Изменение концентрации водородных и гидроксильных ионов

Изменение концентрации водородных и гидроксильных ионов [c.105]

Изменение концентрации водородных или гидроксильных ионов сильно влияет иа степень диссоциации индикатора. [c.51]

Взаимодействие ионов соли с ионами воды, сопровождающееся изменением концентрации водородных или гидроксильных ионов, носит название гидролиза соли. Нетрудно [c.64]

Изменение концентрации водородных и гидроксильных ионов в растворе может вызвать выпадение или растворение осадков, выделение газов. Например, уменьшение концентрации водородных ионов вызывает выпадение гидроокиси железа из водных растворов солей железа. Амфотерные гидроокиси растворяются при различных значениях pH. Углекислые соли при подкислении раствора разлагаются, выделяя двуокись углерода. [c.45]

Гидролизом солей называется процесс взаимодействия ионов соли с ионами воды, приводящий, как правило, к изменению концентрации водородных и гидроксильных ионов раствора. Различают следующие типичные случаи гидролиза [c.51]

Особо важное значение имеет каталитическое влияние изменения концентрации водородных и гидроксильных ионов на течение многих химических реакций. Константа скорости реакции пропорциональна концентрациям ионов-катализаторов. [c.45]

Таким образом, кислота или основание с рК, например, около 8 в разбавленных водных растворах, не содержащих других кислот или оснований, диссоциирует максимум на 9%. Удовлетворительное приближение к максимальной степени диссоциации наблюдается при концентрациях около 10 моль л, дальнейшее разбавление раствора (при рК 8) не способно заметно увеличить степень диссоциации. Это объясняется тем, что в очень разбавленных растворах диссоциация слабой кислоты (основания) подавляется водородными (гидроксильными) ионами воды. По отношению к разбавленным растворам слабых кислот (оснований) вода способна проявлять свои кислотные (или основные) свойства. Чем меньше концентрация слабого электролита в растворе и чем меньше его константа диссоциации, тем сильнее влияние воды на степень диссоциации. Степень диссоциации в очень разбавленных растворах можно изменить только путём изменения pH или температуры. [c.26]

Константы диссоциации слабых кислот и оснований позволяют характеризовать их количественно на основании закона действия масс. По величинам констант диссоциации все кислоты и основания могут быть расположены в определенный ряд. Величина константы диссоциации закономерно зависит от их состава и строения и служит мерой их силы. В частности, индикаторы являются слабыми кислотами или основаниями и характеризуются определенными величинами констант диссоциации. Изменение окраски индикаторов зависит от различий в окраске недиссоциированных молекул и образующихся при диссоциации ионов. Поэтому изменение окраски индикатора связано с изменением концентрации водородных и гидроксильных ионов. На этом основании можно установить определенное соответствие между константами диссоциации кислот или оснований и интервалом перемены окраски индикатора. Это имеет большое значение для объемного анализа. [c.52]

Электропроводность водных растворов. Приготовление растворов одинаковой нормальности. Определение концентрации растворов методом титрования. Сравнение силы кислот и оснований. Изменение концентрации водородных и гидроксильных ионов. Изменение окраски индикаторов в кислых и щелочных растворах. Определение pH растворов. Произведение растворимости. [c.28]

Реакция обменного разложения воды с растворенными в ней веществами называется гидролизом. Гидролиз соли, как мы видели, вызывается взаимодействием ионов растворенной соли с ионами воды. Это взаимодействие приводит к изменению концентрации водородных и гидроксильных ионов воды. [c.231]

Такое единство в белковой макромолекуле противоположных свойств—кислых и основных—влечет за собою возможность обр -зования как отрицательных, так и положительных зарядов при этом, что особенно характерно, результирующий знак заряда и его величина для белка не являются постоянными, а зависят от концентрации водородных и гидроксильных ионов водной среды, т. е. от значения pH последней, как это имеет место и для амфотерных гидроокисей многовалентных металлов Ре(ОН)з, А1(0Н)з и др. Таким образом, растворам белков— типичным амфолитам—свойственна, как и лиофобным золям, способность менять не только величину, но и знак заряда частиц (способность перезаряжаться ). Разница заключается в том, что в лиофильных коллоидных растворах белков изменение величины и знака заряда происходит от изменения концентрации водородных ионов, в связи с чем и самая физическая сущность перезарядки у белковых макромолекул иная, чем у мицелл лиофобных золей, где перезарядка обусловлена специфической адсорбцией ионов. [c.174]

В процессе кислотно-основного титрования индивидуальных веществ и их смесей непрерывно изменяется pH раствора, обусловливаемое изменением концентрации водородных и гидроксильных ионов, которое вызывает соответствующие изменения равновесных концентраций анионов слабых кислот и катионов слабых оснований, если они содержатся в растворе. При этом в системе может быть несколько слабых кислот или слабых оснований равновесные концентрации их анионов и катионов, при установившемся для каждого момента титрования pH раствора, прямо про- [c.72]

Ионные концентрационные зависимости, наблюдающиеся при нейтрализации сильной кислотой смесей сильного и слабого оснований, аналогичны рассмотренным для титрования сильным основанием смесей кислот такой же силы (см. рис. 36). При этом изменение концентраций гидроксильных ионов носит такой же характер, как изменение концентраций водородных ионов в кислых смесях. С другой стороны, изменение концентрации водородных [c.105]

Ионное произведение воды представляет собой весьма важную величину. Так, оно остается величиной постоянной для любых концентраций водородных и гидроксильных ионов в растворе и нзм( -няется только с изменением температуры. [c.47]

Применение реакции окисления — восстановления для кондуктометрических определений затруднено в случаях, когда реакции проходят в сильнокислой или сильнощелочной среде, поскольку такие растворы имеют высокую электропроводность, которая мало изменяется в процессе реакций. Однако если определения проводятся в умеренно кислых или щелочных растворах, и реакция протекает с участием водородных или гидроксильных ионов, то изменение их концентрации в процессе титрования способствует резкому изменению проводимости растворов. Некоторые реакции окисления — восстановления вообще неприменимы в кондуктометрическом титровании, так как в ряде случаев протекают с малой скоростью и время установления постоянной прово- [c.94]

Для хрома и его аналогов известны кислоты общей формулы Н ЭзО,. Наибольшее значение из них имеет двухромовая кислота Н Сг О,, существующая только в растворах. Ее соли — бихроматы — хорошие окислители. Соединения трехвалентного хрома при действии окислителей легко переходят в соединения шестивалентного хрома. В щелочной среде образуются ионы СгОд, в кислой среде — Сг О . Причина такого перехода объясняется изменением концентрации ионов водорода. В присутствии избытка гидроксильных ионов в растворе практически существуют только ионы СгОд, а при избытке водородных ионов — Сг О [c.171]

Использовать константы диссоциации, полученные в задаче 2, для графического изображения всей кривой изменения pH при нейтрализации 0,1 н. раствора диглицина сильной кислотой и сильным основанием при 20°. Изменением объема во времени нейтрализации можно пренебречь. Принимая, что близ конечных точек коцентрация водородного или гидроксильного иона, найденная из значений pH, равна концентрации соответственно свободной сильной кислоты или сильного основания, построить исправленную кривую нейтрализации. [c.573]

Величина константы диссоциации воды меняется с изменением температуры. Для расчетов удобнее пользоваться произведением концентраций водородных и гидроксильных ионов в чистой воде. Эту величину обозначают символом Ка- Как степень диссоциации воды (а = 10 ), так и константа диссоциации воды (/Св= 1,8 10 ) очень малы, поэтому активную концентрацию недиссоциированных молекул воды можно рассматривать как постоянную величину и считать равной первоначальной концентрации воды, т. е. [c.41]

Если к раствору, содержащему лакмус, прибавить каплю кислоты, увеличится количество водородных ионов, а это повлечет за собой увеличение концентрации недиссоциированных молекул лакмуса (см. стр. 23, 6), и окраска раствора станет красной. Если же к раствору прибавить щелочь, то гидроксильные ионы будут связывать ионы водорода, что повлечет за собой диссоциацию молекул лакмуса, и в растворе будет преобладать синий цвет. Следовательно, изменение окраски индикатора зависит от концентрации в данном растворе ионов водорода и гидроксильных ионов. [c.164]

Хотя коэфициент разделения водорода и дейтерия в общем не зависит от концентрации водородных ионов в электролите, все же на свинцовом электроде в щелочной среде его значение равно 6, а в кислой среде равно 3. Существенно, что перенапряжение на свинце определенно меньше в среде с высоким pH, чем в кислом растворе, и катодное восстановление в общем более эффективно в кислой среде. Однако избыток гидроксильных ионов производит и другие изменения в условиях на поверхности электрода. [c.564]

Третий тин кривых характерен для нейтрализации слабых кислот. Электропроводность раствора до точки эквивалентности линейно повышается, а затем остается постоянной (рис. 7, кривая 3). Процессы нейтрализации слабых кислот слабыми основаниями имеют следующую характерную особенность концентрации водородных и гидроксильных ионов в продолжение всего процесса титрования настолько малы, что не могут оказывать влияния на электропроводность раствора. Изменение электропроводности раствора вызывается только увеличением концентраций анионов кислоты и катионов основания. Поэтому, чем выше подвижности этих ионов, тем сильнее увеличивается электропроводность раствора до точки эквивалентности и тем меньше угол излома. [c.37]

Ход изменения кривых концентраций ионов при титровании 0,1 н. растворов оснований различной силы носит такой же характер, как и при титровании 0,1 н. растворов кислот такой же силы. Причем все рассуждения в отношении концентрации водородных ионов следует отнести к концентрациям гидроксильных ионов и, наоборот, рассуждения, касающиеся концентрации анионов определяемой кислоты, — к концентрации катионов титруемого основания, а концентрации катионов титранта —к концентрации анионов кислоты, применяемой в процессе нейтрализации основания. Однако кривые титрования оснований и кривые титрования кислот такой же силы несколько отличаются друг от друга. [c.38]

Другой причиной, вызывающей нелинейное изменение электропроводности раствора, является обратимость реакций. В этом случае закругляются изломы кривых титрования вблизи точки эквивалентности, так как в растворе остаются ионы не вступивших в реакцию веществ. Примером могут служить кривые титрования сильным основанием очень слабых кислот или очень слабых оснований. Гидролиз получающихся при нейтрализации солей вызывает повышение концентрации высокоподвижных гидроксильных (или водородных) ионов, что увеличивает электропроводность раствора, и кривая титрования вместо резкого излома в точке эквивалентности имеет плавный изгиб. Обратимость реакций вызывает аналогичный эффект и при других реакциях. Это может быть вызвано растворимостью осадков, диссоциацией комплексов и т. д. [c.36]

Ионные концентрационные зависимости, характерные для титрования 0,1 н. растворов солей слабых оснований, аналогичны полученным при титровании солей слабых кислот (см. рис. 33). При этом концентрация водородных ионов изменяется так же, как концентрация гидроксильных ионов, и наоборот. Изменение концентрации катионов соли и титранта соответствует изменению концентрации анионов соли и титранта в рассмотренном ранее случае титрования солей слабых кислот. Концентрация анионов титруемой соли остается постоянной. [c.98]

Практически увеличение равновесных концентраций ионов может приводить к заметному повышению удельной электропроводности раствора только в некоторых случаях или на отдельных участках кривых титрования. Равновесные концентрации некоторых ионов настолько малы, что даже их увеличение в результате рассматриваемого эффекта не может заметно влиять на удельную электропроводность раствора. Например, при нейтрализации очень слабых кислот в продолжение всего процесса титрования ничтожно малы концентрации водородных ионов, а при нейтрализации очень слабых оснований — гидроксильных ионов. Повышение электропроводности заметно только в тех случаях, когда равновесные концентрации ионов, для которых наблюдается повышение концентрации, достаточно велики. Это наблюдается при титровании сильных и средней силы кислот и оснований, а также солей. Если при титровании смесей вблизи точек эквивалентности обе реакции протекают параллельно, электропроводность раствора увеличивается, так как повышение ионной силы раствора приводит к уменьшению коэффициентов акгивности ионов. Примерами служат показанные на рис. 58 и 59 изменения величины х-10 при титровании смесей сильной и слабой (р/(а = 4) кислот или смесей оснований такой же силы, а также смесей кислот и солей слабых [c.135]

Рассматривая огромный материал методов проведения реакции восстановления нитросоединений в водйых растворах (или суспен-сиях), можно вывести руководящее заключение, что течение реакции и ее результат в большой степени определяются реакцией водного раствора, т. е. концентрацией водородных гидроксильных ионов в нем. Проводимые по этому признаку в одинаковых условиях восстановления дают приблизительно одинаковые результаты, хотя индивидуальные особенности нитросоединений необходимо должны быть учитываемы, ибо структура ядра, связанного с нитрогруппой, положение последней по отношению к другим заместителям, реакционный характер замещающих радикалов могут вызвать и вызывают иногда серьезные изменения в ходе и результате процесса. [c.127]

Зависимости, наблюдающиеся при взаимодействии сильных кислот со смесями оснований и солей слабых кислот, аналогичны рассмотренным при взаимодействии сильных оснований со смесями кислот и солей слабых оснований. Ионные концентрационные зависимости при титровании двухкомпонентных смесей, состоящих из оснований различной силы и соли слабой кислоты (р/(о = 8), могут быть установлены из рис. 42, если р/Сь свободных оснований равна рКа свободных кислот. При этом изменение концентрации водородных ионов будет соответствовать изменению концентрации гидроксильных ионов и наоборот. Концентрации катионов свободного основания будут изменяться так же, как ко1щентрации анионов свободных кислот в кислых смесях. С другой стороны, изменение концентрации анионов соли носит такой же характер, как и изменение концентрации катионов соли слабого основания. Если в кислых смесях концентрация анионов соли остается постоянной, а катионов титранта увеличивается, то в рассматриваемых случаях остается постоянной концентрация катионов соли, а увеличивается концентрация анионов титранта. Рассмотренное ранее влияние гидролиза при титровании кислых смесей в такой же мере отвечает условиям титрования смесей оснований и солей слабых кислот. [c.120]

Буферные сиесн. Смесь слабой кислоты или слабого основания с соответствующей солью в определенной области концентраций водородных ионов (положение которой зависит от силы слабой кислоты или основания) испытывает при прибавлении кислоты или щелочи сравнительно незначительное изменение концентрации водородных ионов. Этим явлением пользуются, если требуется приготовить растворы с низкой, но достаточно определенной концентрацией водородных или гидроксильных ионов. Получить такие растворы простым разбавлением растворов сильных кислот или оснований нельзя, так как, если их нормальность при разведении опускается ниже 1/юо или даже Vioooi то, как показывает рис. 126, даже минимальное добавление кислоты или щелочи оказывает огромное влияние на концентрацию ионов Н . Однако при работе с растворами трудно предотвратить доступ небольших количеств кислоты (углекислоты из воздуха) или щелочи (из стекла сосуда). Поэтому растворы с низкой, но достаточно определенной концентрацией водородных или гидроксильных ионов готовят смешиванием слабых кислот или оснований с их солями. Вследствие эластичной сопротивляемости этих смесей изменению концентрации водородных ионов их называют буферными смесями. Буферное действие такой смеси уменьшается с разведением. Для данной концентрации это действие будет максимальным, когда смесь содержит кислоту (соответственно основание) и ее соль почти в равных количествах. Тиле [Thiel A., Z. Elektro hem., 40, 150, 1934] предложил ряд буферных смесей, полезных тем, что их очень удобно готовить из веществ, легко получаемых в чистом состоянии. При их использовании можно всегда быстро приготовить растворы с точно определенной концентрацией водородных ионов в области между pH 1,5 и 11,0. [c.795]

Многозарядные ионы поглощаются адсорбционным слоем за счет электростатического взаимодействия и поляризуемости адсорбируемых ионов. Эти ионы адсорбируются в количествах больших, чем это необходимо для нейтрализации заряда твердой поверхности, т. е. перезаряжают частицу. Водородные и гидроксильные ионы, ионы высокого заряда (АР+, Р04 и пр.), а также сложные органические ионы при определенной их концентрации вызывают перемену знака -потенциала. Влияние pH существенно для лиозолеи, дисперсная фаза которых представлена амфотерными соединениями, в частности А1(0Н)з, ре(ОН)з. С изменением pH у этих золей может происходить перезарядка, обусловленная ионизацией частиц дисперсной фазы. Например, для золя гидроксида алюминия в слабокислой среде ионизация молекул А1(0Н)з, находящихся на поверхности частиц, протекает по схеме [c.152]

Замедленный водородный обмен в аммонийных ионах изучен очень подробно и количественно. Свейн с сотрудниками [131] определил скорость водородного обмена в ионах аммония с гидроксильной группой спиртов и показал, что она определяется концентрацией ионов водорода. Первая серия опытов была поставлена с бромистым аммонием и метанолом, растворенными в диметилформамиде. Сделанные выводы подтверждены и на других объектах. Реакция имеет первый порядок по отношению к каждому из реагентов. Скорость обмена обратно-пропорциональна концентрации ионов водорода (в форме протонизованной молекулы растворителя). Произведение иа константы скорости обмена на концентрацию кислоты остается постоянной величиной даже при изменении концентрации кислоты в 100 раз. Энергия активации обменной реакции с триэтил-аммонийхлоридом в метанольном растворе варьирует от 22 ккал при концентрации хлористого водорода, равной 0,69 М до 15 ккал в 0,016 М растворе кислоты. Таким образом, торможение реакции кислотой строго доказано. По Свейну, кинетическим данным соответствует тримолекулярный механизм обменной реакции. Протон (из иона аммония или молекулы спирта) присоединяется к молекуле растворителя, возникает комплекс, в котором аммиак (или амин) и спирт соединены водородной связью [c.94]

Графики зависимости log k от pH являются удобным способом представления кинетических данных для реакций, чувствительных к изменению pH. На рис. 1-1 схематически представлены три типичные кривые в этих координатах. Кривая 1 соответствует гидролитическому процессу, для которого скорость спонтанной реакции равна нулю. В области pH, где выполняется неравенство н н он"- 1г/ и зависимость log/гнабл от pH представляет прямую, описываемую уравнением Iog g,= = logfeQfj-/ ,j7 +pH и имеющую наклон, равный +1,0. При кнац> ko -K ja log Ha6.i = log -%н — рН, и зависимость log Ha6.i от pH представляет собой прямую с наклоном —1,0. Эти наклоны соответствуют кажущимся порядкам реакции по концентрации водородных и гидроксильных ионов. Следовательно, линейная зависимость log й абл от pH еще не означает, что порядок реакции по концентрации гидроксильных ионов должен быть равен единице. Наклоны, меньшие или большие (на отдельных участках кривых) единицы, указывают на сложный механизм реакции. [c.12]

Как видно из приведенных выражений, в силу постоянства значения Kqh qqoh Концентрации водородных и гидроксильных ионов буферной среды зависят только ot соотношения концентраций свободной кислоты (основания) и соответствующей соли. Так, при их эквивалентных концентрациях [Н ] в случае однОосновной кислоты численно равна К диссоциации при небольших изменениях соотношений концентраций кислоты и соли отклоняется от нее лишь незначительно. Пусть, например, смешали равные объемы 0,2 н. растворов СН3СООН и СНзСООЫа. После смешения концентрация обоих компонентов станет равной 0,1 и., а концентрация ионов водорода в смеси [c.57]

Колориметрический метод измерения оанован на изменении окраски индикаторов (в зависимости от концентрации водородных или гидроксильных ионов. Индикаторами называются особые краски, изменяющие свой цвет в зависимости от pH. По мнению В. Оствальда, индикаторы — это слабые кислоты или основания, молекулы которых имеют иной цвет, чем их ионы . [c.165]

Для нормального роста и жизнедеятельности различных микроорганизмов необходима определенная реакция среды. В водных растворах веществ кислые свойства обусловливаются присутствием водородных ионов (Н+), щелочные — гидроксильных ионов (ОН-). Реакцию этого раствора определяет соотношение между водородными и гидроксильными ионами. Если концентрация во/ ородных ионов равна концентрации гидроксильных, реакция раствора считается нейтральной. Таким образом, определяя концентрацию водородных и гидроксильных ионов, можно установить реакцию данного раствора. Практически реакцию раствора устанавливают, определяя только концентрацию водородных ионов, так как концентрации водородных и гидроксильных ионов — сопряженные величины. Реакция раствора выражается не в абсолютном значении концентрации водородных ионов, а в виде водородного показателя, обозначаемого символом pH, что означает отрицательный логарифм концентрации водородных ионов. Такое выражение концентрации водородных ионов позволило создать шкалу для определения pH водных растворов веществ. Средняя точка шк< лы соответствует нейтральной реакции и pH 7. Значения pH выше 7 характеризуют щелочные растворы, ниже 7 — кислые. Изменению pH на единицу соответствует уменьшение или увеличение концентрации водородных ионов в 10 раз. Например, при pH 6 концентрация водородных ионов в 10 раз больше, чем при pH 7. [c.14]

Кинетика изменения равновесия в растворах формальдегида изучалась Вадано с сотр. [50] сномош,ью интерферометрического метода. Найдено, что константы скорости реакции деполимеризации при разбавлении растворов подчиняются уравнению реакции первого порядка. Концентрация водородных и гидроксильных ионов в растворе существенным образом влияет на скорость этой реакции, [c.19]

Ионное равновесие искусственно может быть сдвинуто в ту или другую сторону. Это осуществляется путем изменения pH дисперсио ной среды. Так, введение в раствор небольших количеств какой-нибудь сильной кислоты повышает концентрацию водородных ионов, т. е. снижает pH. Это действует на кислотную диссоциацию подавляющим образом и, наоборот, способствует основной (так как вводимые Н -ионы связывают гидроксильные ио ы белка, причем он сам в этом случае играет роль основания). [c.358]

Рассмотрим изменение потенциала в связи с изменением pH на примерах положительного золя Ге(0Н)з и отрицательного золя кремневой кислоты. В золе Ге(ОН)д стабилизатором является хлорокись железа ГеОС1, образующаяся при действии соляной кислоты на поверхностные молекулы Ге(0Н)з, входящие в состав ядра. Увеличение концентрации водородных ионов, т. е. подкис-ление раствора, приведет к тому, что новое количество поверхностных молекул Ге(ОН)з прореагирует с кислотой, образуя новые молекулы РеОС . В результате диссоциации этих молекул увеличивается количество потенциалопределяющих ионов и, таким образом, повышается заряд частиц. Уменьшение концентрации водородных ионов, т. е. иодщелачивание раствора, равносильное увеличению концентрации гидроксильных ионов, вызовет соединение потенциалопределяющих ионов с ионами ОН и образование недиссоциированных молекул Ре(ОН)з результатом этого будет падение потенциала коллоидных частиц. [c.207]

Факторами, от которых зависит удельная скорость роста, принимаются параметры внещпей среды, в первую очередь концентрация в среде лимитирующих субстратов, ингибирующих или стимулирующих метаболитов, концентрация водородных или гидроксильных ионов, а также в некоторых случаях и сама концентрация биомассы. В зависимости от числа учитываемых факторов внешней среды, влияющих на удельную скорость роста, кинетические уравнения можно подразделить на две большие группы однофакторные и многофакторные. В одно- факторных уравнениях учитывается влияние на удельную ско- рость роста только одного фактора внешней среды. Из этого не следует, что другие факторы не влияют на рост. Однако в некоторых случаях в уравнениях можно учитывать только один пз факторов, т. к. остальные либо не изменяются в моделируемых рабочих условиях культивирования, либо изменяются в таких пределах, что их изменение не отражается на скорости роста. Применение однофакторных уравнений — всегда упрощение, которое следует обосновать. Но такое упрощение полезно, т. к. позволяет аналитически решить задачу, не прибегая к помощи ЭВМ, а также затратить меньше времени на кинетические эксперименты. [c.17]

Особое значение для кондуктометрических определений имеет pH среды. При больших концентрациях водородных или гидроксильных ионов раствор имеет высокую электропроводность, что создает неблагоприятные условия для кондуктометрических определений, так как в процессе титрования электропроводность сравнительно мало изменяется. Поэтому при титровании используются по возможности слабокислые или слабощелочные среды. В этих условиях изменение концентрации высокоподвиж-иых водородных или гидроксильных ионов в процессе реакций, наоборот, способствует изменению электропроводности раствора при титровании. [c.110]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология