Равновесие ионных реакций в растворах электролитов

Некоторые окислы (РЬОг, МпОг и др.) могут, подобно металлам, служить электродным материалом. Причиной возникновения разности потенциалов на границе раздела окисел — раствор также является переход ионов из твердой фазы в жидкую либо в обратном направлении. Однако в данном случае, в отличие от металлических электродов, в переходе могут, наряду с ионами металла, участвовать также ионы водорода и гидроксила. Равновесное значение потенциала устанавливается, когда окисленный электрод и электролит находятся в равновесии в отношении всех видов ионов, участвующих в электродной реакции. [c.19]

Равновесие реакции гидролиза можно сместить вправо, например, увеличением концентрации воды, т. е. разбавлением (почему увеличение концентрации ионов АР+ не приводит к смещению равновесия вправо ), но значительно более сильно действует удаление из сферы реакции ионов, создающих кислую или щелочную среду раствора. В случае гидролиза АГ достаточно ввести в раствор ионы ОН (прилить щелочи), которые свяжут ионы Н+ в очень слабый электролит НгО, равновесие сместится вправо и выпадет осадок А1(ОН5)з. Помните—в избытке щелочи осадок может вновь раствориться [c.189]

Рассмотрим для примера реакцию нейтрализации уксусной кислоты едким натром. Сущность этой реакции также заключается в соединении ионов И с ионами ОН. Но вследствие того, что уксусная кислота — слабый электролит, ионы Н в начале реакции находятся в растворе лишь в незначительном количестве и постепенно образуются в результате сдвига равновесия [c.149]

Очевидно, что первое предположение учитывает стехиометрию и константу равновесия химической реакции, а второе - основывается на уравнении Нернста, что справедливо лишь для обратимых электродов. Следует заметить, что метод Грана не учитывает изменения коэффициентов активности ионов. Обычно это изменение оказывает незначительное влияние. Его можно свести к минимуму, если при титровании добавить к исследуемому раствору индифферентный электролит относительно высокой концентрации, чтобы поддерживать постоянной ионную силу. Метод Грана не учитывает также влияния побочных процессов при установлении равновесия в ходе титрования, что проявляется в виде искривления графиков в случае разбавленных растворов или когда реакция между определяемым веществом и титрантом протекает медленно. [c.250]

Электрохимия — это наука, которая изучает закономерности, связанные с взаимным превращением химической и электрической форм энергии. Взаимное превращение этих форм энергии соверщается 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 — металлический 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]

В предыдущих разделах был выяснен физический смысл электродного потенциала, показана его связь со скачками потенциала на границах раздела фаз, рассмотрены условия возникновения скачка потенциала на границе электрод — электролит (основной составной части электродного потенциала) и разобрана зависимость его величины от состава раствора. При обсуждении механизма возникновения скачка потенциала на границе электрод — электролит было отмечено, что главной причиной его появления является обмен ионами между металлом электрода и раствором. Этот процесс протекает вначале (т. е. в момент создания контакта между металлом и раствором) в неэквивалентных количествах, что приводит к появлению зарядов разного знака по обе стороны границы раздела фаз и к появлению двойного электрического слоя. Однако ни структура последнего, ни распределение зарядов по обе стороны межфазной границы там не рассматривались. Строение двойного электрического слоя не имеет принципиального значения для величины равновесного электродного потенциала, который определяется изменением свободной энергии соответствующей электрохимической реакции. В то же время строение двойного электрического слоя играет важную роль в кинетике электродных процессов, включая и кинетику обмена ионами в равновесных условиях, определяя интенсивность этого обмена (величину тока обмена Г). Теория строения двойного электрического слоя служит поэтому как бы переходным звеном между электродным равновесием и электродной кинетикой. [c.227]

Образование комплексных ионов можно рассматривать как обратимую химическую реакцию. В растворе комплексного соединения наряду с комплексными ионами имеется некоторое число ионов, из которых образовался комплекс. Поэтому комплексные ионы в растворе можно рассматривать как слабый электролит и применять к ним законы действия масс и ионного равновесия. Например, уравнение реакции, выражающее процесс диссоциации комплексного иона [Ре(СЫ)бР можно записать как уравнение обратимой реакции [c.63]

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]

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]

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]

При накоплении в растворе ионов Си+ более, чем это соответствует равновесию, например, за счет анодной реакции при большой анодной поляризации, в электролите может выпадать металлическая медь в виде мелкого порошка (смещение равновесия влево). Кроме этого, при недостаточной кислотности раствора соль одновалентной меди легко гидролизуется с выпадением гидрата закиси меди или темно-красного порошка закиси меди [c.399]

При значениях pH, существенно более высоких, чем 7, АТФ в водных растворах находится в виде иона с зарядом —4. Когда pH уменьшается до 7, АТФ присоединяет протон и превращается в ион с зарядом —3. При уменьшении pH до 4 АТФ присоединяет еще один протон и переходите ион с зарядом —2. Вследствие высокого заряда АТФ - этот ион имеет сильную тенденцию присоединять катионы из раствора. При концентрации ионов Na+ и К+, равной 0,1 М, образуются значительные концентрации комплексов с этими катионами. Поэтому константы кислотной диссоциации АТФ удобнее всего определять в растворе, содержащем большие по объему катионы, такие, как (н-пропил)4 N+, которые гораздо слабее связаны с АТФ. Значения р/С при 25° С для АТФ, АДФ, аденозин-5-моно-фосфата (АМФ) и неорганического фосфата в растворе с ионной силой 0,2 [электролит— (м-пропил)4 N 1] приведены в табл. 7.4. Индекс 1 у константы равновесия указывает, что она соответствует реакции отщепления протона от наиболее основного иона. [c.226]

Прибавим к раствору электролита второй электролит, содержащий одноименный ион с первым. Например, к раствору уксусной кислоты раствор ее соли — ацетата натрия. Очевидно, увеличение активности ацетат-ионов — одного из продуктов реакции диссоциации кислоты — сместит равновесие диссоциации влево, степень диссоциации понизится. Проведем расчет. К 0,01 М раствору СНзСООН прибавим СНзСООЫа в таком количестве, чтобы его концентрация в растворе стала 0,01 моль/л. Обозначим концентрацию кислоты в растворе Ск, соли Сс, степень диссоциации кислоты а, при этом полагаем, что соль диссоциирована поЛ ностью. Для получения оценочных результатов вместо активностей будем пользоваться концентрациями. [c.191]

При смешении двух растворов они будут взаимно способствовать смещению равновесия в обеих реакциях гидролиза в сторону продуктов гидроксид-ионы и ионы водорода связываются в слабый электролит — воду. Окончательное уравнение реакции [c.83]

При погружении стекла в раствор электролита ионы щелочных металлов могут обмениваться с находящимися в растворе ионами водорода, которые с силикатными анионами стекла образуют слабо диссоциированные силикатные кислоты. Этот обмен идет до установления равновесия и приводит к возникновению скачка потенциала, величина которого определяется концентрацией ионов водорода. При этом ионы и электроны не взаимодействуют между собой, т. е. окислительно-восстановительные реакции на границе электрод — электролит не происходят. Поэтому присутствие в растворе окислителей и восстановителей не влияет на величину возникающего потенциала. [c.160]

В условиях равновесия происходит постоянный обмен между катионами и между анионами кристалла и раствора. Скорости этого обмена для каждого процесса можно выразить через плотности тока обмена и д, которые для одного и того же кристалла могут иметь заметно различающиеся значения. Однако концентрации и в электролите должны иметь такие значения, чтобы обе реакции перехода приводили к одному и тому же равновесному потенциалу между электролитом и кристаллом (см. ниже рис. 319). Из этого условия вытекает постоянство ионного произведения. [c.731]

Так как уксусная кислота — слабый электролит, то при столкновении ее кислотных остатков с ионами Н+ воды, образуются недис-социированные молекулы уксусной кислоты. Удаление из раствора части ПОНОВ Н+ вызывает сдвиг равновесия процесса диссоциации воды слева направо. Содержание ионов ОН" в растворе нарастает. Раствор приобретает щелочную реакцию. В ионном виде процесс изображается уравнением [c.139]

Но щелочь является также сильным электрол 1том, так что первое из этих равновес1 Й практически нацело сдвинуто влево. Уксусная кислота электролит слабый и, следовательно, ионы СНзСОО Н3О+ образуют в основном нейтральные молекулы. В результате ь гих двух реакций в растворе устанавливается равновесие [c.73]

При образовании малодиссоциированных соединений, как и в случае малорастворимых соединений, происходит связывание ионов, а значит, и смещение равновесия в растворах. Равновесия реакций между сильными кислотами и сильными основаниями практически полностью смещены в сторону нейтрализации ионов Н+ 1и ОН именно потому, что при этом образуется такой слабый электролит, как вода. Образование малодиссоции-рованных соединений может приводить и к растворению осад- [c.102]

Оловянные аноды растворяются с образованием катионов различной валентности. Константа равновесия реакции 2Sn + Sn -Ь Sn + определяет относительную концентрацию в электролите тех и других ионов. [c.157]

Стандартные характеристики растворенного вещества согласно общепринятому выбору стандартного состояния относятся к гипотетическому одномоляльному раствору, обладающему свойствами бесконечно разбавленного, т. е. к нулевой ионной силе, а химический эксперимент проводится при конечных концентрациях реагентов. Изучение равновесий, как правило, проводится в растворах с постоянным и довольно высоким значением ионной силы, причем полученные значения констант равновесия и тепловых эффектов далеко не всегда пересчитываются на нулевую ионную силу. Термодинамические характеристики реакций комплексообразования при конечных значениях ионной силы оказываются несопоставимыми с основными стандартными характеристиками ионов, фигурирующими в справочной литературе, что закрывает путь для многих расчетов и сопоставлений. Термодинамические характеристики для растворов с конечным значением ионной силы часто оказываются несопо-ставимыми и между собой, так как каждый исследователь выбирает значение ионной силы раствора и электролит для ее поддержания в значительной степени произвольно, используя чаще всего нитраты или перхлораты, а иногда хлориды щелочных металлов. [c.260]

Механизм ионообменных реакций, при которых образуется слабый электролит в фазе раствора или ионита, подобен механизму реакции нейтрализации, поскольку смещение ионообменного равновесия происходит в результате связывания иона Н+ или ОН" в малодис-социированную ионную пару, но не между собой, а с другими ионами — в растворе или смоле. С другой стороны, в этих системах, в отличие от систем с нейтрализацией, происходит эквивалентное замещение ионов в обеих фазах без изменения общей концентрации электролитов, и, что весьма важно, раствор наряду со слабой кислотой или основанием содержит сильный электролит, имеющий общий с ними ион. [c.60]

Все сказанное сгараведливо только для обратимого процесса, т. е. для плотностей тока, стрбмяш,ихся к нулю. При значительных плотностях тока, принятых в практике электролиза, реакции ионизации с образованием ионов Си+ протекают с меньшими затруднениями — с меньшей поляризацией, чем реакции ионизации Си—2е->Си +. В результате этого в раствор будут переходить ионы одновалентной меди в количестве, несколько большем, чем это требуется по равновесию (Х1У,5). Однако в электролите, где действуют законы термодинамики, а не электрохимической кинетики, быстро вновь установится соотношение 2Си+ Си +4-Си и избыточные против равновесного одновалентные ионы меди будут да вать ионы двухвалентной меди и металлическую медь, выпадающую в виде высоко-дисперсного порошка в шлам. [c.393]

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]

Рассмотрим, например, раствор ацетата натрия Hs OONa, имеющий щелочную реакцию. Ацетат натрия как сильный электролит при растворении в воде полностью диссоциирует на ионы Na+ н СНзСОО . Последние взаимодействуют с Н+- и ОН - ионами воды. При этом ионы Na+ не могут связать ионы ОН в молекулы, так как NaOH является сильным электролитом и существует в растворе только в виде ионов. В то же время ацетат-ионы связывают ионы H" " с образованием молекул слабого электролита — уксусной кислоты, в результате чего новые молекулы Н2О диссоциируют на Н+ и ОН ионы. Эти процессы протекают до тех пор, пока не установится равновесие [c.132]

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]

Уксусная кислота — слабый электролит, но все же более сильный, чем вода, поэтому между участниками реакции установится состояние равновесия, в котором концентрации молекул СН3СООН и ионов ОН-- сравнительно невелики. Тем не менее гидролиз ацетата калия приведет к увеличению концентрации ионов ОН- в растворе по сравнению с чистой водой в этом легко убедиться, измерив pH такого раствора. [c.98]

Какая форма записи правильна —первая или вторая Такой вопрос ча -сто задают абитуриенты. Ответ на него простой верны обе формы записи,. 40 первый содержит больше информации. Действительно, вода — очень слабый электролит, и потому концентрация ионов водорода в нейтральном растворе, как мы уже знаем, ничтожно мала. Мы уже условились записывать в уравнениях окислительно-восстановительных и других реакций слабые электролиты в молекулярной форме. Первую форму записи следует понимать так около катода постоянно расходуются ноны водорода, т. е. равновесие Н2О 4= Н+-1-0Н все время смещается вправо, поэтому стремление системы к равновесию выражается в том, что диссоциируют все новые и новые порции воды образующиеся при этом ионы водорода восстанавлнвают-ся, а ноны гидроксила остаются в растворе. Следовательно, первая форма записи показывает сумму двух процессов диссоциации воды и восстановления иопов а вторая — лишь восстановление ионов водорода, но противоречия между этими двумя формами записи пет. [c.146]

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]

В отличие от констант равновесия других обратимых реакций, величина К называется в данном случае констж-той диссоциации электролита. Она характеризует склонность его к ионизации. Чем больше ее величина, тем сильнее диссоциирует слабый электролит и тем выше концентрации ионов его в растворе при равновесии. [c.47]

Оценка коррозии цинка в сухих элементах по скорости выделения в них газа [Л. 28] является далеко не достаточной. Значительная часть цинка корродирует без выделения водорода путем реагирования с кислородом, растворенным в электролите, а также с продуктами, перешедшими в раствор с катода. Двуокись марганца растворяется в электролите, впрочем только в очень незначительных размерах. В растворе состава 19% NH4 1, 9%, 2пС12, находящемся в равновесии с избытком искусственной Мп02, концентрация иона Мп+ не превышала 2- г-экв/л [Л. 26]. При малой скорости диффузии в сухих элементах эта величина окислительного агента в электролите вряд ли может вызвать сколько-нибудь заметную коррозию цинка или же уменьшить емкость положительного электрода. Более сильное влияние оказывает растворенный кислород, реагирующий с металлическим цинком (реакция 3) [c.75]

Предполагается [63], что при взаимодействии иодида серебра с концентрированным раствором К1 образуется комплексный ион Ag2I6 , из которого при электролизе катодно восстанавливается серебро по суммарной реакции Ag2I6 - 2е = 2Ag 61 , причем лимитирующей стадией на этом этапе является диффузия комплексных ионов. Благодаря высокой константе равновесия реакции, в иодидном электролите при загрузке деталей в ванну под током не требуется проводить предварительного серебрения или амальгамирования для меди и ее сплавов. Катодный и анодный выходы по току близки к 100 %. Такие электролиты устойчивы при pH около 8. С понижением pH путем введения кислоты повышается стойкость серебряного комплекса, но несколько снижается катодный выход металла по току. Рассеивающая способность по 98 [c.98]

Центральным и преимущественно развивающимся разделом современной электрохимии является кинетика электродных процессов. При обсуждении этого раздела в учебниках и учебных пособиях ПО электрохимии основное внимание уделяется строению двойного электрического слоя на границе металл — электролит, диффузионной и собственно электрохимической кинетике. При этом химические стадии электродных реакций и химические реакции в растворах, в которых участвуют реагирующие на электроде частицы, обычно рассматриваются как дополнительные осложнения. Между тем в настоящее время стало очевидным, что подавляющее большинство эл.ектродиых реакций включает химические стадии, которые предшествуют или следуют за собственно электрохимическими стадиями, либо осложнено химическими реакциями в объеме электролита. Это в первую очередь относится к электродным реакциям, протекающим с участием ионов металлов или органических соединений в растворах электролитов, которые широко используют на практике (процессы электроосаждения и анодного растворения металлов, электросинтез и анализ органических и неорганических соединений и др.). Электрохимические методы исследования (потенциометрия, полярография, различные варианты вольтамперометрии) в настоящее время широко применяются при количественных исследованиях химических реакций в растворах (равновесия и кинетика реакций комплексообразования, реакций органических соединений). Поэтому они представляют значительный интерес для физико-химиков, не-органиков, органиков и тех, кто занимается электроаналитиче-скими методами. [c.3]