Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Статьи Рисунки Таблицы О сайте English

Равновесие в электролитах

    Выражение (III. 136) называют уравнением мембранного равновесия Доннана или доннановского равновесия. Еслп распределяется одно-одновалентный электролит и он имеет одноименный нон с ионитом, то, пренебрегая коэффициентами активности нонов, получим  [c.173]

    В качестве второго примера рассмотрим равновесие жидкость — пар водного раствора летучего бинарного электролита. При этом предположим, что электролит в растворе, который обозначим через полностью диссоциирует и что в паровой фазе, которую обозначим через ", электролит существует только в виде нейтральных молекул. Эти предположения выполняются достаточно точно для разбавленных водных растворов НС1, НВг и Н1. Как и в предыдущем примере, предположим, что в обеих фазах одинаковая температура и одинаковое общее давление. Электролитическую диссоциацию нужно теперь рассматривать как гетерогенную реакцию. Тогда условие равновесия (49.13) имеет вид [c.253]


    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]

    Равновесия электролит — электролит (экстрагируемое ве- [c.18]

    Для равновесия электролит — электролит из уравнения (1) получим условие равновесия [c.10]

    NH4OH более сильный электролит по сравнению с угольной кислотой (анализ констант диссоциации). Равновесие (3) относительно больше смещено вправо (анализ констант гидролиза). Оба пути приводят к однозначному решению реакция раствора щелочная. [c.138]

    При равновесии электролит — электролит константу равновесия можно предсказать, если известны свободная энергия сольватации ионов в обоих растворах. В грубом приближении можно использовать формулу Бернала-Фаулера (1.27), заменяя 7 радиусом сольватированного иона, полагая рг = 1 и пренебрегая изменением энергии дезориентации и . Полагая, что одна из фаз — водная, находим [c.27]

    Константу равновесия можно приблизительно оценить для равновесий электролит — электролит, неэлектролит — неэлектролит и в тех сравнительно редких случаях равновесий электролит — неэлектролит, когда в органической фазе взаимодействие происходит за счет вандерваальсовских сил. В представляющих же на- [c.23]

    Равновесия электролит — неэлектролит [c.25]

    Как следует из уравнений (2.5) и (2.6), изотермы экстракции для равновесий электролит — электролит и неэлектролит — неэлектролит при достаточно малых концентрациях, когда т = 1, имеют начальный линейный участок у = К х или у = Кх (рис. 8, а). [c.25]

    Потенциометрическое изучение равновесия раствор - осадок основано на применении электродов первого, второго, третьего рода и ионоселективных мембранных электродов. Для исключения из расчетных уравнений величины или Е° измеряют два значения э.д.с, соответствующего гальванического элемента при избытке в изучаемой системе 1) аниона и 2) катиона, образующих малорастворимый электролит. При использовании метода титрования выбирают для расчета моменты соответственно до и после достижения т.э. Учет коэффициентов активности осуществляется обычно экстраполяцией С или и. к нулевым значениям. [c.123]


    При равновесии электролит — неэлектролит начальный участок у Кх является параболическим, так как даже в простейшем случае 1 — 1 электролитов v = 2. В результате этого при малых концентрациях электролитов (в отсутствии высаливателей) их активность исчезающе мала и они плохо экстрагируются Коэффициент распределения D = уIх = Кх при малых концентрациях соединения стремится к нулю. [c.25]

    Теплота смешения связана со структурой раствора, характером образующихся и разрывающихся связей при переходе моля электролита в насыщенный раствор. При образовании идеального раствора, где взаимодействия между разными частицами в растворе ие отличаются от взаимодействия одинаковых часгиц между собой АЯрм 0, Хпл>0 и т. к. р. твердого компонента всегда положителен [7]. Особенности поведения конкретных водно-электролитных систем связаны в первую очередь с ЛЯсм, т. е. со сходством или различием молекулярных взаимодействий в исходных фазах и равновесном растворе. По этому признаку гетерогенные равновесия электролит — водный раствор могут быть разделены на три группы  [c.23]

    Для количественных расчетов соотношение (2.14) пока мало пригодно, так как энергия гидратации известна с точностью до нескольких килокалорий на моль, а неточности, например, около 3 ккал/моль соответствует ошибка в определении К на два порядка. При равновесии электролит — неэлектролит, когда [c.29]

    Равновесия электролит — неэлектролит. Ошибочная интерпретация из-за пренебрежения коэффициентами активности [c.39]

    Таким образом, и для равновесий электролит—электролит удается удовлетворительно объяснить наблюдаемые количественные особенности равновесий. [c.79]

    По установлению равновесия электролит М+А должен иметь одинаковую активность по обе стороны границы раздела, т. е. [c.133]

    Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Величина /( зависит от природы. электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от коицеитрации раствора. Она характеризует способность данной кислоты или данного основания распадаться иа ионы чем выше К, тем легче электролит диссоциирует. [c.237]

    Одиако это равновесие сильно смещено вправо, поскольку вода—значительно более слабый электролит, чем уксусная кислота, так что связывание иоиов Н+ в молекулы воды происходив полнее, чем в молекулы уксусной кислоты. [c.255]

    Для термодинамического равновесия представляет интерес суммарный скачок потенциала на границе металл—электролит, т. е. Уа, а также остальные скачки потенциалов, алгебраическая сумма которых равна обратимой э. д. с. цепи [c.160]

    А2.4. Стабильность работы электродов повышается после того, как электродам позволили достигнуть химического равновесия, например в течение 24 часов. Период достижения равновесия вновь покрытых металлом электродов электролитической ячейки можно сократить, установив их в ячейку при рабочих условиях, но используя электролит (уксусная кислота 70%), содержащий 50 мг/л хлористого натрия. [c.49]

    Из понятия ПР вытекает условие образования и растворения осадков. Когда (К + [А" - = ПР, система находится в равновесии. Если же [К + l " [А" " ">ПР или К - Г" [А" - "<ПР, то наступает новое состояние равновесия, приводящее в первом случае к выпадению осадка, во втором — к его растворению. Иными словами, труднорасгворимый электролит выпадает в осадок, когда произведение концентраций его ионов в растворе становится больше значения ПР, например в случае Ag l, когда [Ag + [С1- >ПР. Этого можно достигнуть прибавлением избытка электролита, содержащего ионы Ag" " или I , Такой прием используется для наиб(1,1ее полного осаждения веществ, [c.146]

    Нередко встречаются процессы, в уравнениях которых с одной стороны равенства имеется малорастворимое соединение, а с дру гой — слабый электролит. Так, равновесие в системе [c.263]

    Далее закономерности экстракционных равновесий будут рассматриваться на примере экстракции нитратов уранила и других актинидов нейтральными фосфорорганическимн соединен ниями, поскольку соответствующие равновесия наиболее под робно изучены и могут быть полностью описаны. Эти системы являются примером равновесия электролит — неэлектролит, при котором для преодоления ион-дипольного взаимодействия в водной фазе необходима химическая связь экстрагента с извле каемым соединением, однако связь достаточно слабая, чтобы не затруднить реэкстракцию (энергия взаимодействия <10 ккал1моль). Соответственно для интерпретации экстракционной способности растворителей необходимо привлечь тео рию химической связи, а в силу слабости химических взаимо- действий при описании зависимости равновесий от условий экстракции необходимо учитывать вклад вандерваальсовых (до 3 ккал/моль) и особенно электростатических взаимодействий в химический потенциал, т. е. коэффициенты активности соединен ний в обеих фазах . Это позволяет сделать теория растворов. Описание процессов в водной фазе должно производиться на основе теории растворов электролитов, в органической — с по мощью теории многокомпонентных растворов неэлектролитов. [c.11]

    Экспериментально и.чученные гетерогенные равновесия электролит-вода отвечают приведенным заиисимостям растворимости электролитов от температуры. Наблюдается смена знака т. к. р. электролитоп с промежуточной гидратацией 1Юиов ц растворе с положительного на отрицательный при температурах ниже 280° в система.х NaF—ligO [47], [c.37]


    Соприкасаясь с электролитом, атомы металла, расположенные на поверхности сооружения (трубопровода), подвергаются воздействию силового поля молекул воды, которые могут внедряться в кристаллическую решетку металла сооружения. Силовое воздействие может быть настолько сильным, что нарушается связь атомов металла с кристаллической решеткой. Оторванные таким образом атомы металла сооружения переходят в электролит, образуя ион-атом, несущий заряд. Вокруг ион-атома ориентируются молекулы воды, представляющие собой диполи. Атом железа переходит в электролит, имея положительный заряд, а сооружение оказывается отрицательно заряженным. Так возникает двойное электрический слой, при котором гидратированные ионы железа под действием электрических сил взаимодействия с отрицательными зарядами сооружения удерживаются у поверхности конструк ции. Может наступить такой момент, когда под воздействием электрических сил в двойном электрическом слое наступает равновесие и дальнейший переход атомов стали в электролит прекращается. [c.6]

    Равновесия электролит—неэлектролит экстрагируемое соединение диссоциировано в одной фазе и недиссоциировано в другой. Равновесия этого типа встречаются наиболее часто потому, что большинство солей и неорганических кислот в значительной степени диссоциировано в водной фазе, большинство экстрагентов имеет низкую диэлектрическую проницаемость s (порядка 2—5) и заметная диссоциация в них практически невозможна [согласно формуле (1.26) константа ассоциации ионов обратно пропорциональна кубу диэлектрической проницаемости е и при переходе от воды к эстрагенту с е=4 увеличивается в — (80/4) = 8000 раз ]. [c.18]

    С рассмотренной точки зрения становится ясным различие т1сжду реакциями нейтрализации сильной кислоты сильным осно- ваинем и случаями нейтрализации, когда хотя бы одно из исхода ных веществ — слабый электролит. При нейтрализации сильной кислоты сил >ным основанием в растворе образуется только одии слабый электролит — вода. При этом равновесие [c.255]

    При накоплении в растворе ионов Си+ более, чем это соответствует равновесию, например, за счет анодной реакции при большой анодной поляризации, в электролите может выпадать металлическая медь в виде мелкого порошка (смещение равновесия влево). Кроме этого, при недостаточной кислотности раствора соль одновалентной меди легко гидролизуется с выпадением гидрата закиси меди или темно-красного порошка закиси меди  [c.399]

    Ионный обмен является обратимым процессом. Катионит как поливалентный электролит с валентностью х запишем схематично как R . Тогда после внесения Н+-формы катионита в растаор электролита, например, Na l, установится равновесие  [c.325]

    Дальнейший ход изотерм экстракции определяется коэффициентами активности соединений в водной и органической фазах. Рассмотрим, например, случай наиболее распространенных равновесий электролит — неэлектролит. Если бы раствор был идеальным в органической фазе (уорг = 1 = onst), то изотерма экстракции описывалась бы уравнением у = Каводи, т. е. повторяла в измененном масштабе зависимость активности электролита в водной фазе от его концентрации (см. пунктирную кривую на рис 8, б). При положительной неидеальности в органической фазе (например, за счет димеризации) уорг будет падать с концентрацией (ср. рис. 1, б) и изотерма экстракции будет лежать выше идеальной кривой (кривая 1 на рис. 8, б) . Наоборот, при отрицательной неидеаль- [c.25]

    Отделение электролита от неэлектролита в этом случае основывается на том, что если обменник уже насыщен катионом, то, согласно доннановому равновесию, электролит может поглощаться лишь в незначительных количествах (эти дополни- [c.377]

    Если принять, что вследствие кинетического тормсжения электрохимических процессов скорость окисления металла нод адсорбционной пленкой влаги без анодного активатора несравнимо меньше скорости диффузии влаги через защитную пленку (т. е. не вся влага, проникающая через пленку, реализуется на кор])озионные процессы), то для достаточно большого времени (/ оо) толщина адсорбционной плен ги влагн на поверхности металла становится функцией активности воды в коррозионной среде (т. е, относительной влажности воздуха или активности воды в электролите). Другими словами, вследствие конечной величины влагопроницаемости полимерной пленки и относительно небольшой его толщины в результате диффузии влаги устанавливается адсорбционное равновесие поверхности металла с внешней средой. С этой точки зрения естественно было бы ожидать ощутимую скорость коррозии металла под защитными полимерными пленками. Однако в действительности, как показывают эксперименты, не наблюдается однозначной зависимости скорости окисления металла под пленкой от влалаюстп среды или коэффициента влагопроницаемости, так как лимитирующие стадии коррозионного процесса зависят как от внешних, т к и от внутренних факторов. [c.40]

    Но поскольку вода — значительно более слабый электролит, чем NH4OH, равновесие сильно смещено вправо. [c.256]

    В результате растворения твердых тел в электролите образуются частицы, несущие пространственно разделенные заряды. Заряженные частицы взаимодействуют, образуя нейтральные молекулы. В некоторый момент наступает динамическое равновесие между числом образующихся заряжёных частичек и числом образующихся нейтральных молекул. Зто равновесие характеризуется степенью диссоциации и, которая равна отношению числа расщепленных молекул к общему числу молекул в растворе. [c.29]

    В данном случае образуются очень слабый электролит и газ. Оба продукта смещают равновесие вправо (АС2э8 = —51 кДж). Повышение температуры будет способствовать течению этой реакции (AS >0). [c.263]

    Си304 и 1 г-экв/л Нг504 (всего лишь Ю З г-ион/л). При повышении температуры и понижении кислотности равновесие реакции диспропорционирования сдвигается вправо, вследствие чего концентрация одновалентных ионов меди в электролите увеличивается. [c.399]

    В процессе электролиза свинцовые аноды покрываются слоем двуокиси свинца PbOj, которая катализирует окисление трехва-лентного ipoMa и защищает свинец от дальнейшего разрушения. При поддержании определенного соотношения анодной и катодной плотностей тока можно установить равновесие, при котором на аноде будет окисляться такое же количество трехвалентного хрома, которое попадет в электролит из катодной зоны. Чем больше анодная поверхность и, следовательно, чем меньше анодная плотность тока, тем с ббльшим выходом по току окисляется трехвалентный хром. В нормально работающих ваннах рекомендуется поддерживать отношение анодной поверхности к катодной в пределах от 1 2 до 2 3. [c.421]


Смотреть страницы где упоминается термин Равновесие в электролитах: [c.209]    [c.21]    [c.21]    [c.22]    [c.78]    [c.63]    [c.276]    [c.191]    [c.525]    [c.254]    [c.446]    [c.255]   
Смотреть главы в:

Физико-химические расчеты -> Равновесие в электролитах


Введение в электрохимию (1951) -- [ c.217 ]




ПОИСК





Смотрите так же термины и статьи:

Валяшко. Фазовые равновесия и свойства концентрированных и разбавленных растворов электролитов при повышенных температурах и давлениях

Влияние ионной силы на равновесия в растворах электролитов

Влияние ионной силы на равновесия в растворах электролитов Вопросы и упражнения

Влияние сильных электролитов на состояние динамического равновесия в водных растворах слабых электролитов

Гетерогенное равновесие в растворах электролитов

Гетерогенные равновесия в системе осадок— насыщенный раствор малорастворимого электролита н их роль в аналитической химии (в аналитике)

Гомогенное равновесие в растворах электролитов

Динамические равновесия в неводных растворах электролитов

Задание 12. Изучение равновесий в растворах электролитов при помощи рН-метра. — О. С. Зайцев, Е. М. Соколовская

Задание 5. Химические равновесия в растворах электролитов

Ионное равновесие в растворах электролитов. Гидролиз

Ионные равновесия в растворах слабых электролитов

Ионные равновесия в растворах электролитов

Ионные равновесия в растворах электролитов в присутствии твердой фазы

Ионные равновесия и обменные реакции в растворах электролитов

Константа равновесия Равновесия в растворах электролитов

Константа равновесия влияние концентрации электролитов

Константа равновесия диссоциации электролита

Лабораторная работа. Равновесия в растворах электролитов

Малорастворимые электролиты. Произведение растворимости . 46. Смещение равновесия в водных растворах электролитов. Гидролиз солей

Мембранные равновесия растворов электролитов

Направление смещения равновесия в растворах электролитов

Необменное поглощение сильных электролитов с позиций теории мембранного равновесия

Николаев, Н.П. Соколова, О.Н Бочкарева, В.Л. Богатырев. Термодинамическое рассмотрение ионообменных равновесий в концентрированных растворах электролитов

Общая схема равновесий в неводных растворах электролитов

Общая схема равновесий в растворах электролитов. Проблема индифферентности растворителя

Опыт 5. Смещение равновесия диссоциации слабого электролита

РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Ионное произведение воды в интервале

РАСТВОРЫ ЭЛЕКТРОЛИТОВ И ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ. ЭЛЕКТРОХИМИЯ

Равновесие аммиака электролитов

Равновесие в водных растворах амфотерных электролитов

Равновесие в водных растворах слабых электролитов

Равновесие в гомогенной (однородной) системе. Степень диссоциации или ионизации. Сильные и слабые электролиты

Равновесие в насыщенных растворах малорастворимых электролитов

Равновесие в растворах электролитов Теория электролитической диссоциации

Равновесие в растворах электролитов Электропроводность

Равновесие в растворах электролитов. Электропроводность растворов

Равновесие в электролитах Равновесия константа и электродные потенциалы

Равновесие влияние концентрации электролитов

Равновесие диссоциации слабых электролито

Равновесие диссоциации слабых электролитов

Равновесие ионита с одним электролитом. Уравнение Доннана — Ограничения к применению уравнения Доннана

Равновесие ионного обмена с позиций теории растворов электролитов

Равновесие ионных реакций в растворах электролитов

Равновесие между ионитами и растворами электролита

Равновесие на границе металлического электрода в растворе электролита

Равновесия в водных растворах типично амфотерных электролитов

Равновесия в водных растворах электролитов

Равновесия в растворах сильных электролитов

Равновесия в растворах слабых электролитов

Равновесия в растворах слабых электролитов и закон действия масс

Равновесия в растворах электролитов Ионная сила растворов сильных электролитов. Активность ионов

Растворы электролитов и ионные равновесия Слабые электролиты

Растворы электролитов, равновесие в них

Слабые электролиты ионные равновесия

Смещение химического равновесия в растворах электролитов (ионные реакции)

Состояние динамического равновесия в водных растворах слабых электролитов

Теория С. Аррениуса. Равновесия в растворах слабых электролитов

Термодинамика растворов электролитов. Равновесия в растворах

Термодинамическое описание равновесий в растворах электролитов

Химическое равновесие в растворах сильных электролитов

Часть . РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ Теория электролитической диссоциации

Электрическая проводимость Равновесие в растворах электролитов

Электролит условия равновесия

Электролит химическое равновесие в раствора

Электролитическая диссоциация. Равновесие в растворах электролитов Электролиз

Электролиты и константа равновесия

Электролиты ионные равновесия

Электролиты, активность равновесие в них



© 2024 chem21.info Реклама на сайте