Ступенчатые равновесия в растворе

Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда. Например, диссоциация угольной кислоты происходит в две ступени [c.237]

При более детальном рассмотрении этой схемы следует учитывать ступенчатые равновесия в растворе аммиачных комплексов и в растворе лиганда. Вместо одного уравнения реакции (4.15) в этом случае появится еще несколько [c.75]

СТУПЕНЧАТЫЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРЕ [c.236]

Ступенчатые равновесия обычно возникают при диссоциации многоосновных кислот и координационных соединений, имеющих координационное число, большее 1. Характерной является, налример, схема ступенчатых равновесий в разбавленном растворе ортофосфорной кислоты [c.236]

В растворах многоосновных кислот, а также оснований, содержащих несколько гидроксильных групп, устанавливаются ступенчатые равновесия, отвечающие последовательным стадиям диссоциации. Так, диссоциация ортофосфорной кислоты протекает в три ступени [c.61]

Действительно, сольватация в растворе всегда переводит любую трансформацию координационной сферы в процесс замещения лигандов с возможностью сохранения координационного числа, причем координация молекул растворителя позволяет реализовать в растворе большое количество промежуточных форм (ступенчатое равновесие) [c.11]

Прежде чем перейти к рассмотрению других методов изучения ступенчатых равновесий комплексообразования в растворах, еш,е раз кратко остановимся на применяемых обозначениях. Ступенчатые константы стойкости (образования) обычно обозначаются буквами ... /Сдг, где/с отвечает присоединению первой частицы лиганда к свободному центральному иону, к — второй и т. д. [c.433]

Полярография широко используется для изучения равновесия химических реакций. Начало этих исследований было связано с изучением равновесия комплексообразования в растворах и состава комплексных частиц на основе обратимых, квазиобратимых и необратимых волн [4]. При этом находят широкое применение оба важнейших параметра полярографии — потенциал полуволны и предельный ток, в том числе предельный каталитический ток [10]. Предельный ток был использован также для изучения ступенчатого равновесия в растворах [36]. [c.27]

Дальнейшие расчеты проводятся либо методом последовательных приближений Ледена [106], либо методом Фронеуса [130]. Рассмотрим подробнее эти приемы расчета, тем более, что применимость их не ограничивается только областью полярографических исследований, а охватывает многие методы изучения ступенчатого равновесия в растворах. [c.113]

Теория электролитической диссоциации позволила дать научное определение понятиям кислота , основание , буферная емкость раствора , создать теорию индикаторов, объяснить процессы ступенчатой диссоциации, гидролиза солей и т. д. Ниже рассмотрены некоторые примеры приложения это["1 теории к химическому равновесию в растворах. [c.38]

Фракционированная экстракция основывается на том же самом принципе противоточно-перекрестного движения молекул целевого компонента между двумя фазами, что и фракционированная дистилляция. Между этими процессами можно провести далеко идущую аналогию [33]. В обоих процессах мы имеем дело с двумя фазами при дистилляции—с жидкой и парообразной, при экстракции—с двумя жидкими фазами, которые образуют не смешивающиеся друг с другом растворители. Обе фазы совершают замкнутые циклы. В состоянии равновесия компоненты исходного раствора присутствуют в обеих фазах в разных концентрациях. При дистилляции это происходит вследствие различных давлений пара компонентов, при экстракции—вследствие неодинаковой растворимости. Фазы направляются противотоком и во время движения относительно друг друга приводятся в соприкосновение либо ступенчато, либо непрерывно. Во время контакта фаз происходит—в поперечном направлении к основному движению—обмен компонентами, доходящий в соответствующих условиях до состояния равновесия или приближающийся к нему. Применяя соответствующее число ступеней или длину пути, можно добиться любой глубины обмена, а вместе с ним и разделения компонентов исходного раствора. [c.189]

Вместе с тем в растворах этих соединений наряду с приведенными ионами можно, применяя более точные и чувствительные методы, обнаружить весьма малую концентрацию ионов [Ад(ЫНз )] и Ag+ и соответственно [Agb] , Agi и Ag+, возникающих в процессе ступенчатой диссоциации более сложной комплексной частицы. Так, при диссоциации иона [Ag(NHj) г] устанавливаются следующие равновесия [c.97]

Обобщая полученные результаты, приходим к выводу константы ступенчатой диссоциации электролита изменяются в последовательности Ki > К2 > Кз > (отрыв протона с ростом заряда аниона становится все более затруднительным). Приведем несколько примеров, связанных с процессом осаждения (растворения). Равновесие осадок — насыщенный раствор [c.123]

Коррозия выщелачивания представляет собой постепенное растворение и вымывание извести из бетона. Такой вид коррозии наблюдается при эксплуатации бетона в условиях фильтрации воды под давлением или просто омывания водой. Это явление обусловлено некоторой растворимостью основных компонентов цементного камня —гидросиликатов, алюминатов, ферритов, сульфоалюминатов и прежде всего гидроксида кальция. Так, пресная вода, проникая внутрь тела бетона по трещинам, порам, капиллярам, растворяет гидроксид кальция (выщелачивает) и выносит его. Поскольку при этом нарушается химическое равновесие между поровой жидкостью и составляющими цементного камня, последние подвергаются ступенчатому гидролизу, что и ведет к постепенному ослаблению и разрушению бетона. [c.368]

Если продукт диссоциации электролита способен к дальнейшей диссоциации, в растворе устанавливается несколько равновесий, каждое из которых характеризуется соответствующей константой (ступенчатой константой диссоциации). Например, ортофосфорная кислота в водном растворе диссоциирует по уравнению [c.96]

Метод Яцимирского. Если предполагать [24], что все комплексы, образующиеся ступенчато и находящиеся в равновесии в соответствии с уравнением (б), окрашены, а лиганд бесцветен, то оптическая плотность раствора, содержащего все компоненты, будет [c.106]

Константа нестойкости есть мера прочности комплекса. Из двух приведенных комплексов более устойчив второй. Ему отвечают меньшая константа нестойкости и меньшая равновесная концентрация ионов серебра в растворе. Вместо константы нестойкости иногда пользуются величиной обратной, называемой константой устойчивости Куст= 1/К нест. применяется она для описания равновесия образования комплекса. Большей константе устойчивости соответствует большая концентрация комплексных ионов в состоянии равновесия. Более детальное изучение диссоциации комплексных ионов показывает, что этот процесс протекает ступенчато. Например, у комплекса [А (КНз)2]+ отщепляется сначала одна молекула аммиака [c.150]

Комплексообразование в растворах, как правило, протекает ступенчато. Если образуются только одноядерные комплексы и наибольшее значение координационного числа Ы, в растворе сущест-вуют следующие равновесия [c.78]

Денни и Монк [23] провели более строгое исследование растворимости тиосульфата бария в ряде растворов, содержащих различные катионы. Были рассчитаны устойчивости соответствующих тиосульфатных комплексов и сделано допущение о присутствии ряда форм, находящихся в ступенчатом равновесии. Так как ионная сила не контролировалась, были введены поправки на изменение коэффициентов активности. Аналогично, этот метод может быть применен к системам В, А, Н. Например, для йодноватой кислоты было рассчитано значение по растворимости иодатов серебра [62] и бария [72] в растворах с различной кислотностью, а также получены константы образования ионов кислых сульфатов [42] и кислых селенидов [88] с помощью сульфата серебра и селенида натрия соответственно. [c.241]

В Скандинавских странах (особенно в Дании и в Швеции) получили особое развитие теоретические и экспериментальные псследования ступенчатых равновесий в растворах комплексов (Я. Бьеррум, И. Леден, С. Фронеус, Л. Г. Силлен). В Дании наряду с этим были выполнены многочисленные исследования по спектрохимии комплексных соединений, проведенные в лаборатории Я. Бьеррума, К. Баль-хаузеном и X. К. Иергенсеном в развитие теории кристаллического поля, приложенной к изучению комплексных соединений Гартманом, Ильзе и Шлефером (ФРГ). Важные исследования в этом направлении проводятся также Оргелом (Англия). [c.11]

Я. Бьеррум, разработавший общий метод изучения ступенчатых равновесий в растворах, называет только что приведенное выражение функцией образования системы (The formation fun tion). [c.431]

Шлефер и Сколудек [35] изучали абсорбцию света комплексными ионами двухвалентного хрома. Систематически изучена абсорбция света растворами двухвалентного хрома, полученными восстановлением водных солянокислых или сернокислых растворов бихромата калия амальгамой цинка. В таких растворах в зависимости от концентрации кислоты существует ступенчатое равновесие между различными типами ионов, например, в случае солянокислых растворов — между хлорокомплексами. Пштому невозможно однозначное отнесение измеряемых спект- [c.10]

Наряду с этим мной была дана классификация типов равновесий, характерных для растворов комплексных соединений [19]. Среди этих равновесий важное место занимают сольватационные равновесия, которые обусловлены замещением коордипи-юванных групп, содержащихся в исходном комплексе, молекулами растворителя. Тоскольку в исходном комплексе заключается ие одна координированная группа, а несколько, моягет возникнуть соответствующее число ступенчатых равновесий. [c.35]

Белеванцев В. И., Пещевицвий Б. И. О методах пз1 ерения констант равновесий ступенчатого за.меш ения лигандов в ко.мплексных соединениях в растворе.— Ж рн. неорган. химии, 1972, т. 17, вып. И, с. 2867—2870. [c.14]

Расчеты растворимости осадков при условии связывания катиона в комплекс несколько затруднены, так как для многих комплексных ионов неизвестны точные величины констант диссоциации (констант нестойкости). Кроме того, комплексные ионы, содержащие несколько координированных групп (обычно 4 или 6), образуются и диссоциируют ступенчато, подобно многоосноБным кислотам. Наконец, состояние равновесия образования многих важных групп комплексных соединений, как цианиды, виннокислые и другие комплексы, зависит от кислотности раствора (см. 22). [c.43]

Устойчивость комплексов характеризуется константой диссоциации (нестойкости) /Собщ, или константой образования. Диссоциация координационной сферы происходит ступенчато. Каждая стадия диссоциации комплекса определяется ступенчатой константой диссоциации Ki, К2 Кп-Чем больше значение /Сдис. тем менее устойчива комплексная частичка. Общие и ступенчатые константы связаны между собой Кобщ=Кь Кз... /С .Так, комплекс [Ag( N)2] Кдио = 1-10-22 значительно прочнее [Ag(NH3)2]+ /(дис == 9,3-10 . Для разрушения комплексного соединения необходимо связать одну из частичек, образующихся при диссоциации комплекса, в менее диссоциированное соединение, что приводит к смещению равновесия в сторону диссоциации комплекса. Так, введение в раствор, содержащий [Ag(NH3)j]+, иодид-ионов приводит к разрушению комплекса и образованию осадка Agi, потому что ПРаех = [c.291]

Растворение гидроксидов и солей слабых кислот в кислых растворах достигается в результате уменьшения концентрации аниона. Можно перевести труднорастворимую соль в раствор, уменьшая концентрацию катиона путем связывания его в комплексный ион с помощью подходящего лиганда. Например, можно растворить Ag l в растворе аммиака, связывая ион Ag B виде комплекса [Ag(NH3)2]. Для упрощения расчета не будем учитывать ступенчатый характер образования комплексного иона, т. е. будем принимать во внимание только равновесие А + 2NH 3 [Ag(NH 3)2] которое характеризуется константой диссоциации комплекса 9,3 10" М . При полном растворении получится раствор соли [Ag(NH 3) aJ l. Чтобы получить раствор этой соли с концентрацией, скажем, 0,01 М, нужно, чтобы концентрация Ag не превышала отношение ПР/0,01 = 1,8 10" /0,01 =1,8 10 М. Из условия [Ag ][NH3]V[Ag(NHs)2] = 9,3 10" следует, что концентрация NH3 должна быть не ниже чем] / - - - =0,227 М. [c.250]

С другой стороны, непостоянство средней величины молярного коэффициента погашения служит основой спектрофотометрических методов изучения состояния веществ и равновесий в растворах. Если при изменении концентраций реагирующих веществ изменяется средний молярный коэффициент погашения, то это указывает на возможность возникновения побочных процессов (изменение степени диссоциации комплекса, полимеризацию, ступенчатое образование комплексов и др.). Это позволяет спектрофотометрически исследовать состояние веществ в растворах. В дальнейшем будут даны некоторые приемы расчета истинных молярных коэффициентов погашения, которые необходимы для вычисления равновесных концентраций при получении количественных характеристик процессов комплексообразования, [c.21]

Многоосновные кислоты диссоциируют на ионы ступенчато, в несколько стадий, каждая из кото15ых характеризуется своей константой равновесия — константой ступенчатой кислотной диссоциации Так, например, в растворах ортоборной кислоты Н3ВО3 устанавливаются равновесия (значения констант приведены для 25 °С) [c.120]

Найдите ступенчатую констан-гу устойчивости Р) и ступенчат то константу нестойкости для равновесия (1) в водном растворе, если логарифм ступенчатой константы устойчивости для равновесия (2) равен lgP2 = 3,32, а логарифм полной константы устойчивосга, соотиетсгвующей равновесию (3), равен lgP =7,23 (ионную силу раствора принять равной нулю, температура близка к комнатной). [c.218]

Схема с образованием перхлората титанила оказывается несколько более предпочтительной, так как устойчивость хлоридных комплексов титанила невелика, а концентрация перхлората в растворе Ьказывается на несколько порядков больше концентрации хлорида. Это, однако, не может явиться решающим доводом, так как все участники данной реакции в растворе диссоциированы почти нацело. Приведенные соображения показывают, почему во многих случаях термохимики предпочитают оперировать с уравнениями типа (1У.66), а не (1У.73). Расчет энтальпии образования растворов по уравнениям типа (1У.6б) не требует сведений о химизме процесса растворения и вместе с тем полученные на основании таких уравнений результаты представляют значительный интерес и существенно обогащают термохимию. Это не означает, конечно, что состав соединений, образующихся в растворе, не представляет интереса для термохимии. Эти вопросы вызывают большой интерес, однако возможности расчета в основном определяются не калориметрическими данным а надежностью констант равновесия, без которых вообще невозможна однозначная интерпретация многих термохимических данных, например расчет энтальпий реакций ступенчатого комплексообразования в растворе. Особое значение в термохимии растворов имеет вопрос о стандартных энтальпиях образования отдельных ионов (см. гл. X). [c.86]

Калориметрическому измерению теплот реакций кислотно-основного взаимодействия обычно предшествует исследование равновесий и выбор оптимальных концентрационных условий проведения калориметрического опыта. Равновесия в растворах миогоосновных кислот удобно представить в виде так называемых диаграмм равновесия, показывающих относительное содержание отдельных продуктов ступенчатой диссоциации в зависимости от pH раствора. Доля каждой частицы рассчитывается по уравнениям типа (Х1.43), считая анион кислоты центральным ионом, а ионы водорода лигандам. [c.279]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология