) —(11.43) следует, что полнота протекания кислотно-основных реакций прямо пропорциональна константе диссоциации растворенного соединения и обратно пропорциональна ионному произведению растворителя. Обе эти величины определяются диэлектрической проницаемостью растворителя. Полные уравнения для констант равновесия включают еще константы диссоциации титрантов и образующихся солей. Если образующиеся соли нерастворимы, то в уравнения входят величины произведений растворимости. [c.200]

Это сближает свойства слабых и сильных электролитов и говорит о том, что их диссоциацию следует рассматривать с единой точки зрения. Полная диссоциация электролитов в водных растворах является только частным, предельным случаем диссоциации электролитов с высоким значением константы диссоциации. При этом нужно сказать, что и в водных растворах можно найти соли, диссоциация которых подчиняется закону действия масс, хотя кристаллы их состоят из ионов. [c.302]

Доказано, что все сильные электролиты диссоциированы в рлстворе практически нацело, независимо от концентрации их растворов. Но, несмотря на полную диссоциацию, с увеличением концентрации раствора расстояние между ионами уменьшается, а соответственно уменьшается и степень гидратации (размеры водной рубашки вокруг иона и молекулы), и поэтому электростатическое взаимодействие между положительными и отрицательными ионами электролита возрастает. Следовательно, с увеличением концентрации сильных электролитов уменьшается кажущаяся степень диссоциации, уменьшается константа диссоциации. Наоборот, в разбавленных растворах расстояния между противоположно заряженными ионами больше и взаимодействие между этими ионами мало, поэтому степень диссоциации электролитов при разбавлении растворов повышается. [c.165]

Из полного выражения для обычной константы диссоциации [c.317]

Подставляя в уравнение (VII,10) значение 2 с= С смн++ л- получим полное уравнение для обычной константы диссоциации кислоты (при 2 == 1) [c.325]

Поведение водных растворов электролитов в химических реакциях во многом зависит от того, насколько полно они распадаются на ионы. Для количественной оценки диссоциации важное значение имеют такие параметры, как степень и константа диссоциации. [c.106]

Катализатором, наиболее широко используемым в промышленности, является ион арсенита, As(0H)a0 , который вводится в раствор карбоната калия, используемый для абсорбции СОа, в виде арсенита калия или AS2O3. Константа скорости для арсенита составляет около 5000 л1 моль -сек) при 25 °С, а энергия активации— около 5700 кал/моль. Так как каталитическим действием обладает лишь анион, а не недиссоциированная мышьяковистая кислота, то значение константы [ at] скорости реакции первого порядка будет уменьшаться при снижении pH до уровня, при котором диссоциация будет частично подавляться. Это может происходить в карбонат-бикарбонатных растворах при обычных температурах. Однако в промышленных условиях абсорбцию СОа растворами поташа проводят чаще всего при температуре около 100 °С. В таких условиях константа диссоциации, видимо, достаточно велика, чтобы обеспечить практически полную ионизацию арсенита во всех участках абсорбционного аппарата. Шарма и Данквертс дают информацию о влия- [c.243]

Первая константа диссоциации слабой кислоты НгА равна МО-З (НгА = Н++НА-), вторая равна МО " (HA =H+-fA2-). Вычислите полну-ю константу диссоциации (НаА = 2Н++А2-). [c.121]

Первая константа диссоциации слабой кислоты НгА равна ЫО-з (НгА = Н++НА-), вторая равна 10- (HA- = H+-f А -). Вычислите полную константу диссоциации (Н2А = 2Н++А2-). [c.122]

Первая константа диссоциации слабой кислоты НгА равна ЫО- (НгА=Н++НА-), вторая равна Ы0- (НА-=Н++А2-). Вычислите полную константу диссоциации (НгА = 2Н++А2-). [c.123]

Первая константа диссоциации слабой кислоты H2A равна ЫО- (Н2А = Н++АН-), вторая равна ЫО (НА-=Н++А2-). Вычислите полную константу диссоциации (Н2А = 2Н++А2-). [c.124]

Первая константа диссоциации слабой кислоты HjA равна 1-10-в (Н2А = Н+Ч-НА-), вторая равна ЫО- (НА- = Н++А2-). Вычислите полную константу диссоциации (Нг = 2Н++А2-). [c.129]

Первая константа диссоциации. ......... 2,2-10- 7,510-- 10 + 3 Полная [c.94]

Исходя из определенной таким образом концентрации и полной аналитической концентрации слабой кислоты, можно вычислить степень ее диссоциации и константу диссоциации (уравнение 3). [c.170]

Си(ЫНз)5 , Со +, Си-" и ЫНз в полученном растворе. Константы нестойкости полной диссоциации для [Со(ЫНз) ]3+ 7,1 10 6, для [Си(ЫНз)4]2+ 2,1 10 3. [c.345]

Название кислоты Положение карбоксильных групп Константа диссоциации Полные ме гиловые эфиры [c.604]

Сильные и слабые кислоты. Определения кислоты и основания по Аррениусу и по Бренстеду - Лаури. Полная и неполная диссоциация. Константа диссоциации кислоты К . Сопряженные основания. Выравни-ваюшее действие растворителей. [c.206]

Вычислить pH 0,04 m водного раствора каприловой кислоты, если константа диссоциации при 25° С /(д, = 1,28 Ю . Как изменится pH раствора после прибавления к нему водного раствора гидроокиси натрия в количестве, равном половине необходимого для полной нейтрализации Рассчитать э. д. с. гальванического элемента, сосчавлеииого из электродов водородного и 0,1 и. каломельного В состав водородного электрода входит заданный раствор каприловой кислоты. [c.186]

При содержании в системе малорастворимого и слабодиссоции-рунэщего электролита равновесие будет смещаться в сторону того из веществ, при образовании которого ионы связаны полнее. В )том случае сравниваются ПР и константа диссоциации (К). Например [c.219]

Из (14.34) видно, что а ->1 при /Сдисо С о оо. Таким образом, диссоциация проходит тем полнее, чем выше константа диссоциации и ниже концентрация. Условие, при котором степень диссоциации близка к единице, т. е. степень ассоциации много меньше единицы, можно представить как неравенство [c.227]

Растворение гидроксидов и солей слабых кислот в кислых растворах достигается в результате уменьшения концентрации аниона. Можно перевести труднорастворимую соль в раствор, уменьшая концентрацию катиона путем связывания его в комплексный ион с помощью подходящего лиганда. Например, можно растворить Ag l в растворе аммиака, связывая ион Ag B виде комплекса [Ag(NH3)2]. Для упрощения расчета не будем учитывать ступенчатый характер образования комплексного иона, т. е. будем принимать во внимание только равновесие А + 2NH 3 [Ag(NH 3)2] которое характеризуется константой диссоциации комплекса 9,3 10" М . При полном растворении получится раствор соли [Ag(NH 3) aJ l. Чтобы получить раствор этой соли с концентрацией, скажем, 0,01 М, нужно, чтобы концентрация Ag не превышала отношение ПР/0,01 = 1,8 10" /0,01 =1,8 10 М. Из условия [Ag ][NH3]V[Ag(NHs)2] = 9,3 10" следует, что концентрация NH3 должна быть не ниже чем] / - - - =0,227 М. [c.250]

Константа полной диссоциации многоосновной кислоты равна произведению ее констант диссоциации по ступеням. Например, для Н3РО4 из приведенных в таблице основного текста данных получается следующее значение К [c.182]

При более детальйой характеристике устойчивости комплексных соединений указываются их последовательные константы диссоциации. Например, для аммиачного комплекса серебра имеем [Ag(NHз)2] 5 [AgNHз] + NHз (К] = 6 10" ) и [AgNHз] 5 Ag + ЫНз (К2= - 10- ). Как и в случае кислот (V 5 доп. 17), произведение Кх-Кг дает полную константу нестойкости данного комплекса. [c.412]

Н2А=Н++НА ), вторая равнаЫО (НА-=Н++А2-). Вычислите полную константу диссоциации (Н2А = 2Н++А "). [c.121]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология