Полная диссоциация,

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]

Из уравнения диссоциации соли видно, что при полной диссоциации [c.397]

При полной диссоциации электролита + = v+ и = v , откуда [c.143]

Хотя всякая кислота в принципе способна давать 1 или больше молей ионов Н на моль этой кислоты, на самом деле степень ее диссоциации может оказаться меньшей, если она сильно удерживает ионы водорода. Кислоты, неспособные к полной диссоциации в воде, называются слабыми кислотами, а полностью диссоциирующие в воде - сильными кислотами. Но определение грамм-эквивалента кислоты не зависит от степени ее диссоциации. Несмотря на то что угольная кислота, Н СОз. лишь частично диссоциирует в чистой воде, ее грамм-эквивалент все равно составляет половину ее молекулярной массы. Если часть ионов Н , образуемых в воде угольной кислотой, соединится с ионами ОН добавленного в раствор основания, произойдет дальнейшая диссоциация угольной кислоты с высвобождением новых ионов Н , и так будет продолжаться до тех пор, пока в растворе останутся только ионы СО . [c.100]

В сильных электролитах при больших разведениях многие величины, характеризующие свойства растворенных веществ, оказываются аддитивно складывающимися из соответствующих свойств ионов. Такими величинами являются кажущийся объем соли, теплота гидратации, сжимаемость и некоторые другие. Это естественно, поскольку при полной диссоциации соли в разбавленном растворе свойства одних ионов никак не влияют на взаимодействие других ионов с растворителем. Однако представление того или иного измеренного (вернее, вычисленного по результатам измерений) термодинамического свойства растворенной соли как суммы свойств ионов этой соли и нахождение величины слагаемых этой суммы невозможно без использования какого-либо более или менее произвольного предположения. Теплоты (энергии) гидратации отдельных ионов могут быть получены из вычисленных по уравнению (XVI, 55) теплот гидратации солей, если предположить, что энергии гидратации ионов и С1 одинаковы (с учетом различия в ориентировке молекул воды около аниона и катиона) . Другой метод определения теплоты гидратации заключается в подборе аддитивных слагаемых таким образом, чтобы величины энергий сольватации ионов линейно зависели от величин, обратных радиусам ионов. Вычисленные разными способами теплоты гидратации того или другого иона полуколичественно согласуются между собой. Теплоты гидратации одновалентных ионов имеют величины по- [c.420]

В растворах сильных электролитов концентрация ионов довольно велика, так что силы межионного взаимодействия заметно проявляются даже при малой концентрации электролита. В результате ионы оказываются не вполне свободными в своем движении, и все свойства электролита, зависящие от числа ионов, проявляются слабее, чем следовало бы ожидать при полной диссоциации электролита на не взаимодействующие между собой ионы. Поэтому для описания состояния ионов в растворе пользуются, наряду с концентрацией ионов, их активностью, т. е. условной (эффективной) концентрацией ионов, в соответствии с которой они действуют в химических процессах. Активность иона а (моль/л) связана с его молярной концентрацией в растворе См соотношением [c.133]

Практически используемые энергии химических связей существенно отличны от рассмотренных выше. Практическая энергия связи является той долей энергии, поглощаемой при полной диссоциации молекулы на свободные атомы, которая приходится на данную связь. Складывая величины таких энергий для всех химических связей в молекуле, получаем то же значение энергии (теплоты) образования молекулы из свободных атомов (атомной теплоты образования), которое использовали при расчете энергии связей. Путь расчета атомных теплот образования соединений был рассмотрен выше (стр. 64—65). Зная атомные теплоты образования соединений и используя закон Гесса, можно найти энергии связей. [c.68]

В тлеющем разряде при температурах газа значительно ниже 800° к можно получить практически полную диссоциацию водорода, т. е. сверхравновесные для данной температуры концентрации атомов. [c.241]

Н, изображенный в левой части рис. 12-12, наоборот, повышается и от своего положения на глубине — 1310 кДж моль устремляется к пределу-нулевой энергии. По мере того как это происходит, молекулярная орбиталь ст становится еще больше похожей на исходную 2р-орбиталь атома Р. В предельном случае 1х-орбиталь атома Н приобретает нулевую энергию (что означает полную диссоциацию электрона), а молекулярная орбиталь ст, на которой находятся два связывающих электрона, превращается в чистую 2р -орбиталь атома Р (что соответствует образованию аниона Р ). Подобный случай реализуется в молекуле КР. Первая энергия ионизации К составляет всего 418 кДж моль а энергия Зх-орбитали К соответственно — 418 кДж моль . [c.535]

Изменения химических потенциалов компонентов раствора при изменении его состава и постоянстве давления и температуры связаны между собой уравнением Гиббса — Дюгема [см. т. I, стр. 172, уравнение (V, 12)]. Используем высказанное выше предположение о полной диссоциации сильных электролитов. В дальнейшем мы сумеем применить выводимые здесь соотношения и к слабым электролитам с учетом неполной диссоциации последних. [c.396]

Уравнения электростатической теории для коэффициента активности, а также для электропроводности выведены в предположении о полной диссоциации сильных электролитов. Пользуясь основными исходными положениями электростатической теории, можно ввести представление об ионных парах, которые в некоторых отношениях подобны недиссоциированным молекулам. Эти представления впервые были развиты В. К. Семенченко (1922) и независимо от него разработаны Бренстедом (1926). [c.416]

Учитывая полную диссоциацию сильных электролитов в растворах различных концентраций, на первый взгляд можно было бы ожидать, что таких растворов должна быть равной Ао. Этого, однако, не происходит, так как по мере увеличения концентрации ионов в растворе средние расстояния между ними уменьшаются, что приводит к усилению их взаимного притяжения. В результате перемещение каждого иона по объему раствора затрудняется и с увеличением концентрации эквивалентная электропроводность I. уменьшается. [c.408]

Диссоциация сильных электролитов равна 100% (или почти 100%), так что концентрации ионов можно считать равными молярности рассматриваемого вещества, умноженной на соответствующее значение 2. Благодаря полной диссоциации сильных электролитов ионная сила их растворов быстро растет с увеличением концентрации. Поэтому активность ионов можно считать равной их концентрации лишь в предельно разбавленных растворах. [c.460]

При использовании активности получают термодинамическую константу экстракции, которая непосредственно измеряется редко. Для установления относительных величин свободных энергий переноса аниона из воды в 1,2-дихлорэтан использовали экстраполяцию до полной диссоциации соли в обеих фазах [119]. [c.21]

Используя выражения (3.1) и (3.2) для химического потенциала, можно получить уравнение изотермы сорбции, связывающее концентрацию растворенного вещества С,т и его парциальное давление в газовой фазе р, при полной диссоциации растворенного газа [c.116]

Реакция Г та обратима, и равновесная смесь при 1000 °С содер-/кит 1,1% метана. Практически полная диссоциация метана наступает при 1500° С. [c.411]

Обратимся теперь к вопросу о причинах этих отклонений. Наиболее важными факторами в этом отношении являются обычно процессы, связанные с изменением средней величины частиц жидкости. Сюда относится как уменьшение величины частиц вследствие частичной или полной диссоциации тех ассоциированных комплексов, которые могли быть в одном из компонентов в чистом состоянии, так и укрупнение частиц вследствие образования соединений между молекулами компонентов. Уменьшение ассоциации вызывает поглощение теплоты при образовании раствора, облегчает испарение молекул и приводит к положительным отклонениям давления пара. Образование же соединений вызывает противоположные эффекты. Нередко уменьшение ассоциации и образование соединений происходят одновременно, когда один или оба компонента раствора ассоциированы в чистом состоянии и при образовании раствора наряду с изменением средней величины комплексов, состоящих из молекул одного вида, возникают комплексы из молекул различных видов, часто обладающие переменным составом и не отвечающие каким-нибудь простым стехиометрическим соотношениям. [c.311]

Термодинамические расчеты свойств растворов сильных электролитов строятся в настоящее время на использовании введенной Льюисом величины активности электролита или активности его ионов. Активность определяется как величина, подстановка которой вместо концентрации в термодинамические уравнения, действительные для простейших систем., делает их применимыми к рассматриваемым растворам ( 117). В растворах сильных электролитов в качестве стандартного принимают не чистое состояние данного вещества, а состояние раствора при полной диссоциации электролита и при отсутствии осложняющего взаимодействия между ионами его. [c.394]

Многие аномалии в свойствах растворов связаны с полной диссоциацией сильных электролитов. Зависимость электропроводности, осмотического давления и других свойств растворов сильных электролитов от концентрации объясняется главным образом действием межи- [c.431]

Теория электролитической диссоциации не могла объяснить и солевой эффект. Представления о полной диссоциации сильных электролитов потребовали нового теоретического подхода к объяснению зависимости электропроводности от концентрации и других физикохимических свойств растворов электролитов. С наибольшей полнотой это было отражено теорией Дебая и Хюккеля. [c.438]

На железных катализаторах обычно образуется много олефиновых углеводородов — в реакторе Синтол в среднем около 75%. Отношение количества олефинов к количеству парафинов в реакторе много выше, чем термодинамически предсказуемое на основе парциальных давлений олефинов, парафинов и водорода. Логично предположить, что олефины являются первичными продуктами реакции на поверхности. Концентрация спиртов много выше ожидаемой [6]. При низких конверсиях и высоких давлениях на железных катализаторах удается достигнуть очень высокой селективности в отношении образования спиртов, если использовать сильноосновные катализаторы. Это также пытаются объяснить тем, что спирты являются первичными продуктами. На основании всех приведенных данных механизм с образованием кислородсодержащих комплексов на поверхности можно предпочесть механизму с полной диссоциацией СО, сопровождающейся гидрированием атомарного углерода и образованием фрагментов СНг. [c.205]

Расплавы солей обладают ионной проводимостью, поэтому к ним применим закон Фарадея. Расстояния между ионами в расплавах малы, следовательно электростатические взаимодействия ионов очень велики. С другой стороны, ионы в расплавах обладают большой кинетической энергией, поэтому трудно говорить о степени диссоциации расплавов. Можно предполагать полную диссоциацию солей в расплаве. Однако при сравнительно низ-К1Х температурах плотная упаковка ионов препятствует более или менее сиободному их движению. Каждый ион в расплаве занимает (в среднем по времени) место, соответствующее минимальной потенциальной энергии отно-С1тельных соседних ионов положение ионов аналогично положению их в кэисталлической решетке при равновесии. В связи с миграцией энергии каждый ион колеблется около положения равновесия, потенциальная энергия eio при отклонении от равновесного состояния увеличивается. Такое смещение ионов вызывает нарушения структуры расплава, подобные дефектам кри- [c.451]

Однако, по мнению автора, обсуждаемые различия в механизмах скорее кажущиеся, чем реальные. Для иллюстрации этого рассмотрим схему механизма, представленную на рис. 19. Поскольку кислород имеет высокое сродство к такому металлу, как железо, вполне вероятно, что в комплексе хемосорбированного на поверхности СО существует связь не только между атомом углерода и активным центром катализатора (S), но также и между атомом кислорода и катализатором (комплекс I на рис. 19). Если связь между С и О в комплексе I очень непрочна, то произойдет полная диссоциация по направлению б в схеме. Атомарный углерод может быть затем прогидрирован (стадия г) в СНа (комплекс III). Если же связь С—О сохраняется, то комплекс I может быть прогидрирован (стадия в) в комплекс II, а последний — в свою очередь в метанол (стадия ж) или в комплекс III (стадия (5). Как показано на рис. 19, комплексы II и III представляют собой два предельных случая, хотя комплекс III является продуктом гидрирования комплекса П. Вопрос о том, существует ли какой-нибудь из этих комплексов [c.205]

Правая часть этого уравнения является линейной комбинацией типа, появляющегося в уравнении (50.8). Поэтому можно определить эту линейную комбинацию также при полной диссоциации формально как химический потенциал электролита. То, что это определение имеет физический смысл, будет показано ниже. Соответственно запишем [c.249]

Для объяснения приведенных определений рассмотрим два простых примера гетерогенных равновесий. Прежде всего рассмотрим распределение бинарного электролита между двумя несмешивающимися растворителями и ". Предположим, что для обеих фаз существуют одинаковая температура, одинаковое давление, полная диссоциация и электрическая нейтральность. Тогда нужно учитывать [c.250]

Так как раствор содержит только два независимых компонента, то равновесие полностью определено уравнениями (50.51) и (50.52). Линейная комбинация, стоящая в левой части уравнения (50.52), даже в случае полной диссоциации должна быть интерпретирована как химический потенциал электролита, что уже ранее было использовано. [c.254]

При поглощении органических кислот присутствие многовалентных анионов также резко снижает используемую емкость анионитов. Выбирая оптимальные условия поглощения органических слабых электролитов, таких как ароматические амины, следует иметь в виду, что значение pH растворов, из которых извлекаются органические вещества ионитом, выше pH, соответствующего полной диссоциации их на ионы. Это объясняется тем, что при подкислении растворов органических оснований (или при подщелачивании растворов слабых кислот) одновременно быстро растет концентрация конкурирующих ионов (Н -ионов Б случае сорбции оснований и ОН — прн сорбции кислот). [c.348]

Как уже указывалось, концентрацию С вычисляют для сильных электролитов, исходя из допущения полной диссоциации их в растворе. Что же касается коэффициента активности, то согласно современной теории сильных электролитов он представляет собой меру влияния электростатических сил притяжения и отталкивания, действующих между ионами, на способность иона к химическим действиям. Если 1, это значит, что ион стеснен в своих движениях межиоиными силами. В таком случае а а С, т. е. данное количество иоиов (С г-ион1л) действует так, как если бы их было меньше (а г-ион л). Если fn=l, то а = С. Это значит, что ион действует соответственно своей концентрации в растворе. Для сильных электролитов такое явление наблюдается только в очень разбавленных растворах (С = 0,0001 М или менее), где расстояния между ионами настолько велики, что действующие между ними силы практически не играют роли . Точно так же можно не учитывать межионные силы и в не слишком концентрированных [c.77]

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]

С о д е ржание к и с. i о р о д а н железа в окислах резко меняется на границе перехода от одного слоя окалины к другому. Слой закиси железа РеО, достаточно устойчивый при температуре вы-Hie 570° С (кристаллографическое название этого окисла -- вкк тит), при медленном охлаждении окалины распадается ikj уравнению iPeO Ре -1- Ре ,04. Слой зак нсн-окиси железа (Р3О4), так называемый магнетит, устойчив во всем интервале температур от комнатной до точки плав-.пения железа. Окись железа—гематит РегОз — устойчива до 1100° С выше этой температуры она частично диссоциирует и при температуре 1565°С (температура плавления железа) подвержена полной диссоциации. [c.139]

Пути и и П1 включают в себя частичную или полную диссоциацию комплексного иоиа, т. е. чисто химическую стадию, протекающую в объеме электролита эта стадия не зависит от свойств электрода. В результате гомогенной химической реакции образуются частицы, которые подвергаются разряду на электроде, т. е. эта реакция предшествует акту разряда. Для пути И специфическим является разряд нейтральных частиц, для пути П1—появление двух чисто химических стадий завершающая стадия (б) цути П1 должна протекать здесь по схеме, приведенной -на рис. 14.5. Для этих двух путей также. появляется необходимость отвода избыточных ионов СЫ от поверхности электрода. [c.295]

Гаич (1906) и Бьеррум (1906) выдвинули гипотезу о полной диссоциации (ион 13ЯЦИИ) сильных электролитов. В дальнейшем Бьеррум, Мильнер (1912) и Гс1Ш (1918) пытались на основе этой гипотезы создать новую теорию сильных электролитов, но безуспешно. Основы электростатической теории электролитов были заложены несколько позднее (1923 г.) работами Дебая и Г юкче. 1я. [c.395]

Для очень разбавленных растворов сильных электролитов формула (XVIII,24) хорошо подтверждается опытными данными (рис. XVIII, 2). При полной диссоциации одно- одновалентных электролитов с равно молярности с. При неполной диссоциации величину с необходимо заменить произведением Са, где с — молярность раствора а — степень диссоциации. Отметим, кроме того, что D — диэлектрическая проницаемость среды и т) — вязкость среды при постоянной температуре в разбавленном растворе являются величинами постоянными. Введя в уравнение (XVIII, 24) значения этих величин при 298° С, получнм [c.467]

При 1 150° в определенных условиях метан может претерпевать под действием высокой температуры частичную дегидрогенизацию, ведугцую благодаря реакциям полимеризации к образованию углеводородов ряда бензола. Чтобы избежать полной диссоциации метана на элементы, необходимо быстро охлаждать образуюпщеся ароматические углеводороды. [c.235]

Согласно классическому определению Аррениуса, кислота представляет собой вещество, которое при добавлении к воде повыщает в ней концентрацию ионов водорода, [Н" ], а основание-вещество, повышающее в воде концентрацию гидроксидных ионов, [ОН ]. 1 моль различных кислот может высвобождать при полной диссоциации 1, 2 или 3 моля ионов Н . Грамм-эквивалентом кислоты называется такое ее количество в граммах, которое способно при полной диссоциации высвободить 1 моль протонов Н" , поэтому грамм-эквив алент такой кислоты, как Н3РО4, равен одной трети ее молекулярной массы. Точно так же если какое-либо основание способно высвобождать при полной диссоциации в растворе 2 моля ионов ОН , как, например, Са(ОН)2, то грамм-эквивалент такого основания равен половине его молекулярной массы. [c.100]

Данные по спектрам поглощения растворов солей показали, что молярные коэффициенты поглощения при разных длинах волн, рассчитываемые как DJ , не изменяются в широкой области концентраций электролита фх —оптическая плотность при длине волны X, с—концентрация раствора исследуемого электролита). Этот факт не мог быть объяснен теорией электролитической диссоциации Аррениуса, поскольку с уменьшением концентрации электролита должно было происходить увеличение степени диссоциации и, следовательно, изменение спектров поглощения. Полная диссоциация сильного электролита объясняла постоянство молярных коэффициентов поглощения, поскольку при всех концентрациях раствора светопоглощающими частицами оставались одни и те же ионы. Аналогичный характер имеет концентрационная зависимость вращения плоскости поляризации и ряда других свойств растворов сильных электролитов. Теория электролитической диссоциации не может объяснить постоянство теплот нейтрализации хлорной, соляной и других сильных кислот гидроксидами щелочных металлов. Однако это можно объяснить полной диссоциацией реагентов при всех концентрациях и протеканием реакции нейтрализации как взаимодействия ионов Н+ и ОН" по схеме Н+ + ОН = НгО. [c.438]

В таких реакциях один эквивалент, т е. грамм-эквивалентное количество, кислоты всегда нейтрализуется одним эквивалентом основания. Поэтому количество кислоты в анализируемом образце можно определить, измерив количество раствора основания с известной концентраггией. которое требуется для полной нейтрализации кислоты. Такой способ называется титрованием и широко используется как стандартный аналитический прием. Нормальностью N раствора кислоты или основания называется число их эквивалентов в 1 л раствора. Единица нормальности обозначается символом н. . Для раствора кислоты, способной при полной диссоциации выс- [c.100]

Эквивалентная электропроводность растворов сильных электролитов не остается постойнной прп изменении концентрации, как этого можно ожидать при полной диссоциации, а увеличивается при разбавлении растворов. [c.251]

Тщательное изучение коэффициента i показало, что лишь в некоторых случаях он имеет близкое к целому числу значение. Так, например, если в разбавленном растворе КС величина 1,85, а для Sr lat 2,5, то для уксусной кислотыСНзСООН1 к1,05. Из этого можно заключить, что не все электролиты полностью диссоциируют в растворе на ионы. Если бы происходила полная диссоциация, тогда и для КС1, и для СН3СООН коэффициент i должен был бы быть равным двум, поскольку каждая из этих молекул может диссоциировать на два иона. [c.166]

Вант-Гоффа. Этот коэффициент показывает, во сколько раг ЛО частиц в растворе электролита, подвергшегося ди oци т. е. иопоз, больше первоначального числа молекул электрол Таким образом, прн полной диссоциации электролита, молек которого распадается на 2 иона, число ионов будет в два раза ( ол1>гг1е числа первоначально взятых молекул и, следовательно, — 2, если же молекула электролита распадается иа 3 иона, то /=3, При неполной лиссоциацни электролита, т. е. когда <1, / = I -г (//—1 )ц. [c.175]