Диссоциация истинная

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

Определение истинной степени диссоциации [c.466]

Истинные термодинамические константы диссоциации в водных растворах при 18 С (константы кислотной диссоциации) [c.476]

В растворе устанавливается равновесие, константа которого раина отношению истинных термодинамических констант диссоциации или, что то же самое, отношению термодинамических констант диссоциации Запишем реакции диссоциации воды и диссоциации гидроксония. В обоих случаях диссоциация протекает с участием одной молекулы воды, присоединяющей протон [c.477]

При рассмотрении растворов в другом растворителе необходимо составить аналогичную таблицу истинных термодинамических констант диссоциации в этом растворителе, причем для значения истинной термодинамической константы диссоциации самого растворителя выбирается, конечно, другая величина. [c.479]

О более точных расчетах pH в концентрированных растворах и об учете влияния ионной силы на активность раствора см. гл. ХХИ, 6. Используя изложенные там методы, можно вычислить истинные значения ионного произведения воды, термодинамические константы диссоциации кислот и оснований и дру- [c.486]

H.H. Семенов и Г. Эйринг высказали предположение, что истинный механизм реакции может не соответствовать уравнению (22-19), а быть двухстадийным и включать обратимую диссоциацию Тг на 21, за которой следует тримолекулярная реакция атомарного иода (21) с Нг [c.380]

Таким образом, истинная концентрация иона водорода на 1% выше предсказываемой приближенным расчетом вследствие влияния диссоциации воды. Такая поправка незначительна для сильных кислот, но может стать важной, когда приходится иметь дело со слабыми кислотами. [c.470]

Вопрос об истинной роли реакции 9 — это вопрос о том, какой из процессов преобладает — рекомбинация или диссоциация, т. е. куда сдвинута реакция в целом. Этот вопрос решается достаточно просто прямым численным моделированием и анализом сдвига К по стадиям 9, 12, 14, 20, 21. [c.271]

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]

Если в показатель экспоненты (8.54) подставить истинную энергию диссоциации О (определенную, например, спектроскопически), то предэкспоненциальный множитель ка будет зависеть от температуры. На рис. 8.7 показаны зависимости этого множителя от величины О/ЙТ. Для всех трех [c.212]

Ганч обратил внимание на то, что аналогичное положение справедливо и для карбоновых кислот он показал, что в их водных растворах существует равновесие между ионизированной формой (I), к которой относятся также истинные, растворимые в воде соли, и не способной к диссоциации формой ( I), производными которой являются эфиры и псевдосоли [c.239]

В справочнике для гидроксида аммония приведено две, константы диссоциации — истинная, /(nh.oh = 6,3-10 и кажущаяся, Knh.oh—1,79 10-. В чем состоит причина их различия Как они определены Какой константой следует пользоваться для расчета pH раствора кислоты или прогидролизовав-щейся соли [c.81]

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]

Наличие второй (и третьей) ступени диссоциации кислоты вызывает дополнительное уменьшение концентрации недиссоцииро-ванной кислоты с ростом pH по сравнению с одноосновными кислотами, поэтому кривые диссоциации (истинные и полярографические) многоосновных кислот круче, чем у одноосновных. Так, согласно В. Ганушу и Р. Брдичке [137], кривая диссоциации (для первой ступени) двухосновной кислоты несимметрична и ее форма выражается уравнением [c.30]

Физический смысл этого эмпирического множителя, называемого изотопическим фактором, оставался до создания теории электролитической диссоциации совершенно неясным. По теории Аррениуса изоторн1ческий фактор появляется как естественный рез) Л1>-тат электролитической диссоциации, увеличивающей общее число частиц растворенного вещества. Изотонический фактор должен быть поэтому функцией степени электро-пнтической диссоциации. Действительно, пусть молекула электролита распадается при диссоциации на V ионов, тогда прн степени диссоциации а истинное число часгиц, определяемое произведением 1с (где с —. молярная коицеитрацня электролита), равно [c.37]

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]

Однако отклонение квантового выхода от единицы не означает отклонения от закона фотохимической эквивалентности. Как показывает опыт, фотохимический процесс слагается из первичного процесса, протекающего в результате поглощения светового кванта, и, как правило, приводящего к диссоциации молекулы и образованию свободных атомов и радикалов, и из вторичных процессов, протекающих в результате вступления в реакцию образовавшихся в первом процессе атомов и радикалов. Вторичные процессы могут сводиться к дезактивации возникших в результате поглощения света молекул или к рекомбинации атомов и радикалов. Первичные фотохимические процессы, являющиеся истинно фотохимическими, всегда подчиняются закону эквивалентности 111тарка — Эйнштейна. Таким Образом, отклонение квантового выхода от единицы означает не отклонение от закона эквивалентности, а появление вторичных процессов, которые, изменяя величину квантового выхода, идут уже без поглощения света. [c.233]

В формуле (XVIII, 16) для расчета степени диссоциации растворов— электролитов сопоставляются эквивалентная электропроводность при данном разбавлении, отвечающая некоторому конечному среднему расстоянию между наличными ионами, и эквивалентная электропроводность при бесконечном разбавлении, т. е. при условиях, когда расстояния между ионами бесконечно велики. Подвижность ионов зависит от расстояний между ними. Поэтому правильнее сопоставлять эквивалентную электропроводность X при данном разбавлении с эквивалентной электропроводностью X неосуществимого на практике раствора с той же концентрацией ионов, но полностью диссоциированного. Таким обравом, истинное значение степени диссоциации можно найти из формулы [c.466]

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]

Величина /(снзСоон называется истинной термодинамической константой диссоциации указанной кислоты на свободный протон и основание, или константой кислотности ее ни в коем случае нельзя смешивать с термодинамической константой рав-нэвесия уксусной кислоты с гидроксонием и основанием. [c.474]

Это обстоятельство позволяет выбрать в качестве отправной величины истинную термодинамическую константу диссоциации иона НзО значение которой очень важно знать при изучении водных растворов. Ради упрощения расчетов полагаем н,о + равным 55,5. Подставим это значение константы в уравнение (XVIII, 35) [c.475]

Располагая истинными термодинамическими константами диссоциации, можно легко и просто находить константы, характеризующие различные ионные равновесия. Рассмотрим, например, диссоциацию воды, состоящую в том, что одна молекула отдает протон, а другая этот протон присоединяет. Таким обра- [c.476]

Располагая таблицей истинных термодинамических констант диссоциации, легко рассчитать константу диссоциации основания. Исходя из уравнения (ХУИ1,42), записываем [c.478]

Константу гидролиза можно также найти, пользуясь константами кислотности (истинными термодинамическими константами диссоциации). На основании уравнения гидролиза типа (XVin, 46) записываем для кислот, т. е. для веществ, отдающих Н+ [c.481]

Определяемая экспериментально степень диссоциации а для сильных электролитов не отражает истинной картины относительного распада электролита на ионы. Опытным путем определяется так называемая кажущаяся степень диссоциации, она всегда ниже истинной степени диссоциации, которая для растворов сильных электролитов близка к единице. Кристаллические решетки многих сильных электролитов, как показывают рентгенографические исследования, построены из ионов, и уже одно это обстоятельство говорит о том, что в растворе не может быть неднссоциированных 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. В растворах сильных электролитов ионные пары ведут себя подобно отдельным молекулам, хотя и не являются ими. Следовательно, недиссоциированную часть сильного электролита можно рассматривать как часть электролита, которая принимает участие в образовании ионных пар. [c.102]

Для систем с не очень большим числом электронов в расчетах с расширенным многоэкспоненциальным базисом АО ЕохФ составляет 99—99,9% Еэл- Однако радоваться этому обстоятельству приходится не всегда, ибо, несмотря на большую относительную точность расчета Еохф, энергия диссоциации молекулы (Ое) определяется в ограниченном методе Хартри — Фока с большой абсолютной ошибкой (вплоть до 200% от истинного значения), а иногда и с неверным знаком (как, например, для молекулы з). Это неудивительно, поскольку энергия диссоциации (энергия связи)—наименее удобная для квантовохимического расчета величина. Ведь она получается в виде малой разности двух больших величин — полной энергии молекулы и полной энергии исходных атомов (или фрагментов). [c.186]

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]

Непостоянство констант диссоциации, которое наблюдалось у многих слабых электролитов уже в области умеренных концентраций, также связано с проявлением этих взаимодействий и, в частности, сил межионного взаимодействия, не предусмотренного и неучитываемого классической теорией электролитической диссоциации. С увеличением концентрации электролита количество ионов в растворе увеличивается и ин-Еенсивность их взаимодействия между собой и с растворителем возрастает, что вызывает изменение константы диссоциации и ряда других эффектов (эффекты неидеальности). Отклонения от идеальности количественно учитывают с помощью коэффициентов активности 7 (см. с. 365). Поэтому классическую константу диссоциации слабого электролита [см. уравнение (152.4)] следует заменить на истинную термодинамическую константу диссоциации К°, выраженную через активности участников процесса [c.432]

Процесс электролитической диссоциации протекает пе одинаково у истинных и потенциальных электролитов. Истинные электролиты, т. е. вещества ионного характера — соли, диссоциируют пп ионы уже при расплавлении в результате ослабления связей между ионами в кристаллической решетке. В процессе растворения в воде (или других полярных растворителях) молекулы растворителя вытягиварот с поверхности кристалла соли в первую очередь положительно заряженные ионы, что влечет за собой и выпадение из решетки отрицательно заряженных ионов с последующей их гидратацией. В том и другом случае в исходном электролите — кристалле соли — уже имеются готовые противоположно заряженные ионы, но только связанные друг с другом при расплавлении или растворении происходит, таким образом, просто распад системы ионов на составляющие. [c.171]

Полученные результаты будут соответствовать истинному молекулярному весу лишь в том случае, если в растворе не наблюдаются явления ассоциации и диссоциации. Концентрация растворенного вещества должна быть достаточна мала, чтобы соблюдался закон Рауля. Молярная доля растворенного вещества должна быть значительно меньше молярной доли растворителя. При выполнении этпх условий надежность результатов в большой степени зависит от точного измерения разности температуры замерзания растворителя и температуры выпадения кристаллов последнего из раствора при криоскопическом методе и разности температур кипения раствора [c.498]

В настоящее время экспериментально установлено, что истинные водородные мостики или хелатпые связи образуются только тогда, когда акцептор водорода (в данном случае атом О карбонильной группы) является очень слабо основным, а донор водорода (в данном случае гидроксильная группа) лишь слабо диссоциирован. Прн этом проводимость увеличивается лишь очень незначительно. Если же основ-т ость акцептора или способность донора к диссоциации слишком велики, то происходит полный переход протона и образуется истинный ион (с локализацией зарядов), примером чего является антраниловая кислота. Водородная связь, как правило, обладает довольно большог прочностью. Ее энергия иногда достигает 10 ккал и, таким образом, превышает энергию большинства других межмолекулярных связей, но значительно уступает истинным ковалентным связям (энергия обычной связи С—С составляет около 83 ккал). [c.642]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология