Концентрация ионов водорода гидроксония

Величины констант диссоциации служат мерой спб-собности кислот и оснований к ионизации, т. е. являются мерой силы кислот и оснований. Чем больше К, тем больше концентрация ионов водорода (гидроксония) или гидроксила в растворе. [c.8]

В настоящее время такое уравнение не может служить для надежных расчетов концентраций ионов водорода в растворах сильных электролитов и для расчета их активностей. Молекулы сильной кислоты полностью диссоциированы на катион гидроксония и анион кислотного остатка. Отсюда ясно, что единица pH, введенная Зеренсеном, не имеет прямого отношения ни к концентрации, ни к активности водородных ионов. Однако она случайно почти совпадает с современными практическими шкалами pH. [c.503]

Растворение кислот Льюиса в ионизирующих растворителях (например, в Н2О) приводит к росту концентрации ионов водорода (катионов гидроксония) [c.15]

Для каждого вида растений на каждой стадии развития наиболее благоприятные условия жизни создаются при определенном составе почвенного раствора. Особое значение при этом имеет реакция раствора. В природе и технике часто ничтожные величины играют очень большую роль. К таки 1 величинам относится концентрация ионов водорода (гидроксония) в почвенных растворах. [c.79]

Определяя концентрацию ионов водорода (гидроксония) в растворе, составляют цепь из водородного и каломельного электродов (рис. 87). Водородным электродом pH можно определить с точностью 0,01. По водородному электроду могут быть калиброваны все другие электроды и буферные растворы. Водородный электрод воспроизводит результаты в интервале pH 0,1 —14. Он свободен от солевых ошибок. [c.497]

При катализе концентрированными растворами кислот так же,, как и в разбавленных растворах, происходит перенос протона к реагирующему веществу, однако в этом случае скорость необходимо сопоставлять не с концентрацией ионов водорода (гидроксония), а с их активностью. [c.79]

Таким образом, нейтральный раствор содержит ионы водорода (ионы гидроксония) и ионы гидроксила в равной концентрации (1,00-10 ). Слабокислый раствор, содержащий в десять раз больше ионов водорода (концентрация 10 , pH 6), содержит также и некоторое количество ионов гидроксила, в десять раз меньше, чем в нейтральном растворе. Раствор, содержащий в 100 раз больше ионов водорода, чем нейтральный раствор (концентрация 10 , pH 5), содержит еще меньше ионов гидроксила — сотую часть их количества в нейтральном растворе подобные рассуждения можно продолжить. Раствор, содержащий 1 моль сильной кислоты в 1 л, имеет концентрацию ионов водорода 1 и pH 0 такой сильнокислый раствор содержит также некоторое количество ионов гидроксила, концентрация которых составляет 1 10- Хотя числовое значение концентрации и представляется очень малым, действительное число ионов в макроскопическом объеме оказывается все же очень большим. Число Авогадро равно 0,602-10 и, следовательно, концентрация 10 моль-л означает, что в 1 л содержится 0,602-10 ° ионов, а в 1 мл 0,602-10 ионов. [c.335]

В результате гидролиза коагулянтов в растворе накапливаются гидратированные ионы водорода — ионы гидроксония Н3О+, что придает дисперсионной среде кислую реакцию. Концентрацию ионов водорода можно определить из уравнения [c.26]

При обсуждении величины pH раствора использовалось выражение ион водорода с изображением его символом Н+. Однако таких ионов в растворе нет в связи с их гидратацией. В водном растворе протон прочно гидратируется молекулой воды с образованием иона гидроксония Н3О+. Ионы гидроксония и гидроксид-ионы гидратированы несколькими. молекулами воды, но связь их с центральными ионами Н3О+ или ОН менее прочная, поэтому обычно ионы Н ,0+ и ОН не записывают в гидратированной форме. Правильнее в ионных реакциях писать ионы водорода в виде И3О+. Для простоты здесь эта форма ие используется, к тому же это совершенно не сказывается на результатах расчетов концентраций иоиов и pH растворов. [c.299]

Для изготовления стеклянного электрода применяют специальное стекло, содержащее 72% ЗЮг, 6—8% СаО, 20—22% МагО. Потенциал стеклянного электрода меняется линейно в зависимости от изменения величины pH. Стеклянный электрод непригоден для растворов с pH <1 (очень кислых) и pH > 9 (сильнощелочных). В щелочных растворах потенциал зависит от природы катиона, а в сильнокислых — от природы аниона. Механизм действия стеклянного электрода выяснен Б. П. Никольским в 1951 г. Между поверхностью мембраны стеклянного электрода и раствором, в который он погружен, происходит обмен ионами водорода (гидроксония) и ионами натрия (из стекла). Положение равновесия ионного обмена определяется концентрацией ионов водорода и натрия в растворе и стекле. В кислых и слабощелочных растворах равновесие сдвинуто в сторону почти полного замещения в стекле ионов натрия на ионы водорода. В этих условиях стеклянный электрод работает как водородный электрод. В сильнощелочных растворах, наоборот, равновесие сдвинуто в сторону почти полного замещения в стекле ионов водорода на ионы натрия. Тогда стеклянный электрод работает как натриевый металлический электрод. [c.604]

Так как концентрация ионов гидроксония в чистой воде равна концентрации ионов водорода, то можно писать уравнение диссоциации в более простой, но более удобной для расчетов форме [c.274]

Активная кислотность равна концентрации свободных ионов гидроксония Н3О+ и непосредственно связана с величиной pH раствора, так как pH равен отрицательному логарифму активной концентрации ионов водорода [c.161]

Процесс углекислотной коррозии протекает с водородной деполяризацией, причем этот процесс осуществляется ионами гидроксония из объема раствора и ионами водорода, выделяющимися из угольной кислоты. При низких давлениях СО2 ввиду малой концентрации растворенной углекислоты и большой подвижности ионов гидроксония деполяризация углекислотной коррозии, вероятно, осуществляется ионами гидроксония из водного раствора. При высоких давлениях СО2 концентрация углекислоты в воде значительно возрастает и в коррозионном процессе преобладает деполяризация ионами водорода из адсорбированной кислоты. [c.32]

Водные растворы многих солей обнаруживают кислую или щелочную реакцию. Как известно, кислотность или щелочность в водной среде зависит от избытка в растворе ионов водорода (гидроксония) или гидроксила, тогда как в нейтральной среде концентрации этих ионов равны друг другу (10- г-ион 1л). Наличие в растворе соли избытка одного из этих ионов объясняется протолитической реакцией ионов соли с молекулами или ионами воды. Такая реакция называется гидролизом, например [c.121]

Помимо гидролиза моноэфиров и амидов кислот фосфора в кислых средах, довольно подробно изучался также гидролиз галоидангидридов кислот фосфора [95, 117, 163, 253, 254]. Как уже отмечалось ранее при рассмотрении зависимости скорости гидролиза ДФФ и зарина от pH (см. рис. 22 на стр. 548), скорость гидролиза этих соединений в кислых средах, как правило, прямо пропорциональна концентрации ионов водорода. Так, например, скорость гидролиза зарина при pH ниже 4,0 увеличивается примерно в 10 раз при уменьшении pH на единицу [254]. Исследование механизма этих реакций привело к предположению, что пуш-пульный механизм [300] в данном случае, по-видимому, заключается в сопряженной нуклеофильной атаке молекулой воды атома фосфора с образованием водородной связи между атомом фтора и кислотой (ионом гидроксония), и переходное состояние может быть изображено схемой [163] [c.559]

Методы определения концентрации ионов водорода. Ввиду того что определение концентрации ионов водорода (концентрации ионов гидроксония) имеет для различных целей совершенно исключительное значение, здесь будут коротко рассмотрены наиболее важные из этих методов. Все описываемые методы позволяют определить .кажущуюся концентрацию ионов водорода, а не истинную, поскольку истинная отличается от кажущейся . Согласно сказанному на стр. 83 и далее, числовые значения, получаемые для кажущейся концентрации, часто зависят от метода, которым они были получены. [c.92]

Методы 1—3 указывают активность ионов водорода (точнее иона гидроксония). Таким образом, они применимы к любым водным растворам. Напротив, найденные по методам 4 и 5 кажущиеся концентрации ионов водорода нельзя просто отождествлять с активностями. Однако в очень разбавленных растворах или в растворах, не содержащих сильных электролитов, отклонения столь малы, что ими практически можно пренебречь. [c.92]

Перешедшие в раствор ионы остаются связанными с молекулами воды и образуют гидраты ионов. Иначе говоря, в результате диссоциации образуются не свободные ионы, а соединения ионов с молекулами растворителя. В общем случае любого растворителя эти соединения называются сольватами ионов. Но в уравнениях диссоциации обычно пишут формулы ионов, а не их гидратов или сольватов, тем более что число молекул растворителя, связанных с ионами, изменяется в зависимости от концентрации раствора и других условий. Однако, поскольку всегда образуется моногидрат иона водорода — ион гидроксония Н3О+, рекомендуется все же указывать его формулу, а не изолированного иона водорода. Тем более, что с образованием и разрушением иона гидроксония связана исключительно высокая подвижность иона водорода в водных средах, а значит, и его влияние на разнообразные химические реакции. Как нам известно из главы 4, для воды характерен некоторый дальний порядок в жидком состоянии за счет наличия между ее молекулами водородных связей. Ион гидроксония из-за своего более поляризованного, чем в молекуле воды, атома водорода участвует в образовании водородной связи, присоединяясь к одной из молекул воды [c.235]

Зависит ли перенапряжение водорода от концентрации ионов гидроксония в очень разбавленных водных растворах НС1 [c.249]

Раньше всех начали применять кислотно-основные индикаторы, или рН-индикаторы, в методах нейтрализации (ацидиметрия, алкалиметрия, галометрия). Это синтетические или природные соединения (наиример, лакмус), обладающие свойствами красителей и характеризуемые как слабые кислоты или слабые основания. Они специфически реагируют на изменение концентрации ионов водорода (гидроксония ОН 1,) или ионов гидроксила. Показатель титрования для них рТ = — 1ё1Н+1, где 1Н+1 обозначает концентрацию ионов водорода, при которой наблюдается середина интервала изменения окраски индикатора (в конце титрования). У мети ювого оранжевого рГ 4, фенолфталеина р79, у бромтимолового синего рГ . Слабые кислоты рекомендуется титровать, используя индикаторы, меняющие цвет в слабощелочном растворе, слабые основания — с индикаторами, меняющими окраску в слабокислом растворе. Величина р7 указывает pH, при котором данный индикатор наиболее пригоден. Окраска в титруемых растворах зависит от степени диссоциации молекул индикатора Н1п(1 —> Н + 1п(1 [c.332]

Разность потенциалов на водородном электроде (между электродом и раствором) зависит от давления газообразного водорода и от активности катионов гидроксония. Таким образом, потенциал платиновой пластинки, покрытой губчатой платиной и насыщенной водородом, зависит от концентрации ионов Н+ в окружающем растворе. [c.496]

При достаточно значительных катодных потенциалах возможен разряд ионов гидроксония и подщелачивание электролита у электрода. Поскольку концентрация адсорбированного водорода в реакции разряда [c.112]

Концентрация иона гидроксония (иона водорода) [c.332]

На редокспроцессы влияют 1) концентрация ионов водорода (гидроксония ОН ) 2) комплексообразование 3) ионная среда раствора 4) образование осадка 5) экстракция некоторых компонентов реакции. Если в редокспроцессе участвуют ионы водорода, то их концентрация входит в уравнение В. Нернста [c.111]

Катодный и анодный процессы очень чувствительны к концентрации ионов водорода, которая должна соответствовать pH 2,8—5,8. На катоде одновременно с никелем всегда выделяется водород. С уменьшением значения pH в объеме раствора (рНо) выход по току никеля падает, при повышенных значениях рНо — составляет 95—96 7о- Из-за диффузионных ограничений по ионам гидроксония значение pH в прикатодном слое (рН ) выше, чем рНо, и может достигать таких значений, при которых образуются гидроксиды и основные соли никеля. Последние включаются в катодный осадок и ухудшают его качество. Для поддержания постоянства pH и предотвращения образования гидроксида никеля в прикатодном слое в электролит никелирования вводят добавки, сообщающие ему буферные свойства, например борную кислоту. Более эффективными буферными добавками являются некоторые насыщенные дикарбоновые кислоты, такие, как янтарная кислота (СН2)г(СООН)2 или ацетат никеля N1 (СНзС00)2-4Н20. [c.38]

Величину А а называют константой ионизации кислоты (индекс а — от английского a id — кислота), в числителе обычно указывают не концентрацию катионов гидроксония, а концентрацию ионов водорода. [c.18]

Таким образом, потенциал электрода, который исходно определяется ионами гидроксония, в щелочных растворах становится чувствительным к ионам натрия. Почти полвека назад Никольский показал, что это явление можно объяснить ионсобменпыми свойствами стекол. В водных растворах поверхностный слой стекла гидратируется, и в кислых, нейтральных и слабощелочных растворах ионы водорода замещают ионы натрия на поверхности стекла. В результате разность потенциалов на границе раздела стекло/раствор определяется концентрацией ионов водорода. При больших pH активность ионов гидроксония в растворе понижается до такой степени, что ионы водорода в стекле замещаются ионами натрия. [c.196]

Ион водорода (ион гидроксония). Когда говорят о ионе водорода в водном растворе, то под этим всегда следует понимать гидратированный ион водорода, т. е. ион гидроксония [НдО] и соответственно [Н904] . Из всех электролитических ионов он имеет наибольшее значение. Многочисленные процессы, протекающие в водных растворах, в сильной степени зависят от концентрации в них ионов водорода (точнее ионов гидроксония). Многие процессы каталитически ускоряются ионами водорода (ионами гидроксония), например омыление эфира, инверсия тростникового сахара. Некоторые же реакции ионы водорода замедляют (например, упоминавшаяся ранее реакция разложения перекиси водорода). Особенно сильно зависят от концентрации ионов водорода процессы в живых организмах. Ничтожные изменения концентрации ионов водорода жидкостей, входящих в состав живых организмов, в очень сильной степени влияют на функцию ферментов, содержащихся в них. Поэтому в биологии приобрело большое значение определение концентрации ионов водорода. Ионы водорода осаждают многие коллоидные вещества. Это имеет значение также в аналитической химии так, существует правило, что осаждение веществ, легко образующих коллоидные растворы, следует производить по возможности из кислых растворов. [c.91]

Адсорбция представляет собой сорбционный процесс, при котором сорбируемые вещества находятся на границе раздела двух фаз. При положительной адсорбции их концентрация на границе раздела больше, чем в окружающей среде при отрицательной адсорбции концентрация меньше, чем в окружающей среде. Если поглощение сорбируемого вещества происходит по всему объему сорбента, то говорят об абсорбции в отличие от адсорбции. При ионообменной сорбции ионы, удерживаемые электростатическими силами у функциональных групп ионита, вытесняются обменивающимися ионами, например ион водорода (гидроксония) обменивается на катионы натрия или др. [c.19]

Если концентрация соли ВА в растворе равна нулю, то катионит можно также титровать щелочью. Это в том случае, когда зерна катионита помещены в дистиллированную воду. Характер кривой титрования при этом другой, чем при титровании в растворе соли. В этом случае гидроксил-ион практически количественно нейтрализуется ионами водорода (гидроксония), выходящими из зерен катионита, а ионы В+ из раствора переходят в зерна катионита. Когда этот процесс заканчивается, электропроводность раствора резко возрастает, так как в растворе появляется избыток гидрокоил-ионов. Наиболее полную качественную характеристику функциональных групп, присутствующих в ионите, дает определение кривых потенциометрического титрования. [c.144]

Водородный показатель. Постоянство ионного ироизведения воды позволяет вычислять концентрацию гидроксид-ионов ио величине концентрации ионов гидроксония и наоборот. Очевидно, что в чистой воде концентрации ионов 0Н+ и ОН одинаковы и равны 10- моль/л. В кислых растворах концентрация ионов ОН+ больще 10 , а ОН--—меньше моль/л. В щелочных растворах, наоборот, [ОН ]<10 , а [0Н-]> Ю моль/л. Соотношением этих концентраций и характеризуется кислотность и щелочность различных водных растворов. Однако поскольку неудобно применять числа с отрицательными показателями степени, для характеристики кислотности и щелочности водных сред используется не само значение концентрации иоиов гидроксония (для простоты нх обычно называют ионами водорода), а его десятичный логарифм, взятый с обратным знаком. Эта величина получила название водородного показателя и обозначается pH. Таким образом, [c.178]

Аномальный механизм перемещения ионов гидроксония и гидроксила подтверждают их кинетические числа гидратации (Б. П. Константинов, В. П. Трошин). Эти числа в разбавленных растворах кислот и щелочей (d моль/л) существенно меньше единицы, т. е. ионы водорода и гидроксила практически не переносят воду при своем движении, что является непосредственным следствием эстафетного механизма электропроводности несмотря на то, что статические методы указывают на значительную гидратацию этих ионов. В более концентрированных растворах кислот доля протонов, перемещающихся аномальным путем, уменьшается и возрастает перенос тока непосредственно ионами Н3О+. Доля аномального механизма переноса ионов ОН- увеличивается в растворах с более гидратированными катионами, например в растворах LiOH по сравнению с растворами КОН. По-видимому, при высоких концентрациях щелочи перескоки протонов происходят преимущественно через молекулы воды, входящие в гидратную оболочку катионов щелочных металлов. [c.76]

При этом в растворе появляются ионы водорода Н , существующие и форме ионов гидроксония (синонимы ионы оксония, гидрония) НзО или даже в равновесии с формами НзО -НгО, Нз0 -2Н20, концентрация которых намного меньше концентрации НзС . Для выражения активности этих ионов используют величину pH, равную [c.67]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология