Ионные реакции в растворах

В третьем способе изменение состава раствора нарушает ионное равновесие и вызывает химическую реакцию, в ходе которой происходит восстановление ионного равновесия. Ионные реакции в растворах электролитов представляют собой частный случай гомогенных химических реакций и изучаются в основном химической кинетикой. Отличительной особенностью многих из них является большая скорость по сравнению с другими процессами в растворах. Некоторые из ионных реакций, например ассоциация аниона кислотного остатка и иона гидроксония, идут без энергии активации и характеризуются константами скорости порядка 10 л/моль-с. [c.53]

Кинетика ионных реакций в растворах [c.601]

ВЛИЯНИЕ СРЕДЫ НА КИНЕТИКУ ИОННЫХ РЕАКЦИЙ В РАСТВОРАХ [c.261]

В каком случае константа скорости ионной реакции в растворе fep больше константы скорости соответствующей реакции в газовой фазе Ar [c.76]

Теория растворов, ионные реакции в растворах и их значение для аналитической химии [c.46]

НЕКОТОРЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ИОННЫХ РЕАКЦИЙ В РАСТВОРАХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ [c.79]

У.8. Некоторые закономерности ионных реакций в растворах электролитов [c.88]

Большое число реакций в газах, растворах, на границах раздела (металл — раствор, раствор — раствор и др.) протекает при участии ионов. К ним относятся плазмохимические и электрохимические процессы, различные ионные реакции в растворах, процессы ионного обмена, экстракции и т. п. [c.198]

Существенный интерес представляет нахождение изменения указанных характеристик для ионных реакций в растворах. Расчетная формула в этом случае имеет вид [c.248]

Уравнения ионных реакций. В растворах электролитов направление реакций определяется следующим правилом ионные реакции протекают в сторону образования труднорастворимых веществ (осадков), легколетучих веществ (газов), слабых электролитов и комплексных ионов. Уравнения реакций в таких случаях рекомендуется записывать в молекулярно-ионной форме, которая позволяет лучше понять сущность протекающих процессов. В молекулярно-ионных уравнениях растворимые сильные электролиты пишутся в виде ионов, а слабые электролиты и труднорастворимые вещества — в виде молекул. [c.123]

ИОННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ [c.186]

Наиболее общим случаем реакций нейтрализации является взаимодействие кислот и оснований, различающихся ио силе, когда реакция не доходит до конца в силу протекания обратной реакции — гидролиза образующейся соли. Если соль образована сильной кислотой и сильным основанием [реакция (1)], гидролиз ее не протекает, так как в системе присутствуют три сильных электролита и лишь один слабый (вода). Поэтому согласно принципу смещения равновесия применительно к ионным реакциям в растворе эта реакция целиком смещена вправо. В реакциях (2), (3) и (4) гидролиз протекает в заметной степени, и реакция нейтрализации обратима, поскольку слабые электролиты присутствуют и в левой и в правой частях уравнения реакции. Таким образом, причина гидролиза заключается не только в участии в реакции слабой кислоты или основания, но и в диссоциации самой воды. Сущность гидролиза с этой точки зрения состоит в том, что катион соли (слабое основание) либо ее анион (слабая кислота) преимущественно связывает соответственно ионы ОН и [c.273]

Окислительно-восстановительные реакции. Ионные реакции в растворах можно подразделить на два типа. Реакции первого типа, примеры которых были рассмотрены, не связаны с изменением заряда ионов и представляют собой ионно-обменные взаимодействия. Ко второму относятся реакции, в ходе которых заряды ионов изменяются, что обусловлено передачей электронов от одного иона к другому. Так, при взаимодействии [c.280]

Скорости ионных реакций в растворе обычно весьма значительны, и поэтому кинетику суммарного процесса будет определять замедленность стадии разряда органической молекулы. В этом случае плотность тока не будет зависеть от pH раствора и будет определяться потенциалом на границе раздела металл — раствор и концентрацией органического деполяризатора на поверхности катода. Чем труднее восстанавливается органическая молекула, тем более отрицательный потенциал необходимо создать на поверхности катода. Естественно, что в этом случае важное значение приобретает выбор материала электрода. Использование катодов с низким перенапряжением выделения водорода в случае трудно восстанавливающихся веществ приведет к тому, что на катоде одновременно с реакцией восстановления будет происходить выделение водорода и, соответственно, выход по току продуктов восстановления будет уменьшаться с ростом катодного потенциала и плотности тока. В связи с разрядом водорода на катоде, хотя скорость процесса катодного восстановления при постоянном потенциале не будет зависеть от pH, выход по току будет снижаться с уменьшением pH электролита. [c.446]

ЭЛЕКТРОЛИТЫ И ИОННЫЕ РЕАКЦИИ В РАСТВОРАХ [c.76]

При подготовке пятого издания в него внесены дополнения и изменения и сделаны некоторые сокращения. Введены два новых раздела "Классы неорганических соединений" и "Периодический закон и свойства соединений". Раздел 5 назван "Термохимия и химическое равновесие", в нем собраны задачи и упражнения по расчету изменения энтальпии, энтропии, свободной энергии Гиббса, по их применению для описания химических реакций и по расчету концентраций в равновесных системах. Главы "Равновесие в растворах электролитов" и "Направление обменных химических реакций в растворах электролитов" объединены в один раздел "Ионные реакции в растворах". Этот раздел существенно переработан. В раздел, посвященный химии отдельных элементов, включены упражнения по составлению уравнений реакций, отражающих важнейшие свойства их соединений. Несколько сокращена глава "Физико-химические свойства разбавленных растворов" и ей дано другое, более конкретное, название "Коллигативные свойства растворов", отражающее то, что в данном разделе рассматриваются свойства растворов, зависящие от концентрации частиц. Исключена глава "Радиоактивность. Ядерные реакции", так как обсуждаемые в ней вопросы фактически являются содержанием физики. Все изменения имели своей целью приблизить содержание задач и упражнений к химической практике. При переработке пособия мы стремились сохранить содержание, поэтому задачи и упражнения, имевшиеся в четвертом [c.3]

СОСТОЯНИЙ, перенос энергии и некоторые ионные реакции в растворах. Скорость таких реакций зависит главным образом от вязкости растворителя [c.160]

Почему среди наблюдавшихся реакций газовых ионов практически не фигурируют реакции двухзарядных частиц, тогда как в случае ионных реакций в растворах встречаются двух-, трех-и даже четырехзарядные катионы и анионы [c.46]

Содержание темы Теория электролитической диссоциации включает четыре важнейшие группы понятий о веществе электролиты, ионы в растворе, сущность процесса диссоциации, ионные реакции в растворе. Все эти понятия для учащихся качественно новые, но вполне доступные, так как имеют прочную опору на сформированные ранее понятия. Так, для понимания поведения электролитов в растворе необходимы опорные сведения о видах химической связи и о классах неорганических соединений, которые учащиеся уже приобрели. Эти же знания нужны для объяснения сущности диссоциации. Для [c.234]

Глава 9. Электролитическая диссоциация и ионные реакции в растворах [c.103]

Известно, что ионы не существуют в водном растворе в свободном состоянии, они гидратированы (сольватированы). Уравнения электролитической диссоциации не учитывают этого. Запись уравнений диссоциации с учетом сольватации принципиально более правильна, однако такая запись при отсутствии точных данных о сольватации практически ничего не дает, и поэтому для простоты будем условно писать уравнения для электролитической дисссциации и для ионных реакций в растворах без учета сольватации ионов (кроме иона водорода — гидроксония Н3О ). Однако о наличии сольватации и о ее важной роли следует всегда помнить. [c.389]

Если энергия активации очень мала (меньше 40 кДж/моль), то это означает, что значите и>ная част1> сто.пкновеннй между частицами реа1 ирующих веществ приводит к реакции. Скорость такой реакции велика. Примером реакций, энергия активации которых ничтожно мала, могут служить ионные реакции в растворах, оводящиеся обычно к взаимодействию разноименно заряженных ионов опыт показывает, что такие реакции протекают практически мгновенно. [c.177]

Для быстрых ионных реакций в растворах используют метод температурного скачка, заключающийся в том, что через ячейку с раствором разряжают высоковольтный конденсатор. Таким образом можно повысить температуру на 2—10° за 10 с. За изменением состава следят по электропроводности или спектрофотометрически. Это позволяет измерять времена релаксации от 1 до 10 с. [c.264]

В данной книге помимо традиционных разделов теоретической электрохимии затронуты проблемы, имеющие большое теоретическое и прикладное значение, но не вошедшие в современные курсы электрохимии. В этом плане можно отметить строение и свойства растворов полиэлектролитов, кинетику ионных реакций в растворе, электрохимические свойства расплавов и твердых электролитов, мембранные равновесия и вопросы биоэлектрохимии, современные представления об элементарном акте ионных и электрохимических реакций, а также ряд новых аспектов прикладной электрохимии. В книге обращено внимание прежде всего на изложение основ теоретической электрохимии, ее фундаментальных понятий и представлений. В то же время мы стремились показать тенденции развития теоретической электрохимии и возможности различных электрохимических методов. [c.3]

Анализ данных по А5ц, А5с, Д5обл показывает, что изменения термодинамических свойств растворителя при протекании ионных реакций в растворах сопоставимы с термодинамическими характеристиками процесса. [c.248]

Наиболее общим случаем реакций нейтрализации является взаимодействие кислот и оснований, различающихся по силе, когда реакция не доходит до конца в силу протекания обратной реакции — гидролиза образующейся соли. Если соль образована сильной кислотой и сильным основанием [реакция (1)], гидролиз ее не протекает, так как в системе присутствуют три сильных электролита и лишь один слабый (вода). Поэтому, согласно принципу смещения равновесия, применительно к ионным реакциям в растворе это равновесие цеником смещено вправо. В реакциях (2), (3) и (4) гидролиз протекает в заметной степени и реакция нейтрализации обратима, поскольку слабые электролиты присутствуют и в левой, и в правой частях уравнения реакции. Таким образом, причина гидролиза заключает- [c.164]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология