Растворы закон разведения

Опыт показывает, что для сильных растворов закон разведения Оствальда не применим, так как для них величина К с увеличением концентрации непрерывно возрастает. [c.238]

Равновесие химических реакций в растворах. Закон разведения. Произведение растворимости [c.170]

Ha основании справочных данных о зависимости электрической проводимости слабого электролита А от разведения при 298 К [М.], постройте график зависимости X = /(с) и определите к при с = 6 х X 10 моль/л. Рассчитайте степень диссоциации а электролита А при концентрации 6 10 моль/л. Сравните найденную величину с рассчитанной по закону разведения Оствальда (константу диссоциации электролита А возьмите из [М.]). Определите концентрацию ионов Н+ и pH в растворе электролита А при концентрации 6 10 моль/л [c.312]

У слабых бинарных электролитов с разбавлением растворов увеличивается степень диссоциации и эквивалентная электрическая проводимость, а константа диссоциации /Сдисс при постоянной температуре является постоянной величиной (закон разведения Оствальда). Соотношения [c.141]

Вычислить для указанных растворов степень диссоциации и концентрации ионов гидроксила. Проверить применимость закона разведения для растворов бензиламина Яоо для бензиламина равна 21,58 См . кг-экв- . [c.145]

В растворах сильных электролитов наблюдаются значительные отклонения от закона разведения Оствальда. Сначала это считалось аномалией. Однако изучение вопроса показа- [c.179]

Это уравнение, как и (5.2), называют законом разведения Оствальда. Измеряя Л для растворов слабого электролита различной концентрации, можно определить предельную эквивалентную электропроводность и константу диссоциации. Для этого (5.4) преобразуют в одно из уравнений [c.187]

В растворах сильных электролитов наблюдаются значительные отклонения от закона разведения Оствальда. Сначала это считалось аномалией. Однако изучение вопроса показало, что причиной отклонений является полная диссоциация сильных электролитов. В растворах не слишком высоких концентраций сильные электролиты содержатся только в виде ионов. Таким образом, растворы сильных электролитов характеризуются значительно более высокой концентрацией ионов, чем растворы слабых электролитов, и как результат этого — меньшими расстояниями между ионами и более сильным взаимодействием между ними. [c.149]

Таким образом, реакция нейтрализации сводится всегда к взаимодействию ионов Н и ОН и в разбавленных растворах сильных кислот и оснований должна характеризоваться постоянством теплового эффекта независимо от природы кислоты и щелочи. Теория Аррениуса была широко применена к трактовке различных кислотно-основных равновесий. Для процессов диссоциации кислоты НА и основания МОН закон разведения Оствальда можно записать в виде (1.7), где К обозначает так называемую кажущуюся константу диссоциации соответственно кислоты (/Са) или основания Кв) - [c.11]

Теория электролитической диссоциации Аррениуса имела исключительно важное значение для развития теории слабых электролитов. К началу XX в. на ее основе были объяснены многочисленные данные по коллигативным свойствам растворов. При использовании закона разведения В. Оствальда была широко изучена степень диссоциации электролитов в водных растворах. Однако в дальнейшем стало известно, что теория С. Аррениуса имеет ограниченное применение. [c.116]

Значения констант электролитической диссоциации весьма разбавленных одно-одновалентных растворов слабых электролитов вычисляют на основе закона разведения Оствальда [c.83]

В реальных водных растворах закон Рауля соблюдается при бесконечном разведении для воды, а в реальных неводных растворах для обоих компонентов в том случае, если вместо мольной доли подставить значение активности. [c.151]

Уравнение (VII.З) известно в теории растворов как закон разведения Оствальда. [c.154]

Это уравнение выражает закон разведения (или разбавления) Оствальда. Для растворов, в которых аС 1, можно считать, что 1—а 1. Тогда уравнение (1) примет вид К=а с, откуда [c.32]

Этому требованию хорошо удовлетворяют растворы слабых злектролитов. Однако в случае сильных электролитов, когда а близка к единице, К оказывается функцией концентрации раствора и, таким образом, закон разведения Оствальда здесь неприменим. [c.88]

Закон разведения. Для растворов слабых электролитов Оствальд установил взаимосвязь между константой диссоциации К, степенью диссоциации а и молярной концентрацией растворов с. [c.31]

В растворах электролитов величина удельной электропроводности обусловлена скоростью движения и количеством ионов в единице объема раствора. Скорость движения ионов зависит от размеров гидратированных ионов, температуры, изменяющей вязкость растворов и гидратацию частиц, величины заряда ионов и концентрации электролита (при высокой ионной силе раствора скорость движения ионов сильно уменьшается). Количество ионов зависит от концентрации и степени диссоциации электролита, причем последняя также связана с температурой и концентрацией (закон разведения Оствальда). [c.54]

Зависимость эквивалентной электропроводности растворов слабых электролитов от концентрации может быть представлена на основании закона разведения Оствальда [c.184]

Уравнение (V,13) выражает закон разведения Оствальда. Вычисленное для уксусной кислоты значение К оказалось 1,8- 10 при 25° С, для NH 4ОН — почти такое же. Для разбавленных растворов слабых электролитов этот закон оказался справедливым. Если а <С 1. то [c.160]

Классическая теория Аррениуса вскоре впала во многие противоречия с другими фактами, хотя сама диссоциация электролита в растворах оказалась совершенно бесспорной. Обнаружились расхождения в величине степени диссоциации одного и того же электролита, вычисленной различными способами. Потребовалось введение поправок в закон действия масс, в закон разведения Оствальда для реальных растворов даже слабых электролитов — в целях сохранения постоянства К я т. я. Теория Аррениуса оказалась неприменимой к сильным электролитам, для которых вычисленное значение а по (У, ) и (У,12) стали называть кажуш,ейся степенью диссоциации (а а ) и т. д. [c.160]

Структура воды и водных растворов электролитов. Условия применимости законов Рауля к растворам электролитов. Ионное произведение воды. pH растворов. Сила электролитов. Закон разведения сла> бых электролитов. Кислоты и основания. [c.107]

Закон разведения Оствальда можно применять и к слабым основаниям. Так, для слабого основания В, частично ионизированного в растворе, [c.281]

Раствор Bi(S N)g при разбавлении должен подчиняться закону разведения Оствальда, который выражает зависимость между общей концентрацией комплекса С и степенью его диссоциации а. Вместе с А. К. Бабко будем считать, что отклонение растворов от закона Бера Д связано с увеличением степени диссоциации комплекса, т. е. [c.206]

Зависимость. между Кр и Кс (167) 5. Равновесие гетерогенных хшитческих реакций (160) 6. Равиовёсие химических реакций в растворах. Закон разведения. Произведение растворимости (170) 7. Комбинирование равновесий (171) [c.302]

Получим формулу, позволяющую определить величгшу К путем измфений электропроводносги растворов paзJшчнoй концентрации. В качестве базовой формулы используем уравнение, выражающее закон разведения Оствальда [c.100]

Удельная электропроводность 0,011 моль-л раствора NH4OH при 18 С равна 1,02-10-2 См-м , а удельная электропроводность 0,022 моль-л раствора NH4OH при той же температуре 1,50-10- См-м-. Вычислить для указанных растворов степень диссоциации. Проверить, насколько точно приведенные растворы следуют закону разведения, если подвижности ионов при бесконечном разведении равны [c.30]

Из этих соотношений следует, что степень электролитической диссоциации а зависит от разведения 1/С°, а константа диссоциации пропорциональна и при данной концентрации может служить мерой силы электролита. Для слабых электролитов (СН,,СООН, NH OH) величина лежит в пределах 10 —10 для электролитов средней силы [Са(0Н)2, первая ступень Н3РО4, вторая ступень H2SO4) в пределах 10" —10 прн Кс = 10 " электролит считается очень слабым (H O, С Н ОН, H N, H3 ONH2). Свое название закона разведения соотношение (10.14) получило в силу пропорциональности между степенью электролитической диссоциации а и величиной разведения 1/С° чем больше разведение (т. е. чем меньше С°), тем больше степень электролитической диссоциации а. Значение закона разведения ограничивается практическим приложением его к решению задач, связанных с поведением растворов слабых электролитов, правильнее было бы соотношение (10.21) считать одной из частных задач химии растворов электролитов. [c.117]

Объяснение отклонений в поведении сильных электролитов удалось найти лишь после того, как была установлена современная теория электронного строения атомов. Эти объяснения базируются на допуш,ении, что в растворах полностью ионизированных электролитов противоположно (и одноименно) заряженные ионы взаимодействуют. Вследствие чего ионы в растворах электролитов располагаются не хаотически, как молекулы в газах,, а в определенном порядке. В 1912 г. профессор физики университета в Шеффильде С. Мильнер пытался на этой основе рассчитать влияние электрического взаимодействия ионов на осмотическое давление раствора. Найденная им формула оказалась достаточно удовлетворительной. Однако С. Мильнеру не удалось найти теоретическое выражение, которое объясняло бы аномалию закона разведения В. Оствальда для сильных электролитов, а также аномальное понижение давления паров растворов (понижение температуры замерзания). [c.244]