Общие ионы

Рассмотрим зависимость диссоциации от присутствия постороннего электролита. Здесь надо различать два случая первый — когда один из ионов одинаков у обоих электролитов, и второй — когда одноименных ионов у них нет. В первом случае это влияние обычно бывает более сильным. Ввиду того, что свойства свободного иона не зависят от его происхождения, в константы диссоциации каждого из этих электролитов будет входить суммарная концентрация (или активность) общего иона. В соответствии с этим степень диссоциации слабой кислоты в растворе резко уменьшается при прибавлении к раствору сильной кислоты. Обратное же влияние не может быть значительным. [c.391]

Рис. XV. 6. Треугольная фазовая диаграмма системы, состоящей из воды и двух солей с общим ионом.

Итак, добавление хорощо растворимого сильного электролита к насыщенному раствору малорастворимого электролита с общим для них ионом действует двояко. С одной стороны, увеличение концентрации общего иона влечет за собой уменьщение растворимости малорастворимого соединения, а с другой стороны, благодаря увеличению ионной силы раствора растворимость несколько [c.121]

Равновесия в растворах слабо растворимых солей. Растворимость и произведение растворимости (ПР). Влияние общих ионов. Разделение ионов последовательным осаждением. [c.206]

Что называется влиянием общих ионов и как оно сказывается на равновесии растворения [c.260]

Влияние общих ионов [c.252]

Практически для этой цели пользуются или летучими кислотами (если они не растворяют осадка), или аммонийными солями. Конечно, заботиться о том, чтобы электролит-коагулянт содержал общий ион с осадком, не приходится, так как назначение его здесь совершенно иное, чем в случае, рассмотренном выше. [c.146]

Разности теплот гидратации электролитов с одним общим ионом, напрнмер, [c.49]

Пример изотермических фазовых диаграмм дан на рис. УП-П (система соли В и С с общим ионом — вода). [c.195]

Рис. VH-ll. Изотермические фазовые диаграммы трехкомпонентных систем (вода W и две соли В и С с общим ионом) а —вода и две соли В и С б —В и С образуют двойную неводную соль D а—В и С образуют твердые растворы.

С целью проверки изложенная выше теория концентрированных )астворов электролитов была распространена на смешанные растворы 24] и с ее помощью вычислены кривые совместной растворимости в воде двух солей с общим ионом по опытным значениям коэффициентов активности водных растворов каждой из этих солей в отдельности. Для ряда солей наблюдалось хорошее совпадение расчетных и экспериментальных кривых. [c.28]

Диаграммы растворимости двух солей с общим ионом [c.429]

Все методы расчета я для смешанных растворов подразделяют на две группы для смесей с общими ионами и для смесей без общих ионов. [c.29]

Рассмотрим фазовые равновесия в растворе двух солей с общим ионом. На рис. XV, 6 представлена треугольная фазовая [c.429]

Метод изменения растворимости соли под влиянием общих ионов часто используется для растворов сульфид-иона 8 , поскольку многие металлы образуют нерастворимые сульфиды, а концентрацией сульфид-иона в растворе можно управлять, изменяя pH раствора. [c.254]

Растворы двух различных гшектролитов с одним общим ионом (например, типа М А и М."А), причем концентрации электролитов одинаковы с = с". Здесь формулы Планка и Гендерсона приводятся к виду [c.152]

Влияние общих ионов 252 [c.647]

Расчет для смешанных растворов с общим ионом. Для расчета осмотического коэффициента двух электролитов предлагается [18] использовать уравнение Гиббса — Дюгема, записанное для тройного раствора в форме [c.29]

Расчет для растворов, не содержащих общего иона. Одним из наиболее надежных и распространенных методов определения осмотических коэффициентов является изопиестический метод. Идея метода заключается в том, что исследуемый раствор и эталонный раствор, давление пара которого хорошо известно, помещают в одно замкнутое пространство. Растворитель, испаряясь из раствора, давление паров которого больше, конденсируется в растворе, давление паров которого меньше, до тех пор, пока давление в обоих растворах не будет одинаково, т. е. пока не наступит изопиестическое равновесие. [c.30]

В работе [29] для расчета осмотического коэффициента водного раствора солей с общим ионом предлагается использовать уравнение [c.32]

Когда же электролиты не имеют общих ионов, влияние прибавления одного из них к раствору другого сказывается только через изменение общих свойств раствора, через изменение активности ионов в растворе. [c.391]

Как и следовало ожидать, уравнение изотермы ионного обмена ( И.135) аналогично изотерме адсорбции из бинарных растворов (111.97). Графическое изображение и их анализ также подобны (см. рис. П1. 15). Фактически полное подобие будет в том случае, если рассматривать адсорбцию из растворов двух растворенных веществ в растворителе. Соотношение (III. 135) не учитывает наличия растворителя. При ионном обмене, как уже отмечалось, не изменяется общая ионная концентрация в фазах (в эквивалентах). Таким образом, полная изотерма ионного обмена является поверхностью ОВВ О ), по ширине которой (координата 00 ) откладывается общая концентрация раствора (рис. III. 24). Уравнение (111.135) отражает сечение поверхности изотермы прн данной общей концентрации раствора. В зависимости от последней несколько изменяется коэффициент обмена. [c.172]

В качестве примера может служить система, состоящая из двух солей с общим ионом и воды. При прямоугольной системе координат, желая представить области появления различных фаз, нужно было бы пользоваться пространственной моделью, что, однако, неудобно (и не используется). Рассматривая систему при постоянной температуре, можно построить на плоскости фазовую диаграмму трехкомпонентной системы (изотермическая диаграмма). [c.191]

Комплексная полимеризация изобутилена первоначально появляется с 70%-ной серной кислотой и с увеличением крепости кислоты увеличивается. При помощи концентрйрованпой кислоты получается мало полимера. В этом случае идут в основном окислительно-восстановительные процессы с обильным выделением двуокиси серы и смолообразованием. Последнее значительно предотвращается прибавлением к кислоте солей общего иона, таких как сульфаты металлов, а также борной кислоты и [c.114]

Составы трехкомпонентных систем в некоторых случаях изображают в прямоугольных координатах, что очень упрощает расчеты количеств отдельных фаз. Этот способ часто применяют для изображения состава раствора двух солей с общим ионом. Для построения прямоугольной диаграммы состав системы выражают не в мольных долях или весовых процентах всех трех компонен- [c.423]

Только при наличии общего иона такие системы являются трехкомпонентными, так как в противном случае между солями возможна реакция взаимного обмена и система оказывается уже четырехкомпонентной. Например, Na l и КВг могут взаимодействовать по уравнению [c.429]

Во-вторых, Аррениус установил, что прибавление нейтральной соли, не имеющей общего иона с катализирующей реакцию кислотой, также приводит иногда к увеличению каталитического действия кислоты. Например, скорость инверсии тростникового сахара в присутствии уксусной кислоты возрастает на 30% при прибавлении 10% (мольных) Na l. Это явление называется первичным солевым эффектом. [c.287]

Что касается первичного солевого эффекта, то его можно объяснить лищь на основании теории сильных электролитов Дебая — Гюккеля (см. гл. XVI, 5). Введение соли, не содержащей общих ионов с компонентами смеси, изменяет ионную силу (см. гл. XVIII, 17) раствора, вследствие чего изменяются степени диссоциации веществ и концентрации катализирующих реакцию частиц. [c.290]

Например, В. А. Плесков предложил считать потенциал рубидиевого члектрода одинаковым во всех растворителях. Н. А. Измайлов предлагает рассчитывать изменение изобарного потенциала (работу перехода иона из бесконечно разбавленного неводного в бесконечно разбавленный водный раствор и отсюда соответствующий скачок потенциала) по энергиям сольватации иона в двух растворах. Последнюю величину он рассчитывает нз опытных данных для суммы двух ионов на основе экстраполяции величии к бесконечно малому обратному значению суммы радиусов ионов в ряду однотипных солен с общим ионом (см. гл, XXII, 10, стр. 593). [c.560]

Решение. Ионная сила 0,2 М раствора KNOз (1=0,2 (ионной силой насыщеннсго растнора ВаЗО, ц = 4 10 можно пренебречь прн вычислении общей ионной силы раствора), а активность ионов Ва и 50 - равна каждая 0,245, где 5 — растворимость ВаЗО,, моль/п, а 0,24 — коэффициент активности (см. табл. 4, с. 106] В таком случае [c.122]

Коэффициенты bi, i, di определяются в результате обработки экспериментальных данных. При расчете этих коэффициентов используется правило, согласно которому при постоянной общей моляльности логарифм коэффициента активности каждого компонента линейно зависит от состава раствора. Для растворов без общих ионов это правило Хар-неда неприменимо [16], что и ограничивает использование данного метода расчета осмотического коэффициента. [c.30]

Диаграммы растворимости в воде двух солей, образующих кристаллогидраты. Рассмотрим систему, в которой одна из солей с общим ионом образует кристаллогидрат АХ пНзО, устойчивый в растворах всех возможных при данной температуре концентраций, а вторая соль AY кристаллизуется без образования кристаллогидрата. Примером может служить H teMa Na2S04—Na l—HjO. Диаграммы растворимости этих солей в воде приведены на рис. 157. На каждой [c.422]

Диаграммы растворимости в воде двух солей, образующих двойную соль. На рис. 158 приведены диаграммы растворимости солей в воде, которые имеют общий ион АХ и AY и образуют двойную соль состава A2XY(AX AY) На этих диаграммах можно выделить ряд областей / — ненасыщенный раствор солей АХ и AY в воде (С = 3—1 = 2) // — кристаллы АХ и раствор АХ и [c.422]

Измерения показывают, что потенциалы границ, образованных растворами солей одинаковой концентрации и имеющими общий ион, например СГ, аддитивны [6]. Типичные значения потенциалов даны в табл. 3.2. Нулевое значение произвольно присвоено Li l. Например, потенциал границы НС1 (0,1 н.) Ш (0,1 н.) равен 35,65—8,87 = 26,78 мВ, причем раствор КС1 на жидкостной границе заряжается положительно, НС1 — отрицательно. С другой стороны, для Li l (0,1 н.) [c.43]