Константа электролитической ионизации

Характеристические гидроксиды Э(ОН)з — почти нерастворимые в воде вещества. Так, для Са(ОН)з и 1п(ОН)з рПР 37, а для Т1(0Н)з рПР 45. Гидроксид галлия растворяется в сильных кислотах и основаниях. Он является редким примером идеального амфолита, для которого кислотные и основные свойства выражены практически в равной мере. Ниже приводим первые, вторые и третьи константы электролитической ионизации по кислотному и основному типам [c.160]

Процесс электролитической ионизации удобнее характеризовать константой ионизации, применив к нему законы химического равновесия. Так, для реакции КА= К+ + А- константа ионизации Кп = = [К+][А-]/ [КА]. Здесь и далее в квадратных скобках обозначаются молярные концентрации компонентов. В отличие от степени ионизации константа электролитической ионизации зависит лишь от природы электролита и температуры. Чем больше величина /С , тем сильнее электролит. Между константой и степенью электролитической ионизации существует количественная зависимость. Действительно, пусть в рассмотренном процессе общее количество растворенного вещества КА равно С, а степень ионизации равна а. Тогда [К+] = [А ]=аС и, соответственно, концентрация недиссоциирован- [c.257]

Константы электролитической ионизации, определяемые с помощью активностей, называются истинными или термодинамическими константами электролитической ионизации. Величины термодинамических констант не зависят от концентрации растворов и потому подчиняются закону действия масс. [c.62]

Константа для случаев ионного равновесия в растворах электролитов носит название константы ионизации (или константы электролитической диссоциации) и обозначается через К. Эта константа у слабых электролитов не зависит от концентрации раствора, но зависит от температуры. Подобной закономерности для растворов сильных электролитов не наблюдается (у последних величина К изменяется и с концентрацией и с температурой, т. е. К перестает быть константной). [c.197]

Потенциально свойствами сильных электролитов обладают вещества, имеющие кристаллическую структуру координационного типа со значительной ионностью связи. Типичным примером подобных веществ являются многие соли. В их кристаллической решетке невозможно выделить отдельную молекулу. Поэтому при растворении таких веществ в полярных растворителях (вода) в раствор переходят отдельные сольватированные ионы и, таким образом, процесс электролитической ионизации протекает полностью, т. е. недиссоциированные частицы в растворе отсутствуют. Отсюда следует, что для растворов сильных электролитов неприменимо представление о константе ионизации, так как это понятие учитывает присутствие в растворе некоторой доли недиссоциированных частиц. [c.259]

Процесс электролитической ионизации удобнее характеризовать константой ионизации, применив к нему законы химического равновесия. Так, для реакции КА К + А константа ионизации [c.154]

Величина К носит название константы электролитической диссоциации, или константы ионизации. В отличие от степени диссоциации она не изменяется от концентрации электролита. Сказанное справедливо лишь для слабых электролитов, в растворах которых имеется равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами. [c.178]

Константа равновесия для случаев ионизации получила название константы электролитической д и с с оц и а -ции. Эта константа у слабых электролитов де зависит от концентрации раствора. Так, константа диссоциации уксусной кислоты найдена равной /С=1,8 10" . Независимость ее от разбавления раствора иллюстрируется следующими данными, получен-ными опытным путем [c.158]

Поскольку между (1—а), концентрацией водородных ионов [Н+ ] и константой ионизации вещества Ки (константой электролитической диссоциации) существует зависимость (1—а) = [c.85]

Константа диссоциации. Закон разведения Оствальда, Количественно электролитическую диссоциацию как равновесный обратимый процесс можно охарактеризовать константой диссоциации (ионизации), определяемой законом действующих масс. [c.85]

Классическая теория электролитической диссоциации наряду с блестящими достижениями имеет и серьезные недостатки. Три ее главных недостатка следующие не для всех электролитов степень диссоциации укладывается в пределы от нуля до единицы не всегда константа диссоциации оправдывает свое название теория Аррениуса не указывает причин, приводящих к ионизации электролитов в растворах. Поясним сказанное на конкретных примерах. [c.365]

Формула (Vni-8) дает количественную связь между константой ионизации К, концентрацией раствора С (в моль л) и степенью электролитической диссоциации а (в долях единицы). Зная две из этих величин, по указанной формуле можно вычислить третью. [c.198]

Обычно на ИК-спектрах сохраняются полосы поглощения компонентов, отвечающие не вступавшим во взаимодействие молекулам компонентов часто можно найти полосу поглощения, отвечающую продукту присоединения АНВ, и практически всегда возникновение ионов сопряжено с появлением легко идентифицируемых новых полос поглощения, что позволяет рассчитать суммарную константу ионизации и электролитической диссоциации. [c.389]

Типы химических соединений и ионов, на которые они распадаются в различных условиях электролитической диссоциации в зависимости от применяемых растворителей, имеют большое значение для современной аналитической химии. На этом основаны методы распределительной хроматографии, ионного обмена в неводных растворителях, экстракционного анализа, неводного титрования, адсорбционного анализа и др. Растворимость различных солей, кислот и оснований в воде, константы их диссоциации, константы нестойкости, окислительно-восстановительные потенциалы, потенциалы ионизации атомов химических элементов — все эти свойства тесно связаны с положением соответствующих химических элементов в периодической системе. [c.16]

Обе найденные величины констант ионизации уксусной кислоты очень хорошо согласуются между собой. Следовательно, ионизация уксусной кислоты — типичного слабого электролита — подчиняется закону действия масс и вполне согласуется с теорией электролитической диссоциации. [c.51]

Теория электролитической диссоциации справедлива лишь в отношении растворов слабых электролитов, так как только ионизация слабых электролитов приводит к химическому равновесию, которое характеризуется константой ионизации. [c.54]

Сместить равновесие экстракции можно, изменив температуру или pH водного раствора. Поскольку в органические жидкости переходят преимущественно молекулярно растворенные вещества, а ионы вследствие гидратации остаются в водном растворе, оптимальным условием экстракции является pH, отвечающее полному подавлению электролитической диссоциации водного раствора, т. е. pH, равный (рКа—3) — для кислот или (рКа+3) —для оснований (рКа — отрицательный логарифм константы ионизации). [c.132]

Из этой таблицы видно, что органические кислоты относятся к слабым кислотам, то есть, что константа их электролитической диссоциации невелика за исключением первого члена, который резко отличается от остальных ионизация муравьиной кислоты, как видно из таблицы, в 12 раз больше, чем уксусной. Первые [c.167]

Наиболее удобным методом изучения стадии ионизации в растворах является исследование колебательных спектров. Однако константа ионизации при этом может быть рассчитана лишь тогда, когда электролитическая диссоциация протекает в малой степени, так как в подавляющем большинстве случаев на ИК-спектрах. полосы поглощения, отвечающие ионам, находящимся и в свободном состоянии и в ионизованном комплексе, неразличимы. [c.113]

Электролитическая ионизация. Степень ионизации. Константа ионизации. Изучение разбавленных растворов показало, что все их общие свойства (понижение давления пара, изменение температур замерзания и кипения, величина осмотического давления) изменяются пропорционально числу частиц растворенного вещества . Эта формулировка представляет собой обобщенный закон разбавленных растворов Рауля — Вант-Гоффа. Эта общая закономерность оказалась справедливой для растворов органических веществ в воде и для растворов в органических растворителях. При исследовании водных растворов солей, кислот, оснований было обнаружено, что изменение соответствующего свойства в зависимости от состава раствора значительно превышает ожидаемую величину. Например, понижение температуры замерзания моляльного раствора Na l превышает почти в два раза криоскопическую постоянную для воды (3,36° вместо 1,86" ). Это свидетельствует о том, что число частиц в водных растворах кислот, оснований и солей не соответствует молярной концентрации раствора. [c.255]

Электролитическая ионизация. Огеиень и константа ионизации. Изучение разбавленных растворов показало, что все их общие свойства (понижение давления пара, изменение температур замерзания и кипения, величина осмотического давления) изменяются пропорционально числу частиц растворенного вещества. Такие свойства называются коллтативными. Эта общая закономерность оказалась справедливой для растворов органических веществ в воде и для растворов в органических растворителях. При исследовании водных растворов солей, кислот, оснований было обнаружено, что изменение соответствующего свойства в зависимости от концентрации раствора значительно превышает ожидаемую величину. Например, понижение температуры замерзания моляльного раствора Na l превышает почти в два раза криоскопическую постоянную для воды (3,36° вместо [c.152]

Константа для случаев ионного равновесия в растворах электролитов 1ЮСИТ название константы ионизации (или константы электролитической диссоциации) и обозначается через К. Эта константа [c.243]

Константа равновесия К в данном случае и будет характеризовать ионизацию СН3СООН поэтому она называется константой электролитической диссоциации. Чем больше К, тем сильнее диссоциирует электролит. А так [c.57]

Подобно ступенчатой ионизации электролитов, первые ступени сольватационного равновесия и отвечающего ему кислотно-основного равновесия выражены более резко, чем последующие. В противоположность ионным и кислотно-основным равновесиям, устанавливающимся практически моментально, сольватационное равновесие устанавливается более медленно. Но поскольку сольватационкые процессы протекают в ограниченных размерах и еще далеко не изучены, то ими обычно пренебрегают и рассматривают лишь равновесия, обусловленные процессами ионизации комплексов, и в первую очередь процессами вторичной электролитической ионизации, характеризующейся константой нестойкости комплексов. [c.209]

Константа К.С названа условной относительной константой кислотности. Она соответствует константе ионизации кислоты Ка или константе гидролиза соли слабого основания Кьул теории электролитической диссоциации. [c.149]