Закон действующих масс ионов

Вычислим степень и константу диссоциации слабого электролита на примере уксусной кислоты с учетом зависимости подвижности ионов от их концентрации (ионной силы) и отклонения от закона действия масс. [c.467]

Протолитические, а также и многие другие реакции ионов являются обратимыми процессами. Поэтому при изучении ионных реакций часто приходится иметь дело с определением термодинамически равновесных концентраций тех или иных ионов. В то же время в результате сильных электростатических взаимодействий между ионами уже при малых концентрациях перестают быть применимыми законы для идеальных растворов, в частности, закон действия масс в его простейшей формулировке (хотя электростатические взаимодействия в растворе ослаблены по сравнению с газом, они остаются значительно более сильными, чем взаимодействие между незаряженными частицами). При расчетах равновесных концентраций ионов необходимо, как правило, пользоваться термодинамической константой равновесия, выраженной через активности ионов. [c.32]

Основываясь на законе действующих масс, можно вывести уравнение, которое связывает константу электролитической диссоциации К электролита со степенью его диссоциации и с концентрацией раствора. В качестве примера возьмем какой-либо бинарный электролит с концентрацией С. Степень электролитической диссоциации его обозначим через а. Тогда концентрация каждого из ионов в растворе будет равна аС, а концентрация недиссоциированных молекул С —аС= С(I—а). Подставляя эти значения в уравнение (VI,46), получим [c.199]

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]

Сильные электролиты. Уже в работах Д. И. Менделеева, содержащих критику гипотезы электролитической диссоциации, было установлено, что во многих случаях выводы этой гипотезы неприменимы к экспериментальным данным. Опытный материал показывал, в частности, что закон действия масс неприменим к диссоциации сильных электролитов. Дальнейшее изучение этого вопроса привело к разработке теории сильных электролитов, в основе которой лежит представление, что сильные электролиты не только в разбавленных растворах, но и в растворах значительной концентрации содержатся практически только в виде ионов. Это согласуется с рассмотренными нами в 156 представлениями о механизме образования растворов электролитов и о гидратации ионов в растворах. К тому же, при исследовании оптических и спектральных свойств таких растворов сильных электролитов не обнаружено существования в них недиссоциированных молекул в растворах же слабых электролитов недиссоциированные молекулы обнаруживаются. [c.392]

Электролитическая диссоциация веществ в растворе — процесс обратимый. Применив закон действующих масс к процессу распада соединения КпА , в растворе на ионы К "" и Л"" [c.181]

Диссоциация слабых электролитов подчиняется закону действующих масс и может быть количественно охарактеризована константой равновесия. Классическим примером слабого электролита может служить уксусная кислота в разбавленном водном растворе. В таком растворе устанавливается равновесие диссоциации СНзСООН СНзСОО + Н . Количественно этот процесс характеризуется степенью диссоциации и константой диссоциации. Степенью электролитической диссоциации а называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул [c.430]

Ионный обмен происходит эквивалентно, т. е. при равных зарядах число ионов ионита, перешедшее в раствор, соответствует числу ионов, поглощенных из раствора. Как и всякая химическая реакция обмена, ионный обмен есть процесс обратимый и подчиняется закону действия масс. Ионы, поглощенные ионитом, можно десорбировать введением раствора, содержащего ион, который способен вступить в реакцию обмена с этим ионом, т. е. отработанные иониты можно регенерировать. Регенерация катионитов проводится растворами кислот (для Н-катионитов) или солей. Аниониты регенерируют растворами гидроксида, хлорида или карбоната натрия, соляной кислоты. Сильнокислотные катиониты обменивают свои ио- [c.83]

Если к чистой воде добавить столько щелочи, чтобы концентрация гидроксид-ионов повысилась, например, до 10 моль/л, то, по Ле Шателье, равновесие диссоциации воды сместится и концентрация 1Н+] понизится до 10 моль/л, так что по закону действующих масс ионное произведение воды останется равным 10 моль /л . [c.102]

Как видно из (222.8), скорость реакции не зависит от концентрации Аг- На первый взгляд, зто —отклонение от закона действующих масс. На самом деле это отклонение кажущееся, поскольку в каждой из стадий закон действующих масс соблюдается, а уравнение (222.8) — суммарное. Промежуточное соединение А1Х в процессах (П) называют промежуточным веществом Вант-Гоффа (кислотноосновной катализ). Примером процесса (П) служит реакция бро-мирования ацетона, катализируемая ионами водорода, скорость которой не зависит от концентрации брома. При другом соотношении [c.621]

В растворах с лабых электролитов можно говорить о равновесии между ионами п реально существующими недиссоциированными молекулами. В таких растворах концентрации ионов сравнительно малы, что дает основание пренебречь силами их электростатического взаимодействия и принять, что свойства растворов слабых электролитов определяются только равновесием диссоциации, которое в этом случае полностью подчиняется закону действия масс. Константа протекающего при этом равновесного процесс называется константой диссоциации электролита и представляет собой отношение произведения концентраций ионов в растворе слабого электролита к концентрации его недиссоциированной части. [c.108]

Переход чонов в раствор и обратный процесс — внедрение ионов в кристаллическую структуру твердого вещества — происходят лишь на его поверхности, которая при данной степени измельчения является постоянной величиной. В таком случае на основании закона действия масс состояние равновесия зависит только от произведения концентраций ионов, которое для данного малорастворимого электролита является величиной постоянной. [c.119]

В уравнениях типа закона действия масс квадратные скобки означают концентрацию, в остальных случаях таким способом выделяются ионные пары. [c.47]

Диссоциация комплексных ионов. Применим закон действия масс к диссоциации комплексов. В растворе комплексные ионы всегда несколько диссоциируют, так [c.259]

Применим закон действующих масс к равновесной системе, состоящей из кристаллов плохо растворимого вещества и его ионов в насыщенном растворе (рис. 61) [c.189]

Поэтому и здесь, как и в случаях диссоциации слабого электролита ( 2), воды ( 6) и плохо растворимого вещества ( 8), концентрация ионов в растворе очень мала. Это и позволяет во всех этих случаях применить закон действующих масс в виде однотипных простых выражений, содержащих концентрации соответствующих частиц. [c.191]

На основании закона действующих масс и в предположении постоянства коэффициентов межфазового распределения Кг по приведенным выше реакциям можно составить общую систему уравнений фазового и химического равновесия, дополнив ее уравнениями материального баланса для всех частиц (молекул и ионов), участвующих в равновесии. [c.81]

Формальный выход из положения был предложен американским ученым Льюисом (1907). Он ввел понятие о кажущейся концентрации, которую назвал активностью. Активность а — это величина, подстановка которой вместо концентраций в уравнение закона действующих масс делает его справедливым (для всех электролитов и неэлектролитов) при любых концентрациях. Она выражает активную концентрацию вещества и,не представляя какого-либо реального его свойства, отражает суммарно все возможные процессы в растворе. Поэтому введение активности не раскрывает механизма процессов взаимодействия ионов и растворителя. Это лишь удобный прием, позволяющий находнть свойства любых растворов. Активность связана с концентрацией уравнением [c.181]

При добавлении небольших количеств иона к 2пО, который является полупроводником п-типа, концентрация электронов снижается в соответствии с требованием сохранения электронейтральности, а концентрация промежуточных ионов цинка возрастает в соответствии с законом действия масс — см. уравнение (3). Это облегчает диффузию межузельных ионов Следовательно, [c.198]

В первом приближении можно положить, что в случае гетерогенных химических реакций закон действия масс остается справедливым. Тогда из уравнения реакции обмена двух одновалентных ионов А+ и В+ [c.102]

Согласно теории электролитической диссоциации электролиты при растворении в воде или других растворителях распадаются на ионы, число которых, а также величина и знак заряда определяются их природой. Этот процесс называется электролитической диссоциацией. Между ионами и недиссоциированными молекулами устанавливается равновесие, которое можно выразить своего рода химической реакцией, подчиняющейся закону действующих масс. [c.7]

Ионообменное равновесие может быть описано законом действия масс. Из уравнения реакции обмена двух одновалентных ионов А+ и В+ [c.156]

Это верно, однако, лишь для слабых электролитов, растворы которых содержат сравнительно немного ионов. Напротив, у сильных электролитов, вследствие большого числа ионов, начинает заметно сказываться наличие электростатического взаимодействия ионов друг с другом, результатом чего являются отклонения от закона действующих масс и изменение величины К при разбавлении раствора. [c.228]

Влияние посторонних ионов. Принцип произведения растворимости применялся многими исследователями к большому числу разнообразных осадков. Тщательная проверка показала, что расчеты на основании обычной формулировки закона действия масс дают только приближенные результаты. Такие же выводы были получены при изучении других равновесий, не связанных с образованием твердой фазы. Все эти факты привели к созданию новой теории электролитов. Правда, на основании этой теории нельзя рассчитать влияние присутствия электролитов иа какое-нибудь равновесие без ряда экспериментальных данных относительно этого равновесия. Тем не менее названная теория правильно указывает на особый характер ионных равновесий и на влияние посторонних электролитов на равновесие. Возможны также приближенные вычисления изменения растворимости. [c.49]

К этому обратимому последовательному процессу можно применить закон действующих масс. Поскольку речь идет о разбавленных растворах, активность воды будем считать равной 1. Тогда, воспользовавшись экспериментальными данными, можно записать для первой и второй констант реакции образования иона [Ag(NH3)2]+ [c.420]

Согласно учению об активности, во все уравнения равновесия, например в уравнения константы ионизации и произведения растворимости, должны входить не значения концентрации ионов, а величины их активности. Коэффициенты активности были перио-начально введены в науку как эмпирически находимые множители, позволяющие распространить закон действующих масс и на те случаи, когда он в обычной своей форме неприменим. Физический смысл их был неясен. Впоследствии он был разъяснен тео-11ией сильных электролитов, на основании которой оказалось возможным вычислять величины Вычисления эти довольно сложны, так как соответствующая формула содержит три константы. Достаточно простой вид она приобретает лишь при вычислениях для очень разбавленных растворов (для значений ц 0,1) [c.78]

Понижение активности ионов ртути (И) путем осаждения труднорастворимой соли или при комплексообразовании способствует протеканию реакции диспропорционирования (закон действующих масс). [c.653]

Согласно закону действующих масс ионы растворенной соли фушают равновесие НгО Н+ОН и образуют при этом, зависимости от типа соли, один или два слабых электролита [c.81]

Компенсационную колонку можно заполнять любой сильнокислой катионообменной смолой, поскольку она эффективно поглощает катионы элюента и не влияет на качество разделения, уже достигнутое в первой колонке. Накопление катионов образца и элюента продолжается до тех пор, пока все активные центры не будут заблокированы ими и смола практически целиком не перейдет в натриевую (или калиевую) форму. Колонку регенерируют, прокачивая через нее 0,25 н. раствор серной кислоты. Благодаря закону действия масс ионы водорода серной кислоты вытесняют ионы натрия из смолы и переводят ее з первоначальную Н+-форму. Во избежание [c.68]

Однако это верно лишь для слабых электролитов, растворы которых содержат сравнительно немного ионов. У сильных же электролитов вследствие большого числа ионов заметно сказывается электро-( татическое взаимодействие ионов друг с другом. Это лишает ион возможности вести себя независимо от других. Свойства электролита оказываются такими, как будто бы концентрация его ионов ииая, чем на самом деле. Результатом этого является отклонение от закона действующих масс и изменение величины /( при изменении концентрации растворенного вещества (в частности, при разбавлении раствора). [c.182]

Если между двумя растворителями распределяется диссоциирующее на ионы вещество, то, с одной стороны, в каждой из фаз устанавливается равновесие между молекулами и ионами, подчиняющееся закону действия масс, а с другой—устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами в разных фазах, подчиняющееся закону распределения [см. уравнения (VI, 40), (VI, 40а) и (VI, 406), стр. 216—217]. Отношение между аналитическими концентрациями j и рассматриваемого вещества в обеих фазах подобных систем не остаетсч постоянным, так как аналитические данные охватывают как недиссоцииро-ванную, так и диссоциированную части растворенного вещества, доля же диссоциированной части связана различным образом с общим количеством вещества в каждой из фаз. [c.288]

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]

Если Пн (h) — концентрация ионов в междоузлиях в точке /г, а пз (Н) — концентрация электронов в той же точке, то по закону действующих масс должно быть я (/г) X Пз (h) = onst для любой точки h. [c.50]

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]

Выражение для константы химического равновесия является но существу выражением закона действия масс одновременно для прямой и обратной реакций. Поскольку понятие о прямой и обрат-ион реакциях условно, в выражении для константы равновесия копцептрацня хлороводорода может быть поставлена в чис.пи-тчль, а в знаменатель — произведение концентраций водорода и х. шра тогда константа равновесия выразится величиной 1/К, но она, естественно, останется величиной постоянной. [c.94]

Состав экстрагируемого комплекса устанавливался, как непосредственным химическим анализом органической фазы на ме-тг л, кислоту, хлор-ионы, воду, так и спектроскопическими методами (ИК-и ПМР-спектры) и методами,-основанными на использовании закона действия масс (метод разбавления и насыщения). В виде координационно-сольватированных соединений экстрагируются уран, цирконий, гафний, торий, теллур, селен (Me l4 [c.40]

В оксидах п-типа в междоузлиях кристаллической решетки размещаются избыточные ионы металла, которые в процессе окисления мигрируют совместно с электродами (рис. 10.4, Ь) к наружной поверхности оксида. Примерами оксидов п-типа служат ZnO, dO, TiO и AI2O3. Вагнер показал, что закон действия масс может быть применим к концентрациям промежуточных ионов и электронов, а также катионных вакансий и положительных дырок. Следовательно, уравнения равновесия для Си О имеют вид [c.196]

Первые сообщения об ионообменной адсорбции были сделаны в 1850 г. независимо друг от друга английскими учеными Томпсоном и Уэем. Изучая способность почв к поглощению удобрений и их вымывание дождем, они обнаружили явление обмена ионов между почвой и водными растворами солей. Несмотря на то что поглощение почвой солей (например, получение питьевой воды из морской) было известно уже в древности, серьезные исследования этого явления начались именно с указанных работ. Удовлетворительное объяснение обмена ионов (обратимость процесса, эквивалентность обмена) стало возможным только после открытия закона действия масс (1876 г.). Вещества, проявляющие способность к ионному обмену и используемые для адсорбции ионов, получили название ионообменников или ионитов. [c.164]

Константу ионного обмена можно определить из данных о равновесном распределении иоиов в статических условиях (равновесн(5С состояние при ионном обмене описывается законом действия масс), а также динамическим методом по скорости перемеи1ения зоны вещества по слою смолы (элюентиая хроматография). Если через колонку с катионитом, в верхней части которой находится сорбированный йог М +, пропускается раствор кислоты, то в смоле происходит многократный цроцесс обмена [c.52]

Нерастворившаяся соль Ag l находится в твердой фазе и поэтому не входит в уравнение закона действующих масс. Константу К называют произведением растворимости или константой растворимости. Поскольку в равновесии находятся ионы, более правильно было бы подставить в уравнение (313) вместо концентраций активности, например если речь идет о растворе Ag l в присутствии КС1. [c.259]

Происходит ли изменение окраски при нагревании сильноразбавлен-ного раствора, содержащего ионы [Сг(НгО)бГ+ Учтите закон действующих масс. [c.624]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология