Основания 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]

Методы определения pH. Активность ионов водорода, а следовательно, и pH могут быть определены различными методами (колориметрическим, кинетическим и электрометрическим) из них наиболее разработанным и точным является электрометрический, основанный на определении величины электродного потенциала. В качестве электродов могут быть выбраны такие, потенциал которых зависит от концентрации ионов водорода и может быть вычислен по уравнению [c.307]

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

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]

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]

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]

Существенной трудностью при установлении шкалы pH, основанной на активностях иона водорода, является необходимость измерения или вычисления коэффициента активности этого иона. Как экспериментально, так и теоретически невозможно точно определить этот коэффициент в соответствии с основами термодинамики. Тем не менее можно измерять средний коэффициент активности электролитов, который представляет собой геометрическое среднее коэффициентов активности обоих ионов (в случае электролита, диссоциирующего на два иона). На этой основе, а также на основе закона Дебая—Хюккеля можно вычислять коэффициенты активности ионов, достаточно хорошо согласующиеся с теоретическими предпосылками. При определении pH в аналитической практике обычно не применяют этот метод, а пользуются эталонными растворами, значение pH которых, а следовательно, и активность ионов водорода известны (иногда с весьма высокой точностью). Сравнительное измерение pH с такими эталонными растворами позволяет при соблюдении соответствующих предосторожностей определять pH (и активность ионов водорода) в исследуемом растворе. [c.57]

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]

Отсюда следует, что п (число простых молекул, образующих ассоциированную молекулу) выражается наклоном кривой зависимости логарифма активности железа в воде от логарифма активности железа в эфирном слое, если экстракция проводится в условиях постоянства активности ионов водорода и хлора в воде. Произведенные вычисления величины п на основании полученных экспериментальных данных показали, что в эфирном слое должен существовать комплекс железа, состоящий из 4 атомов железа, но в расчетах пришлось использовать концентрацию, а не активности. В водном слое основная часть железа также находится, по-видимому, в форме HFe l4, но и в этом случае отсутствуют данные о коэффициенте активности и расчеты были произведены исходя из концентраций. [c.386]

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]

Здесь п — число электронов т — число ионов водорода в соответствии с уравнением реакции. Так, при восстановлении перманаганата в кислом растворе п 5, т — 8. Однако при этом следует помнить, что такие сложные реакции не строго обратимы. Вычисления, основанные на нормальных окислительных потенциалах, будут точными только для строго обратимых реакций и когда в них концентрации ионов заменены активностями. Это особенно относится к ионам высокой валентности, например к системам Се 7Се+++ или Ре(СЫ)б /Fe( N)6, на величинах окислительных потенциалов которых очень сильно отражается значение ионной силы раствора . [c.100]

Связь гидроксильных групп или кислорода с кремнием имеет, скорее, более ковалентный, чем ионный характер. При кажущемся на первый взгляд простом определении количества силанольных групп на поверхности силикагеля возникают неожиданные противоречия. На основании структурных данных следует ожидать величины плотности упаковки 5 ОН-групп/100 А . Большинство таких реакций, как образование силаполятов (т. е. нейтрализация), этерификация, обмен на хлор или гидролитическая адсорбция ионов алюминия, дает результаты, хорошо согласующиеся друг с другом, но вдвое отличающиеся от данных по определению активного водорода или выделению воды при прокаливании. Для сильно гидратированных поверхностей число силанольных групп, опреде -ленное большинством химических реакций, никогда не достигает расчетных величин, в то время как число активных атомов водорода, вычисленное для площади 100 А, превышает пять. Это расхождение можно объяснить пока только тем, что либо одна молекула свободной воды очень прочно связана водородными связями с каждой из двух силанольных групп, либо поверхность содержит только дисиланольные группы [c.261]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология