Активная концентрация ионов сильных электролитов

Средний коэффициент активности можно оценить по эмпирическому правилу ионной силы . По этому правилу средний коэффициент активности при данной ионной силе раствора не зависит от природы и концентрации вещества, но зависит от числа v ионов, на которые распадается электролит, и от валентности ионов (справедливо для разбавленных растворов, / sS 0,02—0,05). Количественно правило ионной силы выражается уравнением, вытекающим из теории растворов сильных электролитов [c.220]

В случае очень разбавленных растворов предельный закон Дебая—Хюккеля с удовлетворительной точностью описывает соотношение между коэффициентом активности сильных электролитов и ионной силой или в случае растворов, содержащих один-единственный электролит, ионной концентрацией. Его справедливость можно расширить применением второго приближения теории [уравнение (5.1.46)], но это уже требует допущения произвольной постоянной ионного диаметра а, который нельзя определить иными измерениями, а необходимо подогнать к данным, полученным при измерении коэффициента активности. Таким образом, в принципе его значение произвольно. Этот недостаток еще более свойствен уравнению (5.1.49), содержащему две эмпирические констан- [c.491]

Ионная концентрация и ионная активность. Ионная концентрация раствора сильного электролита равняется его общей концентрации, так как электролит полностью ионизирован. Следовательно, в 0,1 М растворе соляной кис. [c.7]

Если в растворе слабого электролита присутствует сильный электролит, то коэффициенты активности ионов слабого электролита будут меньше 1, и. константа диссоциации остается постоянной лишь при замене концентраций активностями. [c.147]

Даже в примере 7 (б), когда в растворе имеется посторонний сильный электролит, ионная сила близка к величине 10 так что. активные концентрации в этом случае близки к формальным концентрациям. [c.219]

Устойчивость таких коллоидных растворов сильно зависит от степени сольватации. Слабо сольватированные лиофобные) золи в общем устойчивы только в содержащей электролиты дисперсионной среде и чрезвычайно легко коагулируют при повышении или понижении концентрации ионов, образующих золь или при добавлении посторонних ионов. Сильно сольватированные (лиофильные) золи, наоборот, коагулируют только при очень высокой концентрации электролита. В случае электроотрицательных золей присутствующие в растворе катионы и их валентность имеют значительно большее влияние на процесс коагуляции, чем анионы соответствующее положение справедливо совсем в противоположном смысле для положительно заряженных золей. Коагулирующая способность по правилу валентности Шульце — Харди значительно возрастает при увеличении валентности доминирующего иона-коагулятора. Согласно Оствальду, коагуляция при этом происходит в содержащей электролит дисперсионной среде при приблизительно одном и том же значении коэффициента активности доминирующего иона. [c.243]

Анионный обмен, так же как и катионный, может быть применен для изучения комплексообразования между положительно заряженной центральной группой и отрицательно заряженным лигандом. Однако его использование осложнено тем, что в добавление к анионным комплексам на смоле также адсорбируются лиганд и анион фонового электролита. Поэтому состав обменника и, следовательно, коэффициенты активности в фазе смолы будут сильно меняться в зависимости от состава водной фазы, если в макроконцентрации присутствует более чем один тип аниона. В таких случаях коэффициент распределения является чрезвычайно сложной функцией от а. Поэтому для изучения анионного обмена нельзя применять фоновый электролит, если лиганд не присутствует в микроконцентрациях. Но часто оказывается, что для образования анионных комплексов необходимы высокие концентрации свободного лиганда. В благоприятных случаях коэффициенты активности в обменнике можно считать постоянными, если используются следовые концентрации группы В и если обменник насыщен лигандом. Однако анионообменный метод имеет тот большой недостаток, что поскольку не может быть использована постоянная ионная среда, то нельзя контролировать коэффициенты активности в водной фазе. [c.301]

Константы диссоциации электролитов могут рассчитываться на основе концентраций молекул и ионов (Кс) или же их активностей (Ка). В первом случае эти константы часто называют классическими, во втором — термодинамическими. Строго говоря, классические константы диссоциации (которые большей частью и указываются в литературе) правильно характеризовали бы электролит лишь при (i = О, т. е. в его бесконечно разбавленном растворе. Однако у слабых электролитов расхождения Кс и Ка обычно невелики (например, при 25 °С для 0,1 М раствора уксусной кислоты Кс = 1,85 lO S, а Ка = 1,70-10 ). Они становятся тем значительнее, чем сильнее рассматриваемый электролит и выше общая концентрация раствора. [c.185]

Как известно из курса качественного анализа , произведение растворимости только в первом приближении можно рассматривать как произведение концентраций ионов в насыщенном растворе. В действительности же постоянным является не оно, а произведение активностей ионов в насыщенном растворе. Напомним, что активность представляет собой ту эффективную, кажущуюся концентрацию иона, соответственно которой он действует при химических реакциях, Например, действительные концентрации ионов Н+ и С1- в 0,1 М растворе НС1, которая, как сильный электролит, согласно современным воззрениям, считается диссоциированной в водных растворах почти нацело, равны также по 0,1 г-ион л. Однако действуют эти ионы при различных химических реакциях так, как если бы концентрация их равнялась всего 0,0814 г-ион л. Следовательно, обозначая активность через а, можно написать [c.82]

Потенциалы металлов в промышленных электролитах, в растворах простых и комплексных солей обычно сильно отличаются от равновесных. Их надо экспериментально определять для отдельных сл чаев. Сдвиги равновесных потенциалов могут быть достигаемы изменением активности ионов в электролите. При использовании простых солей размах изменений концентрации очень мал, не больше, чем в 100 раз, а это дает изменение потенциала всего 0,029 в для двухвалентного металла (рассчитано по фор- [c.362]

Если сильный бинарный электролит ВА диссоциирует на два иона В + + А , а их активности ав+ Ша- —соответственно, то средняя активная концентрация ВА будет ав + ал- ав + -ал- =/(1- При диссоциации вещества В ,, получаем т катионов В" и п анионов А " . Поэтому = Л 2. Полученное выражение позволяет сформулировать правило произведения активностей в насыщенном растворе сильного электролита при постоянной температуре произведение активных концентраций ионов растворенного вещества есть величина постоянная. [c.70]

Если сильный бинарный электролит диссоциирует на два иона с активностями ав+ и ад-, то средняя величина активной концентрации [c.72]

Определите pH 0,005 М раствора соляной кислоты и вычислите активность ионов водорода. Покажите, что соляная кислота — сильный электролит. Приготовьте 0,0005 i4 раствор соляной кислоты и определите его pH. Вычислите активность ионов водорода. Во сколько раз изменится величина pH приуменьшении концентрации ионов водорода в 10 раз [c.228]

Для примера вычислим активность ионов А1 и Ь0 в 0,05 М водном растворе А12(504)з. Эта соль — сильный электролит, и концентрация иона алюминия = 2-0,005 = 0,01 г-ион л, а сульфат-иона сзоа - = 3-0,005 = 0,015 г-ион/л. Ионная сила этого раствора [л = 0,5 (0,01-3 + 0,015-2 ) = = 0,075. [c.19]

В соответствии с уравнением (УП.13) при увеличении активности одного из ионов малорастворимого электролита активность второго иона уменьшается. Поэтому, если в раствор малорастворимого электролита внести какой-нибудь хорошо растворимый сильный электролит, содержащий одноименный ион, то растворимость малорастворимого электролита уменьшится. Например, при добавлении ЫзгСОз в раствор СаСОз повысится концентрация иона СОд - и поэтому уменьшится концентрация иона Са + и соответственно снизится растворимость СаСОз- Таким методом можно осаждать из раствора малорастворимые электролиты. [c.164]

В качестве второго примера рассмотрим мицеллярный раствор одного ионного ПАВ. Пусть ПАВ — сильный электролит, одна молек ла которого дает прп диссоциации поверхностно-активных ионов и 2 противоионов. Чтобы не путать нумерацию веществ (П.ЛВ и растворитель) и ионов, величиной с (без индекса) обозначим концентрацию П.ЛВ, i и Сг — концентрации ионов, Сц и Сз — концентрации их мономерных форм. Учитывая, что в силу условия электронейтральностп поверхностного слоя Г2(3) = Гкз) -2/ -1 (индекс 3 относится к растворителю), запишем (23.2) в форме [c.118]

Истинная степень диссоциации сильных электролитов в растворах любой концентрации равна 100%. Однако вследствие электростатического притяжения противоположно заряженных ионов, которое особенно значительно в концентрированных растворах, активность ионов снижается и сильный электролит ведет себя так, как если бы он находился в состоянии неполной диссоциации. Поэтому диссоциацию сильных электролитов принято количественно характеризовать кажущейся степенью диссоциации. [c.139]

Введем в раствор сильный электролит, например KNOз, в большом избытке, ионы которого и ЫОз не реагируют ни с одним из ионов, обозначенных в уравнении (2.15). Несмотря на это, скорость движения реагирующих ионов, а следовательно, количество столкновений между ними заметно уменьшится. При той же самой концентрации активность ионов станет меньше их концентрации. Эффект замедления вызван [c.41]

Уравнения кривых титрования. В уравнении электронейтральности раствора концентрации всех ионов (кроме водородных и гидроксильных) заменяют на известные величины — концентрации электролитов или на значения концентраций анионов слабых кислот и катионов слабых оснований, выраженные соответствующими формулами. Кроме того, если титруют электролит или смесь электролитов, проявляющих кислотный характер, концентрацию гидроксильных ионов выражают через концентрацию водородных ионов, исходя из произведения активностей ионов воды. В случае титрования электролитов основного характера, наоборот, концентрацию водородных ионов выражают через концентрацию гидроксильных ионов. После этой замены проводят математическое преобразование и получают линейные уравнения той или иной степени, содержащие две неизвестные величины — концентрацию водородных (или гидроксильных) ионов и средний коэффициент активности одновалентных ионов. Например, уравнение кривой титрования слабых одноосновных кислот растворами сильных оснований представляется в следующем виде [c.74]

Применение комплексных солей, в которых концентрация металлических ионов определяется расчетом из опытных значений потенциала и составляет иногда 10 —10 гжв/л, позволяет сдвигать потенциалы очень сильно и получать близкие значения их для разных металлов, что дает возможность осуществлять совместный разряд. В водных растворах приходится учитывать и возможность совместного выделения водорода (см. 62). Введение в электролит поверхностно-активных веществ позволяет иногда оказывать специфическое влияние, на разряд отдельных ионов, задерживать разряд более положительных. [c.362]

Каждая электродная реакция имеет свой стандартный потенциал (см. 2.3). Это Потенциал, которглй возникает в условиях, когда все вещества, участвующие в электродной реакиии, имеют активности, равные 1. Если расположить электродные реакции в соответствии со значениями стандартных потенциалов, получим злектрохими-ческий ряд напряжений (табл. 2). Металл, которому соответствует относительно высокий стандартный потенциал, например медь, называется благородным металлом. Металл, которому соответствует низкий стандартный потенциал, например натрий или магний, называется неблагородным металлом. Необходимо отмешть, что ряд напряжений применим только для чистых (не окисленных) металлических поверхностей в растворах собственных ионов металла с такими их активностями (концентрациями), для которых действительны стандартные потенциалы. В действительности поверхности металлов часто бывают покрыты оксидом, а активности их ионов в растворе могут существенно отличаться от 1, особенно, когда ионы металла связаны с другими составляющими раствора в так называемые комплексные ионы. Эти обстоятельства могут привести к тому, что измеренное значение потенциала будет очень сильно отличаться от приведенного в ряду напряжений. Если металлы, погруженные в исследуемый электролит, например морскую воду, расположить в соответствии с измеренными электродными потенциалами. [c.15]

ВаС12 активность ионов Ва = 0,01 -0,50 == 0,0050, а для ионов С1 = 0,02 -0,86 = 0,0172. Активность (эффективная концентрация) иона хлора, таким образом, не является просто удвоенной концентрацией ионов Ва , как это следует из классической теории диссоциации. В случае сильных электролитов для более или менее грубой оценки можно пользоваться аналитически определяемыми истинными концентрациями, которые получают на основании содержания электролита, предполагая полную его диссоциацию и не учитывая коэффициентов активности. Так поступают, например, если необходимо приблизительно рассчитать равновесие смёси сильного и слабого электролитов или если необходимо сделать заключение о влиянии на труднорастворимый электролит незначительных количеств сильного электролита, имеющего одноименный ион. Если же требуется большая точность расчета, то нельзя пренебрегать активностями. С теоретической точки зрения для сильных электролитов рационально пользоваться вместо активностей кажущимися концентрациями ионов, полученными на основании измерений электропроводности или осмотического давления. Действительно, лишь в редких случаях полученные таким образом значения оказываются более точными, чем полученные непосредственно из аналитических концентраций. [c.87]

Если допустить, что неидеальность растворенного вещества отражается на его коэффициенте активности, то можно сделать вывод, что для данной ионной концентрации понижение диэлектрической проницаемости растворителя ведет к увеличению неидеальности. Идеальный электролит должен иметь коэффициент активности, равный единице, а из рис. 10-2 видно, что отклонение коэффициента активности от единицы тем больше, чем меньше диэлектрическая проницаемость растворителя. Этот вывод вполне понятен, если вспомнить, каким методом определяют стандартное состояние электродного потенциала ячейки. В стандартном состоянии коэффициент активности приближается к единице, когда концентрация электролита приближается к нулю. Значит при бесконечном разбавлении взаимодействие между ионами отсутствует. Следовательно, при конечных концентрациях начинается взаимодействие между ионами, которое и приводит к отклонению коэффициента активности от единицы. Чем меньше диэлектрическая проницаемость растворителя, тем сильнее будет выражено это взаимодействие между ионами. [c.358]

Совместное осаждение металлов в данном случае облегчается по мере повышения плотности тока, с увеличением которой возрастает и содержание более электроотрицательного металла в сплаве. Следует, однако, иметь в виду, что применение высоких плотностей тока, приближающихся к значению предельного тока или превышающих его, может неблагоприятно сказаться на качестве покрытия, особенно если осаждение сплава производится на сильно профилированных изделиях. Можно использовать другой путь, а именно сблизить потенциалы осаждения металлов Mi и Aig, соответствующим образом изменяя концентрацию (активность) ионов этих металлов в электролите. [c.349]

Потенциал разряда Sn + на катоде в сильной степени зависит также от активности 0Н в электролигге, следовательно, от концентрации свободной щелочи в нем. Чем выше в электролите концентрация свободной щелочи NaOH, тем более отрицателен потенциал разряда Sn + на катоде. Повышение концентрации NaOH в растворе увеличивает в нем концентрацию 0Н , вследствие чего равновесие (2) сдвигается влево. При этом концентрация ионов Sn + понижается, что и вызывает смещение потенциала их разряда на катоде в сторону отрицательных значений. В этом случае процесс разряда ионов Н+ на катоде проходит более интенсивно и выход олова по току падает. Из изложенного выше следует, что катодная плотность тока и концентрация свободной щелочи в станнатном электролите являются важными факторами, определяющими выход олова по току. [c.124]

На рис. VI-6 приведена зависимость обш,его тока поляризации и скорости растворения Ru от концентрации хлор-ионов в электролите, состояш ем из смеси 3 н. H IO4 и НС1 при ср = 1,4 В. Прп увеличении концентрации С1 вследствие уменьшения концентрации СЮ общий ток поляризации сильно возрастает в результате интенсивного выделения хлора, а скорость растворения Ru существенно снижается. Представляется возможным увеличение стойкости прп анодной поляризации металлического рутения и рутения, входящего в состав активной массы, составленной на основе рутения. Это возможно нри подавлении процесса электрохимического выделения кислорода вследствие повышения перенапряжения выделения Oj либо при вытеснении выделения кислорода другим процессом, например выделением хлора. Уменьшевие скорости растворенця рутения с увеличением концентрации хлор-ионов в электролите можно связать с частичным вытеснением с поверхности рутениевого анода адсорбированного кислорода хлором. [c.196]

Явление несоответствующей диффузии, о котором говорилось ранее, происходит при одном электролите и приводит к конвективному переносу в связи с исключительно сильным положительным осмотическим потоком. Это, однако, не единственный случай, когда может происходить избыточная диффузия, отличающаяся от активного переноса , наблюдаемого через определенные биологические мембраны [U8]. Теорелл [Т12] показал, что в некоторых случаях, когда ионитовые мембраны разделяют два раствора,— один, содержащий два электролита с общим ионом ( одноименный ион ), и другой, содержащий один электролит с другим одноименным ионом , но с противоионом, идентичным с ионом в первом растворе,— концентрации могут быть выбраны так, что противоион будет диффундировать из разбавленного раствора в концентрированный. Теоррел приводит следующий случай [c.69]

Поглощение сильных электролитов. В равновесной ионообменной системе, а также в системе КА — раствор АХ (где ионный обмен отсутствует) электролит распределяется между фазами набухшего ионита (геля) и внешнего растЕора. В системах с разбавленным раствором электролита его концентрация в геле оказывается более низкой, чем во внешнем растворе происходит исключение (эксклю-зия) электролита из раствора, поглощенного смолой. Это явление (так называемое доннановское равновесие) объясняется положением термодинамики, согласно которому активности компонентов системы в равновесных фазах равны между собой. В данном случае должны быть равны произведения активностей ионов электролита в фазах геля и раствора. [c.23]

Для примера вычислим активность ионов АР" и SOij в 0,005 М растворе А12(504)з. Эта соль — сильный электролит, следовательно, концентрация ионов алюминия [c.21]