Общая концентрация и активность ионов в растворе

Активность (ионов)—эффективная (кажущаяся) концентрация иоиов с учетом электростатического взаимодействия между ними в растворе. А, отличается от общей концентрации на некоторую величину. Отношение активности (а) к общей концентрации вещества в растворе (с, в моль/л), т. е. активность ионов при концентрации 1 моль/л, называется коэффициентом активности [c.10]

Таким образом, в отличие от периодической системы элементов, ряд напряжений металлов не является отражением общей закономерности, на основе которой можно давать разностороннюю характеристику химических свойств металлов. Ряд напряжений характеризует лишь окислительно-восстановительную способность электрохимической системы металл — ион металла в строго определенных условиях приведенные в нем величины относятся к водному раствору, температуре 25 °С и единичной концентрации (активности) ионов металла. [c.330]

Электродный потенциал цинкового электрода численно равен э. д. с. такого гальванического элемента. Знак электродного потенциала в общем случае зависит от соотношения концентраций (точнее — активностей) ионов в растворе. Электродный потенциал положителен, если эти концентрации таковы, что реакция в данных условиях может самопроизвольно протекать в прямом направлении (А0<0). В противоположном случае — электродный потенциал отрицателен. Реакция (а) отвечает последнему случаю. В пределах концентраций, доступных в обычных условиях, она может протекать самопроизвольно только в обратном направлении. В соответствии с этим электродный потенциал цинка в обычных условиях отрицателен. Пользуясь уравнением (ХП1,8) для выражения э. д. с. и учитывая, что активности металлического цинка й2п, газообразного водорода при р= атм и ионов водорода в нормальном водородном электроде <2 + равны единице ( гп н2 запишем уравнение, выражающее зависи- [c.426]

Всю совокупность взаимодействий, возникающих в растворах электролитов, можно формально описать, используя вместо концентраций активности ионов. При этом, как и в растворах неэлектролитов, предполагается, что все термодинамические соотнощения, записанные в форме уравнений для идеальных растворов, но содержащие не концентрации, а активности, строго согласуются с результатами экспериментальных измерений. Таким образом, все виды взаимодействий между частицами раствора (за исключением случаев изменения состава раствора) без учета их физической природы сводятся к отклонению экспериментально найденных активностей от соответствующих концентраций. Этот способ описания взаимодействий применительно к растворам электролитов имеет ряд особенностей. Запишем общее выражение для химического потенциала частицы г [c.29]

Одно из основных положений, следующих из общего уравнения, состоит в том, что обменная способность ионита по отношению к одному из ионов является функцией не абсолютной концентрации ионов в растворе, а отношения активностей пары ионов, участвующих в обмене, в степенях, обратных валентностям. При обмене равновалентных ионов состав твердой фазы не изменяется с разбавлением раствора, если соотношение концентраций (активностей) ионов в растворе остается постоянным. При обмене разновалентных ионов относительное количество ионов более высокого заряда в твердой фазе будет возрастать с разбавлением раствора. [c.676]

В растворе ионов циана. Подобным же образом иодид двухвалентной ртути растворим в присутствии избытка ионов иода, а гидрат окиси алюминия растворяется в растворах гидратов окисей щелочных металлов. В такого рода случаях, как легко обнаружить путем измерения чисел переноса, серебро, ртуть и другие катионы находятся в растворе в форме комплексных ионов. Растворимость мало растворимой соли можно увеличить путем добавления любого вещества, которое способно удалять простые ионы с образованием комплексных ионов, независимо от того, содержит оно общий ион или не содержит. Так, например, если прибавить ион циана или аммиак к мало растворимому соединению серебра, например к хлористому се- ребру, ионы серебра превращаются в. комплексные ионы Ад (СК)Г или Ад (ЫНз)2. В обоих случаях концентрация свободных ионов серебра понижается и произведение концентраций (активностей) ионов серебра и хлора становится меньше значения произведения растворимости поэтому для восстановления состояния, соответствующего насыщенному раствору, растворяется большее количество хлористого серебра. [c.242]

Влияние междуионных сил на свойства растворов электролитов может быть учтено путем введения понятия об активных концентрациях, активностях ионов. В ионном равновесии принимает участие не все количество катионов и анионов, отвечающее общей концентрации данного сильного электролита в растворе, но только некоторая их часть, активно проявляющая себя в химической реакции. Таким образом, мы получаем возможность учесть в выражении закона действия масс только ту часть ионов, которая принимает активное участие в равновесии, т. е. активные концентрации ионов. Активность (а) является функцией общей концентрации растворенного вещества и вычисляется по формуле [c.37]

Это вызывает соответствующее смещение равновесий (2.21) и (2.23), благодаря чему резко возрастает общая концентрация активных центров, в том числе наиболее реакционноспособных, и полимеризация протекает в мягких условиях с большими скоростями как реакция первого порядка по катализатору. Сохранение некоторой зависимости скорости реакции от природы катиона указывает, видимо, на неполную диссоциацию ионных пар даже в таком растворе [92]. [c.48]

Если объем раствора у м , а общая концентрация (активность) введенной соли МА равна с экв/м , то общее количество введенной в раствор соли будет равно сю экв и будет равно количеству ионов А . Количество соли, подвергшейся гидролизу (в экв), будет равно количеству образовавшегося основания [c.56]

Существенный вклад в теорию, способствующий выяснению причин специфического влияния различных ионов на коэффициенты активности других электролитов, был сделан Бренстедом [48] до появления теории Дебая и Гюккеля. Па основе его исследований растворимости высоковалентных соединений кобальта в растворах различных солей была создана так называемая теория специфического взаимодействия ионов . Основной постулат теории Бренстеда сводится к тому, что в разбавленных растворах солей с постоянной общей концентрацие различные ионы подвергаются одинаковому воздействию со стороны ионов того же знака . Специфическое электростатическое взаимодействие между ионами в разбавленных растворах возникает лишь тогда, когда ионы противоположного заряда приближаются друг к другу настолько, что может проявиться это специфическое влияние. Кроме эффекта взаимодействия ионов, Бренстед учитывал также явление высаливания , т. е. влияние растворителя. Так как большинство исследований, подтверждающих теорию специфического взаимодействия ионов, было выполнено со смесями двух электролитов, то эта теория будет подробно рассмотрена в гл. XIV, посвященной свойствам таких смесей. [c.365]

Согласно классической теории электролитической диссоциации, созданной в 80-х годах прошлого столетия Сванте Аррениусом, некоторая часть электролита, растворенного в воде, распадается на электрически заряженные частицы — ионы. Эти частицы в растворе проявляют индивидуальные свойства и в отличие от молекул, из которых они получились, могут принимать участие в реакциях. Поэтому скорость химической реакции, протекающей в растворе, определяется концентрацией не всего растворенного вещества, а только концентрацией образовавшихся из него ионов, которые и составляют как бы активную часть всего вещества. Отсюда вытекает важность представления о степени диссоциации. Степенью электролитической диссоциации а называется отношение концентрации вещества, распавшегося на ионы, к общей его концентрации в растворе. Общую концентрацию вещества в растворе часто называют аналитической концентрацией. Процесс электролитической диссоциации в общем виде записывают как уравнение обратимой химической реакции [c.41]

Описанным методом измерения ЭДС цепи с соответствующими электродами определяется эффективная концентрация (активность) ионов в растворе. Активность ионов водорода и величина pH раствора характеризуют так называемую активную кислотность раствора. Наряду с этим потенциометрические измерения широко применяются также для определения общей кислотности. Для этой цели используется метод потенциометрического титрования, который основан на резком изменении pH раствора, а следовательно, и потенциала соответствующего электрода вблизи нейтральной точки титрования, например, кислоты щелочью. [c.163]

Как указано, это правило действительно лишь для малорастворимых осадков. Для заметно растворимых солей следует концентрации отдельных ионов умножить на дополнительные коэффициенты (так называемые коэффициенты активности), которые меньше единицы и зависят от общей концентрации всех ионов в растворе (см. дальше). [c.115]

Н + 2е. На катоде (медный электрод) + 2е Си. Электродный потенциал медного электрода численно равен ЭДС гальванического элемента. Знак электродного потенциала в общем случае зависит от соотношения концентраций (активностей) ионов в растворе. Электродный потенциал положителен, если активности ионов таковы, что реакция протекает в прямом направлении (слева направо). Если в противоположном направлении — то электродный потенциал отрицателен. [c.51]

Если к насыщенному раствору хлористого серебра прибавить электролит, содержащий один общий с ним ион (например, хлористый натрий), то увеличение общей концентрации ионов С1 вызовет уменьшение концентрации Ag+, но произведение их концентраций (в общем случае — произведение активностей) сохранит то же значение. В результате часть содержавшегося в растворе хлористого серебра выпадет в осадок, т. е. растворимость его понизится. Подобным же образом будет влиять прибавление и любого другого электролита, содержащего С1 (или А ). Этим широко пользуются в количественном анализе, прибавляя для большей полноты осаждения иона избыток осаждающего реактива. [c.398]

Изучение зависимости коэффициентов активности, а также ак-т1шностей от состава раствора привело Льюиса к установлению ряда важных эмпирических закономерностей и правил. В частности, было найдено, что в области низких концентраций средние коэффициенты активности электролита определяются зарядами образующихся ионов и не зависят от других их свойств. Так, наиример, в этих условиях средние коэффициенты активности бромида к лия, нитрата натрия и соляной кислоты одинаковы. Далее было-установлено, что средние коэффициен"Ы активности для очень разбавленных растворов зависят от общей концентрации всех присутствующих электролитов и зарядов их ионов, но не от химической природы электролитов. В связи с этим Льюис и Рендалл ввели понятие ионной силы растворов /, которая определяется как полусумма произведений концентраций понов на квадраты их зарядов [c.81]

Основные положения теории ионоселективных электродов. Независимо от типа мембраны поведение ионоселективных электродов подчинено одним и тем же общим закономерностям, так как во всех случаях, несмотря на различие механизмов, происходит перенос ионов через границу раздела фаз и внутри мембраны. Если мембрана помещена между двумя растворами, то через нее возможно перемещение ионов только определенного типа в направлении к раствору с меньшей активностью (концентрацией) этих ионов. На поверхности мембраны возникает потенциал, препятствующий дальнейшему перемещению ионов, и в конечном счете устанавливается динамическое равновесие. [c.41]

Кинетика анодного растворения металлов должна зависеть пе только от концентрации гидроксильных ионов, но и вообще от анионного состава раствора. Обычно принималось, что другие анноны в той или иной степени способны вытеснять ионы ОН с поверхности растворяющегося металла и тем самым снижать н каталитическое действие. С такой точкой зрения согласуется, например, замедление процесса растворения железа при переходе от сульфатных к хлоридным растворам с тем же pH. Ионы С1 обладают большей поверхностной активностью, чем иопы 504 или Н504", и замещают большее число ионов 0Н , т. е. заметнее снижают их каталитическое действие на процесс растворения. Однако в более общем случае, как это было показано Я. М. Колотыркиным с сотр., любые анионы способны, так же как и ионы ОН-, сами катализировать процесс анодного растворения металлов. Результативный эффект определяется поэтому конкретными условиями протекания процесса растворени.ч. В области низких pH, где концентрация ионов ОН мала и доля занятой ими поверхности растворяющегося металла незначительна, другие анионы (например, анионы серной кислоты) могут адсорбироваться на свободной поверхности, не уменьшая поверхностной концентрации гидроксильных ионов. В этих условиях скорость растворения должна расти при увеличении общей когщентрации анионов. При высоких pH, где концентрация ионов 0Н и доля занятой ими поверхности велики, на первый план выступает эффект вытеснения гидроксильных ионов другими анионами, и скорость растворения при повышении обшей концентрации анионон может уменьшаться. [c.478]

В связи с тем что средний коэффициент активности обычно уменьшается с увеличением общей концентрации электролитов в растворе, т. е. с увеличением ионной силы раствора, то растворимость соли (5) и средняя концентрация ионов электролита (С ) с повышением концентрации постороннего электролита без-одноименного иона (например, Т1С1 в присутствии КЫОз) обычно увеличивается. [c.110]

Ионная сила растворов. Степень диссоциации каждого из электролитов, находящегося в смеси, зависит не от общих ионов, а от концентрации электролитов, имеющих общие ионы так, диссоциация СН3СООН зависит от присутствия солей Hg OONa, H l, но не от Na l. В то же время межионное взаимодействие зависит от общей концентрации всех ионов в растворе. В разных смесях коэффициент активности одного и того же иона при одинаковой его концентрации будет иметь разное значение. В связи с этим Льюис ввел понятие об ионной силе раствора электролита. [c.35]

В условиях трассерной диффузии общая концентрация и ионная сила электролита почти одинаковы во всем объеме раствора. Таким образом, его коэффициент активности также везде одинаков и градиент химического потенциала диффундирующего меченого иона можно с удовлетворительной точностью выразить через градиент концентрации даже в достаточно концентрированных растворах. При этом термодинамический фактор не входит в выражение для коэффициента диффузии. [c.281]

Растворимость слабого электролита при степени ионизации а< 1 является суммой двух величин растворимости его в неиони-зированной форме и максимальной концентрации (или точнее активности) его ионов в этом растворе [15]. Так, для слабой кислоты НА из равновесия ионизации Л и= [Н" ], [А ] / [НА] следует, что при [НА] = НА]х, т. е, прн концентраций которая равна растворимости, максимальная концентрация анионов кислоты в растворе [А ] з = /Си(НА]5/[Н + ] и общая концентрация вещества в растворе, насыщенном неионизированными молекулами С,НА г будет равна [c.14]

Буферная смесь для установления ионной силы (БРУИС). Реагент, применяемый при определении общей концентрации фторид-ионов. Состоит из собственно буферного раствора и комплексообразующего реагента (транс-1,2-диаминоциклогексантет-рауксусной кислоты цитрата или тартрата), которые предназначены для перевода в свободное состояние фторид-ионов, связанных соответственно с ионами водорода, и в комплексы с алюминием, железом и другими металлами. Благодаря высокой ионной силе БРУИС поддерживает также в анализируемом растворе постоянное значение коэффициента активности фторид-ионов [см. Ионной силы регулятор). [c.30]

Ионной силы регулятор. Раствор инертного электролита, добавляемый к анализируемому и стандартным растворам перед потенциометрическими измерениями. В присутствии регулятора ионной силы различия в ионной силе и соответственно коэффициентах активности определяемого иона во всех указанных растворах становятся незначительными. Универсальные регуляторы ионной силы могут содержать регуляторы pH, декомплексообразующие и маскирующие реагенты. Примерами регуляторов ионной силы специального назначения являются общий буферный раствор для установления ионной силы, используемый при определении общей концентрации фторид-ионов, и противоокис-лительный буферный раствор для определения сульфид-ионов (см. Буферный раствор для установления ионной силы Сульфидный буферный раствор, препятствующий окислению). [c.42]

При добавлении обычного электролита к раствору иолиэлектролита картина значительно усложняется вследствие проницаемости мембраны для небольших ионов, и тогда растворенное вещество находится по обеим сторонам осмотической мембраны. Как видно из уравнения (VI1-26), общая концентрация подвижных ионов всегда будет больше в растворе, содержащем иолиионы, однако с увеличением концентрации обычной соли эта разность стремится уменьшиться. При бесконечно малой концентрации соли вклад доннановского распределения подвижных ионов в наблюдаемое осмотическое давление будет устраняться. Если пренебречь влиянием коэффициентов ионной активности и рассмотреть растворы, в которых концентрация обычного электролита велика по сравнению с концентрацией фиксированных зарядов, то уравнение (УП-28) можно использовать для расчета вклада, который неравномерное распределение подвижных ионов вносит в осмотическое давление, и уравнение (УП-31) принимает вид [c.293]

Слабые электролиты диссоциированы на ионы лишь незначительно, поэтому ионная сила таких растворов невелика даже при сравнительно больших концентрациях. Следовательно, мы допускаем лишь небольшую ошибку при расчетах равновесия, еслл вместо активностей пользуемся значениями концентраций ионов и молекул. Если раствор представляет собой смесь электролитов, то ионная сила раствора, зависящая от общей концен грации ионов, может оказаться настолько большой, что для расчета равновесия необходимо перейти от аналитических концентраций к активностям даже для тех ионов, концентрация которых мала. Иногда в выражение для константы равновесия достаточно ввести лишь активности ионов, так как активность нсдиссоциированных молекул очень незначительно зависит от ионной силы. [c.459]

Как правило, ионная сила растворов невелика, и все коэффициенты активности близки единице, поэтому подобное упрощение не дает большой ошибки. Величина pH, входящая в уравнения (XVIII, 94) и (XVIII, 95), измеряется методом э.д.с. Для определения концентраций, входящих в уравнение (XVIII. 94), надо знать общую концентрацию а аминокислоты и концентрацию с добавленной сильной кислоты. Тогда [c.510]

Решение. Для электролитов, состоящих из однозарядных ионов, значение ноиной силы численно раано общей концентрации раствора в данном случае / = 2,5 10 + 2,5-10 = 5-10 . При ЭТОЙ иоииой силе коэффициент активности однозарядного иона равен 0,96 (см. табл. 7 приложения). Следовательно [c.137]

На велич ну перенапряжения водорода влияет состав раствора pH, общая концентрация ионов, поверхностно-активные вещества. Зависимость перенапряжения на разных металлах от оН раствора различна. Так, на нлатине н- свинце т) практически не зависит от pH на ртути при увеличении pH от 2 до 7 пере- [c.512]

Коэффициенты активности ионов металла в уравнениях (VIII, 323 и VIII, 324) можно считать одинаковыми, так как в растворе имеется избыток индифферентного электролита. При этом общая концентрация ионов вблизи электрода при протекании тока практически не изменяется и коэффициенты активности в соответствии с правилом ионной силы будут постоянными. [c.392]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология