Растворимость соли влияние соли с общим ионом

Равновесия в растворах слабо растворимых солей. Растворимость и произведение растворимости (ПР). Влияние общих ионов. Разделение ионов последовательным осаждением. [c.206]

Многие неорганические соединения в небольших количествах необходимы для роста растений, но более высокие их концентрации оказываются токсичными. Типичным примером может служить бор. Многие зерновые культуры и разновидности трав чувствительны к высоким концентрациям бора, в то же время некоторое количество бора может поглощаться этими растениями. Важным фактором является содержание натрия в сточной воде. Высокое отношение содержания натрия к содержанию многовалентных катионов оказывает неблагоприятное влияние на растения и грунт. Растениям трудно получать воду из раствора с повышенным содержанием солей, и если натриево-адсорбционное отношение слишком высоко, то грунтовая структура теряет пористость. Засоленность почвы представляет собой более серьезную проблему для ирригации в засушливых районах, где быстрое испарение приводит к увеличению концентрации солей. В северных районах с более влажным климатом накопление солей не может оказаться таким критическим фактором для выращивания фуражных культур. Концентрация растворенных минеральных примесей в воде может оказаться существенным фактором и в том случае, если предполагается прямое повторное использование восстановленной воды. Наиболее распространенными растворимыми солями являются сульфаты и хлориды натрия, калия, магния и кальция. Хотя некоторые из них задерживаются в грунте при ионном обмене, общее содержание растворенных веществ в очищенной воде может быть таким же, как и в исходной сточной воде. Бор, селен и нитрат не задерживаются грунтами и проходят вместе с потоком воды через толщу груита, если они уже прошли через растительную и микробиальную зоны. [c.398]

Равновесие между твердой солью и ее ионами в растворе является одним из примеров гетерогенных равновесий. Константа такого равновесия, называемая произведением растворимости, ПР, позволяет количественно судить о степени растворимости соли. Добавление к раствору иона, участвующего в равновесии растворения, приводит к уменьшению растворимости соли. Это явление служит еще одним примером влияния общего иона. [c.136]

Однако иногда растворимость того или иного вещества существенно изменяется в присутствии другого растворенного вещества. Так, иод значительно лучше растворим в растворе, содержащем ион иода, чем в чистой воде, а перхлорат калия намного хуже растворим в растворе, содержащем любую другую калиевую соль или другой перхлорат, чем в чистой воде. Повышенная растворимость иода обусловлена образованием комплекса — трииодид-иона I (этот эффект обсуждается в гл. 19). Иное явление — понижение растворимости одной соли под влиянием другой, обладающей общим ионом,— является предметом последующего обсуждения. [c.403]

Метод изменения растворимости соли под влиянием общих ионов часто используется для растворов сульфид-иона 8 , поскольку многие металлы образуют нерастворимые сульфиды, а концентрацией сульфид-иона в растворе можно управлять, изменяя pH раствора. [c.254]

Опыт 132. Влияние общего иона на растворимость соли [c.81]

Во многих случаях растворимость вещества значительно не изменяется при добавлении к раствору других соединений (в небольших концентрациях). Так, неэлектролит (недиссоциирующее вещество), подобный сахару или иоду, как правило, незначительно влияет на растворимость соли в воде, а соль, подобная нитрату патрия, оказывает небольшое влияние на растворимость иода в воде. Точно также присутствие соли, не имеющей общего иона с солью, растворимость которой рассматривается, оказывает лишь довольно небольшое влияние на растворимость последней, обычно несколько повышая ее такое небольшое повышение является следствием электростатического взаимодействия ионов в растворе, понижающего до некоторой степени их активность, как об этом говорилось в разделе 10 гл. XVI. [c.375]

Влияние примесей на кинетику кристаллизации азотнокислого бария описано в работах [18, 19]. Добавки неорганических веществ, имеющих с Ba(N0g)2 общий ион, ускоряют образование осадка главным образом в результате понижения растворимости кристаллизуемой соли. Органические нримеси уменьшают скорость кристаллизации и способствуют увеличению продолжительности периодов индукции. Эффективность влияния таких примесей связана со скоростью кристаллизации нитрата бария. С повышением скорости осаждения влияние ослабевает, потому что механизм действия органических примесей зачастую связан с адсорбционными явлениями. Замедлять кристаллизацию нитрата бария могут и неорганические добавки, если они увеличивают его растворимость. [c.241]

Степень минерализации пластовых вод существенно влияет на характер и скорость коррозии газопромыслового оборудования. Следует отметить, что это влияние неоднозначно. На завершающей стадии разработки газового месторождения пластовая вода попадает в скважины в постоянно возрастающем количестве. В ней растворены минеральные соли Ма, К, С1, Вг и других металлов. С одной стороны, диссоциированные соли увеличивают электропроводность воды, что, естественно, облегчает процессы электрохимической коррозии. Соли Са и Mg (соли жесткости) могут осаждаться на стенках оборудования, разрыхляя пленку продуктов коррозии. Кроме того, соли, содержащие ионы С1, способствуют изменению характера общей коррозии от равномерной к местной, связанной с питтинго-образованием. С другой стороны, значительное увеличение минерализации приводит к уменьшению растворимости газов в воде и, соответственно, к общему снижению ее коррозионной активности [146]. [c.219]

Количественно определять влияние добавляемого общего иона на растворимость плохо растворимой соли. [c.137]

Возможность весового определения кадмия в виде диэтил-дитиофосфата в присутствии цинка, алюминия и большого числа других элементов представляет практический интерес и вызывает необходимость детального изучения растворимости названного соединения и определения величины произведения активности. На величину растворимости осадков наряду с одноименными ионами оказывают влияние электролиты, не имеюш,ие общего с осадком иона. Мы определили растворимость диэтилдитиофосфата кадмия в воде в присутствии переменных количеств нитрата калия, нитрата кальция и никелевой соли диэтилдитиофосфорной кислоты методом меченых атомов. Полученные данные позволили нам вычислить произведение активности соли. [c.59]

Совершенно не объясняется теорией Аррениуса также наблюдаемое на практике сильное влияние одних электролитов на растворимость других, не имеющих с первыми общих ионов. Это влияние распространяется и на другие свойства, образуя широкий класс явлений, получивший название действие нейтральны< солей. [c.380]

Обычно влияние одной соли на растворимость другой с общим ионом сводится к понижению растворимости. Однако влияние может быть и обратным в некоторых случаях присутствие второй соли с общим ионом не понижает, а повышает растворимость первой. [c.281]

Существенный вклад в теорию, способствующий выяснению причин специфического влияния различных ионов на коэффициенты активности других электролитов, был сделан Бренстедом [48] до появления теории Дебая и Гюккеля. Па основе его исследований растворимости высоковалентных соединений кобальта в растворах различных солей была создана так называемая теория специфического взаимодействия ионов . Основной постулат теории Бренстеда сводится к тому, что в разбавленных растворах солей с постоянной общей концентрацие различные ионы подвергаются одинаковому воздействию со стороны ионов того же знака . Специфическое электростатическое взаимодействие между ионами в разбавленных растворах возникает лишь тогда, когда ионы противоположного заряда приближаются друг к другу настолько, что может проявиться это специфическое влияние. Кроме эффекта взаимодействия ионов, Бренстед учитывал также явление высаливания , т. е. влияние растворителя. Так как большинство исследований, подтверждающих теорию специфического взаимодействия ионов, было выполнено со смесями двух электролитов, то эта теория будет подробно рассмотрена в гл. XIV, посвященной свойствам таких смесей. [c.365]

Последующие работы показали, что произведение растворимости ионов не всегда остается постоянным, как этого требует теория. По правилу Нернста электролиты с одноименным ионом должны понижать растворимость малорастворимой соли, а электролиты, не имеющие однои.менного иона, не должны оказывать никакого влияния на эту величину. Многочисленные исследования [2—7], из которых мы приводим незначительную часть, показали, что таких простых случаев мало. Электролиты, не имеющие общего иона, обычно повышают растворимость малорастворимой соли, и в большинстве случаев растворимость зависит от концентрации раствора, причем кривая растворимости малорастворимой соли иногда имеет максимум или минимум [3—6]. С точки зрения теории Нернста, эти явления были совершенно не понятны. Положение изменилось с появлением термодинамики реальных систем Льюиса [8—10]. По Льюису постоянна не растворимость насыщающей раствор соли, а ее активность. Растворимость же и коэффициент активности зависят от концентрации раствора или, вернее, от его ионной силы [c.55]

На величину растворимости трудно растворимых солей оказывают влияние не только электролиты, имеющие с ними общие ионы. Так, растворимость некоторых трудно растворимых солей повышается в присутствии других солей, не имеющих с ними общих ионов. [c.148]

Согласно теории Аррениуса, а также и более новым теориям, все электролиты, присутствуя в растворе, увеличивают растворимость тех солей, с которыми у них нет общих ионов. Это относится и к кислотам. Сильные кислоты будут поэтому увеличивать растворимость солей других сильных кислот. Но это действие так незначительно по сравнению с влиянием сильных кислот на соли слабых кислот, о чем мы будем говорить дальше, что мы им можем пренебречь. (См., однако, дополнение редактора на стр. 62—65). [c.58]

Настоящая работа, являющаяся продолжением нашего первого сообщения [6], посвящена термодинамике смешанных растворов трех солей с общим ионом, подчиняющихся правилу Здановского, методам вычисления активности электролитов и растворимости солей и в смешанных растворах, а также влиянию индивидуальности ионов на аддитивность свойств растворов. [c.331]

Итак, добавление хорошо растворимого сильного элек- , тролита к насыщенному раствору малорастворимой соли с общим для них ионов дёйствует двояко. С одной стороны, увеличение концентрации общего иона влечет за собой уменьшение растворимости малорастворимой соли, а с другой стороны, вследствие увеличения ионной силы раствора растворимость несколько увеличивается. Изменение некоторого свойства под влиянием изменения ионной силы получило название солевого эффекта. [c.211]

Представление о форме изотермы растворимости в системе, образованной водой и двумя солями с общим ионом, можно получить и другим путем (не через пространственную диаграмму). Возьмем при данной температуре насыщенный раствор соли АХ с избытком соли на дне определим его растворимость и отложим ее значение на стороне Н2О—АХ треугольника Гиббса — Розебома. Сохраняя температуру постоянной, будем прибавлять к нашему раствору соль АУ небольшими порциями. Каждая порция соли АУ будет растворяться, но при этом вследствие влияния па растворимость соли с общим ионом концентрация соли АХ будет изменяться. Нанесем полученные значения концентраций на треугольную диаграмму обычным способом проще всего это сделать, приняв сторону треугольника Н2О—АХ за ось абсцисс, а сторону Н2О—АУ — за ось ординат косоугольной системы координат с углом 60° (так как треугольник Гиббса—Розебома — равносто- [c.278]

Диаграмма Схрейнемакерса дает непосредственное представление о влиянии одной соли на растворимость другой, нри этом под растворимостью понимается концентрация, выраженная отношением. Если бы соли с общими ионами не влияли взаимно на растворимость, то изотерма растворимости, по Схрейнемакерсу, представляла бы собой совокупность двух прямых ЪЕу, сЕу (рис. ХХП.4), параллельных координатным осям в самом деле, положение всех точек, соответствующих растворам, насыщенным солью АХ, на [c.280]

Неорганические примеси, имеющие общий ион с основной солью, в данном случае увеличивают и абсолютное, и относительное предельное пересыщение растворов азотнокислого калия. В присутствии NaNOg при его концентрации около 3 г-экв./д абсолютное предельное пересыщение возрастает примерно в 2 раза, а относительное — в 4. Изменение происходит более резко. Влияние этой примеси, как видим, главным образом связано с ее высаливающим действием. Растворимость азотнокислого калия в ее присутствии понижается, в то время как величина предельной концентрации изменяется сравнительно мало. Не имеющая общего иона с KNO3 примесь хлористого натрия несколько повы- [c.58]

Формула для произведеиия растворимости показывает, что растворимость данной соли в растворе, содержащем ионы хлора или ионы свинца, значительно меньше, чем растворимость той же соли в чистой воде. Это-влияние общего иона имеет очень большое значение в количественном анализе. Более подробно произведение растворимости и его использование рассмотрено в гл. ХХИ. [c.345]

Влияние общего иона может быть очень большим в случае почти нерастворимых солей. Так, Кпр Для хлорида серебра равно 1,7-10 и соответственно растворимость Ag l в чистой воде равна корню квадратному из этого числа, т. е. 1,3-10 М. В 0,1 М растворе Na l растворимость составляет только 1,7 10 М, что равно лишь /ю ооо Доле приведенной выше величины. Отсюда видно, что влияние общего иона можно использовать для полного удаления из раствора ионов серебра (если пе считать следов этих ионов) путем повышения концентрации хлорид-иона. [c.376]

Закон произведения активностей объясняет также влияние добавок посторонних солей, не имеющих с осадком общих ионов. Добавка посторонних солей повышает растворимость труднорастворимой соли. Это объясняется увеличением ионной силы раствора и уменьшением коэффициента активности. И. В. Тананаев и И. В. Мизецкая установили, что в присутствии посторонних солей в концентрациях, больших Ю моль л, растворимость [c.357]

Согласно правилу произведения растворимости, растворимость соли не должна зависеть от добавления другой соли, не имеющей общих ионов с первой. Однако это не так. На рис. II. 7 приведена зависимость растворимости иодата серебра от концентрации добавленных в раствор иодата и нитрата калия. Как и следовало ожидать, растворимость AgI0з существенно уменьшается при увеличении концентрации КЮз. Однако растворимость AgIOз в растворах КНОз возрастает, а не остается постоянной при повышении Скко,- Это увеличение растворимости — результат влияния межионных сил, возникающих при добавлении в раствор посторонних ионов и действующих даже в отсутствие химической реакции между ионами нитрата калия и иодата серебра. [c.49]

Перхлорат калия при О °С имеет растворимость в воде, равную 7,5 г/л. Концентрации ионов К+] и [ IO4] равны, следовательно, 7,5/138,56 = = 0,054 М и Кпр = 0,054 = 29,0-10 моль /л. Этим значением можно пользоваться при расчете растворимости перхлората калия в растворе другой соли калия или другого перхлората. Растворимость перхлората калия в такого рода растворе меньше, чем в чистой воде это объясняется действием иона (К+ или lOi), уже присутствующего в данном растворе. Принято говорить, что такое понижение растворимости является результатом влияния общего иона. [c.403]

Закон ионной силы. Одно из требований, предъявляемая к новой теории электролитов, состоит в объяснении влияния посторонних солей на растворимость данного электролита (это влияние получило в науке неудачное наименование действия нейтральных солей ). Для коэфициента активности некоторого электролита в присутствии других электролитов, — безразлично, имеют ли они общие ионы с данным или нет, — имеет место следующий закон ионной силы, эмпирически найденный Льюисом и Рендалем (1921), teopeTH4e Koe обоснование которого следует ниже [c.318]

Различные закономерности изменения растворимости рассмотрены в [5355—5401]. Сюда входят растворимость в водносолевых [5362—5391], в солевых [5392—5395] и других [5396—5401] системах. Упомянем работы [5377, 5378] о растворимости соли в присутствии двух других солей с общим ионом, о влиянии природы компонентов на вид кривых изотермической растворимости в тройных водных растворах электролитов [5384], о температурном коэффициен- [c.49]

Окрашенные комплексы с анионами слабых кислот. Когда в качестве реактива используют слабые органические кислоты НК (салициловая кислота, ализарин, диметилглиоксим и др.), изменение pH раствора оказывает довольно сильное, хотя внешне и мало заметное влияние. Полнота связывания иона М в окрашенное соединение МК зависит от концентрации в растворе анионов реактива К концентрация же анионов К зависит, в свою очередь, от концентрации Н в растворе. В кислых растворах концентрация бывает невелика, так как равновесие диссоциации слабой кислоты сильно смещено в сторону образования недиссоциированной (кислотной) формы реактива. Увеличить концентрацию путем повышения общей концентрации реактива не всегда удается, так как слабые органические кислоты часто имеют ограниченную растворимость. В этом слзп1ае концентрацию увеличивают повышением pH раствора, которое смещает равновесие диссоциации реактива НК Н+ 4- К в сторону образования К (ионы водорода связываются гидроксильными ионами). Таким образом, реакцию образования окрашенных соединений ионов металлов с анионами слабых органических кислот следует проводить по возможности в щелочных средах. Однако уменьшение концентрации Н+ следует осуществлять очень осторожно, так как при повышении pH раствора может происходить образование основных солей или гидроокисей определяемых металлов кроме того, при изменении pH раствора может изменяться состав окрашенного соединения вследствие ступенчатости комплексообразо-вания. [c.9]

Велико и неоднозначно влияние на процессы коррозии газопромыслового оборудования минерализации воды. Соли, которые попадают в скважины и наземное газопромысловое оборудование вместе с пластовой водой, способны заметно изменить как скорость, так и характер коррозионных процессов. Пластовая вода попадает в скважинь в постоянно возрастающем количестве на завершающей стадии разработки газового месторождения. В ней растворены минеральные соли ионного состава Ма, К, С1, Вг и др. С одной стороны, диссоциированные соли увеличивают электропроводность электролита, что естественно облегчает процессы электрохимической коррозии. Соли жесткости (Са, Mg) могут также осаждаться на стенках оборудования, разрыхляя пленку продуктов коррозии. Кроме того, соли, содержащие ионы С1, могут менять характер общей коррозии от равномерной к местной, связанной с питтингообра-зованием. Но, с другой стороны, следует иметь в виду, что значительное увеличение минерализации приводит к уменьшению растворимости газов (в том числе и агрессивных) в воде и соответственно к снижению ее общей коррозионной агрессивности. Все это полностью подтверждается многолетней практикой эксплуатации оборудования на всех месторождениях природного газа, содержащего в своем составе кислые компоненты [54]. [c.16]

Равновесные концентрации ионов могут быть рассчитаны, если известна концентрация титруемого раствора, количество добавленного титранта и значения констант диссоциации. Когда в основу определения положено кислотно-основное взаимодействие, химические равновесия характеризуются константами диссоциации кислот, оснований, амфоли-тов, а в неводных растворах также константами диссоциации солей. Если в процессе титрования образуются малорастворимые осадки или комплексные ионы, состояние равновесий обусловливается значениями произведений растворимости осадков и констант нестойкости комплексов. При использовании реакций окисления — восстановления равновесия зависят от окислительно-восстановительных потенциалов и т. д. В ряде случаев существенное влияние в общей системе равновесий оказывает константа автопротолиза растворителя. [c.98]