Кислоты водородные электропроводность растворов

Титрование оснований. Возможности кондуктометрического определения оснований различной силы и характер изменения электропроводности растворов при их титровании в обш,ем аналогичны рассмотренным для кислот. Отличие заключается только в том, что при нейтрализации сильных оснований электропроводность понижается менее резко, чем при нейтрализации сильных кислот, так как подвижность ОН пиже подвижности Н+, и, наоборот, избыток титранта вызывает более резкое повышение электропроводности. Следует также заметить, что плавный ход кривых вблизи точек эквивалентности, наблюдаемый при титровании слабых оснований (гидролиз образующихся солей), более заметен по сравнению с наблюдаемым для кислот такой же силы. Это объясняется тем, что при титровании- кислот в результате гидролиза в растворе " образуются гидроксильные ионы, а при титровании оснований — более подвижные водородные ионы. [c.82]

Ион водорода, вероятно, сольватирован одной молекулой серной кислоты. Большая электропроводность растворов объясняется механизмом эстафетной передачи протона ассоциация молекул кислоты обусловлена водородными связями. [c.246]

При электролизе простых солей электроположительных металлов, например при электроосаждении меди из раствора сернокислой меди, большой избыток кислоты в нем не влияет на выход металла по току, так как в этих условиях потенциал восстановления водородных ионов не достигается даже при больших плотностях тока. В данном случае повышенная кислотность растворов необходима прежде всего для предупреждения гидролиза солей и увеличения электропроводности раствора. [c.344]

Так, например, известно, что растворы кислот, а также щелочей, проводят ток значительно сильнее, чем растворы многих солей. Это объясняется малым размером и большой подвижностью водородных и гидроксильных ионов. При титровании кислоты щелочью электропроводность до точки эквивалентности резко уменьшается в связи с уменьшением концентрации водородных ионов. После точки эквивалентности электропроводность начинает увеличиваться, так как в растворе появляются гидроксильные ионы. Очевидно, минимум на кривой (рис. 96) дает возможность определить точку эквивалентности. [c.437]

Водородные соединения изученных вами неметаллов диссоциируют в растворе, как кислоты. Исследуем и аммиачную воду при помощи прибора для обнаружения электропроводности растворов (рис. 1). При погружении в нее электродов лампочка засветится. Следовательно, в растворе содержатся ионы. [c.47]

Действительно, во многих случаях было показано, что скорость р прямо пропорциональна электропроводности растворов и концентрации водородных ионов и что в общем скорость растворения тем больще, чем сильнее кислота (речь идет о кислотах, не являющихся окислителями). [c.414]

Период количественных исследований в химии выражался не только в установлении в начале этого периода количественных соотношений при образовании химических соединений, в установлении понятия об атомном весе элементов и понятия об эквиваленте, но и в том, что впоследствии химики стали применять численные величины, полученные в результате тех или иных измерений для характеристики химических свойств. Так, для сравнения силы различных кислот и щелочей служит степень электролитической диссоциации в растворах этих веществ, определяемая путем измерения электропроводности растворов или путем измерения коллигативных свойств. Для характеристики кислотности или щелочности среды служит концентрация водородных ионов, определяемая путем измерения электродвижущей силы водородной концентрационной цепи. Но еще чаще химик пользуется измерением физических свойств для характеристики полученных им простых тел или химических соединений. Вновь выделенное им вещество химик характеризует теми или иными физическими константами плотностью, температурами плавления и кипения, электропроводностью, температурным коэфициентом сопротивления, данными гониометрических измерений кристаллов или численными значениями других свойств. Так проникли измерения в область химии, так завоевали они еще одну обширную область своего применения. [c.66]

Характерная особенность нейтрализации слабых кислот заключается в том, что концентрация водородных ионов в продолжение всего процесса титрования настолько мала, что не оказывает влияния на величину электропроводности раствора. Концентрация гидроксильных ионов также невелика до точки эквивалентности, а после нее линейно повышается. Точка эквивалентности расположена на пересечении двух восходящих ветвей кондуктометрической кривой. Такой характер имеют кривые титрования всех слабых кислот с р/Са = 5 9, при нейтрализации которых гидролиз получающихся солей не ока- [c.31]

Третий тин кривых характерен для нейтрализации слабых кислот. Электропроводность раствора до точки эквивалентности линейно повышается, а затем остается постоянной (рис. 7, кривая 3). Процессы нейтрализации слабых кислот слабыми основаниями имеют следующую характерную особенность концентрации водородных и гидроксильных ионов в продолжение всего процесса титрования настолько малы, что не могут оказывать влияния на электропроводность раствора. Изменение электропроводности раствора вызывается только увеличением концентраций анионов кислоты и катионов основания. Поэтому, чем выше подвижности этих ионов, тем сильнее увеличивается электропроводность раствора до точки эквивалентности и тем меньше угол излома. [c.37]

Так как подвижности водородных ионов, получающихся при гидролизе солей слабых оснований, выше подвижностей гидроксильных ионов, образующихся при гидролизе солей слабых кислот, то наблюдается более резкое понижение электропроводности раствора до точки эквивалентности при титровании солей, подвергающихся сильному гидролизу. Минимум на кривых титрования солей слабых оснований, наблюдающихся в случаях, когда степень гидролиза солей равна нескольким процентам, более глубокий, чем при титровании солей, образованных катионами слабых оснований такой же силы. [c.49]

Другой причиной, вызывающей нелинейное изменение электропроводности раствора, является обратимость реакций. В этом случае закругляются изломы кривых титрования вблизи точки эквивалентности, так как в растворе остаются ионы не вступивших в реакцию веществ. Примером могут служить кривые титрования сильным основанием очень слабых кислот или очень слабых оснований. Гидролиз получающихся при нейтрализации солей вызывает повышение концентрации высокоподвижных гидроксильных (или водородных) ионов, что увеличивает электропроводность раствора, и кривая титрования вместо резкого излома в точке эквивалентности имеет плавный изгиб. Обратимость реакций вызывает аналогичный эффект и при других реакциях. Это может быть вызвано растворимостью осадков, диссоциацией комплексов и т. д. [c.36]

На рис. 23 показаны рассчитанные при / = 1 ионные концентрационные зависимости, наблюдающиеся при титровании сильным основанием 0,1 н. растворов различных кислот, отличающихся друг от друга значениями рКа- Как видно из рис. 23, равновесные концентрации водородных ионов в процессе титрования до точки эквивалентности достаточно велики, чтобы оказывать существенное влияние на электропроводность раствора только для кислот с р/Са 5. Для более слабых кислот равновесные концентрации ионов водорода настолько малы, что они практически не могут оказывать влияние на электропроводность раствора в продолжение всего процесса титрования. [c.77]

Ионные концентрационные зависимости (при /—1), наблюдающиеся при титровании сильным основанием смесей 0,1 н. растворов сильной и слабой (р/Са = 1—10) кислот, показаны на рис. 36. Расчеты показали, что при титровании смесей сильной кислоты и кислот средней силы (р/Са = 1—3) равновесные концентрации водородных ионов до второй точки эквивалентности достаточно велики. При этом происходит нелинейное понижение концентрации ионов водорода. При нейтрализации смесей, содержащих более слабые кислоты (р/Са >4), концентрация ионов водорода линейно понижается до первой точки эквивалентности и становится настолько незначительной после нее, что практически ионы водорода не могут оказывать влияния на электропроводность раствора до конца титрования. [c.99]

Теоретические кривые титрования смесей оснований показаны на рис. 40. Если сравнить эти кривые с кривыми титрования смесей кислот (см. рис. 37), то можно заметить, что они совпадают не полностью. Отличие заключается прежде всего в том, что понижение электропроводности раствора до первой точки эквивалентности при титровании смесей оснований менее сильное, чем при титровании смесей кислот, что объясняется более низкой подвижностью гидроксильных ионов, по сравнению с подвижностью водородных ионов. Изменение электропроводности при титровании слабого основания и слабой кислоты в смесях полностью совпадает, если равны константы диссоциации слабых электролитов и подвижности их катионов и анионов. Однако избыток сильной кислоты при титровании смесей оснований вызывает более сильное повышение электропроводности раствора, чем избыток сильного основания при титровании кислых смесей. Можно отметить, что закругление кондуктометрической кривой в первой точке эквивалентности при титровании смеси, содержащей сильное и слабое основания с рКь = 4, менее резко выражено по сравнению с кривой титрования смесн кислот такой же силы. [c.106]

Так как подвижности гидроксильных ионов сильно отличаются от подвижностей водородных ионов, кривые титрования смесей оснований и солей слабых кислот отличаются от кривых титрования смесей кислот и солей слабых оснований. Если в смесь входит достаточно сильное основание, которое нейтрализуется в первую очередь, понижение электропроводности раствора до первой точки эквивалентности менее резко выражено, чем при нейтрализации в смесях кислот такой же силы. Избыток титранта (сильной кислоты) вызывает более сильное повышение электропроводности раствора после второй точки эквивалентности, чем избыток основания при титровании кислых смесей. Изменение электропроводности раствора при взаимодействии солей зависит от сравнительной подвижности заменяющих друг друга ионов и может полностью совпадать при титровании смесей кислотного и основного характера, если имеет место такое же соотношение в подвижностях ионов. [c.121]

Практически увеличение равновесных концентраций ионов может приводить к заметному повышению удельной электропроводности раствора только в некоторых случаях или на отдельных участках кривых титрования. Равновесные концентрации некоторых ионов настолько малы, что даже их увеличение в результате рассматриваемого эффекта не может заметно влиять на удельную электропроводность раствора. Например, при нейтрализации очень слабых кислот в продолжение всего процесса титрования ничтожно малы концентрации водородных ионов, а при нейтрализации очень слабых оснований — гидроксильных ионов. Повышение электропроводности заметно только в тех случаях, когда равновесные концентрации ионов, для которых наблюдается повышение концентрации, достаточно велики. Это наблюдается при титровании сильных и средней силы кислот и оснований, а также солей. Если при титровании смесей вблизи точек эквивалентности обе реакции протекают параллельно, электропроводность раствора увеличивается, так как повышение ионной силы раствора приводит к уменьшению коэффициентов акгивности ионов. Примерами служат показанные на рис. 58 и 59 изменения величины х-10 при титровании смесей сильной и слабой (р/(а = 4) кислот или смесей оснований такой же силы, а также смесей кислот и солей слабых [c.135]

В случаях, когда в реакциях окисления — восстановления принимают участие водородные или гидроксильные ионы, значение окислительно-восстановительных потенциалов зависит от pH среды. Необходимость проведения реакций в сильнокислых или сильнощелочных растворах вызывает большие затруднения при кондуктометрическом методе анализа. Это связано с высокой электропроводностью растворов в присутствии высокоподвижных водородных или гидроксильных ионов, что не позволяет получить резкие изломы кривых кондуктометрического титрования в точках эквивалентности. Концентрации сильных кислот или сильных оснований в растворах должны быть минимальными. Однако, если концентрации водородных (или гидроксильных) ионов сравни- [c.261]

Отсюда видно, что э. д. с. водородно-кислородного элемента зависит от парциальных давлений газов, но не зависит от pH среды. Следовательно, в растворах щелочей, кислот и в воде э. д. с. должна быть одинаковой. Электропроводность чистой воды очень мала, поэтому к ней обычно добавляют раствор КОН. Иначе водороднокислородную цепь можно записать М1, Н2 КОН 02, Мг. Источником электрической энергии в ней является энергия химической реакции образования воды из газообразных водорода и кислорода [c.435]

Дакар с сотруд. [75] исследовал экстракцию слабой рени-евой кислоты ТБФ и метилэтилкетоном (МЭК) из водных растворов, содержащих соли ЫаС1 и МаМОз. Показано,, что коэффициент распределения увеличивается с ростом концентрации кислоты в водной фазе, что связано с ассоциацией НКе04 в органической фазе. Ассоциация кислоты, вероятно, вызвана образованием водородных связей образуются в ТБФ в основном димеры, что подтверждается наличием максимума на кривой зависимости электропроводности раствора кислоты в ТБФ от ее концентрации. В присутствии солей наблюдаются более сложные зависимости. Это объясняется тем, что в органическую фа,зу переходит не только кислота, но и ее соль. [c.19]

При взат1 М0действии катионов металлов с комплексоном П1 в водных растворах увеличивается концентрация водородных ионов, что приводит к повышению электропроводности раствора. При избытке титранта Н2У -ионы начинают взаимодействовать с находящимися в растворе Н+-ионами, так как кислотные свойства этилендиаминтетрауксус-ной кислоты слабо выражены (р/Са = 2,0 2,62 6,16 10,26). [c.95]

Рис. 65. Адсорбция иона хлора на платинтованной платине из 0,01 Л4 соляной кислоты как функция потенциала. Потенциалы измерены относительно водородного электрода в том же растворе при атмосферном давлении. На оси ординат отложены изменения электропроводности раствора Ая, вызванные адсорбцией. (Балашова [ПО].)

Каталитическая активность сантинормальных растворов сильных минеральных кислот практически одинакова 8. Каталитическая актив-ность уксусной кислоты немногим отличается от активности иодисто-водородной кислоты, тогда как коэфициент электропроводности раствора иодистоводородной кислоты почти в шесть раз больше коэфициента электропроводности раствора уксусной кислоты той же концентрации. [c.283]

Этот механизм привлекал внимание во всех ранних работах, посвященных исследованию скорости кислотного гидролиза и этерификации, — работах, которые стали основополагающими в области изучения кинетики вообще и помогли установить связь кинетики с химической термодинамикой. В 1862 г. Бертло и Пеан де Сан-Жилль [54] показали, как меняется положение равновесия при обратимом образовании этилацетата с изменением соотпошений реагирующих веществ. Они установили, что скорости обратных ])сакций пропорциональны произведению концентраций реагирующих веществ. Гульдберг и Вааге [55] широко использовали эту работу при обосновании закона действия масс в применении к кинетике реакций. Оствальд [56] установил порядок реакции гидролиза сложных эфиров водными кислотами, показав, что скорость реакции пропорциональна произведению (Н ] [R OOR] отсюда вытекала ясная зависимость скорости реакции от концентрации сложного эфира и не совсем ясная зависимость скорости реакции от концентрации водородного иона. Что касается последнего, то в 1884 г. было показано, что скорость гидролиза метилацетата в разбавленных водных растворах ряда кислот, от сильных до слабых, при одной и той же их кон-центрацпи почти пропорциональна (в интервале соотношения скоростей 200 1) электропроводности растворов этих кислот. Через три года, после появления теории электролитической диссоциации, смысл этого наблюдения стал ясным скорость реакции пропорциональна концентрации водородных ионов [И ], так как электрический ток почти полностью переносится ионами Н+. Порядок реакций этерификации карбоновых кислот при катализе сильными кислотами в спиртах как растворителях был совершенно четко определен Гольдшмидтом [57]. Он установил, что скорость реакции пропорциональ- [c.955]

Измерения начинают с определения Гна или Гсон при обратимом водородном потенциале. Для этого тщательно отмытый и высушенный в атмосфере водорода непосредственно в ячейке исследуемый электрод вводят в контакт с раствором, насыщенным водородом. Изменение концентрации кислоты или щелочи, вызванное образованием ДЭС, находят кислотно-основным титрованием [1, 2, 11, 12] или по электропроводности раствора [22]. Величины Гна или Гсон при других потенциалах можно найти, определяя разницу в концентрациях кислоты или щелочи в растворах, контактирующих с электродом при обратимом водородном потенциале и при заданном потенциале. В растворах с добавками солей можно непосредственно определить Гд и Гс +, если имеется достаточно точный и надежный аналитический метод определения концентраций аниона или катиона. Метод применим к электродам с развитыми поверхностями. [c.58]

В начале титрования анионы соли образуют водородные связи с имеющейся в растворе избыточной кислотой, что приводит к возрастанию электропроводности раствора за счет сольватирован-ных катионов амина (ВдКН)". В дальнейшем из-за падения концентрации свободной кислоты роль ее ассоциации с анионами соли уменьшается, что сопровождается снижением электропроводности раствора. [c.159]

Доказательством того, что HBF ведет себя в растворе как сильная кислота, служит нейтральная реакция свежеприготовленных растворов тетрафтороборатов щелочных металлов. Непосредственным доказательством этого являются изложенные позднее данные об электропроводности растворов и имеющиеся отрывочные данные о водородных показателях ее растворов. Так, поданным Травера и Малапрад [1441, у свежеприготовленного 0,0432 Л1 раствора HBF , полученного обменной реакцией Ba(BF4)2+H2S04, pH равен 1,78, т. е. а =0,01б6 возможно, что эти данные преуменьшены. [c.442]

Ция анионов сильной кислоты (титранта) равномерно увеличивается. [Н ] практически увеличивается только после точки эквивалентности при добавлении избытка титранта. Электропроводность раствора зависит преимущественно от концентраций гидроксильных ионов до точки эквивалентности и водородных ионов после нее. Реакция протекает количественно. Кривые титрования имеют У-образ-ную форму— резкий излом в точке эквпвалгнтностп. Начальные ветви кондуктометрических кривых до точки эквивалентности менее сильно наклонены, чем после нее, так как подвижность гидроксильных ионов ниже подвижности водородных ионов. [c.43]

Построены теоретические кривые титрования щелочью цвиттерионов — аминоуксусной кислоты (p/ a = 2,35, рКь = 4,22), значения р/С которой по данным титрования кислотой и щелочью найдены равными соответственно 11,65 и 9,78, и амфолита, не имеющего биполярного строения (р/(а = 10 р/(ь = 8). Ионные концентрационные зависимости, имеющиеся при титровании 0,1 н. растворов этих соединений щелочью, показаны на рис. 29. Расчеты показали, что в продолжение всего процесса титрования концентрации водородных ионов настолько малы, что практически ионы водорода не могут оказывать влияние на электропроводность раствора. Концентрации гидроксильных ионов до точки эквивалентности также очень низки. Только перед точкой эквивалентности происходит небольшое повышение концентрации гидроксильных ионов, после чего наблюдается линейное увеличение их концентрации. [c.89]

Из уравнеиия (9.14) следует, что э.д.с. водородно-кислородного элемента зависит от парциальных давлений водорода и кислорода, увеличиваясь с их ростом по логарифмическому закону. Она не зависит от pH среды и должна быть одьой и той же в чистой воде н в растворах ш,елочн или кислоты. Так как электропроводность чистой воды очень низка, то на практике применяют растворы щелочи, чаще всего раствор КОН [c.201]

Однако различие в подвижностях водородных и гидроксильных ионов вызывает некоторое отличие в характере кондуктометрических кривых титрования, что видно из рис. 35, где показаны кривые титрования солей слабых оснований сильными основаниями. При титровании сильно гидролизующихся солей слабых оснований электроподвижность раствора до точки эквивалентности понижается более резко, чем при титровании солей слабых кислот. Рассмотренный и объясненный выше пологий минимум на кривых титрования солей до точки эквивалентности более сильно выражен. Но закругление кривых титрования вблизи точки эквивалентности, обусловливаемое обратимостью реакции, менее заметно. Избыток титранта также вызывает менее сильное повышение электропроводности раствора по сравнению с кривыми титрования солей слабых кислот. [c.98]

При разработке методик кондуктометрического титрования используют приемы, позволяющие устранить возникающие затруднения. К их числу относятся выбор оптимальных условий в отношении pH среды и химического состава ионов, не участвующих в реакции, добавление органических растворителей, изменяющих силу электролитов и подвижности ионов, и т. д. Например, при кондуктометрическом титровании арсенитОв в качестве титранта используют не водный, а водно-спиртовый раствор иода, титрование ведут в присутствии гидрокарбоната натрия. При титровании водным раствором иода электропроводность раствора повышается как до точки эквивалентности, так и после нее, излом кривой слабо выражен. Если же титрование ведут водно-спиртовым раствором иода, электропроводность раствора после точки эквивалентности мало изменяется и излом кривой резко выражен. Это объясняется тем, что при всех этих условиях уменьшаются степени диссоциации иодистоводородной и иодноватистой кислот, находящихся в растворе иода, а также тем, что уменьшается подвижность водородных ионов. [c.262]

Первые кинетические исследования некоторых каталитических реакций, таких, как гидролиз эфиров и инверсия сахара (Аррениус Оствальд, после 1890 г.), указали на существование соотношения между скоростью реакции и силой кислоты, примененной в качестве катализатора. В.соответствии с теорией электролитической диссоциации каталитическое действие кислот приписывалось исключительно водородным ионам, а в случае основного катализа — гидроксильным ионам раствора. Анионам кислот, соответственно катионам оснований, применяемым в качестве катализаторов, не приписывали никакого каталитического действия. Концентрацию водородных и гидроксильных ионов измеряли, как правило, методом электропроводности. Однако вскоре было замечено, что только в некоторых случаях и в определенных условиях скорость реакции является линейной функцией концентрации гидроксильных или водородных (т.е. гидроксониевых) ионов, измеренной кондуктометрическим путем. Главным образом в случае сильных кислот рост стехиометрической концентрации кислоты всегда обусловливает значительно большее увеличение скорости реакции, чем степени диссоциации , вычисленной из электропроводности раствора. Было также замечено, что прибавление нейтральных солей, т.е. солей, не являющихся кислыми илн основными и не обладающих общим с кислотами ионом, иногда значительно изменяет скорость реакции (солевые эффекты). [c.221]

Существует множество широкоизвестных химических явлений, которые могли бы быть более или менее точно описаны посредством приближений, рассмотренных в общих чертах в этой главе, хотя вряд ли найдется хоть один химик, который бы рассматривал их все как проявление единого механизма взаимодействия. К этим явлениям относятся осаждение ароматических соединений в виде твердых комплексов с нитроароматическими соединениями типа пикриновой кислоты образование в растворе или в твердом состоянии комплексов, обладающих новой полосой поглощения, отвечающей переносу заряда образование комплексов между карбонильными соединениями и акцепторными молекулами (типа аддуктов иода с амидами) существование иона 1з и ряда комплексов типа иод — пиридин синие иод-крахмальные комплексы комплексы иона серебра с олефинами взаимодействия между флавинами и производными индола в растворе и в твердом состоянии появление неспаренных электронов и электропроводности в определенных комплексах типа комплекса тетраметилфенилендиамина с хлор-апилом существование координационных связей в окисях аминов, аддуктах трехфтористого бора с четвертичными аминами и в других подобных соединениях и, наконец, даже водородная связь. Все эти явления можно описать как перенос заряда или образование донорно-акцепторных или молекулярных комплексов, и все они в некотором смысле взаимосвязаны. [c.332]

При взаимодействии катионов металлов с ЭДТА в водных растворах увеличивается концентрация водородных ионов, что приводит к повышению электропроводности раствора. При избытке титранта НгУ --ионы начинают взаимодействовать с находящимися в растворе Н -ионами, так как кислотные свойства этилендиаминтетрауксусной кислоты слабо выражены (р/Са = 2,0 2,62 6,16 10,26), концентрация Н+ в результате этого уменьшается, что приводит к понижению электропроводности раствора. Таким образом, при количественном взаимодействии катионов металлов с ЭДТА точки эквивалентности расположены в максимумах на кондуктометрических кривых. В водных растворах солей возможно кондуктометрическое титрование Ре , ТЬ и других ионов, образующих очень устойчивые комплексы (рис. 22,в). [c.115]

Таким образом, оказывается, что в большом интервале плотностей воды соли являются лишь сравнительно слабым электролитом. Электролиты типа НС1 и NaOH, т.е. кислоты и основания, являются более слабыми, чем КС1. Отсюда весьма важный для понимания структуры паровых растворов вывод, что электрическая проводимость водородных и гидроксильных ионов, значительно превышающая их подвижность при комнатных температурах и обусловливающая повышенную электропроводность растворов кислот и щелочей. [c.124]

Электропроводность растворов может быть иногда измерена при помощи постоянного тока, если употреблять непопяризу-ющиеся электроды [И], например электрод Ад—АдС1 в солянокислых растворах, ртуть—сульфат ртути в сернокислых растворах и водородный электрод в кислотах. Ток в исследуемый раствор пропускается при помощи подобных электродов, а сопротивлени измеряется обычным мостиком Уитстона для постоянного тока. Возможно также подводить ток через два электрода, природа которых не играет большой роли, если продукты реакций у электродов не проникают в часть сосудика, содержащую обратимые электроды, с помощью которых выполняют измерения. При этон измеряется разность потенциалов между обратимыми электродами и сила тока, протекающего через раствор сопротивление между электродами вычисляется по закону Ома. Однако метод постоянного тока ограничен, так как его можно применить только к тем электролитам, для которых можно получить неполяризующиеся электрода - . [c.328]

СОЛИ ВН" — А — НА и предельная электропроводность ее ионов были найдены из данных по электропроводности растворов амина в больших избытках кислоты. При построении расчетной кривой (рис. 8.2) использовались следующие значения констант = 1,2-П , /Сц = = 1,7-10 , 1/С 1 =3,0 10- . Ясно, что соединение А" - - - НА весьма стабильно при 0,1 М ко щентрации оно было бы только на 5% диссоциировано н А и НА. Далее, константа ионной диссоциации сопряж нной соли в 400 раз больше, чем простой соли. В этом типичном примере проявляется общее правило сила да юй водородной связи ослабляется, когда та же акцепт )рная молекула образует дополнительную водородную связь. [c.292]

В серной кислоте наблюдаются два максимума скорости коррозии, соответствующие 40 и 75%-ной концентрации (рис. П.9). В 40%-ном растворе серной кислоты процесс коррозии идет с выделением водорода, такая кислота характеризуется наибольшей электропроводностью и максимальной концентрацией водородных ионов. В 75%-ном растворе процесс коррозии сопровождается восстановлением серной кислоты до НгЗ и свободной серы. Добавки окислителей КгСггО , НЙОз, Ре +, Сц2+, Ог, СЬ резко снижают скорость коррозии титана и его сплавов в соляной и серной кислотах. Добавка в титан молибдена значительно повышает коррозионную стойкость сплава в соляной и серной кислотах. Сплавы [c.71]

Разбавленные растворы обладают также химическими свойствами, которые определяются химическими свойствами образующих их сольватированных ионов (условно просто ионов). Следствием этого является наличие у них групповых реакций и свойств, характеризующих растворы электролитов, которые содержат одинаковый ион. К групповым реакциям в растворах относятся реакции осаждения трудно растворимых солей с применением набора реагентов с одинаковыми катионами или анионами, реакции нейтрализации и другие реакции обмена, для которых уравнение реакций в ионной форме одно и то же. Групповыми свойствами растворов соединений, содержащих водородные и гидроксильные ионы, является способность изменять цвет индикаторов, растворять металлы, нейтрализовывать кислоты и основания и т. п. К групповым свойствам относятся также окраска раствора, вызываемая наличием какого-либо иона [синий цвет--гидратированными ионами Си (И), зеленый — N1 (П), розовый — Со (И) ], электропроводность, теплоемкость и многие другие. Следует иметь в виду, что более строго такая аддитивность наблюдается лищь для бесконечно, разбавленных растворов. В каждом конкретном случае проявление химиче- [c.225]

При титровании основанием 0,1 н. раствора СНзСООН в начале титрования наблюдается минимум электропроводности. Однако диссоциация уксусной кислоты быстро подавляется и на большей части кондуктометрической кривой до точки эквивалентности происходит линейное повышение проводимости, вызываемое накоплением СНзСОО - и Ка"-ионов. Между тем при титровании 0,0001 н. раствора СНзСООН электропроводность непрерывно понижается. Образующиеся в растворе СНзСОО -ионы также подавляют диссоциацию СНзСООН, поэтому кондуктометрическая кривая изогнута. Однако в связи С увеличением степени диссоциации СНзСООН в раэбзвленны.х растворах не происходит полного подавления ее диссоциации под влиянием СНзСОО -ионов. Равновесная концентрация водородных ионов в этих условиях остается достаточно высокой, и при их нейтрализации электропроводность понижается. [c.79]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология