Активность водородных ионов, отклонение

По степени диссоциации все электролиты условно делят на сильные и слабые. Методика вычисления pH растворов сильных и слабых электролитов различна (водородный показатель pH — это величина, характеризующая концентрацию или активность ионов водорода в растворах). В случае слабых электролитов вычисления pH основаны на использовании закона действия масс. Методика вычисления степени диссоциации базируется на применении закона разбавления Оствальда. В растворах сильных электролитов наблюдаются отклонения от закона действия масс. За счет полной диссоциации электролита в растворе значительно увеличивается концентрация заряженных частиц — ионов. Поэтому методика вычисления pH сильного электролита (кислоты или основания) основана на учете ионной силы раствора и коэффициента активности ионов водорода или гидроксид-ионов. [c.35]

Роль водородных связей в образовании ионных пар. Отклонения электролитической проводимости больших ионов от предельного закона Дебая — Хюккеля — Онзагера, зависимость коэффициента активности и осмотического коэффициента от концентрации и некоторые другие явления указывают на то, что большие ионы не имеют первичной гидратной оболочки и влияние их вторичной гидратации проявляется главным образом в воздействии на структуру прилегающих к ионам слоев воды, вызывающем повышение упорядоченности. Эти ионы, так сказать, гидрофобны, и их структурообразующее влияние на воду тем больше, чем больше их размеры. Как отмечает Даймонд [48а], в растворах больших ионов, не имеющих первичной гидратной оболочки, образование ионных пар облегчается тем, что в добавление к электростатическому притяжению между их зарядами вода вблизи этих ионов проявляет эффект, способствующий усилению взаимной связи гидрофобных ионов благодаря структурированию. Это добавочное действие обусловлено тем, что водородные связи между молекулами воды стремятся усилить взаимодействие между молекулами и снизить искажения структуры воды. Влияние структуры жидкости, облегчающее ионную ассоциацию, отличается от образования ионных пар по Бьерруму, обусловленному одним лишь действием электростатических сил. Это влияние возникает только в жидкостях, для которых характерно об- [c.508]

Отклонение от водородной функции стеклянного электрода определяется сортом стекла и отношением активностей ионов водорода и металла в растворе. Такое отклонение носит название "щелочной или кислотной ошибки " стеклянного электрода. [c.97]

Если ионная сила ц в водном растворе электролита больше нуля, а коэффициент активности не равен единице, то упрощенное вычисление pH приводит к заметным отклонениям от действительных величин, так как в присутствии посторонних ионов истинная константа диссоциации чистой воды /(а не равна /( . Например, ран+ Для 0,01 М раствора НС) в присутствии 0,01 М раствора КС1 2,03, а в присутствии 0,01 М раствора MgSO, 2,05. Вследствие того, что ан + =/н+ 1Н + ], истинное значение водородного показателя равно РдН=рН + [c.57]

Помимо пригодности для подходящего интервала pH, буферная система должна иметь достаточную емкость, чтобы поддерживалась постоянная концентрация водородных ионов на границе раздела. Этого частично достигают использованием концентраций буферных растворов не меньше 0,1 М. Однако использование очень высоких концентраций приводит к солевым эффектам, так как ионная сила становится при этом такой большой, что вызывает заметные отклонения коэффициентов активности от единицы. Необходимо избегать слабых буферных систем, которые медленно достигают положения равновесия и поэтому не могут поддерживать постоянство pH. [c.363]

Методы 1—3 указывают активность ионов водорода (точнее иона гидроксония). Таким образом, они применимы к любым водным растворам. Напротив, найденные по Методам 4 и 5 кажущиеся концентрации водородных ионов, нельзя просто отождествлять с активностями. Однако в очень разбавленных растворах или в растворах, не содержащих сильных электролитов, отклонения столь малы, что ими практически можно пренебречь. [c.102]

Свежая сточная жидкость имеет слабо щелочную реакцию. В результате анаэробных процессов в сточной жидкости и в иле могут образоваться органические кислоты, которые нейтрализуются бикарбонатами и карбонатами воды. Однако, по мере истощения щелочного резерва воды, реакция может стать кислой и pH ниже 7,0. Очищенная в аэробных условиях сточная жидкость имеет pH около 7,3. Активная реакция (pH) сточной жидкости имеет большое влияние на биохимические процессы, связанные с жизнедеятельностью разных групп микроорганизмов, которые относятся различно к дайной концентрации водородных ионов. Кроме того, pH имеет значение для процесса биохимического коагулирования органических коллоидов и осаждения тонко диспергированной взвеси, для процесса созревания и распада ила, а также для его обезвоживания. Вследствие этого величина pH воды а различных стадиях очистки сточных вод является показателем, дающим возможность своевременно реагировать на всякое отклонение от нормального хода процесса очистки. [c.15]

Клетки микроорганизмов проявляют также лабильность к изменению в среде концентрации водородных ионов. Давно известна следующая закономерность — бактерии более выр енно проявляют с вою физиологическую активность в средах при значениях pH выше 7,0, тогда как грибы — при pH ниже 7,0. Однако это не значит, что" отдельные микробы не будут расти и размножаться при существенных отклонениях pH. Так, молочнокислые бактерии в процессе размножения закисляют среду до pH 3,0 и ниже некоторые представители дрожжей рода andida на питательных средах с pH 8,0—10,0 способны накапливать биомассу клеток достаточно эффективно после заметной пролонгации lag- и log-фаз. В это время происходит не только адаптация к среде обитания, но и постепенное закисление. [c.376]

Вспомним, что энергия электростатических взаимодействий между ионами убывает обратно пропорционально первой степени расстояния. В то же время энергия ван-дер-ваальсовых взаимодействий убывает обратно пропорционально шестой степени расстояния, а водородные связи вообще возникают лишь при прямом контакте между взаимодействующими частицами. Поэтому электростатические взаимодействия начинают проявляться на значительно больших расстояниях между частицами, чем любые другие виды нековалентных взаимодействий. Следовательно, они проявляются при существенно более низких концентрациях растворенного вещества, чем другие нековалентные взаимодействия. Поэтому в то время как коэффициенты активности незаряженных частиц часто можно считать близкими к единице для довольно концентрированных растворов, учет отклонений от законов идеальных растворов для ионов становится существенным при низких концентрациях. Этот учет для разбавленных растворов электролитов делается в теории Дебая — Гюккеля. Вывод основного уравнения этой теории довольно громоздок и в нашем курсе мы ограничимся лишь качественным рассмотрением вопроса. [c.234]

Кроме ионообменной константы К (для равновесия, определяемого уравнением (X. 17)) это уравнение содержит константу п, которая обозначает отношение активностей ионов водорода и натрия в фазе стекла. Константа п может быть получена из одного только измерения АрН в переходной области. Уравнение (X. 19) прекрасно отражает щелочную ошибку для четырех стекол, включая стекло 015 и титановое стекло Швабе, вплоть до таких высоких значений как АрН 4. Для стекла 015 lg/(=—11,6, а л = 2,6. Теория Олаха [102] также объясняет отклонения от водородной функции в шелочных средах на основе ионообменной теории (см. также [97]). В уравнении Олаха эти отклонения выражены через константу диссоциации кремневой кислоты и силиката натрия в набухшем слое стекла . [c.283]

Типы водородных связей , встречающиеся в структурах аминокислот и их производных, определяются наличием в них групп СОО , СООН, ]ЧНз+, СО, КНг+, ОН, ионов С1 , Вг , молекул воды НгО и т. д., активных в смысле образования этих связей. Их длины и соответствующие им углы X — У. .. (У-донор, -акцептор, Х-атом, с которым атом У связан ковалентно) приведены в табл. 57. На рис. 81, а, б, приводятся диаграммы распределения длин водородных связей и размеров углов для наиболее распространенных типов связей [124]. Они построены на основании данных, полученных ронтгеноструктурным, электронографическим и нейтронографическим методами для разных классов соединений. На вертикальных осях диаграмм отложено количество связей, наблюдаемых в определенном интервале длин (А = 0,05 А) и углов (А = 5°), а иа горпзонта.льных — сами интервалы, с указанием их средних значений. Черные прямоугольники соответствуют связям, определенным с точностью 0,05 А и выше, заштрихованные — с точностью ниже 0,05 А. Кроме того, на диаграммах приводятся средние значения длин, углов и стандартные отклонения для различных типов связей. Из сравнения табл. 57 и диаграмм видно, что длины водородных связей и размеры углов, встречающиеся в кристаллах амршокислот, варьируют в пределах, обычно наблюдаемых для других соединений. [c.151]

Сен обнаружил повышенное поглощение катионов из раствора сульфатов по сравнению с раствором хлорида. Подобные противоречивые результаты, число которых, вероятно, можно еще умножить, объясняются тем, что при обмене в зависимости от типа обмена (нейтральный или водородный) проявляются два различных эффекта. Для солевой формы обменника, т. е. для нейтрального обмена, отклонения в поглощении катионов, наблюдаемые при контакте с растворами солей того же самого катиона, но различных анионов, обусловлены, пожалуй, различной дегидратацией (или активностью ионов), вызванной анионом (разумеется, сравнение проводили всегда при эквивалентных концентрациях). Здесь имеет место лиотропный, невалентный анионный ряд. Это очень хорошо показал Унгерер для растворов ряда калиевых солей при контакте с кальциевым (плавленым) пермутитом (рнс. 96). Наличие гидратации подтверждают такл<е его опыты по обмену в 60%-ном водно-спир- [c.331]