ПОИСК Статьи Рисунки Таблицы Единство характера влияния растворителей на свойства электролитов из "Электрохимия растворов" Сопоставление уравнения для изменения растворимости сильного электролита с уравнением для изменения силы электролита и уравнением для изменения э. д. с. [c.401] Эти зависимости изменения свойств электролитов с измененивлМ растворителя, выраженные в виде функций Ig Yo, подобны зависимостям изменения свойств электролитов с концентрацией (растворимость, сила, э. д. с. и т. д.), выраженным в виде функций от концентрационных коэффициентов активности Y (см. гл. И). [c.402] Так как в ряду растворителей одной природы Ig Yo солей линейно зависит от 1/е (см. гл. IV) то линейно зависят от 1/е и логарифм растворимости (гл. IV), и силы солей (гл. VII), и э. д. с. (гл. VIII) — см. рис. 104 (1а, 16,1в). [c.402] В отличие от солей Ig Yo ионов кислот дая е в ряду растворителей одной природы не является линейной функцией 1/е (см. рис. 104, 2а). Как мы видели, это является следствием особенностей сольватации протонов. Ие линейна зависимость от 1/е и э. д. с. цепей, содержащих водородный элемент (см. рис. 104, 2, б и б) не линейной должны быть зависимости от 1/е и растворимости сильных кислот. Только в тех случаях, если основность ряда растворителей с различной диэлектрической проницаемостью остается неизменной, как, например, в смесях неводных растворителей с водой при большом ее содержании, наблюдается линейная зависимость свойств от 1/е. [c.402] Как было показано в гл. IV, величины Ig Yo Р да электролитов одной природы близки между собой, поэтому и свойства этого ряда электролитов в неводном растворителе линейно зависят от пх свойств в воде. Это наблюдается для зависимости силы электролитов (—Ig К), растворимости (Ig aj и э. д. с. [Eq) (см. рис. 104, 36, в и г). [c.402] Так как Ig y о электролитов одной природы близки между собой, но отличаются от Ig Yo Ряда электролитов другой природы, которые также близки между собой, на графике зависимости свойств этих двух групп электролитов от их свойств в воде будут наблюдаться две прямые (см. рис. 104, 46, б, г). [c.402] Как было показано нами, Ig Yo Ряда электролитов одной природы являются линейной функцией суммарной поляризуемости ионов — их суммарной рефракции (см. рис. 104, 5а), в соответствии с этим линейно зависят от суммарной рефракции —Ig К, Ig а и э. д. с. цепей без переноса (см. рис. 104, 56, в, г). [c.402] Трудно найти такую отрасль производства или такую область науки, в которых не пользовались бы величиной pH. Величина pH применяется для характеристики биологических процессов процессов жизнедеятельности, протекающих в животных и растительных организмах. В сельском хозяйстве pH применяют для характеристики кислотности почв, засухоустойчивости и морозостойкости растений и т. д. Величиной pH пользуются в гидрохимии и гидрогеологии. В химии pH широко используется для характеристики различных процессов. В аналитической химии pH используется для характеристики гидролиза, буферного действия, титрования и т. д. [c.403] Величина pH используется для контроля производства в пищевой (хлебопечение, молочная, сахарная, консервная промышленность и т. д.), в медицинской (синтез лекарственных веществ, процессы экстракции, адсорбции и т. д.), в легкой (производство бумаги, процессы отбелки и крашения тканей), в химической (процессы синтеза, производство пластмасс, искусственного волокна и др.), в нефтяной промышленности и т. д. В последнее время pH используется при автоматическом регулировании многих производств. [c.403] При оценке pH следует учитывать свойства измеряемого раствора, так как в противном случае можно получить значения pH, сильно отличающиеся от истинных. Обычно при измерении pH буферных растворов ошибки невелики, но при измерении небуферных и солевых растворов могут возникнуть большие ошибки. [c.403] Измерение pH индикаторным методом также дает погрешности, связанные с выбором стандарта и с солевыми ошибками индикаторов. [c.404] Эти погрешности нельзя полностью устранить, а лишь можно уменьшить путем улучшения метода оценки pH стандартов и правильного их выбора. Для того чтобы лучше разобраться в суш ности указанных здесь погрешностей, остановимся кратко на истории вопроса. [c.404] В ТОМ случае, если известна концентрация ионов водорода в стандартном растворе, так как значение коаффициента активности отдельного иона определить невозможно. В связи с этим невозможно определить и точное значение РаН стандартного раствора конечной концентрации на основании термодинамических данных, не прибегая к каким-либо допущениям при вычислении коэффициентов активности ионов водорода. Избавиться от погрешности при определении р Н стандарта можно лишь в том случае, если в качестве стандартного выбран настолько разбавленный раствор сильной кислоты, что в нем коаффициенты активности равны единице. Но такой раствор не обладает всеми свойствами стандарта, так как он имеет ничтожную буферную емкость. Кроме того, при измерении pH с помощью такого раствора ошибки за счет диффузионных потенциалов будут тем больше, чем меньше концентрация стандарта. [c.405] Измерения с такими цепями целесообразно проводить для определения РдН стандартов, используемых для калибровк1Г рН-метров. [c.405] Этот прием дает возможность определить р Н с такой точностью, с какой возможна оценка величины коэффициентов активности иона хлора. [c.405] Приведенные уравнения не дают истинного значения РдН буферного раствора, и поэтому трудно сказать, какое из них предпочтительнее. Однако, пользуясь первым и последним, мы можем выразить р Н раствора с помощью экспериментально определяемых величин. [c.406] Из приведенных в табл. 39 данных следует, что различия в РдН, полученных указанными способами, при ионных силах буферных растворов до 0,04 не превышают 0,01 единицы pH, т. е. практически не зависят от метода расчета. При ионных силах порядка 0,4 они достигают 0,05 единицы pH. [c.406] При использовании стандартных буферных растворов для калибровки рН-метров вновь появляются погрешности за счет различия диффузионных потенциалов, возникающих на границе жидкость электрода сравнения (стандартный раствор) — исследуемый раствор, так как эти измерения производят в цепях с переносом. [c.406] Так как измерения в лаборатории сводятся к измерению потенциала электрода, опущенного в неизвестный раствор, против каломельного электрода, то рекомендуется измерять потенциалы примерно десяти буферных растворов от pH = 2 до pH = 14 против 0,1 н. каломельного электрода и ио полученным значениям потенциалов нанести шкалу потенциометра. [c.407] Вернуться к основной статье