Концентрация электрометрическое определение

Второй метод определения концентрации — электрометрическое измерение pH. С помощью рН-метра вычисляют pH раствора кислоты после каждого добавления щелочи. По мере приближения к той области концентрации, в которой изменения pH наиболее существенны, нужно вводить щелочной раствор все убывающими количествами. Затем строят кривую нейтрализации и с максимально возможной точностью определяют точку перегиба, которая покажет количество едкого натра, необходимое для нейтрализации кислоты, [c.260]

В практике электрохимических измерений водородный электрод нашел разнообразное применение, например при электрометрическом определении концентрации Н-ионов, потенциометрическом титровании и т. д. В данном разделе нас интересует только использование нормального водородного электрода в качестве стандартного для отсчета электродных потенциалов. [c.56]

Среднее отклонение точек от кривых составляет около 0,25%, и лишь для пяти или шести точек отклонение достигает 0,5%. Эти отклонения имеют тот же порядок величины, что и отклонения, встречающиеся при электрометрических определениях констант диссоциации с помощью элементов бе жидкостных соединений (среднее отклонение 0,05 лб, максимальное —0,1 Однако следует отметить, что колориметрический метод часто применяется при таких концентрациях, которые лежат за пределами, доступными методу исследования с помощью гальванических элементов. [c.469]

Так как бромирование не происходит мгновенно, бром потребляется не сразу по мере его генерирования. Поэтому электрометрическое определение конечной точки титрования невозможно. Обычно за реакцией следят по изменению окраски раствора с помощью спектрофотометра. В начальной стадии реакции бром реагирует быстро и окраска раствора довольно слабая. По мере того, как непредельные связи насыщаются, концентрация брома в растворе постепенно возрастает и окраска усиливается. Когда достигнет полное насыщение, концентрация брома в растворе резко возрастет, так как побочная реакция замещения протекает медленно. На рис. 7.3 показана зависимость оптической плотности раствора от продолжительности реакции. Экстраполяцией находят количество брома, пошедшее на реакцию присоединения по нена-сыщенным связям. [c.303]

Если константы ионизации (протолиза) и введенное несколько позднее (в 1909 г.) Серенсеном понятие pH примерно к 30-м годам XX в. прочно вошли в традиционный арсенал органической химии, то с электрометрическим определением констант равновесия окислительно-восстановительных систем дело обстояло сложнее. Это связано с тем, что применение потенциометрической техники требует наличия в растворе равновесных концентраций (при этом достаточно высоких, от 10" до 10"2 моль/л) обоих форм — как окисленной, так и восстановленной на практике же часто оказывается, что та или иная форма нестабильна, и следовательно, невозможно создать достаточную концентрацию ее на протяжении достаточно продолжительного времени. Следовательно, определение ред-окс-потенциалов органических систем равновесными электрометрическими методами весьма ограничено. [c.135]

Описание методов анализа сделано рядом авторов, и поэтому, естественно, есть некоторые различия в плане, подробностях описания и др. Однако авторы всех статей стремились придерживаться следующей единой схемы изложения область применения метода (концентрация, относительный состав и т. д.), принцип метода, влияние посторонних примесей, оптимальные условия применения, чувствительность и погрешность метода (абсолютная и относительная ошибки). В конце описания каждого метода приведены необходимые реактивы (приготовление, сроки хранения и т. п.), посуда (если нужно, предварительная обработка и очистка ее, что особенно важно при химико-спектральном анализе) и т. д. Описание более сложного оборудования (например, установка для электрометрического определения натрия и т. п.) данов самом тексте прописи метода. [c.4]

Под активной реакцией (pH) подразумеваются кислотные и щелочные свойства водной среды, обусловленные концентрацией в воде ионов водорода (Н+) и гидроксила (ОН-). Условная величина pH равна отрицательному десятичному логарифму концентрации водородных ионов. Для воды с нейтральной реакцией рН=—1210 . Если вода имеет кислую реакцию, то pH меньше 7 при щелочной реакции pH больше 7. Электрометрическое определение pH со стеклянным электродом основано на том, что изменение значения pH на единицу в определенной области концентраций водородных ионов вызывает изменение потенциала электрода на 58,1 мВ при температуре 20° С. Результат определения зависит от температуры, оптимальная температура 20° С. [c.30]

Электрометрическое определение концентрации водородных ионов, в 100 указывалось, что наиболее точным и быстрым способом определения pH раствора является применение водородного электрода. Из (28 и (203) непосредственно следует, что если составить цепь из двух таких электродов, позаботившись об устранении диффузионного потенциала включением промежуточного насыщенного КС1, то [c.409]

В заключение сопоставим потенциалы электродов, применяемых при электрометрическом определении концентрации водородных ионов (в милливольтах). [c.203]

Потенциометрическое (электрометрическое) определение концентрации водородных ионов. Концентрацию водородные ионов в жидкости наиболее точно можно определить электрометрическим (потенциометрическим) путем. Методы, построенные иг этом принципе, основаны на определении э.д.с. гальванической цепи, специально составляемой для указанной цели. [c.211]

Электрометрическое определение концентрации иона оксония. В этом методе применяют принцип концентрационного элемента. Потенциал такого типа гальванического элемента зависит от логарифма отношения концеи-траций двух растворов в элементе (стр. 109). Уравнение разноста потенциалов имеет следующий вид [c.118]

Используя полученное графическим методом значение Лю, можно определить как степень, так и константу диссоциации при различных разведениях. Результаты приведены в третьем и четвертом столбцах табл. 7. Заметим, что при возрастании концентрации более чем в 200 раз и уменьшении сс в 10 раз К остается практически постоянной. Среднее значение константы равно 1,772-10 и имеет слабую тенденцию к росту. Независимое электрометрическое определение [15] приводит к величине 1,754-10 . [c.232]

Метод определения фазовой стабильности. Испытание проводится в два этапа. На первом этапе по ГОСТ 14870—77 Реактивы. Методы определения содержания воды , п. 2.3.3.2 Электрометрическое титрование проводят определение концентрации воды в испытуемом бензине. На втором этапе испытания, если будет установлено, что концентрация воды в испытуемом бензине летнего вида 0,05% мае. и более или в бензине зимнего вида 0,15% мае. и более, проводят определение температуры помутнения по ГОСТ 5066—56 (методом без обезвоживания). При меньшем количестве растворенной воды отбирают пробу испытуемого бензина в количестве 30 см и помещают в коническую колбу вместимостью 50 см . С помощью медицинского шприца на 1 см вводят воду до концентрации 0,05% в летний бензин и до концентрации 0,15%— в зимний бензин. Пробу тщательно перемешивают для растворения введенной воды в бензине. Затем определяют температуру помутнения испытуемого бензина по ГОСТ 5066—56. [c.414]

Для определения концентрации (активности) различных ионов в растворе электрометрическим методом на практике используются гальванические элементы, составленные из двух электродов — электрода сравнения с устойчивым и хорошо известным потенциалом и [c.240]

Наиболее употребительными методами определения концентрации водородных ионов являются электрометрический и колориметрический, или индикаторный. [c.90]

В основу электрометрического метода определения концентрации водородных ионов положено измерение э. д. с. концентрационной цепи, состоящей из двух водородных электродов (полуэлементов) одного водородного электрода, погруженного в испытуемую жидкость с потенциалом, равным Е , и второго нормального водородного электрода с потенциалом, равным. Тогда э. д. с. этой цепи согласно уравнению (4) будет равна (стр. 62) [c.91]

Для приближенного определения pH полоску бумаги, пропитанной определенными красителями (индикаторами), погружают в буровой раствор приобретенный этой полоской бумаги цвет сравнивается с эталонной цветовой шкалой. Для получения надежных данных необходимо применять электрометрический метод с использованием стеклянного электрода. Если концентрация ионов натрия очень высока, может понадобиться специальный стеклянный электрод. [c.29]

Универсальным методом, применяемым при исследовании кислотно-основных систем, является определение концентрации водородных ионов колориметрически, кинетически или электрометрически при помощи стеклянного, водородного или хингидронного электродов, В случае окислительно-восстановительных равновесий активность электронов определяют измерением потенциала платинового электрода или при помощи окислительно-восстановительного индикатора. [c.24]

Методы определения pH. Активность ионов водорода, а следовательно, и pH могут быть определены различными методами (колориметрическим, кинетическим и электрометрическим) из них наиболее разработанным и точным является электрометрический, основанный на определении величины электродного потенциала. В качестве электродов могут быть выбраны такие, потенциал которых зависит от концентрации ионов водорода и может быть вычислен по уравнению [c.307]

Единственным методом определения концентрации ионов водорода, оказавшимся пригодным в этих случаях, является электрометрический метод определения pH с применением стеклянных электродов. [c.17]

Различают прямое и обратное титрование. В первом определенное количество растворителя вносят в титровальную колбу и оттитро-вывают содержащуюся в нем влагу до некоторого избытка иода визуально или электрометрически (по значению силы тока или потенциала). После прекращения подачи титранта концентрация иода, как правило, не остается постоянной, и довольно быстро снижается. [c.58]

Электрометрический способ определения концентрации ионов Н+ и pH получил самое широкое применение в химии, физиологии, биохимии, почвоведении, а также при изучении кислотности [c.211]

Электрометрическое определение pH. Потенциал электродов зависит от концентрации водородных ионов в растворе, т. е. связан с pH раствора. Так, если в трубку водородного электрода поместить кислоту с активностью водородных ионов более единицы, то на электроде возникает положительный заряд, пропорциональный активности ионов Н+ и, следовательно, пропорциональный их концентрации. При уменьшении активности ионов Н +, наоборот, электрод будет заряжаться отрицательно. Поэтому, OJ,peдeляя потенциал электродов, можно рассчитывать pH тех растворов, гТ<оторые они погружены. [c.68]

Подчинение закону действующих масс доказано также электрометрическим определением концентрации ионов Н+, С1 и Bi + в солянокислых растворах, насыщенных BiO l [452, 742]. [c.44]

Исключительное влияние концентрации ионов водорода на биохимические реакции было описано датским химиком Зёренсеном в 1909 г. В двух важных работах, опубликованных одновременно в Германии и во Франции [12], Зёренсен сравнил значения понятий степень кислотности и общая кислотность , ввел понятие о показателе ионов водорода, установил стандартные методы определения их концентрации — электрометрические и калориметрические, с описанием соответствующих буферных смесей и индикаторов, а также детально обсудил приложение рН-метрии к изучению энзимов. [c.28]

Для колориметрического, а также для электрометрического определения pH необходимо приготовлять стандартные растворы с вполне определенной и не меняющейся сколько-нибудь значительно во времени концентрацией водородных ионов. В обычных, особенно слабых, растворах кислот или щелочей концентрация ионов водорода может изменяться довольно значительно [c.136]

Наибольший вес имеет погрешность электрометрического определения pH, составляющая обычно от одной сотой до нескольких сотых единицы pH, что может дать ошибку до 10% в величине концентрации ионов водорода. Исключение определения pH в потенциометрическом методе Харнеда [243, 244], дополненной спектрофотометрическим определением концентраций кислоты и ее аниона [245, 246], позволяет достигнуть высокой точности при определениях истинных констант протолитической диссоциации. При этом нахождение величины pAT может быть упрощено [281] [уравнение (192)], если величину pwH [уравнение (192а)] не определять экспериментально, а воспользоваться табличными данными. [c.94]

Стрелков С. А. Прибор для электрометрического определения концентрации водородных ионов в растворах. Описание изобретения к авт. свидетельству № 67561 (1946). Свод изобретений Союза ССР. 1946 г. М., Госпланиздат, 1948, вып. 11-12. [c.79]

Определение концентрации диссоциированной и недас-социированной форя индикатора и вычисление Рк. К 50 мл буферного раствора, значение pH которого лежит в области перехода индикатора и предварительно проверено точным электрометрическим определением, как указано в работе Колориметрический метод определения pH , прибавляют такое коли--чество миллилитров индикатора, какое было добавлено при фотоколориметрическом титровании раствора 0,01 и. щелочи до установления показаний гальванометра в 60—70 делений шкалы. Во вторую кювету наливают ЪО мл того же буферного раствора. Затем, так же как при построении градуировочной [c.102]

В промышленности основным методом измерений концентрации водородных ионов является электрометрический. Он основан на использовании следующего явления. При погрум ении в раствор электродов определенной конструкции на границе электрод — раствор возникают электрические заряды, величина которых зависит от концентрации водородных ионов в растворе и температуры. Для практического измерения заряда определенного электрода (измерительного) по отношению к заряду раствора необходим второй электрод (сравнительный), заряд которого должен оставаться постоянным. При электрическом [c.320]

Концентрация водородных ионов может быть также определена электрометрически путе..м измерения электродвижущей силы водородного электрода, по-мещенното. в раствор и соединенного с электродом известной элактродвижущей силы, каким является каломельный элемент. Если определенную таким образом электродвижущую силу сопоставить с электродвижущей силой нормального водородного электрода, то [Н ] возможно вычислить, пользуясь формулой Нернста (стр. 56) [c.75]

В растворах, где отношение кислоты к соли равно единице, это уравнение принимает вид [Н+] = К, т. е. константа численно равна концентрации Н+-И0Н0В в растворе. Практически для подобного определения является более удобным произвести электрометрическое титрование кислоты щелочью, начертить соответствующую кривую (на абсциссе количество миллилитров щелочи, на ординате — pH) и найти на ней перегиб, показывающий точку нейтрализации. Разделив число миллилитров щелочи, пошедших на нейтрализацию, на 2, мы можем найти на кривой значение pH в точке, где нейтрализована половина имеющейся кислоты. Для этой точки отношение кислота/соль будет равно единице и [Н" ] = К, а pH = р = - о К. [c.45]

Кроме того, было опубликовано много работ по определению так называемой активной части алюминийалкила, т. е. ИаАЖ (где X = К, Н, Гал). Сюда можно отнести различные виды электрометрического титрования [59, 86—90], аммиачный метод [85] и определение концентрации алюминийалкилов восстановле- [c.129]

Электрометрический метод определения pH растворов сводится к измерению э. д. с., образующейся на электродах. Величина этой э. д. с. находится в линрйнпи заяисимпгти т пН анализируемого раствора, иначе говоря в лога- рифмической зависимости от количества добавляемого химического pea-гента, поскольку pH есть ia не число, выражающее , концентрацию активных водородных ионов, а от- 3 рицательный логарифм этого числа. [c.13]

Высокая линейность некоторых типов детекторов, например пламенно-ионизационного детектора, полностью не реализуется, так как выпускаемые в настоящее время электрометрические усилители имеют, как правило, меньшую линейность. Усилитель с большой линейной динамической областью позволяет без калибровки проводить определение проб, отличающихся друг от друга только концентрацией компонентов, значительно облегчая тем aMbUL количественные измерения. [c.189]

Соединения включения амилозы с органическими веществами не обладают свойствами, которые позволили бы наблюдать поста-дийно за их образованием в растворе. В противоположность этому образование соединений включения амилозы с иодом сопровождается интенсивным окрашиванием раствора в голубой цвет кроме того, изменение активности иода, находящегося в равновесии с комплексом в процессе его образования, может определяться электрометрически, т. е. по изменению потенциала электрода, опущенного в раствор, содержащий иод и иодид-ионы. Оба свойства этого комплекса можно уловить при очень низких концентрациях амилозы (0,01% и ниже), при которых комплекс остается в-растворе. Поэтому многие исследователи применяли спектрофотометрические и потенциометрические методы для определения состава комплекса, оценки константы равновесия и термодйнамических величин реакций образования, а также для изучения влияния на реакцию таких факторов, как структура и длина цепи полисахаридов, разветвленность цепи, концентрация соли и тепмература. [c.535]

Зная Кс или Ка различных слабых кислот и оснований, мы можем р ссчитать pH растворов этих кислот разной концентрщии, см -сей кислот и их солей, кислых солей и т. д. Приведем несколько примеров, прн решении которых следует помнить, что pH является взятым с обратным знаком логарифмом активности водородных ионфв, а не концентрации их-. pH = — Ig Дд+. Когда pH определяют непосредственно электрометрическим методом, то получают имеиио яд+, а не [Н ]. Ту же величину дает колориметрическое определение pH, поскольку pH буферных растворов, служащих для колориметрических определений, определяют также электрометрическим способом. [c.292]

Тананаев Н. А. и Тегенцова Л. П. Определение pH в окрашенных и мутных жидкостях. ЖПХ, 1941, 14, вып. 1, с. 127—129, Резюме на нем яз, 719 Токарь Е. Г. Электрометрический метод контроля pH растворов в процессах отделки и крашения шерстяных тканей, В сб, Научно-исследовательские труды (Н,-и. ин-т шерст, пром-сти), М, — Л., 1949, с, 75—87. 720 Флеров К. В. и Озимов Б. В. Определение концентрации водородного иона по невыцветающей шкале, ЖОХ, 1948, 18, вып, 1, с. 18—21. 721 Хорошая Е. С, Новый способ определения pH карандашным колориметром. Бу-мажп. пром-сть, 1947, № 4, с, 36—38. 722 Хорошая Е. С. Экспресс-метод определения pH пергамента, Бумажн, пром-сть, 1947, 7, с. 34. 723 Хорошая Е. С. и Авилов А. А. Колориметрический экспресс-метод определения pH черных латексных смесей. Легкая пром-сть, [c.34]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология