Водородные ионы, концентрация, значение при определении

Как известно, на свойства белковых веществ оказывает влияние концентрация водородных ионов или pH среды. При низких значениях pH частицы белков заражены положительно, а при высоких — отрицательно. При определенном pH заряд частиц проходит через нуль. Это состояние называется изоэлектрической точкой. Для большинства белков изоэлектрическая точка, при которой происходит их коагуляция, наступает при pH 4,7—5,5. [c.104]

Они имеют большое значение при определении величины pH. Определение концентрации водородных ионов при анализе природных и сточных вод, технологических растворов, биологических жидкостей — одна из самых массовых аналитических операций. Несмотря на развитие потенциометрических методов определения pH, определение кислотности с помощью кислотноосновных индикаторных бумаг остается весьма распространенной процедурой. Этот способ имеет ряд достоинств простота анализа, экспрессность, отсутствие необходимости использовать аппаратуру и связанная с этим дешевизна определений, возможность проводить анализ практически в любом месте. Химия кислотноосновных индикаторов — обширная, хорошо изученная область. Однако использование таких индикаторов в тест-методах выдвигает свои требования и критерии. Если индикатор закрепляют на бумаге, существенное значение имеет способ закрештения. Широко распространенное простое адсорбционное закрепление не всегда обеспечивает несмываемость индикатора, поэтому контакт бумаги с анализируемым раствором должен быть очень коротким. Прямые (субстантивные) красители-индикаторы — конго красный или бриллиантовый желтый — закрепляются путем адсорбции лучше, поскольку линейные и некопланарные молекулы красителей крепче связываются с линейными же макромолекулами целлюлозы. Наиболее прочно индикаторы связываются с целлюлозой за счет закрепления на бумаге, существенное значение имеет способ закрепления. [c.212]

Биологическое значение концентрации ионов водорода распространяется и на растительные организмы каждый вид наземных растений для своего наиболее успешного развития требует наличия в почве определенной концентрации водородных ионов. Например, картофель лучше всего растет на слегка кислых почвах (pH = 5), люцерна на слегка щелочных (pH = 8), а пшеница на нейтральных (pH = 7). Значения pH отдельных почв колеблются от 3 до 9, но для большинства лежат в пределах 5—7, т. е. почвы имеют, как правило, слегка кислый характер. Напротив, для поверхностных вод океана характерна слегка щелочная реакция pH поддерживается в них (за счет гидролиза карбонатов) на приблизительно постоянном уровне 8,1—8,3. [c.200]

Не менее важное значение имеет водородный показатель в химической технологии. В частности, под влиянием pH могут изменяться растворимость, фильтрация. вязкость, поверхностное натяжение, осмотическое давление, набухание и другие свойства. Вот почему определение концентрации водородных ионов (точнее,, измерение pH) нашло применение во всех областях не только биологии, но и химии, агрохимии, биохимии, почвоведения, физиологии растений и животных, микробиологии, медицины и в других областях науки и практики. [c.206]

Большое значение имеет определение концентрации водородных ионов (pH растворов) потенциометрическим методом. Кроме водородного электрода (см. 49), для этой цели разработано много других электродов, из которых наиболее распространены хингидронный и стеклянный. [c.436]

Определение концентрации водородных ионов — pH. Экспериментальное определение концентрации водородных ионов имеет большое практическое значение. [c.385]

Буферные растворы (англ. buffer, от buff — смягчать удар) — растворы с определенной устойчивой концентрацией водородных ионов смесь слабой кислоты и ее соли (напр., СНзСООН и СНзСООМа) или слабого основания н его соли (напр., NH3 и NH4 I). Величина pH Б. р. мало изменяется прн добавлении небольших количеств свободной сильной кислоты или щелочи, при разбавлении или концентрировании. Б. р. широко используют в различных химических исследованиях. Б. р. имеют большое значение для протекания процессов в живых организмах. Напр., в крови постоянство водородного показателя pH поддерживается буферными смесями, состоящими из карбонатов и фосфатов. Известно большое число Б. р. (ацетатно-аммиачный буферный раствор, фосфатный буферный раствор, боратный буферный раствор и др.). [c.29]

Бейтс называет величину, рассчитанную по формуле (6.9), инструментальным значением pH, оговариваясь, что это значение в действительности не выражает ни концентрацию, ни активность водородных ионов в растворе. Можно, однако, указать на вполне реальный путь устранения расхождений между инструментальным значением pH и его истинной величиной. Этот путь заключается в таком подборе стандартных растворов, при котором различия между рНц и соответственно значением pH исследуемых, растворов были бы по возможности меньшими. Следует при этом иметь в виду, что рН заранее придается определенное значение в качестве основы для последующих измерений этой величины любых других растворов. Ниже приведены значения таких первичных стандартов pH для температуры 25° С. согласно Бейтсу [c.120]

Степень кислотности почв является весьма важным показателем, так как характеризует многие генетические и производственные качества почвы. Как правило, в кислых почвах отсутствуют хлориды, сульфаты, карбонаты. В нейтральных почвах присутствуют карбонаты. В почвах с щелочной реакцией накапливаются не только карбонаты, но также сульфаты и хлориды. Различные растения нормально развиваются в определенных интервалах значения pH. Установлено влияние концентрации водородных ионов в почвенном растворе [c.64]

Зависимость активности ферментов от pH среды. Ферменты обычно наиболее активны в пределах узкой зоны концентрации водородных ионов, соответствующей для животных тканей в основном выработанным в процессе эволюции физиологическим значениям pH среды 6,0—8,0. При графическом изображении на кривой колоколообразной формы имеется определенная точка, в которой фермент проявляет максимальную активность эту точку называют оптимумом pH среды для действия данного фермента (рис. 4.17). При определении зависимости активности фермента от концентрации водородных ионов реакцию проводят при разных значениях pH среды, обычно при оптимальной температуре и наличии достаточно высоких (насыщающих) концентраций субстрата. В табл. 4.3 приводятся оптимальные значения pH среды для ряда ферментов. [c.141]

ЗНАЧЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИИ ВОДОРОДНЫХ ИОНОВ ПРИ ФОТОМЕТРИЧЕСКИХ ОПРЕДЕЛЕНИЯХ [c.112]

Кроме использования этой существенной разницы в значениях констант ассоциации хелатов для катионов с различным зарядом, разделения таких катионов можно достичь путем изменения концентраций реагента и водородного иона. (По существу определенное повышение концентрации реагента в органической фазе эквивалентно по своему эффекту пропорциональному снижению концентрации водородного иона в водной фазе, однако обычно изменяют концентрацию водородных ионов, поскольку ее легче определять и регулировать.) Степень возможного разделения двух металлов 1 и 2 при экстракции обычно характеризуется фактором разделения S [c.25]

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ — растворы с определенной концентрацией водородных ионов, смесь слабой кислоты и ее соли (напр., СНзСООН и Ha OONa) или слабого основания и его соли (напр., NH4OH и NH4 I). Величина pH Б. р. мало изменяется от добавления небольшого количества сильной кислоты или щелочи и разбавления раствора, что дает возможность проводить химические процессы при неизменных условиях среды. Б. р. широко используются в химической практике, они играют огромную роль в процессах жизнедеятельности. Многие из жизненных процессов могут протекать только при определенном значении pH с незначительными колебаниями постоянство pH поддерживается в живых организмах природными Б. р. (напр., в крови есть смесь карбонатов и фосфатов, исполняющая роль Б. р.). Б. р. широко используются в аналитической химии и на производстве при разделении редких элементов, обогащении сырья (Дотацией, когда осаждение, разделение, экстракция, ионный обмен и другие процессы возможны лишь в в определенных пределах pH растворов. [c.50]

Методы совместного осаждения золей коллоидных растворов заключаются в их коагуляции с образованием гидрогеля при заданной величине pH смеси растворов. При этом большое значение имеет скорость (время) коагуляции. Между концентрацией водородных ионов (pH) смеси растворов и скоростью совместной коагуляции существует определенная зависимость. [c.46]

Определение скорости коррозии металла (по какому-либо показателю коррозии убыли массы образца, водородному, изменению концентрации ионов металла в растворе и др.) при разных постоянных значениях его потенциала, поддерживаемых с помощью потенциостата, позволяют получить кривые скорость коррозии — потенциал, дающие наиболее исчерпывающую характеристику коррозионного поведения системы металл—электролит (рис. 347). [c.458]

Записать в журнале ход исследования и экспериментально найденное значение pH полученного от преподавателя раствора. По найденному pH вычислить концентрацию водородного иона. Проверить у преподавателя правильность определения pH и концентрации водородного иона -в исследованном растворе. [c.82]

Часто приходится производить пересчет концентрации водородных ионов на соответствующее ей значение pH и, наоборот, от pH переходить к определению (Н+]. Рассмотрим два примера расчетов (таблица). [c.218]

Для определения концентрации водородных ионов или при потенциометрическом титровании кислот достаточно внести небольшое количество хингИдрона в испытуемый раствор и погрузить в этот раствор платиновый электрод. Потенциал хингидронного электрода устанавливается быстро и концентрационно правильно. В присутствии сильных окисляющих и восстанавливающих веществ, как, например, окисных солей железа и закис-ных солей титана, а также концентрированных растворов азотной и хромовой кислот, хингидронный электрод применять нельзя. Серьезным недостатком хингидронного электрода является то, что им нельзя пользоваться 3 щелочных растворах. Применяется хингидронный электрод при значениях pH от О до 8. [c.203]

Биологическое значение концентрация ионоа во/Юрода распространяется и на растительные оргавшзмы каждый вид иачемных растений для своего наиболее успешного развития требует наличия в почве определенной концентрации водородных ионов. Например, картофель лучше всего растет на слегка кислых почвах (pH = 5), люцерна на слегка щелочных (pH = 8), а пшеница на ней-чральцых (pH = 7), [c.156]

ПРИМЕНЕНИЕ рН-СТАТИЧЕСКОГО ТИТРОВАНИЯ ДЛЯ ИССЛЕДОВАНИЯ ИОННЫХ РАВНОВЕСИЙ И ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИЙ ОРГАНИЧЕСКИХ КИСЛОТ Основой изучения ионных равновесий в растворах являются уравнения материального баланса (МБ), электронейтральности растворов (ЭН) и закон действия масс (ЗДМ). Однако использование этих уравнений возможно, если в них входят в качестве переменных концентращ1И ионов, в частности, ионов водорода [Н ], информацией о которых является экспериментальное pH. Но последнее отражает не концентрацию, а активность этих ионов. Кроме того, экспериментальное pH зависит от ряда других факторов - диффузионных потенциалов, погрешностей шкалы стандартов, асимметричных потенциалов, точного выполнения электродной системой водородной функции. Б связи с этим разница между найденными из pH значения1у1и [Н ] и их истинными значениями может быть весьма велика. Ошибка при непосредственном пересчете pH на [Н ] может достигать сотни процентов, что приведет к ошибке при расчете констант равновесия на несколько порядков. Решение этой проблемы сводится либо к стандартизации по растворам сильных кислот или щелочей в присутствии нейтральных электролитов, либо к расчетам коэффициента активности по приближенным уравнениям Дебая-Гюккеля. Оба метода не являются точными и имеют ряд известных из [c.92]

Исследуют зависимость скорости реакции от концентрации водородных ионов в диапазоне значений pH 7,2—8,4. В экспериментах используют 100 мМ трис-НС1 буфер, перед определением активности фермент выдерживают при данном значении pH в течение 3 мин. [c.336]

Практически мы имеем дело с растворами, содержащими не только ионы, участвующие непосредственно в реакции, но и другие ионы, оказывающие влияние на величину потенциала. Реальный потенциал зависит не только от концентрации реагирующих ионов, но и от среды — от наличия в растворе посторонних ионов, ионов комплексообразователей, водородных ионов и от природы растворителя. Поэтому при потенциометрических исследованиях часто приходится пользоваться значениями реальных потенциалов, определенных эксперименталь- ным путем, для заданной конкретной системы. [c.17]

Таким образом, определение констант основности летучих органических соединений сводится к установлению отношения площадей пиков свободных оснований на хроматограммах паров растворов с разными значениями концентрации водородных ионов (pH и pH ). Последняя может быть измерена непосредственно водородным электродом или же просто фиксирована применением буферных растворов с точно известными значениями pH. Рассматриваемый метод заключается во введении некоторого (одинакового) количества исследуемого вещества, содержащего основания, в определенный объем буферных растворов с различными pH, хроматографировании равновесных паров этих растворов и расчете Квн уравнению (5.20). Константу основности можно определить и графически по кривой зависимости А /А исследуемого основания в парах от pH [c.255]

Рассмотренные выше модели, приводящие к правильной в основном качественной картине поведения полиэлектролитов, требуют ряда произвольных допущений и являются лишь известными приближениями к реальным системам. Поэтому большое значение имеют экспериментальные методы исследования реальных систем, например с помощью потенциометрического титрования [6] — изучение зависимости концентрации водородных ионов в растворе от степени ионизации полимерных молекул. Для определения электростатического потенциала ф используют следующее выражение, которое связывает работу по перенесению заряда на бесконечно большое [c.576]

По методу прямой потенциометрии определяют значение электродного потенциала, затем вычисляют концентрацию определяемого иона в растворе. Этот метод нашел большое практическое применение для определения концентрации водородных ионов. Он имеет целый ряд преимуществ по сравнению с другими методами определения pH. В объемном методе анализа при потенциометрическом титровании цветной индикатор заменяют металлическим электродом. Конец реакции определяют по резкому изменению электродного потенциала в эквивалентной точке (скачок потенциала). [c.177]

Значение концентрации водородных ионов. При колориметрических методах большое значение для точности определения имеет pH растворов. Окрашенные комплексы металлов с анионами сильных кислот (5СМ , С1 , Л ) обычно образуются в кислых растворах. Анионы сильных кислот не связываются с ионом водорода в молекулу кислоты, поэтому повышение кислотности в довольно широких пределах не вызывает какого-либо нарушения равновесия образования окрашенного комплекса. Наоборот, заметное уменьшение кислотности (повышение pH) обычно недопустимо. Комплексы металлов с анионами сильных кислот, например [Fe(S NJ] , [Ви ] , обычно довольно заметно диссоциируют, т. е. малопрочны как комплексы. Поэтому при увеличении pH раствора такие окрашенные соединения разлагаются с образованием осадка гидроокиси металла или основной соли. [c.246]

Искомые константы устойчивости вычисляются из функции п а) одним из стандартных методов (см. гл. 5). Эта процедура, полностью аналогичная определению концентрации свободного лиганда методом распределения между паром и жидкостью (гл. 12, разд. 3, Б), была впервые использована в 1900 г. Доусоном и Мак-Краем [10], которые определили значения п для системы медь(П)—аммиак. Распределение лиганда использовалось Лукасом и его сотрудниками для определения констант устойчивости комплексов серебра (I) с целым рядом ненасыщенных углеводородов [16, 27, 34, 48, 50, 77, 80] и комплекса ртути (И) с циклогексаном [49]. Этим методом изучены также комплексы серебра(I) с ароматическими аминами [29] и ненасыщенными эфирами [56], комплексы меди(II) с пиридином [47, 72], комплексы кальция с аммиаком и гидразином 70]. По-видимому, этот метод особенно полезен для изучения комплексов лигандов, являющихся сопряженными основаниями таких сильных кислот, для которых концентрацию свободного лиганда нельзя определить измерением концентрации водородных ионов. [c.284]

Таким образом, растворимость гидроксида в кислой среде прямо пропорциональна концентрации водородных ионов в третьей степени, в щелочной — обратно пропорциональна ей. Из этих выражений следует, что минимальная растворимость гидроксида алюминия наблюдается лишь при определенных значениях pH среды. [c.610]

На первый взгляд, выход из этого положения можно найти, используя уравнение (6.9) сравнением потенциалов водородного, электрода в растворе с точно фиксированным значением рН и в растворе с неизвестной величиной pH. Однако и этот путь не является вполне корректным вследствие погрешностей, привносимых за счет диффузионных потенциалов, возникающих на границе растворов различного ионного состава. В самом деле, при измерении потенциала Ех водородного электрода в растворе с фиксированным значением pH необходимо образовать гальванический элемент водородный электрод — стандартный электрод сравнения. Но тогда потенциал на границе двух электролитов неизбежно входит как слагаемое значение э. д. о. такого элемента. То же самого справедливо и в отношении измерения потенциала водородного электрода в растворе с неизвестным pH относительно того же самого электрода сравнения. Предположение о том, что в обоих случаях диффузионный потенциал совершенно одинаков, в какой-то степени можно допустить только в том случае, когда pH = рН . Такое положение явно не выполняется при всяком ином соотношении между pH стандартного и исследуемого растворов. Таким образом в целом необходимо признать, что, несмотря на широкое использование в самых различных целях потенциометрического метода определения концентрации водородных ионов, мы не распола-лагаем совершенно безупречным способом измерения этой величины. [c.120]

В некоторых случаях электролиты вызывают изменение концентрации водородных ионов раствора, как например хлористый аммоний. В других случаях электролиты влияют на растворимость вследствие образования комплексных групп с одним из ионов . Собственно же влияние ионной силы не так велико. Так, даже для четырехзарядного иона (азотнокислый торий) экспериментальное значение коэффициента активности рчвно 0,189 при концентрации 0,5 Л1 . Экспериментально определенные значения для 1— 1-и 2—1-зарядных электролитов (хлориды натрия, кальция, магния и др.) равны 0,3—0,6 при увеличении концентрации выше 0,5—1,5 М коэффициент активности снова увгличивается, и, таким образом, значение активности приближается к значению концентрации. [c.53]

Значение концентрации водородных ионов. Кислотность раствора, при которой проводится цветная реакция, в колориметрии имеет большое значение. Ниже рассматриваются четыре общих случая влияния кислотности раствора на колориметрические определения. [c.22]

Значение концентрации водородных ионов. При колориметрических методах большое значение для точности определения имеет pH растворов. Окрашенные комплексы металлов с анионами сильных кислот (ЗСЫ , С1, Л ) обычно образуются в кислых растворах. Анионы сильных кислот не связываются с ионом водорода в молекулу кислоты, поэтому повышение кислотности в довольно широких пределах не вызывает какого-либо нарушения равновесия образования окрашенного комплекса. Наоборот, заметное уменьшение кислотности (повышение pH) обычно недопустимо. Комплексы металлов с анионами сильных кислот, напримс , [Ре(8СЫ,)], обычно довольно заметно диссоциируют, т. е. мало- [c.205]

Итак, точные определения электропроводности чистой водь при 25 °С позволили вычислить значение концентрации водородных ионов [Н+], а также и концентрации гидроксид ионов [0Н ] эказавшимися равными 1 10 . В 1909 г. копенгагенский химик Сёрен Петер Л. Сёренсеи (1868—1939) предложил выражать-кислотность так называемым водородным показателем pH, представляющим собой, как хорошо известно, логарифм (десятичный) концентрации водородных ионов, взятый с обратным знаком. [c.247]

Методы, определения концентрации водородных ионов. Ввиду того что определение концентрации водородных ионов (концентрации ионов гидроксония) имеет для различных целей совершенно исключительное значение, здесь будут коротко рассмотрены наиболее важные из этих методов. Все описываемые методы позволяют определить шажуи уюся концент- [c.101]

Определение концентрации водородных ионов осуществляется в интервале от 1 до 10" мг-экв1л, что соответствует величине pH от О до 14. Величина pH 7 отвечает нейтральному состоянию раствора, меньшие ее значения — кислотному, а более высокие — щелочному. [c.55]

Такие элементы могут служить только для определения констант диссоциации, но для этой цели они очень удобны. Буферное действиё смесей растворов используется для того, чтобы точно и просто измерять малые концентрации водородных ионов при относительно низких значениях ионной силы. Экстраполяция полученных данных производится на короткие промежутки и является практически прямолинейной. Концентрация слабой кислоты HR и концентрации двух солей MR и M I подбираются приблизительно равными в качестве катиона М обычно служит натрий или калий. Применение электрода серебро-хлористое,] серебро имеет ряд практических преимуществ, однако в тех случаях, когда этот электрод неприменим, можно использовать и другие электроды. [c.463]

Значения констант Брёнстеда или смешанных констант, которые определены на стр. 21, часто приводятся для равновесий диссоциации кислот и оснований. Так как эти значения включают концентрации кислотных форм и сопряженных с ними оснований, а также активность водородного иона, то они справедливы только для определенной ионной среды. Константы Брёнстеда, значения которых обычно получают из потенциометрических измерений активности водородных ионов, более полно обсуждаются в разд. 3, А гл. 7. [c.43]

За исключением осаждения гидроокиси железа (III) (табл. 55), ни в одном из титруемых растворов при титровании этилендиамином осадок не выпадал. Концентрация соляной кислоты во всех случаях была достаточной для образования аммонийной соли в начале титрования (в связи с комплексообразованием) для предотвращения выпадения осадков основных солей. Установление потенциалов происходило быстро в растворах хлоридов марганца (И) и железа (II), хотя добавление тетрасульфоната индиго в некоторой степени, по-видимому, замедляло установление потенциалов в последнем случае. В растворах кобальта (II) и особенно никеля, потенциалы устанавливались значительно медленнее. В то время как при титровании кобальта (II) постоянный потенциал устанавливался в течение 5—15 мин., в конце титрования никеля невозможно было (табл. 61) получить какие-либо постоянные значения потенциала, даже после нескольких часов ожидания. В связи с медленным установлением потенциалов и соответствующей неточностью определения концентрации водородных ионов были дополнительно произведены титрования растворов кобальта (II) и никеля с использованием стеклянного электрода. Результаты измерений приведены в табл. 60 и 62. Поскольку цилиндрический стеклянный электрод более всего подходил для измерения заранее приготовленных растворов, опыты проводили не в форме титрования, а включали измерения pH отдельных растворов, соответствующих титрованию. Согласно этому, концентрации С° в табл. 60 и 62 соответствуют концентрациям в мл начального раствора, из которого готовили измеряемые растворы добавлением данного числа миллилитров 9,74 М раствора этилендиамина. определяемое при помощи стандартного [c.221]

Оствальд [56] был первый, кто соединил представления Гульдберга и Вааге о химическом равновесии с теорией электролитической диссоциации Аррениуса [4]. Он показал, что константа диссоциации моноосновной кислоты может быть рассчитана на основе измерений электропроводности, а в 1889 г. опубликовал значения Ki для первой ступени диссоциации 216 карбоновых кислот [56, 57]. Аррениус [5] также использовал метод электропроводности для определения значений К муравьиной и ук сусной кислот. Из полученных результатов он вычислил концентрацию свободных водородных ионов в растворах, содержащих как кислоту, так и соответствующую натриевую соль. Полученные значения довольно хорошо согласовались с экспериментальными значениями концентрации водородных ионов, которые были рассчитаны из скорости инверсии саха-юзы. Позднее измерения электропроводности использовались Зредигом [20] для определения констант основной диссоциации [c.25]

Известным примером спектрофотометрического применения конкурирующего комплексообразования является использование кислотно-основных индикаторов для определения концентрации или активности водородных ионов. В 1905 г. Кастль [86] показал, что порядок относительных значений кислотности, найденный до изменению окраски природных красителей, которые добавлялись к стандартным раство ам кислот, в основном [c.341]