Равновесие гидроксильных ионов

Согласно вышеуказанному, все не растворимые в воде основания должны растворяться в кислотах, ибо водородные ионы кислот выводят из сферы равновесия гидроксильные ионы, находящиеся в равновесии с молекулами растворенной части осадка. На этом же основании не растворимые в воде кислоты должны растворяться в щелочах. [c.133]

Прибавляя к такой равновесной системе кислоту, мы тем самым вводим ионы водорода, которые с гидроксильными ионами будут давать мало диссоциированное соединение-воду и выводить из сферы равновесия гидроксильные ионы. Реакция пойдет слева направо и будет идти до тех пор, пока весь осадок А1(0Н)з не растворится [c.133]

Прибавляя к такой равновесной системе кислоту, мы тем самым вводим ионы водорода, которые с гидроксильными ионами будут давать мало диссоциированное соединение — воду и выводить из сферы равновесия гидроксильные ионы. Реакция пойдет [c.107]

Б. РАВНОВЕСИЕ ГИДРОКСИЛЬНЫХ ИОНОВ [c.268]

Химическая абсорбция не может происходить в режиме мгновенной реакции, потому что исчерпывание жидкого реагента (гидроксильных ионов) исключено при буферном действии карбонат-бикарбонатного равновесия. Поэтому скорость зависит только от разности между концентрацией с действительно растворенного,СОз и равновесной концентрацией с, определяемой уравнением (11.7). [c.127]

В растворах, содержащих кислоты, образуемые ими водородные ионы влияют на положение равновесия в реакции (ХП, 15). В растворах, содержащих основания, на равновесие соответственно влияют гидроксильные ионы. Равновесие это определяется константой диссоциации, в общем случае выражаемой, через активности [c.399]

Равновесие в общем более сложно. Ионы аммония, образующиеся в растворе, связывают ионы водорода и переходят частично в молекулы ЫН ОН этот процесс, в свою очередь, несколько увеличивает растворимость. Кроме того, в результате гидролиза в соответствии с уравнением (4) образуются гидроксильные ионы, которые ослабляют гидролиз, и поэтому дальнейшее растворение несколько уменьшается. Тем не менее из приведенного выше примера вычисления видно, что гидролитический процесс может очень сильно увеличить растворимость осадка. Поэтому, принимая меры для уменьшения растворимости осадка, необходимо прежде всего по возможности ослабить влияние гидролиза. [c.168]

Таким образом, в результате гидролиза появляются гидроксильные ионы. Значение pH раствора можно вычислить на основании равновесия (2), если известна концентрация соли, а также константа диссоциации соответствующей кислоты [c.296]

Вследствие меньшей растворимости Ре(ОН)з в сравнении с Ре(0Н)2 равновесие сдвигается вправо при увеличении концентрации гидроксильных ионов. [c.355]

Таким образом, если к ргствору прибавить щелочь, то часть двухвалентного марганца окислится не перманганатом, а кислородом воздуха и результаты титрования будут неправильными. Наиболее благоприятной средой для титрования является раствор, имеющий pH около 5 или 6. В этих условиях концентрация водородных ионов понижена вполне достаточно для того, чтобы сдвинуть равновесие реакции (1) вправо, и в то же время концентрация гидроксильных ионов еще недостаточна для того, чтобы заметно шла реакция (2). [c.387]

Уравнение (3) показывает также, что в растворе, содержащем эквивалентные количества слабой кислоты и сильного основания, гидроксильные ионы вступают в реакцию неполностью, и, следовательно, в момент эквивалентности концентрация ионов ОН больше концентрации ионов Н3О+. Следовательно, pH раствора больше 7. Для вычисления концентрации ионов водорода и pH в момент эквивалентности напишем выражение константы равновесия для реакции (3) [c.95]

Лучше всего диссоциация протекает по первой ступени. Но если в растворе этой кислоты увеличивать концентрацию гидроксильных ионов ОН , например, добавляя едкий натр, то можно целиком сместить равновесие вправо, т. е. достичь полной диссоциации ортофосфорной кислоты. Смещение равновесия вызывается тем, что ионы гидроксила связывают ионы водорода в малодиссоциирован-ную молекулу йоды [c.49]

Б. Соли образованы многовалентным катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, например 2пС з, А1(ЫОз)з, Ре2(504)з и др. В растворах таких солей наименее диссоциированные сложные частицы — [2п(0Н)]+, [А1(0Н)] (Ре(ОН)] — образуются в результате присоединения первого гидроксильного иона к иону металла, что приводит к установлению равновесий [c.63]

Если в крови каким-либо путем создается избыток ионов Н , последние связываются гидроксильными ионами и приведенные равновесия смещаются вправо, а при избытке ионов ОН — влево. Благодаря этому (а также буферному действию белковых веществ) pH крови здорового человека лишь очень незначительно колеблется около среднего значения 7,35 (если отклонение от него достигает 0,4 единицы pH, то наступает смерть). Несколько меньшее постоянство pH наблюдается при нормальном состоянии организма для желудочного сока (pH 1,5), слюны (pH 7), желчи (pH 8), мочи (pH 6), пота (pH яй 6) и т. д. [c.200]

В растворах, содержащих кислоты или основания, всегда образуется то или иное количество водородных или гидроксильных ионов, которые будут влиять на состояние равновесия (а). Константа диссоциации равновесия выражается уравнением [c.56]

Равновесие между водородными и гидроксильными ионами соблюдается не только в чистой воде, но и в водных растворах солей, кислот и оснований. Если в приближенных расчетах пренебречь ионной силой растворов сильных электролитов и принять активности водородных и гидроксильных ионов равными их общим концентрациям, то можно считать, что в 1 н. растворе сильной кислоты [Н ]==1 г-ио /./г. Соответственно в 1 и. растворе щелочи [0Н"]=1 г-ион л. Табл. 13 дает представление о концентрации ионов Н+ и 0Н (в г-ион л) в растворах кислот и оснований различных концентраций. [c.40]

Реакционная способность пиридина резко возрастает после его алкилирования с образованием соли алкилпиридиния. Катион последнего легко в водном растворе взаимодействует с гидроксильным ионом, образуя продукт присоединения, находящийся в равновесии с исходными ионами, Продукт достаточно устойчив и для его [c.215]

Так как константа равновесия этой реакции очень мала, вторая ступень диссоциации гидроксильного иона воды по схеме [c.39]

Отсюда можно сделать важный вывод о том, что при прибавлении к раствору слабого электролита одноименных ионов (одинаковых с ионами электролита) будет уменьшаться степень диссоциации этого электролита. И наоборот, уменьшение концентрации одного из ионов будет смещать равновесие вправо. Последний результат может быть достигнут путем добавления, например, к раствору слабой кислоты раствора щелочи (гидроксильных ионов). В этом случае происходит связывание ионов водорода слабой кислоты в малодиссоциированные молекулы воды [c.120]

После прибавления к этому раствору щелочи ее гидроксильные ионы начинают взаимодействовать с водородными ионами кислоты, связываясь с ними в молекулы воды. Но уход ионов водорода из раствора нарушает указанное выше равновесие, вызывая диссоциацию новых молекул синильной кислоты, и таким образом постепенно вся синильная кислота диссоциирует, а освобождающиеся ионы водорода соединяются с гидроксильными ионами, образуя молекулы воды. [c.156]

В образующихся в результате пересыщения первичных частицах молекулы расположены более или менее хаотично и, стремясь к равновесию, т. е. минимуму потенциальной энергии, располагаются в виде. кристаллической решетки, наступает кристаллизационный период. При большом пересыщении скорость агрегации превалирует над скоростью ориентации, в результате этого частицы имеют почти всегда аморфное строение. Скорость ориентации гидроксида снижается с увеличением числа гидроксильных ионов, связанных с атомом металла. Поэтому гидроксиды двухвалентных металлов приобретают кристаллическое строение, а гидроксиды трехвалентных металлов алюминия, железа, главным образом, выделяются в аморфном ви- [c.20]

Равновесие ионизации в растворе устанавливается мгновенно, однако процесс десорбции ионизированных молекул требует значительного времени, особенно при экстракции вещества из крупных гранул микропористых активных углей. Скорость процесса определяется скоростями диффузии гидроксильных ионов в адсорбционно-активные поры угля и диффузии образовавшихся органических ионов из пор к внешней поверхности зерна. Следовательно, скорость экстракции контролируется преиму-.щественно внутридиффузионным массопереносом [1]. [c.187]

Возможно в непрерывном процессе, как описанный выше для фенола, проводить получение дифенилового эфира из хлорбензола с одновременным получением уменьшенных количеств фенола, пользуясь упомянутым выше равновесием между фенолом и дифениловым эфиром в реакционной смеси. При этом нужно иметь в виду, что понижение концентрации гидроксильных ионов (щелочи вводится 5—15°/о, считая в молекулярном отношении к хлорбензолу) задерживает гидролиз дифенилового эфира и следовательно содействует его повышенному выходу Дифениловый эфир имеет практический интерес для парфюмерной промышленности, производства пластических масс и может быть полезен как передатчик тепла в теплообменных аппаратах для высоких температур. [c.217]

Произведения растворимости гидроокиси серебра и константы равновесия реакций с участием гидроксильных ионов [c.15]

Наиболее подходящей средой для осаждения и промывания осадка является раствор ЫН,ОН. Правда, гидроокись аммония довольно слабо диссоциирует следовательно, концентрация ионов ЫН в растворе гидроокиси аммония значительь о меньше, чем в растворе аммонийных солей. Однако наряду с некоторым количеством ионов КН в растворе гидроокиси аммония имеются также ионы ОН из уравнения (4) видно, что гидроксильные ионы сдвигают равновесие гидролиза влево и поэтому растворимость осадка уменьшается. [c.168]

Гидроксильные ионы, при прочих равных условиях, связываются с ионами водорода сильнее, чем ионы ВОа . Однако в данном случае ионы ОН И.ВО2 находятся в равновесии в одной фазе, поэтому их химические потенциалы равны, иначе говоря, они термодинамически равноценны. Таким образом, при данном соотношении концентраций они в одинаковой степени могут связывать ионы Н +. В 0,1 н. растворе МаВОа значение рН=11, т. е. [ОН ]=10" и степень гидролиза составляет 1%. Каждая капля соляной кислоты, попадая в раствор ЫаВОа, реагирует как с ионами ВОа , так и с ионами ОН . [c.312]

В некоторых случаях возможно комплексообразование не только с лигандом Ь, но и с его протонированными формами НЬ, НаЬ и т. д. в частности, это происходит при комплексообразовании Ьа с ЭДТА или тартратом. Такие комплексы называются кислыми или протонированными. Для них вводятся константы равновесия [МНЬ]/[МЬ] [Н]и(3ц= [МНЬ]/[М][НЫ. При этомрц — обычная константа образования комплекса МНЬ, а к — константа протонизации комплекса МЬ gk равен р [Н ], при котором [МНЬ ] = = [МЬ]. Константы А и Рц связаны соотношением Рц = Аналогичным образом возможно образование комплексов, в состав которых входят гидроксильные ионы ОН . [c.157]

Как показывают стрелки, в щелочной среде равновесие смещено в сторону диссоциации по кислотному типу, так как образующиеся ионы Н связываются гидроксильными ионами среды в малоднс-социированные молекулы воды. Наоборот, в кислой среде подобным же образом связываются в молекулы воды ионы ОН, и поэтому равновесие смещено в сторону диссоциации по типу основания. Возможностью смещения равновесий в обоих направлениях обусловлена растворимость практически нерастворимых в воде амфотерных гидроксидов и в кислотах и в щелочах, з- [c.151]

В растворах подобного рода солей, например ZnSO , А12(804)з, Fe la и т. п., наименее диссоциированные соединения образуются за счет присоединения первого гидроксильного иона к иону металла, что приводит к установлению равновесий [c.155]

Сущность фосфатировання заключается в образовании ионами Р0 4 с ионами кальция соединений, которые кристаллизуются в толще щелочной котловой воды в виде шлама, в значительной степени удаляемого из котла с продувкой. Дозировка фосфатов осуществляется непосредственно в барабан. В зависимости от соотношения в котловой воде гидроксильных ионов ОН- и фосфатных ионов Р0 4 кальций может выделяться в шлам в виде фосфорита Саз(Р04)2 или в виде гидроксилапа-тита Саю(Р04) (0Н)2, что вытекает из равновесия [c.73]

Образование Ы-метил-2-пиридона при окислении подщелоченного раствора иодистого N-метилпиридиния указывает на то, что XVII (или соединение, переходящее в него) потенциально присутствует в растворе. Несомненно, в ионе пиридиния имеет место сдвиг электронов из а- и f-Me i ядра к положительно заряженному атому азота. Взаимодействие такого катиона с гидроксильным ионом приводит к образованию карбинольного основания XVII, находящегося в состоянии равновесия с гидроокисью пиридиния необратимое превращение карбинольного основания при окислении в пиридон сдвигает равновесие вправо, что и приводит в конечном счете к полному превращению гидроокиси N-метилпиридиния (XV) n N-метилпиридон (XVI). [c.323]

Четвертичные соли 3,4-дигидроизохииолииия. Котарнин является типичным четвертичным соединением 3,4-дигидроизохинолиния, и его поведение и реакции характерны для всего класса соединений этого типа. В кислой среде котарнин существует в виде аммонийного иона (I). В щелочной среде присоединяется гидроксильный ион и образуется неионное относительно мало растворимое в воде псевдооснование или аминоспирт (II). При действии кислот реакция протекает в обратную сторону и регенерируется катион (I). Между аминоспиртовой формой и альдегидаминной формой III существует, повидимому, таутомерное равновесие, которое легко сдвигается под действием подходящего реагента. [c.333]

Наличие обратимого равновесия в системе псевдооснование—четвертичное аммониевое основание видно из того, что водный слой, находящийся в контакте с бензольным раствором псевдооснования (ХЫХ), имеет сильнощелочные свойства. Распределение соединения между бензолом, где оно находится в форме псевдооснования, и водой, где оно находится в виде аммонийного иона, зависит от общей концентрации данного вещества и от концентрации гидроксильного иона в водном слое [536]. Те же отношения наблюдались и для системы гидроокись бербериния—псевдооснование берберина [537]. Результаты, полученные при изучении электропроводности [493] и спектров поглощения в ультрафиолетовой области [496], также (Л)гут быть удовлетворительно истолкованы, если принять во внимание существование подвижного равновесия между ионной и неионной формами. Сравнение положения равновесия в системе псевдооснование—четвертичное аммониевое основание для пиридина, хинолина, изохинолина и акридина показывает, что наибольшая устойчивость аммонийной формы наблюдается у пиридина хинолин и изохинолин занимают среднее положение и наименьшей устойчивостью обладает аммонийная форма акридина [493]. В каждом случае переход аммонийной формы в псевдооснование (L—ЬП1) сопровождается превращением ароматического кольца в неароматическое. Пиридин при этом теряет всю [c.344]

Сравнение равновесия в системе псевдооснование—аммонийный ион для котарнина и для соединений N-метилизохинолиния показывает, что для превраш,ения иона изохинолиния в псевдооснование требуется более высокая концентрация гидроксильного иона, чем для аналогичного превращения иона [c.345]

Если водный раствор четвертичной соли подщелочить едким натром,, то осаждается 5-oк и-N-aлкилaкpидaн (например, XX) (немедленно или прн кипячении, в зависимости от природы других заместителей, которые могут Присутствовать в соединении) [91]. Было бы чрезвычайно полезно установить правила, которым подчиняется действие заместителей. Реакция в основном состоит во взаимодействии избытка гидроксильных ионов с углеродным атомом ядра, несущим наибольший положительный заряд. Аналогичная реакция хорошо известна в ряду трифенилметана. После присоединения кислоты к карбинолу регенерируется исходная соль, и можно показать, что между XIX и XX устанавливается равновесие. Это равновесие сдвигается по мере того, как раствор становится более щелочным [92]. [c.387]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология