Изменение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов

Изменение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов [c.106]

Изменение концентрации ионов водорода, а отсюда, естественно, н концентрации гидроксид-ионов приводит к изменению кислотности или щелочности среды (в моль/л) [c.227]

Растворы гидроксида натрия и калия также поглощают диоксид углерода, но образуются растворимые карбонаты. В случае, если эти соединения являются титрантами, поглощенный диоксид углерода не обязательно вызывает изменения эффективной концентрации раствора сильного основания, потому что карбонат-ион может реагировать с двумя протонами точно также как и два гидроксид-иона, которые нейтрализуются при поглощении молекулы диоксида углерода. Однако иногда используют такие индикаторы конечной точки титрования, которые меняют цвет при значении pH, которому соответствует только титрование карбоната до бикарбонат-иона, так что эффективная концентрация раствора основания получается меньше, чем ожидаемая. Эту трудность можно устранить, если выбрать такой индикатор конечной точки титрования, который изменяет цвет при значении pH, отвечающем добавлению двух ионов водорода к карбонат-иону. [c.132]

При добавлении к воде кислоты концентрация катионов водорода Н+ увеличивается, а концентрация гидроксид-ионов ОН в соответствии с принципом Ле Шателье убывает. При добавлении к воде щелочи концентрации ионов изменяются в обратном направлении. Ионное же произведение воды независимо от изменения концентраций ионов остается при неизменной температуре постоянным. Постоянство ионного произведения воды позволяет вычислять концентрацию ОН по числовому значению концентрации Н+, и наоборот. [c.90]

В настоящем задании предлагается количественно изучить равновесие с участием ионов водорода и гидроксида и характер смещения равновесия при изменении условий. Для определения концентрации ионов водорода и гидроксида и i пользуется специальный прибор, измеряющий концентрацию (активность) ионов водорода в единицах pH, так называемый рН-метр. [c.223]

Гидролиз не следует путать с гидратацией. Гидратация— это взаимодействие ионов соли с молекулами воды. В результате же гидролиза, когда ионы соли взаимодействуют не с молекулами, а с ионами воды, в растворе могут образовываться новые соединения. В самом деле, связывание ионов водорода или гидроксид-ионов воды вследствие гидролиза вызовет изменение концентрации одного из этих ионов в растворе, что в свою очередь приведет к изменению pH раствора, т. е. в растворе образуется кислота или щелочь. [c.141]

Гидролиз солей. Вода, как уже отмечалось, — слабый электролит. Концентрации ионоз водорода и гидроксид-ионов в чистой воде равны, что соответствует pH = 7. Если в воде растворить соль, то равновесие диссоциации воды нарушается за счет изменен[гя с(Н+) и с(ОН ), следовательно, значение pH отклоняется от 7. Так, в растворе карбоната натрия реакция среды щелочная (pH >7), в растворе хлорида меди (И)—кислая (pH < <7), что легко определить при помощи индикаторов. Уменьшение или увеличение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в растворе происходит за счет их связывания в слабый электролит. [c.94]

Исследования последних лет показали, что в формировании активности твердофазных реагентов большую роль играют собственные микродобавки, т. е. примеси, обусловленные химической предысторией [1]. Влияние фазы, продуктом топохимического превращения которой является реагент, не ограничено только ориентационным воздействием при формировании решетки. Твердофазный продукт довольно прочно удерживает и химические следы предшественника . Например, оксид магния, полученный термическим разложением гидроксида, сохраняет в решетке гидроксильные группы [от 0,1 до 0,01% (ат.)] даже после нагревания до 2200 °С, обработки в высоком вакууме и ионной бомбардировки с целью уменьшить поверхностные эффекты [77]. Более того, выращенные из такого материала монокристаллы MgO имеют микропоры, заполненные водородом под давлением 4-10 Па [78]. Водород возникает в результате взаимодействия гидроксильных форм со структурными вакансиями. Еще более интересная ситуация имеет место в оксиде алюминия, полученном термическим разложением сульфата [1]. Показано, что метастабильный продукт разложения у-А Оз, имеющий структуру дефектной шпинели с высокой концентрацией катионных вакансий, способен структурно связывать серу, координация которой в сульфат-ионе очень сходна с координацией катионов в тетраэдрических узлах кубической упаковки шпинели. Присутствие же структурно связанной серы в тетраэдрических узлах шпинельной структуры сильно затрудняет превращение последней, связанное с изменением порядка анионных слоев при переходе от кубической структуры к гексагональной. В этом и кроется причина аномально высокой стабильности у-А Оз, приготовленной из сульфата. Фазовое превращение суль- [c.241]

Na l + H20, При титровании до к. т. т. концентрация ионов не меняется, а изменяется состав ионов. Более подвижные ионы водорода заменяются на менее подвижные ионы натрия, за счет чего проводимость уменьшается. После к. т. т. х увеличивается за счет изменения состава ионов (вводятся ионы гидроксила) и за счет увеличения концентрации гидроксида натрия. Как видно, самая малая величина — к т т. Если через все точки до к. т. т. и после к. т. т. провести прямые, то точка их пересечения дает конечную точку титрования. Опускают из нее перпендикуляр на абсциссу и получают 1/к т т. Массу НС1 (г) рассчитывают по уравнению [c.157]

Вследствие непостоянства состава и свойств образующегося осадка не является постоянным и произведение растворимости вещества — оно зависит от формы кристаллов, гидратированности и других характеристик осадка, т. е. от условий его образования, а также от изменения этих характеристик с течением врёмени. Поэтому значение pH, соответствующее осаждению, не остается строго определенным, оно зависит также от концентрации, температуры и других условий и колеблется в некоторых пределах. Например, для каждого иона металла имеется узкая область концентрации ионов водорода, в пределах которой происходит осаждение его из разбавленного раствора в виде гидроксида. [c.257]

Из уравнения видно, что зависимость потенциала электрода от плотности тока такая же, как для перенапряжения. Однако при изменении концентрации электролита поляризационные кривые будут смещаться. Смещение при постоянной плотности тока и изменении концентрации любого компонента раствора, влияющего на равновесный потенциал, будет эквивалентно изменению равновесного потенциала в зависимости от концентрации компонента. Кроме того, при изменении концентрации частиц, для которых диффузия замедлена, происходит пропорциональное изменение предельной плотности тока. Например, на рис. 1.3 приведены поляризационные кривые выделения металла при различной концентрации его ионов в растворе. Повышение концентрации ионов металла в электролите вызывает сдвиг равновесного потенциала и возрастание предельного тока. Если после достижения предельного тока продолжать увеличивать ток, то потенциал электрода сместится до такого отрицательного значения, при котором начинает протекать другая электродная реакция. В большинстве случаев — это интенсивное выделение водорода. При выделении водорода происходит подщелачивание при-электродного слоя, в результате которого, если в приэлектродном слое будет превышено pH гидратообразования, на поверхности электрода осаждается гидроксид металла, который включается в металлический осадок. При сильном подщелачи-вании может произойти экранировка поверхности гидроксидом и ток будет падать, на катодной поляризационной кривой вместо плато предельного тока появляется пик. Осаждение металла в области предельного тока обычно протекает с образованием рыхлых губчатых или дендритообразных осадков. [c.16]

Полученные зависимости ХПК=/(СГ) D=f(U) >=/(Сисх) < ост = /( исх) с=/(г) соответствуют теоретическим представлениям о механизме злектрокоагуляции. Так, при увеличении времени обработки свыше 5—7 мин наблюдается значительное воздействие электрохимических реакций в межэлектродном промежутке, которые ускоряют процессы коагуляции. Если значения pH сточной воды лежат в пределах 4-7, то концентрация ионов А1 в обработанной воде не превышает 10 мг/л. Значения pH обработанной воды больше, чем исходной, объяснить это можно изменением концентрации ионов водорода и гидроксильных групп в процессах, протекающих при выделении водорода, гидроксида алюминия и, возможно, в ионных сферах частиц, претерпевающих изменения при электрообработке. [c.103]

Другой метод заключается в построении графиков [6—9], с тем или иным приближением отражающих поведение равновесных систем. Такие графики непосредственно дают представление о том, какие вещества оказывают влияние на равновесие, а какие — нет (например, см. рис. 7-1, 11-2 и 11-8). Для простых систем, а также в случае, если у экспериментатора хорошо развито химическое чутье, в таких графиках нет необходимости. Если же система сложная или у химика еще не выработалась интуиция, графические построения позволяют быстро оценить определенные химические системы. Все большее распространение получают так называемые логарифмические графики с ведущей переменной. Такие графики большей частью состоят из ряда прямых линий с угловыми коэффициентами О, +1, или —1. Для кислотно-основных равновесий ведущей переменной обычно является pH для окислительно-восстановительных равновесий — электрохимический потенциал. Обычно допускают некоторое упрощение, например, что общая концентрация и коэффициенты активности остаются постоянными при изменении ведущей переменной. Для кислотно-основных равновесий узловая точка системы — это точка, абсцисса которой равна р/Са, а ордината Ig o (где Со — начальная концентрация). На рис. 3-1 представлен логарифмический график для 10 М водного раствора уксусной кислоты (р/Са = 4,7). Такой график строят [7] путем выбора двух осей одна для значений pH в интервале от О до р/Са,, а другая — для значений Ig , соответствующих изменению концентрации С на несколько порядков. Для ионов водорода и гидроксида строят прямые линии с наклоном 1, соответствующие уравнению lg[OH-] = pH — р/Сш. Далее находят узловую точку системы при pH = 4,7 и Ig Со = —2. От узловой точки системы проводят горизонтальную и две нисходящие прямые с угловыми коэффициентами О, +1 и —1. Наконец, под точкой системы отмечают точку на 0,3 единицы ниже и соединяют прямые линии для каждого компонента системы короткими кривыми, проходящими через эту точку. Ордината 0,3 (или lg2) появляется как результат того, что при рН = р/(а Ig [СНзСООН] = = Ig [СНзСОО-] = Ig (С0/2) = ig Со - Ig 2. [c.40]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология