Коэффициенты малорастворимых солей

Потенциометрические кривые могут быть использованы для количественной оценки результатов титрования и для получения физико-химических величин константы диссоциации слабой кислоты, pH при титровании многоосновных кислот с учетом гидролиза, растворимости малорастворимых солей, константы нестойкости комплекса. Используя потенциометрические кривые реакции окисления — восстановления, можно рассчитать стандартные окислительно-восстановительные потенциалы, константы равновесия электродных реакций, энергию Гиббса и т. п. Если проводить потенциометрическое титрование в небольшом интервале температур, то по кривым титрования можно определить температурный коэффициент э. д. с., энергию Гиббса, тепловой эффект и реакции. [c.314]

Из уравнения (1,101) следует, что коэффициенты активности соли определяются отношением растворимостей. Если исследовать малорастворимую соль, например хлористое серебро, то можно принять, что величина у . равна единице. Тогда для такой соли коэффициент активности определяется отношением растворимостей [c.60]

Определение коэффициентов активности но влиянию на растворимость малорастворимых солей [c.59]

Из уравнения (11,100) следует, что, наблюдая за изменением растворимости малорастворимой соли, можно определить коэффициенты активности [c.59]

В сравнительно разбавленных растворах коэффициент активности зависит от валентного типа солей и в меньшей степени от природы ионов. А так как коэффициенты активности в смеси зависят от общей суммарной концентрации ионов, то коэффициент активности, полученный таким способом, относится как к малорастворимой соли, так и к той соли, которая была добавлена. Конечно, такие соотношения имеют место в тех случаях, когда добавленная соль не образует с малорастворимой солью комплексов и когда твердая фаза в обоих случаях имеет один состав. [c.60]

Рассмотрим изменение растворимости малорастворимой соли при добавлении солей, содержащих одноименные ионы. Коэффициенты активности можно определить и в этом случае. [c.60]

Рассмотрим растворимость малорастворимых солей. Для растворов зтих солей величины концентрационных коэффициентов активности 7 близки к единице. Для хлористого серебра, растворимость которого в воде равна м, коэффициент 7, рассчитанный по Дебаю, будет равен 0,98—0,96. В спиртах с меньшей диэлектрической проницаемостью коэффициенты активности сильнее зависят от концентрации, но там и концентрация меньше. Если 7 близки к единице, то отношение этих величин в водном и в неводном растворах еще ближе к единице поэтому для малорастворимых солей уравнение (I, 107) можно записать так [c.189]

Если при диссоциации малорастворимой соли образуется более двух ионов, тогда концентрации ионов берут в степенях, соответствующих их стехиометрическим коэффициентам. [c.45]

Нужно различать два случая влияния постороннего электролита на растворимость малорастворимой соли. В первом случае растворимый электролит не имеет одноименных ионов с малорастворимым электролитом и влияет на его средний коэффициент активности. Учитывая, что (С + С ) = г 5, получим [c.110]

Так как растворимость малорастворимых солей мала, то коэффициенты активности 6ли,зки к единице и активности могут быть заменены концентрациями [c.208]

Фторид лития негигроскопичен и принадлежит к малорастворимым солям лития. Обычно приводимые [12, 38] значения растворимости LiF 0,27 г/100 г Н2О при 18° С [38] и 0,3 г/100 мл Н2О при 20° С [156] — несомненно завышены. Более достоверные значения получены И. В. Тананаевым [157] 0,13 г/ШО г Н2О при 25°С они совпадают с определениями Дж. Пейна [158], который получил величину растворимости, равную 0,133 вес.%. О характере знака температурного коэффициента растворимости данные противоречивы 12, 38]. Теплота растворения равна — 1,04 ккал моль [159]. [c.29]

Из уравнения (И, 100) следует, что, наблюдая за изменением растворимости малорастворимой соли, можно определить коэффициенты активности соли в присутствии постороннего электролита, не имеющего одноименных ионов. Для этих целей определяют растворимость малорастворимой соли в присутствии и в отсутствие посторонней соли. Так как в обоих случаях константа остается неизменной, то можно записать [c.85]

Последующие работы показали, что произведение растворимости ионов не всегда остается постоянным, как этого требует теория. По правилу Нернста электролиты с одноименным ионом должны понижать растворимость малорастворимой соли, а электролиты, не имеющие однои.менного иона, не должны оказывать никакого влияния на эту величину. Многочисленные исследования [2—7], из которых мы приводим незначительную часть, показали, что таких простых случаев мало. Электролиты, не имеющие общего иона, обычно повышают растворимость малорастворимой соли, и в большинстве случаев растворимость зависит от концентрации раствора, причем кривая растворимости малорастворимой соли иногда имеет максимум или минимум [3—6]. С точки зрения теории Нернста, эти явления были совершенно не понятны. Положение изменилось с появлением термодинамики реальных систем Льюиса [8—10]. По Льюису постоянна не растворимость насыщающей раствор соли, а ее активность. Растворимость же и коэффициент активности зависят от концентрации раствора или, вернее, от его ионной силы [c.55]

Определение оснований [37—42]. Красный раствор соли Рейнеке ЫН4[Сг(5СЫ)4 (МНз)2]-2Н20 осаждает органические основания в виде малорастворимых солей, которые в отличие от соли аммония образуют красные растворы в ацетоне. Эти определения не отличаются высокой чувствительностью, что объясняется заметной растворимостью осадков в воде и сравнительно небольшим молярным коэффициентом поглощения продуктов реакции. [c.261]

Растворимость малорастворимых солей в растворах электролитов не только получила новое освещение, но и послужила удобным методом определения коэффициентов активности [c.55]

Растворимость соли в растворителе определяется энергией кристаллической решетки соли и энергией сольватации ионов (или молекул в случае неполной диссоциации). При наличии в растворителе загрязнений растворимость может заметно увеличиться из-за комплексообразования или избирательной сольватации ионов. В растворе электролита растворимость изменяется вследствие изменения коэффициента активности ионов или из-за комплексообразования. Применительно к малорастворимым солям наибольшее значение имеет последний процесс, поскольку вследствие комплексообразования растворимость соли может увеличиться на несколько порядков. [c.123]

Из выражений (IV, 37) и (IV, 38) видно, что So зависит не только от природы вещества, образующего насыщенный раствор, но и от среднего коэффициента активности. Последний же, как было показано в гл. III, за висит от ионной силы раствора Г, величина которой представляет собой полусумму произведений концентраций всех ионов, образующих раствор, на квадраты валентностей их. Поэтому добавка посторонних веществ в раствор изменяет растворимость. Так, если к насыщенному раствору какой-либо малорастворимой соли добавить соль, у которой нет с ней общих ионов, то ионная сила раствора возрастет и соответственно уменьшится (если концентрация растворов не слишком велика) средний коэффициент активности Растворимость рассматриваемого вещества при этом возрастет согласно выражению (IV, 37) или (IV, 38). [c.193]

Для выполнения таких расчетов необходимо знать коэффициент активности и произведение растворимости малорастворимой соли при различных концентрациях добавленного электролита. [c.61]

Коэффициенты активности можно определить из данных по растворимости малорастворимых солей в присутствии постороннего электролита, не имеющего с последней общих ионов. Из условия [c.258]

Фторид лития негигроскопичен и принадлежит к малорастворимым солям лития при 25° в 100 г воды растворяется 0,13 г [59]. О знаке температурного коэффициента растворимости данные противоречивы [7, 10]. Теплота растворения —1,04 ккал/моль [10]. Кристаллогидратов не образует. Растворимость в воде понижается в присутствии аммиака и особенно (даже малых количеств) ЫН4р [10]. В отличие от других галогенидов лития ЫР не растворяется в большинстве органических растворителей [10]. [c.18]

Если посторонняя соль увеличивает растворимость малорастаоримой соли, то это называют солевым эффектом. Добавка посторонней соли, увеличивая ионную силу раствора, влияет на коэффициенты активности ионов, образующих данную малорастворимую соль. Например, при осаждении сульфата бария коэффициент активности Ва - в [c.73]

Правило произведения растворимости основано на экспериментальном изучении насыщенных растворов малорастворимых электролитов. Оно непригодно для умеренно и хорошо растворимых солей, например КС1, NaNOg и многих других. В присутствии большого количества посторонних солей KNO3, Na l и др. произведение растворимости малорастворимых солей увеличивается. Это объясняется тем, что ионные силы в растворе возрастают, коэффициент активности солей понижается и растворимость малорастворимых солей повышается (солевой эффект). Правило произведения растворимости малорастворимых электролитов позволяет разобраться в процессах осаждения, растворения осадков, рассчитать растворимость веществ, выявить дробное осаждение и другие процессы осаждения. [c.90]

Иногда такое во зрастание растворимости может быть обусловлено и другими причинами, в частности явлениями гидролиза, возрастания ионной силы раствора и уменьшения коэффициентов активности ионов малорастворимой соли. Так, К. Б. Яцимирским и А. А. Шутовым [28] показано, что растворимость PbJ2 увеличивается в растворах Са(ЫОз)г и Mg(NOз)2, хотя катионы кальция и магния мало склонны к образованию комплексных ионов и, с другой стороны, нитратокомплексы свинца либо не существуют, либо весьма непрочны. Поэтому, исследуя комплексные соединения методом растворимости, обычно сохраняют постоянными ионную силу и pH раствора. [c.147]

В результате этой неудовлетворенности возникла новая точ ка зрения, согласно которой величина растворимости малорастворимой соли рассматривается как произведение двух факторов коэффициента растворимости и активности. Коэффициент растворимости —величина, обратная коэффициенту активности, возрастает с электростатическим взаимодействием твердых и растворенных ионов и падает с уменьшением объемной концентрации воды. Представление это выраженное в простом уравнении, нашло количественное подтверждение при изучении сложных солевых систем, состоящих из двух-двух- и двуходновалентных ионов [56]. [c.58]

При изучении этих систем Штерниной [141] был разработан термодинамический способ расчета растворимости систем, состоящих из малорастворимых и хорошо растворимых солей. Для этого необходимо знание активности и коэффициента активности малорастворимой соли. [c.83]

Kt ,An 5imKt 4- иАп равно ПР = Ад , где —активность катиона Kt, а — активность аниона Ап. Показателем произведения растворимости рПР называют логарифм произведения растворимости, взятый с обратным знаком. При вычислении растворимости той или иной малорастворимой соли в юде или в растворе других солей по величине произведения растворимости следует учитывать 1) реакции образующихся катионов с гидроксильными ионами воды, 2) реакции образующихся анионов с ионами водорода, 3) ионную силу раствора, от которой зависят коэффициенты активности, а в некоторых случаях еще и 4) возможности образования комплексных ионов. Выполнение таких расчетов описано в учебниках аналитической химии, наи лее полно в книге Н. П. К о м а р ь. Основы качественного химического анализа, т. I, Харьков, 1955, стр. 169—178. [c.76]

При использовании сульфополистирольных смол для растворения малорастБОримых солей водородная форма более эффективна, чем любая другая. Это, возможно, объясняется тремя причинами 1) Коэффициент селективности катиона малорастворимой соли по отношению к иону водорода выше, чем коэффициент селективности этого катиона по отношению к иону натрия или другого металла. 2) Так как процесс определяется диффузией, то ему способствует большой коэффициент диффузии иона водорода. 3) В случае карбонатов, оксалатов, фосфатов, сульфидов и других солей, анионы которых обладают основными свойствами, вытесненный водородный ион подавляет концентрацию аниона, т. е. ускоряет растворение. Смолы с иминодиацетатными группами более эффективны в Ыа+-форме (см. стр. 107). [c.106]

Коэффициент активности ионов уменьшается с увеличением ионной силы раствора, т. е. с увеличением солевого фона (с увеличением концентрации раствора). Отсюда следует, что с увеличением солевого фона (общей концентрации раствора) ПР и связанная с ним величина растворимости будут возра стать. Таким обравом, посторонние соли будут увеличивать ПР И тем самым увеличивать растворимость малорастворимой соли. [c.32]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология