Водорода в буферных раствора

Как видим, сильная кислота в результате этой реакции заменяется эквивалентным количеством слабой кислоты. В соответствии с законом разбавления Оствальда (VI, 47) увеличение концентрации уксусной кислоты понижает степень ее диссоциации, в результате чего концентрация ионов водорода в буферном растворе увеличивается очень незначительно. [c.213]

Приведенные уравнения называются буферными и приложимы к любой буферной смеси. Из этих уравнений видно, что концентрация ионов водорода в буферном растворе зависит от константы диссоциации слабой кислоты (или слабого основания) и соотношения концентрации кислоты (или основания) и соли. Отношение [c.56]

Полярограмма, описываемая уравнениями (71.8) и (71.10), имеет форму кривой с максимумом (рис. 200). Спад тока вызван падением адсорбции катализатора при сдвиге потенциала в отрицательную сторону, но потенциал максимума не совпадает с потенциалом максимальной адсорбции. Уравнения (71.8) и (71.10) количественно описывают волны каталитического выделения водорода в буферных растворах в присутствии хинина (рис. 200) и некоторых других органических оснований. [c.394]

Кондуктометрическое титрование катионов металлов, которые количественно не взаимодействуют с комплексоном III в описанных выше условиях, проводят в буферных растворах. Для этих целей используют ацетатный или борно-щелочной буферные растворы. При этом в ацетатный буферный раствор лучше вводить ацетат лития, а не ацетат натрия, так как подвижность Li+ ниже подвижности Na+. При титровании в буферных растворах изменение проводимости связано с переходом катионов в комплексные ионы, заряды которых зависят от зарядности титруемых катионов. Отличаются также подвижности катионов и образующихся комплексных ионов. Выделяющиеся в процессе реакции ионы водорода в буферном растворе связываются, при этом изменяется концентрация ионов, образуемых буферным раствором. Общее влияние этих факторов приводит к тому, что электропроводность раствора до точки эквивалентности немного повышается. При избытке титранта электропроводность раствора увеличивается более сильно. [c.96]

Из уравнения (У.61) следует, что концентрация ионов водорода в буферном растворе пропорциональна концентрации кислоты и сб- [c.177]

Из уравнения (13.6) следует, что концентрация ионов водорода в буферном растворе пропорциональна концентрации кислоты и обратно пропорциональна концентрации соли, а pH буферного раствора будет изменяться только в зависимости от отношения концентрации слабой кислоты и ее соли [см. уравнение (13.7)]. [c.128]

КАТАЛИТИЧЕСКИЕ ВОЛНЫ ВОДОРОДА В БУФЕРНЫХ РАСТВОРАХ В ПРИСУТСТВИИ СОЛЕЙ КОБАЛЬТА [c.395]

Из выведенных формул следует, что концентрация ионов водорода в буферных растворах зависит не только от концентрации самой кислоты и значения ее константы электролитической диссоциации, но и от концентрации ее соли, которая в среде неводных растворителей может выпасть в осадок, а также может находиться в форме ионной пары или в недиссоциированном состоянии. [c.184]

Концентрация ионов водорода в буферном растворе, образованном слабой кислотой (константа ионизации Ка) и ее солью (отношение кислоты и соли R), определяется уравнением [Н+] = KaR. Выразите pH и рОН как функцию рКа и Ig/i, используя соотношение, полученное в Вопросе 66 (см. также раздел V. 7). [c.82]

Из уравнения (11.6) следует, что концентрация ионов водорода в буферном растворе пропорциональна концентрации кислоты и обратно пропорциональна концентрации соли, а pH буферного [c.139]

В приведенных на стр. 96 и 97 примерах вычисления концентрации ионов водорода были проведены без учета ионной силы. Расчет показывает, что активность ионов водорода в буферных растворах [c.98]

Следовательно, концентрация ионов водорода в буферном растворе, содержащем слабую кислоту и ее соль, равна произведению константы диссоциации кислоты ( кисл) на отношение концентрации кислоты и концентрации соли. Логарифмируя это уравнение, получим [c.106]

Уравнение (4) является особым случаем уравнения (5), когда 2=0. Следует отметить, что если 2 = - - 1 (например, в буферном растворе аммиака с хлористым аммонием), то вторичный солевой эффект в первом приближении равняется н мю поэтому концентрация ионов водорода в буферном растворе этого типа мало зависит от изменений концентрации соли. Аналогичный расчет применим для вычисления концентрации гидроксильного иона в растворах, содержащих слабые электролиты, причем следует помнить, что произведение концентраций ионов [Н ][ОН ] возрастает с возрастанием ионной силы раствора. [c.9]

Из выведенной формулы следует, что концентрация ионов водорода в буферных растворах, представляющих собой смесь слабой кислоты и ее соли, зависит не только от концентрации самой кислоты и величины ее константы электролитической диссоциации, но и от концентрации ее соли. Чем больше концентрация соли, тем меньше [Н" 1 в таких растворах. [c.107]

Концентрация ионов водорода в буферном растворе, содержащем слабую кислоту и ее соль, выражается следующим образом [из уравнения (57)] [c.261]

Моделью для многих приборов на основе описанных в этой главе реакций может служить рассматриваемое ниже устройство, в котором используется оптическое волокно диаметром 3,3 мм [12] (см. также тл. 30). В этом приборе, измеряющем концентрацию пероксида водорода в буферном растворе, пероксидазу иммобилизуют в прозрачном полиакриламидном геле и вводят люминол как в гель, так и в раствор. С помощью фотоумножителя, помещенного на другом конце волокна длиной 61 см, можно детектировать концентрации до 10 М. Указывается, что в отличие от других ферментных электродов нет необходимости в том, чтобы продукт ферментативной реакции диффундировал к поверхности электрода. Таким образом, время отклика прибора очень мало-около 4 с. При этом, однако, возникает проблема, связанная с тем, что сигнал лимитируется массопереносом. Использование световода простой формы позволяет сделать конструкцию приборов удобной и работоспособной [4]. Так что эта идея заслуживает внимания. При реализации такого подхода основные проблемы, вероятно, связаны с иммобилизацией фермента. В случае иммуносенсоров, конечно, возникают трудности, обуславливаемые крайне низкой скоростью установления равновесия при связывании лиганда с антителом. Тем не менее благодаря высокой чувствительности детектирования света и независимости от процессов на электроде дальнейшие исследования в этой области представляются перспективными. [c.500]

Из уравенния (110) следует, что концентрация ионов водорода в буферном растворе пропорциональна концентрации кислоты и обратно пропорциональна концентрации соли. Подставляя в уравнение (ПО) числовые значения концентрации из примера (/(=1,86- 10 ), получим [c.258]

Выведите формулу для расчета концентрации ионов водорода в буферном растворе, составленном слабым основанием и его солью, например NH OH + NH4 I. [c.329]

В результате этой реакции сильная кислота заменяется эквивалентным количеством слабой кислоты и концентрация ионов водорода в буферном растворе увеличивается очень незначительно. При добавлении сильного основания, например NaOH, к бу ферному раствору гидроксид-ионы связываются с ионами водорода уксусной кислоты с образованием молекул воды [c.121]

Подобная процедура исключения эффекта диффузионных потенциалов широко применима при определении концентрации ионов водорода по э. д. с. некоторых элементов. Рассмотрим еще раз гальванический элемент (П1.6) с мостом, состоящим из насыщенного раствора КС1. Величина э. д. с. этого элемента может быть получена комбинированием потенциалов двух водородных полуэлементов, измеренных по отношению к насыщенному каломельному электроду. Аналогия с практическим измерением pH очевидна. Уравнение (П1. 19) для э. д. с. элемента (П1. 6) содержит два неизвестных (тя я) 2I(т-ауп) и Ед. Если два раствора составлены таким образом, что преобладающие электролиты идентичны, разнородные молекулярные и ионные компоненты имеют низкие концентрации и общие ионные силы одинаковы, то имеется основание предполагать, что значение Ед будет близким к нулю, а Yh(2)/yh(i) близким единице. Поэтому при этих условиях э. д. с. элемента (III. 6) представляет собой приблизительную меру тщ2)1гпщ у Таким образом, может быть определена концентрация ионов водорода в буферных растворах . В частности, постоянная ионная среда, создаваемая высокой концентрацией электролитов и обеспечивающая постоянство коэффициентов активности, часто применялась при изучении стабильности комплексов различной координации [41, 42] см. также критический обзор этих методов в работе [43]. [c.53]

Из этих уравнений очевидно, что, во-первых, концентрация ионов водорода в буферном растворе, состояш,ем из одинаковых моляльных количеств НА и А , приблизительно равна Ка, если сомножитель, включающий коэффициенты активности, не очень отличается от единицы, и, во-вторых, концентрация ионов водорода эквимоляльного буферного раствора В и ВН при тех ie условиях примерно равна KwlKb- [c.95]

Прамер 3. а) Вычислить значение [Н+] в уксусно-ацетатном буферном растворе, который является 0,1 Л1 в отношении НС2Н3О2 и 0,1 /И в отношении ЫаС НзОг, б) вычислить, во сколько раз концентрация ионов водорода в буферном растворе будет больше или меньще концентрации ионов водорода в 0,1 М растворе НСаНзОг и в 0,1 УИ растворе ЫаСаНзОг- [c.90]

При1 ер. Рассчитайте концентрацию ионов водорода в буферном растворе, содержащем 0,0500 М бифталата калия (КНР) и 0,150 М фталата калия (КгР). Запишем уравнение диссоциации фталевой кислоты по второй стадии [c.251]

Этот метод затем был усовершенствован Г. Фридента-лем (1904 г.) [597]. Он приготовил пятнадцать растворов с концентрацией ионов водорода от 1 до 10 г-ион/л. Испытав четырнадцать индикаторов — тропеолин, нейтральный красный, метиловый фиолетовый, метиловый оранжевый, конго красный, лакмоид, лакмус, галлеин, розоловую кислоту, и-нитрофенол, ализаринсульфонат натрия, фенолфталеин, нитробензол и нильский голубой, Фридепталь выбрал индикатор, меняющий окраску в каждом из стандартных растворов. Эту работу продолжил Зальм. Он измерил концентрацию ионов водорода в буферных растворах с помощью водородного электрода и изучил изменение окраски еще нескольких индикаторов. [c.216]

Степень диссоциации уксусной кислоты весьма мала, поэтому активность недиссоциированной уксусной кислоты аснзсоон практически равна общей активности кислоты йк-ты в растворе смеси уксусной кислоты и ацетата натрия, а активность ацетат-ионов в растворе целиком обусловлена гидролизом ацетата натрия и равна общей активности ацетата натрия в растворе йсоли- Учитывая сказанное выше, для активности ионов водорода в буферном растворе, содержащем соль сильного основания и слабой кислоты и слабую кислоту, получим [c.59]

Принимается (если не будет специально оговорено) близость коэффициентов диффузии всех частиц, а также достаточно большой избыток одного из компонентов реакции, чаще всего вещества В В связп с этим его равновесная концентрация равна общей, и эта концентрация практически одинакова в реакционном слое и в объ еме раствора. Данное условие может быть достигнуто и при отсутствии избытка вещества В, если, например, этим компонентом являются ионы водорода в буферном растворе или если компонент В регенерируется на электроде. [c.30]

Если к раствору слабой кислоты прибавляется нейтральная соль, то ионы последней являются главным фактором, определяющим ионную силу раствора. Если же, с другой стороны, измерения производятся в буферном растворе (например, уксусная кислота + Цетат натрия), то ионная сила раствора зависит от состава самого буфера, и в этом случае могут получиться значительные вторичные солевые эффекты даже без прибавления других солей. Согласно классической теории диссоциации, концентрация ионов водорода в буферном растворе уксусной кислоты -(- ацетат натрия зависит только от соотношения составных частей буфера. В действительности вслед-ствие вторичного солевого эффекта концентрация ионов водорода обусловлена также общей концентрацией буфера и возрастает с воз-расташ с концентрации соли. Эго влияние концентрации можно при- [c.8]

Значения А Hi найдены микрокалориметрическим методом двумя независимыми путями а) прямым измерением эитальнии реакции восстановления НАД водородом в буферном растворе в присутствии фермента гидрогеназы (К.Ф. 1.98.1.1) и б) на основе определения энтальпии реакции восстановления НАД при окислении формиат-иона до СОг в присутствии бактериальной формиатдегидрогеназы (К.Ф.1.2.1.2). Преимущества такой постановки работы следующие по первому пути А Hi рассчитывали из экспериментально найденной величины с введением лишь небольших поправок с малыми погрешностями второй путь выгоден в силу того, что необходимые для расчета А/ii энтальпии образо-иаиня водных растворов формиат-иона и углекислого газа известнь из литературы с высокой точностью. [c.47]