Слабкі і сильні електроліти

Хімія і хімічна технологія

Константа електролітичноїдисоціації є характеристикою сили електроліту. Чим константа дисоціації кислоти або підстави більше, тим сильніше цей електроліт. Наприклад, оцтова кислота (/ С = 1,85 10) у багато разів сильніше ціанистоводневої, у якій К = 4,8 10. і приблизно в 10 разів слабкіше мурашиної, у якій К - 1,8 10 ". Як приклад в табл. 50 наведені константи дисоціації деяких слабких електролітів. [c.237]

Ступінь дисоціації може бути більше 0,1 і в тому випадку, коли розчинений електроліт має константу дисоціації близько 10 - 10 і, отже, є в групі слабких електролітів щодо сильнішим. У таких випадках розрахунок слід вести за формулою (1), яка призводить до квадратного рівняння [c.109]

Величина К і називається константою дисоціації електроліту при даної температурі. Це більш загальна характеристика розчину. ніж а, так як константа дисоціації від концентрації не залежить. Легко зробити висновок, що чим більше К (порівнювати слід при одній і тій же температурі), тим сильніше електроліт. тим більше іонів в розчині. Вона залежить від природи електроліту, природи розчинника і температури. Значення К для слабких електролітів наводяться в т б-особах довідників. [C.79]

Константи дисоціації електролітів можуть розраховуватися на основі концентрацій молекул і іонів (Кс) або ж їх активностей (Ка). У першому випадку ці константи часто називають класичними, у другому - термодинамическими. Строго кажучи, класичні константи дисоціації (які здебільшого і вказуються в літературі) правильно характеризували б електроліт лише при (i = О, т. Е. В його нескінченно розбавленому розчині. Однак у слабких електролітів розбіжності Кс і Ка зазвичай невеликі (наприклад, при 25 ° С для 0,1 М розчину оцтової кислоти Кс = 1,85 lO S, а Ка = 1,70-10). Вони стають тим значніше, чим сильніше розглянутий електроліт і вище загальна концентрація розчину. [c.185]

Виходячи зі значень константи дисоціації. можна оцінювати і порівнювати силу електролітів чим менше Л д, тим електроліт є більш слабким, і навпаки, чим більше константа дисоціації. тим сильніше електроліт. [C.86]

Цей малюнок ілюструє і можливості управління за допомогою розчинника процесом електролітичноїдисоціації. Як бачимо, тільки за рахунок зміни ДП розчинника можна на 5 порядків змінити величину константи дисоціації. Ці 5 порядків означають, що в даному випадку, підбираючи відповідний розчинник, можна змінювати концентрацію іонів від 0,3 до 80% (по відношенню до кількості розчиненого електроліту), т. Е. Надзвичайно слабкий електроліт перетворювати в дуже сильний. [C.55]

Чим менше константа дисоціації. тим слабкіше даний електроліт. Так, оцтова кислота у багато разів сильніше синильної кислоти [c.78]

Як це не дивно, дані, необхідні для спростування цього погляду, були вже протягом багатьох років. Мур і Уінміл [7] вимірювали електропровідність розчинів амонієвих підстав. а також визначали коефіцієнти розподілу цих речовин між водою і не змішується з нею розчинником при ряді температур. З цих даних їм вдалося обчислити справжні константи дисоціації амонієвих підстав. Їх робота показала, що всі вони дійсно є слабкими підставами. за винятком четвертинного підстави. яке являє собою справжній сильний електроліт. Сіджвік [8] вказав, що ця робота спростовує викладений вище погляд. У пошуках нового пояснення він говорить Якщо ми станемо на точку зору. що слабкий електроліт існує в розчині переважно в ковалентного формі. то у таких амонієвих підстав. як (ННзН) ОН, повинна існувати можливість переходити в зазначену форму. і в цьому перетворенні повинен брати участь водень, пов'язаний з азотом, так як підставу залишається слабким до тих пір, поки є хоч один такий атом водню. і стає сильним (т. е. ковалентная Форлі а зникає), як тільки заміщається останній водень. Це може означати тільки те, що гідроксил утворює ковалентний (координаційну) зв'язок з цим воднем. [C.53]

Кислотою є електроліт, який дисоціює з утворенням іонів Н. Сильні кислоти (НС1, HNO3, H2SO4 і ін.) Диссоциируют практично повністю, у слабких кислот диссоциирована лише частина молекул. Про силу кислот можна судити по константі дисоціації (див. Табл. 15). Чим більше константа дисоціації. тим більше диссоциирована кислота. [C.169]

Підстава визначають як електроліт, діссоцііруюісій з утворенням іонів ОН. Сильні підстави (LiOH, NaOH, КОН і ін.). диссоциируют повністю, у слабких основ диссоциирована лише деяка частка молекул. Чим більше константа дисоціації підстави. тим воно сильніше (див. табл. 15). Існують електроліти, які можуть диссоциировать як кислоти і як підстави [c.169]

Для відділення сильного електроліту від слабкого або від неелектроліту можна скористатися так званим способом випереджаючого електроліту - [68]. Цей метод використовує новий принцип поділу, не пов'язаний безпосередньо з іонним обміном. Терміни електроліт і неелектроліт в даному випадку не є абсолютними поняттями, а відносними. Так, наприклад, оцтова кислота. має константу дисоціації 1,75-10. в способі випереджаючого електроліту грає роль неелектроліту. тому її можна цілком задовільно відокремити від соляної кислоти на анионите в СЬформе (рис. 33). [C.112]

Дивитися сторінки де згадується термін Слабкі і сильні електроліти. Константа дисоціації. [C.143] [c.337] [c.334] [c.199] [c.17] [c.183] [c.105] [c.100] Дивитися глави в: