Кривые водородных ионов

Так, например, известно, что растворы кислот, а также щелочей, проводят ток значительно сильнее, чем растворы многих солей. Это объясняется малым размером и большой подвижностью водородных и гидроксильных ионов. При титровании кислоты щелочью электропроводность до точки эквивалентности резко уменьшается в связи с уменьшением концентрации водородных ионов. После точки эквивалентности электропроводность начинает увеличиваться, так как в растворе появляются гидроксильные ионы. Очевидно, минимум на кривой (рис. 96) дает возможность определить точку эквивалентности. [c.437]

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]

На рис. 7.6 и 7.7 представлены две серии поляризационных кривых катодного восстановления бензальдегида на кадмиевом электроде в подкисленных растворах сульфата натрия. В одной из них варьировалась концентрация бензальдегида, но сохранялась постоянной концентрация серной кислоты, в другой, напротив, изменялась концентрация водородных ионов при неизменном содержании в растворе бензальдегида. При недостатке кислоты в системе поляризационные кривые состоят из двух волн, первая [c.237]

Зависимость от pH. Скорость ферментативных реакций зависит от концентрации водородных ионов. Очень часто эта зависимость выражается кривой с максимумом (рис. 22). Причина такой зависимости — наличие в молекуле белка — фермента кислых и основ--ных функциональных групп [c.190]

Титрование оснований. Возможности кондуктометрического определения оснований различной силы и характер изменения электропроводности растворов при их титровании в обш,ем аналогичны рассмотренным для кислот. Отличие заключается только в том, что при нейтрализации сильных оснований электропроводность понижается менее резко, чем при нейтрализации сильных кислот, так как подвижность ОН пиже подвижности Н+, и, наоборот, избыток титранта вызывает более резкое повышение электропроводности. Следует также заметить, что плавный ход кривых вблизи точек эквивалентности, наблюдаемый при титровании слабых оснований (гидролиз образующихся солей), более заметен по сравнению с наблюдаемым для кислот такой же силы. Это объясняется тем, что при титровании- кислот в результате гидролиза в растворе " образуются гидроксильные ионы, а при титровании оснований — более подвижные водородные ионы. [c.82]

Вычертить кривую зависимости потенциала водородного электрода от концентрации Н+-ионов в растворе. Как изменяется величина этого потенциала по мере убывания кислотности при-электродной жидкости (т. е. по мере уменьшения концентрации водородных ионов в ней) [c.153]

Оптимальные условия поглощения ионов и расчет полноты их разделения. Из равновесий (202), (204) и (207) следует, что поглощение ионов на адсорбционно-хроматографической колонке зависит от pH среды чем меньше концентрация водородных ионов, тем лучше поглощаются разделяемые катионы. Это положение хорошо иллюстрируется кривыми на рис. 67 Следует иметь в виду, что чрезмерное повышение pH среды приводит к образованию гидроксидов металлов, поэтому получение адсорбционно-комплексообразовательной хроматограммы невозможно. [c.245]

В такой форме последнее уравнение впервые было получено эмпирическим путем Тафелем при. изучении кинетики разряда водородных ионов. Схематически обе поляризационные кривые показаны на рис. 14. Кривые (1) и (2) выражают зависимость скорости ионизации или соответственно скорости разряд-анионов металла от потенциала. Кривая (3) является результирующей поляризационной кривой. Она получена посредством суммирования ординат кривых (1) и (2). Последние часто называют парциальными кривыми процессов ионизации металла и разряда нонов металла из раствора. [c.54]

Зависимость активности ферментов от pH среды. Ферменты обычно наиболее активны в пределах узкой зоны концентрации водородных ионов, соответствующей для животных тканей в основном выработанным в процессе эволюции физиологическим значениям pH среды 6,0—8,0. При графическом изображении на кривой колоколообразной формы имеется определенная точка, в которой фермент проявляет максимальную активность эту точку называют оптимумом pH среды для действия данного фермента (рис. 4.17). При определении зависимости активности фермента от концентрации водородных ионов реакцию проводят при разных значениях pH среды, обычно при оптимальной температуре и наличии достаточно высоких (насыщающих) концентраций субстрата. В табл. 4.3 приводятся оптимальные значения pH среды для ряда ферментов. [c.141]

Таким образом, определение констант основности летучих органических соединений сводится к установлению отношения площадей пиков свободных оснований на хроматограммах паров растворов с разными значениями концентрации водородных ионов (pH и pH ). Последняя может быть измерена непосредственно водородным электродом или же просто фиксирована применением буферных растворов с точно известными значениями pH. Рассматриваемый метод заключается во введении некоторого (одинакового) количества исследуемого вещества, содержащего основания, в определенный объем буферных растворов с различными pH, хроматографировании равновесных паров этих растворов и расчете Квн уравнению (5.20). Константу основности можно определить и графически по кривой зависимости А /А исследуемого основания в парах от pH [c.255]

Мы ВИДИМ, ЧТО добавление последней капли щелочного раствора перед полной нейтрализацией кислоты меняет концентрацию водородных ионов более чем в тысячу раз и вызывает скачок pH более трех единиц, который легко и надежно можно зафиксировать, если к раствору добавить несколько капель индикатора, например метилового красного или лакмуса. Избыток в одну каплю щелочного раствора также приводит к резкому скачку pH (рис.14.2, верхняя кривая). [c.194]

Динамику накопления в препаратах нерастворимой фракции иллюстрируют кривые рис IX 10 Они подтверждают, что с увеличением концентрации водородных ионов процесс интенсифицируется, причем отчетливо видно скачкообразное увеличение скорости реакции в интервале pH 1,3—2,25 [c.273]

Из кривых рис. 44 и 45 видно, что скорость реакции падает с уменьшением концентрации водородных ионов, однако, не пропорционально последней, но медленнее. И в нейтральном растворе, следовательно, при равном содержании в растворе Н и ОН -ионов при температуре 38° разлагается еще измеримое количество гексаметилентетрамина. [c.379]

Сродство коллоида к растворителю, зависящее от концентрации водородных ионов последнего, может быть рассмотрено и с другой точки зрения. Так, если к раствору коллоида прибавить нейтральной жидкости (которая сама не является растворителем коллоида, но смешивается во всех пропорциях с растворителем), то количество этой жидкости, необходимое для появления осадка, может служить мерой стабильности раствора. Это количество минимально в изоэлектрической точке, и за . 1.. мость его от pH выражается кривой, аналогичной приведенной на рис. 9. [c.223]

Формы кривых очень сходны немного более высокий максимум наблюденного осмотического давления, вероятно, указывает, что концентрацией самого белка I нельзя полностью пренебречь. Далее установлено, что все одноосновные кислоты, независимо от их структуры, дают одинаковые кривые зависимости осмотического давления от концентрации водородных ионов. Двухосновные кислоты дают более низкий максимум осмотического давления. Уравнения для них, соответствующие (21) и (22), можно легко вывести. Рис. 14 показывает и для них совпадение между вычисленными и наблюденными значениями. [c.227]

Па рис. 3 представлены кривые зависимости коэффициента распределения пятивалентного молибдена от равновесной концентрации водородных ионов при экстракции диэтиловым эфиром, изоамиловым спиртом [c.99]

Полученная нами зависимость коэффициента распределения молибдена от концентрации водородных ионов при постоянной ионной силе 3 (кроме кривой 1, рис. 2) и ионной силе 4 соответствует данному процессу. [c.105]

Кривые титрования по методу нейтрализации указывают на резкое изменение pH вблизи эквивалентной точки. Электрод, опущенный в анализируемый раствор, должен быть индикаторным по отнощению к концентрации водородных ионов. На поверхности такого электрода устанавливается равновесие [c.200]

Кривые образования для систем этилендиаминовых комплексов были лишь частично получены прежде применяемым методом измерения в заранее приготовленных растворах со стеклянным электродом. Обычно потенциометрическое титрование растворов солей металлов проводили с использованием концентрированного водного раствора этилендиамина, причем концентрацию водородных ионов определяли после каждого прибавления этилендиамина с водородным электродом. Применение этого электрода оказалось возможным, поскольку изучаемые этилендиаминовые системы комплексов не отравляют или только слегка отравляют его. Кроме того, применение водородного электрода целесообразно еще и потому, что легко окисляющиеся системы комплексов, таким образом, автоматически оказывались в восстановительной среде. Применяемые приборы и методика по существу были такими же, как и описанные Михаэлисом [6]. [c.207]

В отличие от аммиака, этилендиамин способен присоединить два иона водорода это несколько усложняет расчет кривой образования для систем этилендиаминовых комплексов на основании измерения только водородных ионов. Как принято в химии комплексных соединений, обозначим этилендиамин через еп и две его кислотные формы через епН+ и епН . Две ступенчатые константы кислотной диссоциации обозначим через епн, епн соответственно. Кроме того, введем следующие величины для кислотно-основной системы этилендиамина [c.209]

Течение коррозионных процессов всегда зависит от концентрации водородных ионов. Повышение концентрации ионов Н+ способствует разрядке их на катоде, и этим облегчается катодная деполяризация и растворение металла с анода. Например, это способствует усилению коррозии черных металлов. При значительном повышении концентрации Н+процесс может перейти в обычное растворение металла в кислоте. На рис. 156 показаны типичные кривые зависимости скорости коррозии металлов от pH как для металлов, растворяющихся только в кислотах (Ре), так и для металлов, растворяющихся в кислотах и в щелочах (Zn).. [c.451]

При определенном смещении потенциала в отрицательную сторону на катоде может начаться какой-либо новый процесс. В водных растворах таким процессом обычно является разряд водородных ионов, обратимый потенциал которого более чем на 1 В отрицательнее обратимого потенциала процесса ионизации кислорода. При достижении обратимого потенциала водородного электрода в данном растворе (УнЛобр на процесс кислородной деполяризации начинает накладываться процесс водородной деполяризации [кривая (УнЛобр - на рис. 159] и общий процесс катодной деполяризации будет соответствовать кривой (Уо,)обр АСОЕК на рис. 159, которую называют общй кривой катодной поляризации. [c.242]

Коррозия свинца в значительной степени зависит от pH среды (рис. 180). Подъем кривой коррозии в правой части графика соответствует образованию плюмбн-тов. В растворах едких щелочей свинец подвержен сильной коррозии с образованием растворимых плюмбитов РЬО и (плюыбатов РЬО ). Повыщение кривой в левой части графика связано с увеличением концентрации водородных ионов, что ускоряет процесс водородной деполяризации и 4 6 8 10 12 ряде случаев препятствует обра- [c.264]

В другом способе определения pH в неводной среде используют гу же основную ячейку, которую применяли для водных растворов, включая каломельный электрод сравнения с водным раствором КС1. Если для данного растворителя применены водные стандартные растворы, то может быть получен ряд величин, которые дадут оценку, чему-то , что можно лишь смутно связать с кислотностью. Если система представляет собой смешанный растворитель, содержащий воду, или водоподобный растворитель, то о системе можно узнать достаточно, чтобы связать полученные величины с величинами концентрации водородных ионов посредством калибровочной кривой. Однако вследствие того, что величина потенциала в месте контакта жидкостей меняется от растворителя к растворителю, очевидно, что нельзя сравнивать величины pH в одном растворителе с величинами pH в другом. Например, если рН-метр дал показание 5,0 для определенного раствора в смеси этанол — вода и то же самое показание для раствора в смеси метанол — вода, причем в обоих случях был применен один и тот же стандартный раствор, нельзя делать вывод, что в обоих растворах активность водородного иона одинакова. На самом деле между ними не будет никакого сходства, прежде всего потому, что на границе между растворителем этанол — вода и насыщенным водным раствором КС1 каломельного электрода и на границе между растворителем метанол—вода и водным раствором КС1 будут совсем разные потенциалы. [c.379]

При титровании основанием 0,1 н. раствора СНзСООН в начале титрования наблюдается минимум электропроводности. Однако диссоциация уксусной кислоты быстро подавляется и на большей части кондуктометрической кривой до точки эквивалентности происходит линейное повышение проводимости, вызываемое накоплением СНзСОО - и Ка"-ионов. Между тем при титровании 0,0001 н. раствора СНзСООН электропроводность непрерывно понижается. Образующиеся в растворе СНзСОО -ионы также подавляют диссоциацию СНзСООН, поэтому кондуктометрическая кривая изогнута. Однако в связи С увеличением степени диссоциации СНзСООН в раэбзвленны.х растворах не происходит полного подавления ее диссоциации под влиянием СНзСОО -ионов. Равновесная концентрация водородных ионов в этих условиях остается достаточно высокой, и при их нейтрализации электропроводность понижается. [c.79]

При реакции катионов металлов с ЭДТА в водных растворах наблюдается увеличение концентрации водородных ионов. Это ири-водпт -к увеличению электропроводности раствора до прохождения точки эквивалеитности. После точки эквивалентности, вследствие слабо выраженных кислотных свойств у ЭДТА, ионы водорода взаимодействуют с избыточными ионами Это приводит к снижению электропроводности. Следовательно, в этих случаях титра-ционные кривые имеют форму, изображенную на рис. 106, г, кривая 2. [c.161]

Если известны константы обмена A m.n, то по уравнению (140) можно рассчитать положение максимумов на кривых вымывания Утлх для различных концентраций водородных ионов. Оптимальными условия разделения будут такие, при которых V max для каждой пары разделяемых ионов максимально различаются между собой. [c.195]

В друпих случаях, отличающихся от отаисанного выше особого случая, нормальный потенциал может быть определвн путем потенциометрического титрования либо р аствора хинона восстановителем, либо раствора гидрохинона окислителем, так как средняя точка обеих кривых титрования соответствует эквивалентным количествам окислителя и восстановителя. Если в качестве стандартного полуэлемента применяется водородный электрод в том же раство рителе, в каком растворены органические реагенты, то нормальные потенциалы могут быть определены даже в спиртовых растворах с неизвестной концентрацией водородных ионов таким образом, этим методом могут быть охарактеризованы и хиноны, нерастворимые в воде. Нормальный потенциал является точным критерием окислительной способности хинона и, наоборот, восстановительной способности гидрохинона. Ниже приведены величины (определенные при 25°С) нормальных потенциалов хинонов, являющихся производными бензола и некоторых многоядерных углеводородов [c.412]

Кривые потенциальной энергии ионов водорода в растворе и Н-атомо1В, адсорбированных поверхностью катода, на котором происходит разряд водородных ионов, показаны на рис. 21, Величина фР представляет полное смещение уровнен энергии ионов в растворе, наступающее при возникновении отрицательного скачка потенциала на границе электрод—раствор. Соответственно этому абсолютное значение произ)ведения (1—а)фр измеряет снижение энергии активации процесса разряда Н-ионов из раствора, а офр определяет увеличение энергии активации противоположного процесса ионизации водорода. Принимая все это во внимание, для скорости разряда Н-ионов будем иметь (с учетом отрицательного знака ф-потенциала) - [c.73]

После того, как оказывается достигнутым предельный диффузионный ток по кислороду (т. е. з спокойных растворах уже при относительно очень небольшой. плотности катодного тока), электродный потенциал резко смещается в сторону отрицательных значений, так что становится возможным разряд ионов водорода (или разложение воды с выделением водорода), и сила тока вновь начинает возрастать, следуя кривой водородного перенап,ряжения. [c.89]

Кривая 1 на представленном рисунке характеризует сильнокислотные катиониты, проявляющие свойства сильной кислоты и способные обменивать свои водородные ионы на другие катионы при низких значениях pH. Такие свойства придает иониту активная фуппа SO3H. Та же кривая при верхней шкале pH описывает свойства сильнроснов-ных анионитов, проявляющих свойства сильного основания и способных обменивать свои гидроксильные ионы на другие анионы в щелочной среде при высоких рН- Такие свойства сообщает активная группа sN . [c.178]

Кажущиеся величины рК для а-карбоксильпой группы и а-амипогрупп (т.е. значения pH, при которых эти группы в среднем наполовину диссоциированы) довольно сильно различаются, составляя рК = 2,34 и рК, = 9,69. При низком значении pH (ниже рК/) почти все молекулы аланина являются полностью протонированпыми и несут положительный заряд. Другими словами, при высокой концентрации водородных ионов в растворе тенденция к диссоциации водорода из структуры аланина оказывается незначительной. Из кривой титрования видно, что точка перехода между ветвями кривой располагается при pH 6,02. Это означает, что при данном значении pH суммарный (или средний) электрический заряд молекулы аланина равен нулю и она не перемещается в электрическом поле ни к аноду, ни к катоду (изоэлектрическое состояние). Такое значение pH получило название изоэлектрической точки и обозначается р1. Изоэлектрическая точка аминокислот, не содержащих дополнительных МН,- или СООН-групп, представляет собой среднее арифметическое между двумя значениями рК [c.38]

Несмотря на кажущуюся ясность понятий кислота п основание в свете положений теории электролитической диссоциации, вопрос о точном определении этих понятий возник в первой четверти текущего столетия в результате установления новых экспериментальных фактов. Так, при электрометрическом титровании соляной кислоты ацетатом натрия была получена кривая,, аналогичная кривой нейтрализации кислоты основанием. Еще в-1908 г. А. Лепворт (1872—1941) в Манчестере, основываясь на экспериментальном определении влияния воды на скорость этери-фикации в спиртовых растворах (в присутствии соляной кислоты как катализатора), высказал предположение, что кислоты служат донорами водородных ионов (теперь говорят — протонов), основания являются акцепторами водородных ионов. Позднее , в 1923 г. Т. М. Лаури (1874—1936), профессор химии в Кэмбридже, и одновременно с ним и независимо Иоганн Николаус Брён-стед (1879—1947) и Нильс Бьеррум (1879—1958) в Копенгагене расширили эти представления. Наиболее полно теория кислот ш оснований была развита И. Бренстедом, согласно которой кислотами следует считать различные молекулы или ионы, способные отдавать протон (доноры протонов), а основаниями следует-считать частицы, способные присоединять протоны (акцепторы-протонов). [c.247]

Из рис IV 1 и IV 2 видно, что общий характер зависимости константы скорости от концентрации водородных ионов у всех трех соединений остается неизменным В то же время из сопостав-кривых 2 и на рис IV 1 следует, что скорость сульфи тк>вавия этилгваяцилкарбинола (XII) во всем изученном интер [c.145]

При потенциометрическом методе титровании с рН-ме-трической индикацией эквивалентной точки вместо изменения э.д.с. по шкале прибора фиксируется изменение величины pH, отражающее концетрацию водородных ионов. Эквивалентную точку для искомого компонента предварительно находят графически, а также титрованием навески чистого реактива или искусственной Смеси, близкой по составу к анализируемым растворам, до определенного значения pH. За эквивалентную точку принимают то значение pH, при котором взятое вещество определяется количественно и с наименьшей ошибкой. Конечную точку титрования можно найти графически на кривой зависимости величины pH от V (объема добавленного титранта) по изменению-скачку pH (см. рис. 38). После установления эквивалентной точки проводят анализ технических продуктов титрованием до найденного, строго определенного, значения pH. [c.24]

На основании предыдущего можно предположить, что концентрация водородных ионов является фактором, оказывающим большое влияние на физические свойства амфотерных коллоидов. В силу того, что заряды коллоидных частичек в изоэлектрической точке минимальны, их тенденция переходить в раствор и их стабильность в растворе также минимальны. Это проявляется в набухании подобных веществ, подвергаемых действию растворителя в таких условиях (например, температурных), когда полное растворение невозможно. Характер набухания желатины в одноосновных кислотах и щелочах виден из рис. 9. В кривой набухания минимум соответствует изоэлектрической точке по обе стороны от этой точки набухание быстро растет при прибавлении кислоты или щелочи. Каждая из ветвей кривой проходит через максимум, обязанный, вероятно, десольватирующему действию прибавленного электролита при достаточно высокой его концентрации (см. также обсуждение на стр. 227). [c.222]

Чтобы компенсировать этот избыток,вода диффундирует в поры и пустоты геля,вызывая его набухание, до тех пор, пока диффузионные силы не уравновесятся кохезионными силами структуры геля. Тяга в раствор и, следовательно, набухание пропорциональны е. Максимального набухания следует ожидать при тех же самых концентрациях водородных ионов, что и для максимума осмотического давления. Рис. 9 и 14 показывают что это действительно имеет место, ибо форма кривых сходна и оба максимума наблюдаются при одном и том же pH, а именно 3,3. Делались попытки количественного приложения теории к набуханию белков и других веществ, но это весьма трудно вследствие упругих свойств самого геля (см. также стр. 243). [c.228]

Для обоих ионов порядок величины первой ко станты кислотной диссоциации известен из данных исследования гидролиза. Для иона меди (II) известна также четвертая константа кислотной диссоциации из определений Дауэллом и Джонстоном растворимости кристаллической окиси меди (II) в растворе гидроокиси натрия. Произведение четырех первых констант кислотной диссоциации акво-иона цинка известно из определений Куншертом концентрации акво-иона цинка в растворах цинката. Относительно акво-иона серебра известно, что этот ион последовательным отщеплением двух водородных ионов в щелочном растворе превращается в дигидроксо-ион. Действительно, из полученной Джонстоном, Чута и Гарретом кривой растворимости окиси серебра в разбавленном растворе [c.69]

Диссоциация воды. Степень и константа диссоциации воды. Активная и общая кислотность. Ионное произведение. Точка нейтральности. Водородный показатель (pH). А етоды определения pH. Теория индикаторов. Буферные растворы. Колориметрический метод определения рн. Потенциометрический метод определения pH. KoHueHtpaunoH-ные элементы. Водородный электрод. Соотношение между каломе-левым и водородным электродами. Потенциометрическое титрование. Кривые титрования. Определение pH методом изучения скоростей химических реакций, катализируемых водородным ионом. [c.132]

Гросс и Гальперн [11] указали, что взгляд Горовица на постоянство значения упругости растворения металлов в стекле противоречит его допущению о роли адсорбированных стеклом из раствора ионов металла, и вывели для потенциала стеклянного электрода уравнения, аналогичные уравнениям Габера, приняв во внимание растворимость стекла в воде. Горовиц [12] ответил на это возражение Гросса и Гальперна, что упругость растворения ионов металла им не принималась постоянной. Для легкоплавких сортов стекла можно считать допущения Габера и Кле-менсевича в первом приближении правильными. Однако, как будет видно из кривых калибровки наших электродов, точной линейной зависимости между pH раствора и потенциалом электрода не существует, что вызывает необходимость установки значений электродного потенциала при различных реакциях раствора но буферным смесям. Теория Габера требует дополнения в том смысле, что постоянство концентрации водородных ионов в стекле определяется буферными свойствами систем кремневая кислота и ее соли. [c.30]