Кислоты вычисление активности ионов водорода

По степени диссоциации все электролиты условно делят на сильные и слабые. Методика вычисления pH растворов сильных и слабых электролитов различна (водородный показатель pH — это величина, характеризующая концентрацию или активность ионов водорода в растворах). В случае слабых электролитов вычисления pH основаны на использовании закона действия масс. Методика вычисления степени диссоциации базируется на применении закона разбавления Оствальда. В растворах сильных электролитов наблюдаются отклонения от закона действия масс. За счет полной диссоциации электролита в растворе значительно увеличивается концентрация заряженных частиц — ионов. Поэтому методика вычисления pH сильного электролита (кислоты или основания) основана на учете ионной силы раствора и коэффициента активности ионов водорода или гидроксид-ионов. [c.35]

Вычисление активности ионов водорода в водных растворах сильных кислот и основании [c.66]

Так как ионная сила раствора определяется главным образом диссоциацией ортофосфорной кислоты по первой ступени, то можно принять для второго приближенного вычисления концентрации ионов и Н РО , приблизительно равными активности ионов водорода (ан+), полученной при первом приближенном вычислении, т. е. [Н+] ч= [Н.РОг] (ан+) -е =2,4-10-" г-ион/л [c.156]

Вычисление активности ионов водорода в водных растворах слабых кислот и оснований [c.68]

При вычислении э. д. с. в данном случае вместо активностей ионов водорода в растворах слабых кислот можно использовать их концентрации (г-нон/л), [c.156]

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]

В водных растворах сильных электролитов (кислот и щелочей) ионная сила больше нуля, а коэффициент активности иона водорода не равен единице. В этих случаях упрощенное определение pH приводит к отклонениям от действительных величин, так как в присутствии посторонних ионов истинная константа диссоциации воды не равна константе диссоциации, вычисленной по молярным концентрациям. [c.37]

Для водорода мы продолжаем пользоваться активностью, поскольку, производя измерения с помощью рН-метра, мы получаем величины, близкие к активностям, а не концентрациям. Таким образом. Ка в уравнении (1У.9) является смешанной константой, в которую входит активность ионов водорода и концентрации кислоты и сопряженного с ней основания. Для данной ионной силы и температуры величина Ка не должна зависеть от отношения [В ]/[НВ]. Способ вычисления Ка из значений Ка будет рассмотрен ниже. [c.71]

Для определения индексов по гидроксилу р, г, q провели одну серию опытов по изучению влияния концентрации ионов водорода на анодный и катодный потенциалы полуволн. Полярограммы снимались на фоне смеси НВг + КВг=1Л1. Концентрация ионов водорода менялась, а концентрация ионов брома оставалась постоянной. На рис. 2 прямая 1 к выражает зависимость катодного потенциала полуволны от логарифма концентрации бромистоводородной кислоты (или активности). Линия 1а (1/с) представляет зависимость анодного (катодного) потенциала полуволны от логарифма концентрации НВг. Из опытных данных видно, что катодный потенциал полуволны зависит от логарифма концентрации ионов водорода, анодный потенциал полуволны остается постоянным до концентрации 0,18 М бромистоводородной кислоты. С дальнейшим уве-личением концентрации НВг анодная волна сильно уменьшается и исчезает совсем при концентрации НВг около 0,3 М из-за сильного окисления Ti (III). Вычисленные по опытным данным индексы равны [c.319]

ИХ В воде кислоты в перекиси водорода 1118] обладают худшей электропроводностью, что доказывает пониженную подвижность в ней водородного иона. В гл. 5 приведены ссылки на литературу по такого рода физическим свойствам, как растворимость и электропроводность. Этим вопросам при исследовании реакций перекиси водорода уделялось обычно очень небольшое внимание. Например, хотя и имеются сообщения [1191 о влиянии солей на гетерогенное каталитическое разложение, но, по-видимому, только в одном случае [120] изучен первичный солевой эффект для кислотно-основного катализа. Редко рассматривался также вопрос об активности перекиси водорода в ее растворах. Даннь[е, приведенные в гл. 5, дают возможность рассчитать активность перекиси водорода как вещества, растворенного в водных растворах. Эта активность в мольных долях определяется [1211 из уравнения а=р,,(х,У Ри), где величина со звездочкой представляет собой предельную величину при бесконечно большом разбавлении. Вычисленные таким образом значения (в мольных долях и молярных единицах) приведены в табл. 72. Ливингстон [122] измерил активность 1,5УИ перекиси водорода в растворах солеи. [c.329]

В старых работах электролитические потенциалы относили к водородному электроду, у которого водород (при атмосферном давлении) находится в контакте с раствором, с кажущейся (вычисленной па основании электропроводности) концентрацией ионов Н , равной 1. Такой водородный электрод имеет потенциал на 2,3 ме выше, чем описанный нормальный водородный электрод, т. е. такой электрод, который находится в контакте с раствором, имеющим активность ионов Н = 1. Такими растворами, в которых активность ионов Н составляет 1, являются, например, при 25" 1,184 М раствор соляной кислоты и 3,826 М раствор серной кислоты. [c.49]

Кроме кислотно-основных равновесий мы применили описанный метод к исследованию равновесий комплексообразования. Исследование системы фумаровая кислота—кадмий—едкий натр на фоне перхлората натрия в области, в которой осадок фумарата натрия еще не образуется, показало, что все кажущиеся нарушения материального баланса по ионам водорода можно скомпенсировать подбором его эффективного коэффициента активности , причем комплексообразования не обнаружено. Для системы, в которой вместо фумаровой использована ма-леиновая кислота, обнаружен комплекс состава 1 1, причем без варьирования коэффициента активности иона водорода интерпретация данных была затруднительной. В этих расчетах использованы концентрационные константы кислот, вычисленные по тому же методу для систем без кадмия. [c.129]

Если L является сопряженным основанием слабой кислоты, обычно используется система М, L, Н. Значение [L] можно вычислить из измерений [Н], если предварительно были определены константы устойчивости различных кислот HjL. Измерения активности ионов водорода и вычисления гибридных отношений активность — концентрация для кислот могут привести к ненужным усложнениям. Более удобны потенциометрические концентрационные пробы с применением водородных [129], хингидронпых [28] и стеклянных электродов [253], а в последнее время используются также кислотно-основные индикаторы [285]. Этот метод был впервые применен Бьеррумом [29] при исследовании амминов металлов. Бьеррум сохранял полную концентрацию диссоциирующих ионов водорода в системе постоянной и варьировал [Н], изменяя l. Однако больший диапазон изменений [Н] и, следовательно, [L] и сохранение лиганда возможны в модификации метода, предложенной Келвином и Уилсоном [51], когда l поддерживается постоянным, а [Н] изменяется добавлением кислоты или щелочи. Любую из этих процедур можно проводить титриметрически. Следует только избегать областей [Н], при которых М гидролизуется или L частично разлагается. [c.23]

На рис. 274 показаны изохроны-изотермы разложения апатита в условиях интенсивного перемешивания (1000 об/л<ин) растворами фосфорной кислоты разных концентраций при весовом отношении кислоты к апатиту (табл. 76), превышающем на 15— 25% теоретическое (равновесное) отношение, вычисленное при разных температурах по диаграмме СаО—Р Ос— Ji20. В этих условиях заведомо не достигается насыщение растворов. Из расположения кривых на рис. 274 видно, что степень растворения апатита за 1 ч возрастает при увеличении концентрации исходной кислоты лишь до определенного предела (до 46% Р2О5). При повышении концентрации кислоты до 48 и 50% Р2О5 степень разложения резко уменьшается. Это объясняется, по-видимому, изменением активности ионов водорода и вязкости растворов кислоты (рис. 275). В диапазоне концентраций фосфорной кислоты от 26 до 46% P Os [c.981]

В работах Худяковой, Крешкова и их сотрудников 90—94] выведены уравнения кривых титрования кислот, оснований, солей слабых кислот, солей слабых оснований, амфолитов и смесей электролитов кислотно-основного характера (включая пятикомпонентные смеси) в водных растворах с учетом коэффициентов активности ионов. Эти уравнения использованы для построения теоретических кривых кондуктометрического титрования. Для решения уравнений применяли электронную счетно-вычислительную технику. В последние годы ЭВМ применяли Хаман 95] для вычисления концентрации ионов водорода в процессе нейтрализации многоосновных ки(рлот в водных растворах, а также Эбель [96, 97] для вычисления концентрации ионов водорода в процессе титрования слабых кислот сильными основаниями. Расчет вели на специальных прибор-машинах, позволяющих проводить одновременно титрование и расчет, основанный на потенциометрическом принципе. В работах (98, 99] выведены уравнения кривых титрования солей металлов ЭДТА в отсутствие и в присутствии буферных смесей. Уравнения применены для построения теоретических кривых кондуктометрического титрования. Полученные сложные системы уравнений решали на ЭВМ. [c.39]

Фосфорная кислота трехосновна, а следовательно, может находиться в воде в следующих четырех формах Н3РО4, НгРО , НРО и РО4. Соотношение между этими формами будет, очевидно, определяться, как и для других слабых кислот, активной концентрацией ионов водорода в воде. Если общее содержание фосфорной кислоты в воде будет "НзРо,> формулы для вычисления содержания каждой отдельной формы можно получить, решая совместно четыре уравнения [c.55]

Была исследована также возможность использования водородного электрода. В качестве электрода применялась платинированная платина, насыщаемая водородом (1 атм), концентрацию сульфата гидразина в безводном гидразине варьировали в пределах от максимальной концентрации, равной 0,0597 моль/л, до нуля (что соответствует чистому гидразину). В качестве электрода сравнения применялся полуэлемент, состоящий из двухфазной амальгамы цинка, погруженной в сольватированный сульфат цинка. Было показано, что потенциал такой системы является функцией концентрации ионов водорода. Он лежит в пределах между значением 0,5601 в, соответствующим максимальной концентрации серной кислоты в гидразине, и величиной 0,4298 в, отвечающей концентрации, равной 0,000368 моля сульфата гидразина в 1 л раствора. Было показано, что экспериментально найденные значения соответствуют тем, которые должны получаться в случае двухвалентного электролита с одновалентным катионом, несмотря на то, что в безводном гидразине был растворен сульфат гидразина Ы2Н4- На504. Для вычисления активностей в случае двухвалентного электролита с одновалентным катионом может быть использовано уравнение Дебая — Хюккеля. Было вычислено значение э. д. с. стандартного полуэлемента с учетом поправок на концентрацию и на коэффициенты активности оно оказалось равным 0,71 в. [c.199]

В кислохм растворе или если в качестве катализатора используется хромовая кислота, кинетика реакции оказывается чрезвычайно сложной в области значительных концентраций перекиси скорость реакции проходит через минимум, далее через максимум и затем резко падает до нуля. Экспериментально полученные кривые также приведены на рис. ХП.7. Для кислых растворов экспериментальные кривые весьма похожи на теоретические, вычисленные по уравнению (ХП.28) в предположении образования трех промежу-точн1>1х продуктов. Анализ кинетических кривых, изучение зависимости их формы от температуры и кислотности раствора приводит к заключению об образовании при катализе перекиси водорода ионом СггОу в кислых растворах, во-первых, уже упоминавшегося нейтрального комплекса СггОд" с относительно малой активностью во- вторых, весьма активного кислого продукта, вызывающего появление острого максимума скорости в конце реакции. Этот комплекс отождествляется с ионом НСгО , т. е. является продуктом присоединения иона Н+ к СггО он в несколько раз активнее нейтрального комплекса. Наконец, приходится допустить образование и участие. в катализе еще одного менее активного кислого комплекса, состав которого не установлен. [c.350]