Константа равновесия диссоциации электролита

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]

Величина К называется константой диссоциации электролита. Она характеризует склонность его к ионизации. Чем больше ее величина, тем сильнее диссоциирует слабый электролит и тем выше концентрации его ионов в растворе при равновесии. [c.49]

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]

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]

Согласно закону действия масс, равновесие должно установиться тогда, когда отношение произведения концентраций свободных ионов к концентрации недиссоциированных молекул сделается равным некоторой постоянной величине К, называемой константой электролитической диссоциации. Из приведенного выражения константы видно, что чем больше ионов может дать данный электролит и. чем меньше остается в растворе его недиссоциированных молекул, тем больше и его константа диссоциации. Константа электролитической диссоциации не зависит от концент- [c.102]

Приведенное экспериментально найденное значение константы равновесия относится к комнатной температуре. Пусть в частном случае равновесная концентрация [СН3СООН] = 0,1 моль/л. Нетрудно вычислить, что в этом случае концентрация каждого иона будет порядка 0,001 г-ион/л, и это свидетельствует о том, что уксусная кислота — слабый электролит. Левую часть уравнения (2) можно представить в форме более удобной для обсуждения, если ввести понятие о степени диссоциации электролита и его разведении. Определим степень диссоциации как долю грамм-молекулы электролита, существующей в растворе в виде ионов. Обозначим эту долю буквой а. Та часть грамм-молекулы, которая существует в растворе в виде недиссоциированных молекул, будет равна, очевидно, 1 — а. Назовем объем V раствора, содержащий один моль электролита, разведением раствора. Значение разведения необходимо, чтобы связать степень диссоциации с концентрiциями участников равновесия. Действительно, в применении к диссоциации уксусной кислоты будем иметь [c.58]

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 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]

Гомогенные равновесия, которые при этом устанавливаются, значительно смещены вправо и тем в большей степени, чем менее диссоциирован образовавшийся электролит, т. е. чем меньше константа его диссоциации. Если сопоставить константы диссоциации уксусной и синильной кислот, которые соответственно равны 1,8-10" и 6,2 -10 можно сделать вывод, что равновесие реакции [c.143]

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]

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]

Равновесие в электролитах константа диссоциации. Любой электролит МА при растворении в подходящем растворителе диссоциирует на ионы лишь в большей или меньшей степени, в зависимости от природы данного электролита. Если даже электролит ионизирован полностью, как, например, в случае водных растворов простых солей, то все же может наблюдаться тенденция к образованию ионных пар в сравнительно концентрированных растворах, так что диссоциация не обяза- [c.229]

Рассматривая индикатор как слабый органический электролит, необходимо отметить, что добавление ионов Н+ и ОН" резко увеличивает или подавляет диссоциацию индикатора в зависимости от его кислотно-основных свойств, которые характеризуются степенью диссоциации индикатора. Например, метиловый оранжевый значительно сильнее диссоциирует, чем фенолфталеин. Если сопоставить значения констант диссоциации фенолфталеина /С = Ю и метилового оранжевого К = = 3-10 с константами диссоциации угольной кислоты /Сх = = 4,31-10 и уксусной кислоты /С = 1,75-10" , то увидим, что эти кислоты сильнее диссоциируют, чем фенолфталеин, и слабее метилового оранжевого. Если уксусной или угольной кислотой подействовать на окрашенную натриевую соль фенолфталеина, произойдет смещение равновесия [c.115]

Чем больше Кдасс, тем сильнее диссоциирован слабый электролит. Наряду с Кдпсс для количественной характеристики равновесия используют величину степени диссоциации а. Она характеризует долю молекул слабого электролита, которые диссоциировали в растворе на ионы. Степень диссоциации связана с константой диссоциации. Взаимосвязь между ними может быть найдена следующим образом. Если начальная концентрация растворенного слабого электролита равна С молей в 1 л, то после диссоциации в состоянии равновесия [А+]=аС [Х ] =аС [АХ] = (1 — а) С. Подставляя значения равновесных концентраций реагирующих веществ в уравнение (1.23), получаем [c.36]

Величину К называют константой диссоциации электролита. Она характеризует его склонность к ионизации. Чем больше величина К, тем сильнее диссоциирует слабый электролит и тем выше концентрация его ионов в растворе при равновесии. Величину константы диссоциации вычисляют, исходя из молярной концентрации раствора и степени ионизации слабого электролита (при постоянной температуре). Например, если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты СН3СООН при 18 С степень ионизации равна 0,0132, то константу диссоциации находят путем следующих рассуждений. В 1л 0,1 М раствора содержится 0,1 моль уксусной кислоты. Из них соответственно степени диссоциации распалось на ионы 0,1 0,0132 = 0,00132 моль. Остальная кислота находится в виде недиссоциированных молекул, что составляет 0,1 — 0,00132 = 0,09868 моль. [c.27]

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]

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]

Равновесия электролит—неэлектролит экстрагируемое соединение диссоциировано в одной фазе и недиссоциировано в другой. Равновесия этого типа встречаются наиболее часто потому, что большинство солей и неорганических кислот в значительной степени диссоциировано в водной фазе, большинство экстрагентов имеет низкую диэлектрическую проницаемость s (порядка 2—5) и заметная диссоциация в них практически невозможна [согласно формуле (1.26) константа ассоциации ионов обратно пропорциональна кубу диэлектрической проницаемости е и при переходе от воды к эстрагенту с е=4 увеличивается в — (80/4) = 8000 раз ]. [c.18]

В растворах слабых электролитов процесс диссоциации обратим и равновесие характеризуется константой электролитической диссоциации Кд- Пусть в растворе находится бинарный слабый электролит КА, диссоциирующий на однозарядные ионы К и А . При равновесии КА [c.108]

Допустим, что к раствору МН40Н прилили сильный электролит, содержащий одноименные ионы, например, МН4С1. При этом концентрация катионов N4 повысится во много раз. Вследствие этого числитель уравнения сильно увеличится, и величина дроби станет больше константы диссоциации. Нарушенное таким образом равновесие будет восстанавливаться в результате соединения ионов КН и ОН в недиссоциированные молекулы NH40H. [c.55]

К раствору уксусной кислоты добавим сильный электролит с одноименным ионом, например ацетат натрия — Hs OONa. О том, куда сместится равновесие, можно сделать вывод, если написать уравнение константы диссоциации для уксусной кислоты [c.97]

Если между двумя растворителями распределяется диссоциирующий электролит, то, с одной стороны, в каждой из фаз устанавливается равновесие между молекулами и ионами, характеризуемое соответствующей константой диссоциации, а с другой стороны, — равновесие между недиссоцииро-ванными молекулами в разных фазах, характеризуемое константой распределения. Поэтому отношение между аналитическими концентрациями Сх и Сц рассматриваемого вещества в обеих фазах подобных систем не остается постоянным, так как аналитические данные охватывают как недиссоци-ированную, так и диссоциированную части растворенного вещества, доля же диссоциированной части зависит от общего количества вещества в каждой из фаз по-разному. [c.296]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология