Скорость ионная изменение с концентрацией

Влияние ионной силы раствора на скорость реакции, обусловленное изменением концентрации какого-либо из участвующих в реакции ионов, называется вторичным солевым эффектом. [c.129]

С увеличением разности чисел переноса ионов в анодной и катодной мембранах возрастает скорость изменения концентрации электролита в средней камере. Можно повысить скорость электродиализа, применяя мембраны одного знака заряда, но разной электрохимической активности. При этом, если мембраны приготовлены из одного и того же материала и имеют отрицательный заряд поверхности, то мембрану с большим средним радиусом пор ставят на анод. В случае двух положительно заряженных мембран анодная мембрана должна иметь меньший радиус пор по сравнению с катодной. Наиболее эффективно процесс электродиализа будет идти с идеально электрохимически активными мембранами разного знака заряДа. В этом случае разность чисел переноса ионов электролита в анодной и катодной мембранах достигает максимальной вели--чины, т. е.. единицы. [c.227]

В результате различия скорости ионов изменение концентрации электролита у анода и у катода при электролизе происходит неодинаково. При электролизе убыль вещества у катода относится к убыли вещества у анода, как скорость аниона относится к скорости катиона. Измеряя убыль (изменение) концентраций в катодном про- [c.243]

После начального подкисления раствора в щели скорость щелевой коррозии будет определяться исключительно установившейся концентрацией Н+-ионов. Изменение концентрации С1 -ионов если и оказывает влияние, то только изменяя кинетику подкисления. [c.161]

Опыт показывает, что потенциал каждого электрода изменяется в большей или меньшей степени, когда через него пропускается электрический ток. Возникающий при этом потенциал называют потенциалом под током в отличие от равновесного электродного потенциала, т. е. при отсутствии тока. Такое явление объясняется тем, что прохождение через электролит тока неизбежно приводит к изменению условий на электроде в связи с протеканием реакции, скорость которой пропорциональна силе тока. Так как скорость поступления реагирующего вещества (или отвода образующегося вещества) не равна скорости реакции, будет наблюдаться отклонение потенциала от начального значения его. Это явление называется поляризацией. Причины поляризации могут быть различными. Поляризация, связанная с изменением концентрации ионов металла, водорода или свободного кислорода в приэлектродном слое, носит название концентрационной. [c.38]

Коэффициент /х, входящий в уравнение (5), учитывает изменение скоростей ионов с концентрацией, которое вызывается взаимодействием их зарядов. [c.155]

Коэффициент Д, входящий в уравнение (4), учитывает изменение скоростей ионов с концентрацией и характеризует межионное взаимодействие. Сильные электролиты полностью диссоциированы при всех концентрациях, т. е. для них принимается а=1. Для слабых электролитов, у которых концентрация ионов мала, можно считать Д = 1. [c.248]

До сих пор рассматривалось сближение потенциалов восстановления ионов изменением концентрации разряжающихся ионов в растворе. Однако сближение потенциалов выделения металлов можно осуществить и изменением перенапряжения разряда ионов. Для количественного определения скорости восстановления ионов при совместном разряде О. А. Есин [16], исходя из теории замедленного разряда, вывел соотношение скоростей разряда ионов / 2, считая, что скорость электро-.химического процесса изменяется от потенциала электрода следующим образом [c.182]

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]

Изучается зависимость скорости неко орой реакции от различных факторов. Как скажутся на численном значении константы скорости следующие изменения различные начальные концентрации изменение температуры введение различных веществ смена растворителя изменение объема системы изменение ионной силы раствора. [c.123]

М (на катоде), М+ ге (на аноде) и изменению концентрации ионов в приэлектродных слоях электролита. Это изменение связано с отставанием скорости транспорта потенциалопределяющих веществ от скорости электродного процесса, которое наблюдается до установления стационарного состояния. При подаче тока на катоде идет разряд катионов с постоянной скоростью обусловленной заданной плотностью тока, и их концентрация около электрода уменьшается. Транспорт катионов к катоду осуществляется миграцией, скорость которой в данном электрическом поле постоянна, и диффузией, скорость которой с течением времени изменяется. Вначале она будет малой, так как разность между концентрацией ионов у электрода и в массе электролита очень мала. При этом Од С течением времени концентрация катионов у электрода уменьшается (за счет электродного процесса), а скорость диффузии возрастает. При достижении стационарного состояния скорость транспорта ионов к электроду и скорость их разряда становятся одинаковыми, однако концентрация их у катода будет меньше, чем в массе электролита. Аналогичным путем можно показать, что при пропускании тока через систему (I) концентрация катионов у анода повышается по сравнению с их концентрацией в массе раствора. Таким образом, под током система (I) переходит в новое состояние, в котором с > с > с [c.500]

Зависимость скорости коррозии от концентрации кислорода носит линейный характер. Отклонения от линейной зависимости при изменении содержания кислорода в дистиллированно) воде больше, чем в воде, содержащей ион С1 (рис. 6.1, а). В дистиллированной воде критическая концентрация кислорода, свыше которой коррозия снова уменьшается, равна около 12 мл/л (рис. 6.1, Ь). Это значение возрастает при растворении в воде солей или повышении температуры и снижается с увеличением скорости перемешивания и pH. При pH = 10 критическая концентрация кислорода достигает значения, соответствующего насыщению воды воздухом (6 мл Оа/л), а для более щелочных растворов она ниже. [c.101]

На рис. 2.22 приведена зависимость изменения начальной скорости реакции от pH среды, т. е. от концентрации ионов гидроксила, указывающая на первый концентрационный порядок реакции по катализатору почти во всем диапазоне изменения концентрации катализатора. [c.101]

При значительных ионных силах может происходить изменение коэффициента активности также и нейтральных молекул, что молсет соответственно отразиться на величине константы скорости реакции. Для растворов слабых электролитов влияние ионной силы на скорость реакции вследствие изменения степени диссоциации реагирующих веществ и связанного с этим изменения концентрации участвующих в реакции ионов называется вторичным солевым эффектом. [c.268]

Толщина и скорость роста слоев зависят от ряда условий, например от изменения концентрации раствора непосредственно у фронта роста, т. е. там, где происходит наиболее быстрое восстановление ионов, приводящее к обеднению растворов. Для беспрепятственного роста кристаллов необходимо, чтобы с помощью диффузии обеспечивалось равномерное поступление разряжающихся ионов к растущим участкам поверхности электрода . [c.336]

Описание кинетики любого физико-химического процесса, приводящего к резкому изменению характера температурной зависимости изучаемой величины, может быть проведено с использованием уравнений реакций первого или второго порядка. Исходя из того, что распределение образующихся в облученном полимере ионов неравномерно, можно считать, что процесс излучательной рекомбинации подчиняется не бимолекулярному уравнению (как это имеет место при однородном распределении ионов), а мономо-лекулярному уравнению реакции. Если ионы в облученном полимере распределены равномерно, то скорость изменения концентрации N связанных зарядов одного знака при рекомбинации, согласно теории бимолекулярной кинетики, [c.239]

Скорость реакции и = /г [КХ] [ "]. Бимолекулярный закон может нарушаться в некоторых случаях, например, при образовании ионных пар в растворе, при изменении свойств растворителя с изменением концентраций реагентов и т. д. [c.123]

Определите порядки реакции по компонентам (каждая малая группа изучает зависимость скорости реакции от изменения концентрации одного вещества СЮ з, I", Н+, УО з при постоянстве концентраций всех остальных). Например, изменяют концентрацию ионов С10"з в 2, 3 или 4 раза, сохраняя концентрации остальных веществ постоянными. Для этого берут меньший объем исходного раствора и разбавляют раствором хлорида калия той же концентрации (зачем ) до заданного объема. [c.311]

Подберите такие концентрации реагентов, при которых реакция проходила за заданный интервал времени (10—30 мин). Изучите скорость реакции при помощи стеклянного электрода и рН-метра. Постройте кривую изменения концентрации ионов водорода в растворе от времени. [c.313]

Появление максимума скорости нитрования и последующее уменьшение ее с увеличением концентрации серной кислоты трудно объяснить. Беннет [3] с сотрудниками полагает, что механизм нитрования включает одновременную атаку иона нитрония на ароматическое кольцо и отрыв протона основанием. Наиболее сильным основанием в этой системе является ион бисульфата, концентрация которого должна была бы уменьшаться по мере увеличения концентрации кислоты. Эта теория содержит несколько неудовлетворительных положений. Она не может объяснить причины смещения положения максимума при изменении ароматического соединения или изменения скорости с изменением концентрации серной кислоты в случае, когда изменяются начальные концентрации ароматического соединения. и азотной кислоты. [c.560]

НО к зависит от концентрации НС1, причем максимальное значение достигается при 47lf H l (рис. 7.15). Кроме того, именно [СГ], а не [Н+] влияет на скорость, поскольку изменение концентрации ионов водорода при постоянной концентрации ионов хлора не влияет на к. На самом деле обнаруживается хорошая корреляция скорости с суммарной концентрацией [c.520]

Изменение скорости при изменении концентрации водо- родных ионов в широкой области можно представить графически в виде зависимости loge от pH. Наиболее общие кривые, наблюдавшиеся при гидролитических реакциях производных карбоновых кислот, приведены на рис. 3. На некоторых кривых отмечаются минимумы и максимумы. Скорость в точке минимума зависит от спонтанной реакции ko, так же как и от реакций, катализируемых кислотой и основанием. 4 [c.48]

Pd l2 действует так же, как в реакции (I), причем образующийся Pd непрерывно путем реакции (III) превращается обратно в Pd l2. Ввиду того что концентрация С1" оказывает противоположное действие на скорости реакций (I) и (III), кинетика здесь более сложная и изменяется в процессе превращения. Найдено, что замена части исходных анионов С1" ионами 0Н или СНзСОз повышает начальную скорость и что скорость поглощения этилена достигает максимума, а затем спадает. Это происходит (по крайней мере, частично) вследствие изменений концентрации Н" во время реакций, имеющих гораздо большее значение, чем изменения концентрации С1" реакция с самого начала протекает при большом избытке С1 [118]. [c.170]

Электропроводность сильных электролитов. Рассмотрим, чем обусловливается изменение эквивалентной электропро-водностй растворов сильных электролитов при изменении концентрации. Вследствие того, что число ионов для объема раствора, содержащего 1 г-экв данного электролита, при этом не меняется, изменение эквивалентной электропроводности с концентрацией вызывается только изменением скорости перемещения ионов. При данном градиенте внешнего поля эта скорость зависит лишь от сил, тормозящих перемещение ионов. Важнейшими из них являются влияние релаксации ионной атмосферы, электрофоретический эффект и силы трения. Рассмотрим лишь первые два из них, так как действие трения не нуждается в пояснении. [c.410]

Данные радиометрического анализа указывают на то, что скорость межмолекулярных гидридных переносов в значительной степени зависит от соотношения концентраций алкилирующего агента и растворителя. При алкилировании бензола 2-ме-тилциклогексанолом с изменением концентрации спирта и метилциклогексана от 1 4 до 1 10 независимо от природы катализатора глубина обмена изменяется почти в 3 раза. Более сложная зависимость наблюдается при алкилировании бензола 3-метилциклогексанолом в присутствии метилциклогексана радиоактивность 1,3-метилфенилциклогексана ниже радиоактивности 1,1-изомера даже при более длительном времени контакта, что говорит о различии скоростей обмена между вторичными и третичными ионами и молекулами растворителя, ставшего алкилирующим агентом. [c.122]

Помимо контроля скорости реакции диффузионным процессом, характерного для обратимых реакций, существует контроль переносом заряженных частиц (электронов или ионов) через границу раздела электрод—раствор. В этом случае электродную реакцию называют необратимой. К необратимым процессам урапнепие Нернста неприменимо, поскольку на значительной части поляризационной кривой поляризация электрода при протекании тока не связана с изменением концентрации электродно-активного вещества в приэлектродной области, последнее просто отсутствует. Рассмотрение теории замедленного разряда приводит к следующему выражению, связывающему потенциал электрода и силу поляризующего тока [c.277]

Многие химические реакции не протекают до конца, другими словами, смесь реагентов не полностью превращае-гся в продукты. По прошествии некоторого времени изменение концентраций реагентов прекрашается. Реакционная система в таком состоянии представляет собой смесь реагентов и продуктов реакции. Химическая система в таких условиях находится в состоянии так называемого химического равновесия. Мы уже встречались с примерами простейших равновесий. Так, в замкнутом сосуде устанавливается равновесие между парами вещества над поверхностью его жидкой фазы и самой жидкостью. Скорость перехода молекул жидкости в газовую ф 1зу становится равной скорости перехода в жидкую фазу газовых молекул, ударяющихся о поверхность жидкости. Другим примером является равновесие между твердым хлоридом натрия и его ионами, растворенными в воде (разд. 12.2, ч. 1). В этом примере скорость, с которой ионы кристалла покидают его поверхность, переходя в раствор, равна скорости перехода ионов из раствора в кристаллическое вещество. Приведенные примеры показывают, что равновесие не является статическим состоянием, которое характеризуется отсутствием всяческих изменений. Наоборот, оно имеет динамический характер, т.е. представляет собой совокупность противоположно направленшэгх процессов, протекающих с одинаковой скоростью. Данная глава посвящена рассмотрению химического равновесия и изучению законов, на которых основано его описание. Чтобы продемонстрировать, какую роль играют в химии представления о равновесии, и сделать их более понятными, мы начнем с обсуждения одной из промышленно важных реакций-процесса Габера, применяемого для синтеза аммиака. [c.40]

Возможен вторичный солевой эффект, заключающийся в воздействии добавляемого электролита на концентрацию одного из реагентов. Например, концентрация реагента А" ", существующего в растворе за счет неполной диссоциации молекул АВ по уравнению АВ г А+ + В", понижается при добавлении вещества, распадающегося в растворе с образованием ионов В . Если же реагентом являются нед-иссоциированные молекулы АВ, то их концентрация при этом увеличивается. Изменение концентрации реагента приводит к изменению скорости реакции. [c.299]

Правильность представления о коррозионном процессе как о совокупности электрохимических сопряженных реакций можно проверить, если определить ток саморастворения из поляризационных характеристик соответствующих реакций и сопоставить его с прямыми определениями с по убыли массы металла (гравиметрический метод изучения коррозии), по скорости выделения водорода (волюмометриче-ский метод), по изменению концентрации ионов металла в растворе или другими методами. Для многих систем получено количественное [c.211]

СНзС00Н+Н20 СНзС00-+Нз0+ протекает в обоих направлениях, но скорости прямого и обратного процессов при равновесии одинаковы, так что средняя концентрация ионов и недиссоциированных молекул в растворе остается постоянной. Вызвать в растворе электролита неравновесные явления можно следующими способами 1) изменением концентрации (точнее активности) растворенного вещества в одной части раствора по отношению к другой без изменения химического состава раствора 2) наложением электрического поля, которое вызовет направленное перемещение заряженных частиц 3) изменением состава раствора по отношению к равновесной концентрации возможных для данной системы веществ. [c.60]

Изменение концентраций реагентов не меняет свойств среды и физического состояния частиц реагентов. Это условие часто нарушается для жидкофазных реакций, с участием ионов и полярных молекул. Изменение концентрации реагента, диссоциирующего на ионы, может изменить ионную силу и pH раствора, что отразится на скорости реакции. [c.25]

Из характера реакции сразу же следует, что переход ко все более полярным растворителям должен резко повышать скорость замещения вследствие ускорения соль-ватолитического распада исходной молекулы на ионы. Независимость определяющей скорость реакции медленной стадии диссоциации от концентрации нуклеофила может быть использована для определения характера реакции изменение концентрации Z не должно существенно сказаться на скорости замещения S.vi и будет влиять на скорость замещения 5д-2. Добавление иона X" будет замедлять скорость 5л 1-процесса, смещая равновесие диссоциации влево. Так, при гидролизе алкилхлоридов повышение концентрации ионов С1" тормозит процесс (солевой эффект). Если при переходе от одного радикала R к другому электронодонорные свойства R нарастают, то сольватолитический распад молекулы облегчится, и скорость замещения Saj возрастет. Если же процесс идет по механизму 2, то скорость замещения замедлится, поскольку нуклеофильный заместитель Z встретит в таком случае большее противодействие со стороны группы R. Отрицательный знак реакционной константы р для реакции сольволиза бензгидрилхлоридов дает важную информацию о том, что процесс течет по механизму 5лп, а не 5a 2 [c.192]