диссоциация воды диссоциация слабых электролитов

Для концентрационного элемента, составленного из металла А в растворах электролита В с концентрациями nti и моль/1000 г, рассчитайте ЭДС при 298 К. Активность вычислите по среднему коэффициенту активности, взятому из справочника [М.], или (для разбавленных растворов) по ионной силе. Для элемента, составленного из водородного электрода в растворе электролита С с концентрацией uig моль/1000 и и каломельного полуэлемента с концентрацией КС1 моль/1000 г, вычислите ЭДС и pH раствора, содержащего электролит С. Диффузионную ЭДС не учитывайте. При 298 К стандартный потенциал каломельного электрода (о ,,- = 1) равен 0,2812 В, а ионное произведение воды 1,008 10 . Константы диссоциации слабых электролитов найдите в справочнике [М.]. [c.334]

Так как вода — очень слабый электролит и только ничтожная часть ее молекул находится в состоянии диссоциации, можно считать, что концентрация воды соответствует числу молей Н2О в 1 л воды (1000 г), т. е. равна [c.86]

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]

Таким образом, ири ионизации одновременно образуются ионы Н и ОН , т. е. вода является амфотерным электролитом. Но степень ионизации веды незначительна. При комнатной температуре приме )но лишь одна из 10 молекул воды находится в диссоциированной форме, что подтверждается весьма низкой электропроводностью чистой воды. Вода — очень слабый электролит, ее константа диссоциации и ионное произведение при 25°С равны [c.680]

Как уже указывалось, вода — очень слабый электролит, диссоциация ее по схеме [c.166]

Вода — очень слабый электролит. Применяя закон действия масс к равновесию диссоциации воды [c.117]

Вода — очень слабый электролит, поэтому ее концентрация [HgO] остается практически постоянной при диссоциации, а следовательно, остается постоянным и значение величины [c.105]

Вода — очень слабый электролит, ее константа диссоциации мала. При 25°С в воде [c.27]

Вода — чрезвычайно слабый электролит, ее константа диссоциации очень мала. При 25 °С в чистой воде, т. е. при [НгО]= 1, [c.61]

Это происходит потому, что и соляная кислота, и гидроксид натрия — сильные электролиты, а вода — очень слабый электролит. Ионы Н+ и ОН , образующиеся при диссоциации НС1 и МаОН, прочно связываются в молекулы воды, в результате чего равновесие смещается в сторону нейтрализации этих ионов. Поэтому при растворении хлорида натрия в воде обратная реакция, т. е. гидролиз, практически не идет. [c.97]

Борная кислота — блестящие чешуйки или бесцветные мелкие кристаллы, слабо растворимые в холодной и хорошо в горячей воде. Очень слабый электролит ее константа диссоциации по первой ступени 5,8-10 . [c.241]

Химически чистая вода — очень слабый электролит (из 556 миллионов молекул воды диссоциирует только одна молекула). При диссоциации воды получаются катионы водорода Н и анионы гидроксила ОН" [c.142]

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]

Вода — очень слабый электролит. Диссоциацию воды изображают уравнением [c.86]

Вода — очень слабый электролит, поэтому только ничтожная часть молекул Н2О находится в состоянии диссоциации. [c.238]

Вещество в одних растворителях может вести себя как электролит, а в других —как неэлектролит, потому что процесс электролитической диссоциации зависит не только от природы вещества, но и от применяемого растворителя. Характер взаимодействия одного и того же вещества с различными растворителями не одинаков. Например Н2504 хорошо диссоциирует в воде, слабее в этаноле, а ее раствор в бензоле тока вообще не проводит. Ведь диссоциация происходит под действием полярных молекул. Кроме того, среда играет важную разъединяющую роль, о которой судят по величине диэлектрической проницаемости е, так как при диссоциации полярных соединений распад молекулы происходит по месту сильно полярных связей. В Н2504 разрывается связь между Н и О, а это гораздо легче происходит в воде, где Н20 = 78.5 (при 25° С), чем в этаноле ( Сан он = 24,2) или бензоле ( СеНе = 2>28)- Следовательно, чем больше е, тем меньше надо затратить энергии для разделения ионов. Повышение температуры усиливает тепловое движение ионов и, действительно, облегчает процесс диссоциации электролита. Степень и константа диссоциации слабых электролитов, как правило, возрастает с ростом температуры растворов. [c.123]

В формулу (172) входит концентрация воды [НоО]. Так как вода очень слабый электролит и только ничтожная часть ее находится в состоянии диссоциации, можно считать, что концентрация воды соответствует количеству молей воды в 1 л воды (1000 г), т. е. равна [c.238]

Электропроводность раствора H I в метиловом спирте почти в 4 раза меньше, чем в воде, что трудно объяснить уменьшением скорости движения ионов. Низкая электропроводность в неводных средах определяется в основном малой степенью диссоциации веществ в этих растворителях. Так, если хлористый водород в водном растворе диссоциирован полностью, то в спир-то шм растворе степень его диссоциации гораздо меньше единицы, а в бензоле он образует совсем слабый электролит. [c.439]

Ионы, образующиеся при диссоциации солей, могут взаимодействовать с водой. Узнать, какой из ионов. будет реагировать с водой очень просто, поскольку в результате должен образоваться слабый электролит. Ионы С1 с водой не взаимодействуют, так как в этом случае образовался бы сильный электролит H l, который находится в растворе в состоянии полной диссоциации. [c.188]

Вода — слабый электролит константа диссоциации ее равна 1,8-10" , а ионное произведение воды составляет ЫО при 22 °С и 74-10- при 100 С. [c.131]

Решение. Сульфид калия K2S — соль, образованная сильным основанием КОН и слабой двухосновной кислотой H2S. Если слабый электролит, образующий соль, подвергается ступенчатой диссоциации, то и гидролиз идет ступенчато. В данном примере — две ступени гидролиза. С водой взаимодействуют ионы слабой кислоты — сульфид- и гидросульфид-ионы. [c.79]

На основе теории электролитической диссоциации к правилу Бертолле следует добавить положение реакция идет до конца , если образуется очень слабый электролит (например, вода, слабая кислота, комплексный ион и др.). [c.195]

Соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты. Соли этого типа гидролизу не подвергаются, так как при их взаимодействии с водой слабый электролит образоваться не может. Вследствие этого равновесие диссоциации воды не нарушается, поэтому в растворах таких солей среда остается нейтральной (pH 7,0). [c.118]

Степень диссоциации воды — около 10 (при комнатной температуре), т. е. на каждый миллиард молекул диссоциирована на ионы лишь одна молекула воды. Вода настолько слабый электролит, что диссоциацией ее на ионы мы обычно пренебрегаем, вспоминая о ней лишь в особых случаях. [c.13]

Гидролиз солей. Вода, как уже отмечалось, — слабый электролит. Концентрации ионоз водорода и гидроксид-ионов в чистой воде равны, что соответствует pH = 7. Если в воде растворить соль, то равновесие диссоциации воды нарушается за счет изменен[гя с(Н+) и с(ОН ), следовательно, значение pH отклоняется от 7. Так, в растворе карбоната натрия реакция среды щелочная (pH >7), в растворе хлорида меди (И)—кислая (pH < <7), что легко определить при помощи индикаторов. Уменьшение или увеличение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в растворе происходит за счет их связывания в слабый электролит. [c.94]

При добавлении щелочи к ацетатному буферному раствору ионы ОН будут связываться с ионами водорода, образовавшимися при диссоциации уксусной кислоты, образуя еще более слабый электролит — воду, что вызывает последующую диссоциацию кислоты. В результате концентрация ионов Н+ в буферном растворе изменится незначительно [c.14]

Физико-химическая сущность протекающих при этом явлений объясняется следующим образом. Вода — слабый амфотерный электролит, при диссоциации которого образуются одинаковые количества гидратированных протонов и ионов гидроксила (см. стр. 15, 83). При координации молекул воды ионами металла диссоциация воды усиливается и протоны выталкиваются из внутренней сферы аквокомплексов, в результате чего образуются гидроксокомплексы (лиганды — группы ОН), а раствор становится кислым [c.101]

Судя по характеру ионов, образующихся при диссоциации воды, можно притти к заключению, что вода по своей природе—амфотерный электролит в ней, наряду с катионами водорода, носителями кислотных свойств, имеются и гидроксил-ионы—носители щелочных свойств. Следовательно, вода, строго говоря, является одновременно и кислотой и щелочью то и другое свойство выражено в ней в крайне слабой, но равной степени. Поэтому чистая вода нейтральна по отношению к индикаторам (лакмусу и др.). Степень электролитической диссоциации воды ничтожно мала. Из 556 миллионов молекул воды в состоянии ионизации находится лишь одна. Следовательно, степень ионизации воды [c.168]

Так как уксусная кислота — слабый электролит, то при столкновении ее кислотных остатков с ионами Н+ воды, образуются недис-социированные молекулы уксусной кислоты. Удаление из раствора части ПОНОВ Н+ вызывает сдвиг равновесия процесса диссоциации воды слева направо. Содержание ионов ОН" в растворе нарастает. Раствор приобретает щелочную реакцию. В ионном виде процесс изображается уравнением [c.139]

Следовательно, если к буферному раствору, содержащему кислоту, прибавить сильную щелочь, то ионы водорода, образующиеся при электролитической диссоциации кислоты НАп, связываются с ионами гидроксила прибавленной щелочи, образуя слабый электролит—воду. Вместо израсходованных ионов водорода, вследствие последующей диссоциации кислоты НАп, появляются новые ионы водорода. В результате концентрация Н+-ионов в буферном растворе изменится очень незначительно. [c.85]

Вода — очень слабый электролит. Константа электролитической диссоциации воды К 1,86 10 очень мала, а потому прохождение электрического тока через чистую воду затруднено. Если же к воде прибавить H2SO4 или NaOH, то ток проходит легко, причем на отрицательном полюсе выделяется водород, а на положительном — кислород. В случае электролиза воды, подкисленной серной кислотой, на катоде и аноде происходят следующие реакции [c.620]

Рассмотрим пример образования золя с отрицательно заряженными частицами. В электрическом поле частицы такого золя перемещаются к аноду. На рис. ПО приведена схема строения мицеллы золя кремневой кислоты. Заряд такой частицы возникает без адсорбции ионов извне, а за счет электролитической диссоциации поверхностного слоя самого ядра. Молекулы 5102, реагируя с водой, соприкасающейся с поверхностью ядра, образуют кремневую кислоту Н2310з. Эта кислота представляет собой слабый электролит, [c.330]

Вода — очень слабый электролит, диссоциирующий по схеме Н20 Н++0Н (или 2Н20ч= Нз0+-1-0Н-). Выражение для константы диссоциации воды [c.95]

Какая форма записи правильна —первая или вторая Такой вопрос ча -сто задают абитуриенты. Ответ на него простой верны обе формы записи,. 40 первый содержит больше информации. Действительно, вода — очень слабый электролит, и потому концентрация ионов водорода в нейтральном растворе, как мы уже знаем, ничтожно мала. Мы уже условились записывать в уравнениях окислительно-восстановительных и других реакций слабые электролиты в молекулярной форме. Первую форму записи следует понимать так около катода постоянно расходуются ноны водорода, т. е. равновесие Н2О 4= Н+-1-0Н все время смещается вправо, поэтому стремление системы к равновесию выражается в том, что диссоциируют все новые и новые порции воды образующиеся при этом ионы водорода восстанавлнвают-ся, а ноны гидроксила остаются в растворе. Следовательно, первая форма записи показывает сумму двух процессов диссоциации воды и восстановления иопов а вторая — лишь восстановление ионов водорода, но противоречия между этими двумя формами записи пет. [c.146]

Однако в справочной литературе принято совсем другое число. Объясняется это уже известными нами причинами. Мы знаем, что вода очень слабый электролит и совсем иичтожная часть. молекул Н2О находится в состоянии диссоциации [c.244]

НОН РЬОН" + Н КОз-+НОН- НЫОз + ОН-Г идроксид свинца - слабое основание, так как малорастворим в воде. Та его часть, которая все же растворилась, диссоциирована на ионы РЬОН и ОН. Диссоциация по второй ступени до ионов РЫ и ОН практически не происходит, т. е. химическая связь между атомами свинца и кислорода в ионе РЬОН достаточно прочна и эта частица в данных условиях устойчива. Это значит, что первое уравнение соответствует реально протекающему взаимодействию в растворе соли свинца. Его результатом является связывание ионов свинца в стабильную частицу РЬОН и появление в растворе некоторого количества протонов. Азотная кислота HNO очень сильный электролит, в растворах диссоциирует нацело. Поэтому вторая реакция необратима и идет справа налево (можно поставить знак <—). Таким образом, гидроксид-ионы в данном растворе образовываться не могут, и протоны остаются нескомпенсирован-ными. Не по заряду, т. к. раствор, по определению, электронейт-рален, какие бы процессы в нем не проходили, и суммарный заряд положительных ионов равен суммарному заряду отрицательных. Поэтому нитрат свинца в растворе гидролизован и его раствор имеет кислую среду. [c.138]

Соли, образованные сильной кислотой и слабым основанием, также подвергаются гидролизу, например хлорид алюминия AI I3. В этом случае образуется слабый электролит гидроксоалюминий-иои А1(0Н) Связывание гидроксид-ионов приводит к усилению электролитической диссоциации воды и накоплению 1Юнов Н [c.84]

Сущность гидролиза сводится к химическому взаимодействию катионов или анионов соли с гидроксид-ио щми UH или ионами водорода Н+ из молекул воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирую-щее соединение (слабый электролит) Химичс-ское равновесие процесса диссоциации воды смещается ви[)аво [c.204]