Равновесие химическое ионное

При амперометрическом титровании следует особое внимание уделять выбору полярографического фона, учитывая возможные побочные химические реакции, связанные с изменением равновесия химической реакции титрования и состояния ионов определяемого вещества и титранта в растворе. [c.156]

Написать уравнение химической реакции (равновесия) в ионной форме. [c.7]

ГОМОГЕННОЕ РАВНОВЕСИЕ - химическое равновесие в физически однородных, т. е. гомогенных системах, у которых нет поверхностей раздела между отдельными частями системы, отличающимися по составу и свойствам, как, например, равновесие водорода, кислорода и водяного пара равновесие кислорода, оксида углерода и диоксида углерода равновесие ионов и недиссоциированных молекул исходных электролитов в водных растворах и др. Г. р. имеет большое практическое значение во многих производственных процессах, например, синтез аммиака из водорода и азота и др. [c.78]

Чтобы стекло электрода функционировало как рН-электрод, оно должно быть гидратировано. Гидратирование осуществляют путем выдерживания электрода в течение нескольких часов в воде, а затем в 0,1 М растворе H . При гидратации адсорбируется около 50 мг воды на 1 см стекла. При последующем выдерживании электрода в растворе НС1 гидратированное стекло легко обменивает однозарядные катионы на ионы водорода. В итоге на внешней поверхности стеклянного шарика создается насыщенный слой адсорбированных ионов водорода, создающих определенный и постоянный заряд. Его можно измерить благодаря наличию электрода сравнения. При погружении стеклянного электрода в исследуемый раствор, содержащий ионы водорода, достаточно быстро (в течение 1—2 мин) устанавливается равновесный скачок потенциала. Условием равновесия между ионами водорода на поверхности стекла и в растворе является равенство химических потенциалов и р,Р +. [c.182]

В растворителях с низкими диэлектрическими проницаемостями преимущественно имеются только две конфигурации длинные и короткие пары. Поле, создаваемое короткими парами, отличается от поля, создаваемого длинными парами. Поле коротких пар можно рассматривать как дипольное, поле длинных пар — как ионное ноле в духе теории Дебая. В этих растворителях получается такая картина, будто бы короткие пары диссоциируют на длинные пары, и, следовательно, согласно Фуоссу, в этих растворах можно по аналогии с химическими системами рассматривать равновесие между длинными и короткими парами, как равновесие между ионами и молекулами. [c.120]

Кооперативный характер взаимодействия является причиной существенного сдвига равновесия в ионных химических реакциях между полиэлектролитами по сравнению с теми же реакциями их низкомолекулярных аналогов. В качестве примера рассмотрим реакцию обмена между полиакриловой кислотой и поливиниламином в кислых и щелочных средах [c.123]

В настоящее время наряду с водой в качестве растворителей применяют и другие жидкости, называемые неводными растворителями, например жидкий аммиак, диоксид серы, уксусную кислоту, бензол, хлороформ и др. В зависимости от растворителя меняются многие свойства веществ, в том числе константы равновесия химических реакций, состав комплексов, степень окисления атомов и ионов и др. Путем подбора растворителя можно управлять химическими процессами, подавлять свойства мешающие и усиливать нужные. [c.30]

Таким образом, во всех трех случаях (металлический электрод в растворе его соли инертный электрод в растворе на основе не-водного растворителя — окислителя или в растворе, над которым имеется газ, находящийся в равновесии с ионами в растворе инертный электрод в растворе, в котором находятся разновалентные ионы одного и того же химического элемента) наблюдается возникновение разности потенциалов на границе электрод — раствор. [c.17]

Уравнения (17.17) и (17.16) позволяют определить значение константы равновесия любой химической реакции, которую удается провести в электрохимическом элементе, если измерено ее напряжение. Хотя концентрация ионов Си " , находящихся в равновесии с ионами Zn как мы выяснили выше, несоизмеримо мала, можно физически разделить полуреакции [c.319]

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]

Ферментами называются простые или сложные, состоящие из нескольких субъединиц белки, которые, будучи высокоспецифичными биокатализаторами, ускоряют наступление, равновесия химической реакции вне или внутри клетки, снижая энергию активации соответствующей реакции. Многие ферменты для осуществления каталитического действия помимо белкового компонента нуждаются в кофакторе, например ионе металла (Mg " ",, Mn " ", Со " "), и/или коферменте (простетическая группа). Коферменты действуют как переносчики электронов и функциональных групп атомов водорода, ацетильных, метильных и аминогрупп. Они часто идентичны с витаминами — необходимой составной частью пищи высших организмов. [c.398]

Написать уравнения химических реакций (равновесий) в ионной форме. [c.6]

Равновесная концентрация в ионите меньше полной обменной емкости, когда обратная реакция ионного обмена считается полностью подавленной. На равновесную концентрацию влияют все факторы, определяющие химическое равновесие реакции ионного обмена, включая величину pH и температуру. [c.211]

Влияние химической природы составляющих данную соль ионов на степень и константу гидролиза было уже подробно рассмотрено выше. Ввиду обратимости гидролиза равновесие этого процесса зависит от всех тех факторов, которые влияют на равновесие реакций ионного обмена. Например, оно смещается в сторону разложения исходной соли, если получающиеся продукты (чаще всего в виде основных солей) малорастворимы. Добавляя к системе избыток одного из образующихся при реакции веществ (обычно кислоты или щелочи), можно, в соответствии с законом действующих масс, сместить равновесие в сторону обратной реакции. Напротив, добавление избытка воды, т. е. разбавление раствора, в соответствии с законом действующих масс, ведет к тому, что гидролиз протекает полнее. Влияние температуры на степень гидролиза вытекает из принципа Ле Шателье. Процесс гидролиза является эндотермическим (поскольку реакция нейтрализации, являющаяся обратной процессу гидролиза, экзотермич-на). С повышением температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, т. е. процесс гидролиза усиливается. [c.158]

Выше ККМ в равновесии существуют мицеллы и неагрегированные ионы ПАВ. Согласно законам фазового равновесия, химические потенциалы данного компонента во всех фазах системы, находящейся в равновесии, равны между собой. Для нашей системы [c.143]

Активным электродом называется электрод, состоящий из химического элемента в чистом виде, который при погружении в раствор входит в химическое равновесие с ионами того же элемента, находящим гея в растворе. Электрические свойства такого электрода, например его потенциал, зависят от концентрации соответствующих ионов в раствсре. Наиболее употребительными электродами этого типа являются серебро, ртуть и водород. Газовый электрод (как, например, водородный электрод) представляет собой платиновую проволоку или фольгу, прово.тя-щую электричество с пузырьками газа, проходящими по ее поверхности. Такой электрод ведет себя как чистый газ. Теоретически возможно создание электрода из любого элемента, способного существовать в форме простых ионов. Однако на практике встречается много ограничений. Электроды очень редко изготавливаются из активных элементов, то-скольку в этом случае трудно предотвратить непосредственное химическое взаимодействие электрода с раствором. Твердые металлы, такие, как хром и железо, образуют поверхности, обладающие неоднородными свойствами, что препятствует их использованию в качестве электродов. [c.138]

Для проведения процесса ионного обмена равновесие должно быть сдвинуто вправо, т. е. константы химического равновесия реакций ионного обмена должны быть намного больше единицы. [c.386]

В водных растворах слабых электролитов (см. 7.2) устанавливается состояние химического равиовесия между молекулами веществ и их ионами. По теории электролитической диссоциации Аррениуса такие равновесия называются ионными. [c.255]

Величины энергии сольватации ионов, рассмотренные в предыдущих параграфах, как и величины энергии сольватации молекул, которые будут рассмотрены в следующей главе, имеют большое значение в теории растворов, так как ими определяются многие их свойства. Данные о химической энергии сольватации вместе с данными об энергии кристаллической решетки соли определяют такое важное свойство электролитов, как растворимость. Химические энергии сольватации ионов и молекул электролита вместе с данными о сродстве ионов диссоциирующих веществ определяют положение равновесия между ионами и молекулами электролита, т. е. константу их диссоциации. Химическая энергия сольватации ионов в значительной степени определяет электродвижущую силу химических элементов. Наконец, химическая энергия сольватации протонов определяет абсолютную кислотность растворов. [c.211]

Если ионообменник в А+-форме поместить в разбавленный раствор электролита А , катионы будут стремиться диффундировать из фазы ионита в раствор, а анионы — из раствора в фазу смолы. Такая миграция возникает за счет разности концентраций между двумя фазами. Движение ионов приводит к накоплению положительного заряда в растворе и отрицательного — в фазе смолы. В результате этого процесса на границе раздела фаз возникает разность потенциалов (потенциал Доннана). При равновесии тенденция ионов мигрировать под действием градиента концентрации компенсируется действием электрического поля. В этих условиях химические потенциалы для двух фаз равны, т. е. [c.483]

Исходя из химического равновесия между ионами, электронами и нейтральными атомами, имеем [c.97]

Поскольку соль труднорастворима, т. е. ее концентрация в растворе очень мала, степень диссоциации а и коэффициент электропроводности fl можно считать равными единице, а подвижности ионов в данном растворе и Я — ионным подвижностям при бесконечном разведении Я и Зная концентрацию с, легко найти и растворимость соединения. Кондуктометрия используется также для определения констант равновесия химических реакций в растворах, основности кислот и т. п. [c.105]

Аррениус предполагал, что диссоциация соединений является химической реакцией, ведущей к установлению равновесия между ионами и непродиссоциированными молекулами. Увеличение разведения ведет к возрастанию степени диссоциации а, которая достигает единицы при бесконечном разбавлении, т. е. тогда, когда наступает полная диссоциация. [c.70]

Экстракционно-спектрофотометрические методы применяются при исследовании процессов комплексообразования, определении констант экстракции и устойчивости комплексных соединений и констант равновесия химических реакций. При использовании метода экстракции (распределения) равновесную концентрацию иона металла — комплексообразователя в системе М—R органический растворитель — вода определяют в органической фазе, если поглощение образующегося соединения может быть измерено (см. стр. 126). Зная общую концентрацию металла, по разности находят его концентрацию в водной фазе. Например, при исследовании комплексообразования никеля с рядом диоксимов в интервале концентраций 4,5х X 10 — 1,3 10 моль/л равновесную концентрацию никеля определяют в органической фазе по поглощению соответствующего диок-симата никеля. [c.82]

Аррениус предполагал, что диссоциация соединений является химической реакцией, ведущей к возникновению равновесия между ионами и недиссоциированными молекулами. Отметим некоторые характерные свойства растворов электролитов. Поскольку ни растворы электролитов в целом, ни отдельные молекулы, не продиссо-циировавщие на ионы, не имеют свободного электрического заряда, то очевидно, что суммы находящихся в растворе положительных и отрицательных зарядов равны во всем растворе и в любой части его. Математически условие электронейтральности выражается равенством [c.35]

Необратимые электродные потенциалы металлов не следуют уравнению (8.3) и определяются экспериментально, применительно к химической природе, составу, концентрации, температуре электролита. Если 0 обратимом процессе наблюдается равновесие между ионами, переходящими из металла в электролит и обратно, то необрати.мому электродному потенциалу отвечает химическое растворение (коррозия) металла, реализующееся в двух электродных процессах в ка-тодном и анодном. [c.232]

Возникновение потенциала асимметрии возможно при химических воздействиях на поверхность электрода (протравливание щелочами или плавиковой кислотой), механических повреждениях (стачивание, шлифование), адсорбции жиров, белков и других поверхностно-активных веществ. К наиболее важным причинам возникновения потенциала асимметрии относится изменение сорбционной способности стекла по отношению к воде при термической обработке в процессе изготовления электрода. Некоторый вклад вносит дегидратация набухшего поверхностного слоя (высушивание или выдерживание в дегидратирующем растворе). Возникновению потенциала асимметрии способствует неодинаковое напряжение на двух сторонах стеклянной мембраны. Если пустсЛ-ы кремнийкислородной решетки на одной ее поверхности отличаются по форме от пустот на другой поверхности, то нарушается равновесие переноса ионов между стеклом и раствором и возникает потенциал асимметрии. В общем, любое воздействие, способное изменить состав или ионообменные свойства мембраны, влияет на потенциал асимметрии стеклянного электрода и может привести к ошибкам в измерениях pH. Мешающее действие потенциала асимметрии компенсирзтот при настройке рН-метров по стандартным буферным растворам, имеющим постоянную и точно известную концентрацию ионов водорода. [c.188]

Форма кривых амперометрического титрования зависит от выбранного потенциала и от того, какой из участников химической реакции является электрохимически активным. Если на электроде восстанавливается (окисляется) определяемое вещество (R), а титрант (Т) электрохимически неактивен, то ток в процессе титрования будет з еньшаться вследствие связывания определяемого вещества титрантом либо в осадок, либо в прочный комплекс, либо вследствие перехода в другую степень окисления (рис. 14.3, а). Следует заметить, что на практике наблюдается некоторое искривление кривой титрования вблизи точки эквивалентности. Экспериментальная кривая соответствует теоретической, если константа равновесия химической реакции стремится к бесконечности. В противном случае концентрация титруемого вещества и, следовательно, ток при добавлении избытка титранта еще продолжают уменьшаться. Поскольку прямолинейные графики служат наиболее приемлемым типом кривых титрования, конечную точку титрования находят экстраполяцией линейных участков кривой. Примером этого типа кривых титрования является титрование ионов свинца раствором ЭДТА с регистрацией катодного тока РЬ . [c.509]

ТЫ, К которым ОТНОСЯТСЯ, В частности, остеобласты, секрети-рующие вещество, из которого затем строятся волокнистые структуры, и способствующие отложению фосфата кальция. Минеральные компоненты костной ткани находятся практически в состоянии химического равновесия с ионами кальция и фосфата сыворотки крови. Клетки костной ткани могут легко ускорять либо отложение, либо растворение минеральных компонентов при локальных изменениях pH, концентрации ионов Са + или НРО и хелатообразующих соединений. Крупные многоядерные клетки — остеокласты — реабсорби-руют кальций. [c.374]

Известно, что минеральные компоненты костной ткани находятся практически в состоянии химического равновесия с ионами кальция и фосфата сыворотки крови. Поступление, депонирование и вьщеление кальция и фосфата регулируются весьма сложной системой, в которой среди других факторов важная роль принадлежит паратгормону (гормон околощи- [c.676]

Электролитическая диссоциация — равновесный процесс. Одновременно с ионизацией в растворе или в расплаве электролита идет и обратный процесс—моляризация (соединение ионов в молекулы). В результате в расплаве или в растворе всякого электролита, в принципе, сосуществуют и находятся в равновесии диссоциированная (ионы) и недиссоциированная (молекулы) формы. Как и всякое физико-химическое равновесие, равновесие между диссоциированной и недиссоциированной формами зависит от температуры, природы растворителя и растворенного вещества и его концентрации. Известно, что сила прптяжения между электрическими зарядами обратно пропорциональна диэлектрической проницаемости среды. Так как вода имеет диэлектрическую проницаемость, примерно в 80 раз большую, чем вакуум, электростатическое притяжение (Между ионами в водном растворе значительно слабее, чем в вакууме. Это помогает сдвигу равновесия в сторону ионизации. [c.91]

Диссоциация соединений является химической реакцией, ведущей к установлению равновесия между ионами и непродиссоциированными молекулами. [c.6]

Равновесные или мостиковые карбониевые ионы. Вопросы, связанные с равновесит внутри иона или с делокализацией а-электронов, представляют значительный интерес в органической химии. Для решения эти вопросов была также использована спектроскопия ЯМР Химический сдвиг центрального атома углерода в ди-метилизопропилкарбониевом ионе [1] равен 198,0 м. д. ( /сн-65 Гц). [c.169]

Если химический потенциал катионов в электроде и в растворе (это могут быть катионы металла, из которого состоит электрод, или газа, которым насыщена поверхность электрода, и т. д.) не одинаков в этих фазах, то начнется переход их из одной фазы в другую. Как мы уже описывали, этот переход приведет к возникновению скачка потен-, циала на границе раздела, который, по достижении равновесия химических и электрических сил, приостановит процесс. В состоянии равновесия (при Р и 7 =соп81) изменение электрохимического потенциала иона при переходе из одной фазы в другую должно быть равно нулю. Тогда из уравнения (1.13) [c.17]