Электролитическая диссоциация вычисление

Согласно теории Аррениуса степень электролитической диссоциации а, определяющая долю ионизированных молекул в растворе, должна быть при заданных условиях одной и той же (независимо от метода ее измерения). При этом, согласно ее физическому смыслу, она не может быть больше единицы и меньше пуля. Однако многочисленные экспериментальные данные, полученные разными учеными, противоречили этим положениям теории. В качестве примера в табл, 13 приведены величины а для растворов соляной кислоты, вычисленные на основании измерений электрической проводимости ( i) и электродвижущих сил (02). [c.113]

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]

Методы определения степени электролитической диссоциации (а) в применении к сильным электролитам дают неправильные числа — закон действующих масс совершенно неприменим к сильным электролитам. В табл. 52 приведены значения а, найденные по понижению температуры вымерзания (ао м) и по электропроводности (а ) и вычисленные на основании этих величин постоянные электролитической диссоциации Косм и К>,- [c.171]

С разбавлением раствора электролита вероятность взаимодействия ионов в растворе уменьшается, степень электролитической диссоциации увеличивается. При этом константа диссоциации, вычисленная для данного слабого электролита, в сильно разбавленном растворе имеет постоянное значение (табл. 27). [c.191]

Вычисление электрической проводимости раствора осуществляется при подсчете числа ионов, проходящих через любое поперечное сечение электролитической ячейки в единицу времени при стандартных условиях, т. е. при градиенте потенциала 1 В/м. Допустим, что имеется раствор бинарного электролита с молярной концентрацией (кмоль/м ) растворенного вещества, скорости движения катиона н аниона которого равны соответственно и Уа, а степень электролитической диссоциации равна а. Раствор помещен в электролитическую ячейку, площадь поперечного сечения которой 5, а расстояние между электродами I (рис. 79). [c.225]

Вычисление равновесных концентраций ионов и степени электролитической диссоциации ела бого электролита по величине константы элект [c.5]

Вычисление констант электролитической диссоциации по степени диссоциации и концентрации [c.158]

Для вычисления констант электролитической диссоциации слабых электролитов применяют закон действия масс. Например, для электролита НАп согласно закону действия масс [c.158]

Для вычисления равновесных концентраций ионо составляют уравнение диссоциации данного электролит , применяют к составленному уравнению закон действия масс, подставляют значение константы электролитической диссоциации и концентрацию растворенного веществ, в соответствующую формулу и вычисляют концентрации отдельных ионов. [c.159]

При вычислении pH водных растворов средних солей слабых многоосновных кислот в расчет принимают только последнюю константу электролитической диссоциации данной кислоты. [c.96]

Степень электролитической диссоциации можно определить также по осмотическому давлению растворов электролитов. Уравнение для осмотического давления становится применимым и к растворам электролитов, если ввести в него соответствующую поправку. Давление, измеренное в результате эксперимента, оказывается больше того, которое находится путем вычисления из формулы [c.272]

Количественными характеристиками равновесного состояния примесей, относящихся к четвертой группе,в растворе является степень их диссоциации и константа диссоциации. Обычно электролиты, диссоциирующие в 0,1 н. растворах на 30% и более, называют сильными, а электролиты, степень диссоциации которых не превышает 3%,— слабыми. В случае сильных электролитов (к ним могут быть отнесены все растворенные в природной воде соли) в связи с отклонениями свойств их растворов от идеальных, для которых создана классическая теория электролитической диссоциации, при вычислении констант диссоциации необходимо использовать активности или умножать аналитические определяемые концентрации ионов на соответствующие коэффициенты активности. [c.60]

В соответствии с классической теорией электролитической диссоциации (см. ниже) множитель I в этом выражении показывает, в каком отношении возросло число молекул благодаря диссоциации. Его можно также определить как отношение получающегося при криоскопических и других определениях числа молекул к числу внесенных в раствор молекул или как отношение найденных опытным путем значений понижения точек замерзания или повышений точек кипения к соответствующим значениям, вычисленным на основании закона Рауля, при допущений, что при растворении не происходит изменения числа растворенных частиц. [c.88]

Аррениус на основании многочисленных экспериментальных наблюдений показал, что для степени диссоциации а числовые значения получаются почти точно совпадающими как при вычислении их из уравнений (18), (19) и (19а), такш при определении йх на основании изменения молярной электропроводности с разведением [согласно уравнению (17)]. На основании этого он заключил, что значения а, определяемые этими двумя различными методами, действительно представляют собой степень диссоциации электролитов. Такая .классическая теория электролитической диссоциации оказывается правильной только для слабых электролитов. Как позже было показано, она не оправдывается для сильных электролитов. [c.89]

Теория электролитической диссоциации. Аррениус обратил внимание на тесную связь между способностью растворов солей, кислот и оснований провод 1ть электрический ток и отклонениями растворов этих веществ от законов Вант-Гоффа и Рауля. Он показал, что по электрической проводимости раствора можно рассчитать его осмотическое давление, а следовательно, и поправочный коэффициент (. Значения /, вычисленные им пз электрической проводимости, хорошо совпали с величинами, найденными для тех жо растворов иными методами. [c.225]

С другой стороны, степень электролитической диссоциации, вычисленная из данных по электропроводности растворов Я сильных электролитов при конечной их концентрации и бесконечном разведении-Хоо, оказывается меньше единицы ее называют каоку-щейся степенью диссоциации [c.229]

Основы теории электролитической диссоциации. В 1887 г-Вант-Гофф установил, что определенное экспериментально осмотическое давление в растворах солей, кислот и оснований превышает вычисленное по уравнению (2.59). Подобные отклонения измеренных величин от вычисленных по соответствуюш,им уравнениям наб.5юдаются в сторону повышения для температуры кипения и в сторону понижения для температуры отвердевания этих растворов. Так, например, молекулярная масса Na l равна 58,5, а на основании криоскопических измерений она оказалась равной при-щ мерно 30. Не зная, чем можно объяснить эти отклонения, но стремясь сделать соответствующие уравнения пригодными для этих растворов, Вант-Гофф ввел в них поправочный множитель i, названный изотоническим коэффициентом . Подставляя коэффициент i в уравнение для расчета осмотического давления и в уравнения законов Рауля, получаем соотношения, пригодные для описания разбавленных растворов всех веществ, в том числе и для растворов солей, кислот и оснований [c.246]

Поскольку I = АГоп/АГвыч, то, подставив это выражение в уравнение (IV, 8), получим формулу для вычисления степени электролитической диссоциации криоскопическим методом [c.112]

В растворах электролитов вследствие электролитической диссоциации и увеличения числа частиц опытное осмотическое давление всегда больше, чем теоретически вычисленное по уравнению (П1.5). Степень отклонения наблюдаемого осмотического давления Поп от теоретически вычисленной величины Явыч выражается изотоническим коэффициентом = Поп/явыч. Поэтому при вычислении осмотического давления растворов электролитов в уравнение [c.83]

Отношение экспериментальных значений для указанных величин к вычисленным по теории идеальных растворов косит название изотонического коэффициента г. Он, как показывает опыт, не ЯЕ1Ляется постоянной величиной, что связано с изменением общего числа частиц в растворе из-за диссоциации части молекул на ионы. Теория Гроттгуса, изложенная ранее, не объяснила этих явлений. Они получили объяснение только после того, как в 1887 г. Сванте Аррениус высказал гипотезу об электролитической диссоциации. [c.67]

Один из наиболее убедительных аргументов, выдвинутых в 1887 г. шведским химиком Сванте Аррениусом в поддержку теории электролитической диссоциации солей на ионы в водном растворе, основывался на том, что понижение температуры замерзания растворов солей гораздо больше значения, вычисленного для недиссоциированных молекул. Для таких солей, как Na l или MgS04, в очень разбавленном растворе наблюдаемое понижение в два раза больше ожидаемого, а для Na2S04 или СаСЬ превышает ожидаемое точно в три раза. [c.266]

Определенное стеклянным электродом содержание Н+-иопов в АзгЗз-золе и константа электролитической диссоциации адсорбированного на его частицах НгЗ совпадают (в пределах ошибок опыта) с величинами, вычисленными из электропроводности. [c.44]

Однако эти значения не могут быть использованы непосредственно для вычисления константы электролитической диссоциации Н2О2. Нулевой потенциал стеклянного электрода был установлен по НС1 — КСЬсмеси, содернгащей сильную кислоту. Стеклянный электрод, установленный по буферу, содержащему сильную кислоту, в растворах слабо кислоты будет давать отклонение тем большее, чем сильнее разнятся их константы, особенно в щелочной области. Ввиду того, что НдО, является очень слабой кислотой, наиболее целесообразной являлась установка электрода по чистому раствору щелочи. Для этого тот же объем воды в тех же условиях был протитрован едким кали. При всех титрованиях для устранения углекислоты воздуха над жидкостью пропускался ток чистого азота. [c.46]

Таким образом, в теории электролитической диссоциации в отличие от бо.1ее ранних теорий впервые были сформулированы количественные критерии, которые могли быть проверены на ( пыте. Хорошее совпадение значений стенени диссоциации, вычисленных но уравнениям (10,11) и (10,12) из независимых измерений дв л разных свойств, было основным и весьма веским доводом в пользу этой теории и способствовало ее успеху (за ее разработку С. Аррениусу в 1903 г, была присуждена Нобелевская премия по химии). [c.164]

Согласно современным взглядам, основные положения теории электролитической диссоциации правильны и сыграли исключительную роль в развитии учения о растворах. Однако в ней имеется и ряд недостатков. Количественные соотношения теории применимы для разбавленных растворов слабых электро,штов (до 10 —10 М), При более высоких концентрациях наблюдаются отклонения значения а, вычисленные по уравнениям (10.11) и 0.12), не совпадают константа диссоциации, вычисл.енная по уравнению (10.15), не сохраняет постоянного значения при изменении концентраций и т. д. Для сильных электролитов количественные закономерности теории вовсе непркмени-мы, даже в предельно разбавленных растворах. [c.166]

Вычисление электролитической диссоциации. Рассмотрим подвижную систему равновесия какого-либо слабого электролита К1Ап. [c.49]

Теория электролитической диссоциации. Осмотическое давление, понижение давления пара, понижение температуры замерзания и повышение температуры кипения растворов солей, кислот и оснований, определенные экспериментально, всегда больше, чем вычисленные на основании законов Вант-Гоффа и Рауля. Например, вычисленное понижение температуры замерзания для 0,1 мо-ляльного раствора Na l [c.119]

Энергетические воззрения были перенесены Оствальдом и его последователями и на трактовку понятия теории электролитической диссоциации. По Оствальду, гипотеза э. 1ектролитичсской диссоциации освобождается от гипотетических элементов , поскольку ионы рассматриваются как самостоятельно существующие порции энергии и поскольку представление о них не имеет ничего общего с пснятием химических элементов, с понятием вещества. Назвав ионы продуктом мышления, Оствальд рассматривал их как удобное, вспомогательнсе средство для вычисления. [c.256]

Полученные в различных условиях опыта значения Еу коррелирова-лись с табличными значениями гамметовских о-констант [71. При обработке данных использовались методы корреляционно-статистического анализа вычислены значения р -констант, квадратные ошибки и критерии надежности по Стьюденту [8]. Вычисления проводились на быстродействующей электронной вычислительной машине БЭСМ-2 по составленной программе, после предварительного отбора значений Еу для вычислений. Наиболее надежными точками для корреляционных вычислений, как правило, являлись значения Еу соединений, имеющих заместители Х=Н, п-СНд, п-Вг п-1 л-и п-СООН (с учетом электролитической диссоциации [c.111]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология