Ионная активность слабых электролитов

Для концентрационного элемента, составленного из металла А в растворах электролита В с концентрациями nti и моль/1000 г, рассчитайте ЭДС при 298 К. Активность вычислите по среднему коэффициенту активности, взятому из справочника [М.], или (для разбавленных растворов) по ионной силе. Для элемента, составленного из водородного электрода в растворе электролита С с концентрацией uig моль/1000 и и каломельного полуэлемента с концентрацией КС1 моль/1000 г, вычислите ЭДС и pH раствора, содержащего электролит С. Диффузионную ЭДС не учитывайте. При 298 К стандартный потенциал каломельного электрода (о ,,- = 1) равен 0,2812 В, а ионное произведение воды 1,008 10 . Константы диссоциации слабых электролитов найдите в справочнике [М.]. [c.334]

Если не принимать во внимание явления пересыщения растворов и явления старения осадков , т. е. изменения кристаллической структуры осадка, то растворение осадка можно рассматривать как процесс, обратный осаждению. В таком случае, по правилу произведения растворимости, растворение осадка будет происходить тогда, когда произведение активностей ионов в растворе станет меньше произведения растворимости данного электролита. Таким образом, чтобы растворить осадок, необходимо каким-либо путем уменьшить концентрацию, по крайней мере, одного из ионов в насыщенном растворе. Этого можно достигнуть, связывая один из ионов осадка, находящихся в растворе, с ионом реактива в слабодиссоциирующее соединение. Еще легче протекает растворение осадка, если образующийся в результате реакции слабый электролит разлагается с выделение м газообразного вещества. [c.250]

Ионная активность слабых электроли [c.1186]

Некоторые сепараторы, например пленка типа целлофана и лак АП-14Л, представляют собой селективные мембраны, способные избирательно пропускать ионы, находящиеся в электролите. Лаковый слой АП-14Л на поверхности катода замедляет прохождение из катодного пространства в анодное растворимых в щелочах соединений ртути, серебра и марганца, снижая скорость саморазряда элементов. Диффузия ионов щелочных металлов и ОН через лаковую пленку происходит без заметных затруднений. Лаковый слой АП-14Л химически устойчив к воздействию сильных окислителей, которыми являются катодные активные материалы. Стойкость и избирательные свойства пленки выражены слабее, чем у АП-14Л, В отсутствие селективных мембран целлюлозные бумажные сепараторы постепенно окисляются соединениями тяжелых металлов, которые в некоторых случаях восстанавливаются до свободных. металлов, например ртути и серебра, и вызывают внутренние межэлектродные замыкания. Пленка также предотвращает возможность замыкания при выпадении из щелочного электролита окиси цинка, которая имеет нарушенную структуру и вследствие этого электронную проводимость. [c.151]

Почему нам так важно разобраться с описанным выше явлением и запомнить, что множество веществ, растворяясь в воде, преобразуются в ионы Потому, что способность ионов вступать в химические и биохимические реакции гораздо выше, чем у молекул. Молекулы электронейтральны, а ионы несут положительный или отрицательный заряд. Отличаясь большой активностью, они не упустят возможности отдать лишний или присоединить недостающий электрон. Вода является изолятором, но раствор соли или кислоты в воде — это электролит, который отлично проводит электрический ток. В этом легко убедиться, опустив в раствор электроды и подав на них напряжение. Наша питьевая вода с точки зрения физики и химии не что иное, как слабый электролит, в котором концентрация солей не должна превышать 1 г/л. [c.32]

Вода НОН должна реагировать с металлами подобно кислотам. Однако она очень слабый электролит, и концентрация гидроксоний-ионов в ней настолько мала, что она реагирует лишь с наиболее активными металлами. Так, щелочные металлы, обладающие высоким электрическим напряжением при погружении их в раствор, легко окисляются водородными ионами, разлагают воду с образованием растворимых гидроксидов и выделением элементарного водорода [c.209]

Степень диссоциации воды очень мала (очень слабый электролит), поэтому активности водород- и гидроксид-ионов в чистой воде практически равны их концентрациям. Так как вода присутствует в большом избытке, ее концентрация может считаться постоянной и составляет 55,6 моль/л (1000 г 18 г/моль = = 55,6 моль). Подставляя в выражение для константы диссоциации Кл (Н2О) это значение, а вместо активностей водород-и гидроксид-ионов их концентрации, получают новое выражение [c.101]

Заметно перенапряжение водорода возрастает при адсорбции на поверхности металлических электродов положительно заряженных органических ионов, например иона тетрабутиламмония. В отличие от поверхностно активных анионов подобные вещества адсорбируются на отрицательно заряженной поверхности электрода и десорбируются при более положительных потенциалах по сравнению с точкой нулевого заряда. На перенапряжение заметно влияют добавки в электролит некоторых других высокомолекулярных соединений, коллоидов и слабых органических кислот. [c.301]

Константы диссоциации электролитов могут рассчитываться на основе концентраций молекул и ионов (Кс) или же их активностей (Ка). В первом случае эти константы часто называют классическими, во втором — термодинамическими. Строго говоря, классические константы диссоциации (которые большей частью и указываются в литературе) правильно характеризовали бы электролит лишь при (i = О, т. е. в его бесконечно разбавленном растворе. Однако у слабых электролитов расхождения Кс и Ка обычно невелики (например, при 25 °С для 0,1 М раствора уксусной кислоты Кс = 1,85 lO S, а Ка = 1,70-10 ). Они становятся тем значительнее, чем сильнее рассматриваемый электролит и выше общая концентрация раствора. [c.185]

Если в растворе слабого электролита присутствует сильный электролит, то коэффициенты активности ионов слабого электролита будут меньше 1, и. константа диссоциации остается постоянной лишь при замене концентраций активностями. [c.147]

Устойчивость таких коллоидных растворов сильно зависит от степени сольватации. Слабо сольватированные лиофобные) золи в общем устойчивы только в содержащей электролиты дисперсионной среде и чрезвычайно легко коагулируют при повышении или понижении концентрации ионов, образующих золь или при добавлении посторонних ионов. Сильно сольватированные (лиофильные) золи, наоборот, коагулируют только при очень высокой концентрации электролита. В случае электроотрицательных золей присутствующие в растворе катионы и их валентность имеют значительно большее влияние на процесс коагуляции, чем анионы соответствующее положение справедливо совсем в противоположном смысле для положительно заряженных золей. Коагулирующая способность по правилу валентности Шульце — Харди значительно возрастает при увеличении валентности доминирующего иона-коагулятора. Согласно Оствальду, коагуляция при этом происходит в содержащей электролит дисперсионной среде при приблизительно одном и том же значении коэффициента активности доминирующего иона. [c.243]

Далее закономерности экстракционных равновесий будут рассматриваться на примере экстракции нитратов уранила и других актинидов нейтральными фосфорорганическимн соединен ниями, поскольку соответствующие равновесия наиболее под робно изучены и могут быть полностью описаны. Эти системы являются примером равновесия электролит — неэлектролит, при котором для преодоления ион-дипольного взаимодействия в водной фазе необходима химическая связь экстрагента с извле каемым соединением, однако связь достаточно слабая, чтобы не затруднить реэкстракцию (энергия взаимодействия <10 ккал1моль). Соответственно для интерпретации экстракционной способности растворителей необходимо привлечь тео рию химической связи, а в силу слабости химических взаимо- действий при описании зависимости равновесий от условий экстракции необходимо учитывать вклад вандерваальсовых (до 3 ккал/моль) и особенно электростатических взаимодействий в химический потенциал, т. е. коэффициенты активности соединен ний в обеих фазах . Это позволяет сделать теория растворов. Описание процессов в водной фазе должно производиться на основе теории растворов электролитов, в органической — с по мощью теории многокомпонентных растворов неэлектролитов. [c.11]

Известно, что при п.н.з. на границе раздела металл—электролит существуют скачки потенциала в поверхностном слое металла и в адсорбционном слое электролита. Скачки в адсорбционном слое электролита, естественно, зависят от адсорбционной способности металла по отношению к ионам расплавленных солей. Маловероятно, чтобы у всех исследованных металлов эта способность была одинакова. Работы А. Н. Фрумкина и его сотрудников по электрокапиллярным явлениям на галлии и амальгамах индия, выполненные в последние годы [4—6], отчетливо показали, что способность металлов адсорбировать молекулы растворителя и некоторые поверхностно-активные вещества существенно зависит от природы металла. Так, молекулы воды на галлии адсорбируются лучше, чем на ртути. Адсорбируемость анионов на галлии отличается от их адсорбируемости на ртути. Неорганические анионы и молекулы некоторых органических веществ на амальгамах индия адсорбируются слабее, чем на ртути и т. д. А. Н. Фрумкин [7] отметил, что п.н.з. могут изменяться в разной степени на обоих электродах вследствие специфической адсорбции одного из ионов расплавленной соли или ориентации молекул растворителя . Но если адсорбционная способность разных металлов по отношению к ионам расплавленных солей различна, то маловероятно, чтобы температурные коэффициенты п. н. з. у разных металлов были одинаковыми. Поэтому нам представляется более справедливым второе предположение (температурные коэффициенты п. н. з. разных [c.232]

Уравнения кривых титрования. В уравнении электронейтральности раствора концентрации всех ионов (кроме водородных и гидроксильных) заменяют на известные величины — концентрации электролитов или на значения концентраций анионов слабых кислот и катионов слабых оснований, выраженные соответствующими формулами. Кроме того, если титруют электролит или смесь электролитов, проявляющих кислотный характер, концентрацию гидроксильных ионов выражают через концентрацию водородных ионов, исходя из произведения активностей ионов воды. В случае титрования электролитов основного характера, наоборот, концентрацию водородных ионов выражают через концентрацию гидроксильных ионов. После этой замены проводят математическое преобразование и получают линейные уравнения той или иной степени, содержащие две неизвестные величины — концентрацию водородных (или гидроксильных) ионов и средний коэффициент активности одновалентных ионов. Например, уравнение кривой титрования слабых одноосновных кислот растворами сильных оснований представляется в следующем виде [c.74]

Число иоиов в электролите можно определить из аналитической коицентрацни электролита, так как ои считается полностью диссоциировапным (а=1). Теорию Д< бая и Гюккеля поэтому иногда называют теорией полной диссоциации. Однако ее можно применять и в тех случаях, когда а . Действительно, определив нз гштенсивностн светопоглощения степень дпссоцпац[1н раствора слабого электролита, можно найти истинную коицеитрацию его ионов, а затем по уравнению (3.57) н сред игй коэффициент активности. [c.89]

Поскольку аналитические испытания, выполняемые в растворах ("мокрым" путем), представляют собой реакции между ионами, сте-иень диссоциации характеризует химическую активность электроли- ГОЕ. Например, х юроводородная кислота легко взаимодействует с ыеталличес1шм цинком и быстро разлах-ает мрамор, тогда как е более слабой уксусной кислотой эти процессы протекают гораздо медленнее. Такие соли, как сульфид 1щнка, хромат бария, оксалат кальция, легко растворяются в хлороводородной, но нерастворимы в уксусной кислоте. [c.26]

Во всех остальных случаях должен учитываться множитель / Д/. Если, например, к разбавленному раствору слабого электролита прибавить сильный электролит, то, независимо от того, имеет ли он обищй ион с этим слабым электролитом или не имеет, коэффициенты активностей и Добудут отличны от единицы и при расчетах по константе ионизации уже необходимо учитывать множитель Д. Д,. [c.30]

Выражение (22.10) позволяет рассчитать степень мицеллизации а,., соответствующую экстремуму (макспму.му) концентрации свободных поверхностно-активных ионов, по данным о числе агрегации и степени связывания противоионов. Обе величины п, и р слабо зависят от концентрации и непосредственно определяются из опыта. Если ПАВ представляет собой 1 — 1-электролит, то выражение (22.10) принимает вид [c.114]

ВаС12 активность ионов Ва = 0,01 -0,50 == 0,0050, а для ионов С1 = 0,02 -0,86 = 0,0172. Активность (эффективная концентрация) иона хлора, таким образом, не является просто удвоенной концентрацией ионов Ва , как это следует из классической теории диссоциации. В случае сильных электролитов для более или менее грубой оценки можно пользоваться аналитически определяемыми истинными концентрациями, которые получают на основании содержания электролита, предполагая полную его диссоциацию и не учитывая коэффициентов активности. Так поступают, например, если необходимо приблизительно рассчитать равновесие смёси сильного и слабого электролитов или если необходимо сделать заключение о влиянии на труднорастворимый электролит незначительных количеств сильного электролита, имеющего одноименный ион. Если же требуется большая точность расчета, то нельзя пренебрегать активностями. С теоретической точки зрения для сильных электролитов рационально пользоваться вместо активностей кажущимися концентрациями ионов, полученными на основании измерений электропроводности или осмотического давления. Действительно, лишь в редких случаях полученные таким образом значения оказываются более точными, чем полученные непосредственно из аналитических концентраций. [c.87]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология