Солевая поправка

Солевые поправки для важнейших индикаторов при разной ионной силе растворов [c.610]

Индикатор Солевые поправки при значениях ионной силы [c.610]

Растворы индикаторов. Набор индикаторов, приведенный в табл. VI. 3, заимствован у Кольтгофа и Стенгера [16]. В ней даны области перехода pH, указаны переходы окрасок, а также заряд кислотной А или основной В форм индикатора. Последняя колонка содержит значения коэффициента солевой поправки индикатора. Определение этой величины дается в следующем разделе настоящей главы. [c.132]

Солевая поправка. Из уравнения (VI. 3) следует, что кажущаяся величина ран, определяемая с помощью индикатора. [c.135]

В табл. VI. 7 сравниваются солевые поправки, вычисленные для некоторых индикаторов с помощью уравнения (VI. 15), и экспериментально найденные Кольтгофом [18]. Очевидно, что вычисленные солевые поправки имеют только качественное значение. [c.137]

При пользовании литературными данными по солевым ошибкам индикаторов необходимо установить, отвечает ли поправка только влиянию соли на равновесие индикатора или включает также влияние на pH буферной системы. Солевые поправки, найденные экспериментально, путем сравнения результатов измерений pH с помощью индикатора и электрометрических определений в том же растворе, обычно включают оба эффекта. К сожалению, точные значения этих поправок известны только для некоторых буферных систем. При вычислении солевых поправок оба эффекта учитываются раздельно при этом следует принять во внимание присущие им ограничения. [c.138]

Для достижения большей точности окраска исследуемого раствора, к которому был добавлен индикатор, должна быть сравнена с окрасками двух буферных растворов pH одного из них должен быть несколько больше, а другого несколько меньше величины pH исследуемого раствора. Приведенная в табл. VI,11 ионная сила позволяет ввести солевую поправку или уравнять ее. Буферная емкость р по Ван Слайку [46] дана в обеих таблицах в [c.147]

Определение солевой поправки Ал [c.146]

Солевую поправку для 2 н. раствора нитрата аммония определяли измерением потенциала исследуемых растворов соли [c.146]

На рис. 7 рассчитанные величины солевой поправки приведены в виде функции ра[ КНз]. Полная кривая вычислена по теоретическому уравнению (7), причем принято, что фактор высаливания равен 0,14. Из рисунка видно, что поправка, соответствующая этой величине фактора высаливания, будучи весьма малой в 0,5 н. растворе аммиака, быстро растет с концентрацией аммиака от 1 до 10 н., достигая почти постоянного значения. Можно видеть, что экспериментальные точки, за исключением нитрата меди (II), по-видимому, вполне хорошо ложатся вблизи теоретической кривой. Большие отклонения экспериментальных точек для случая растворов нитрата меди (II) (для которых значения функции образования известны с самой большой точностью) объясняются тем, что здесь Ап определяется как малая разница между довольно большими величинами. Кроме того, большое значение рассматриваемых измерений состоит в том, что они подтверждают пред- [c.147]

СОЛЕВАЯ ПОПРАВКА Дл ДЛЯ РАЗЛИЧНЫХ СОЛЕЙ В 2 н. РАСТВОРЕ НН 0., ПРИ 22,5 [c.148]

Результаты измерений, выполненных с солями магния, кальция и лития, приведены в табл. 24—26. Концентрацию соли металла (первая колонка) устанавливали титрованием хлорида в применяемых стандартных растворах хлоридов металлов. Относительно приготовления и измерения рассматриваемых растворов никаких особых замечаний не требуется. При высоких концентрациях аммиака — как и при определении солевой поправки— измеряли разность потенциалов Аг (же) по сравнению со стандартными растворами, имеющими ту же концентрацию аммиака, что и измеряемые растворы. В случае малых [c.149]

Однако сама концентрация добавляемой соли увеличивает действие аммиака, фактически присутствующего, и это, вероятно, оправдывает вычисление ра[КНз] использованным здесь способом. Исправленные значения функции образования вычисляют при помощи солевой поправки, приведенной в предпоследней колонке. Отдельные солевые поправки определяют графически из теоретического выражения, считая фактор высаливания к равным 0,14, т. е. с помощью кривой на рис. 7. [c.151]

Введение поправок.Разница в солевом составе между буферным раствором и испытуемой водой обусловливает необходимость введения значительной поправки в найденную величину pH, причем эта поправка является положительной, когда концентрация электролитов в буфере выше, чем в воде, и отрицательной, в обратном случае. Для пресных вод практическое значение имеет лишь первый случай. Солевые поправки для пресных вод приведены в табл. 9, где указаны величины, на которые необходимо увеличить данные, полученные при определении pH в пресных водах. [c.27]

Солевые поправки при определении pH с индикаторами [c.27]

Для обычных определений, не преследующих особой точности, допустимо пользование средней солевой поправкой + 0,20 pH. [c.27]

В анализе воды следует обязательно указывать, введена ли солевая поправка или нет. [c.27]

Солевые поправки для важнейших индикаторов при разной ионной силе раствора (Ионная сила буферных растворов, применяемых для сравнения, равна 0,1) [c.260]

Недостатком потенциометров является их зависимость от электрической сети как источника питания. Это часто исключает их применение при полевых работах, но зато на определение pH (при помощи стеклянного электрода) не влияет цвет и мутность воды отсутствует необходимость в солевых поправках. Поэтому электрометрическое определение pH со стеклянным электродом особенно рекомендуется при определении pH в сильно загрязненных водах. [c.31]

Таблица 6 Солевая поправка

Солевые поправки для морской воды при колориметрическом определении в ней кремнекислоты [c.138]

Солевая ошибка индикатора может быть найдена путем сравнения значений pH, полученных с помощью индикатора ( индикаторное pH ) для серии растворов с различной ионной силой, со значениями pH, найденными посредством электрометрических измерений в тех же растворах с водородным электродом. Этим путем были определены солевые поправки для многих индикаторов [18]. В ряде случаев удобно объединить первый и третий члены в правой части уравнения (VI. 3), как это сделали Сендрой и Гастингс [19], и ввести кажущуюся иш формальную копст ту дмс-социации/<Гн1п, которой можно пользоваться в растворах данной ионной силы. Необходимо помнить, что формальная константа диссоциации при средних и высоких ионных силах зависит от индивидуальных свойств присутствующих электролитов. [c.133]

Солевую поправку б, которую следует прибавлять к рНднд, чтобы получить рНист, легко найти из уравнения (VI. 9) [c.137]

Поскольку Ig (yih/yhib) в первом приближении является кратным IgY (см. табл. VI. 5), солевая поправка может бытьохарак-теризована величиной г с, которую мы назовем солевым поправочным коэффициентом. Величина yi вычисляется по уравнению (VI. 6) для простых ионов и по уравнению (VI. 8) для амфионов. Значения коэффициента с даны в последнем столбе табл. VI. 3 для индикаторов определенного типа заряда. Таким образом, при заданной ионной силе I [c.137]

Рис. 7. Солевая поправка (Д ) для различных солей как функция ра [NN3] в 2 н. растворе МН4КОз при 22,5°. Кривая вычислена для фактора высаливания Л = 0,14.

В табл. 37 даны некоторые измерения в аммиачных растворах соли ртути (II) при высоких концентрациях аммиака. Измерения производили с теми же цилиндрическими электродами, как и при измерениях аммиачных растворов магния, кальция и лития. Де соответствует разности потенциалов (мв) между измеряемым раствором и стандартным раствором с той же концентрацией аммонийной соли и такой же общей концентрацией аммиака, как и в исследуемом растворе. Для расчета солевой поправки (Ап) использовали кривые, изображенные на рис. 7. Добавочные сведеш1я относительно вычисления ра[ЫНз] и исправленных значений п приведены в. гл. IV на стр. 147. [c.172]

Справочник по аналитической химии (1979) -- [ c.260 , c.470 ]

Справочник по аналитической химии (1975) -- [ c.437 ]

Справочник по английской химии (1965) -- [ c.378 ]

Справочник по аналитической химии Издание 4 (1971) -- [ c.437 ]

Справочник по аналитической химии Издание 3 (1967) -- [ c.378 ]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология