Активности ионов и концентрация раствора

Под потенциометрией понимается ряд методов анализа и определения физико-химических характеристик электролитов и химических реакций, основанных на измерении электродных потенциалов и электродвижущих сил гальванических элементов. Потенциометрические измерения являются наиболее надежными при изучении констант равновесия электродных реакций, термодинамических характеристик реакций, протекающих в растворах, определении растворимости солей, коэффициентов активности ионов, pH растворов. Особенно общирное применение нашли потенциометрические измерения именно при определении pH, которое является важнейшей характеристикой жидких систем. Для этого используют электрохимическую цепь, составленную из электрода сравнения и индикаторного электрода, потенциал которого зависит от концентрации (активности) ионов Н (так называемые электроды с водородной функцией). К таким электродам относятся, например, рассмотренные ранее водородный и стеклянный электроды. [c.264]

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]

При погружении металлической пластинки в воду некоторая часть ионов металла с поверхности пластинки в результате взаимодействия с молекулами воды переходит в раствор, прилегающий к поверхности пластинки. Металл заряжается отрицательно, и возникающие электростатические силы препятствуют дальнейшему течению этого процесса. В системе устанавливается равновесие. Указанные процессы приводят к возникновению двойного электрического слоя и скачка потенциала между отрицательно заряженной пластинкой и слоем положительно заряженных ионов в растворе. При погружении металла в раствор его соли наблюдается аналогичная картина, но равновесие наступает при другом скачке потенциала, зависящем не только от свойств металла, но и от концентрации (точнее, от активности) ионов в растворе. Толщина двойного электрического слоя в разбавленных растворах составляет сотни ангстрем, а в концентрированных уменьшается до нескольких ангстрем. [c.216]

Поскольку раствор малорастворимого соединения получается очень разбавленным, то активности ионов в растворе можно приравнять их концентрациям, тогда [c.235]

Электродный потенциал цинкового электрода численно равен э. д. с. такого гальванического элемента. Знак электродного потенциала в общем случае зависит от соотношения концентраций (точнее — активностей) ионов в растворе. Электродный потенциал положителен, если эти концентрации таковы, что реакция в данных условиях может самопроизвольно протекать в прямом направлении (А0<0). В противоположном случае — электродный потенциал отрицателен. Реакция (а) отвечает последнему случаю. В пределах концентраций, доступных в обычных условиях, она может протекать самопроизвольно только в обратном направлении. В соответствии с этим электродный потенциал цинка в обычных условиях отрицателен. Пользуясь уравнением (ХП1,8) для выражения э. д. с. и учитывая, что активности металлического цинка й2п, газообразного водорода при р= атм и ионов водорода в нормальном водородном электроде <2 + равны единице ( гп н2 запишем уравнение, выражающее зависи- [c.426]

Таким образом, величина и знак скачка потенциала на границе металл — раствор соли зависят от природы металла, активности ионов в растворе и температуры. Поэтому металл может заряжаться относительно раствора как положительно, так и отрицательно. При концентрациях растворов, используемых в элементе Даниэля (1 М), цинковая пластинка заряжается отрицательно, а медная — положительно (в последнем случае часть ионов из раствора переходит на металл и около поверхности пластины имеется некоторое избыточное количество анионов). Но если очень сильно уменьшить концентрацию ионов меди в растворе, например, связав в комплексы путем добавления K N, то знаки заряда электродов изменятся на противоположные. В этом случае при работе элемента окисляться будет медь, а восстанавливаться — ионы Zn +. [c.217]

Обменная емкость ионитов обычно выражается числом грамм-эквивалентов, извлекаемых с помощью 1 г сухого ионита. Обменная емкость зависит от характера содержащихся в ионите активных групп, от структуры ионита, а также от природы обменивающихся ионов, концентрации раствора и его pH. С увеличением pH емкость катионитов увеличивается, а анионитов падает. С уменьшением pH происходит обратное явление. Обменная емкость современных ионитов составляет 3—10 мг-экв/г. После насыщения ионита обычно его регенерируют. Для этого катиониты обрабатывают кислотой, а аниониты — растворами щелочей. После промывки регенерированного ионита он снова становится пригодным для использования. [c.480]

В системе (9.1) в результате такого действия скорость обратной реакции осаждения уменьшается. Ионы кристаллической решетки в это время продолжают взаимодействовать с растворителем и переходят в раствор с прежней скоростью. Поэтому при введении в насыщенный раствор труднорастворимой соли постороннего электролита состояние равновесия нарушается, часть твердой фазы будет переходить в раствор и растворимость осадка увеличится. Процесс растворения твердой фазы проходит до тех пор. пока активность ионов в растворе, т. е. их способность к взаимным столкновениям, не ст.анет такой же, как и до введения в раствор постороннего электролита. После этого снова установится динамическое равновесие между осадком и ионами раствора. Таким образом, из приведенного примера можно сделать вывод, что постоянной величиной является не произведение концентрации ионов, а произведение их активности, поэтому правило произведения растворимости формулируют следующим образом в насыщенном растворе малорастворимой соли произведение активностей ионов при постоянной температуре и давлении является величиной постоянной. Математически эту зависимость записывают следующим образом [c.167]

Общая концентрация и активность ионов в растворе [c.57]

Электродное равновесие устанавливается при любой возможной концентрации (активности) ионов в растворе и каждый раз со своим значением потенциала. [c.131]

ТО между металлом и раствором возникнет разность потенциалов, называемая электродным потенциалом. Эта разность зависит от природы металла и концентрации (точнее активности) ионов в растворе, а также от температуры. [c.249]

Другая область применения методов потенциометрии — определение концентраций (активностей) ионов в растворах. Для этой цели обычно используют гальванические элементы, состоящие из индикаторного и вспомогательного электродов. [c.91]

Активность электролита. Под активностью иона в растворе понимают такую эффективную кажущуюся концентрацию его, соответственно которой он участвует в химической реакции. Активность выражается как произведение коэффициента активности на концентрацию, т. е. [c.229]

Если же концентрации (активности) ионов в растворе не равны [c.88]

Как ВИДНО ИЗ табл. 16, коэффициенты активности меняются в очень широких пределах в области разбавленных растворов они стремятся к единице, в то время как в области высококонцентрированных растворов они могут достигать единиц, десятков и даже сотен. В области разбавленных растворов (ниже 0,1 моль/л) коэффициенты активности зависят главным образом от концентрации и заряда ионов, присутствующих в растворе, и мало зависят от природы растворенных веществ, а закономерность известна в теории растворов под названием правила ионной силы . Согласно этому правилу ионы одинаковой зарядности независимо от их природы в разбавленных растворах с одинаковой ионной силой имеют равные коэффициенты активности. Ионной силой раствора называется полусумма произведений концентраций всех ионов, присутствующих в растворе, на квадрат их заряда [c.158]

Одно из основных положений, следующих из общего уравнения, состоит в том, что обменная способность ионита по отношению к одному из ионов является функцией не абсолютной концентрации ионов в растворе, а отношения активностей пары ионов, участвующих в обмене, в степенях, обратных валентностям. При обмене равновалентных ионов состав твердой фазы не изменяется с разбавлением раствора, если соотношение концентраций (активностей) ионов в растворе остается постоянным. При обмене разновалентных ионов относительное количество ионов более высокого заряда в твердой фазе будет возрастать с разбавлением раствора. [c.676]

В чем сущность теории электролитической диссоциации 2. Что такое кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации 3. Что такое степень электролитической диссоциации От каких факторов она зависит 4. Что такое константа электролитической диссоциации От каких факторов она-зависит Как ее увеличить . Как уменьшить 05. Чем обусловливается сила электролитов 6. Как формулируется и математически выражается закон разбавления Оствальда ф7. Что называется активностью ионов, молекул, коэффициентом активности, ионной силой раствора 8. Что называется произведением растворимости Примеры. От каких факторов оно зависит ф9. Как влияет введение в раствор одноименного иона на смещение ионного равновесия ф10. Можно ли к сильным электролитам применить закон действующих масс фИ. При каких условиях реакция между электролитами протекает до конца 12. Составьте молекулярные и ионные уравнения образования малорастворимых веществ ВаСг04, АдзРОд, СаСОз, Си(0Н)2, Ре(ОН)з. ф13. Вычислите константу диссоциации одноосновной слабой кислоты, если степень диссоциации ее в 0,1 н. растворе равна 1, 32% И. Вычислите степень диссоциации муравьиной кислоты (НСООН) в 0,5 н. растворе, если известно что концентрация ионов Н+ в нем равняется 0,1 моль/я. 15. Рассчитайте для сероводородной кислоты константу диссоциа- [c.99]

Разница в величинах активности и концентрации раствора вызвана двумя основными причинами 1) изменением концентрации растворенного вещества вследствие образования продуктов взаимодействия ионов и сольватации ионов 2) изменением энергии растворенных частиц вследствие их взаимодействия между собой и с молекулами растворителя. [c.35]

Рассчитайте активности ионов в растворах солей тех же концентраций. [c.346]

Мембранные электроды широко применяют для измерения активности ионов в растворе методом прямой потенциометрии, например для определения анионов СЮ , NO3, Г, Вг , СГ, S N , катионных и анионных поверхностно-активных веществ (ПАВ) и др. Для аналитической химии представляет интерес возможность определения ионов путем потенциометрического титрования по методам окисления — восстановления, осаждения, комплексообразования. В этом случае нет необходимости пересчитывать активность на концентрацию, так как точку эквивалентности при титровании устанавливают путем наблюдения за изменением концентрации, а концентрация и активность при постоянной ионной силе раствора изменяются в одинаковой степени. [c.470]

Если активные концентрации (или активности) ионов в растворах, в которые погружены электроды, не равны единице и вообще не равны между собой, то для вычисления э.д.с. нужно применить уравнение (10.3), известное как уравнение Нернста для электродного потенциала [c.274]

Заменяя активности ионов в растворе концентрациями (примем, что у [c.21]

Т — абсолютная температура, Р — число Фарадея, <21 и аг —средние активности ионов в растворе, — средний коэффициент активности ионов в фазе мембраны, и и — подвижность катиона и аниона в фазе мембраны, А — константа селективности или концентрация фиксированных ионов в фазе мембраны. [c.150]

Изменение равновесного потенциала электрода в зависимости от концентрации (активности) ионов в растворе называется обратимостью электрода относительно данного катиона или аниона. В связи с этим рассматривают электроды первого и второго рода. [c.182]

Электроды, применяемые для потенциометрического титрования, во всех случаях должны быть обратимыми, т. е. их потенциал должен изменяться с изменением концентрации (активности) ионов в растворе в соответствии с уравнением Нернста. [c.182]

За последние 10—15 лет заметное место в практике лабораторных исследований заняли стеклянные электроды с металлической электродной функцией. Это электроды обратимо (в соответствии с уравнением Нернста), отвечают изменением своего потенциала на изменение концентрации (активности) иона в растворе. Результаты этих работ обобщаются в монографии, в которой [c.319]

Хотя н приведенном выше уравнении реакция десульфирования представлена как простой гидроли,з, Беддлей с сотрудниками [6] на основании изучения кинетики этой реакции пришел к выводу, что се нельзя так рассматривать, поскольку анион (скорее, чем сульфокислота) является реагирующей частицей. В результате изучения реакции десульфирования, проведенной в 90%-ной уксусной кислоте в присутствии минеральной кислоты в качестве катализаторов (НВг, Н2304), они пришли к выводу, что скорость реакции не зависит от концентрации сульфокислоты, от природы неорганического аниона, подчиняется уравнению первого порядка и пропорциональна активности иона водорода раствора. Они показали обратимую зависимость между сульфированием и десульфированием [c.522]

Многочисленные исследования (особенно школы Г. Льюиса) показали, что кривая зависимости среднего ионного коэффициента активности от концентрации раствора (моляльности) имеет минил м. Если изображать зависимость в координатах то для разбавленных растворов зависимость [c.400]

Определите значение коэффициента активности ионов в растворе, содержащем 0,05 моль/л Na l, если ионы натрия и хлора ведут себя так, как будто их концентрации равны [c.76]

Следовательно, при постоянном и достаточно высоком значении ионной силы раствора концентрационную константу рав1товесия Кс можно использовать для расчетов (без заметных погрешностей) равновесных концентраций реагентов и других связанных с ними величин, независимо от того, как сильно отличаются от единицы коэффициенты активности ионов в растворе. [c.75]

Рассчитайте коэффициенты активности (согласно второму приближению теории Дебая и Хюккеля) и активности ионов в растворе, образовавшемся через некоторое время после смешивания равных объемов водных растворов иодида натрия Nal и нитрата серебра AgNOj с олинаковыми исходными концентрациями, равными (Nal) = с(Л КОз) = 0,02 моль/л. Ионы, одноименные с ионами осадка, не учитывать (их концентрация в растворе незначительна). Ответ ДНа )= /(NOJ) = 0,86 a(Na") = a(NOJ) -0,0086. [c.83]

Для вычисления значения pH по )юму уравнению необходимо найти отношение активностей а(Мп04)/а(Мп ") Поскольку по условию коэффициенты активности ионов равны 1, то активности ионов в растворе равны их концентрации а(МпО ) = (MnO ), а(Мп ") = с (Мп "). Поэтому a(MnO )/а(Мп ") = с(МпО )/с(Мп "). [c.173]

Чему равны ионная сила раствора и активность ионов в растворе Си304 концентрации 0,02 моль/л, в котором /(Си +) = 0,675, а /(50 )=0,660. Ответ 0,08 0,0135 0,0132. [c.213]

В очень сильно разбав.тегшо.м растворе катионы и анноны так далеки друг от друга, что взаимодействие. между ними несушест-веино, однако при увеличении концентрации положительные катионы имеют тенденцню находиться вблизи отрицательных анионов, и наоборот. Это сказывается на электропроводности ионов и пх способности вступать в реакции. В этом случае в.мссто концентрации ионов правильнее учитывать их эффективную концентрацию, т. е. активность. Позднее мы увидим, как концепции активности ионов в растворе можно дать точный и полезный смысл. [c.30]

Можно проверить, что это уравнение дает физически приемлемые предсказания. Так, когда активность ионов в растворе возрастает (например, при повьппеппн их концентрации), усиливается тенденция ионов к вы.хочу нз раствора. Это приводит к положительному заряду иа электроде и к увеличению его электрического потенциала относительно раствора. Последнее уравиение соответствует этой картине, поскольку оно предсказывает, что прн увеличении разность потенциалов A i (M, S) возрастает. [c.368]

Из уравнения (81) следует, что потенциал электрода является стандартным, когда активность нотенциалобразующих ионов в растворе равна единице, то есть =1. Ири этом активность ионов в растворе а принято выражать в единицах молярной концентрации (моль/л). [c.43]

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]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология