Диссоциация степень константа

Выразим через степень диссоциации а константы равновесия реакций этого типа, например константу равновесия диссоциации водяного пара [c.277]

В прямой кондуктометрии по электрической проводимости находят степень и константу диссоциации электролитов, константу устойчивости комплексных соединений, произведение растворимости солей, концентрацию растворенного электролита, примесь сильного электролита в плохо проводящем растворителе и т. д. [c.58]

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 слабых электролитов подчиняется закону действующих масс и может быть количественно охарактеризована константой равновесия. Классическим примером слабого электролита может служить уксусная кислота в разбавленном водном растворе. В таком растворе устанавливается равновесие диссоциации СНзСООН СНзСОО + Н . Количественно этот процесс характеризуется степенью диссоциации и константой диссоциации. Степенью электролитической диссоциации а называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул [c.430]

Вычислить степень электролитической диссоциации и константу диссоциации раствора уксусной кислоты, концентрация которого 4,33% (масс, доли, %), если при 18°С удельная электрическая проводимость раствора 0,12 См/м, а плотность 1,005 г/см . [c.144]

См см-. Найти концентрацию ионов гидроксила, степень диссоциации и константу диссоциации этиламина в растворе. [c.26]

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]

За исключением ионных гидроксидов, как, например, NaOH, уже содержащих ионы ОН , основания в результате реакции с водой образуют в растворе дополнительные ионы ОН . Сопряженные кислоты сильных оснований не могут быть более сильными, чем Н2О. К числу наиболее распространенных сильных оснований относятся гидроксиды и оксиды щелочных и щелочноземельных металлов. Слабые основания включают HjO, NH3, амины и анионы слабых кислот. Степень протекания реакции слабого основания с водой с образованием ионов ОН и кислоты, сопряженной основанию, определяется константой диссоциации основания (константой основности) К . [c.102]

Вычислить степень электролитической диссоциации и константу диссоциации дистиллированной воды при 18° С, если удель- [c.144]

Способность растворов электролитов проводить электрический ток зависит от подвижности ионов. Изучение этого явления позволяет получить информацию о многих важных свойствах раствора (о величинах степени диссоциации и константы диссоциации слабых электролитов, активности и коэффициента активности сильных электролитов) и определить изотонический коэффициент. Различия в подвижностях ионов используются для контроля за протеканием различных процессов. [c.181]

Рассмотрение нескольких конкретных примеров газовых равновесий показывает, что вид выражений для константы равновесия изменяется в зависимости от стехиометрического типа реакции и величины, выбранной для характеристики процесса (степень диссоциации, степень превращения, мольная доля и т. д.). [c.280]

S 5. Вычисление степени диссоциации и константы диссоциации 467 [c.467]

Для бинарного слабого электролита его способность к диссоциации характеризуется константой электролитической диссоциации, которая связана со степенью диссоциации согласно уравнению [c.232]

Результаты исследования сопоставляют с данными для водных растворов и делают заключение о влиянии органического компонента на степень диссоциации и константу устойчивости комплекса. Можно исследовать водные растворы комплексного соединения, содержащие неокрашенные электролиты, например КС1 с концентрацией его во всех растворах 0,05 моль/л. В этом [c.126]

Температура. С Объем реакционно го сосуда V Навеска Давление Р Степень диссоциации а Константа равновесия Кр 1 Т [c.261]

В 2 л раствора содержится 0,1 моль слабого бинарного электролита. Из них 0,004 моль находится в виде ионов. Найти константу диссоциации, степень диссоциации и изотонический коэффициент. [c.55]

Эксперимент 5.4. Определение степени, константы и термодинамических характеристик процесса диссоциаций ассоциированных электролитов [c.90]

Вычисление степени диссоциации или константы равновесия [c.61]

Помимо степени электролитической диссоциации а, другой количественной характеристикой процесса диссоциации является константа равновесия реакции диссоциации, названная константой диссоциации К . При диссоциации бинарного электролита КА по уравнению [c.159]

В любом растворителе чем больше ионы, тем больше степень диссоциации. Например, константа равновесия образования ионной пары К в нитробензоле равна 80 для хлорида тет-раэтиламмония, 62 для бромида, слишком мала, чтобы определить ее для пикрата тетра-н-бутиламмония, но равна 7 для пикрата тетраэтиламмония [26]. [c.17]

Вычислить степень электролитической диссоциации и константу диссоциации раствора муравьиной кислоты концентрации 4,947о (масс, доли, %), если при 18° С удельная электрическая проводимость раствора 0,55 См/м, а плотность 1,012 г/см . [c.144]

Вычислить степень диссоциации и константу равновесия. [c.74]

Работа 23. ОПРЕДЕЛЕНИЕ СТЕПЕНИ ДИССОЦИАЦИИ И КОНСТАНТЫ ДИССОЦИАЦИИ УКСУСНОЙ КИСЛОТЫ ПРИ ПОМОЩИ КОЛОРИМЕТРА [c.164]

Для растворов слабых электролитов В. Оствальд в 1888 г. установил связь между степенью диссоциации и константой диссоциации. Вернемся к уравнению (1). В нем [А+ = [В , так как каждая молекула АВ распадается на один катион А+и один анион В . С другой стороны, [А+1 и [В равны a/V, а [АВ = (1—a.)lV (где V—объем раствора). Тогда [c.34]

Занятие Ь. Лаб.ряботя "Определение теплоты растворения". Решение задач. Занятие 9. Лаб.работа "Химическая кинетика и равновесие".Решение запач, Зянят ие 10. Решение задач по темам константа диссоциации, степень [c.181]

ОПРЕДЕЛЕНИЕ СТЕПЕНИ ДИССОЦИАЦИИ И КОНСТАНТЫ ДИССОЦИАЦИИ УКСУСНОЙ КИСЛОТЫ [c.169]

Разбавленные растворы слабых электролитов близки по свойствам к идеальным растворам. Равновесие в таких растворах определяется константой диссоциации. Степень диссоциации слабого электролита, определенная для разбавленного электролита различными способами, дает удовлетворительные совпадения. Один из способов определения степени диссоциации слабого электролита основан на измерении осмотического давления, понижении давления пара, понижении температуры замерзания или повышении температуры кипения. В этом случае величина измеренного свойства для электролитов оказывается в i раз больше по сравнению с неэлектролитами, причем изотонический коэффициент i достаточно простым соотношением связан со степенью диссоциации. Так, в частаом случае бинарного электролита, молекулы которого распадаются на два иона, например для гидроокиси аммония, получается следующее выражение изотонического коэффициента ( 69) через степень диссоциации [c.238]

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

Сосуд для измерения электрической проводимости, заполненный 0,02 н. КС1, имеет при 18° С сопротивление 35,16 Ом, а заполненный 0,1 н. СН3СООН— 179 Ом. Вычислить степень электролитической диссоциации и константу диссоциации СН3СООН. [c.144]

При измерении электрической проводимости 0,0073 н. раствора пропио-новой кислоты С2Н5СООН прн 25 °С в сосуде с константой k = 0,60 см , минимальная сила тока наблюдалась при / = 48 и h — 52 см и / м = 4520 Ом. Для воды в том же сосуде Ryi o = Ом. Найти степень диссоциации и константу диссоциации пропионовой кислоты. [c.198]

Значения Ксна и свон уравнениях (8.3) и (8.4) зависят от природы растворителя, природы электролита, температуры, но не зависят от концентрации электролита. /(,на К.вон могут в некоторой степени изменяться в связи с электростатическим взаимодействием ионов в растворе (см. 6). В противоположность константе диссоциации степень диссоциации электролита зависит от концентрации. [c.116]

При ионизации многоосновных кислот, гидролизе их солей, при диссоциации комплексных соединений и в ряде других случаев химик сталкивается с системой, в которой одновременно протекает несколько реакций диссоциации. Если константы равновесия этих реакций различаются достаточно сильно, то в определенных условиях можно рассматривать эти равновесия раздельно. Так рассматривался выше гидролиз НазР04 вначале была найдена степень гидролиза, соответствующая третьей ступени ионизации Н3РО4, а затем оценивалась степень гидролиза образующегося на его первой ступени иона НР04 . [c.282]

С использованием кажущихся степеней диссоциации, вычисленных из изотонического коэффициента или из измерений электропроводности, лищена для сильных электролитов какого-либо физического смысла. Кроме того, если по этим кажущимся значениям степени диссоциации вычислить константы равновесия при разных концентрациях сильного электролита, то никакого постоянства эта константа равновесия не покажет. Так, например, для i l в интервале концентраций от 0,01 до 0,10 м значение константы равновесия меняется. [c.91]

Если выр.чзить концентрацию через разбавление /, приняв, что разбавление обратно пропорционально концентрации f=l/ o, то связь степени диссоциации с константой диссоциации будет выражаться уравнением [c.286]