Ионная сила постоянная

При постоянной ионной силе, созданной фоновым электролитом, произведение коэффициентов активности (157.10) остается постоянным, и в этих условиях концентрационная константа устойчивости (157.9) также сохраняет постоянство при изменении концентрации реагентов. Применимость концентрационных констант, естественно, ограничена той ионной силой и средой, в которой было проведено их определение. Для получения термодинамической константы равновесия Р° произведение коэффициентов активности в (157.10) выражают с помощью уравнений теории Дебая — Хюккеля. Часто для этой цели используется, например, уравнение Дэвис (156.12) в форме [c.445]

Уравнение (VII, 50) применимо только к сильно разбавленным электролитам и называется предельным законом Дебая — Гюккеля. При данной ионной силе раствора средний коэффициент активности электролита в предельно разбавленном растворе является величиной постоянной и не зависит от природы других электролитов в растворе. Таким образом, в предельном законе Дебая — Гюккеля получает теоретическое обоснование правило ионной силы. [c.254]

Силы релаксационного и электрофоретического торможения определяются ионной силой раствора, природой растворителя и температурой. Для одного и того же электролита при прочих постоянных условиях эти силы возрастают с увеличением концентрации раствора. [c.461]

Равновесие индикаторной реакции при любой ионной силе (постоянный член с коэффициентами активности) может быть [c.64]

Для определения общей концентрации данного иона перед проведением измерений к анализируемому раствору обычно необходимо добавлять специальный реагент, под действием которого определяемый ион переходит из комплексного состояния в свободное, и раствор индифферентного электролита, позволяющего поддерживать ионную силу постоянной (см. Ионной силы регулятор Калибровочный график). [c.69]

Для нахождения а следует графически экстраполировать величину, стоящую в скобках, как функцию т при т—> 0. Удобно воспользоваться тем, что при малых концентрациях значение линейно зависит от Ут [ц более общем случае, в смесях электролитов — от ]//, где / — ионная сила (см. стр. 413)]. Поэтому, изображая графически зависимость + 0,1183 lg т" от Ут", получим при достаточно малых т прямую, которая легко экстраполируется к т->0, что позволяет определить величину для электролита постоянного состава. [c.580]

Устойчивость смачивающих пленок в значительной степени определялась не только содержанием ПАВ, но и величиной рП раствора. Это иллюстрирует рис. 12.6, на котором приведены экспериментальные данные, относящиеся к уровню плато Pf при постоянной концентрации ПАВ в системе и варьируемой величине pH (кривая /), а также зависимости Р/(С) при двух различных pH (кривые 2 к 3). Следует отметить, что кривая 1 отвечает переменной ионной силе раствора, а кривые 2 и 3 — постоянной. В области рН< 3 смачивающие пленки являются абсолютно неустойчивыми (кривая 1). Однако этот вывод справедлив лишь для некоторой области концентраций раствора ПАВ (кривая 2). При щелочных pH устойчивость пленок хотя [c.205]

Эмпирически установлено и для сильно разбавленных раство ров может быть обосновано теоретическими соображениями еле дующее правило ионной силы коэффициент активности у данного электролита в растворе зависит только от ионной силы раствора и при одинаковом значении ее он сохраняет постоянное значение независимо от вида остальных электролитов, присутствующих в растворе. В водных растворах правило это хорошо применимо примерно до / = 0,02. [c.396]

В этой статье мы рассмотрим метод и его обобщение, позволяющее рассчитывать равновесный состав систем с учетом ионной силы. Докажем единственность равновесного состава и сходимость процесса с любого начального приближения. Рассмотрим также модификацию метода, предназначенную для решения обратной задачи — расчета по данным эксперимента неизвестных параметров равновесных химических систем (кон стант равновесия, стандартных потенциалов гальванических цепей без переноса, эмпирических постоянных в формулах, описывающих коэффициенты активности, и т. п.). Приведем также технику работы с матрицами, возникающими при решении оби ратных задач, и сведения об используемом методе минимизации некоторой остаточной дисперсии. [c.37]

Концентрационная константа сохраняет постоянство, если эксперимент проводится таким образом, что при изменении концентрации реагентов ионная сила раствора остается постоянной. Постоянства ионной силы добиваются добавлением в раствор так называемых индифферентных или фоновых электролитов. [c.445]

В растворе сольватированные ионы находятся в беспорядочном тепловом движении. При наложении электрического поля возникает упорядоченное движение ионов к противоположно заряженным электродам — миграция (перенос). Ионы движутся под действием силы, сообщающей им ускорение, однако одновременно с возрастанием скорости их движения увеличивается сопротивление среды. Поэтому через малый промежуток времени скорость движения ионов становится постоянной. [c.456]

Для многозарядных ионов дополнительные трудности возникают из-за того, что специфическое взаимодействие ионов, предложенное Бренстедом, оказывает гораздо более сильное влияние на скорость реакции, чем изменение коэффициентов активности. Поэтому корреляция между ]g k/k° и концентрацией многозарядного иона, противоположного по знаку иону, участвующему в реакции, соблюдается лучше, чем между ]g(A /A o) иионной силой раствора. Это было проиллюстрировано на примере зависимости константы скорости реакции Hg -l-GO(NHз)5Br (см. рис. XV.5) от концентрации (С1О4) одновременно замечено, что константа не зависит от концентрации катиона [45]. Те же авторы показали, что в реакции ВгСНаСО + ЗгОз - - (ЗгОзСНгСОг) Н- Вг" константа скорости зависит от (К ), а не от концентрации отрицательного иона (в качестве отрицательных ионов использовались N03, 30 и o( N)5". В большинстве опытов ионная сила раствора менялась в интервале от 0,001 до 0,04 М). В обоих случаях при постоянной концентрации иона противоположного заряда, но более чем двукратном изменении ионной силы раствора константа скорости реакции изменялась менее чем на 2%. Это совершенно очевидно противоречит уравнению Бренстеда. [c.450]

Величина этого эффекта прямо пропорциональна Ф. При постоянном Ф он возрастает с уменьшением ионной силы, потому что двойной электрический слой при этом увеличивается, повышая тем самым вероятность взаимодействия двойных слоев. [c.295]

Со = [МКл]о/[МН ] —константа распределения — отношение концентрации экстрагируемой формы вещества (МК ) в органической фазе к его концентрации в той же самой форме в водной фазе в условиях равновесия. Для каждого не-смешивающегося с водой органического растворителя константа распределения является величиной постоянной, при нормальном давлении зависит только от температуры и ионной силы раствора. Если обе жидкие фазы являются насыщенными относительно твердой фазы и равновесие достигнуто, то константа распределения равна отношению растворимостей распределяющегося вещества в органической и водной фазах [c.202]

Если температура и ионная сила постоянны, правая часть уравнения (IX. 15) остается постоянной. Эту величину иногда называют кажущимся, эффективным или формальным злектродным потенциалом ( каж) [c.170]

Механизм этой реакции исследовали неоднократно. Бенсон [23] изучал скорость этой реакции, позднее эту реакцию изучали Эс-пенсон и Кинг [24]. Если ионная сила постоянна и хром в основном находится в виде НСгО , то скорость окисления [24] железа (II) может быть выражена уравнением [c.360]

Для многовалентных ионов, как, например, в случае фер-рицианид-ферроцианидной системы, величина этого слагаемого уже при ионной силе порядка 0,01 может составлять несколько десятков милливольт. Если ионная сила постоянна, то отношение коэффициентов приближенно может считаться [c.13]

Это, видимо, связано о тем, что присутствующие з растворе двузарядные ионы НРО специфически влияют на его ионную силу, что согласуется с литературными данными. Неподдер-жание ионной силы постоянной привело нас в одной из предыдущих работ к ошибочному утверждению, что при значениях pH раствора больше 8 скорость реакции вовсе не зависит с г концентрации фосфата . [c.817]

Значение ПРрьбо в этом уравнении строго постоянно при неизменной температуре. Что же касается коэффициентов активности, то ОЛИ, как было указано выше, уменьшаются с возрастанием ионной силы раствора. Очевидно, такое уменьшение fp + и [c.79]

При постоянном содержании бикарбоната коэффициент абсорбции немного снижается с повышением общей концентрации. При общей концентрации 0,4 г-мол1л коэффициент абсорбции только на 10% выше, чем при , 0г-мол1л. Это изменение коэффициента абсорбции, вероятно, обусловлено влиянием ионной силы на величину с. Влияние того же фактора на величину к1 Ку1 в условиях, приближающихся к диффузионному режиму, не установлено. [c.131]

Примером таких реакций может служить изотопный обмен между двумя ионами, находящимися в различном валентном состоянии такие взаимодействия не приводят к осуществлению какого-либо химического превращения. Очень тщательно была изучена система Ге " — Ге " в водном растворе. Реакция обычно проводится в присутствии НСЮ4, добавляемой для поддержания постоянной ионной силы и постоянного pH и предотвращения образования комплексов [96, 97]. Обмен идет довольно быстро, и, [c.504]

Вариант решения с учетом ионной силы раствора. Активность сульфат-иона н 0,01 М растворе КгЗО, (р = 0,03) составляет 0,01 0,51 моль/л, где 0,51 — коэффициент активности, вычисленный по формуле Дебая и Гюккеля (с. 107). Растворимость ЗгЗО, а воде равна V3,2 10 = 5,6- 10 моль/л. После прибав-- ения КгЗО, растворимость ЗгЗО, понизится и примет значение 5 моль/л. Тогда активность ионов 5г + составит 0,51 5 моль/л, а ионов 505 — (5-ь0,01 0,51) моль/л. Вели на ПР остается постоянной, следовательно, [c.121]

Ионно-электростатическая компонента расклинивающего давления, согласно [42, 45], зависит, главным образом, от потенциалов поверхностей, ограничивающих пленку. Поскольку изученные нами ПАВ являлись неионогенными и при их добавлении ионная сила дисперсионных сред оставалась постоянной, а концентрации ионов в отсутствие Na l при pH = 6- 7 были достаточно низки, в первом приближении можно полагать равенство электрокинетических и штерновских потенциалов. Следовательно, обнаруживаемое в опыте повышение -потенциала при увеличении содержания ПАВ в интервале от 1-10 до 1-10 —1-10 моль/дм (рис. 12.5) обусловлено вытеснением из слоя Штерна сильно гидратированных ионов водорода. По мере заполнения адсорбционного слоя ПАВ, возможно, происходит уменьшение поверхностной концентрации гидроксил-ионов, что вызывает снижение -потенциала при концентрации ПАВ 10 —10 3 моль/дм [c.210]

На рис. 13.4 показаны результаты расчетов по уравнению (13.3) краевых углов 0о для водных растворов КС1 различной концентрации (кривая 1) и разных pH (кривая 2) при сохранении в последнем случае постоянной ионной силы раствора /=10 моль/л [559]. При проведении расчетов Пе(/г) использованы известные концентрационные зависимости потенциалов поверхности кварц — раствор (о]) ) и поверхности водный раствор—воздух (г з2). Для изотермы 11т=А/ 6яЬ ) приняты значения постоянной Л = 7,2-10 2° Дж. Для изотермы структурных сил принята экспоненциальная зависимость [47], параметры которой использовали в качестве подгоночных при согласовании теоретических расчетов Во с экспериментальными данными для растворов КС1 различной концентрации [561]. Рост значений Во с повышением концентрации электролита (кривая 1) объясняется, как можно показать на основании проведенных расчетов, двумя причинами уменьшением толщины граничных слоев воды с особой структурой, что ведет к ослаблению сил структурного отталкивания, и снижением потенциалов 1131 и г1з2, что уменьшает также и силы электростатического отталкивания. [c.219]

Скорость гидролиза эфира СН3СООСН3 в водных растворах при постоянных значениях pH и ионной силы и при некоторой температуре зависит [c.130]

Рассмотрена задача расчета равновесного состава химической системы при постоянном объеме с использованием модификации метода Бринкли (с учетом ионной силы). Доказаны единственность полученного решения и сходимость метода с любого начального приближения. Формализм Бринкли описания химических систем использован в новом методе определения констант равновесия из экспериментальных данных. Рассмотрены дальнейшие обобщения метода. [c.189]

Из нитратных сред экстрагируются координационно-сольва-тированные сульфоксидами соли, поэтому экстракция большинства металлов из нитратных сред с небольшой и постоянной ионной силой не зависит от варьирования концентрации водородных ионов. При экстракции циркония, гафния с ростом концентрации водородных ионов происходит увеличение коэффициента распределения (Д), что связано, по-видимому, с плохой экстракцией присутствующих гидролизованных форм катионов данных м< .таллов при низких концентрациях водородных ионов. При извлечении из хлоридных растворов сульфоксиды, по аналогии с ТБФ, могут экстрагировать хлориды ме- аллов по двум механизмам в виде координационио-сольватированных соединений МеХ и комплексных анионов, входящий, в состав ионных ассоииатов. [c.39]

Коэффициенты активности ионов металла в уравнениях (VIII, 323 и VIII, 324) можно считать одинаковыми, так как в растворе имеется избыток индифферентного электролита. При этом общая концентрация ионов вблизи электрода при протекании тока практически не изменяется и коэффициенты активности в соответствии с правилом ионной силы будут постоянными. [c.392]

При рассмотрении взаимодействия между ионами выше предполагалось, что оба реагирующих иона и активированный комплекс можно рассматривать как точечные заряды. В этом приближении оказывается, что предельная константа скорости ко (при ионной силе / = 0) не должна зависеть от диэлектрической постоянной среды. Это противоречит опытным данным. Следовательно, при рассмотрении вопроса о влиянии диэлектрической постоянной на скорость реакции между ионами реагирующие частицы и активированный комплекс нельзя рассматривать как точечные заряды. Если предположить, что ионы имеют сферическую форму, а активированный комплекс прёдставить в виде двух соединенных сфер с расстоянием между центрами г, то можно показать, что [c.119]

Если, как было сказано, титрование проводится малыми порциями титранта, то ионная сила раствора мало меняется от прибавления каждой очередной порции (по сравнению с предьщушим состоянием раствора) и, следовательно, коэффициент активности титруемого иона остается практически постоянным. Отсюда в первом приближении можно допустить, что [c.62]

При этом используют методы и прямой потенциометрии, и потенциометрического титрования. Следует так же отметить, что основное отличие проведения потенциометрических измерений с целью определения констант равновесия от обьиного титрования, применяемого для аналитических целей, заключается в необходимости строгой стандартизации условий эксперимента. Титрование выполняют в термостатированных условиях и при постоянной ионной силе раствора (обычно 0,1 - 1 М). Необходимо выбрать также оптимальные концентрации изучаемых компонентов, реагента и величину общего объема раствора. [c.104]

При постоянной ионной силе, создаваемой нейтральным электролитом, титруют раствор протонированного лигандаНЬ раст— вором щелочи (или лиганда ив основной форме - кислотой) в отсутствие и в. присутствии ионов металла и строят кривые pH = [c.110]

Дифференциальный метод Каванаг основан на нахождении о ьема раствора титранта, затраченного на реакцию с определяемым веществом, не по скачку потенциала в к.т.т., как это обычнц. принято в потенциометрическом титровании, а по величине йЕ = З.Д.С.2 - э.д.с.1, где э.д.с. и э.д.с.2 - последовательно измеренные значения э.д.с. цепи в двух близлежащих точках титрования, полученных до достижения т.э. Обязательным условием метода является измерение этих значений э.д.с. с большой точностью и лишь после установления строго постоянной величины индикаторного электрода. Каждое деление шкалы потенциометра должно отвечать точно 1 мВ (точная компенсация с элементом Вестона). Необходимо также, чтобы ионная сила титруэмого раствора оставалась практически неизменной при внесении очередной порции титранта. Поэтому метод пригоден для определения либо в сильно разбавленных растворах (т.е. малых концентрациях веществ, что является <его преимуществом), либо после предварительного значительного разбавления испытуемого, раствора. [c.176]