Равновесие Н- и ОН—-ионов в водных растворах понятие орН

Равновесие Н и ОН—-ионов в водных растворах понятие о pH [c.41]

Равновесие И - и ОН -ионов в водных растворах понятие о pH 65 [c.63]

Первоначально в качестве комплексных соединений рассматривали неорганические комплексы с комплексообразующим ионом металла. Однако это понятие значительно шире, так что молекулярные соединения между органическими дипольными молекулами также следует считать комплексными соединениями. Педерсен [5] исследовал пикрат анилина как пример ступенчатого образования органического молекулярного соединения. В системе неорганических комплексов М представляет собой сольватированный центральный нон и МАдг—координационно насыщенный комплексный ион. Образование комплексного иона, -надо полагать, происходит во всех возможных промежуточных ступенях, причем оно связано с отщеплением соответствующего числа молекул растворителя. Комплексные соединения, образованные ионами металла и ионами растворителя (в водных растворах — это гидроксо-комплексы) представляют исключение, так как они могут образовываться непосредственно из сольва-тированных ионов металла отщеплением ионов водорода. В связи с этим важно заметить, что для трактовки равновесия в системе и для вычисления N констант равновесия не имеет никакого значения, участвуют молекулы растворителя в реакции или нет (при условии, что активность растворителя можно считать постоянной). [c.21]

РАВНОВЕСИЕ Н+ И Н0 ИОНОВ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ ПОНЯТИЕ О pH 39 [c.39]

Вместе с тем, применяя к растворению уксусной кислоты уравнение (15.2) и законы равновесия, можно определить из экспериментальных данных для этой реакции константу равновесия, которая даст много полезных сведений об этом процессе. Уксусная кислота представляет собой типичную слабую кислоту, диссоциирующую в водных растворах всего на 1%. Применение понятия о константе равновесия целесообразно и ко многим другим слабым кислотам. Аналогичный подход используется и при рассмотрении диссоциации слабых оснований. Однако такой подход мало пригоден для сильных кислот и сильных оснований, водные растворы которых настолько диссоциированы на ионы, что это затрудняет рассмотрение их растворения как равновесного процесса. [c.265]

Теория электролитической диссоциации является очередной теоретической платформой. Она способствует развитию учения о периодичности, вносит дополнительные представления в систему знаний о строении вещества и базируется на уже известной учащимся теории химической связи. В ней показано, под влиянием каких причин может произойти разрыв связей и как это происходит, а также какими свойствами обладают водные растворы электролитов и почему. При изучении теории электролитической диссоциации иногда используют небольшие по объему, но важные сведения о химическом равновесии. Образовательная цель темы — сформировать понятие о сущности, механизмах, условиях процесса диссоциации, понятие о веществах-электролитах, о поведении ионов в растворе и о реакциях между ними. [c.233]

Наблюдающиеся отклонения обусловлены непостоянством произведения равновесных концентраций отклонения тем больше, чем выше заряд ионов Физический смысл явления заключается в том, что частицы, переходящие в раствор с поверхности твердого вещества, способны не только к обратному осаждению на поверхность твердой фазы (устанавливается динамическое равновесие между осадком и жидкой фазой), но и склонны к ассоциации в более сложные комплексы и к взаимодействию с растворителем, т. е. к образованию сольватов (в водных растворах — гидратов). Поэтому не все моле- кулы и ионы, находящиеся в жидкой фазе, ведут себя одинаково. Это приводит к отклонению от постоянства произведения концентраций и вызывает необходимость введения понятия произведения ак тивностей (ПА) при данной температуре. [c.157]

Таким образом, в дальнейшем мы будем использовать понятие редоксита для гомогенной фазы переменного состава, способной к обратимому окислительно-восстановительному взаимодействию с водными растворами окислительно-восстановительных систем. При этом существенным признаком редоксита является то, что окислительно-восстановительное равновесие между ним и водным раствором может быть реализовано (без нарушения гомогенности редоксита) в широком диапазоне независимых переменных водного раствора окислительного потенциала, кислотности раствора и активности ионов, присутствующих в нем в заметных концентрациях. [c.272]

На современном этапе развития химии растворов все возрастающий интерес проявляется к кислотно-основным равновесиям в смешанных растворителях и неводных средах. Несмотря на то, что величины pH могут быть определены непосредственно во многих подобных средах, интерпретация этих величин с точки зрения гомогенного равновесия в растворах в общем бесплодна. Количественные аспекты понятий кислотности и основности и смысл шкалы, предлагаемой для определения активности ионов водорода в таких средах, которые являются лишь частично водными, рассмотрены здесь более детально, чем прежде. Сделаны некоторые предложения для стандартизации шкалы pH, применяемой в смешанных растворителях. [c.9]

Рассмотрим еще несколько понятий, связанных с протоли-тическими ионными равновесиями в водных растворах электролитов. [c.206]

Другое важное понятие при рассмотрении фазового равновесия — компонент. Компонент — это однородная по химическим свойствам часть термодинамической системы, которая может быть выделена из нее и может существовать изолированно неограниченное время. Так, водный раствор поваренной соли, хотя и состоит из частиц Na , l и Н. О, является двухкомпонентной системой. Действительно, в изолированном состоянии существуют только молекулы поваренной соли Na l и воды HjO, а ионы Na" и С1 существовать в отдельности не могут. [c.191]

Деление электролитов на сильные и слабгле условно. Совре-мен11ые исследования указывают на существование в растворах электролитов не только простых ионов и нейтральных молекул, но и различных ассоциатов ионов, включающих в себя молекулы растворителя, например в водном растворе вместо простой диссоциации вида АВ А + В рассматривается равновесие исходных молекул АВ с их сольватированной формой (АВ)с АВ + Н2О (АВ)с, диссоциация сольвата на ионы (АВ)с= = А(+ + Вг, ассоциация сольватированных ионов А и ВГ с образованием ионных двойников Ас 4- ВГ (А ВГ) и др. Каждая из подобных реакций характеризуется своей константой равновесия. Кроме того, учитывается возможность существования различных сил, действующих между частицами электролита и между этими частицами и молекулами растворителя. Таким образом, представления о слабых и сильных электролитах, когда совсем пренебрегают силами взаимодействия ионов или их рекомбинацией и ассоциацией, а также не учитывают остальные возможные процессы, являются упрощенными и годятся лишь для приближенного описания. Несмотря на это, понятия сильного и слабого электролита во многих случаях оказываются достаточными. [c.204]

Переходя от рассмотрения чисто химических аспектов поведения формальдегида к изложению особенностей фазового равновесия систем, содержащих последний, т. е. к вопросам сугубо термодинамическим, полезно уточнить содержание применяющегося в термодинамике понятия компонент. Известно, что с позиций обычной химии под компонентом (реагентом) понимают все без исключения сорта реагирующих частиц, включая атомы, ионы, молекулы и свободные радикалы. С этой точки зрения, в частности, все формы существования формальдегида в водном растворе—и мономер, и триоксан, и метиленгликоль, и семейство по-лиоксиметиленгидридов, и вода —равноценные компоненты. Частицы, не принимающие непосредственного участия в химическом взаимодействии, особенно в газофазных реакциях, из числа компонентов реагирующей системы часто исключаются. В отличие от этого в термодинамике в качестве компонентов признается лишь некоторое минимальное число частиц, реагирующих друг с другом или инертных, комбинации которых полностью выражают состав системы в целом. Подчеркивая важное значение выбранных в таком смысле компонентов, их иногда называют независимыми. Очевидно, что далеко не все перечисленные соединения, присутствующие в водном растворе формальдегида, могут быть признаны независимыми компонентами, поскольку продукты взаимодействия можно рассматривать как сочетание исходных реагентов и т. д. Вопрос о правильном выборе числа компонентов имеет важнейшее значение именно при анализе различных вариантов возмож-134 [c.134]

В ВОДНЫХ растворах диссоциированы практически нацело. Понятие степени диссоциации к ним по существу не применимо, а отклонение изотонического коэффициента i от целочисленных значений объясняется другими причинами (см. 86). Слабые электролиты в водных растворах диссоциируют только частично, и в растворе устанавливается динамическое равновесие между недиссоцпнро-ванными молекулами и ионами. [c.237]

ТОЛЬКО К обратному осаждению на поверхность твердой фаз з1 (устанавливается динамическое равновесие между осадком и жидкой фазой), но и склонны к ассоциации в более сложные комплексы и к взаимодействию с растворителем, т. е. к образованию сольватов (в водных растворах—гидратов). Поэтому не все молекулы и ионы, находящиеся в жидкой фазе, ведут себя одинаково. Это приводит к отклонению от постоянства произведения обычных концентраций и вызывает необходимость введения понятия произведения акпливностей (ПА). [c.84]

На структуру водных растворов электролитов определенное влияние оказывает и давление. Для них Копелиовичем [450] по аналогии со структурной температурой воды вводится понятие о структурном давлении ионного раствора. Структурное давление определяется внешним давлением, при котором величина потенциального барьера, разделяющего соседние положения равновесия молекул воды в чистой воде и ближайших к ионам одинаковы и, соответственно, одинакова частота трансляционных скачков. По своему действию ионы с положительной гидратацией повышают структурное давление раствора, а с отрицательной — понижают. При таком подходе изменение структурного давления раствора действует в направлении, обратном структурной температуре. Рост внешнего давления также приводит к разрушению структуры воды [451, 452] и, следовательно, к уменьшению разрушающего действия ионов. [c.176]