Основания изменение активности ионов

При реакции нейтрализации (титрование кислот и оснований) изменение активности ионов водорода в растворе определяют по изменению потенциала любого электрода, применяемого для измерения. [c.57]

Рассмотрим теперь изменения скорости реакций, которые могут быть вызваны добавлением солей. Возникающие при этом эффекты обычно подразделяют на две категории. К первой относятся изменения активности ионов или полярных молекул. Этот эффект называют первичным, чтобы отличить его от вторичного солевого эффекта, обусловленного тем, что ионная сила раствора влияет на истинную концентрацию ионов, образующихся при диссоциации слабых электролитов. Хорошо известным примером является замедление реакции, катализируемой кислотой или основанием, под действием соли, что связано с подавлением ионизации каталитической кислоты или основания. Оба солевых эффекта описываются в рамках электростатических представлений с помощью уравнений, выведенных Бренстедом, Бьеррумом и Кристиансеном. Все эти уравнения основаны на теории Дебая — Хюккеля, но каждое из них опирается на несколько различающиеся допущения, которые сопоставлены в известной книге Амиса [3]. Все три уравнения можно свести к простому общему виду [c.197]

Шмид и Рейли [1] разработали новый электрохимический метод определения констант устойчивости, основанный на реакции обмена между определяемым катионом и комплексонатом ртути и на измерении изменения активности ионов ртути при помощи ртутного электрода. Этим математически обоснованным методом авторы определили константы устойчивости комплексов этилендиаминтетрауксусной кислоты с большинством двухвалентных катионов. [c.525]

При титровании слабого основания сильной кислотой или слабой кислоты сильным основанием в конце титрования образуются соли, которые подвергаются гидролизу и дают в первом случае кислую, а во втором — щелочную реакции. На основании константы диссоциации образующейся кислоты (основания) и активности ионов соли можно вычислить pH образующегося раствора при взаимодействии эквивалентных количеств кислоты и основания. Сопоставляя границы интервалов изменения окраски индикаторов с вычисленной величиной pH эквивалентной точки, легко установить, какой из индикаторов будет наиболее подходящим для отдельных случаев количественных определений кислот (оснований) методом титрования. [c.118]

Титрование сильных и слабых кислот (оснований) растворами сильных оснований (кислот) связано с изменением активностей ионов Н+ или ОН" в растворе. Методы расчета этих величин описаны в книге 2, гл. II, 19. [c.64]

Окислительно-восстановительный потенциал для каждой такой системы определяется по уравнению (XI, 46). Быстрое установление равновесного потенциала на платине в обратимой окислительно-восстановительной системе позволяет на основании потенциометрической кривой определить значение нормального окислительно-восстановительного потенциала такой системы. При этом надо учитывать, что этот метод будет действительно строго точен только в том случае, если в ходе кривой титрования учитывать и изменение ионной силы раствора, а следовательно, и изменение активностей ионов в растворе. Для достаточно разбавленных растворов можно применить уравнение (XI, 42) и тогда значение для окислительно-восстановительного потенциала может быть рассчитано по уравнению (XI, 46). [c.365]

При кислотно-основном потенциометрическом титровании наибольшее применение имеет гальванический элемент, состоящий из стеклянного и хлорсеребряного электродов (см. рис. 10.2). ЭДС такого элемента выражается уравнением (10.15) и однозначно зависит от активности ионов Н+. Кривая титрования в координатах ЭДС — объем титранта показывает ясную картину изменений, происходящих в растворе. Стандартными растворами (титрантами) при кислотно-основном титровании служат сильные кислоты и сильные основания. [c.93]

Поведение стеклянного электрода в неводных щелочных растворах было объяснено на основании представлений о том, что возникновение отклонений при более низких значениях pH является результатом увеличения констант обмена стекла вследствие изменения соотношения активности ионов водорода и катионов в различных неводных средах. [c.433]

Потенциометрическое титрование проводят следующим образом. В раствор титруемой кислоты помещают стеклянный электрод (индикаторный) и электрод сравнения (хлорсеребряный). Затем в раствор анализируемой кислоты из бюретки определенными дозами добавляется основание, которое уменьшает активности ионов Н " в растворе кислоты, вследствие чего изменяется значение измеряемой ЭДС. Результаты титрования представляют в виде графической зависимости изменения ЭДС (pH) в зависимости от объема прибавленного основания. Такая зависимость называется кривой потенциометрического титрования. [c.265]

В зависимости от природы р-рителя меняются окраски И,, их рК, и чувствительность. Так, метиловый красный в воде дает переход окраски при более высоких значениях активности ионов Н , чем бромфеноловый синий, а в этилен-гликолевом р-ре наоборот. В водно-метанольных и водно-этанольных р-рах изменение по сравнению с водной средой незначительно. В спиртовой среде И.-кислоты более чувствительны к ионам Н , чем И.-основания. [c.228]

Кривые потенциометрического кислотно-основного титрования являются отображением изменения pH раствора. Поэтому в качестве индикаторных электродов применяют рН-чувствитель-ные электроды, потенциал которых зависит от концентрации ионов водорода. Обычно используют стеклянный электрод. Хотя такое титрование и представляет в настоящее время рутинный аналитический метод, иногда экспериментальные кривые не совпадают с теоретическими, поскольку при построении последних оперируют концентрациями, а не активностями ионов. Однако возникающая при этом небольшая погрешность не имеет существенного значения при определении конечной точки титрования. Потенциометрическое кислотно-основное титрование особенно удобно при анализе многоосновных кислот (оснований) или смесей кислот (оснований), поскольку позволяет обеспечить их раздельное определение. [c.234]

Метод основан на изменении величины потенциала электрода, погруженного в исследуемый раствор, и сводится к измерению электродвижущей силы (ЭДС) элемента. Последний состоит из двух электродов — индикаторного, потенциал которого зависит от активности ионов водорода в растворе, и электрод сравнения (стандартный электрод) с известной постоянной величиной потенциала. Обычно в качестве индикаторных электродов используют стеклянный, электродами сравнения служат каломельный и хлорсеребряный. [c.54]

Для превращения ионообменников в Н-форму достаточен небольшой избыток сильной минеральной кислоты. При изменении ионной формы смолы наблюдается существенное изменение объема. Ионообменники могут быть использованы в качестве буфера в системах с низкой активностью ионов Н" " и для вьщеления органических оснований. [c.35]

Изменение активности и показателя активности ионов водорода в процессе титрования водных растворов кислот и оснований [c.97]

Метод с использованием сульфидсеребряного ионселективного электрода основан на измерении мембранного потенциала, который зависит от активности ионов серебра в анализируемом растворе. При десятикратном изменении концентрации серебра потенциал сульфидсеребряного электрода изменяется на 59,2 мВ. При концентрации серебра 10 М определению не мешает присутствие 0,0004 мг/л кальция, 0,01 мг/л магния, 0,32 мг/л аммония, 0,09 мг/л сульфат-ионов, 0,03 мг/л бикарбонат-ионов, 0,03 мг/л ацетат-ионов. [c.127]

В работах [46, 47] на основании анализа литературных данных о температурной зависимости активности воды в растворах различных электролитов проводится прямая связь между гидратацией стехиометрической смеси ионов в растворе и изменением активности с температурой. Для характеристики ближней сольватации О.Я. Самойловым [48] введены понятия о положительной и отрицательной сольватации. Если t - среднее время пребывания молекулы растворителя в ближнем к /-му иону временном положении равновесия в структуре раствора, а То — среднее время пребывания молекулы растворителя в равновесном положении в структуре чистого растворителя, то частоту обмена молекул растворителя вблизи иона определяет отношение т,/то. Таким образом, критерий г,/то является мерой сравнения подвижности молекул растворителя в растворе и чистом растворителе и определяет тип сольватации ионов в растворе при данной температуре. Случай т,/то > 1 соответствует положительной сольватации ионов, а т,/то < 1 — отрицательной сольватации. Если при повышении- температуры активность воды увеличивается, то наблюдается отрицательная гидратация (т,/то < 1). [c.177]

Известно, что в жидком аммиаке даже очень слабые кислоты полностью ионизированы. Очевидно, то же самое имеет место для более сильных оснований — низкомолекулярных алифатических диалкилами-иов, которые исследовались в настоящей работе. Поэтому следует ожидать, что главной формой катализатора, в данном случае, будет ионная пара — И1, и изменению каталитической активности будет соответствовать изменение строения ионной пары. В работе [5] установлено, что в растворах солей неполностью замещенного аммония, наряду с электростатическим притяжением, существует некулоновское взаимодействие, обусловленное образованием водородной связи между анионом кислоты и атомом азота. Прочность этой связи зависит от сродства к протону аниона кислоты и, естественно, будет увеличиваться для более слабых кислот. Одновременно с этим уменьшится способность ионной пары отдавать протон, что приводит к уменьшению каталитической активности кислоты. [c.48]

Естественно, что энергия активации должна зависеть от размера диффундирующего иона. Это продемонстрировано при измерении диффузии торона из ТЬОг и ксенона из иОг энергия активации для торона (г = 2,2 А) больше, чем энергия активации для Хе (/-=1,9 А). Если на основании измерения активности выделяющегося газа во времени построить кривую изменения скорости с1Е [c.579]

Если вместо чистой волы взять смесь уксусной кислоты с уксуснокислым натрием СНзСООН+СНзСООМа или гидроокись аммония с хлористым аммонием NFUOH-f-NHj l, т. е. слабую кислоту или основание и соль той же кислоты (основания), то резкого изменения активности ионов Н+ при прибавлении к такой смеси небольшого количества сильной кислоты или щелочи не происходит. [c.147]

Значения 0мо могут быть вычислены непосредственно из дан[1ых по комплексообразованию. В тех случаях, когда нельзя изучить комплексообразо-вание между катализатором и незаряженным индикатором, свойства которого близки к свойствам субстрата, можно прибегнуть к эмпирическим оценкам кислотности апротонной кислоты. Нами [2] было высказано предположение о том, что между кислотностью апротонной кислоты и ее активностью может существовать симбатность. Основанием для этого предположения по- служила обнаруженная нами линейная связь между функцией кислотности Гамметта и логарифмом активности протонной кислоты в ишроком интервале концентраций. Опыт показывает, что в некоторых случаях кислотность апротонной кислоты также линейно возрастает с изменением активности иона комплексообразователя. Так, анализ экспериментальных данных О. Н. Темкина, Р. М. Флида и А. Г. Гинзбурга [3] по равновесию образования л-комплексов ионов серебра с этиленом в воде показывает, что функция апро тонной кислотности возрастает пропорционально увеличению потенциал ь серебряного электрода (рис. 1). [c.51]

К сожалению, недостаточно лзучен механизм воздействия противоиона и его влияние а изомеризационные превращения карбокатионов. В работе (56, с. 3323] показано, что алкилирование бензола 1-додеценом и т/ анс-5-додеценом, как и соответствующими Са-Сю олефинами при контакте с безводным фторидом водорода при О и 55°С приводит к образованию разных по составу изомеров фенилалканов. В этих е условиях гексен-1 и гексен-3 дают одинаковое соотношение 2- и 3-ф ил-гексанов. Добавление к катализатору ВРз эначительно изменяет изомерный состав образующихся продуктов с явно прослеживающейся тенденцией при повышении температуры к равновесному распределению. При 0°С изомеризация подавляется, и состав получаемых продуктов определяется положением двойной связи в исходном олефине. Авторы связывают эти результаты ие с изменением активности системы, а с изменением состава противоиона благодаря введению в ионные пары Вр4 . Добавление щелочных металлов, действующих как основание, способствует понижению функции активности Гаммет-та и приводит к росту содержания 2-фенил-изомера, т. е. кислотность не приводит к понижению выхода данного продукта. [c.223]

Полученные на основании измерений величины X или а при разных концентрациях константы К несколько изменяются. Непостоянство констант является результатом того, что уравнение Оствальда не учитывает коэффициентов активности, а ими можно пренебречь только для очень разбавленных растворов. Кроме того, истинное значение величины а определяется отношением экспериментально наблюдаемой электропроводности к электропроводности полностью диссоциированного электролита при той концентрации, при которой измерена электропроводность. Для того чтобы определить величину а, нужно найти величину Vohob при данной концентрации по уравнению Кольрауша a q ob = — В /1. Эта поправка возникает в связи с изменением подвижности ионов при изменении ионной силы. [c.125]

В результате этого увеличивается концентрация иода в анодном пространстве и ионов I" в катодном. По изменению концентрации веществ можно определить количество прошедшего электричества. Изменение концентрации иода и ионов I" можно определять различными способами. Чаще используются фотоко-лориметрический способ и способ измерения э.д.с. Первый способ основан на измерении интенсивности окраски раствора в одном из отделений ячейки при помощи фотоколориметра (иод — окрашенное вещество, К1 не имеет окраски). Измеряя разность потенциалов в анодном и катодном отделениях ячейки и по уравнению Нернста, можно рассчитать изменение активностей иода и ионов 1 . При необходимости систему можно регенерировать пропусканием тока в обратном направлении при переключении полюсов ячейки. В качестве интегратора может служить также электролизная ячейка, в которой на аноде происходит окисление меди Си — 2е -> -> Си , а на катоде — восстановление ионов меди Си + 2е Си. Ионным проводником служит раствор Си304. Для повышения электропроводности раствора к нему добавляют Н2304. Количество прошедшего электричества можно определить по изменению массы медного катода. Такие электрохимические ячейки, называемые кулонометра- [c.368]

Полный аналю почвенных растворов основан на определении активности ионов и соединений и учета всех вцдов форм, в которых они находятся в растворах. Почвенный раствор — это жидкая фаза почвы в природных условиях. Водные, разбавленные солевые и кислотные вытяжки до некоторой степени имитируют почвенные растворы. В почвенных растворах осуществляются важнейшие биохимические процессы растения и микроорганизмы черпают необходимые им вещества главным образом из почвенного раствора. Например, повышение кислотности почвенного раствора может негативно влиять на растения, поскольку это приводит к повышению концентрации токсичных дпя растений ионов, к изменению доступности растениям элементов питания и т. д. Дпя ощюделения активности ионов в почвенных растворах щюимущественно используют ионоселективные электроды. В почвенных растворах концентрацию щелочных и щелочноземельных элементов определяют методом фотометрии пламени дпя определения большой группы элементов — метод атомноабсорбционной спектроскопии. [c.473]

Обратимая часть изменений около оптимальной pH почти несомненно обусловлена изменениями количеств и активностей различных ионных форм фермента, субстрата и комплекса с ферментом. Большую часть результатов можно объяснить на основании изменений количества присутствующих фермента и комплекса. Объяснение результатов исследования в этой области было впервые предложено Михаэлисом и Давидсоном [56]. Они предположили, что могут существовать три формы фермента и что только одна из этих форм активна, причем она соединяется с субстратом, образуя промежуточный комплекс. Все три формы аналогичны неионизированной двухосновной кислоте, например дикарбоновой кислоте А(С00Н)2, и ее одно- и дважды ионизированным формам [c.131]

Первые указания на возможность получения таких стекол путем введения в них АЬОз мы встречаем в работе Юза Щ. В работах Горовица с сотрудниками [3, 4] и Шиллера [5] исследовано, среди других стекол, электродное поведение мягкого термометрического стекла Иена 59 состава NaBAl-U 1103 . В этих работах подробно изучена зависимость потенциала стеклянного электрода от концентрации ионов щелочных и некоторых других металлов. Было замечено, что десятикратное изменение концентрации ионов щелочных металлов при определенных условиях может изменять потенциал стеклянного электрода по отношению к каломельному электроду на 50—55 мв. Действительно, если не принимать во внимание изменения коэффициентов активности ионов в растворах и диффузионных потенциалов элементов, то при наличии функции металлических электродов десятикратное изменение концентрации соответствующих ионов должно вызывать соответственно формуле Нернста изменение потенциала электрода на 58,1 мв (при 20° С). Как видно, расхождение между опытными и теоретическими данными не очень большое. Это и послужило основанием для предположения о наличии функции металлических электродов у стекла. Тем не менее, опыты Горовица и Шиллера не являются строгим доказательством этого предположения, на что, в частности, указывалось в монографии Дола [6]. [c.320]

Теория Дебая—Хюкке л я [126, 127, 128, 247, 427] определяет теоретически соотношение между величинами коэфициентов активнссти и концентрацией в случае электролитов и позволяет вести вычисление активностей как функций плотности, знака заряда и валентности компонентов, присутствующих в реакционной жидкости. Характер растворителя отражается в формуле, он выражается диэлектрической постоянной и поведением отдельного иена, в ферме радиуса его электростатического действия. Таким образом обеспечивается возможность вычисления для данного njteMepa катализа с помощью кислоты или основания всех изменений скорости, вызываемых изменениями в ионной среде и добавлением посторонних солей, или также благодаря изменению концентрации катализатсра, являющегося кислотой или основанием. [c.224]

Если L является сопряженным основанием слабой кислоты, обычно используется система М, L, Н. Значение [L] можно вычислить из измерений [Н], если предварительно были определены константы устойчивости различных кислот HjL. Измерения активности ионов водорода и вычисления гибридных отношений активность — концентрация для кислот могут привести к ненужным усложнениям. Более удобны потенциометрические концентрационные пробы с применением водородных [129], хингидронпых [28] и стеклянных электродов [253], а в последнее время используются также кислотно-основные индикаторы [285]. Этот метод был впервые применен Бьеррумом [29] при исследовании амминов металлов. Бьеррум сохранял полную концентрацию диссоциирующих ионов водорода в системе постоянной и варьировал [Н], изменяя l. Однако больший диапазон изменений [Н] и, следовательно, [L] и сохранение лиганда возможны в модификации метода, предложенной Келвином и Уилсоном [51], когда l поддерживается постоянным, а [Н] изменяется добавлением кислоты или щелочи. Любую из этих процедур можно проводить титриметрически. Следует только избегать областей [Н], при которых М гидролизуется или L частично разлагается. [c.23]

Для расчета изменения активности адденда в процессе потенциометрического титрования были использованы величины э. д. с. каломельно-стеклянной цепи в растворе СН3СООН и величины ионных произведений (см. табл.) растворителя (СН3СООН в Н2О), рассчитанные на основании данных по э. д. с. каломельно-стеклянной цепи в растворах Hз OONa [1]. [c.248]

Давно установлено, что термодинамические. методы позволяют изучать свойства лишь комбинаций ионов, особенно нейтральных комбинаций, но не могут дать точной инфор.мации относительно активности индивидуальных ионов. Тем не менее удобно н полезно pa ютpeть стеклянный водородный электрод и более новые ионоселективные электроды, электрохимически реагирующие на свойства отдельных видов ионов. Можно показать, что таким свойством иона, на изменение которого реагирует потенциал ионоселективного электрода, является активность. Ранее было сформулировано [1], 12] практическое условие для определения активности ионов водорода, а стандарты pH, основанные на этом условии, рекомендованы для международного использования. [c.463]

Возможным следствием способности тРНК к образованию третичной структуры является открытое в последние годы существование ряда индивидуальных транспортных РНК в двух отличающихся по конформации и способных к взаимному превращению формах, только одна из которых соответствует биологически активной (нативной) форме. Эти две форА1Ы заметно отличаются друг от друга по гидродинамическим свойствам, причем биологически неактивная (так называемая денатурированная ) форма менее компактна, чем нативная, и только незначительно отличается по гипохромному эффекту. Оценки различий в числе пар оснований между активной и неактивной формами 29 , 297 приводят к величинам 2—5. Условия взаимопревращения этих форм таковы, что позволяют предполагать наличие заметного энергетического барьера между ними. Нативная форма может быть превращена в денатурированную при инкубации с комплексообразующими агентами, такими, как трилон В, даже при 0° С Однако обратный переход при добавлении ионов магния при комнатной температуре протекает медленно и может быть ускорен, если раствор денатурированной тРНК нагреть примерно до 60° С, а затем охладить. Это, возможно, означает, что для перехода денатурированной формы в нативную необходимо разрушить какую-то структуру (возможно, третичную). Аналогичные переходы происходят при изменении pH. Конечно, не исключено также, что при [c.296]