Гидроксид-ионы

В 99 отмечалось, что электродные потенциалы процессов, протекающих с участием воды, ионов водорода илн гидроксид-ионов, имеют тем большую величину, чем кислее раствор, паче говоря, если в электрохимическом процессе принимает участие вода и продукты ее диссоциации, то окислитель сильнее проявляет окислительные свойства в кислой среде, а восстановитель сильнее проявляет восстановительные свойства в щелочной среде. Эта общая закономерность хорошо видна на примере соединений мышьяка. Мышьяковая кислота и ее солн в кислой среде взаимодействуют с восстановителями, переходя в мышьяковистую кислоту или в арсениты. Например [c.426]

Если соль образована слабой кислотой и сильным основанием, то в результате гидролиза в растворе образуются гидроксид-ионы и он приобретает щелочную реакцию, например [c.148]

СВОЙСТВ является гидроксид-ион. Поэтому с точки зрения теории электролитической диссоциации основания — это электролиты, диссоциирующие в растворах с отщеплением гидроксид-ионов. [c.244]

Количественной характеристикой собственной диссоциации (ионизации) растворителя является константа автопротолиза Кг (другое название — ионное произведение автопротолиза). Для воды произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов при данной температуре является величиной постоянной — это ионное произведение воды (разд. 6.5.5). Учитывая, что ион водорода в водном растворе существует в виде иона Н3О+, формулу ионного произведения воды точнее следует записать так [c.279]

В чистой воде коицеитрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы и при 25 °С составляют [c.135]

Здесь конкурируют ноны NH n связывающие гидроксид ионы в недиссоциированные молекулы. В результате и эта реакци доходит пе до конца, а до состояния равновесия [c.256]

Если по аналогии с выделением водорода предположить, что коэффициент переноса а близок к 0,5, то замедленное протекание разряда гидроксид-ионов (стадии I, 1 П, 1 III, 1 IV, 1) должно приводить к наклону Ь, равному 2Ьо. Замедленность любой другой стадии будет давать наклон меньшей величины. Так, если процесс лимитируется стадией IV, 2, то наклон должен быть равен Ьд, а если стадиями III, 2 или III, 3, то соответственно /2 0 и [c.425]

Вода, будучи очень слабым электролитом, в незначительной степени диссоциирует, образуя ионы водорода и гидроксид-ионы [c.135]

Поскольку общим для всех растворов оснований является присутствие в них гидроксид-ионов, то ясно, что носителем основных [c.243]

Когда раствор хлорида натрия в воде (рассол) подвергается электролизу, образуются газообразные хлор (С12> на аноде и водород (Нг) на катоде (рис. УИ1.15). Ионы натрия остаются в растворе, но в результате электролиза соответствующие им хлорид-ионы замещаются на гидроксид-ионы [c.534]

Пример 3. Чему равна концентрация гидроксид-ионов о растворе, pH которого равен 10,80 [c.136]

Некоторая небольшая часть молекул воды (1 молекула из 550 миллионов) диссоциирует на ионы водорода (протоны) и гидроксид-ионы [c.84]

Следует иметь в виду, что в водных растворах связывание избыточного кислорода и присоединение кислорода восстановителем происходят по-разному в кислой, нейтральной и щелочной средах. В кислых растворах избыток кислорода связывается ионами водорода с образованием молекул воды, а в нейтральных и щелочных — молекулами воды с образованием гидроксид-ионов, например [c.167]

Увеличение концентрации водородных ионов вызывает соответствующее уменьщение концентрации гидроксид-ионов, и наоборот. Равновесие между ионами Н+ и ОН существует не только в воде, но и во всех водных растворах. Поэтому указанное соотношение может характеризовать кислотность и основность раз,-личных сред. [c.255]

Ионы аммония Гидроксид-ионы Запах аммиака [c.240]

Многие основания в отличие от кислот являются ионными соединениями, т. е. и до растворения в воде они состоят из ионов. Как и при растворении любых других ионных веществ, при растворении оснований ионы отделяются друг от друга (этот процесс называется диссоциацией. - Ред.) и распределяются равномерно по раствору. Свойства, которые мы связываем с основаниями, проявляет в водном растворе гидроксид-ион ОН. Вот уравнения растворения некоторых оснований [c.426]

Таким образом, при получении очень нуклеофильных амидных анионов катализатор может действовать одним из двух способов либо 1) переносить гидроксид-ион, осуществляющий депротонирование, в органическую фазу, либо 2) убирать де-протонированную молекулу с поверхности раздела фаз. Эти предположения находят подтверждение в большинстве исследований, выполненных в данной области. Действительно, в литературе имеется только несколько публикаций, в которых сообщается об алкилировании неактивированной НН-связи в присутствии четвертичных аммониевых катализаторов. В присутствии водных растворов гидроксидов калия или натрия были проалкилированы 1,3-дихлорбутеном-2 и бензилхлоридом раз- [c.160]

По более общему определению Бренстеда-Лаури гидроксид-ион сам представляет собой основание, потому что он соединяется с протоном. Роль положительных ионов N3 и К при этом сводится лишь к поддер- [c.220]

Концентрация воды несравненно больше концентраций гидроксид-ионов и протонов, и поскольку она практически не меняется, то ее полагают постоянной. Тогда [c.84]

Произведение концентрации ионов водорода и гидроксид-иона постоянно для всех реакций, протекающих в водных растворах при постоянной температуре с повышением температуры оно растет. [c.85]

Гидроксид-ионы (избыток) Лакмус Фенолфталеин Универсальная индикаторная бумага Окраска синяя Окраска красная (малиновая Окраска различная pH определяют путем сравнения со шкалой окрасок [c.240]

Как уже указывалось, реакции нейтрализации сильиы < кислот сильными основаниями, в ходе которых ионы водорода и гидроксид-ионы соединяются в молекулу воды, протекают практически до конца. Реакции же нейтрализации, в которых хотя бы одно из исходных веществ — слабый электролит и при которых молекулы малодиссоциирующих веществ имеются не только в правой, но и в левой части ионно-молекулярного уравнения, протекают не до конца. Они доходят до состояния равновесия, при котором соль сосуи ествует с кислотой и основанием, от которых она образована. Поэтому уравнения подобных реакций правильнее записывать как обратимые реакции [c.249]

Произведение концентраций водородных и гидроксид-ионов, являющееся при данной температуре постоянной величиной, называется ионным произведением воды, его обозначают Кш или. Кн о. [c.255]

Накопление в растворе ионов 0Н препятствует дальнейшему протеканию гидролиза. Однако, если связывать образуюпщеся гидроксид-ионы (например, добавляя к раствору кислоту), то анион НСОз в свою очередь подвергается гидролизу (вторая ступень гидролиза) [c.151]

Соли. Соли можно определить как электролиты, которые ири растворении в воде диссоциируют, отщеиляя положительные ноны, отличные от нонов водорода, и отрицательные иоиы, отличные от гидроксид-ионов. Таких ионов, которые были бы общими для водных растворов всех солей, нет поэтому соли и не обладают общими свойствами. Как правило, соли хорошо диссоциируют, и тем лучше, чем меньше заряды ионов, образующих соль. [c.244]

Полученное уравнение показывает, что для воды и разбавлен ных водных растворов при неизменной температуре произведение, концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов есть величина по сгоянная. Эта постоянная величина называется ионным и р о изведением воды. Численное значение ее нетрудно получить подставив в последнее уравнение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов. В чистой воде прн 25 С [Н+] = [ОН ] = [c.252]

Растворы, в которых концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов одинаковы, называются нейтральными растворами. При 25 °С, как уже сказано, в нейтральных растворах концентрация как ионов водорода, так и гидрокснд-ионов равна 10 моль/л. В кислых растворах больше концентрация ионов водорода, в шс-лочных — концентрация гидроксид-ионов. Но какова бы ни была реакция раствора, произведение концентраций ионов водорода и гидроксид-ионов остается постоянным. [c.252]

Реакция обратима. Это значит, что при растворении дихромата в воде всегда образуется некоторое, хотя и незначительное, количество ионов Н и СгОГ поэтому раствор дихромата имеет кислую реакцию. Если к раствору дихромата прибавлять щелочь, то гидроксид-ионы будут связывать находящиеся в растворе ионы водорода, равновесие смещается влево и в результате дихромат превращается в хромат. Таким образом, в присутствии избытка гидроксид-ионов в растворе практически существуют только ионы СгО , т. е. хромат, а при избытке ионов водорода -— иоиы СгаО . т. е. дихромат. [c.656]

Процесс превращения манганата в нерманганлт обратим. Поэтому в присутствии избытка гидрокснд-ионов зеленый раствор манганата долгое время может сохраняться без и. шенения. Если же прибавить кислоту, связывающую гидроксид-ионы, зеленая окраска почти мгновенно изменяется на малиновую. [c.664]

Многие основания представляют собой ионные соединения, имеющие в своей структуре гидроксид-ион (ОН ), который легко отщепляется от остальной части молекулы. (Этим основания отличаются от спиртов, имеющих неионную, неотщепляемую группу ОН. ) [c.66]

В 1883 году шведский химик Сванте Аррениус определил кислоты как ве-дцества, при растворении которых в воде образуется свободный ион водорода Н , а основания — как вещества, при растворении которых в воде образуется гидроксид-ион ОН". Именно ионы водорода делают раствор кислым и достаточно реакционно способным, именно с этим связана опасность кислотных растворов Н (водн.). Вот уравнения образования растворов нескольких типичных кислот [c.426]

Кислоты и осчонания подразделяются на сильные и слабые в зависимости от того, насколько легко они распадаются в воде с образованием ионов водорода Н+ или гидроксид-ионов ОН". Отметим, что в этом определении ничего не говорится С1 количестве кислоты или основания, а только об их природе. [c.427]

Воды и водные растворы содержат и ионы водорода, и гидроксид-ионы. В чистой воде и нейтральных растворах концентрации этих ионов очень малы и одинаковы. В кислых растворах концентрация ионов водорода велика, поэтому концентрация гидроксид-ионов исчезающе мала. В основных растворах концентрация гидроксид-ионов велика и исчезающе мала концентрация ионов водорода. Понятие pH построено на соотношении концентраций этих двух ионов. Термин pH значит в переводе с английского показатель степени концентрации ионов водорода (power of hydrogen ion) - например, pH 3 означает, что раствор содержит Ю М ионов водорода. (Понятие pH было введено в разд. В.б первой главы.) [c.428]

Обычные неорганические соли натрия и калия не растворимы в неполярных органических растворителях. Это верно и для солей неорганических анионов с небольщими органическими катионами, например для тетраметиламмония. Подобные аммонийные соли часто способны, однако, растворяться в ди-хлорметане и хлороформе. Более того, использование относительно больщих органических анионов может обеспечивать растворимость солей щелочных металлов в таких растворителях, как бензол. Например, диэтил-н-бутилмалонат натрия дает 0,14 М раствор в бензоле, для которого понижение точки замерзания неизмеримо мало, что говорит о высокой степени ассоциации. Подобным образом большие ониевые катионы (например, тетра-м-гексиламмония) делают растворимыми соли даже небольших органофобных анионов (например, гидроксид-ионов) в углеводородах. Ионофоры, т. е. молекулы, состоящие из ионов в кристаллической решетке, диссоциируют (полностью или частично) на сольватированные катионы и анионы в растворителях с высокими диэлектрическими проницаемостями. Подобные растворы в воде являются хорошими проводниками. В менее полярных растворителях даже сильные электролиты могут растворяться с образованием растворов с низкой электропроводностью это означает, что только часть растворенной соли диссоциирована на свободные ионы. Чтобы объяснить такое поведение растворов, Бьеррум выдвинул в 1926 г. гипотезу ионных пар. Впоследствии его гипотеза была усовершенствована Фуоссом [38] и рядом других исследователей. Ионные пары представляют собой ассоциаты противоположно заряженных ионов и являются нейтральными частицами. Стабильность ионных пар обеспечивается в основном кулоновскими силами, но иногда этому способствует и сильное взаимодействие с ок- [c.16]

Другие реакции МФК требуют, очевидно, экстракции гидроксид-иона. Среди них отметим реакции гидролиза и омыления. Как было показано при использовании в качестве модельного субстрата дихлорметана и Bu4NHS04 как катализатора, гидролиз проходит довольно быстро, поскольку в отсутствие более липофильного, чем 0Н , аниона [Ви4М+0Н ] может экстрагироваться в органическую фазу [30]. Скорость реакции постепенно снижается до очень низкой из-за того, что образующийся хлорид-ион дает ионную пару с катализатором в органической фазе. [c.64]

Все гидроксиды щелочных металлов (Li, Na, К) растворяются и полностью диссоциируют в водном растворе, образуя одинаковое, с точки зрения теории Бренстеда-Лаури, основание (ОН ). Эти гидроксиды представляют собой сильные основания, подобно тому как рассмотренные выше вещества НС1 и HNO3 являются сильными кислотами. Соединяться с протонами в растворе могут и другие вещества, такие, как аммиак и многие органические азотсодержащие соединения все они также обладают, согласно представлениям Бренстеда-Лаури, свойствами оснований. Обычно эти вещества представляют собой более слабые основания, чем гидроксид-ион, потому что они не так сильно притягивают к себе протоны. Например, конкуренция аммиака с ОН за обладание протонами приносит аммиаку лишь частичный успех. Только часть имеющегося аммиака может присоединить протоны Н +, и поэтому реакция [c.221]

В высших состояниях окисления катионы переходных металлов неустойчивы, даже если они координированы молекулами воды. Такие высокие состояния окисления могут стабилизоваться, если они координируются ионами кислорода. Например, 8с сушествует в виде гидратированного иона 8с(Н20)й , Т1(1У) требует стабилизующего влияния таких координирующихся групп, как гидроксид-ион, образуя устойчивый комплекс Т1(0Н)2(Н20)4 , а У(У), Сг(У1) и Мп(УП) координируются ионами кислорода, образуя УО2, СгО и МПО4. Состояния окисления, неустойчивые в растворах, могут стабилизоваться при образовании комплексов типа СиСЬ. [c.450]

Наиболее распространенной, реакцией гидролиза по катиону является гидролиз солей, образованных многозарядным катионом и однозарядным анионом,-например А1С1з. В растворах этих солей менее диссоциированное соединение образуется в результате присоединения одного гидроксид-иона к иону металла. Учитывая, что нон АР+ в растворе гидратирован, первую стадию гидролиза можно выразить уравнением [c.270]