Активность при высоких значениях ионной силы

Таблица 11. Коэффициенты активности различных ионов при высоких значениях ионной силы раствора

Таблица 10. Коэффициенты активности различных ионов. Таблица 11. Коэффициенты активности различных ионов при высоких значениях ионной силы раствОрй Таблица 12. Важнейшие органические реактивы для определе ния неорганических веществ.

КОЭФФИЦИЕНТЫ АКТИВНОСТИ ПРИ ВЫСОКИХ ЗНАЧЕНИЯХ ИОННОЙ СИЛЫ [c.27]

Коэффициенты активности различных ионов нри высоких значениях НОННОЙ силы раствора (приближенные значения) [c.393]

При одной и той же ионной силе раствора коэффициент активности иона зависит также от его заряда. Ионы с более высоким зарядом обладают повышенной способностью к образованию ионных пар или ионных ассоциатов и поэтому их коэффициенты активности снижаются. Зависимость коэффициента активности от различных факторов имеет весьма сложный характер , однако опытные данные показали, что в разбавленных растворах с одинаковой ионной силой коэффициенты активности ионов с одним и тем же зарядом приблизительно одинаковы. Поэтому при расчетах, не требующих большой точности, можно воспользоваться приближенными значениями средних коэффициентов активности / для ионов с различным зарядом в зависимости от ионной силы раствора (см, табл. I). [c.23]

Теория Дебая — Хюккеля имеет большое значение для объяснения свойств растворов электролитов. Она является предельным законом при низких концентрациях, точно так же, как закон идеальных газов является предельным при низких давлениях. При высоких значениях ионной силы коэффициент активности обычно возрастает с ее ростом. Даже при малых значениях ионной силы встречаются большие отклонения, если произведение валентности наиболее высоко заряженного иона соли на валентность противоположно заряженного иона электролита среды больше четырех. [c.422]

Как видно, при низких значениях ионной силы коэффициент активности хлористого таллия для данной ионной силы почти не зависит от природы добавленного электролита. Согласно некоторым данным, при учете того, что добавленные электролиты диссоциированы неполностью, эта независимость сохраняется при значительно более высоких концентрациях. [c.246]

Интересно отметить, что еще до появления уравнения Дебая — Хюккеля Льюис [5] ввел понятие ионной силы и показал, что в очень разбавленных растворах логарифм коэффициента активности сильного электролита обычно является линейной функцией корня квадратного из значения ионной силы. Триумф теории Дебая— Хюккеля состоял в том, что она не только подтвердила эту линейную зависимость без специальных предположений, но и позволила точно предсказать [6] наклон соответствующей прямой в растворах как с высокой, так и с низкой диэлектрической проницаемостью (рис. 2-3). Таким образом, понятие ионной силы, первоначально обозначавшее эмпирическую величину, получило достаточно обоснованное теоретическое истолкование. [c.23]

При низких значениях ионной силы коэффициент активности иона или дипольной или мультипольной молекулы уменьшается при возрастании ионной силы. В концентрированных растворах солей он увеличивается снова, становясь в конечном счете больше единицы, особенно в растворах солей, содержащих двухвалентные или поливалентные ионы. Этот эффект, как предполагают, наблюдается вследствие того, что добавляемые ионы соли неизбежно гидратируются и, если их концентрация высока, уменьшается активность воды в растворе. Активность растворенного вещества поэтому возрастает, и его растворимость соответственно уменьшается. [c.283]

При высокой ионной силе коэффициент активности для некоторых веществ увеличивается и может даже стать больше единицы. Объяснить поведение растворов в этой области сложно. Мы ограничимся в большинстве наших рассуждений областью низких или умеренных значений ионной силы (когда л<0,1). [c.127]

Отметим, что все значения ионных сил лежат ниже 0,01 моль л . При более высоких значениях проявляется специфическое различие между добавленными электролитами, и изучение растворимости 2,4-динитрофенола в этих растворах показало, что коэффициенты активности молекулы динитрофенола изменяются от раствора к раствору [197]. [c.311]

Электролитическая диссоциация легче осуществляется в средах с более высокой диэлектрической проницаемостью, так как в них взаимодействие между ионами слабее. Однако здесь важно заметить, что высокие значения De лишь облегчают возможность диссоциации, но не являются некоторой активной силой , способствующей процессу диссоциации. Роль активной силы , как уже указывалось, принадлежит взаимодействию молекул растворенного вещества и полярных молекул растворителя, имеющему электростатический или донорно-акцепторный характер. [c.227]

В растворах сильных электролитов наблюдается высокая ионная концентрация, из-за чего промежутки между ионами невелики и большое значение приобретают силы межионного взаимодействия. В результате такого взаимодействия движение ионов в большинстве случаев тормозится и тогда создается впечатление о неполной диссоциации электролитов. Свойства растворов сильных электролитов описываются специальной теорией активности. При упрощенном рассмотрении вопроса пользуются иногда представлением о кажущейся степени диссоциации сильных электролитов. [c.115]

Точное визуальное или инструментальное сравнение окрасок возможно при условии, что отношение концентраций двух окрашенных форм [второй член в правой части уравнения (VI.3)] одинаково в стандартном растворе с известным значением pH и в исследуемом растворе. С помощью усложненных колориметрических и фотометрических способов непосредственно определяют концентрационный член. Однако в этих способах не учитываются изменения отношения коэффициентов активности, возникающие вследствие различия в ионных силах двух сред, окраска которых сравнивается. Величина члена, содержащего коэффициенты активности, зависит не только от ионной силы, но также от типа заряда сопряженной кислотно-основной пары индикатора, а при средних и высоких ионных силах также от специфических эффектов, которые трудно оценить. [c.133]

Даже при такой значительной ионной силе и высоких зарядах ионов Fe R Ре +, когда значения их коэффициентов активности очень низки, дополнительный член в уравнении (VI. 36) равен всего 0,02 В. [c.143]

Рассчитайте ионную силу раствора, коэффициент активности ионов водорода (lg/ = —0,51 2 у/), активность ионов водорода в этом растворе (а = /-с) и ожидаемое значение pH раствора (рН =—lgaн+). Сравните с измеренным значением pH. Если оба значения сильно различаются, воспользуйтесь формулой расчета коэффициента активности иона для растворов с более высокой ионной силой (формулу найдите в учебнике или в справочнике). [c.235]

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]

Формулы (5.8), (5.9), (5.10) в принципе пригодны и дпя расчета коэффициентов активности незаряженных молекул (неэлектролитов). В этих случаях, очевидно, = О. Подстановка этой величины в уравнения (5.8)—(5.9) дает у, = 1 щ)и 1 < 0,1 М. Для более высоких значений ионной силы необходимо использовать уравнение (5.10), которое с учетом = О гфсвращается в [c.103]

Отсутствие "третьего вещества" - диазогидрата в УФ-спектрах /2/ легко объяснить тем обстоятельством, что спвктры снимались в щелочных буферных растворах с высоким значением ионной силы. Это не могло не сказаться на кислотно-основных свойствах веществ. Несмотря на то, что изменения ионной силы по данным таблицы 1Ё I практически не сказываются на величинах констант диссоциации диазогидратов, следует иметь ввиду, что в исходные формулы не включены неизвестные нам коэффициенты активности для катиона диазония и син-диазотата. Поэтому данные, полученные при значении ионной силы 0.25 фиктивны. [c.761]

При увеличении ионной силы раствора коэффициент активности сначала уменьшается, а затем увеличивается. Таким образом, если константу какого-нибудь равновесия выражать в виде отношения концентраций (а не активностей), то при некоторых средних значениях ионной силы получаются отклонения от зкснериментальных данных. При более высоких концентрациях электролитов коэффициент активности снова приближается к единице, а величины концентраций — к величинам активностей. Если неизвестны экспериментальные данные для зависимости коэффициента активности от ионной силы, можно пользоваться данными табл. 1, в которой [c.51]

Как уже отмечалось, введение нейтральных электролитов в раствор слабой кислоты вызывает солевой эффект, проявляющийся в увеличении концентрационной констацты диссоциации слабой кислоты. У одноосновных кислот в области средних значений ионной силы этот эффект невелик и им часто можно пренебречь. У многоосновных кислот продуктами диссоциации являются двухзарядные или еще более высокого заряда ионы, поэтому эффект ионной силы в соответствии с уравнением (2.11) увеличивается. Это всегда следует иметь в виду, хотя при проведении приближенных расчетов коэффициенты активности часто не учитываются. Учет эффекта ионной силы бывает совершенно необходим при сравнении, например, силы кислот, устойчивости комплексов и т. д. Обязательным условием сравнения является рассмотрение свойств при одинаковой ионной силе, созданной одним и тем же электролитом. [c.61]

Данные табл. 3.1 показывают, что чем выше заряд иона, тем сильнсе влияет ионная сила раствора на коэффициент активности иона, тем больше этот коэффициент отличается от единицы. Поэтому формулы (3.5) и (3.6), равно как и другие известные модификации этих соотношений, предпочтительно использовать для вычислений коэффициентов активности ионов при 2, = 1 и малых значениях ионной силы раствора. При более высоких z и Л погрешности расчетов / могут ока (аться довольно существенными. [c.65]

Здесь п — число электронов т — число ионов водорода в соответствии с уравнением реакции. Так, при восстановлении перманаганата в кислом растворе п 5, т — 8. Однако при этом следует помнить, что такие сложные реакции не строго обратимы. Вычисления, основанные на нормальных окислительных потенциалах, будут точными только для строго обратимых реакций и когда в них концентрации ионов заменены активностями. Это особенно относится к ионам высокой валентности, например к системам Се 7Се+++ или Ре(СЫ)б /Fe( N)6, на величинах окислительных потенциалов которых очень сильно отражается значение ионной силы раствора . [c.100]

Описанные опыты производятся при постоянной ионной силе раствора, равной единице. При таком значении ионной силы правило ионной силы не соблюдается, вследствие чего коэффициент активности ионов натрия несколько меняется при изменении pH. Особенно заметно это в наиболее щелочных растворах, в которых избыток Na I заменяется избытком NaOH (между pH 13 и 14). Поэтому кривая при высоких значениях pH вместо горизонтального хода несколько отклоняется вниз. [c.34]

Высокая концентрация ионов С1 и низкое значение pH поддерживает питтинг в активном состоянии. В то же время высокая плотность растворов, содержащих продукты коррозии, обусловливает их вытекание из питтинга под действием силы тяжести. При контакте этих продуктов с поверхностью сплава пассивность в этих местах нарушается. Это явление объясняет часто наблюдаемую на практике форму питтинга, удлиненную в направлении действия силы тяжести (течения продуктов коррозии). На пластинке нержавеющей стали 18-8 после выдержки в морской воде в течение 1 года была обнаружена узкая бороздка, протянувшаяся на 6,35 см от начальной точки (рис. 18, 5, а). Возникновение коррозионных разрушений такого типа было воспроизведено в лабораторных условиях [43]. По поверхности образца стали 18-8, полностью погруженного в раствор Fe la и немного отклоненного от вертикали, постоянно пропускали слабую струю концентрированного раствора Fe lj. Через несколько часов под струей раствора Fe la образовывалась глубокая канавка (рис. 18.5, Ь). На поверхности железа подобная канавка не образуется, так как на нем не возникает активно-пассивный элемент. [c.313]

Оказалось, что топография шести колец Ы-ацетилглюкозамина или М-ацетилмурамовой кислоты в молекуле полисахаридного субстрата в точности соответствует впадине в молекуле лизоцима. При действии лизоцима связь между четвертым и пятым кольцами разрывается (рис. 2-9). В предполагаемом активном центре остаток глутаминовой кислоты (№ 35) находится в положении, точно соответствующем его роли донора протонов [т. е. ВН в уравнении (7-10)], тогда как остаток аспарагиновой кислоты (№ 52) лежит на противоположной стороне впадины. Как 01и-35, так и Азр-52 имеют аномально высокие значения р/Са (микроскопические р/Са составляют —5,3 и 4,6 соответственно) ) в полностью протонированном активном центре [12], что связано с гидрофобным окружением и наличием водородных связей с другими группами. Азр-52 обычно диссоциирует первым, и благодаря возникающему электростатическому взаимодействию 01и-35 остается протонированным вплоть до pH - 6. Расположенные рядом положительно заряженные основные группы влияют на величины р/Са, и поведение фермента, следовательно, зависит от ионной силы среды [12]. Анион Азр-52 лежит близко (на расстоянии - 0,3 нм) к центру положительного заряда, ожидаемого в карбоний-ионе [13], и, по-видимому, должен стабилизировать карбоний-ион [см. схему (7—10)]. [c.99]

Чрезвычайно интересна с точки зрения стереохимии соединений Т1(1) их стереоактивность или, иначе говоря, активность, обусловленная присутствием свободной пары электронов. В различных оксосоединениях КЧ варьирует от 3 до высоких значений, характерных для обычных ионных связей больших катионов. Низкое координационное число таллия(I) определенно связано со стереоактивностью свободной пары обычно три илп четыре короткие связи расположены по одну сторону от атома Т1(1), и сильно удлиненные вторичные связи (расстояния Т1—X >3,] А)—по другую. Известны соединения, в которых вокруг атома XI равномерно распределены шесть или больше связей, причем соответствующие атомы удалены на 2,93,2 А. Была сделана попытка связать эти факты с силой основности аниона по Льюису. (Косвенный метод вычисления силы основности , а также структуры многочисленных соединений Т1(1) обсуждаются в работе [9].) [c.315]

Разделяемую смесь помещают в сосуд с сорбентом и выдерживают определ. время или пропускают с определ. скоростью через колонку, наполненную сорбентом, до полного связывания исследуемого компонента. Затем сорбент многократно промывают буферным р-ром для удаления несвязав-шихся в-в, после чего элюируют исследуемый компонент козой порцией буферного р-ра, содержащего лиганд, вытес-к. пощий связанный компонент. Элюирование можно проводить буферным р-ром с более высокой ионной силой или др. значением pH, если эти факторы оказывают существ, влияние на прочность связывания компонента с сорбентом. Эффективность разделения зависит от сродства между биологически активным в-вом и лигандом, стерпч. доступности к конц. лиганда на носителе. [c.60]

Подобная процедура исключения эффекта диффузионных потенциалов широко применима при определении концентрации ионов водорода по э. д. с. некоторых элементов. Рассмотрим еще раз гальванический элемент (П1.6) с мостом, состоящим из насыщенного раствора КС1. Величина э. д. с. этого элемента может быть получена комбинированием потенциалов двух водородных полуэлементов, измеренных по отношению к насыщенному каломельному электроду. Аналогия с практическим измерением pH очевидна. Уравнение (П1. 19) для э. д. с. элемента (П1. 6) содержит два неизвестных (тя я) 2I(т-ауп) и Ед. Если два раствора составлены таким образом, что преобладающие электролиты идентичны, разнородные молекулярные и ионные компоненты имеют низкие концентрации и общие ионные силы одинаковы, то имеется основание предполагать, что значение Ед будет близким к нулю, а Yh(2)/yh(i) близким единице. Поэтому при этих условиях э. д. с. элемента (III. 6) представляет собой приблизительную меру тщ2)1гпщ у Таким образом, может быть определена концентрация ионов водорода в буферных растворах . В частности, постоянная ионная среда, создаваемая высокой концентрацией электролитов и обеспечивающая постоянство коэффициентов активности, часто применялась при изучении стабильности комплексов различной координации [41, 42] см. также критический обзор этих методов в работе [43]. [c.53]

Как указывалось выше, между дисперсными частицами существуют силы притяжения и отталкивания. При введении коагулянтов, в частности сульфата алюминия, в раствор в условиях достаточно высоких значений ао (большой щелочной резерв) силы отталкивания ослабевают и затем полностью исчезают. Мицеллы астабилизированного золя, находясь на близком расстоянии или сближаясь в результате броуновского движения на достаточно близкое расстояние под действием вандерваальсовых сил межмолекулярного притяжения и последующего гидролитического взаимодействия, сочленяются посредством водородной связи в шарообразные агрегаты золя величиной порядка 0,02 мкм. На поверхности шарообразных частиц расположены заряженные полиядерные аквагидроксокомплексы алюминия, образующие активные центры поверхности. Положительный заряд этих комплексов компенсируется противоионами, например ЗОд" в случае применения сульфата алюминия, если этот противоион не взаимодействует с другими ионами, имеющими к нему большее химическое сродство. [c.34]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология