Диссоциация электролитическая влияние концентрации раствор

Влияние концентрации раствора на степень электролитической диссоциации соли [c.69]

Влияние одноименных ионов на диссоциацию слабых электролитов. Как указано выше, на состояние равновесия электролитической диссоциации слабого электролита влияет концентрация раствора. Сместить равновесие можно также изменением концентрации одного из находящихся в растворе ионов. Так, введение в систему [c.254]

В предыдущем параграфе было показано влияние изменения концентрации раствора (разбавления) на степень электролитической диссоциации. Однако не только изменение концентрации усиливает или подавляет электролитическую диссоциацию. Опыт показывает, что на степень электролитической диссоциации электролитов заметное влияние оказывает прибавление в раствор других электролитов. [c.44]

Степень электролитической диссоциации зависит не только от концентрации раствора. Изменяется она и от добавления в раствор других электролитов. Нередко степень диссоциации слабого электролита намеренно понижают, добавляя в раствор сильный электролит, содержащий одноименный (т. е. общий) ион с первым электролитом. Влияние одноименного иона легко объясняется с точки зрения закона действующих масс. Рассмотрим этот вопрос на примере диссоциации гидрата окиси аммония [c.55]

Влияние pH раствора на величины стационарных концентраций будет, по-видимому, определяться совокупностью двух факторов изменением начальных выходов продуктов радиолиза при изменении pH и электролитической диссоциацией продуктов радиолиза. Как правило, свойства диссоциированных форм отличаются от свойств недиссоциированных. Известно, например, что радикал HOj существует в двух формах — в форме собственно НОа и в форме ион-радикала 0" , т. е. существует равновесие [c.148]

Статистическая теория растворов построена на физических предпосылках, которые заведомо упрощают действительные соотношения между компонентами раствора. В этой теории ионы рассматриваются как точечные заряды, находящиеся в среде с известной диэлектрической проницаемостью. Значение диэлектрической проницаемости в непосредственной близости от иона принимается равным обычной величине константы, определенной для макроскопических количеств вещества. Упрощенная физическая картина позволяет приближенно найти потенциал ионной атмосферы, среднюю плотность заряда в пространстве, окружающем ион, вычислить энергию образования ионной атмосферы, определить химический потенциал иона и выразить зависимость коэффициента активности данного электролита от концентрации и зарядов всех ионов, присутствующих в растворе. Исходные упрощения ограничивают применимость этой теории областью разбавленных растворов, но несомненно, что по сравнению с теорией электролитической диссоциации статистическая теория, развитая Дебаем и Гюккелем, представляет большой шаг вперед. Возможность в общей форме оценить влияние состава раствора на коэффициент активности является большим достижением соответствующие уравнения допускают проверку и дальнейшие усовершенствования, поэтому теория Дебая и Гюккеля стала отправной точкой для различных исследований в области растворов. [c.185]

Независимо от того, какому варианту кривых отдать предпочтение, видим, что ассоциация молекул кислот возрастает с увеличением концентрации, причем в случае уксусной кислоты заметно быстрее, чем в случае муравьиной. Влияние электролитической диссоциации ничтожно и отражается только в зоне сильно разбавленных растворов кислот. Это находится в соответствии с измерениями pH [3] и электропроводностей [61, показывающими, что уже при концентрации СНзСООН д — 0,09 мол.% степень диссоциации падает до 0,02, а для НСООН она достигает того же значения при X = 0,8 мол. %. Напомним, что в случае НЫОз а = 0,02 только при концентрации 56 мол.%. [c.249]

Аррениус (1887), впервые разработавший теорию электролитической диссоциации, предложил в зависимости от степени диссоциации электролиты делить на сильные, средние и слабые. Степень диссоциации сильных электролитов более 30%, средних — от 30 до 5%, слабых— ниже 5%. Степень диссоциации зависит от следующих факторов 1) природы электролита, 2) концентрации растворенного электролита, 3) присутствия в растворе одноименных ионов, 4) природы растворителя. Температура, как правило, не оказывает большого влияния на степень диссоциации, за исключением воды, у которой при нагревании увеличивается степень диссоциации. [c.110]

Благодаря влиянию тепловой энергии, снижающей молекулярную упорядоченность и разрушающей внутреннюю структуру, предельное значение ионной подвижности при повышении температуры возрастает. Ее возрастанию в растворах умеренной концентрации способствует снижение тормозящего влияния электростатического взаимодействия между ионами. При повышении температуры ослабевает ассоциация ионов, обусловленная кулоновскими силами, и число ионов и соответственно проводимость раствора возрастают. Влияние температуры на диссоциацию ковалентных молекул гораздо сложнее. Электролитическая диссоциация — это химическая реакция между растворенным веществом и молекулами растворителя, в которой преобразуются оба типа молекул [c.389]

Наиболее высокая концентрация сульфид-иона имеется в растворах сульфидов натрия и аммония, наименьшая в водном и особенно в солянокислых растворах Н З (влияние на электролитическую диссоциацию одноименного иона). [c.325]

На первый взгляд проявляется кажущееся противоречие во влиянии концентрации на положение равновесия и степень диссоциации при увеличении концентрации Сдв, с одной стороны, положение равновесия смещается в направлении образования продуктов (электролитическая диссоциация усиливается), а с другой стороны — степень диссоциации уменьшается. Это противоречие объясняется следующим образом. При внесении в раствор дополнительного количества вещества АВ протекает диссоциация некоторого дополнительного числа молекул АВ (вследствие чего положение равновесия сдвигается вправо при постоянстве величины Кд), однако диссоциируют не все дополнительно введенные молекулы АВ. Поэтому число продиссоциировап-ных молекул АВ возрастает в меньшей мере, чем общее их число в растворе и отношение этих чисел, т. е. степень диссоциации а, уменьшается по сравнению со значением а в более разбавленном растворе. Именно это и утверждает закон разбавления Оствальда. [c.256]

Рассмотрим влияние неводных растворителей на точность титрования. Точность определения кислот (или оснований) зависит в первую очередь от их способности к электролитической диссоциации. Сильные кислоты титруются с очень незначительной погрешностью. Выше было показано, что погрешность определения слабых кислот возрастает с уменьшением их констант диссоциации. Так, погрешность определения концентрации сильной хлороводородной кислоты в водном растворе ничтожна, при титровании уксусной кислоты (рЛ[ = 4,8) она увеличивается до 0,1%, а слабую борную кислоту рК = 9,2) вое1бще нельзя определить с удовлетворительной точнсрстью — ошибка доходит до 10—12 %. При переходе от более сильных кислот (СНзСООН) к более слабым (НВОа) возрастают константы основности сопряжешых оснований в соответствии с зависимостью [c.127]

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]

Межионные силы оказывают влияние не только на электролитическую проводимость и осмотическое давление, но также и на другие свойства веществ, зависящие от концентрации ионов, например, на потенциалы разряжения и собственные потенциалы, и вообще на все кажущиеся и эффективные концентрации, в которых вещество принимает участие в равновесноц процессе растворения. Кажущиеся концентрации, которые соответствуют равновесному состоянию процесса растворения, как уже ранее указывалось, называются активностями. Точно так же как активности неэлектролитов, активности ионов по >iepe разбавления растворов становятся равными их истинным концентрациям. Однако даже в довольно разбавленных растворах сильных электролитов (с =0,001 молъ л) еще очень значительны отклонения активностей ионов от истинных концентраций. Напротив, для сильных электролитов истин-лые концентрации ионов только очень незначительно отклоняются от тех значений, которые получаются из аналитических концентраций с учетом их полной диссоциации. Практически сильные электролиты можно рассматривать (прежде всего в разбавленных растворах с < 0,1 моль л) как полностью диссоциированные. [c.91]

Приведенный расчет, сделанный на основе классической теории электролитической диссоциации, не вполне точен, так как здесь не учтено влияние на растворимость электролита электростатических сил, действующих между ионам и, Если учесть это влияние, т. е. если вместо концентраций Са и 80 " перемножить их активности в насыщенном растворе Са 04, то величина произведения растворимости несколько уменьшится уточненное значение ПРоазо4 равно [c.247]

Методика определения. Навеску кислоты, рассчитанную для приготовления приблизительно 0,1 и. раствора, переносят в мерную колбу и разбавляют дпстиллировап-ной водой до метки. При помощи пипетки отбирают аликвотную часть раствора и помещают в электролитическую ячейку. Проводят кондуктометрическое титрование 1,0 н. раствором NaOH. Сначала наблюдается небольшое понижение электропроводности раствора, так как нейтрализуются высокоподвижные ионы водорода, образующиеся при незначительной диссоциации кислот. Однако при титровании диссоциация кислот быстро подавляется под влиянием образующи.хся солей и ионы водорода уже не оказывают существенного влияния на электропроводность раствора. Поскольку концентрации катионов титранта и анионов титруемой кислоты при титровании возрастают, после небольшого минимума в начале титрования электропроводность раствора до точки эквивалентности увеличивается. Более сильно минимум выражен в случае титрования муравьиной кислоты. После точки эквивалентности электропроводность быстро увеличивается от избытка титранта. Кривые титрования имеют резкий излом в точке эквивалентности. [c.150]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология