Равновесие влияние общих ионов

Степень электролитической диссоциации вещества зависит не только от его концентрации в растворе, но и от добавления в раствор других электролитов. Степень диссоциации слабого электролита понижают, добавляя в раствор сильный электролит, содержащий одноименный (т.е. общий) ион с первым электролитом. Влияние одноименного иона объясняется с точки зрения закона действующих масс. Рассмотрим равновесие в растворе аммиака [c.42]

В данной главе рассмотрено несколько важных типов равновесий, существующих в водных растворах. Прежде всего нас интересовали кислотно-основные равновесия в растворах, содержащих два или несколько растворенных веществ, а также равновесия при растворении. Мы узнали о том, что диссоциация слабой кислоты или слабого основания подавляется в присутствии сильного электролита, который создает в растворе какой-либо ион из числа участвующих в равновесии. Это явление может служить примером влияния общего иона. [c.136]

Равновесие диссоциации слабых электролитов. В процессе диссоциации слабых электролитов устанавливается равновесие, характеризуемое константой диссоциации. Рассмотрим зависимость этого равновесия от присутствия постороннего электролита. Здесь надо различать два случая первый — когда один из ионов одинаков у обоих электролитов, и второй, когда одноименных ионов у них нет. В первом случае это влияние обычно бывает более сильным. Так как свойства свободного иона не зависят от его происхождения, то в константы диссоциации каждого из этих электролитов будет входить суммарная концентрация (или активность) этого общего иона. Вследствие этого степень диссоциации слабой кислоты в растворе резко уменьшается при прибавлении к раствору сильной кислоты. Обратное же влияние не может быть значительным. Это можно видеть из следующего примера. [c.525]

Равновесия в растворах слабо растворимых солей. Растворимость и произведение растворимости (ПР). Влияние общих ионов. Разделение ионов последовательным осаждением. [c.206]

Что называется влиянием общих ионов и как оно сказывается на равновесии растворения [c.260]

Символическая запись = используется для того, чтобы указать смещение равновесия в левую сторону, однако подразумевается, что при этом устанавливается новое равновесие с прежним значением константы равновесия.) Ионы водорода, образованные из НС1, совершенно идентичны тем, которые возникают при диссоциации уксусной кислоты, и их воздействие, называемое влиянием общих ионов, заключается в том, что они подавляют ионизацию уксусной кислоты. Допустим, что концентрация обеих кислот одинакова и равна 0,1 моль/л. Тогда должны выполняться следующие соотношения [c.273]

Равновесие между твердой солью и ее ионами в растворе является одним из примеров гетерогенных равновесий. Константа такого равновесия, называемая произведением растворимости, ПР, позволяет количественно судить о степени растворимости соли. Добавление к раствору иона, участвующего в равновесии растворения, приводит к уменьшению растворимости соли. Это явление служит еще одним примером влияния общего иона. [c.136]

Количественно процесс гидролиза солей может быть охарактеризован с помощью степени гидролиза /г и константы гидролиза /(р. Степенью гидролиза соли называют отношение (в %) числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул. Большое влияние на степень гидролиза оказывают температура и концентрация. Чем выше температура и чем больше разбавлен раствор водой, тем больше степень гидролиза. Это связано с тем, что с увеличением температуры степень диссоциации воды возрастает, вследствие чего резко возрастает концентрация ионов Н+ и 0Н , а поэтому равновесие гидролиза смещается вправо. [c.58]

Равновесие в общем более сложно. Ионы аммония, образующиеся в растворе, связывают ионы водорода и переходят частично в молекулы ЫН ОН этот процесс, в свою очередь, несколько увеличивает растворимость. Кроме того, в результате гидролиза в соответствии с уравнением (4) образуются гидроксильные ионы, которые ослабляют гидролиз, и поэтому дальнейшее растворение несколько уменьшается. Тем не менее из приведенного выше примера вычисления видно, что гидролитический процесс может очень сильно увеличить растворимость осадка. Поэтому, принимая меры для уменьшения растворимости осадка, необходимо прежде всего по возможности ослабить влияние гидролиза. [c.168]

Рассмотрим влияние друг на друга равновесных систем (8.22), (8.23). Введение в раствор ионов СНзСОО в форме соли вызывает смещение равновесия (8.22) в направлении 2 в присутствии избытка ацетат-ионов ионизация уксусной кислоты становится еще слабее, так как добавление общего иона приводит к уменьшению степени диссоциации. Поэтому степень диссоциации а достаточно мала, что позволяет пренебречь концентрацией диссоциированной уксусной кислоты по сравнению с начальной концентрацией кислоты. Тогда можно записать [c.211]

Как уже говорилось, в растворах сильных электролитов на состояние равновесия оказывают существенное влияние силы электростатического взаимодействия заряженных частиц. Этим в значительной степени объясняется невозможность применения без дополнительных условий и поправок закона действия масс к равновесию диссоциации сильных электролитов. Применительно к рас-створам слабых электролитов можно говорить о равновесии между ионами и реально существующими недиссоциированными молекулами. Отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита называется степенью диссоциации слабого электролита и обозначается символом а. В растворах слабых электролитов концентрация ионов сравнительно мала, что дает основание пренебречь силами их электростатического взаимодействия и принять, что свойства электролитов определяются только равновесием диссоциации, которая в этом случае полностью подчиняется закону действия масс. [c.25]

Таким образом, если предположения, использованные при выводе уравнений (38)—(41), выполняются для рассматриваемого диэлектрика, то согласно (41) по экспериментальным данным о зависимости у = f (Е) можно рассчитать произведение д1 или цри известном д определить расстояние между двумя соседними положениями равновесия при движении иона. Однако эти предположения (1 = 2, один вид носителя, отсутствие влияния электродов) нельзя считать общими и справедливыми для всех диэлектриков. [c.21]

Кроме того, степень диссоциации зависит от наличия в растворе других ионов. Если имеется общий ион (например ион водорода в смеси слабой и сильной кислоты), то в уравнение константы равновесия данного слабого электролита входит суммарная концентрация этого иона. Поэтому степень диссоциации слабых электролитов резко уменьшается при добавлении к ним сильных электролитов, имеющих общий ион. Влияние же, например, слабой кислоты на диссоциацию сильной практически отсутствует. Если в смеси электролитов нет общих ионов, то взаимное влияние выражено слабо и зависит от изменения ионной силы раствора (см. Сильные электролиты ). [c.46]

Обзоры, посвященные явлениям образования и старения химических осадков, в различных руководствах по химическому анализу 12—4] освещают в значительной мере лишь те условия химического осаждения, которые интересуют химиков-аналитиков. Рассматриваемые в этих руководствах общие вопросы (условия равновесия и активности электролитов и неэлектролитов в растворах, влияние концентрации ионов водорода, гидролиза анионов или катионов, комплексообразования и других факторов на растворимость осадков, их коллоидные свойства и т. д.) не поз-воляют оценить многих важных особенностей образования и старения химических осадков. [c.34]

Самойлов рассматривает гидратацию как явление, отражающее влияние иона на подвижность или самодиффузию воды. Молекулы воды, составляющие квазикристаллическую трехмерную льдоподобную структуру, совершают колебательное и в общем случае также вращательное движение. Состоянию равновесия отвечает минимум потенциальной энергии и молекулы воды (рис. VII. 9). Когда энергия колебательного движения достигнет значения д, достаточного для преодоления потенциального барьера, разделяющего соседние положения равновесия, молекула скачкообразно перемещается в другое положение равновесия. Скачкообразное движение соответствует самодиффузии молекул воды и называется трансляционным (поступательным) движением. [c.416]

О взаимодействии скоростей реакций образования и размыкания циклов при обратимых реакциях циклообразования, для которых можно найти константу равновесия, имеется целый ряд наблюдений в классе лактонов [116, 117]. Образование лактона есть внутримолекулярная этерификация оксикислоты, расщепление лактона — омыление. Оба процесса катализуются ионами водорода. Для цепных эфиров карбоновых кислот положение равновесия в общем лищь мало зависит от природы карбоновой кислоты и спирта, несмотря на большие абсолютные различия в скорости этерификации и омыления (стр. 570 и сл.). Конститутивные влияния воздействуют здесь, следовательно, примерно одинаково на скорость прямой и обратной реакций (с одинаковым фактором). Равновесие чаще всего лежит между 60 и 70% эфира. У лактонов, напротив, положение равновесия между [c.588]

Аммиак оказывает влияние на это равновесие, связывая ионы в различные аммиачные комплексы. Если растворимость карбоната цинка обозначить s, то [СОз ] = моль/л, общая концентрация цинка в растворе также равна а-, однако [c.285]

Идентичность влияний на скорость и равновесие убедительно подтверждает справедливость общей теории переходного состояния. Это, в частности, показывает, что заряженное переходное состояние подвержено тем же самым взаимодействиям с присутствующими в растворе ионами, что и стабильная заряженная молекула. Подобное справедливо и в случае только слабых взаимодействий, и при наличии так называемой ассоциации ионов. [c.250]

Появление дополнительных ионов С2Н3О2 в результате ионизации НаС2Нз02 смещает влево равновесие (16.1), что приводит к уменьшению равновесной концентрации ионов Н" (водн.). Говорят, что ионы СдНзО уменьшают или подавляют диссоциацию НС2Н3О2. В общем случае диссоциация слабого электролита уменьшается при добавлении в раствор сильного электролита, который содержит ион, общий со слабым электролитом. Смещение положения равновесия при добавлении иона, участвующего в равновесной реакции, называется влиянием общего иона. [c.110]

Присутствие иона NH4, являющегося слабой кислотой, смещает это равновесие ионизации влево, понижая [ОН"] и, следовательно, уменьшая pH. Здесь мы сталкиваемся с еще одним проявлением влияния общего иона, так как водные растворы NH3 и NH4 I содержат общий ион NH4. [c.116]

При установлении между окисной пленкой и объемом кристалла электронного равновесия в рассматриваемой системе образуется общий уровень электрохимического потенциала электронов, который не может проходить выше зоны проводимости и ниже валентной зоны. Поэтому энергетические уровни окисной пленки, оказывающие наибольшее влияние на величину коэффициента поверхностной рекомбинации, должны находиться вблизи уровня на расстоянии, не превышающем ширины запрещенной зоны для данного кристалла (см. рис. 53 и 58). Считая, что гидратированная окисная пленка вместе с адсорбированными в ней частицами подобна водному раствору, и обращаясь к рис. 53, мы приходим к выводу, что наиболее эффективными центрами рекомбинации в окисной пленке являются атомы или ионы элементов, располагающихся в правой части ряда напряжений металлов или металлоидов (см. стр. 192). Такими элементами являются водород, медь, серебро, золото, а также кислород и сера. Напомним, что именно для ионов этих элементов характерна высокая скорость электронного обмена при контакте металла или полупроводника с электролитом. Поэтому дe aнный [c.210]

Невыполнение каждого из этих условий приводит к получению средней (или кажущейся) величины ё Наиболее трудно выполняется третье из указанных условий, так как чаще всего известно и используется при расчетах лищь общее содержание вещества во всех его видах и неизвестно истинное число ноглощаюш,их частиц данного вида, которое изменяется, если смещается химическое равновесие. Под влиянием изменения ионной силы (ц) раствора изменяется энергетическое состояние поглощающих частиц н, следовательно, их способность к поглощению излучений различных длин волн. [c.464]

Наибольшее влияние на скорость реакции оказывает липофильность аниона и катиона. Поскольку скорость стадии алкилирования, протекающей в органической фазе, очень велика, то общая скорость реакции зависит главным образом от равновесия процесса экстракции ионных пар. В случае фенобарбитона (V, К = СбН5) при проведении реакции в системе фосфатный буфер (pH 10)/С82 и 25 °С с тетрабутиламмонием в качестве ката- [c.170]

Для вычисления pH раствора, содержащего ЫН4 и ЫНз, следует учитывать влияние на равновесие диссоциации слабого основания ЫНз общего иона ЫН Вместо этого можно учитывать влияние ЫНз на равновесие диссоциации слабой кислоты ЫН В любом случае получится одинаковый результат. Воспользуемся реакцией, обратной реакции (16.4), и, обозначив равновесную концентрацию ОН" через х, запищем концентрации всех частиц, участвующих в этой реакции [c.113]

Исследования показали также, что при экстракции ионных ассоциатов равновесие в общем устанавливается быстрее, чем при экстракции внутрикомилексных соединений. В последнем случае имеется ряд факторов, влияющих на скорость протекания химических реакций. Прежде всего следует отметить влияние концентрации экстрагирующего реагента. С ростом концентрации увеличивается скорость экстракции. К такому же эффекту приводит и увеличение pH водной фазы. Введение в раствор маскирующих реагентов часто приводит к значительному замедлению скорости экстракции. [c.194]

Теоретическая сторона экстракции из галогенидных растворов обсуждалась Даймондом [58] . К сожалению, даже простое приближение, игнорирующее коэффициенты активности при равновесии, приводит к выражениям, столь громоздким, что для любого другого более сложного случая, чем простейший пример, рассмотренный Даймондом, не может быть получено определенного выражения, характеризующего изменение наблюдаемого коэффициента распределения в зависимости от состава водной фазы. Для растворителей с невысокой или малой диэлектрической проницаемостью влияние диссоциации или общего ионного состава при макроскопических концентрациях экстрагируемого металла часто бывает незначительным и возможна обработка данных по способу Эрвинга — Росотти [9]. Это, вероятно, справедливо для больщинства данных по Ра . [c.253]

Хотя концентрация ионов водорода при разбавлении слабой кислоты уменьшается (об этом свидетельствует высокое значение pH), в диссоциированном на ионы состоянии оказывается большая доля молекул НАс. Здесь мы снова сталкиваемся с проявлением принципа Ле Шателье. Если разбавляют раствор, содержащий НАс, Н и Ас , и тем самым уменьшают общую концентрацию всех ионов и молекул, равновесие проявляет тенденцию к самоподдерживанию и реакция смещается в направлении увеличения общей концентрации растворенных частиц всех видов. Сопоставьте это поведение раствора с влиянием повышения давления на равновесие диссоциации газообразного аммиака, рассмотренным в гл. 4. [c.233]

Весьма интересно влияние давления на ионное равновесие водных растворов электролитов. Исследования, выполненные при 25°С и при давлениях до 300 МПа, показали, что константы диссоциации целого ряда органических кислот в водных растворах возрастают при увеличении давления от атмосферного до 300 МПа в среднем в 3,5 раза, а для некоторых оснований (например, КН40Н) в 12...14 раз. Отсюда видно, что диссоциация исследованных соединений сопровождается уменьшением объема. Причиной этого является гидратация (в общем случае сольватация) образующихся ионов в гид-ратной (сольватной) оболочке, окружающей ион, молекулы растворителя расположены более плотно (электрический заряд на ионе), чем в объеме растворителя. Исследования показали, что уменьшение объема при диссоциации большинства кислот составляет 10...12 см /моль При более высоких давлениях константа диссоциации возрастает весьма сильно константа диссоциации ЫН40Н прн 45 °С увеличивается при росте давления от атмосферного до 1200 МПа более чем в 500 раз. Отсюда можно заключить, как возрастает химическая активность данного соединения в условиях высокого давления. В качестве еще одного примера возрастания степени диссоциации слабых электролитов с повышением давления можно привести данные, согласно которым константа диссоциации пиперидина в метиловом спирте при 45 С возрастает в 1000 раз при увеличении давления с атмосферного до 1200 МПа. [c.116]

Роль короткодействующих сил обусловливается не только за счет взаимодействий ион — растворитель. Большое значение здесь имеют также взаимодействия растворитель — растворитель, хотя в теориях они, как правило, не учитываются. Вследствие кооперативного характера таких взаимодействий общий вклад их в не-идеальность раствора может быть значительным, особенно для водных растворов электролитов. Причем этот вклад не зависит от полных энергий взаимодействия, а зависит от того, как энергия взаимодействия убывает с расстоянием. Чем резче энергия взаимодействия убывает с увеличением расстояния между частицами, тем больше потенциальный барьер, преодолеваемый частицей при смещении из положения равновесия. Именно поэтому для свойств растворов очень важны взаимодействия, пусть слабые, но быстро убывающие с расстоянием (короткодействующие силы). Этими взаимодействиями, как будет показано далее, определяется кинетическая сольватация ионов — воздействие их на величину потенциальных барьеров частиц и влияние в связи с этим на соль-ватнруемость ионов, что в свою очередь влияет на величину неидеальной части химического потенциала. Указанное влияние ионов на растворитель проявляется в усилении или ослаблнии связей между молекулами растворителя. [c.236]

СИЯ. Однако в некоторых цеолитах, таких, как X и У, катиоиы распределены по различным центрам (гл. 2), причем степень заселенности отдельных центров зависит от типа катиона. Поэтому распределение последних по различным центрам существенным образом сказывается иа уменьшении общей энергии системы при обмене. В результате остаточные катионы в структуре цеолита, не подвергающиеся ионному обмену, могут оказывать влияние на ионообменные равновесия, которое необходимо учитывать. [c.551]

Таким образом, если политермические зависимости In Я,,, т] = = /(1/е) в растворителях симбатны, то АЯ , — ЛЯ = onst, а в общем случае миграция ионов полностью описывается и определяется скоростью перескоков молекул растворителя в соседние положения равновесия и температурно-диэлектрическим влиянием среды. [c.37]