Диссоциация воды зависимость от концентрации раствора

Зависимость степени электролитической диссоциации электролита от концентрации раствора можно проследить на опыте. Концентрированная (безводная) уксусная кислота не проводит электрического тока. По мере ее рая-бавления водой электрическая лампа, включенная в цепь, начинает светиться все ярче и ярче, что указывает на увеличение I) растворе концентраций ионов Н+ п СНзСОО-, т. е. на повышение степени электролитической диссоциации с разбавлением (рис. 52). [c.221]

Это уравнение характеризует основную зависимость между щелочностью раствора, диссоциацией воды, диссоциацией кислоты и концентрацией соли. Из уравнения (7) можно вывести формулу для pH соли слабой кислоты. Так, можно написать [c.296]

Перешедшие в раствор ионы остаются связанными с молекулами воды и образуют гидраты ионов. Иначе говоря, в результате диссоциации образуются не свободные ионы, а соединения ионов с молекулами растворителя. В общем случае любого растворителя эти соединения называются сольватами ионов. Но в уравнениях диссоциации обычно пишут формулы ионов, а не их гидратов или сольватов, тем более что число молекул растворителя, связанных с ионами, изменяется в зависимости от концентрации раствора и других условий. Однако, поскольку всегда образуется моногидрат иона водорода — ион гидроксония Н3О+, рекомендуется все же указывать его формулу, а не изолированного иона водорода. Тем более, что с образованием и разрушением иона гидроксония связана исключительно высокая подвижность иона водорода в водных средах, а значит, и его влияние на разнообразные химические реакции. Как нам известно из главы 4, для воды характерен некоторый дальний порядок в жидком состоянии за счет наличия между ее молекулами водородных связей. Ион гидроксония из-за своего более поляризованного, чем в молекуле воды, атома водорода участвует в образовании водородной связи, присоединяясь к одной из молекул воды [c.235]

Как видно из уравнения реакции, при растворении такой соли в воде анионы слабой кислоты связывают часть ионов Н , образовавшихся при диссоциации воды, в слабо диссоциируемое соединение. При этом концентрация несвязанных ионов ОН в растворе будет превышать концентрацию ионов Н" и раствор станет щелочным (рН> >7). Таким образом, водные растворы солей сильного основания и слабой кислоты имеют щелочную реакцию. Растворы солей слабых кислот и слабых оснований могут быть нейтральными, кислыми или щелочными в зависимости от соотношения констант диссоциации слабых электролитов, образующихся в процессе гидролиза. [c.167]

Изменение температуры влияет на гидролиз вследствие резкой температурной зависимости степени диссоциации воды. С повышением температуры концентрация Н" - и ОН -ионов в растворе резко возрастает, вследствие чего увеличивается [c.119]

Воспользовавшись принципом Ле Шателье, рассмотрим влияние различных факторов на положение гидролитического равновесия. Разбавление раствора соли, что равносильно увеличению концентрации одного из реагентов (воды), усиливает гидролиз. Напротив, гидролиз концентрированных растворов солей протекает в меньшей степени. Повышение температуры влияет на гидролиз главным образом вследствие резкой температурной зависимости степени диссоциации воды. Поэтому при нагревании концентрация ионов Н и ОН" в растворе сильно возрастает, что увеличивает вероятность связывания их с образованием малодиссоциированной кислоты или основания, и при высоких температурах гидролиз протекает полнее. [c.170]

На основании вычисления теплот диссоциации воды в растворах различных солей было установлено [20, 12, 21], что зависимость ДЯ-от имеет линейный характер для всех концентраций с точностью до экспериментальных ошибок, составляющих 30 — 80 кал. Согласно теории, такая зависимость должна соблюдаться для суммы Ьн+-f он-— що при большом разбавлении. Поскольку эта закономерность, вопреки ожиданиям, наблюдается и при более высоких концентрациях, то этим можно воспользоваться для определения значения ДЯ путем экстраполяции ДЯг до бесконечного разбавления. На рис. 146 изображена зависимость ДЯ от для растворов пяти различных солей при 20°. Если данные для растворов отдельных солей экстраполировать независимо друг от друга, все точки пересечения прямых с осью ординат располагаются с разбросом приблизительно в 30 кал [c.460]

Однако в разбавленных растворах, где концентрация не превышает одного или нескольких процентов, концентрация растворителя, в частности воды, в выражение константы диссоциации /Сдисс через равновесные концентрации не входит. Вне зависимости от того, образуется или расходуется в реакции вода, ее концентрация практически постоянна и вводится в константу равновесия [c.121]

Перешедшие в раствор ионы остаются связанными с молекулами воды и образуют гидраты ионов. Иначе говоря, в результате диссоциации образуются не свободные ионы, а соединения ионов с молекулами растворителя. В общем случае любого растворителя эти соединения называются сольватами ионов. Но в уравнениях диссоциации обычно пишут формулы ионов, а не их гидратов или сольватов, тем более что число молекул растворителя, связанных с ионами, изменяется в зависимости от концентрации раствора и других условий. [c.228]

Так как диссоциация воды на ионы крайне незначительна, концентрацию недиссоциированных молекул воды можно считать постоянной и равной единице. Поэтому закон действующих масс для воды и водных растворов выражается зависимостью [c.492]

Повторяя эту операцию и применяя все более основные индикаторы, мы можем расширить шкалу кислотности до все более кислых растворителей, например до смесей со все большим отношением серной кислоты и воды. Соответствующий подбор органических индикаторов позволяет расширить шкалы кислотности Гаммета до значения Яд около 13. Это значение функции кислотности Гаммета достигают в растворах, не только не содержащих воду, но содержащих достаточно большой избыток SO3. В этих условиях в результате диссоциации серной кислоты в растворе образуется такой очень сильный донор протонов, как H SO . На рис. 3-16 показаны кривая зависимости функции кислотности Гаммета ffg от концентрации серной кислоты и кривая зависимости значения lg[H30+] от этой концентрации максимального значения кривая достигает в растюре с концентрацией около 10 М. [c.160]

Сравнение проведенных нами расчетов зависимости эффективных ЧП от плотности тока с экспериментальными данными [144] (см. рис. 6.23) показывает, что принятая модель качественно правильно передает экспериментально наблюдаемые закономерности. Однако можно обратить внимание на то, что расчетная кривая (/) (кривая 4 на рис. 6.23) идет вверх с ростом тока заметно быстрее, чем это отмечается в эксперименте. Причина здесь, по нашему мнению, заключается в том, что граница поверхностной пленки с мембраной обладает существенными биполярными свойствами и является при достаточно больших токах поставщиком Н - и ОН"-ионов [197]. Присутствие этих ионов вблизи границы с раствором может существенно изменить ситуацию, и конкуренция между двухзарядными ионами 1 и однозарядными ионами 2 может смениться на конкуренцию ионов 1 и ионов № (или ОН" в зависимости от заряда противоионов), так как концентрация последних может превысить граничную концентрацию ионов 2, резко убывающую с ростом тока. Относительная концентрация двухзарядных ионов при этом будет медленнее уменьшаться с ростом тока, в силу чего снизится и скорость увеличения эффективных ЧП 7]. Кроме того, из-за более высокой подвижности ионов Н" (или ОН"), конкурирующих с двухзарядными ионами 1, эффективное ЧП в предельном состоянии будет ниже, чем в случае присутствия только ионов 2. Таким образом, в данном случае процесс диссоциации воды может играть положительную роль, снижая нежелательный перенос двухзарядных ионов. Приведенная авторами [144] зависимость выхода по току ионов Н" (точки 11 на рис. 6.23) подтверждает выводы, сделанные в этом разделе. [c.315]

Кислоты, основания и амфотерные соединения. Кислотой называется водородсодержащее соединение, дающее при диссоциации в водном растворе ионы Н+. Основанием является вещество, содержащее группы ОН и диссоциирующее в воде с образованием гидроксид - ионов ОН". Различные вещества, содержащие ионы Н и ОН", не одинаково легко их отщепляют. Различная способность веществ к распаду на ионы характеризуется их степенью диссоциации в растворах. Степенью диссоциации а называется отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул. Она выражается в виде дроби (0,1 0,2 и т. д.) или в процентах (10%, 20% и т. д.) и зависит от концентрации растворенного вещества и от температуры эти зависимости рассматриваются в курсе неорганической химии. Степень диссоциации зависит также от природы растворителя. [c.86]

Интенсивность поглощения в области 3000—3200 см и 6000—6200 см определяется не только концентрацией НС1, но и концентрацией, воды в растворе, причем при одной и той же концентрации НС1 поглощение увеличивается при возрастании общего содержания воды в растворе (рис. 18), что, по-видимому, можно объяснить увеличением степени электролитической диссоциации НС1. Нелинейная зависимость изменения оптической плотности в области поглощения гидратированного иона Н3О+ при [c.45]

Поскольку измеряемое сопротивление Rx зависит от геометрии ячейки, размеров электродов и расстояния между ними, то практически всегда определяют константу ячейки v.lRx=lls, используя стандартный раствор с известным значением х. Так, например, в растворе КС1, содержащем в 1 кг 0,7453 г соли, при 18°С и=0,0122 См/м. Зависимость удельной электропроводности от концентрации в водных растворах некоторых электролитов представлена на рис. 15. При с О величина к стремится к удельной электропроводности чистой воды, которая составляет приблизительно 10 5 См/м и обуслоплена присутствием ионов Н3О+ и 0Н , возникающих в результате диссоциации воды 2Н2О 2 Н3О++ОН-. С ростом концентрации электролита и вначале увеличивается, что отвечает увеличению числа ионов в растворе. Однако чем больше ионов в растворе, тем сильнее проявляется ион — ионное взаимодействие, приводящее к замедлению движения ионов, а также к их ассоциации. Поэтому почти всегда зависимость удельной электропроводности от концентрации электролита проходит через максимум (рис. 15). [c.59]

Изменение температуры влияет на гидролиз вследствие резкой температурной зависимости степени диссоциации воды. С повышением температуры концентрация Н - и ОН -ионов в растворе резко возрастает, вследствие чего увеличивается вероятность связывания их с образованием малодиссоци-ированной кислоты или основания. Поэтому с повыщением температуры гидролиз протекает полнее. Данный вывод подтверждается тем, что реакция нейтрализации экзотермична. Так как гидролиз является противоположным ей процессом, т. е. эндотермичен, то в соответствии с принципом Ле Шателье нагревание вызывает усиление гидролиза. [c.134]

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]

Зависимость интегральной теплоты растворения от концентрации раствора неоднозначна она может быть возрастающей, убывающей, экстремальной, постоянной. Иногда при увеличении концентрации интегральная теплота растворения меняет знак. Например, ортофосфорная кислота растворяется в большом количестве воды экзотермично (АЯц = -13,4 кДж/моль), а в малом эн-дотермично (ЛЯ55 = +4,5 кДж/моль), что можно объяснить практически полным отсутствием диссоциации этой кислоты в крепких растворах. [c.352]

Последовательность расположения кривых на рис. 143 заслуживает некоторого внимания. При данной концентрации диссоциация воды в растворе данной соли тем больше, чем меньше радиусы ионов этой соли в кристаллическом состоянии. Это явление можно качественно объяснить тем, что молекулы воды сильнее поляризуются при непосредственном влиянии ионов меньшего размера с более высокой плотностью заряда. В настоящее время нет достаточно надежных данных, на основании которых можно было бы определить точную функциональную зависимость диссоциации растворителя от ионных радиусов, но закономерный характер этой зависимости и наличие упомянутой обратной пропорциональности явствует из рис. 144. Это явление проиллюстрировали Харнед и Маннвейлер [12], произвольно принимавшие в качестве абсцисс величины 211/йг( 1/а+-Ь1/а ). Мы принимали в качестве независимой переменной величину так как средняя п.потность заряда ионов прямо пропорциональна этой величине. Значения ионных радиусов были взяты из табл. 6. [c.457]

Согласно этой теории электролиты (кислоты, основания соли) при растворении в воде распадаются — диссоциируют, н положительно и отрицательно заряженные ионы катионы анионы. Эта диссоциация протекает в зависимости бт "трирод электролита, природы растворителя и концентрации раствор в различной степени. [c.46]

Зависимость степени электролитической диссоциации электролита от коииеитрации раствора можно проследить на опыте. Кои-центрированная (безводная) уксусная кислота не проводит электрического тока. По мере ее разбавления водой электрическая лампа, включенная в цепь, начн-иает светиться все ярче и ярче, что указывает на увеличение в растворе концентраций ионов [c.221]

Все эти факты говорят о том, что при растворении происходит своеобразное химическое взаимодействие между растворителем и растворяемым веществом. Продукт подобного взаимодействия — раствор — называется сольватом или гидратом, если растворителем является вода. Д. И. Менделеев рассматривал сольваты как неустойчивые химические соединения постоянного состава, находящиеся в состоянии частичной диссоциации. Диссоциация сольватов протекает обратимо, поэтому состав их, в соответствии с законом действия масс, непрерывно меняется в зависимости от концентрации и температуры. Так, например, с повышением температуры сольваты легко разрушаются полностью или частично. Непостоянство и неопределенность состава раствора в результате непрерывной диссоциации сольватов, заставляют относить растворы к особой группе, промежуточной между механическими смесями (взвеси, коллоидные растворы ) и химическими соединениями постоянного состава. Последние, согласно теории Менделеева, представляют частный случай сольватов. [c.189]

Количество молекул растворителя в сольватной оболочке меняется в зависимости от природы иона, температуры и концентрации раствора. Поэтому формулой невозможно передать состав сольвата, так как он может быть, например, и Na+(0H2)e, и Ыа+(ОН2)2з, и другим. Для ионов металлов, являющихся комплексообразователями с определенным координационным числом, молекулы воды составляют его внутреннюю гидратную сферу, поэтому в ионных уравнениях записывают lLi(OH2)4 , [Ре(ОН2)б1 [А1(ОН2)б1 и т. п. Однако такая запись слишком громоздка и в дальнейшем можно ограничиться написанием в ионных уравнениях символов свободных ионов (Li+, h, ОН . ..). Следует сделать лишь исключение для иона Н+, подчеркивая этим протекание химической реакции с участием воды + HjO = HgO . Сильные акцепторные свойства ионов Н+ приводят к тому, что в водных растворах протоны в свободном состоянии практически не существуют на 1 г-ион НзО приходится лишь 10 г-ионов Н+. Тогда уравнение диссоциации, например, НС1 должно содержать молекулу Н2О, реагирующую с Н+ НС + Н2О = НзО + СЬ. [c.235]

В случае цеолитов У, обмененных на катионы переходных металлов, между концентрацией ионов пиридиния и электростатическим потенциалом катиона, компенсирующего отрицательный заряд каркаса, существует сложная зависимость [29]. При этом интенсивность полосы, соответствующей ионам пиридиния, достигает максимума при степени ионного обмена 30 50% [93]. Логичных объяснений этого результата (исходя из диссоциации молекул гидратной воды под влиянием электростатического потенциала катионов) нет. Однако для медь- и никельобмененных форм цеолитов У недавно было установлено [126], что в ходе ионного обмена в зависимости от соотношения твердой и жидкой фаз, концентрации раствора, из которого проводится обмен, и числа повторных обработок свежим раствором в обмене могут участвовать и протоны и частично гидролизованные ионы металла. Условия проведенного обмена, при которых протоны и частично гидролизованные группировки не вступают в обмен, крайне ограничены. При повышении степени обмена число сверхстехиометрически обмененных катионов переходных металлов возрастает. Эти катионы обладают остаточным зарядом и локализуются в больших полостях, снижая в них концентрацию гидроксильных групп [126]. Такое явление позволяет объяснить изменение бренстедовской кислотности при увеличении степени ионного обмена. Кроме того, отмечалось [127], что стехиометри-чески обмененный цеолит СиУ не проявляет бренстедовской кислотности [c.45]

Если кислота сравнительно сильная (константа ее диссоциации—около 1-10" ), то натриевую соль титруют соляной кислотой. В качестве холостого опыта титрзтот чистую воду той же соляной кислотой. И в том и в другом случаях строят графики зависимости pH раствора от количества добавленной соляной кислоты. Для любых двух точек, соответствующих одному и тому-же количеству добавленной соляной кислоты, отвечают два значения pH. Исходя из упрощающего допущения, что pH =—1д[Н+], где скобки означают концентрацию, получаем два значения [Н+]. Разность между ними равна количеству НС1, нейтрализованному натриевой солью кислоты или количеству недиссоци-ированной кислоты [АН]. Общее количество кислоты (в виде ее натриевой соли) известно, и [А ] также известна, а поэтому имеются все данные для вычисления к по следующему уравнению [c.418]

На основе рассмотренной схемы создается общая классификация объемных свойств растворов электролитов. Согласие теоретических и экспериментальных зависимостей Ум растворов наблюдается в ряде случаев до концентраций 7—10 моль % электролита, для некоторых других солей, при указанных концентрациях, появляется отклонение экспериментальных кривых. Это легко понять, так как здесь мы вступаем в область, переходную к водным расплавам, где уже не приходится говорить об определяющем влиянии структуры воды на свойства растворов. Уы около десяти электролитов количественно описывается теоретическими зависимостями лишь при концентрациях меньше 1—2 моль%. Для четырех электролитов (РеСЬ, СоСЬ, М С12, СаСЬ) количественного согласия не найдено и при более низких концентрациях. Можно показать [23,34], что наблюдаемые отклонения могут быть связаны с появлением новых структурных группировок в растворе [35, 36] и диссоциацией гндратных комплексов. [c.60]

Соли, кислоты и основания-при растворении в воде и неко-i торых других полярных растворителях частично или полностью распадаются (диссоциируют) на ионы. Эти ионы существуют в растворе независимо от того, проходит через раствор электрический ток или нет. Вследствие этого число независимо движущихся частиц растворенного вещества больше, чем при отсутствии диссоциации понижение температуры затвердевания, o -i мотическое давление и величины других коллигативных свойств растворов (см. т. I, стр. 247) возрастают прямо пропорционально числу частиц. При уменьшении концентрации диссоциация на ионы (электролитическая диссоциация) по закону действия масс приближается к предельной, т. е. становится практически полной, и коэффициент Вант-Гоффа приближается к простому целому числу (2, 3, 4 — в зависимости от числа ионов, образующихся при растворении молекулы вещества [c.389]

В результате тщательного изучения свойств водных растворов серной кислоты, спирта и ряда других веществ Д. И. Менделеев пришел к выводу, что растворы представляют неустойчивые химические соединения, находяш,иеся в состоянии диссоциации и изменяющие свой состав в зависимости от температуры и концентрации. Продукты такого атШодеиствйя в воде получили название тов, а в общем случае любых других растворителей — сольватов. Отсюда следует еще одно заключение, что растворы представляют собой гомогенные системы не только из растворителя и растворяемых веществ, но и продуктов их взаимодействия. [c.135]

Соли окиси хрома применяются главным образом в качестве протрав при крашении тканей и для хромового дубления кож. Большинство их хорошо растворимо в воде. С химической стороны эти соли интересны тем, что цвет их растворов меняется в зависимости от условий (температуры раствора, его концентрации, кислотности и т. д.) от зеленого до фиолетового. В частности, на холоду обычно наблюдается сине-фиолетовая окраска, а при нагревании — зеленая. Такое изменение окраски связано с различной гидратацией иона Сг . В кристаллическом состоянии большинство солей Сг имеет фиолетовый цвет, но некоторые известны в обеих формах. Осаждение Сг(ОН)з из их растворов под действием щелочей начинается при pH 5уЗ. Полная константа основной диссоциации гидроокиси хрома (по схеме Сг(ОН)з Сг" + ЗОН ) оценивается в 7 10 , а константа первой ступени кислотной диссоциации (по схеме Сг(ОН)з = H -f r0 -fH20) составляет 9-10 . [c.378]

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]