Применение закона действующих масс к ионному равновесию

В теории электролитической диссоциации (Оствальд н Аррениус, 1880—1890 гг.) было показано, что водородсодержащие соединения, обладающие кислотными свойствами, образуют в водном растворе ионы водорода. Применение закона действующих масс к равновесию диссоциации привело к формулировке констант диссоциации в качестве рациональной количественной меры силы кислоты. Подобно этому, основные свойства связывали с образованием в растворе гидроксильных ионов, а взаимно антагонистическое действие кислот и оснований объясняли реакцией Н++0Н Н20. Все это позволило определить кислоты и основания как вещества, образующие в водном растворе ионы водорода и гидроксил-ионы соответственно. Такое определение было общепринятым в течение следующих 30 или 40 лет. За это время было получено много количественных соотношений для процессов диссоциации и гидролиза, для буферных растворов, и для индикаторных равновесий, таким образом, многие результаты получили удовлетворительное объяснение. [c.15]

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]

Применение закона действующих масс к ионообменным процессам весьма затруднено вследствие невозможности получения точных данных и тем, что многие из исследованных твердых ионитов гетерогенны. Только в последнее время появились такие монофункциональные иониты, как сульфокислотные, фенольные и карбоксильные. Вместе с тем следует учитывать, что одной из серьезных трудностей при применении закона действующих масс является необходимость экспериментального определения активностей различных ионов как в растворе, так и в твердой фазе. Важно отметить, что эти затруднения присущи не только процессам ионного обмена, но и почти всем ионным реакциям, в том числе и гомогенным. Попытками экспериментального определения ионных активностей [334, 335, 341 ] при помощи мембран из глинистых минералов иллюстрируется стремление преодолеть одно из последних препятствий при изучении равновесий ионного обмена. [c.24]

Уравнения (6), (7) и (8) получены в результате применения закона действия масс к равновесиям (1), (2) и (4) уравнения (9) и (10) представляют результат применения закона сохранения массы в случае гидролиза СМ и ионов при с = 0,1, а при составлении уравнения (11) учтена электронейтральность системы. [c.92]

Здесь три первых уравнения получены путем применения закона действия масс к равновесиям (13)—(15), уравнение (19) связано с начальной концентрацией Н+-ионов, а при составлении уравнения (20) учтен тот факт, что при растворении соли ВА В + и А --ионы образуются в равном количестве и дальнейшим превращениям подвергаются только последние. [c.255]

Уравнения (128) и (129) получены в результате применения закона действия масс к равновесиям (126) и (127). При составлении уравнения (130) учтены с = и закон сохранения. Как видно из равновесия (126), одновременно с образованием -молей А-иона, должно было образоваться г/-молей В-иона. В связи с этим [c.271]

Применение закона действующих масс к ионному равновесию. Различают сильные и слабые электролиты. [c.95]

Влияние различных условных определений индивидуальных ионных коэффициентов активности на величину ран, полученную из измерений э. д. с. иллюстрирует рис. IV. 6. Точка представляет значение ран для 0,01 т раствора, рассчитанное, как описано выше кривые / и 2 соответствуют ран, основанному на величине усь определенной по уравнению (I. 27 ") с параметром а, равным 8 и ЗА. Как показывает рис. IV.6, ран растворов буры почти не меняется с изменением концентрации (от 0,01 до 0,05т). Необычный ход кривых несомненно отражает тенденцию метаборной кислоты к полимеризации [30], вызывающую отклонение буферного отношения от единицы. Следовательно, ран, рассчитанное простым применением закона действия масс к диссоциации метаборной кислоты без учета остальных равновесий, является ошибочным. Значение же, полученное по уравнению (IV. 11), по-видимому, [c.83]

Равновесная теория, основанная на применении закона действия масс к процессу гетерогенной химической реакции между зернами ионита и омывающим их раствором. При этом вводится коэффициент обмена, который соответствует количеству нонов В, присутствующих 1В растворе, находящемуся в равновесии с зернами ионита. Этот раствор должен содержать 1 г-экв подвижного иона В вместе с 1 г-экв неподвижного иона А. Если [c.97]

В случае применения закона действия масс к процессу электролитической диссоциации для активностей веществ, находящихся в растворе ионов и недиссоциированных молекул), вводят то значение, которое получается, если независимо от концентрации раствора взять активность растворителя, равную 1. Для равновесия диссоциации кислот получается [c.80]

Применение закона действующих масс к ионному равновесию. [c.108]

Как показано выше, применение закона действия масс для количественного описания равновесий распределения солей металлов требует знания ряда вспомогательных величин, в частности средних ионных коэффициентов активности солей металла в водной фазе различного количественного состава . Поэтому практически расчет эффективных констант экстракции часто вызывает трудности и в настоящее время константы рассчитаны только для нескольких сотен экстракционных систем, в то время как число таких систем, описанное в литературе, превышает 10 тысяч и продолжает неуклонно увеличиваться. Наиболее распространенный способ экспериментального определения коэффициентов активности необходимых для расчета экстракционных равновесий заключается в следующем. На основании данных о коэффициентах распределения рассчитывают кажущиеся константы экстракции [Экстрагируемый комплекс]ррг 2 [c.28]

Во-вторых, наблюдаются значительные изменения коэффициентов активности, диэлектрической проницаемости, объемов водной и орг анической фаз вследствие высоких концентраций, обычно используемых в экстракционных системах ионных ассоциатов, что приводит к повышенной взаимной растворимости двух фаз. Введение поправок на эти факторы затруднено или невозможно. Применение закона действия масс при описании экстракционного равновесия весьма ограничено. [c.56]

Растворы слабых электролитов характеризуются, по крайней мере, двумя важными особенностями. Одна из них — приближенное подчинение свойств законам идеального раствора другая — возможность применения к процессу электролитической диссоциации закона действия масс. Причины этих особенностей состоят в том, что процесс диссоциации слабого электролита обратимый (а растворе устанавливается динамическое равновесие между ионами и недиссоциированными молекулами), а степень диссоциации невелика (до 0,05). [c.226]

Солевые эффекты могут быть рассчитаны из уравнения закона действия масс, примененного к буферному равновесию, вместе с формулой, которая характеризует изменение коэффициентов активности при увеличении ионной силы. Для буферного раствора, состоящего из одноосновной, незаряженной слабой кислоты НА и ее полностью диссоциированной соли, мы имеем [c.106]

Изучение равновесного состояния системы ионит — раствор представляет большой практический и теоретический интерес. Знание изотерм ионного обмена позволяет заранее рассчитывать условия, нео(бходимые для решения практических вопросов применения процесса ионного обмена, например, при разделении смеси ионов методом ионнообменной хроматогра( )ии. Ионообменное равновесие достигается в результате одновременного действия сил различной природы. В первом приближении оно может быть описано законом действующих масс (ЗДМ) или аналогичными законами. [c.355]

Этот механизм привлекал внимание во всех ранних работах, посвященных исследованию скорости кислотного гидролиза и этерификации, — работах, которые стали основополагающими в области изучения кинетики вообще и помогли установить связь кинетики с химической термодинамикой. В 1862 г. Бертло и Пеан де Сан-Жилль [54] показали, как меняется положение равновесия при обратимом образовании этилацетата с изменением соотпошений реагирующих веществ. Они установили, что скорости обратных ])сакций пропорциональны произведению концентраций реагирующих веществ. Гульдберг и Вааге [55] широко использовали эту работу при обосновании закона действия масс в применении к кинетике реакций. Оствальд [56] установил порядок реакции гидролиза сложных эфиров водными кислотами, показав, что скорость реакции пропорциональна произведению (Н ] [R OOR] отсюда вытекала ясная зависимость скорости реакции от концентрации сложного эфира и не совсем ясная зависимость скорости реакции от концентрации водородного иона. Что касается последнего, то в 1884 г. было показано, что скорость гидролиза метилацетата в разбавленных водных растворах ряда кислот, от сильных до слабых, при одной и той же их кон-центрацпи почти пропорциональна (в интервале соотношения скоростей 200 1) электропроводности растворов этих кислот. Через три года, после появления теории электролитической диссоциации, смысл этого наблюдения стал ясным скорость реакции пропорциональна концентрации водородных ионов [И ], так как электрический ток почти полностью переносится ионами Н+. Порядок реакций этерификации карбоновых кислот при катализе сильными кислотами в спиртах как растворителях был совершенно четко определен Гольдшмидтом [57]. Он установил, что скорость реакции пропорциональ- [c.955]

Следует отметить, что такие эмпирические уравнения, как, например, (2), (3) и (4), особенно полезны в применении к синтетическим алюмосиликатам обоих типов (гель и сплав). Эти иониты не являются строго определенными химическими индивидуумами, и мы можем ожидать вариаций физической структуры и химиче-(жого состава даже в пределах одного зерна. Поэтому такие системы ведут себя скорее как смеси ионитов, чем как однородные вещества. Можно показать, что смесь ионитов, каждый из которых характеризуется распределением, подчиняющимся закону действия масс [см. уравнение (7)] и отличающимся величиной константы равновесия К, будет давать распределение ионов, качественно соответствующее уравнению (2), причем чем менее однороден ионит, тем меньшим оказывается показатель степени р [4]. [c.11]

Такие отклонения от поведения, предсказанного классической теорией, обусловлены несколькими причинами. Во-нервых, сильные кислоты, применяемые в качестве катализаторов, не подчиняются закону действующих масс. Такого рода отклонения объясняются количественно теорией сильных электролитов. Посторонние соли из раствора влияют на действие катализатора двумя различными способами смещением протолитического равновесия катализатора (вторичные солевые эффекты) и изменением переходного состояния реакции (первичные солевые эффекты). При кинетических работах солевые эффекты устраняются либо применением низких солевых концентраций, либо использованием растворов постоянной ионной силы. [c.221]

Для этого равновесия обычно используют выражение закона действия масс. Однако большие изменения в коэффициентах активности ограничивают его практическое применение. Если общее количество иона натрия очень мало по сравнению с обменной емкостью катионита, коэффициент распределения О или объемный коэффициент распределения пе зависят от концентрации натрия [c.109]

Суш,ественной частью любой теории ионизации является применение закона действия масс для описания установившегося ионного равновесия. Так, произведение концентраций ионов, образовавшихся при ионизации уксусной кислоты, находится в постоянном соотношении с концентрацией неионизиро-ванных молекул. Следовательно, утверждая, что концентрация неионизированной кислоты [СН3СООН] равна какой-то определенной величине, мы подразумеваем, что произведение концентрации ионов [Н ] [СНзСОО ] также равно определенной величине, которая находится в постоянном соотношении с первой. Это соотношение названо кислотной константой ионизации (Ка) или просто константой ионизации [c.12]

Если По—число вакансий каждого рода в единице объема при равновесии, Р — число ионных пар в единице объема кристалла, Рь- — число ионных пар на единице площади поверхности кристалла и о — энергия, необходимая для создания как катионной, так и анионной вакансии, то применение закона действия масс и нодстановка К аналогично предыдущему дают [c.95]

Концентрация вакансий на другой поверхности раздела газ — твердое тело по предположению определяется равновесием (7.63). Применение закона действующих масс, если включить в константьь концентрации нормальных ионов решетки и учесть соотношение [c.313]

ПРИМЕНЕНИЕ рН-СТАТИЧЕСКОГО ТИТРОВАНИЯ ДЛЯ ИССЛЕДОВАНИЯ ИОННЫХ РАВНОВЕСИЙ И ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИЙ ОРГАНИЧЕСКИХ КИСЛОТ Основой изучения ионных равновесий в растворах являются уравнения материального баланса (МБ), электронейтральности растворов (ЭН) и закон действия масс (ЗДМ). Однако использование этих уравнений возможно, если в них входят в качестве переменных концентращ1И ионов, в частности, ионов водорода [Н ], информацией о которых является экспериментальное pH. Но последнее отражает не концентрацию, а активность этих ионов. Кроме того, экспериментальное pH зависит от ряда других факторов - диффузионных потенциалов, погрешностей шкалы стандартов, асимметричных потенциалов, точного выполнения электродной системой водородной функции. Б связи с этим разница между найденными из pH значения1у1и [Н ] и их истинными значениями может быть весьма велика. Ошибка при непосредственном пересчете pH на [Н ] может достигать сотни процентов, что приведет к ошибке при расчете констант равновесия на несколько порядков. Решение этой проблемы сводится либо к стандартизации по растворам сильных кислот или щелочей в присутствии нейтральных электролитов, либо к расчетам коэффициента активности по приближенным уравнениям Дебая-Гюккеля. Оба метода не являются точными и имеют ряд известных из [c.92]

Расчеты в фотометрическом анализе в большинстве случаев выполняются с использованием, основного закона светопоглощ,ения, закона действующих масс и закона сохранения массы вещества. Обстоятельные расчеты, связанные с различными вопросами фотометрического анализа и аналитического определения веществ, описаны в учебнике Комаря [371] и книге Адамовича [372]. В монографии Батлера [373], посвященной математическому описанию ионных равновесий, изложены методика составления и способы решения системы уравнений. В предлагаемых ниже примерах приведены некоторые приемы и способы расчета ионных равновесий, основанные на применении вышеназванных химических законов с использованием условных констант. Там же даны различные примеры приближенных расчетов, которые, несмотря на упрощающие допущения, позволяют получать вполне удовлетворительные результаты. [c.290]

Развитие теории и практики ионного обмена привело к его широкому распространению в качестве ценного метода исследования комплексных соединений. Интерес к этой области применения ионного обмена возник в связи с тем, что в природном катионите — минерале перму-тите, находившемся в равновесии с раствором хлорида меди(И),— было обнаружено ош,утимое количество иопов хлора [1]. Этот результат был объяснен поглош,ением катионных комплексов СиС . Потребовалось, однако некоторое время, прежде чем ионообменные системы смогли стать источником информации о природе комплексных частиц, поглощаемых ионитом 21. Первые работы [3, 4], посвященные количественному изучению комплексообразования в водных растворах методом ионного обмена с использованием закона действия масс, относятся к концу сороковых годов. В этих работах исследовался катионный обмен в системах, в которых присутствовали комплексные частицы лишь одного сорта, причем эти частицы не сорбировались ионитом. Впоследствии оба ограничения были сняты, ж в настоящее время катионный обмен используется как для непосредственного исследования комплексообразования, так и для проверки результатов, полученных другими методами. Открытие поглощения металлов анионитами [5] указало на возможность применения анионного обмена для общей характеристики [6], а затем [7, 8] и для количественного исследования процессов комплексообразования в растворах. [c.368]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология