Нейтрализация изменение концентрации ионо

Реакциями нейтрализации в водных растворах являются все реакции между кислотами и основаниями, одним из продуктов которых является вода. Сущность реакции нейтрализации заключается в переносе иона водорода (протона) от кислоты к основанию. Кислотноосновные реакции сопровождаются изменением концентрации ионов Н+. Определение последней играет важную роль в методах кислотно-основного титрования. На практике очень часто вместо концентрации ионов водорода [Н+1 используют водородный показатель pH = = — lg [Н+]. Объясняется это тем, что физико-химические методы позволяют непосредственно определить именно pH раствора. По изменению pH раствора следят за [c.93]

Если составить элемент из электрода с постоянным потенциалом (например, нормального водородного или каломельного электрода) и электрода, опущенного в раствор, где меняется концентрация ионов, то по изменению электродвижущей силы этого элемента можно следить за изменением концентрации ионов в растворе. На этом основан метод потенциометрического титрования, применяющийся в химических количественных исследованиях реакций нейтрализации, осаждения и окисления-восстановления. [c.101]

Нейтрализация фенолов едким натром, связанная с изменением концентрации ионов водорода, проходит по реакции [c.26]

Рассмотренный пример нейтрализации является частным случаем широко распространенного в практике метода потенциометрического титрования. Необходимо только подобрать соответствующий электрод, который реагировал бы на изменение концентрации иона, подлежащего определению. [c.153]

Сильная кислота и сильное основание. Нетрудно вычислить изменения концентрации ионов водорода, происходящие при добавлении сильного основания к раствору сильной кислоты, если можно считать кислоту нацело диссоциированной. В любой момент нейтрализации концентрация ионов водорода сц равна концентрации ненейтрализованной сильной кислоты. Если а — начальная концентрация кислоты в эквивалентах на 1 л, а Ь — количество добавленного основания в эквивалентах на I л в любой момент , то концентрация ненейтрализованной кислоты равна а — Ь эквивалентов в л н равна концентрации ионов водорода. В табл. 69 приведены результаты, полученные таким способом при титровании 100 мл 0,1 н. раствора соляной кислоты (а = 0,1) 0,1 н. раствором едкого натра. Для простоты [c.514]

Буферные растворы. Из рассмотрения кривых изменения pH при нейтрализации ясно, что существуют, некоторые растворы, добавление к которым небольших количеств кислоты или основания вызывает заметное изменение. pH, тогда -как в случае других растворов это изменение очень мало. Система последнего типа обыкновенно состоит из смеси приблизительно равных количеств сопряженных слабой кислоты и основания и называется буферным раствором. Противодействие раствора изменению концентрации ионов водорода при добавлении кислоты или щелочи известно под названием буферного действия. Величина буферного действия данного раствора определяется его буферной емкостью [9], которая измеряется количеством сильного основания, необходимого для изменения pH раствора на единицу [c.543]

Если взять электрод, реагирующий на изменение концентрации ионов титруемого вещества или титрующего реактива, то, измеряя в процессе титрования изменения потенциала на таком электроде, можно наблюдать резкий скачок потенциала, отвечающий концу титрования. Индикаторные электроды в настоящее время предложены для методов нейтрализации, окисления — восстановления, осаждения и комплексообразования. [c.601]

Изменения концентрации ионов при титровании в методе нейтрализации [c.69]

Изучение кривых титрования имеет большое значение как для обыкновенного объемного анализа, так и для физико-химических методов анализа. Мы рассмотрим сначала кривые нейтрализации и для простоты примем, что изменением объема жидкости во время титрования можно пренебречь. Это допущение, конечно, не соответствует действительности, но изменения концентрации ионов в точке эквивалентности обычно настолько велики, что ошибка при таком приближении получается ничтожной. Кроме того для каждой точки титрования можно легко найти поправку на изменение объема. [c.69]

СПЛОШНОЙ линией. Правая ось ординат относится к рОН значения последних показаны штриховой линией. Величина изменения концентрации ионов в точке нейтрализации зависит от значения /С ,-Если /( возрастает, скачок соответственно уменьшается. Для [c.71]

При нейтрализации 0,1 и. растворов кислот средней силы (р/Са 5) ход изменения концентрации ионов носит иной характер, чем при нейтрализации сильных кислот. [c.29]

На рис. 2 показаны ход изменения концентраций ионов и кривая титрования 0,1 н. раствора кислоты средней силы (р/(а = 2) сильным основанием. Из рис. 2 видно, что изменение концентраций ионов водорода и анионов кислоты отличается от такового для случая нейтрализации сильной кислоты сильным основанием на участках до [c.30]

Типичная кривая титрования смеси сильной и слабой кислоты с рКа = 8 и изменение концентраций ионов представлены на рис. 15, из которого видно, что концентрация ионов водорода линейно понижается до первой точки эквивалентности, после чего становится ничтожно малой. Концентрация анионов сильной кислоты (Ап ) остается постоянной в продолжение всего процесса титрования, а концентрация катионов титранта (К1+) равномерно увеличивается. До первой точки эквивалентности низкие значения имеют концентрации анионов слабой кислоты (Апг ). При нейтрализации слабой кислоты концентра- [c.52]

В методе нейтрализации в качестве индикаторов применяют вещества, изменяющие свою окраску в зависимости от изменения концентрации ионов водорода в растворе. Так как цвет раствора зависит от цвета ионов и недиссоциированных молекул, то в качестве индикаторов применяют слабые органические кислоты или слабые органические основания, у которых цвет недиссоциированных молекуЛ отличается от цвета ионов. Существуют индикаторы, не являющиеся ни кислотами, ни основаниями изменение цвета их объясняют внутренней перегруппировкой атомов в молекуле, при этом образуются различно окрашенные формы. [c.260]

В процессе кислотно-основного титрования происходит непрерывное изменение концентрации водородных ионов, соответственно pH раствора. Графическое изображение зависимости [Н ] нли pH от объема добавленного рабочего раствора (или от степени нейтрализации анализируемого раствора) называется кривой титрования. [c.103]

Как видно из табл. 34, на нейтрализацию последней части кислоты (0,1%) при добавлении такого же избытка едкого натра (0,1%) приходится изменение концентрации водородных ионов от [c.264]

Конечную точку титрования в реакции нейтрализации определяют при помощи электрода, потенциал которого зависит от концентрации ионов водорода водородного, хингидронного, стеклянного, сурьмяного и т. п. В конечной точке титрования происходит резкое изменение потенциала электрода, характер которого зависит от константы диссоциации кислоты и основания и от концентрации раствора. Разработаны методы дифференциального потенциометрического титрования, когда фиксируется не потенциал электрода Е в функции от количества титранта V, а зависимость AE/AV от V. В точке эквивалентности AE/AV максимально. [c.277]

Если при помощи подходящего электрода можно оценить изменение концентрации хотя бы одного вида ионов из числа участвующих в реакции, происходящее при титриметрическом определении (реакции нейтрализации, осаждения, комплексообразования и окисления — восстановления), то для определения точки эквивалентности можно применить метод потенциометрии. При определенных условиях метод пригоден для проведения дифференцированного титрования смесей веществ. [c.121]

При нейтрализации кислоты щелочью в начале титрования концентрация ионов водорода мало уменьшается, но вблизи эквивалентной точки она понижается резко от незначительного прибавления раствора щелочи после эквивалентной точки она меняется опять очень незначительно. Действительно, если имеется 100 мл 0,1 и. раствора кислоты, то после прибавления 90 мл 0,1 н. раствора щелочи концентрация раствора кислоты станет равной 0,01 и., т. е. уменьшится в 10 раз (изменение объема раствора во внимание не принимаем), а pH раствора на 1. [c.102]

На рис. 60 показано изменение концентрации кислот по высоте противоточной колонны. На высоте около 1 м происходила нейтрализация азотной кислоты, затем начинался процесс образования иона аммония. В режиме противотока время достижения заданной степени нейтрализации составило около 5— 8 мин, т. е. было почти на порядок меньше, чем в баковых реакторах. Этим доказана целесообразность проведения нейтрализации в пульсационных колоннах. В дальнейших исследованиях рассматривался вопрос о достижении более высоких нагрузок при снин ении интенсивности пульсации. [c.160]

Кривые титрования реакции нейтрализации являются отображением изменения pH раствора. Отдельные точки кривой титрования можно рассчитать по формулам для вычисления pH раствора соответствующих электролитов. Так, при вычислении pH раствора сильных кислот или оснований, пренебрегая ионной силой раствора, концентрации ионов [Н+] или [0Н ] можно приравнять к общей концентрации кислоты или щелочи. [c.199]

Относительно быстрое изменение потенциала водородного электрода на участке аб объясняется тем, что концентрация ионов водорода, вследствие слабой диссоциации уксусной кислоты, быстро уменьшается при прибавлении небольших количеств щелочи. Замедленное же изменение потенциала на участке бв обусловливается главным образом буферным действием (стр. 305) соли, образующейся при реакции нейтрализации. Потенциал на участке вг определяется концентрацией ионов водорода в эквивалентной точке. Концентрация ионов водорода в этом случае может быть вычислена из уравнения [c.319]

Производимые при кондуктометрических определениях измерения электропроводности не дают непосредственных указаний на концентрацию определяемых ионов в растворе. В отличие от них, потенциометрические измерения прямо показывают, как изменяется концентрация ионов в течение титрования. Электрод, потенциал которого измеряется, является индикатором конца титрования. Как уже было объяснено нами в первых главах этой книги, изменение потенциала в точке эквивалентности является функцией меняющейся концентрации ионов. Если известна точность производимых измерений потенциала, то по ней, как и при применении обычных индикаторов, можно вычислить ошибку титрования. Бетгер первый применял водородный электрод для объемно-аналитических определений методом нейтрализации, но интерес к этому методу особенно возрос после появления работы Гильдебранда 2. [c.286]

Хиллс с сотр. (ВЭ, Н37] провели тщательное изучение эквивалентной электропроводности ионов К в сшитой полиметакриловой кислоте и показали, что электропроводность заметно увеличивается с набуханием смолы. Они могли изменять концентрацию ионов К путем изменения степени нейтрализации слабокислого ионита и, таким образом, показали, что эквивалентная электропроводность увеличивается с повышением концентрации ионов калия. Этот эффект они объяснили значительным влиянием электроосмоса на ионную подвижность. [c.94]

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]

В методах нейтрализации конец титрования определяется по изменению концентрации ионов водорода. Точка эквивалентности характеризуется некоторым определенным значением pH, которое зависит от характера продуктов, образующихся в точке эквивалентиости, и их концентрации. [c.55]

Показатель индикатора должен совпадать со значением pH, наблюдаемым в точке эквивалентности, но это совпадение не всегда наблюд 1ется, что может вызвать так называемую индикаторную ошибку, величина которой может колебаться в весьма широких пределах. Поэтому в методах нейтрализации весьма существенным является правильный подбор индикатора, при применении которого величина индикаторной ошибки будет сведена к минимуму. Правильный выбор того или иного индикатора может быть произведен на основе рассмотрения кривых нейтрализации, показывающих изменение концентрации ионов при титровании по методу нейтрализации. [c.56]

В случаях, когда гидролиз получающихся при псйтра-лизации солей незначителен, характер изменения концентраций ионов и электропроводности раствора при титровании до точки эквивалентности аналогичен рассмотренным выщг случаяхм нейтрализации кислот сильными основаниями. Отличие заключается в том, что при [c.36]

АЛКАЛИМЕТРИЯ И АЦИДИМЕТРИЯ — метод колич. титриметрич. анализа, основанный па использовании реакции нейтрализации, т. е, соединения ионов Н+ ОН HjO (титрование р-ров кислот р-рами щелочей и обратно). При титровании сильной КИСЛ0Т1.1 раствором сильной щелочи точка эквивалентности практически совпадает с точкой нейтральности. Для определения точки эквивалентности и величины скачка титрования, т, е, интервала изменения pH вблизи точки эквивалентности, результаты изменения pH в процессе титрования наносятся па график в координатах pH — % оттитрованной кислоты (или щелочи) . Скачок титрования, т. е. резкое изменение концентрации иона у точки эквивалентности, зависит от концентраций и констант диссоциации реагирующих ве1цеств. При титровании 0,1 н. р-ра НС1 0,1н. [c.57]

Данные по спектрам поглощения растворов солей показали, что молярные коэффициенты поглощения при разных длинах волн, рассчитываемые как DJ , не изменяются в широкой области концентраций электролита фх —оптическая плотность при длине волны X, с—концентрация раствора исследуемого электролита). Этот факт не мог быть объяснен теорией электролитической диссоциации Аррениуса, поскольку с уменьшением концентрации электролита должно было происходить увеличение степени диссоциации и, следовательно, изменение спектров поглощения. Полная диссоциация сильного электролита объясняла постоянство молярных коэффициентов поглощения, поскольку при всех концентрациях раствора светопоглощающими частицами оставались одни и те же ионы. Аналогичный характер имеет концентрационная зависимость вращения плоскости поляризации и ряда других свойств растворов сильных электролитов. Теория электролитической диссоциации не может объяснить постоянство теплот нейтрализации хлорной, соляной и других сильных кислот гидроксидами щелочных металлов. Однако это можно объяснить полной диссоциацией реагентов при всех концентрациях и протеканием реакции нейтрализации как взаимодействия ионов Н+ и ОН" по схеме Н+ + ОН = НгО. [c.438]

В качестве индикаторов используются также вещества, которые в точке эквивалентности меняют свою структуру (вследствие изменения pH, окислительно-восстановительного потенциала системы или концентрации ионов), что сопровождается резким изменением светоиоглоще-ния раствора. Например, при титровании по методу нейтрализации с кислотно-основным индикатором в точке эквивалентности содержание определенной формы индикатора, поглощающей при выбранной длине болны, резко возрастает. При дальнейшем прибавлении титранта светопоглощение не изменяется (см. рис. 105, кривая 6). [c.267]

Индикаторы при титровании обычно изменяют свою окраску не сразу, а в некотором интервале изменения концентрации реагирующих вещес1в в растворе. Это можно пояснить на примере индикаторов методов нейтрализации. Все цветные индикаторы этого метода представляют собой слабые органические кислоты или слабые органические основания, для которых цвет недиссоциированных молекул отличается от цвета их ионов. Такая теория предложена в 1894 г. В. Оствальдом. [c.334]

Потенциометрически можно производить многие аналитические определения, используя различные методы объемного анализа, наиример метод осаждения, нейтрализации, оксидиметрии и др. Однако в каждом конкретном случае необходимо правильно подобрать соответствующий индикаторный электрод, потенциал которого заметно бы реагировал на изменение концентрации определяемых ионов в растворе. Теоретический расчет и опытные данные показывают, что наибольшее изменение величины иотенциала индикаторного электрода наблюдается вблизи эквивалентной точки. Таким образом, резкое изменение величины электродного потенциала служит своеобразным индикатором, указывающим на конец титрования. [c.311]

Концентрация ионов СЮ", образующихся в анолите вследствие диссоциации хлорноватистой кислоты, незначительна и не вызывает существенного изменения хода анодного процесса. При попадании ионов ОН" в анодное пространство происходит нейтрализация хлорноватистой кислоты с образованием хорошо диссоциирующего гипохлорита натрия или калия [c.36]

Кривая титрования 0,1 н. хлороводородной кислоты 0,1 н. раствором гидроксида натрия показана на рис. 33. На графике видно, что в конце титрования сильной кислоты сильным основанием происходит резкий скачок в изменении pH раствора. За время нейтрализации 99,9% кислоты pH постепенно растет от 1 до 4, т.е. всего на три единицы. Зато при переходе от 0,1% избытка НС1 к 0,1% избытка NaOH pH раствора резко увеличивается с 4 до 10. А это означает, что добавление одной капли щелочи в конце титрования понижает концентрацию ионов Н с Ю" до 10-1 моль в литре, или в миллион раз (при повышении температуры и понижении нормальной концентрации растворов величина скачка pH на кривой несколько уменьшается). [c.255]

Кривые титрования в реакциях нейтрализации показывают изменения pH раствора в зависимости от расхода реагента. Отдельные точки кривой титрования можно рассчитать по формулам для вычисления pH электролитов. Так, при вычислении pH растворЯ сильных кислот или оснований, пре небрегая ионной силой раствора, концентрации ионов Н+ или 0Н можно приравнять к общей концентрации кислоты или щелочи. Для вычисления pH слабых кислот и оснований, а также растворов их солей, подвергающихся гидролизу, учитывают соответствующие константы диссоциации. [c.113]