Равновесие влияние ионной силы

Величины трех констант равновесия (vni, Kix и Кх при 25° С известны /(vm = 3,2 10" г-мол/л [2—4] /(ix = 8,3 10 [2—5] Кх = 50 л/г-мол [6—7]. Влияние ионной силы на эти величины неизвестно. [c.146]

Связь между ионной силой раствора и коэффициентом активности очень сложна. Для расчета этой зависимости предложен ряд формул, однако точные результаты получаются только ири введении в эти формулы эмпирических коэффициентов, характерных для каждой отдельной соли. Поэтому чаще всего, если необходимо учесть влияние ионной силы на ка-кое-нибудь равновесие, пользуются экспериментальными данными, которые известны для многих солей. [c.51]

Уравнение (2.11) показывает, что характер влияния ионной силы на концентрационную константу равновесия определяется знаком множителя Av2 . При Av2 > О константа равновесия с ростом ионной силы будет возрастать, при Av2 <0 будет уменьшаться, а при Av2 =0 становится независимой от ионной силы. Рассмотрим несколько примеров. [c.26]

ВЛИЯНИЕ ИОННОЙ СИЛЫ И ТЕМПЕРАТУРЫ НА КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РАВНОВЕСИЯ [c.61]

ВЛИЯНИЕ ИОННОЙ СИЛЫ НА РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Вопросы для самопроверки [c.55]

Влияние ионной силы раствора. Ионная сила раствора также оказывает влияние на равновесия комплексообразования, поскольку с изменением ионной силы раствора изменяются равновесные активности ионов — участников реакций и, следовательно, соотношение между равновесными концентрациями реагентов. [c.199]

Влияние электролита отражается на величине К - сложным образом. С одной стороны, оно определяется зависимостью входящих в уравнение (1.24) констант равновесия процессов (1.16-1.19) от ионной силы, а с другой - соотношением между величинами этих констант. Влияние ионной силы на величину К может быть прослежено с помощью уравнения (1.25) [c.30]

Влияние ионной силы на равновесия в растворах электролитов [c.48]

Разберем несколько наиболее распространенных ситуаций дпя водных растворов. При выводе формул пренебрегаем влиянием ионной силы на равновесие. При необходимости ее можно учесть, вычислив концентрационные константы. [c.126]

Бислои, состоящие из фосфолипидов с различными температурами фазового перехода, не имеют четкого фазового перехода в этих случаях осуществляется гораздо более плавный переход при котором жидкие и твердые липиды сосуществуют в равновесии в некотором диапазоне температур. Детальные фазовые диаграммы могут быть построены на основании калориметрических или спектроскопических данных [11]. Показано, что ионы кальция вызывают латеральное разделение фаз в мембранах, состоящих из смесей фосфатидилхолина и фосфатидилсерина этот результат сравним с влиянием ионной силы в процессе инициирования изотермического разделения фаз в бислоях, состоящих из фосфатидилсерина. [c.119]

Следовательно, наклон зависимости lg V — должен приближаться к — Лг, когда / 2 стремится к нулю. Это предсказание было многократно подтверждено измерениями средних ионных коэффициентов активности и активности растворителя (разд. 2.16), а также влиянием ионной силы на растворимость сильных электролитов и на другие равновесия с участием ионов (см., например, [11 или [21). Установлено, что оно справедливо не только для воды, но и для растворителей со значительно более низкими диэлектрическими проницаемостями. Еще более тщательной проверке было подвергнуто аналогичное предсказание относительно зависимости электропроводности от концентрации (см., например, [31). [c.241]

Влияние ионной силы на равновесие обменной системы серебро-натрий [3366]. [c.475]

Ионная сила. Влияние ионной силы на протолитическое равновесие следует непосредственно из уравнения термоди- [c.41]

Общий случай перенапряжения диффузии без наложения химического равновесия в предшествующей или последующей стадии должен связать два рассмотренных выше случая, которые осуществляются при добавлении в раствор избытка постороннего электролита или нри полном его отсутствии. Исследование этого общего случая приводит к системе дифференциальных уравнений в частных производных, которую невозможно решить в общем виде. Поэтому приведенные здесь уравнения следует решать (интегрировать) отдельно для каждого частного случая. Далее на простом примере будет проведено такое интегрирование. При решении не будут учитываться коэффициенты активности, а также влияние ионной силы электролита на величины, входящие в уравнения, например на коэффициенты диффузии. Поэтому вместо активности всюду будут использоваться концентрации с . [c.198]

Учитывая указанные выше трудности изучения подобных равновесий, а также значительное влияние ионной силы и, кроме того, ассоциацию [2] анионных групп с катионами Н+, L1+, можно считать, что рассчитанные и найденные значения довольно хорошо сходятся между собой. [c.241]

Учитывая эти данные, Морроу и др. [23] исследовали влияние ионной силы раствора на константу равновесия адсорбции и на константу скорости десорбции р-галактозидазы на сефарозе с присоединенным к ней бис-(3-аминопропил) амином. На рис. 5.18 приведены данные хроматографии р-галактозидазы на этом сорбенте в 0,05 М трис-НС 1-буфере, содержащем 0,1 М хлорид натрия и [c.96]

Влияние ионной силы среды. Если в уравнения (4) и (6) (см. стр. 177) подставить выражения для коэффициентов активности, определяемые в соответствии с законом Дебая — Хюккеля (см., например, 2 ), то связь между кажущейся и термодинамической константами равновесия определится следующим уравнением [c.190]

Активность и коэффициент активности. Для количественного описания влияния ионной силы на равновесие химики пользуются концентрационным параметром, называемым активностью, который можно определить следующим образом [c.127]

Влияние ионной силы на кислотно-основное равновесие [c.224]

Из уравнения (4.45) следует, что при Од, < Д оу при постоянной равновесной концентрации экстракционного реагента в органической фазе между lg и pH раствора существует линейная зависимость при неизменном состоянии побочных равновесий и ионной силы в водной фазе. Если при изменении pH раствора состояние равновесий конкурирующего комплексообразования изменяется и оказывает существенное влияние на условную константу экстракции К экс, то линейная зависимость будет наблюдаться только в координатах lg = / (pH). [c.123]

Поскольку случайная погрешность экспериментально найденных значений констант равновесий в среднем составляет не менее 5—10% (отн.) (а систематическая погрешность, как правило, вообще не оценивается), для учета влияния ионной силы раствора вполне достаточно количественной поправки, рассчитанной по эмпирическим уравнениям Дебая — Хюккеля или Дэвиса. [c.15]

Используя данные о влиянии ионной силы на константы равновесия и приведенные значения Кш, К2 и Гон , можно рассчитать скорость абсорбции по уравнению теории хемосорбции. Расчет показывает, что коэффициент ускорения очень мал. Данные для расчета абсорбции приведены в книге В. М. Рамма . Показано, что при плот- [c.172]

Модель 1в. Ионы представляют собой проводящие шарики с зарядом и средним диаметром окруженные диффузной атмосферой из ионов противоположного знака. Среда — континуум с диэлектрической проницаемостью е, равной е растворителя, и ионной силой I. Эта модель, подробно разработанная Мильнером [14] и Дебаем и Хюккелем [8], призвана определить влияние ионной силы раствора на электростатическую энергию реагирующих ионов и на их коэффициент активности. Краткое изложение теории Дебая — Хюккеля было дано в гл. И, 3. Приведем два классических примера использования модели 1в для получения зависимости константы скорости реакции от ионной силы и диэлектрической проницаемости вывод Христиансена [5], не использующий представления о равновесии, и вывод Бренстеда [6], основанный на схеме (V. 2). [c.200]

Керн и Орлеман [260, 546] нашли, что скорость диспропорционирования иО+ пропорциональна квадрату концентраций иО+, т. е. /С = [иО+] . Эта квадратная зависимость была найдена для 10 —10 М иО+ в 0,02—0,5 М растворах НСЮ4. Согласно теории Бренстедта, при увеличении ионной силы раствора скорость диспропорционирования 110+ должна расти. Влияние ионной силы на константу равновесия реакции диспропорционирования изучено Нельсоном и Краузом [778]. [c.170]

Численное решение (программа разработана И. Г. Завелевым, МИХМ) системы уравнений (5,12), (5.13), (5.27) при условии Вог=Во,к—>-оо дает следующий результат для обеспечения требуемой концентрации СО2 на выходе необходима Я = 4,95 м. Параметры г а, О а, О в рассчитаны, как указано в разделе 2,12. Значения т взяты по опытным данным И, Л, Лейтеса и Л, Е. Сергеевой (ГИАП) для системы N2 —20% МЭА+12% Н20+68%, Ч-МП с учетом того, что замена МЭА на М-МП не изменяет величину т, а влияние ионной силы (в результате изменения степени карбонизации) на Ееличину константы фазового равновесия учитывается по уравнению (2.84) также на основании опытных данных по растворимости N2 в карбонизованных растворах МЭА- -Н20+Н-МП. [c.195]

Интересно, что присутствие С1 -иона вплоть до концентрации примерно 0,008М не влияет на скорость прямой и обратной реакций и на величину константы равновесия. Однако в 0,5М растворе НС1, как мы видели, константа равновесия (Ki=8,5[34]) меньше, чем можно было ожидать с учетом только влияния ионной силы. По-видимому, в солянокислой среде равновесие (2.49) сдвигается влево в результате частичного комплексообразования Ри + с С1 -ионами. [c.50]

Ранее мы уже упоминали о влиянии ионизации пуриновых и пиримидиновых оснований на гинохромный эффект. Несмотря на то что эти изменения до некоторой степени являются результатом деформации я-электронных систем, вероятно, что главной причиной их возникновения служит увеличение горизонтального смещения или разъединения плоскостей оснований вследствие отталкивания одинаково заряженных пуриновых и пиримидиновых оснований. Далее, в случае любого полинуклеотида, по-видимому, проявляются два противополол<ных эффекта отталкивание заряженных фосфатных групп, уравновешенное взаимодействием пуриновых и пиримидиновых оснований. С точки зрения точной стереохимической структуры. молекулы, положение этого равновесия сильно зависит от степени ионизации фосфатных остатков (влияние ионной силы и природы присутствующих катионов), а также от состояния оснований. Энергия (АЕ) вандерваальсова взаимодействия для неполярных молекул обратно пропорцнональна шестой степени расстояния между молекулами (гдв), как это следует из приближенной формы [331 основного уравнения Лондона [c.527]

Количественные поправки на влияние ионной силы. В аналитической химии расчеты ионных равновесий проводят, как правило, для определения не активности, а равновесной концентрации веществ. Поэтому для выполнения расчета необходимо использовать концентрационные константы (или сЁязанные с ними условные константы), соответствующие тем условиям, в которых рассматриваются равновесия. В справочной же литературе [19, 36, 37] значения констант равновесий приводятся либо экстраполированными на нулевую ионную силу раствора, либо при условиях их экспериментального определения, которые часто отличаются от условий рассчитываемых равновесий. Поэтому для получения более точных расчетов в значения констант равновесий, взятые из справочной литературы, необходимо вносить количественные поправки на влияние ионной силы раствора, соответствующей рассматриваемым равновесиям. [c.15]

О более точных расчетах pH в концентрированных растворах и об учете влияния ионной силы на активность раствора см. гл. XXII, 6. Используя изложенные там методы, можно вычислить истинные значения ионного произведения воды, термодинамические константы диссоциации кислот и оснований и другие характеристики ионных равновесий в концентрированных растворах. [c.458]

Иными сповами, характер кривой титрования в значительной сгопени определяется равновесием ионообменных реакций. Тем не менее, так как ионообменное равновесие связано также с ионной сплой кислой группы, константа равновесия является по суще-С1 ву мсро11 силы кислотности обмениваемой группы. Кривые (рис. 8—11) показывают влияние ионной силы и природы катиона на форму и по.ложение 1 ривых титрования. Величина этого влияния зависит от силы кислотности обменной группы. Три важнейших типа катионитов образуют в порядке возрастания кислотности следующий ряд 80дН > СООН > ОН [207]. Аналогичные кривые [355] были получены при титровании силикатов (рис. 12). При весьма большо величине ионной силы, однако, кривые титрования различных катионитов совершенно не зависят от природы иона. [c.33]

Произведение растворимости Ks вещества АаВь, диссоциирующего в растворе на частицы А и В, определяется уравнением (ад) (ав) , где а — термодинамические активности А и В в растворе в равновесии с твердым веществом АдВ . Для обсуждения допустим, что коэффициенты активностей равны единице. (Другими словами, пренебрежем влиянием ионной силы. Коэффициенты активности в разбавленных растворах определяются уравнением Дебая — Хюккеля ogf=Az n i / + (x), где А и В — постоянные величины, г — заряд иона и ц — ионная сила раствора.) В таком случае имеем / s=[A] [B] С другой стороны, растворимость АаВь есть максимальная концентрация этого вещества, которую можно получить в данном растворе. Когда в растворителе находится только АаВ , она равна (/С5/а 6 )1/(а+ь) но при увеличении [В] уменьшается Амакс- [c.197]