Диссоциация истинная, ее степень

Определение истинной степени диссоциации [c.466]

Степень диссоциации слабого электролита, определенная различными способами (например, по измерению температуры кипения или электропроводности), дает удовлетворительные совпадения. Однако для сильных электролитов определение степени диссоциации различными способами дает разные результаты. Следовательно, величина степени диссоциации не характеризует реальную, истинную степень диссоциации, а представляет некоторую кажущуюся величину. [c.162]

Все указанные выше изменения не связаны с изменением истинной степени диссоциации, как это имеет место у слабых электролитов, а обусловлены проявлением кажущейся степени диссоциации. Поэтому уравнение закона действия масс при подстановке в него истинных концентраций неприменимо для растворов сильных электролитов. [c.251]

По своей природе все электролиты условно можно разделить на три группы сильные, средней силы и слабые электролиты. Отнесение электролита к той или иной группе основано на экспериментально определяемом по электропроводности его 0,1 н раствора при 25 °С значении степени электролитической диссоциации. Сильные электролиты в водных растворах диссоциируют практически полностью. Истинная степень их диссоциации близка к 1 (100%), хотя экспериментально наблюдаемая (кажущаяся) находится в пределах от 30% и выше (см. разд. 8.6). Электролиты средней силы диссоциируют частично, они имеют степень электролитической диссоциации от 3% до 30%. Слабые электролиты диссоциируют на ионы в очень малой степени, в растворах они находятся, в основном, в недиссоциированном состоянии (в молекулярной форме) для них а < 3%. В табл. 8.2 приведены примеры электролитов различной силы и даны примеры записи уравнений их диссоциации. [c.236]

Нужно помнить, что вовсе не характеризует истинной степени диссоциации истинная степень диссоциации сильных электролитов всегда близка к единице. [c.72]

Второй недостаток теории Аррениуса связан с игнорированием ион-ионного взаимодействия. Ионы рассматривались как частицы идеального газа, а следовательно, не учитывалось обусловленное кулоновскими силами притяжение катионов и анионов и отталкивание одноименно заряженных ионов. Пренебрежение ион-ионным взаимодействием, совершенно непонятное с физической точки зрения, приводило к нарушению количественных соотношений теории Аррениуса. Так, например, строгая проверка уравнения (1.7) показывала, что константа диссоциации К не остается постоянной, а изменяется с концентрацией электролита. Наиболее отчетливо этот эффект проявляется в растворах сильных электролитов, истинная степень диссоциации которых о. близка к единице (так называемая аномалия сильных электролитов ). Но даже в ра-2 19 [c.19]

Влияние различных факторов на электропроводность проводников второго рода.Все электролиты делятся на два класса сильные и слабые. Всякое вещество, истинная степень диссоциации которого при любой его концентрации в водном растворе остается постоянной и равной 100%, называется сильным электролитом. А всякое вещество, истинная степень диссоциации которого при [c.269]

Определяемая на опыте степень диссоциации для сильных электролитов не отражает истинной картины распада электролита на ионы и называется кажущейся степенью диссоциации. Она всегда ниже истинной степени диссоциации. Как показывают рентгенографические исследования, кристаллические решетки многи.ч сильных электролитов построены из ионов и уже одно это говорит о том, что сильные электролиты диссоциированы полностью и что в растворе не может быть не-диссоциированных молекул. Однако с увеличением концентрации сильного электролита в растворе усиливается взаимное притяжение разноименно заряженных ионов, которое при некотором достаточном приближении их друг к другу приводит к образованию ионных пар. Они ведут себя подобно отдельным молекулам, хотя и не являются ими. Ионные пары отличаются от молекул тем, что ионы в них непосредственно друг с другом не соприкасаются, а разделены одним или несколькими слоями воды (рис. 53). Образование ионных пар [c.221]

Растворы сильных электролитов. Сильные электролиты в водных растворах распадаются на ионы полностью. Их истинная степень диссоциации не зависит от концентрации раствора. [c.123]

В разд. 12.8 было введено понятие коэффициента I Вант-Гоффа, который определяется как отношение истинной степени диссоциации электролита к его полной степени диссоциации. Многие свойства растворов электролитов, и в том числе слабых электролитов, отклоняются от свойств идеальных растворов вследствие притяжения между ионами. Согласно теории разбавленных растворов Дебая — Хюккеля, ионы в растворе не полностью независимы друг от друга в отличие от молекул растворяемых веществ молекулярного типа. Очевидно, электрические силы взаимодействия между противоположно заряженными ионами лишают их возможности вести себя подобно полностью диссоциированным частицам. Эффект притяжения между ионами сказывается тем больше, чем выше ионные заряды. [c.266]

Измерение экстинкций динитрофенолят-ионов днф и Е производится при одной и той же длине волны, одинаковой стехиометрической концентрации с и равной толщине слоя d. Отсюда находится истинная степень диссоциации [c.484]

Согласно современным данным, сильные электролиты в водных растворах полностью диссоциируют на ионы,-Однако последние, если они присутствуют в растворе в значительных количествах, взаимодействуют друг с другом так, НТО ионы одного знака окружаются противоположно заряженными ионами. В результате ф актическая, или активная, концентрация ионов уменьшается, и все свойства растворов, зависящие от концентрации, проявляются так, как если бы количество ионов было меньше, чем их в действительности образуется при полной диссоциации сильного электролита. Поэтому определяемая на опыте величина а для сильных электролитов является лишь кажущейся , а истинная степень диссоциации для сильных электролитов составляет 100%. [c.54]

Как видно, значения ДЛ приближаются к пределу при очень высоких потенциалах. При этом релаксационный и электрофоретический эффекты фактически совершенно исчезают. Для неполностью диссоциированного электролита измеренная при этих условиях эквивалентная электропроводность должна равняться аЛо, где а — истинная степень диссоциации. Поскольку Ло [c.156]

Определяемая на опыте степень диссоциации для сильных электролитов не отражает истинной картины распада электролита на ионы и называется кажущейся степенью диссоциации. Она всегда ниже истинной степени диссоциации. Как показывают рентгенографиче- ские исследования, кристаллические решетки многих сильных электролитов построены из ионов и у ке одно это говорит о том, что сильные электролиты диссоциированы полностью и что в растворе не может быть не-диссоциированных молекул. Однако с увеличение . концентрации сильного электролита в растворе усиливает ся взаимное притяжение разноименно заряженных [c.210]

Нужно помнить, что акаж вовсе не характеризует истинной степени диссоциации (истинная степень диссоциации всегда близка к единице). Ионы в растворах не так уж свободны и независимы друг от друга. Электропроводность при некоторой конкретной концентрации соответствует как бы меньшему числу ионов, чем это следовало бы при полной диссоциации. Однако такое кажущееся уменьшение числа ионов объясняется не соединением их в молекулы, а тем, что каждый ион окружен как бы атмосферой из противоположно заряженных ионов, которые тормозят движение данного иона к противоэлектроду при измерении электропроводности. [c.229]

Эквивалентная электропроводность подобного раствора, конечно, меньше, чем изучаемого раствора, поэтому истинная степень диссоциации [уравнение (XVIII,23)] всегда больше, чем степень диссоциации, рассчитанная по уравнению (XVIII, 16). [c.466]

XVIII, 25) новую величину а с, вычисляем более точное значенне Зная Х", находим так же а и т. д. Достаточно повторить такой расчет 2—3 раза, чтобы величина а следовательно, и а( > стали воспроизводиться. Таким путем находится окончательное значение истинной степени диссоциации. [c.467]

Кроме описанных явлений, в растворах сильных электролитов при повышенных концентрациях может происходить ассоциация ионов. Так, в водных растворах, например, установлено образование ионов ВаС1 Ag l2, Ь1С12 и др. При разбавлении эти частицы диссоциируют. Поэтому с повышением концентрации сильных электролитов даже при полной их диссоциации происходят изменения свойств раствора, аналогичные тому, как если бы при этом уменьшалась степень диссоциации электролита. Ясно, что эти изменения ш связаны с изменением истинной степени диссоциации, как это имеет место у слабых электролитов, а обусловливаются проявлением кажущейся степени диссоциации. Последняя, в свою очередь, не отражается концентрацией раствора, чем и обусловливается неприменимость закона действующих масс при подстановке в него истинных концентраций растворов электролитов. [c.180]

Сложность природы сильных электролитов потребо--вала введения понятия — кажущейся степени диссоциации, которая всегда ниже истинной. Считается, что у сильных электролитов истинная степень диссоциации равна 100%, в то время как кажущаяся степень диссоциации у них не достигает 100%. В дальнейшем под а мы будем понимать кажущуюся степень диссоциации. Если в 0,1 н. растворе а>30% — электролит сильный, если а<3% — электролит слабый, если 30% > >3%—электролит средней силы. [c.55]

Зторой недостаток теории Аррениуса был связан с игнорированием ион — ионного взаимодействия. Ионы рассматривались как частицы идеального газа, а следовательно, не учитывалось обусловленное кулоновскими силами притягательное взаимодействие катионов и анионов и отталкивательное взаимодействие одноименно заряженных ионов. Пренебрежение ион— ионным взаимодействием, совершенно непонятное с физической точки зрения, приводило к нарушению количественных соотношений теории Аррениуса. Так, например, строгая проверка уравнения (1.7) показывала, что константа диссоциации К не остается постоянной, а изменяется с концентрацией электролита. Наиболее отчетливо этот эффект проявляется в растворах сильных электролитов, истинная степень диссоциации которых а близка к единице (так называемая аномалия сильных электролитов ). Но даже в растворах слабой уксусной кислоты зависимость К от концентрации СНзСООН значительно превосходит возможные ошибки измерений. Ниже приведены константы диссоциации К для водных растворов КС1 и СНзСООН при 25 С [c.16]

При разбавлении эти частицы диссоциируют. Поэтому с повышением концентрации сильных электролитов даже при полной их диссоциации происходят изменения свойств раствора, аналогичные тому, как если бы при этом уменьшалась степень диссоциации электролита. Ясно, что эти изменения не связаны с изменением истинной степени диссоциации, как у слабых электролитов, а обусловливаются проявлением кажущейся степени диссоциации. Последняя, в свою очередь, не отражается концентрацией раствора, чем и обусловливается неп,эименимость закона [c.187]

Растворы. Классификация растворов. Растворитель и растворенное вещество. Общие свойства истинных растворов. Насыщенный, пересыщенный и ненасыщенный раствор. Способы выражения состава раствора (массовая доля вещества в растворе, молярная концентрация, нормальная концентрация). Физическая теория растворов Я. Вант-Гоффа и С. Аррениуса. Химическая теория растворов Д. И. Менделеева. Сольваты, гидраты, кристаллогидраты, кристаллизационная вода. Растворение веществ как физико-химический процесс. Тепловой эффект процесса растворения. Растворимость веществ. Факторы, влияющие на растворимость веществ. Электролиты и неэлектролиты. Теория электролитической диссоциации С. Аррениуса. Степень электролитической диссоциации. Зависимость степени диссоциации от природы электролита, природы растворителя, концентрации и температуры раствора. Кажущаяся степень диссоциации сильных электролитов. Константа электролитической диссоциации. Диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель. Ионно-молекулярные уравнения реакций. Гидролиз солей. Факторы, влияющие на процесс гидролиза. Степень и константа гидролиза. [c.5]

Термодинамическая устойчивость ряда комплексов ионов металлов была исследована в лабораториях Абегга, Бодлендера и Н. Бьеррума в первые два десятилетия XX в. Затем прогресс замедлился по причинам, на которые указали Мак-Бен и Ван Риссельбердже 1195], писавшие в 1928 г. Широко распространившееся за последние годы использование коэффициентов активности привело к тому, что многие исследователи полностью отказались от изучения вопроса об истинной степени диссоциации сильных электролитов... Первой задачей остается определение истинных веществ, имеющихся в растворах, и их реальных концентраций . Тем не менее кажущийся успех теории Дебая — Хюккеля в объяснении некоторых свойств загрязненной воды позволил термодинамикам и электрохимикам навсегда сохранить миф о полной диссоциации сильных электролитов. [c.14]

Если электролитЛд-Вд, сильный, следовательно, истинная степень его диссоциации в водном растворе равна единице (а = 1), то уравнение (VII, 10) принимает вид [c.272]

Сильные электролиты, как уже отмечалось, диссоциированы полностью, истинная степень диссоциации их равна 100%, поэтому запись константы равновесия для них не имеет смысла. Кажущаяся степень диссоциации действдтельно меняется с рдзведением, однако закон разведения к сильным электролитам неприменим. [c.57]

Степевь диссоциации. Выражение для степени диссоциации, которое будет использовано в дальнейшем, основано на определении зависимости эквивалентной электропроводности раствора от скоростей ионов. На стр. 86 было показано, что скорость нона при бесконечном разбавлении под действием градиента потенциала в 1 в см равняется X /F, причем этот вывод был основан на предположении, что электролит полностью диссоциирован. Рассмотрение этого вывода показывает, что он применим к растворам любой концентрации единственное отличие состоит в том, что если электролит не полностью диссоциирован, то это следует учесть при вычислении истинной ионной концентрации. Если представляет собой истинную степень диссоциации, а с —суммарную (стехиометрическую) концентрацию электролита, то для определения количества электричества, переносимого ионами, следует использовать ионную концентрацию, равную ас эквuв л. Однако при вычислении эквивалентной электропроводности до сих пор пользуются, как и прежде, общей концентрацией с. В результате этого изменения уравнение (19) на стр. 87 примет следующий вид [c.126]

Как мы увидим впоследствии ( 14К на основании ряда соображений истинная степень диссоциации всех сильных электролитов принимается в на-сюяшее время равной 100%. [c.43]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология