Электролиты, активность диссоциация

Строение двойного электрического слоя в условиях специфической адсорбции. Адсорбция — концентрирование вещества из объема фаз на поверхности раздела между ними — может быть вызвана как электростатическими силами, так и силами межмолекулярного взаимодействия и химическими. Адсорбцию, вызванную силами неэлектростатического происхождения, принято называть специфической. Вещества, способные адсорбироваться на границе раздела фаз, называются поверхностно-активными (ПАВ). К ним относятся большинство анионов, некоторые катионы и многие молекулярные соединения. Специфическая адсорбция ПАВ, содержащегося в электролите, влияет на структуру двойного слоя и величину ф1 потенциала (рис. 172). Кривая 1 на рис. 172 соответствует распределению потенциала в двойном электрическом слое в отсутствие ПАВ в растворе. Если раствор содержит вещества, дающие при диссоциации поверхностно-активные катионы, то за счет специфической адсорбции поверхностью металла катионы будут входить в плотную часть двойного слоя, увеличивая ее положительный заряд (кривая 2). В условиях, способствующих усилению адсорбции (например, увеличение концентрации адсорбата), в плотной части может оказаться избыточное количество положительных зарядов по сравнению с отрицательным зарядом металла (кривая 3). По кривым распределения по- [c.474]

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]

Эти средние значения ( Jl )з для каждого /-го электролита можно вводить в общее условие химического равновесия (XIV. 104) независимо от степени и характера диссоциации. Следовательно, если в термодинамическом равновесии участвует частично или полностью диссоциированный электролит, то, очевидно, нет необходимости принимать во внимание эту диссоциацию, если мы в уравнение равновесия вместо концентрации этого электролита введем его среднюю ионную активность. Активности катионов и анионов также можно выразить через произведение их моляльных концентраций на соответствующие коэффициенты активности [c.385]

Константы диссоциации электролитов могут рассчитываться на основе концентраций молекул и ионов (Кс) или же их активностей (Ка). В первом случае эти константы часто называют классическими, во втором — термодинамическими. Строго говоря, классические константы диссоциации (которые большей частью и указываются в литературе) правильно характеризовали бы электролит лишь при (i = О, т. е. в его бесконечно разбавленном растворе. Однако у слабых электролитов расхождения Кс и Ка обычно невелики (например, при 25 °С для 0,1 М раствора уксусной кислоты Кс = 1,85 lO S, а Ка = 1,70-10 ). Они становятся тем значительнее, чем сильнее рассматриваемый электролит и выше общая концентрация раствора. [c.185]

Если в растворе слабого электролита присутствует сильный электролит, то коэффициенты активности ионов слабого электролита будут меньше 1, и. константа диссоциации остается постоянной лишь при замене концентраций активностями. [c.147]

Если сильный бинарный электролит ВА диссоциирует на два иона В + + А , а их активности ав+ Ша- —соответственно, то средняя активная концентрация ВА будет ав + ал- ав + -ал- =/(1- При диссоциации вещества В ,, получаем т катионов В" и п анионов А " . Поэтому = Л 2. Полученное выражение позволяет сформулировать правило произведения активностей в насыщенном растворе сильного электролита при постоянной температуре произведение активных концентраций ионов растворенного вещества есть величина постоянная. [c.70]

При разбавлении раствора сильного электролита во дой увеличивается не степень диссоциации, а активность ионов вследствие увеличения среднего расстояния между ними. Поэтому определяемая обычными методами степень диссоциации сильных электролитов является лишь кажущейся , а не истинной. Тем не менее, она имеет важное значение для характеристики электроли тов, обусловливая многие нх свойства. [c.136]

Степень электролитической диссоциации зависит от природы электролита и растворителя и от концентрации раствора. С разбавлением раствора степень диссоциации каждого электролита увеличивается при очень больших разбавлениях электролит диссоциирует полностью (а= 1). Степень диссоциации довольно часто выражают в процентах (а%=а-100). От степени диссоциации электролитов зависит химическая активность веществ при взаимодействии в растворах. [c.55]

Так как олово в электролите связано в комплексный анион, то концентрация свободных ионов Sn + очень невелика и осадок имеет очень тонкую структуру и блестящую поверхность даже без применения коллоидных добавок. Качество осадка улучшается при добавке 20—30 г/л уксуснокислого натрия. Абсолютная концентрация олова почти не сказывается на характере осадка, но выход по току повышается с повышением концентрации. Избыток едкого натра снижает степень диссоциации оловяннокислого натрия, уменьшает активность ионов Sn + и улучшает структуру осадка, но зато он несколько понижает выход по току. Практически выход по току около 90%. Температура 60—75°. Плотность тока 0,5—3 а/дм , т, е. ниже, чем в кислых ваннах. Поэтому из щелочных ванн получают только тонкие осадки (0,015—0,020 мм). [c.567]

Константа диссоциации является мерилом активности электролита. Чем больше константа диссоциации, тем сильнее данный электролит при данной концентрации диссоциирует. [c.151]

Истинная степень диссоциации сильных электролитов в растворах любой концентрации равна 100%. Однако вследствие электростатического притяжения противоположно заряженных ионов, которое особенно значительно в концентрированных растворах, активность ионов снижается и сильный электролит ведет себя так, как если бы он находился в состоянии неполной диссоциации. Поэтому диссоциацию сильных электролитов принято количественно характеризовать кажущейся степенью диссоциации. [c.139]

Химическая коррозия возможна также в том случае, когда электролит обладает агрессивными свойствами, не обусловленными его диссоциацией (образованием ионов), например, действие активного кислорода персульфата калия на железо или действие сухих сернистых дымовых газов с высокой температурой на металл. [c.21]

Аналогичный принцип регистрации активной зоны использовали другие авторы [79, 80]. Так, ячейка, описанная Сухотиной и Сухотиным [79] (рис. 3.2), представляет собой капилляр 8, окруженный охлаждающей рубашкой 4 и соединенный с катодной 5 и анодной 2 камерами. Последняя отделена от капилляра трехходовым краном /. Система заполняется электролитом, причем в анодную камеру вносится электролит, меченный по аниону. Граница активного раствора регистрируется с помощью торцового счетчика 6, помещенного в свинцовый домик 7 с щелью шириной , Ъ мм, двигающийся на тележке 8 вдоль капилляра. Эту ячейку использовали для определения скорости движения фронта активного раствора Nal в смесях бутанола с гексаном. Авторам удалось определить степень диссоциации растворов Nal в смесях с различной диэлектрической проницаемостью. Очевидно, данную ячейку можно применить для определения подвижности ионов, меченных радиоактивным изотопом, в самых разнообразных электролитах. [c.55]

Из (3.10) п (3.11) следует, что реально определимы химические потенциалы, а следовательно, и а <тпвности, и коэффициенты активностей лишь молекулярных веществ, в том числе и электролита в целом. Активность отдельных заряженных частиц, в том числе ионов, на которые распадается электролит, в общем случае экспериментально определить нельзя ее можно оценить приближенно лишь в области весьма разбавленных растворов. Действительно, в силу условия электронептральностн раствора изменение содержания ионов данного вида (да1шого заряда) в сколько-нибудь заметных пределах без одновременного и эквивалентного пзмене-иия содержания ионов противоположного знака невозможно. Определяются обычно активность эл( ктролита йэ и так называемые средние активности ионов а . Соотношения между ними можно найти следующим образом. Предполагая, что электролит распадается при диссоциации на v+ положительных и V отрицательных ионов, [c.76]

Число иоиов в электролите можно определить из аналитической коицентрацни электролита, так как ои считается полностью диссоциировапным (а=1). Теорию Д< бая и Гюккеля поэтому иногда называют теорией полной диссоциации. Однако ее можно применять и в тех случаях, когда а . Действительно, определив нз гштенсивностн светопоглощения степень дпссоцпац[1н раствора слабого электролита, можно найти истинную коицеитрацию его ионов, а затем по уравнению (3.57) н сред игй коэффициент активности. [c.89]

У Влияние добавок электролитов. Введение электролитов в растворы ионогенных ПАВ вызывает два эффекта, одинаково проявляющихся в снижении ККМ. Во-первых, электролит частично дегидратирует полярные группы шноа ПАВ, так как он связывает—в ду-.аа хчет гидратации своих ионов. Уменьшение гидратации ионов ПАВ повышает их склонность к ассоциации. Во-вторых, добавленный электролит уменьшает эффективную степень диссоциации поверхностно-активного электролита как в истинном растворе, так и в мицеллярном состоянии. Возрастает доля противоионов, связанных с поверхностью мицелл заряд последних уменьшается. Э о уменьшает эффективную электрическую работу против сил отталкивания, необходимую- для введения мицеллообразующего иона в одноименно заряжённую мицеллу, что облегчает мицеллообразование. [c.62]

При контакте ионита с водными растворами электролитов происходит его электролитическая диссоциация, обеспечивающая возможность ионного обмена. Иойный,обмен представляет собой стехиометрическое замещение в обмен на каждый эквивалент одного иона, поглощенного из раствора, ионит отдает в раствор один эквивалент другого иона с зарядом того же знака. Прн адсорбции, в отличие от обменного процесса, адсорбент поглощает растворенное вещество (электролит или неэлектролит), не отдавая в раствор никакого другого вещества. Хотя это различие и кажется достаточно отчетливым, на практике часто трудно провести границу между названными процессами, так как ионный обмен почти всегда сопровождается адсорбцией, а большая часть обычных адсорбентов, например активный уголь, силикагель, оксид алюминия и др., могут действовать как иониты. [c.73]

Так как рассматриваемый электролит является очень труднорастворимым, значения /а и /к в его насыщенном растворе близки к единице. Добавление посторонней соли вызывает увеличение ионной силы раствора, что сопровождается уменьшением коэффициентов активности (рис. У-21) и, как адедствие, увеличением произведения [К] [А], т. е. растворимости осадка. С точки зрения классической теории электролитической диссоциации, данное явление может быть качественно истолковано как результат частичного ионного обмена труднорастворимой соли с вновь вводимой. [c.193]

Прибавим к раствору электролита второй электролит, содержащий одноименный ион с первым. Например, к раствору уксусной кислоты раствор ее соли — ацетата натрия. Очевидно, увеличение активности ацетат-ионов — одного из продуктов реакции диссоциации кислоты — сместит равновесие диссоциации влево, степень диссоциации понизится. Проведем расчет. К 0,01 М раствору СНзСООН прибавим СНзСООЫа в таком количестве, чтобы его концентрация в растворе стала 0,01 моль/л. Обозначим концентрацию кислоты в растворе Ск, соли Сс, степень диссоциации кислоты а, при этом полагаем, что соль диссоциирована поЛ ностью. Для получения оценочных результатов вместо активностей будем пользоваться концентрациями. [c.191]

Другие удобные выражения для активности электролита можно получить, исходя из формальных представлений о диссоциации электролита в растворе . Этот прием оказался весьма полезным при сопоставлении свойств электролитов различных валентных типов. Так, если электролит vц 4v диссоциирует на У4- катионов и анионов, согласно реакции vц v —у 4, то его активность может быть выражена так [c.24]

Влияние добавок электролитов. Введение электролитов в растворы ионогенных ПАВ вызывает два различных эффекта, одинаково проявляющихся в снижении ККМ. Во-первых, электролит частично дегидратирует полярные группы ионов ПАВ, так как он связывает воду за счет гидратации своих ионов. Уменьшение гидратации ионов ПАВ повышает их склонность к ассоциации. Во-вторых, добавленный элбктролит уменьшает эффективную степень ионизации поверхностно-активного электролита как в истинном растворе, так и в мицеллярном состоянии. Возрастает доля противоионов, связанных с поверхностью мицелл заряд последних уменьшается. Это уменьшает эффективную электрическую работу против сил электростатического отталкивания, необходимую для введения мицеллообразующего иона в заряженную мицеллу. Следовательно, облегчается мицеллообразование. Кроме того, снижение степени диссоциации поверхностно-активного электролита дополнительно гидрофобизует ПАВ, так как недиссоциированные полярные группы менее гидрофильны, чем ионы. [c.117]

Поскольку аналитические испытания, выполняемые в растворах ("мокрым" путем), представляют собой реакции между ионами, сте-иень диссоциации характеризует химическую активность электроли- ГОЕ. Например, х юроводородная кислота легко взаимодействует с ыеталличес1шм цинком и быстро разлах-ает мрамор, тогда как е более слабой уксусной кислотой эти процессы протекают гораздо медленнее. Такие соли, как сульфид 1щнка, хромат бария, оксалат кальция, легко растворяются в хлороводородной, но нерастворимы в уксусной кислоте. [c.26]

В целях упропдения мы выбрали для рассмотрения случай, когда электролит является бинарным. В тех случаях, когда молекула электролита нри диссоциации образует больше двух ионов, вывод несколько усложняется. Однако конечный результат остается неизменным. Концентрационная зависимость коэффициента активности неэлектролита, растворенного в электролите, имеет тот же вид, что и соответствующая зависимость д.тя электролита, растворенного в неэлектролите. Термодинамические свойства разведенных растворов неэлектролитов в электролитах должны быть сходными с аналогичными сво11ствами растворов электролитов в неэлектролитах, вытекающими из теории Дебая—Хюккеля. [c.448]

Активность и коэффициенты активности, полученные в разных экспериментах на одном и том же объекте, как правило, совпадают между собой, что свидетельствует о самосогласованности этрж представлений. В то же время числовые значения степени диссоциации, полученные, например, из опытов по измерению осмотического давления, давления насыщенного пара или электропроводности, не совпадают друг с другом. Таким образом, термодинамический метод описания различных взаимодействий в растворах электролитов является более надежным. При термодинамическом описании свойств раствора электролита совершенно безразлично в какой степени диссоциирован электролит, ибо это описание не раскрывает механизма межчастичных взаимодействий. [c.157]

Раствор имеет кислую реакцию и называется соляной кислотой. По мере разбавления диссоциация соляной кислоты усиливается. Концентрированная (35%) НС1 — слабый электролит, а разбавленная— сильный (а = 82%). Соляная кислота — активный химический реагент. Взаимодействует с большинством металлов. Вместе с азотной кислотой образует смесь (1 объем HNU3 3 объема НС1), которую называют царской водкой . Она действует энергичней, чем каждая из этих кислот в отдельности. Ею окисляются практически все вещества как органического, так и неорганического происхождения. Так, например, в ней легко растворяются золото и платина [c.273]

Постоянную ионную силу раствора, равную 0.1, поддерживали с помощью KNO3. В электролите такого состава диссоциация комплексов МеДЦТА" протекала необратимо до полного распада этих соединений. Концентрацию водородных ионов в электролите определяли методом компенсации э. д. с. гальванической пары, составленной из стеклянного электрода и стандартного хлорсеребряного полуэлемента. Нуль-индикатором служил рН-метр ЛПУ-01, источником компенсирующей э. д. с. — потенциометр Р-300 с нормальным элементом. Для калибровки прибора использовали растворы (с известной концентрацией водородных ионов — впределах от 3.16-10- до 10- М), имеющих ионную силу 0.1 (среда KNO3). Это позволяло измерять непосредственно концентрацию, а не активность водородных ионов. Точность отсчета составляла +0.01 единиц pH. [c.55]

Химическая коррозия возможна в том случае, когда электролит обладает агрессивными скойствями. не обусловленными диссоциацией (например, действие активного кидлоройа персуль-фата калия на железо). [c.11]

Более подробные данные о константах диссоциации кислот и оснований имеются в кннге Ю. Ю. Лурье, Расчетные и справочные таблицы для химиков (табл. 29), Госхимиздат. )947. Константы диссоциации, определенные через активности, часто называют термодинамическими константами диссоциации. В электролите МегА, диссоциирующем по уравнению [c.337]

Равновесие химических ьч( цип (54). Электролитическая диссоциация (55). Теория сильных э.пскит.-ттов. Активность (58). Равновесие в растворах слабых электроли <и (66). Теория кислот и оснований (69). Амфотерные соединения i,72) [c.364]

Примером хорошей применимости гипотезы полной диссоциации и теории Дебая и Гюккеля к растворителям с малой диэлектрической постоянной может служить работа автора с Трахтенбергом [20], в которой были найдены коэффициенты активности хлористого лития в изоамиловом спирте при изучении распределения этого электролита между спиртом и водой. Пример этот интересен как тем, что он является одним из весьма немногих описанных в литературе случаев точного измерения активностей сильных электролитов в растворителях с малыми диэлектрическими постоянными, так и тем, что Li l — типичный сильный электролит в воде — обнаруживает в неводных растворах ряд электрохимических аномалий, которые часто приписывались ком-плексообразованию и ассоциации. [c.225]

Коэффициент активности. Возможность протекания электродных процессов и их кинетика определяются также концентрацией молекул, подвергшихся электролитической диссоциации. Активность а ионов, участвующих в процессе, как правило, не соответствует их концентрации С в электролите. Это различие определяется соотношением а=уа-С, где уа — коэффициент активности. Только при бесконечном разбавлении уа=1, т.е. концентрация растворенного вещества равна его а Ггивно-сти, когда взаимодействием ионов можно пренебречь. Такие электролиты называются стандартными. [c.13]

В качестве второго примера рассмотрим мицеллярный раствор одного ионного ПАВ. Пусть ПАВ — сильный электролит, одна молек ла которого дает прп диссоциации поверхностно-активных ионов и 2 противоионов. Чтобы не путать нумерацию веществ (П.ЛВ и растворитель) и ионов, величиной с (без индекса) обозначим концентрацию П.ЛВ, i и Сг — концентрации ионов, Сц и Сз — концентрации их мономерных форм. Учитывая, что в силу условия электронейтральностп поверхностного слоя Г2(3) = Гкз) -2/ -1 (индекс 3 относится к растворителю), запишем (23.2) в форме [c.118]