Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Статьи Рисунки Таблицы О сайте English

Основания вычисление концентрации ионов

    Формулы (6.24) и (6.25) пригодны также для вычисления концентрации ионов водорода и pH раствора в точке эквивалентности при титровании слабого основания сильной кислотой (вместо Сс следует подставить нормальность растворов кислоты и основания). При титровании раствора слабого основания сильной кислотой реакция раствора в точке эквивалентности будет не нейтральной, а кислой, что объясняется гидролизом [c.313]


    Вычисление концентрации ионов водорода в растворах слабых кислот и оснований [c.66]

    Уравнение (3) показывает также, что в растворе, содержащем эквивалентные количества слабой кислоты и сильного основания, гидроксильные ионы вступают в реакцию неполностью, и, следовательно, в момент эквивалентности концентрация ионов ОН больше концентрации ионов Н3О+. Следовательно, pH раствора больше 7. Для вычисления концентрации ионов водорода и pH в момент эквивалентности напишем выражение константы равновесия для реакции (3)  [c.95]

    Вычисленные концентрации ионов аммония, подобно соответствующим концентрациям в табл. 78в, вообще выще, чем концентрации ионов аммония, установленные при помощи стеклянного электрода. Расхождение может, конечно, обусловливаться систематической экспериментальной ошибкой при определении концентрации иона аммония. Но оно может быть также вызвано тем, что часть имеющейся аммонийной соли адсорбируется углем, или, скорее, тем, что предположение, на котором основаны расчеты, а именно, что уголь связывает весь осаждающийся кобальт в виде гидроокиси кобальта, оказывается необязательно правильным. pH изучаемых равновесных растворов непосредственно не определяли, а вычисляли на основании найденных концентраций аммиака и аммонийной соли. При этом было принято, что показатель константы кислотной диссоциации иона аммония при 30° и рассматриваемых ионных силах (0,172 и 0,173 соответственно, см. стр. 287) равен 9,10. При рассчитанном значении pH 10,55 не только аквопентаммин-, но также и диаквотетраммин-ионы полностью превращаются в гид-роксо-комплекс. Поэтому можно было вычислить константы гидролиза прямо из уравнений [c.282]

    Решение. Рассуждая аналогично примеру (3), получим соотношение для вычисления концентрации ионов ОН в буферном растворе, содержащем слабое основание и его соль  [c.92]

    Вычисление концентрации ионов гидроксила и ионов водорода буферной смеси, состоящей из слабого основания и его соли. [c.170]

    Вычисление pH растворов. Расчет pH водных растворов кислот, оснований, солей, сложных систем производится с учетом степени и константы диссоциации соединений, их концентрации (активности) в растворе. В табл. 2 приведены формулы для вычисления концентрации ионов Н+ и ОН , pH растворов соединений, наиболее часто используемых при аналитических исследованиях. [c.36]

    Основная шкала pH водных растворов, относящаяся к разбавленным растворам (так как все рассмотрение основывается на законе действия масс), охватывает 14 единиц pH от О до 14. В растворе с pH = О концентрация ионов Н3О+ равна 10° = 1 М, в растворе с pH = 14 концентрация ионов Н 0+ равна Ю" М и, следовательно, концентрация ионов 0Н в этом растворе составляет 10° = 1 М. Интервал pH от О до 14 имеет практическое значение. Принципиально могут существовать концентрированные растворы сильных, полностью диссоциированных кислот, в которых [ Н 0+] > 1 М и, следовательно, pH будет иметь отрицательное значение. Таким же образом можно себе представить pH > 14 в растворе концентрированного основания, в котором [ 0Н ] > 1 М и, следовательно, [ Н О" ] < Ю М. Однако следует помнить, что взаимодействия между ионами в таких концентрированных растворах уже столь велики, что они нарушают ту упрощенную картину, которую мы получаем путем вычисления концентраций ионов. [c.56]


    Произведя преобразования, аналогично сделанным при вычислении концентрации и активности ионов Н" " в растворе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой (стр. 191 —192), получим уравнение для вычисления концентрации ионов 0Н в растворе соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием  [c.200]

    Формула выведена для вычисления концентрации ионов Н+ в растворе соли слабого основания и сильной кислоты, но может быть использована и для вычисления концентрации ионов ОН" в растворе соли сильного основания и слабой кислоты. [c.203]

    Концентрация ионов гидроксила и pH в растворах щелочи. Все сказанное выше о вычислении концентрации ионов водорода в растворах кислот может быть применено к вычислению концентрации гидроксильных ионов в растворах щелочей и слабых оснований. [c.92]

    Концентрация иона водорода в водном растворе зависит от концентрации кислоты, щелочи, соли, от константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания, от ионного произведения воды. Ниже в таблице приведены формулы для вычисления концентрации иона водорода или гидроксила в различных растворах. [c.228]

    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]

    Вторая запись отражает уже не реакцию гидролиза, а диссоциацию комплексного иона как слабой кислоты. Однако п связи с тем, что справочных данных по константам диссоциации слабых кислот и оснований намного больше, чем по константам диссоциации комплексных акваионов, для вычисления концентрации ионов водорода в водных растворах солей приходится пользоваться уравнениями, записанными как реакция гидролиза с участием негидратированных ионов. [c.318]

    Вычисление концентрации ионов гидроксила и ионов водорода буферной смеси, состоящей из слабого основания и его соли. Аналогично уравнению (7) выводится уравнение для вычисления концентрации ионов гидроксила в смеси слабого основания KtOH и его соли KtAn  [c.199]

    Аналогично уравнению (7) выводится уравнение для вычисления концентрации ионов гидроксила в смеси слабого основания KtOH И его соли KtAn  [c.170]

    В водном растворе слабой кислоты при отсутствии сопряженного основания (следовательно, при Сд = 0) при СихКа Ы0 концентрация ионов [Н3О+] [ОН-]. Учитывая эти условия при суммировании правой части уравнения (2.16), значением [ОН-] можно пренебречь и получить простое уравнение для вычисления концентрации ионов Н3О+  [c.26]

    Для вычисления концентрации ионов водорода в растворе соли слабого основания и сильной кислоты обозначим концентрацию гидролизованной соли через х тогда [МеОН]= [Н+]=х, а концентрация [Ме+]=С—х. Подставив эти значения в уравнение (39), получим .  [c.132]

    Согласно учению об активности, во все уравнения равновесия, например в уравнения константы ионизации и произведения растворимости, должны входить не значения концентрации ионов, а величины их активности. Коэффициенты активности были перио-начально введены в науку как эмпирически находимые множители, позволяющие распространить закон действующих масс и на те случаи, когда он в обычной своей форме неприменим. Физический смысл их был неясен. Впоследствии он был разъяснен тео-11ией сильных электролитов, на основании которой оказалось возможным вычислять величины Вычисления эти довольно сложны, так как соответствующая формула содержит три константы. Достаточно простой вид она приобретает лишь при вычислениях для очень разбавленных растворов (для значений ц 0,1)  [c.78]

    Вычисление концентрации ионов водорода проводится на основании уравнения реакции гидролиза соли [уравнение (48)]. Обозначим концентрацию соли С, а концентрацию гидролизованной соли—X, тогда  [c.135]

    Поэтому в случае индивидуальных растворов олабьгх кислот или слабых оснований метод электропроводности может быть использован для вычисления концентрации ионов и логарифма этой концентрац . [c.88]

    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]


    Для определения значения 6 необходимо знать количество водорода, адсорбированного при 0 = 1, однако точность определения этой величины мала. Приблизительная оценка, основанная на данных рис. 3, дает возможность предположить, что полное заполнение центров наступает после адсорбции водорода в количестве 12-10 молъ/м . Если это правильно, то число молекул водорода при 6 = 1 составляет лишь 0,5% от числа ионов АР+, находящихся на поверхности, и <С 0,1% от количества водорода, необходимого для образования монослоя при физической адсорбции. Нельзя придавать большого значения тому факту, что концентрация адсорбционных центров на сапфире не очень отличается от концентрации хрома на поверхности рубина, хотя сапфир не содержит хрома. Подобным образом соотношение Н Сг, определяемое из величины объема прочно адсорбированного водорода (рис. 4) и из вычисленной концентрации ионов хрома на поверхности рубина, равно [c.242]

    При вычислениях pH в растворах слабых кислот и оснований ввиду малой концентрации ионов Н+ и ОН рН =-=— 1 1Н+ и рОН =— 1ё10Н-[, т. к. для таких растворов можно принять 1н+ = 1 и но 1. [c.58]


Смотреть страницы где упоминается термин Основания вычисление концентрации ионов: [c.261]    [c.171]    [c.200]    [c.171]    [c.39]    [c.49]    [c.107]   
Основы аналитической химии Издание 3 (1971) -- [ c.96 , c.104 ]




ПОИСК





Смотрите так же термины и статьи:

Ионная концентрация

Концентрация ионов

Основание ионное



© 2025 chem21.info Реклама на сайте