Кислоты изменение активности ионов

Действие трифенилметильного иона проявляется при его относительно высоких концентрациях в кислоте. Измерения поверхностного натяжения не показали избытка этого иона на поверхности раздела кислота/воздух или кислота/углеводород, так что, по-ви-димому, он равномерно распределен в массе кислоты. Трифенил-метильный ион может приводить к структурным изменениям кислоты или выступать в качестве промежуточного соединения при гидридном переносе, но, не обладая поверхностно-активными свойствами, он вряд ли оказывает действие на реакции, протекающие на поверхности раздела фаз. [c.25]

Шмид и Рейли [1] разработали новый электрохимический метод определения констант устойчивости, основанный на реакции обмена между определяемым катионом и комплексонатом ртути и на измерении изменения активности ионов ртути при помощи ртутного электрода. Этим математически обоснованным методом авторы определили константы устойчивости комплексов этилендиаминтетрауксусной кислоты с большинством двухвалентных катионов. [c.525]

При реакции нейтрализации (титрование кислот и оснований) изменение активности ионов водорода в растворе определяют по изменению потенциала любого электрода, применяемого для измерения. [c.57]

Рассмотрим теперь изменения скорости реакций, которые могут быть вызваны добавлением солей. Возникающие при этом эффекты обычно подразделяют на две категории. К первой относятся изменения активности ионов или полярных молекул. Этот эффект называют первичным, чтобы отличить его от вторичного солевого эффекта, обусловленного тем, что ионная сила раствора влияет на истинную концентрацию ионов, образующихся при диссоциации слабых электролитов. Хорошо известным примером является замедление реакции, катализируемой кислотой или основанием, под действием соли, что связано с подавлением ионизации каталитической кислоты или основания. Оба солевых эффекта описываются в рамках электростатических представлений с помощью уравнений, выведенных Бренстедом, Бьеррумом и Кристиансеном. Все эти уравнения основаны на теории Дебая — Хюккеля, но каждое из них опирается на несколько различающиеся допущения, которые сопоставлены в известной книге Амиса [3]. Все три уравнения можно свести к простому общему виду [c.197]

Кривые потенциометрического кислотно-основного титрования являются отображением изменения pH раствора. Поэтому в качестве индикаторных электродов применяют рН-чувствитель-ные электроды, потенциал которых зависит от концентрации ионов водорода. Обычно используют стеклянный электрод. Хотя такое титрование и представляет в настоящее время рутинный аналитический метод, иногда экспериментальные кривые не совпадают с теоретическими, поскольку при построении последних оперируют концентрациями, а не активностями ионов. Однако возникающая при этом небольшая погрешность не имеет существенного значения при определении конечной точки титрования. Потенциометрическое кислотно-основное титрование особенно удобно при анализе многоосновных кислот (оснований) или смесей кислот (оснований), поскольку позволяет обеспечить их раздельное определение. [c.234]

Интересно поведение соляной кислоты. В концентрированных растворах на аноде выделяется хлор, а в разбавленных кислород, причем меняется э.д.с. поляризации (табл. XXIV, 1). С разбавлением кислоты уменьшается активность ионов хлора и согласно формуле (XI, 14а) равновесный потенциал хлорного электрода делается более положительным, чем потенциал разряда попов ОН, поэтому и происходит изменение анодного процесса существенно уменьшается разряд ионов хлора, и происходит разряд ионов гидроксила или молекул воды и выделение кислорода. [c.618]

Если к воде или вообще к водному раствору прибавлять кислоту, то активность ионов водорода будет увеличиваться, а активность ионов гидроксила соответственно уменьшаться. Это изменение активности ионов водорода и гидроксила может происходить в очень широком интервале. Так, если к 1 н. раствору щелочи (грубо будем считать, что аон"=1) прибавляют 2 н. раствор соляной кислоты, то активности ионов водорода и гидроксила при /Св=10" согласно уравнению (38) могут принимать следующие значения [c.305]

При кислотно-основном потенциометрическом титровании наибольшее применение имеет гальванический элемент, состоящий из стеклянного и хлорсеребряного электродов (см. рис. 10.2). ЭДС такого элемента выражается уравнением (10.15) и однозначно зависит от активности ионов Н+. Кривая титрования в координатах ЭДС — объем титранта показывает ясную картину изменений, происходящих в растворе. Стандартными растворами (титрантами) при кислотно-основном титровании служат сильные кислоты и сильные основания. [c.93]

М K I, перенапряжение водорода возрастает примерно на 58 мВ при увеличении pH на единицу. При постоянной концентрации кислоты перенапряжение возрастает на 58 мВ при увеличении концентрации КС1 на порядок. Опять-таки эти закономерности выполняются, если концентрация добавленной соли не очень велика и можно пренебречь соответствующим изменением коэффициента активности ионов Н3О+. [c.256]

При титровании кислот щелочами в качестве индикаторного применяют электрод, обратимый относительно ионов Н+ (водородный, хингидронный, стеклянный). Изменение активности ионов Н+ в 10 раз в соответствии с уравнением Нернста вызывает изменение потенциала водородного электрода на 59,2 мв при 25 °С. В начале титрования, когда концентрация кислоты еще велика, одно и то же количество щелочи вызывает незначительное изменение pH раствора, а следовательно, и потенциала водородного электрода. По мере приближения к точке эквивалентности это же количество щелочи будет вызывать изменение pH и потенциала водородного электрода на все большую величину. После достижения эквива- [c.199]

Титрование сильных и слабых кислот (оснований) растворами сильных оснований (кислот) связано с изменением активностей ионов Н+ или ОН" в растворе. Методы расчета этих величин описаны в книге 2, гл. II, 19. [c.64]

Изменение энергии ионов кислот при переходе их из одного растворителя в другой. Теоретическая интерпретация коэффициентов активности ионов кислот [c.194]

Потенциометрическое титрование проводят следующим образом. В раствор титруемой кислоты помещают стеклянный электрод (индикаторный) и электрод сравнения (хлорсеребряный). Затем в раствор анализируемой кислоты из бюретки определенными дозами добавляется основание, которое уменьшает активности ионов Н " в растворе кислоты, вследствие чего изменяется значение измеряемой ЭДС. Результаты титрования представляют в виде графической зависимости изменения ЭДС (pH) в зависимости от объема прибавленного основания. Такая зависимость называется кривой потенциометрического титрования. [c.265]

В зависимости от природы р-рителя меняются окраски И,, их рК, и чувствительность. Так, метиловый красный в воде дает переход окраски при более высоких значениях активности ионов Н , чем бромфеноловый синий, а в этилен-гликолевом р-ре наоборот. В водно-метанольных и водно-этанольных р-рах изменение по сравнению с водной средой незначительно. В спиртовой среде И.-кислоты более чувствительны к ионам Н , чем И.-основания. [c.228]

Влияние концентрации электролита на выход по току основного продукта проявляется как непосредственно через изменение активности разряжающихся ионов HSO , так и косвенно вследствие изменения активности воды. Среди вторичных реакций, приводящих к потере ионов персульфата, следует выделить реакцию гидролиза HjSaOg с образованием пероксомоносерной кислоты, которая, в свою очередь, гидролизуется до пероксида водорода. Пероксид водорода разлагается на кислород и воду. [c.185]

Из уравнения вытекает, что одинаковое действие растворителей на кислоты одной природной группы и различное действие по отношению к кислотам разных природных групп является следствием того, что разность величин lg fo ионов и lg"fo молекул близки для кисют одной природы и различны для кислот разной природы. Это различное изменение активности ионов кислот разной природы объясняется отличием в энергии сольватации ионов Асол и различным изменением кислотности недиссоциированных молекул [lgт oнAM [c.632]

Вторым типом дифференцирующего действия является изменение относительной силы кислот различных природных групп под влиянием любых растворителей, особенно не содержащих гидроксильных групп. При переходе к таким дифференцирующим растворителям сила кислот одной природной группы изменяется примерно одинаково, но отлично от изменения силы кислот другой природной группы. Такое действие является следствием того, что величины 1 7о ионов " омолекул близки для кислот одной природы и сильно отличаются для кислот различной природы. Изменение активности ионов кислот разной природы объясняется изменением энергии сольватации анионов. Изменение коэффициентов активности недиссоциированных молекул объясняется различием в энергии присоединения к ним молекул растворителей, которое становится особенно значительным при переходе от растворителя одной природы крастворителю другой природы. [c.380]

Расчет активности адденда здесь представляет известную трудность, поскольку растворитель (концентрированные растворы уксусной кислоты) резко отличается по свойствам от воды. Так как растворитель содержит определенную концентрацию ацетатных ионов, введение в раствор ацетата натрия вызывает одновременное изменение активности адденда и изменение активности ионов водорода. Расчет изменения активности адденда в процессе титрования растворителя раствором ацетата натрия был произведен на основе использования данных потенциометрических измерений и величин ионных произредений уксусной кислоты в смешанном растворителе, взятых из работы [4]. Как известно [4], межфазовый потенциал, возникающий в ячейке на границе вода —раствор соли в смешанном растворителе, постоянен для одной и той же концентрации уксусной кислоты. Диффузионный потенциал на границе растворитель — раствор соли незначителен при малых концентрациях соли [3,5]. [c.261]

Ионоселективные электроды реагируют на изменение активности ионов, поэтому электродная функция зависит от ионной силы раствора. Необходимо при измерении ионные силы анализируемого и стандартного растворов поддерживать одинаковыми. Франт и Росс [128] рекомендовали применять для поддержания постоянной ионной силы буфер, содержащий уксусную кислоту и цитрат натрия (T1SAB) pH раствора доводят до б—5,5 добавлением [c.353]

Реакции каталитического декарбоксилирования Р-ке-тодикарбоновых кислот подробно изучались многими авторами (см., например, обзоры [2—4]). Было установлено, что для протекания декарбоксилирования необходимо, чтобы по соседству с кетонной группой находилась вторая карбоксильная группа. Такие кислоты, как ацетоуксусная СН3СОСН2СООН, в которой это условие не выполняется, образуют устойчивые комплексы с ионами металлов и в дальнейшем не претерпевают никаких изменений [5, 6]. Многочисленные исследования различных ионов металлов катализаторов этих процессов однозначно указывают на прямую связь между каталитической активностью иона и его ионным потенциалом. Наиболее активными катализаторами рассмотренных реакций обычно оказываются такие многозарядные ионы, как Ре , А1 +, Ре + и др., в то время как однозарядные ионы КN3+, Ag+ практически не оказывают влияния на скорость реакции. Так, согласно данным Кребса [5], в реакции декарбоксилирования щавелевоуксусной кислоты каталитическая активность ионов металлов изменяется в следующем порядке [c.101]

Ритчи и Усхольд [68] показали, что в безводном диметилсульфоксиде для стеклянного электрода выполняется водородная функция при изменении активности ионов водорода на 25 порядков. В их исследовании диссоциации слабых кислот стеклянный электрод был стандартизирован по растворам -толуолсуль-фоновой кислоты, полностью диссоциирующей в диметилсульфоксиде. При высоких значениях pH устойчивая обратимая реакция стеклянного электрода устанавливается медленно, однако этот недостаток можно преодолеть, заменив внутренний водный раствор на металлическую ртуть. Еще лучшие результаты получены с внутренней контрольной ячейкой из серебряной проволоки, погруженной в 0,05 М раствор перхлората серебра в диметилсульфоксиде. В качестве солевого моста вполне удовлетворительным оказался 0,1 М раствор перхлората тетраэтиламмония в диметилсульфоксиде. Хотя при высоких значениях pH стеклянный электрод чувствителен к ионам натрия и калия, влияние ионов цезия не наблюдается. По сообщению Батлера [98], электрод сравнения из амальгамы таллия, находящейся в контакте с хлористым таллием, по-видимому, наиболее стабилен в диметилсульфоксиде. [c.352]

Различие изменений активности ионов кислот разной природы обусловливается различием в энергии сольватации Ап сол ИОНОВ И различным изменением кислотности недиссоциированных молекул. Поэтому только в отдельных случаях, как это имеет место по отношению к кислотам одной природной группы, значение рКотн линейно зависит от 1/е. В общем же случае уравнение Измайлова отличается от уравнения Бренстеда. Согласно Измайлову величина рКоти не является линейной функцией от 1/е для заряженных кислот. [c.219]

В 1945 г. Шварценбах [1] опубликовал свою первую работу из серии фундаментальных исследований по применению полиами-нополикарбоновых кислот как аналитических хелатных реагентов. Из реагентов, применяемых в титриметрии, наиболее широкое распространение получила одна из этих кислот — этилендиаминтетрауксусная кислота (ЭДТА). Другим важным вкладом в науку Шварценбаха с сотр. является применение индикаторов, реагирующих на изменения активности ионов металлов. [c.211]

Для слабой кислоты при малых концентрациях (А 0,01 моль л), когда можно пренебречь взаимодействием ее молекул, влияние растворенной инертной соли (Х ) сказывается на изменении активности молекулы кислоты (взаимодействие ионов соли и молекулы кислоты) и активности ионов кислоты (взаимодействие ионов соли и ионов кислоты). Первое взаимодействие можно оценить термодинамически, изучая изменение химического потенциала слабой кислоты при переходе из данного состояния [ионная сила I (Х )] в стандартное — бесконечно разбавленный раствор относительно фонового электролита [1, стр. 98, 2]. Считается, что второе взаимодействие нельзя о енить из-за того, что активность отдельного иона термодинамически неопределима. Вычислить эту величину можно только в достаточно разбавленных растворах (/ 0,1), пользуясь приближенными формулами Дебая— Гюккеля, и при простом составе системы (когда не сложно рассчитать ионную силу раствора). [c.113]

На рис. 34 видно, что скорость разложения (и степень растворения за 1 ч) апатита возрастает при увеличении концентрации исходной кислоты лишь до определенного предела (до —46% Р2О5). При росте же содержания Р2О5 в кислоте до 48 и 50% степень разложения апатита резко уменьшается. Это объясняется, по-видимому, изменением активности ионов водорода и вязкости растворов кислоты (рис. 35). При содержании в кислоте 26 — 46% Р2О5 активность [c.93]

Если вместо чистой волы взять смесь уксусной кислоты с уксуснокислым натрием СНзСООН+СНзСООМа или гидроокись аммония с хлористым аммонием NFUOH-f-NHj l, т. е. слабую кислоту или основание и соль той же кислоты (основания), то резкого изменения активности ионов Н+ при прибавлении к такой смеси небольшого количества сильной кислоты или щелочи не происходит. [c.147]

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]

Значения 0мо могут быть вычислены непосредственно из дан[1ых по комплексообразованию. В тех случаях, когда нельзя изучить комплексообразо-вание между катализатором и незаряженным индикатором, свойства которого близки к свойствам субстрата, можно прибегнуть к эмпирическим оценкам кислотности апротонной кислоты. Нами [2] было высказано предположение о том, что между кислотностью апротонной кислоты и ее активностью может существовать симбатность. Основанием для этого предположения по- служила обнаруженная нами линейная связь между функцией кислотности Гамметта и логарифмом активности протонной кислоты в ишроком интервале концентраций. Опыт показывает, что в некоторых случаях кислотность апротонной кислоты также линейно возрастает с изменением активности иона комплексообразователя. Так, анализ экспериментальных данных О. Н. Темкина, Р. М. Флида и А. Г. Гинзбурга [3] по равновесию образования л-комплексов ионов серебра с этиленом в воде показывает, что функция апро тонной кислотности возрастает пропорционально увеличению потенциал ь серебряного электрода (рис. 1). [c.51]

Вполне доступны, однако, для практики катионоактивные вещества, которые должны влиять на такие реакции. На рис. 12 представлены типичные кривые изменения поверхностного натяжения гексадецилтриметиламмониевого и диметилбензилизотридецилам-мониевого иона на поверхности раздела воздух/кислота и гексан/ кислота. Поверхностно-активные вещества ведут себя так же, как в воде, и образуют пленки, содержащие примерно 1 ион на 1,3 нм . [c.25]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология