Вода, константы диссоциации паро

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]

Исключительная роль воды в природе и технике обусловлена ее свойствами. Вода — термодинамически устойчивое соединение, Стандартная энергия Гиббса образования жидкой воды при температуре 298 К равна — 237,57 кДж/моль, водяного пара —228,94 кДж/моль. Соответственно константа диссоциации водяного пара на водород и кислород очень мала [c.341]

Вода относится к числу наиболее распространенных в природе веществ. Она играет исключительно важную роль в природе, в жизнедеятельности растений, животных и человека, а также в технологических процессах в различных отраслях народного хозяйства. На тепловых и атомных электростанциях, например, вода является основным рабочим веществом — теплоносителем, а на гидроэлектростанциях — носителем механической энергии. Исключительная роль воды в природе и технике обусловлена ее свойствами. Вода — термодинамически устойчивое соединение. Стандартная энергия Гиббса образования жидкой воды при температуре 298 К равна —237,57 кДж/моль, водяного пара —228,94 кДж/моль. Соответственно константа диссоциации водяного пара на водород и кислород очень мала [c.370]

Оксид железа (II, III) РезО можно получить из оксида железа (III) при восстановлении водородом, насыщенным водяными парами. Давление кислорода при диссоциации оксида железа и температуре 727 °С равно 1,78,-10-8 Па. Если разделить это значение на константу диссоциации водяных паров, то константа равновесия реакции восстановления оксида железа (III) будет равна 5,55-10 . При экспериментальном определении кон-стаита равновесия Л р== [Н20]/[Нг] для высоких температур оказалась равной 10 . Следовательно, оксид железа (III) восстанавливается уже при наличии следов водорода в парах воды. Такое восстановление можно провести в приборе (рис. 1). Лодочку с 2—3 г оксида железа (III) помещают в реактор — фарфоровую или кварцевую трубку, закрытую пробками. К одному концу реактора присоединяют промывную склянку с водой, соединенную с источником водорода. Реактор нагревают в печи до 800 °С, а воду в промывной склянке—до 95 °С, Газоподводящая трубка, соединяющая промывную склянку с трубкой для восстановления, также должна быть нагрета до 95 °С или выше, чтобы вода в ней не конденсировалась. Отклонения в составе газовой фазы в сторону увеличения концентрации водорода могут привести к загрязнению получаемого продукта оксидом железа (II). [c.257]

Решете. При отсутствии предварительных сведений об обратном, всегда рекомендуется предполагать, что максимальная температура, достигаемая в процессе сгорания, достаточно высока для того, чтобы вызвать частичную диссоциацию образующихся СОа и HjO. В соответствии с этим для правильного вычисления теоретической температуры пламени необходимо знать состав равновесных систем, в которых участвуют Н О, СОа, СО, На, Oj и ОН при температуре, достигнутой системой. Поскольку константы диссоциации паров воды и СОа известны с большой точностью [1] ), мы будем пользоваться [c.218]

Исследования спектров поглощения азотной кислоты показали наличие в растворе не только молекул, цо и ионных пар. В растворителе, содержавшем 80% диоксана и 20% воды, степень диссоциации 0,05 н. HNOg, определенная оптическим методом, была равна 0,8, а методом электропроводности — 0,078. Соответственно, оптическая константа равна 0,9-10 , а константа заведомо более сильного электролита N( i-Am)4 NO3, определенная по электропроводности, т. е. общая константа, была равна только 2-10 . Таким образом, азотная кислота в (80%-ном) диоксане находится преимущественно в виде ионных пар. Такие же соотношения наблюдаются в растворах пикриновой кислоты в смесях диоксана с водой. [c.343]

Свободное основание — бесцветная вязкая сильнощелочная жидкость с запахом аммиака. На воздухе, дымит. Смешивается с водой и спиртом. Нерастворим в бензоле и эфире. Перегоняется с водяным паром. Моногидрат хорошо растворим в воде и спирте, мало растворим в эфире. Этилендиамин с кислотами образует соли, хорошо растворимые в воде. Константа диссоциации 8,5-10" . [c.41]

Нафтиламин (т. пл. 110°С, т. кнп. 306,1 °С/760 мм) летуч с водяным паром и растворим в горячей воде. Константа диссоциации основания 2,0X10 ° при 25°С. Выделен из каменноугольной смолы и получен из -нитронафталина восстановле нием в кислой среде, например цинком и уксусной кислотой, или Т1С1з в НС1. Восстановление в кислой среде 4-бром- или 1-бром-2-нитронафталина тоже приводит к -нафтиламину. [c.228]

Константа диссоциации паров воды [c.124]

Вода — термодинамически устойчивое соединение. Стандартная энергия Гиббса образования жидкой воды при температуре 298 К равна 237,57 кДж/моль, водяного пара 228,94 кДж/моль. Соответственно константа диссоциации водяного пара на водород и кислород очень мала [c.82]

Диссоциация жидкой воды и надкритического пара на ионы. Диссоциация воды или шара на ионы характеризуется или константой диссоциации К [c.24]

Приведенные выше рассуждения относятся к водным растворам, но константы диссоциации могут быть измерены и в других растворителях, а также в их смесях с водой. Поскольку наиболее сложные органические соединения слабо растворимы в воде, измерения р (Г для таких веш,еств должны проводиться в системах растворителей, содержаш их суш ественную долю органического растворителя. Однако в силу того, что компоненты кислотноосновного равновесия являются сольватированными продуктами, константы диссоциации, измеренные в разных растворителях, в действительности описывают различные равновесия. Как следствие этого, величины рА и даже различия в величинах рЛГ , найденные в одном растворителе, могут значительно отличаться от соответствуюш их величин, определенных в другом растворителе (влияние растворителя на значение р Г обсуждается на стр. 373). Как уже отмечалось, в настоящем обзоре будут рассмотрены константы диссоциации, измеренные почти исключительно в растворителях, содержаш их воду. Константы диссоциации в других растворителях, особенно в растворителях с низким значением диэлектрической проницаемости, изучались довольно подробно. Однако поскольку в этом случае вместо сольватирован-ных ионов имеются ионные пары, а также потому, что эти растворители не функционируют как основания сравнения, получаемая картина совершенно отлична от той, которая имеет место в воде-растворителе с высокой диэлектрической проницаемостью и сильной склопносгью к образованию водородных связей. Во всяком случае данные по константам диссоциации в неполярных растворителях практически не используются для выяснения строения природных продуктов. [c.368]

Константа диссоциации приближается к единице лишь при температуре выше 4000 К. Агрегатное состояние воды определяется температурой и давлением (рио. 103). Кривая Л О соответствует равновесию а системе лед — пар, кривая 00 — равновесию в системе переохлажден- [c.341]

Карбоновые кислоты относятся к слабоионизированным средам. Вследствие их низкой диэлектрической проницаемости растворенные в карбоновых кислотах сильные минеральные кислоты и соли находятся в основном в виде ионных пар с низкими константами диссоциации. Поскольку индикаторные основания Гаммета протонируются и протонами, входящими в состав ионных пар, и протонами, находящимися в растворе отдельно, линейную зависимость IgA от Hq раствора следует трактовать как зависимость константы скорости реакции от суммарной прото-нодонорной способности среды. Изменение Яд в изученных растворах достигалось при изменении и концентрации минеральных кислот, и концентрации воды при этом все данные зависимости gk2 от Hq описывались общей прямой линией. Это позволяет сделать вывод, что катализ осуществляется протонированиём одного из реагентов, а не в результате ассоциации его с молекулой катализатора. [c.303]

Представление о тройниках и теория равновесий тройников используются для объяснения аномальных кривых электропроводности. В растворах с невысокой диэлектрической проницаемостью (смеси вода — дноксан) удается путем обработки данных по электропроводности установить наличие ионных пар и Т1 С1Йников, их концентрации и константы диссоциации. Установлено наличие таких образований, как ВаС1+, А С1 , Ь1С1 , даже в водных растворах. [c.417]

Константа диссоциации приближается к единице лишь при температуре выше 4000 К. Агрегатное состояние воды определяется температурой и давлением (рис. XIV. ). Кривая АО соответствует равновесию в системе лед — пар, кривая 00 — равновесию в системе переохлажденная вода — пар, кривая ОС — равновесию в системе вода — пар, кривая ОВ — равновесию в системе лед — вода. Температура кристаллизации воды с повышением давления понижается (кривая Об). В точке О все кривые пересекаются. Эта точка называется тройной точкой и отвечает равновесию в системе лед — вода — пар. Согласно правилу фаз (см. уравнение У,8), для этой точки степень свободы С равна нулю С = К —Ф + 2=1—3 + 2 = 0. Условия равновесия в тройной системе строго фиксированы, и равновесие возможно лишь при температуре 0,01 °С и давлении водяного пара 610 Па. [c.370]

Серьезное экспериментальное подтверждение справедливости уравнения (П1.26) получено [96] на основании данных о константах диссоциации нитрата тетраизоамиламмония в водно-диоксано-вых растворах. Было показано, что при переходе от почти сухого диоксана к диоксану, содержащему 53% воды, константа диссоциации изменяется на 15 порядков, причем значения а, рассчитанные с использованием экспериментальных констант Кд по уравнению (111.26), практически одинаковы и равны 6,4А. Такое расстояние между ионами в ионной паре вполне правдоподобно, а факт совпадения значений а в средах с различными диэлектрическими проницаемостями с очевидностью доказывает справедливость теории . [c.119]

Смит и Эллиот , применяя в качестве индикаторов а-нафтол-бензоил и о-нитроанилин, вычислили функцию кислотности Гаммета для разбавленных растворов ряда сильных кислот в ледяной уксусной кислоте. Используя данные Колыгофа и Уил-мэна по электропроводности, они подсчитали, что константа диссоциации хлорной кислоты в растворе ледяной уксусной кислоты составляет 9-10 . Это было интерпретировано как результат диссоциации ионной пары. При добавлении к раствору воды устанавливается равновесие [c.32]

Теорию равновесий тройников используют для объяснения аномальных кривых электропроводности. В растворах с малой диэлектрической проницаемостью (например, в смеси вода — диоксан) удается обработкой данных по электропроводности установить наличие ионных пар и тройников, их концентрации и константы диссоциации. Установлено, например, присутствие таких образований, как ВаС1+, Ag l7, даже в водных [c.119]

В таких реакциях роль константы равновесия выполняет давление насыщ енного пара или давление диссоциации. При давлениях соответствуюш их газов в окружающей среде, больших равновесных, произойдет их конденсация, при меньших давлениях — испарение воды или диссоциация карбоната. [c.402]

Четырехокись осмия ОзО легко образуется окислением металлического, осмия царской водкой, перманганатом калия, двухромовокислым калием и даже кислородом воздуха, а также окислением соединений осмия низших валентных форм, например, при действии хлора на щелочные растворы осматов или азотной кислоты на растворы комплексных хлоридов ос- мия. Четырехокись осмия — летучее белое ядовитое вещество с резким запахом, раздражающее слизистые оболочки глаз и дыхательных путей. Температура кипения его 131,2° С, температура плавления 40,6—40,7° С. Четырехокись осмия растворима в воде без разложения. Раствор бесцветный или светло-желтый. При нагревании водного раствора четырехокись осмия улетучивается вместе с парами воды. Растворимость четырехокиси осмия в 100 г воды при 0°С —5,3 при 18° С —6,47 при 25° С — 7,24 г. Из водного раствора четырехокись осмип высаливается азотнокислым натрием. Растворы четырехокиси имеют почти нейтральную реакцию, но в присутствии солей образуют солеподобные соединения. Возможно, происходит частичная гидратация окисла с образованием кислоты НгОзОб, сила которой немного меньше, чем сила угольной кислоты (константа диссоциации 8-10- 3), Четырехокись осмия —сильный окислитель. [c.36]

Значения констант диссоциации ионных пар азотнокислого тетраизо-амиламмония в смесях диОксан—вода при 25 С [c.256]

Это важное уравнение впервые было получено Вант-Гоффом и с тех пор носит его имя. Из уравнения (V.21) следует, что изменение константы равновесия с температурой зависит только от стандартной энтальпии реакции. Для реакций, протекающих с поглощением тепла, константа равновесия возрастает с увеличением температуры, т. е. повышение температуры способствует протеканию реакции. И наоборот, понижение температуры благоприятствует протеканию экзотермичесМих реакций. Наиболее интересным примером, иллюстрирующим важность эндотермических реакций при высоких температурах, является расчет состава пламен, аналогичных тем, которые возникают в струе реактивных двигателей. Так, например, пары воды, степень диссоциации которых при комнатных температурах ничтожно мала, в значительной степени диссоциируют при температурах порядка 4000° К. В качестве другого примера моЯ но привести обычную реакцию дегидрирования, которая широко используется на нефтехимических заводах. Термический распад бутана с отщеплением водорода является сильно эндотермической реакцией и не протекает при комнатной температуре. Однако, согласно уравнению (V.21), путем повышения температуры равновесие этой реакции можно сдвинуть в сторону образования водорода и при тедшературе около 900° К достичь заметных выходов. [c.155]

Для каждой пары значений х и у можно получить различные комбинации г, п и р. Учитывая константы диссоциации ацетилацетона ка = л ионного произведения воды в 0,1 М ЫаС104 при 25°С находим [c.81]

Как было уже отмечено в гл. I, в случае мета- и пара-(-ЬН)-заместителей, величины а° должны равняться гамметовским о, определенным из констант диссоциации замещенных бензойных кислот. Однако табличные значения о° были определены из данных для таких реакционных серий, когда реакционный центр изолирован от бензольного кольца структурной единицей, заведомо исключающей полярное сопряжение между заместителем и реакционным центром. Эти серии характеризуются относительно небольшими значениями р°, что неизбежно сказывается на точности оценки значения а°. Поэтому более подходящей была бы реакционная серия с большим значением р°. В качестве таковой был предложен щелочной гидролиз замещенных фениловых эфиров п-толуолсульфокислоты (арилтозилатов) в воде [195]. В этой реакции полярный резонанс между пара-(-Ь К)-заместителями и реакционным центром отсутствует [186], а р° = [c.149]

Поведение полностью диссоциированных электролитов в сильно разбавленных растворах должно подчиняться уравнению Дебая —Хюккеля и уравнению Онзагера (см.). Многие соли в воде ведут себя в соответствии с этими уравнениями, однако некоторые одно-однозарядные и одно-двух-зарядные соли и большинство многозарядных солей проявляют необычно низкие мольную электропроводность и активность. Такие отклонения можно объяснить ассоциацией катионов с анионами, что приводит к образованию ионных пар. Уравнение, описываюш ее равновесие между свободными ионами и ионными парами, можно сформулировать так же, как и для слабых электролитов Ко = ТкТа /(1—а), где и 7 — коэффициенты активности катиона и аниона, а — доля электролита, присутствуюш.его в виде свободных ионов, и /(о— константа диссоциации. Используется также константа ассоциации или константа устойчивости Ка, обратная величине Ко, т. е. р/Сл=—р/Со. Необходимо учитывать, что ионные пары могут также нести заряд, например + 2СГ РЬС1 + СГ, и тогда [c.52]

Поскольку уравнение Дебая—Хюккеля [15] выведено на основе некоторых упрощающих предположений, оно не полностью учитывает эффекты взаимного притяжения ионов малого диаметра при малых расстояниях между ними. Чтобы исправить это, Бьеррум рассчитал вероятность нахождения противоположно заряженного иона на заданных расстояниях от центрального иона. Эта вероятность вели- ка при очень малых расстояниях, когда электростатическое притяжение велико, затем оно проходит через пологий минимум и вновь возрастает с увеличением рассматриваемых объемов раствора. Минимум соответствует расстоянию д, равному г а 2 в е 12кТ. Для воды при 298 К это расстояние 0 = 3,5 10" м. Бьеррум высказал предположение, что пару ионов, удаленных друг от друга на расстояние меньшее, чем указанное выше, следует рассматривать как незаряженную ионную пару (см.), находящуюся в равновесии со свободными ионами (последние, будучи разделены расстоянием большим, чем соответствующее минимуму, должны полностью подчиняться уравнениям Дебая—Хюккеля и Онзагера). Долю ионных пар (1—а) находят путем интегрирования от а (расстояние максимального сближения ионов, или средний ионный радиус) до д. Зная (1—а), определяют константу ассоциации, которая является величиной, обратной константе диссоциации [c.190]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология