Равновесие между ионитами и растворами электролита

Возникновение скачка потенциала на границе раздела фаз вызывается различными причинами, зависящими от природы граничащих фаз. Одной из наиболее общих причин будет обмен заряженными частицами. В момент появления контакта между фазами он протекает преимущественно в каком-либо одном направлении, в результате чего создается избыток частиц данного знака заряда по одну сторону границы раздела и их недостаток по другую. Такой нескомпенсированный обмен приводит к созданию двойного электрического слоя, а следовательно, к появлению разности потенциалов. Последняя в свою очередь будет влиять на кинетику обмена, выравнивая скорости перехода заряженных частиц в обоих направлениях. По мере увеличения разности потенциалов наступит момент, когда уже не будет больше преимущественного перехода частиц из одной фазы в другую, и скорости их перехода в обоих направлениях станут одинаковыми. Такое значение скачка потенциала отвечает равновесию между фазами, при котором электрохимические потенциалы заряженных частиц в обеих фазах равны. Заряженными частицами, принимающими участие в обмене между фазами, могут быть положительные и отрицательные ионы, а также электроны. Какие именно частицы переходят из одной фазы в другую и тем самым обусловливают возникновение скачка потенциала, определяется природой граничащих фаз. На границах металл — вакуум или металл 1 —металл 2 такими частицами являются обычно электроны. При создании границы металл — раствор соли металла в обмене участвуют катионы металла. Скачок потенциала на границах стекло — раствор, а также ионообменная смола — раствор появляется в результате обмена, в котором участвуют два сорта одноименно заряженных ионов. На границах стекло—раствор и катионитная смола — раствор такими ионами являются ионы щелочного металла и водорода на границе анионитная смола — раствор — ион гидроксила и какой-либо другой анион. При контакте двух не смешивающихся жидкостей, каждая из которых содержит в растворенном виде один и тот же электролит, потенциал возникает за счет неэквивалентного перехода обоих ионов электролита из одной фазы в другую подобно тому, как образуется диффузионный потенциал. Следовательно, оба потенциала — и фазовый жидкостный, и диффузионный —не являются равновесными. [c.204]

Труднорастворимый электролит может оставаться в растворе, пока произведение концентрации его ионов не превышает произведения растворимости. Другими словами, если произведение концентраций ионов меньше значения ПР малорастворимого электролита или равно ему, то в этих условиях осадок не образуется. В первом случае раствор является ненасыш,енным,. а во втором — только достигает насыш,ения по отношению к данному малорастворимому соединению. Осадок образуется лишь в тех случаях, когда произведение концентрации ионов становится больше величины ПР. Это возможно при добавлении к раствору, содержаш,ему малорастворимый электролит, хорошо растворимого электролита с одноименным ионом. Увеличение концентрации одного из ионов приводит к смеш,ению динамического равновесия между раствором и твердой фазой в сторону образования осадка. Осадок выпадает до тех пор, пока величина произведения концентрации ионов в растворе не сравняется с величиной произведения растворимости. [c.62]

Растворимость веществ отвечает концентрации их насыщенных растворов (см. 2.12). Если сильный электролит малорастворим в воде, то его насыщенный раствор будет весьма разбавленным. В насыщенном растворе соли всегда присутствует некоторое количество твердого вещества в виде осадка. Между ионами А+ и В- малорастворимого сильного электролита АВ и его осадком при постоянной температуре устанавливается состояние гетерогенного ионного равновесия [c.258]

Электродные потенциалы металлов — важная термодинамическая характеристика, определяющая их поведение в электролитах. В системе металл- Электролит существует разность потенциалов (потенциал) между металлом и приэлектродным слоем электролита. При установившемся равновесии между металлом и раствором его соли потенциал является равновесным электродным потенциалом данного металла. За нулевой электродный потенциал условно принят стандартный водородный электрод, по отношению к которому измеряются стандартные электродные потенциалы металлов (при активности ионов металла в электролите, равной единице, и при постоянной температуре, равной 25°С). Значения стандартных электродных потенциалов металлов изменяются от отрицательных до положительных и соответственно располагаются в ряд по отношению к стандартному нулевому водородному электроду. [c.14]

Малорастворимый электролит будет осаждаться до тех пор, пока ионное произведение, постепенно уменьшаясь, не станет равно произведению растворимости осадка. Затем снова устанавливается равновесие между осадком и раствором и осаждение прекращается. [c.79]

В системе мембрана — электролит устанавливается равновесие между концентрациями ионов в мембране и электролите. Поэтому с ростом концентрации электролита (внешнего раствора) возрастает миграция и анионов и катионов в мембрану и наблюдается уменьшение селективности ионитовых мембран. [c.219]

Кислый электролит включает как основные компоненты медный купорос и серную кислоту. В электролите устанавливается равновесие между ионами Си +, Сц- и металлической медью, причем это равновесие сильно смещено в сторону ионов Си +. Сульфаты одно- и двухвалентной меди легко подвергаются гидролизу, образуя, в частности, закись меди. Последняя, оса-ждаясь на катоде вместе с металлической медью, вызывает хрупкость получающегося покрытия. Чтобы предотвратить гидролиз, а также увеличить электропроводность раствора, его сильно подкисляют серной кислотой. [c.220]

Использование высокой концентрации фонового электролита не дает возможности получить какую-либо информацию о комплексах, образующихся между реагирующими формами и ионами среды, что является основным недостатком этого метода. Более того, изучение равновесия в разбавленных растворах не позволяет выявить какое-либо отличие между формами, содержащими разное число молекул растворителя. Так называемая свободная концентрация формы 5 в водном растворе, который содержит фоновый электролит ХУ, может состоять из концентраций ряда форм, содержащих различные количества ионов среды и молекул воды. Таким образом, символ [5] в действительности представляет собой [c.38]

Константу равновесия в этом случае называют константой ионизации. В данном случае константа равновесия, т. е. отно-щение произведения концентраций ионов к концентрации не-диссоциированных молекул в момент равновесия, является константой ионизации. Для слабого электролита константа ионизации — величина постоянная при данной температуре, не зависит от концентрации раствора и служит более общей характеристикой раствора, чем степень диссоциации. Чем больше константа ионизации, тем электролит легче распадается на ионы, тем он сильнее. Для всякого слабого электролита, диссоциирующего на два иона, связь между константой ионизации концентрацией раствора и степенью диссоциации выражается соотношением [c.32]

Установление равновесия между определенной навеской смолы (т), высушенной на воздухе, и точно измеренным объемом раствора (v), общие концентрации металла и лиганда в котором точно известны. Отношение v/m следует менять для того, чтобы убедиться в обратимости обмена [96]. При проведении ионного обмена на катионите в растворе может присутствовать фоновый электролит. В случае использования анионита это невозможно, так как анион фонового электролита будет сорбироваться смолой, т. е. электролит уже не будет инертным . [c.161]

Как видно из рис. 1, для, осуществления электрохимической реакции необходима некоторая система — электрохимическая цепь. Существенные элементы такой цепи — металлические (или полупроводниковые) электроды, проводник второго рода (раствор электролита, его расплав или твердый электролит) и границы раздела фаз между металлом и электролитом, между двумя различными металлами и между двумя различными электролитами. Закономерности протекания тока в электрохимической цепи, а также закономерности электрохимического равновесия определяются свойствами всех этих элементов. Строение металлов и полупроводников, а также их электропроводность служат объектом изучения физики, а не химии. Объекты изучения электрохимии — ионные системы (проводники второго рода) и границы раздела фаз с точки зрения их структуры и механизма переноса заряженных частиц. [c.5]

Смещение равновесия вызывает ионный обмен между ионами водорода гидратированной двуокиси марганца и ионами цинка из раствора электролита. Так может поддерживаться достаточно кислая среда, при которой происходит накопление хлористого марганца в растворе. Однако количество ионов водорода в гидратированной двуокиси марганца мало, поэтому наступает при разряде момент, когда электролит начинает подщелачиваться, а доля процесса с образованием фазы переменного состава возрастает. Это наблюдается приблизительно уже после разряда элемента на 10—15% номинальной емкости. [c.52]

Проблема солевых эффектов характерна для всех кинетических работ, где исследовали электролиты, и было предпринято серьезное исследование этих эффектов, которое способствовало прояснению многих, ранее непонятных сторон кис-лотно-основного катализа. Так как сам катализатор обычно ионный, эта проблема часто возникает даже тогда, когда в систему не вводят посторонний электролит. Солевые эффекты обычно подразделяют на первичные и вторичные. Вторичные солевые эффекты по существу не являются кинетическими, а обусловлены влиянием ионного окружения на равновесие между ионами. В кислотно-основном катализе это равновесие обычно характеризует диссоциацию слабых кислот или слабых оснований, которые являются катализаторами. Изменение состава ионного окружения влияет на концентрацию ионов водорода или гидроксил-ионов и, таким образом, на скорость реакции, катализируемой этими ионами. Эффекты данного типа можно исследовать, изучая термодинамику каталитических растворов без введения каких-либо реактантов. [c.163]

При соприкосновении металла с электролитом происходит электрохимическое его растворение, т. е. переход положительных ионов металла в электролит. По мере накопления ионов металла в растворе начинается обратная реакция, обусловленная образованием отрицательно заряженной поверхности на паяемом металле по мере ухода с нее положительных ионов в электролит. При этом возникает разность потенциалов между металлом и электролитом, которая препятствует дальнейшему растворению металла. Такой двойной слой образуется практически мгновенно. Когда взаимодействие отрицательно заряженного металла и положительных ионов в электролите станет таким, что процесс ионизации (растворения) прекратится, наступит равновесие. Тем не менее, образование равновесного состояния на границе металл — электролит не означает прекращения процесса ионизации при нем скорости реакции ионизации и обратного процесса лишь равны. При этом устанавливается равновесный потенциал между слоем свободных зарядов на поверхности металла и слоем заряженных ионов в растворе. Если при этом не протекает других реакций на границе металл — электролит, скачок равновесного потенциала зависит от концентрации ионов и температуры, определяется по уравнению Нернста (для обычной реакции элемента) [c.166]

Малое значение и непостоянство осмотического давления лиозолей являются причиной того, что осмометрия, а также эбулио-скопия и криоскопия не применяются для определения численной концентрации или размера коллоидных частиц. Следует, впрочем, заметить, что осмометрические, эбулиоскопические и криоскопиче-ские методы нельзя использовать для определения размера коллоидных частиц не только вследствие указанных причин, но и из-за обычного присутствия в лиозолях электролитов. При очистке лиозолей, например диализом, вместе с посторонними электролитами может удаляться и стабилизующий электролит, что приводит к нарушению агрегативной устойчивости системы, укрупнению частиц и, следовательно, к получению неправильных значений осмотического давления. Кроме того, на результатах осмометрических определений сильно сказывается так называемое мембранное равновесие ), или равновесие Доннана. Это равновесие устанавливается в результате сложного распределения ионов между коллоидным раствором в осмотической ячейке и внешним раствором, о чем подробно сказано в гл. XIV. [c.68]

Мы утверждали, что фоновый электролит не должен принимать участия в изучаемом процессе. Однако он может вступать в другие реакции, имеюшие место в данной системе, и, более того, может быть специально выбран для этой цели. Например, равновесие между ионами аллиламмония и тетрахлорплатината (1.26) в водном растворе изучали, используя в качестве фонового электролита раствор, содержащий 1,9 моль/л Na l и [c.26]

Так же, как в медно-сульфатном электролите, в золотохлоридном растворе устанавливается равновесие между ионами золота разной валентности в присутствии металлического золота [c.218]

В насыщенном растворе твердого вещества имеет место равновесие между процессом растворения и процессом кристаллизации. Труднорастворимый электролит находится в растворе в очень малой концентрации, вследствие чего он почти полностью диссоциирован на ионы. Поэтому равновесие в насыщенном растворе труднорастворимого электролита может быть выражено как равновесие между вещёством в осадке и ионами его в растворе [c.59]

Учитывая невозможность строгой оценки степени диссоциации сильного электролита в растворе, представляется целесообразным в условие равновесия (XIV. 104) ввести величины, относящиеся не к отдельным составным частям, а к электролиту в целом. Это можно сделать исходя из того, что равновесие между недиссоции-рованным электролитом и его ионами входит как часть в общее равновесие системы, содержащей данный электролит. Для первого равновесия мы имеем то же условие (XIV. 104), которое для данного случая можно записать следующим образом [c.384]

В водном растворе соль находится в виде ионов, сольватированных молекулами воды. Случается, что некоторые молекулы или ионы, присутствующие в растворе, имеют большее сродство к катиону соли, чем молекулы воды (например, молекулы N113 в присутствии ионов Ag ). Тогда в растворе образуется комплекс между ионом Ag (акцептором электронов) и двумя молекулами КНз (донорами электронов). Этот комплекс Ag(NHз)2 ведет слабый электролит он частично диссоциирован в водном растворе, согласно реакции равновесия [c.271]

Во всяком насыщенном растворе, который соприка сается с твердой фазой (осадком) растворенного вещества, имеет место равновесие между веществом в растворе и тем же веществом в осадке. Если растворенное вещество сильный, малорастворимый электролит, например малорастворимая соль, то насыщенный раствор содержит только отдельные ионы этой солн, которые и находятся в равновесии с осадком, например [c.149]

Как мы уже рассмотрели ранее, равновесие между металлом и раствором его ионов, при неравенстве химических потенциалов йона в металл и иона в растворе, сопряжено, в общем учае, с образованием на границе раздела металл—электролит двойного электрического слоя. [c.88]

Пусть на поверхности твердого тела адсорбирован электролит. При помещении адсорбента в раствор другого электролита будет происходить самопроизвольный процесс обмена ионов между адсорбентом и раствором. Ионный обмен протекает до установления равновесия, при котором адсорбент и раствор содержат ионы в определен-иом количественном соотношении. Обычно обмен происходит не только с ионами на поверхности, но и с ионами в объеме, образующимися в результате диссоциации молекул адсорбента. Твердые вещества, способные к объемному обмену ионов, называются ионн-тамж 16, 7]. Схематически ионит можно представить 16] состоящилг из каркаса, связанного валентными силами. Каркас обладает избыточным зарядом (положительным или отрицательным), который компенсируется противоположно заряженными ионами (противо-ионами), Противоионы внутри каркаса подвижны и при помещении ионита в электролит могут замещаться ионами из раствора. Б зависимости от знака заряда противоионов различают катиониты (положительный заряд) и аниониты (отрицательный заряд противоионов). Так как система ионит — раствор в любой момент времени должна быть электронейтральнож, то в обмен на каждый эквивалент иона, поглощенного из раствора, ионит отдает в раствор один аквивалент другого иона с зарядом того же знака. Таким образом, в отличие от адсорбции, ионный обмен представляет собой стехиометрическое замещение ионов. [c.61]

Видно, что ионы СНзСОО взаимодействуют с ионами Н+ воды, образуя молекулы слабодиссоциированной уксусной кислоты. Ионы же Na+ не связываются ионами 0Н , так как NaOH — сильный электролит. Уменьшение в растворе числа ионов Н+ нарушает равновесие между молекулами воды и ее ионами, вызывая диссоциацию следующих молекул воды. Вновь образующиеся ионы Н+ в свою очередь связываются ионами СН3СОО- в молекулы СНзСООН, а свободные ионы 0Н накапливаются в растворе. [c.33]

Метод катионного обмена можно использовать для определения состава и констант устойчивости лабильных комплексов в водных растворах. Большинство определений основано на установлении равновесия между раствором и катионообменником. В колбу вносят катионообменник, раствор, содержащий комплексант и комплек-сообразователь, электролит, поддерживающий постоянную ионную силу. Колбы встряхивают до установления равновесия. Измеряемая величина — это общая концентрация иона металла в растворе См или же в фазе ионообменника Смк- Коэффициент распределения В = Смв.1См является функцией констант устойчивости комплексов, образующихся в растворе, и концентрации лиганда [c.154]

Чем больше Кдасс, тем сильнее диссоциирован слабый электролит. Наряду с Кдпсс для количественной характеристики равновесия используют величину степени диссоциации а. Она характеризует долю молекул слабого электролита, которые диссоциировали в растворе на ионы. Степень диссоциации связана с константой диссоциации. Взаимосвязь между ними может быть найдена следующим образом. Если начальная концентрация растворенного слабого электролита равна С молей в 1 л, то после диссоциации в состоянии равновесия [А+]=аС [Х ] =аС [АХ] = (1 — а) С. Подставляя значения равновесных концентраций реагирующих веществ в уравнение (1.23), получаем [c.36]

Условия отделения и выделения различных катионов и анионов в их разнообразных смесях можно варьировать в широких пределах. Ионный обмен позволяет удалять из раствора нежелательные ионы и электролит, заменять их другими или отделять друг от друга. Когда электролит протекает через колонку, он обменивает свои противоионы на противоионы, содержащиеся в зернах ионита. Поэтому вытекающий из колонки раствор содержит до проскока только противоионы, вытесненные из зерен ионита. Степень отработки ионита зависит от размеров колонки, положения равновесия ионного обмена, химического состава ионита и условий работы колонки. Если ионит селективно поглощает противоионы из раствора, то между зонами обоих сортов противоионов возникает и сохраняется острый фронт, который делается стационарным. Иониты в Н- и ОН-форме могут полностью освободить растворы от содержащихся в них катионов и анионов. Необходимо умело использовать избирательное действие различных ионитов, содержание в них различных функциональных групп и различный характер связи их с противоионами металлов или анионами. Больщое значение имеет применение процессов комплексообразования для разделения смесей ионов. Эти разделения основаны на образовании комплексных соединений металлов с одним комилексообразователем, но различающихся величинами констант нестойкости. Очень эффективно разделение лантанидов и актинидов, основанное на комплексообразовании с анионами органических кислот винной, лимонной, комплексонов различного состава и других. Катионы лантанидов или актинидов таким путем были полностью разделены, в то время как [c.103]

Доннановское равновесие - это вид ионного равновесия между фазами, когда одна из фаз несет заряженные частицы, неспособные перейти в другую фазу. Допустим, что две водные фазы, в каждой из которых растворен электролит А В разделены мембраной, проницаемой для электролита. Пусть в одной из фаз (фаза 2) имеются положительные фиксированные заряды Q, которые не могут проходить через мембрану. Приусловии равновесия для подвижного иона одного типа электрохимические потенциалы (13.2) в обоих растворах (1 и 2) одинаковы [c.140]

Электрохимия — это наука, которая изучает закономерности, связанные с взаимным превращением химической и электрической форм энергии. Взаимное превращение этих форм энергии совершается в электрохимических системах. Непременными составными частями электрохимической системы являются ионный проводник электричества — электролит два металлических электрода, которые создают контакт двух фаз — жидкой и твердой внешняя цепь — металл1 ческий проводник, обеспечивающий прохождение тока между электродами. Для того чтобы знать, каким закономерностям подчиняются электрохимические реакции, от чего зависит их скорость, что является источником электрической энергии в электрохимической системе и каков механизм прохождения электрического тока, необходимо изучить свойства растворов электролитов, электрохимические равновесия на поверхности раздела двух фаз, термодинамику электрохимических систем и кинетику электродных процессов. [c.6]

До сих пор с целью упрощения мы рассматривали двухкомпонентную систему, состоящую из воды (В) и органического вещества (А). Раствор в электрохимических системах кроме этих компонентов обязательно содержит также электролит (Э), ионы которого обеспечивают электропроводность раствора и равновесие на границе между раствором и злектрододс сравнения. Если электрод сравнения обратим по находящемуся в растворе аниону, то в согласии с основным уравнением электрокапиллярности (1.9) [c.52]