Диссоциация в растворах

Решение. Производим вычисление осмотического давления исходя из предполо жения, что никакой диссоциации в растворе нет. В этом случае [c.103]

Можно предположить, что эквивалентная электропроводность растворов электролитов пропорциональна степени их электролитической диссоциации в растворах [c.166]

Равновесие электролитической диссоциации в растворе [c.430]

Эквивалентная электропроводность сильного электролита сравнительно медленно меняется с концентрацией электролита (см. рис. 71, кривая 2). Это объясняется тем, что коэффициент электропроводности в растворе сильного электролита меняется с концентрацией слабее, чем степень диссоциации в растворе слабого электролита с его концентрацией. [c.260]

При участии в электродном процессе комплексных ионов йх диссоциация в растворе имеет обычно ступенчатый характер. Процесс ступенчатой диссоциации можно записать следующим образом [c.399]

В результате диссоциации в растворе наряду с молекулами воды присутствуют ионы К +, ОН , Н+ и N . Последние взаимодействуют между собой, образуя малодиссоциированные молекулы H N. Это означает, что соль подвергается гидролизу [c.72]

Катионные ПАВ — вещества, функциональные группы которых при диссоциации в растворе образуют положительно заряженные органические ионы, которые обусловливают поверхностную активность. [c.241]

Из уравнений (14.3) и (14.4) следует, что определение констант диссоциации индикатора сводится к нахождению степени диссоциации в растворах с известными значениями pH (определение pH см. работу 25). [c.130]

Как показывает этот рисунок, кривая титрования имеет два четко выраженных скачка титрования. Первый скачок соответствует достижению первой точки эквивалентности, когда кислота оттитровывается по первой ступени, второй скачок характеризует конец титрования кислоты по второй ступени. При необходимости оттитровать фосфорную кислоту по третьей ступени диссоциации в раствор вводят СаСЬ, в результате чего образуется малорастворимый Саз(Р04)2 [c.205]

Написать уравнение диссоциации в растворе комплексных ионов следующих соединений и выражение констант нестойкости комплексных ионов [c.119]

Эта величина зависит от природы растворителя и концентрации растворенного вещества, но не зависит (по крайней мере для разбавленных растворов) от природы растворенного вещества, если последнее не подвергается диссоциации в растворе. [c.138]

Общим свойством солей является их полная диссоциация в воде. В противоположность солям кислоты и основания диссоциируют не полностью. В результате диссоциации в растворе устанавливаются равновесные концентрации ионов и молекул, при постоянных условиях не изменяющиеся во времени. Например, в системе вода — уксусная кислота устанавливается равновесие [c.115]

Обозначим число молей растворенного электролита через С, а число ионов, образующихся при диссоциации 1 моль, через л. Если степень диссоциации равна а, то произведение аС показывает число распавшихся молей электролита. В результате диссоциации в растворе образуется паС моль ионов. Общее число частиц в растворе составит [c.281]

При диссоциации слабых электролитов в растворе обнаруживаются как продукты диссоциации — ионы, так и исходные молекулы. Концентрация этих частиц в растворе определяется степенью диссоциации. В растворе слабого бинарного электролита КА устанавливается равновесие, характеризуемое константой равновесия — константой диссоциации [c.283]

Кислоты, основания и амфотерные соединения. Кислотой называется водородсодержащее соединение, дающее при диссоциации в водном растворе ионы Н+. Основанием является вещество, содержащее группы ОН и диссоциирующее в воде с образованием гидроксид - ионов ОН". Различные вещества, содержащие ионы Н и ОН", не одинаково легко их отщепляют. Различная способность веществ к распаду на ионы характеризуется их степенью диссоциации в растворах. Степенью диссоциации а называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул. Она выражается в виде дроби (0,1 0,2 и т. д.) или в процентах (10%, 20% и т. д.) и зависит от концентрации растворенного вещества и от температуры эти зависимости рассматриваются в курсе неорганической химии. Степень диссоциации зависит также от природы растворителя. [c.86]

Для растворов электролитов величина осмотического давления, понижение температуры замерзания и другие коллигативные свойства определяются суммарной концентрацией частиц — ионов и недиссоциированных молекул. С. Аррениус показал, что степень диссоциации электролита можно связать с изотоническим коэффициентом i. Если до диссоциации в растворе находилось N молекул электролита и степень диссоциации его равна а, то число диссоциированных молекул равно aN, а число недиссоциированных молекул будет N — aN = = N — а). В общем случае, когда каждая молекула способна распадаться на V ионов, число всех частиц (молекул и ионов) будет [c.216]

Степень ионизации слабого полиэлектролита, содержащего Р ионизируемых групп в макромолекуле, зависит, вообще говоря, от Р различных констант диссоциации. В растворе такого электролита присутствуют молекулы со всеми промежуточными степенями ионизации от нейтральных до полностью ионизированных моле кул. С увеличением числа ионизированных групп в макромолеку ле распределение по степени ионизации сужается и можно допустить, что каждая молекула обладает некоторым средним зарядом 2 и средней степенью ионизации а=г/Р. В общем виде, на пример для поликислоты, зависимость pH раствора от степени ионизации выражается уравнением [c.154]

Поскольку электролиты в растворах чаще всего образуют ионы, то для отражения сущности реакций в них используют часто так называемые ионные уравнения реакций. Написанием ионных уравнений подчеркивается тот факт, что согласно теории диссоциации в растворах происходят реакции не между молекулами, а между их нонами., [c.167]

Если продукт диссоциации электролита способен к дальнейшей диссоциации, в растворе устанавливается несколько равновесий, каждое из которых характеризуется соответствующей константой (ступенчатой константой диссоциации). Например, ортофосфорная кислота в водном растворе диссоциирует по уравнению [c.96]

В результате процессов ассоциации и последующей диссоциации в растворе появляются новые частицы, а концентрация простых молекул и ионов изменяется, что неизбежно приводит к изменению сил взаимодействия, а следовательно, и коэффициентов яктнвности. [c.96]

Из катионных комплексов для Со (III) и его аналогов весьма устойчивы многочисленные аммин-комплексы. Для гексааммин-иона Со(ЫНз)б] + (желтого цвета), например, не наблюдается сколько-нибудь заметной диссоциации в растворах (/<нест = 6- 10" ) он устойчив по отношению к концентрированной НС1 и медленно разрушается лишь H2S и NaOH. Ион [ o(NH3)a] + образует многоколейные хорошо кристаллизующиеся соли с целым рядом анионов, лростые производные Со (III) для которых неизвестны. [c.602]

Иоиы, находящиеся во внешней сфере, связаны с комплексным ионом в основном силами электростатического взаимодействия и в растворах легко отщепляются подобно ионам сильных электролитов. Лиганды, находящиеся во внутренней сфере комплекса, связаны с комплексообразователем ковалентными связями, и их диссоциация в растворе осуществляется, как правило, в незначительной степени. Поэтому с помощью качественных химических реакций обычно обнаруживаются только ионы внешней сферы. В формулах ко.милексных соединений внутреннюю сферу отделяют от внешней квадратными скобками. [c.197]

Согласно классическому определению Аррениуса, кислота представляет собой вещество, которое при добавлении к воде повыщает в ней концентрацию ионов водорода, [Н" ], а основание-вещество, повышающее в воде концентрацию гидроксидных ионов, [ОН ]. 1 моль различных кислот может высвобождать при полной диссоциации 1, 2 или 3 моля ионов Н . Грамм-эквивалентом кислоты называется такое ее количество в граммах, которое способно при полной диссоциации высвободить 1 моль протонов Н" , поэтому грамм-эквив алент такой кислоты, как Н3РО4, равен одной трети ее молекулярной массы. Точно так же если какое-либо основание способно высвобождать при полной диссоциации в растворе 2 моля ионов ОН , как, например, Са(ОН)2, то грамм-эквивалент такого основания равен половине его молекулярной массы. [c.100]

Для растворов слабых электролитов i равно отно1цению фактического числа частиц растворенного вещества в растворе к тому числу частиц, которое было бы при отсутствии диссоциации. Отношение это можно рассчитать следующим образом. Если до диссоциации в растворе находилось N молекул растворенного вещества и степень диссоциации его а, то число диссоциированных молекул равно aN, а число недиссоциированных равно (1—a)7V. Пусть каждая молекула образует при диссоциации k ионов, тогда при диссоциации aN молекул должно образоваться aNk ионов. Следовательно, общее число частиц в растворе (недиссоциированных молекул и ионов) равно [c.390]

Долецалек [47] попытался количественно объяснить отклонения от закона Рауля химическими реакциями в растворах. По Долецалеку, отрицательные отклонения от закона Рауля объясняются ассоциацией компонентов друг с другом, а положительные отклонения — диссоциацией в растворе ассоциированных комплексов одного из компонентов. Однако эта теория, невидимому, справедлива лишь для ограниченного класса растворов. Для многих систем с точки зрения этой теории необходимо предполагать наличие сложных молекулярных соединений, реальное существование которых мало вероятно. Особенно большие затруднения возникают при объяснении отклонений от идеального поведения в системах, образованных ограниченно растворимыми компонентами. По Долецалеку необходимо принять, что в таких системах один из компонентов тем более ассоциирован и тем в большей степени диссоциирует в растворе, чем меньше его взаимная растворимость с другим компонентом. Несостоятельность такого объяснения очевидна. [c.60]

Открытие явления электролитической диссоциации, естественно, привело к необходимости пересмотреть эти определения. Определения кислот и оснований, учитывающие электролитическую диссоциацию соединений в растворе, были даны С. Аррениусом. Кислота — это вещество, образующее при диссоциации в растворе ион водорода. Основание — это вещество, диссоциирующее в воде с отщеплением иона ОН". В соответствии с этим определением к числу кислот относятся следующие вещества НС1, Нг804, Н8047 НЫОз, а к числу оснований КаОН, Ва (ОН)г, Ва (0Н)+, КН40Н. [c.75]

Гексафторокремниевая кислота Ы281Р5 — сильная двухосновная кислота при диссоциации в растворе она образует устойчивый комплексный ион [81Га] . С растворами щелочей оксид кремния (IV) медленно реагирует с образованием солей кремниевых кислот [c.138]

Такая обработка экспериментальных данных позволяет графически определять величины константы диссоциации в растворах слабых электролитов и эквивалентную электропроводность Ясс- Графическое вычисление Х ,, особенно полезно при изучении растворов полиэлектролитов, ионные проводимости которых не известны, а следовательно, невозможно рассчитать их /Сднсс- [c.271]

Вычислить степень диссоциации в растворе, полученном при смешении 70 мл 0,1%- ого раствора N2Hi, 20 мл 0,1%-ного раствора его хлористоводородной соли и 10 мл воды. [c.12]

Если соединение при диссоциации в растворе образует сла-бополяризующие катионы и сильнополяризующие анионы, то происходит гидролиз по аниону, в результате которого создается щелочная среда. Например, растворы лекарственных веществ барбитурата натрия, кофеина бензоата натрия и других имеют щелочную реакцию. В общем гидролизу по аниону подвержены соли сильных оснований и слабых кислот. [c.127]

Эквивалентная электропроводность растворов сильных электролитов не остается постоянной при изменении концентрации, как этого можно ожидать при полной диссоциации, а увеличивается с ростом разбгвления. В то время как подобные факты для растворов с/[абых электролитов хорошо объяснимы с помощью представления о степени диссоциации, для растворов сильных электролитов многое остается непонятным. Таким образом, нельзя отрицать факт полной диссоциации в растворах сильного электролита на ионы и в то же время трудно просто объяснить многие их свойства. Причина ( екоторого сходства свойств растворов сильных электролитов со слабыми заключается, очевидно, в следующем. Ионы сильного электролита в растворе взаимодействуют друг с другом благодаря наличию значительных электростатических сил, действующих между ними. Это взаимодействие усиливается с ростом концентрации, т. е. с уменьшением расстоя ния между ионами. При этом каждый ион в растворе окружается ближайшими противоположно заряженными ионами, в то время как ионы одноименного знака располагаются дальше. Так каждый ион окружается роем других ионов, В системе создаются условия для равномерного размещения ионов подобно их положению в кристаллах, но на более удаленном друг от друга расстоянии. При этом ионы сольвати-руются, что также отражается на их свойствах и свойствах растворителя. [c.187]

Можно предположить, что эквивалентная электропроводность растворов электролитов пропорциона.1ьна степени электролитической диссоциации в растворе [c.264]

Поляризация приводит к уменьшению расстояния между ионами и к увеличению энергии связи между ними. Поэтому, например, хотя глй+ соизмерим с и лк+, однако поляризуюшее влияние Ag гораздо больше, чем Na+ и К . Это одна из причин того, почему Ag l растворяется в воде гораздо хуже, чем Na l и КС1. В ряде соединений данного катиона с анионами-аналогами (например, с i", Вг и Г) степень диссоциации в растворах, как правило, уменьшается — сказывается возрастание поляризуемости аниона. [c.210]

Слабые электролиты. Константа диссоциации. В раствора) слабых электролитов процесс диссоцищии протекает обратимо иТ сзге- - [c.153]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология