Ионная сила измерения

Наиболее распространен и универсален метод постоянной ионной силы. Если известен качественный состав анализируемого образца, готовят стандартные растворы, одинаковые по составу с анализируемым раствором. Для более сложных систем, образцов с переменным составом необходимо применять стандартные растворы, содержащие избыток индифферентного электролита, позволяющий создать постоянную ионную силу как в анализируемом, так и в стандартных растворах. Тем самым осуществляется стандартизация условий, обеспечивающая постоянство коэффициентов активности, диффузионного потенциала и влияний других факторов во всей серии измерений. В этом случае можно использовать график зависимости Е—рс,. [c.113]

Для определения термодинамической константы устойчивости по уравнению (XI. 125) достаточно измерений при двух значениях ионной силы. Исследование при двух или нескольких значениях ионной силы существенно увеличивало объем экспериментальной работы, что, по-видимому, явилось одной из причин, сдерживающих такие исследования. [c.264]

Рис. 89. Кривые распада вторичной структуры РНК при изменении ионной силы, измеренные по оптической активности при 405 тц и по оптической плотности при 258 т л.

Пусть неизвестны первые констант равновесия и га, параметров описывающих зависимости от ионной силы. Совокупность а-п уравнений зависит от а-га - - га -Н га, неизвестных. Вследствие измерения части 1н т) уравнения (18) уже не могут выполняться точно, но тогда можно определить объединенный вектор неизвестных [c.41]

Для незаряженных полимеров приведенная вязкость Лпр линейно убывает с уменьшением концентрации раствора, стремясь при экстраполяции к нулевой концентрации к своему пределу —характеристической вязкости [т]]. Для растворов ионизированных макромолекул при низких ионных силах зависимость приведенной вязкости от концентрации раствора аномальна их приведенная вязкость с уменьшением концентрации полиэлектролита нелинейно возрастает (рис. IV. 3). Это делает невозможным определение характеристической вязкости раствора полиэлектролита путем экстраполяции измеренной в таких условиях приведенной вязкости к нулевой концентрации полимера. [c.120]

Стандартный потенциал железа при 20° С равен —0,44 в. В растворе устойчивы ионы Fe (см. гл. II, 3, табл. 4). Железо в отличие от никеля является достаточно активным металлом. Разряд его ионов протекает со скоростями, большими, чем скорость разряда ионов никеля. Измерение силы тока ионного обмена, выполненное по методу поляризации (с применением RT i [c.405]

Следует отметить, что невозможно измерить разность потенциалов в плотной части двойного слоя Дфз- Если поддерживать ионную силу раствора, а тем самым падение потенциала в диффузионном слое постоянным, то изменение потенциала электрода оказывается равным изменению потенциала в плотной части двойного слоя. Влияние такого изменения потенциала на скорость реакции уже можно измерить. То, что было верно для недоступного измерению скачка потенциала в двойном слое, оказывается справедливым н для измеренной разности потенциалов в одной области ускоряется, например, катодная реакция, в то время, как в другой замедляется обратная анодная реакция. Это происходит потому, что изменения разности потенциалов относятся ко всему двойному слою, в то время как переходное состояние локализовано в пределах его плотной части. Ранее полагали, что переходное состояние симметрично относительно начального н конечного положений на координате реакции (а= к). Для анодного тока перехода заряда [c.340]

Как уже указывалось, измерению доступны только изменения потенциала в плотной части двойного слоя, найденные из измерений потенциала электрода при постоянной ионной силе. Поэтому целесообразно принять в качестве точки отсчета равновесный потенциал системы фр. Это удобно в связи с тем, что при фр прямая и обратная (сопряженная) реакции протекают с одинаковой скоростью. Ток обмена определяется следующим выражением [c.341]

Уравнение (10) справедливо для всех водных систем, в которых находятся и другие протолиты, при условии замены концентрации на активности. Коэффициенты активности и в этом случае определяются через ионную силу раствора. Уже при ионной силе />10 значения pH сильно изменяются, что необходимо учитывать при сравнении данных, полученных расчетом и из потенциометрических измерений. [c.378]

Итак, метод измерения дифференциальной емкости позволяет определять п. н. 3., находить зависимость заряда поверхности от потенциала, а также рассчитывать величины адсорбции органического вещества и специфической адсорбции ионов в растворах с постоянной ионной силой. Метод применим как к жидким, так и к твердым электродам и является чрезвычайно чувствительным к любым изменениям в строении двойного электрического слоя. Последнее обстоятельство предъявляет очень высокие требования к чистоте исследуемых этим методом металлов и растворов. Существенным препятствием для использования метода измерения емкости является возможность протекания электрохимических реакций на границе электрод — раствор. [c.60]

Чтобы рассчитать специфическую адсорбцию ионов, которая практически равна их поверхностной концентрации Л,, электрокапиллярные измерения проводят в смесях поверхностно-актив-ного и поверхностно-неактивного электролитов с постоянной ионной силой, например [c.176]

Следующим этапом исследования является изучение кинетики брутто-процесса, измерение его скорости и ее изменение во времени, определение общего и частного порядков реакции, энергии активации, константы скорости. Влияние условий проведения на скорость процесса, таких, как давление, полярность растворителя, pH, ионная сила раствора, также позволяет сделать те или иные выводы о механизме. [c.366]

Практика показывает, что измерения pH приходится производить в таких растворах, которые ни по ионной силе, ни по ионному составу не [c.406]

Изменение общей ионной силы раствора заметно влияет на диссоциацию солей (повышение х ведет к увеличению диссоциации). Примером могут служить усред-нерные результаты измерений, показанные сплошной чертой на рнс. У-17. В целях сопоставимости полученные при разных ионных силах величины обычно приводят экстраполяцией к (1 = 0 и, как конечный результат исследования, указывают число, найденное таким путем (в данном случае —5-10" ). Подобным же образом при ц = 1 [c.182]

Определение истинной константы диссоциации кислоты НА заключается в нахождении значений р/С с помощью измерений э.д.с. элемента (VII) с переменным содержанием M I и спектрофотометрических измерений, позволяющих найти логарифм отношения концентраций протолитических форм кислоты. Полученные значения р/С представляют графически (рис. X. 30) в виде функции корня квадратного из ионной силы, а для I — I-валентного электролита — корня квадратного из концентрации соли M I. [c.658]

Рассчитайте ионную силу раствора, коэффициент активности ионов водорода (lg/ = —0,51 2 у/), активность ионов водорода в этом растворе (а = /-с) и ожидаемое значение pH раствора (рН =—lgaн+). Сравните с измеренным значением pH. Если оба значения сильно различаются, воспользуйтесь формулой расчета коэффициента активности иона для растворов с более высокой ионной силой (формулу найдите в учебнике или в справочнике). [c.235]

При калориметрическом определении теплот реакций типа (Х1.38) и (XI.39) проводят несколько серий калориметрических измерений теплот взаимодействия растворов, содержащих центральный ион с растворами лиганда. Измерения обычно выполняются при постоянных температуре и ионной силе и переменной концентрации реагирующих веществ. При тех же значениях ионной силы и температуры определяются теплоты разведения и вносятся соответствующие поправки в теплоты взаимодействия. Проведению калориметрических измерений обычно предшествует большая предварительная работа по исследованию равновесий в изучаемой системе, учету или подавлению возможных побочных процессов и т. д. [c.271]

Мембранные электроды широко применяют для измерения активности ионов в растворе методом прямой потенциометрии, например для определения анионов СЮ , NO3, Г, Вг , СГ, S N , катионных и анионных поверхностно-активных веществ (ПАВ) и др. Для аналитической химии представляет интерес возможность определения ионов путем потенциометрического титрования по методам окисления — восстановления, осаждения, комплексообразования. В этом случае нет необходимости пересчитывать активность на концентрацию, так как точку эквивалентности при титровании устанавливают путем наблюдения за изменением концентрации, а концентрация и активность при постоянной ионной силе раствора изменяются в одинаковой степени. [c.470]

Уэстленд и Бимиш [652] применяли для определения 1,5— 10 мкг мл иридия п-нитрозодиметиланилин, образуюш,ИР1 с иридием вишнево-красный комплекс неизвестного состава. Метод не избирателен определению мешают нелетучие кислоты. Чтобы избежать влияния примесей, авторы [652] рекомендовали новый метод отделения иридия, основанный на его гидролит ческом осаждении в присутствии в качестве соосадителя гидроокиси никеля. После растворения выделившегося осадка никель отделяют от иридия пропусканием раствора через колонку с катионитом дауэкс-50. На результаты определения но этому методу влияют такие факторы, как температура, кислотность, время нагревания и ионная сила. Измерения необходимо проводить сразу при появлении окрашенного соединения. Светопоглощение измеряют при 530 ммк в водно-этаиольных растворах с pH 7,2— 7,3, которые предварительно нагревают на водяной бане (при 70°) в течение 40 мин. Эту методику можно рекомендовать лишь при условии соблюдения ряда предосторожностей. Одновременно с образованием растворимого окрашенного соединения частично происходит гидролиз иридия, и хотя обычно выделившуюся гидроокись снова растворяют, часть иридия всегда может не раствориться. [c.207]

Для растворов, обладающих очень низкой ионной силой, измерения pH с хингидронным электродом должны находиться в согласии с измерениями, полученными нри помощи водородного электрода. По данным Бильмана, нри одинаковом значении pH между О и 38° потенциал (в вольтах) хингидронного электрода относительно водородного электрода [c.409]

Для ориентирования молекул в растворе вместо потока можно использовать сильное электрическое поле (рис. 12.12). Электрическое поле обычно подают в виде прямоугольных импульсов. Импульс должен иметь малую длительность, чтобы нагрев раствора и массовый перенос молекул растворенного вещества вследствие электрофореза в этом поле были минимальными. Чтобы не происходило чрезмерного нагревания, раствор должен иметь низкую ионную силу. Измерения двойного лучепреломления и дихроизма в электрическом поле — это просто оптические измерения преимущественной ориентащш, появляющейся под действием электрического поля. Как и в случае ориентации в потоке, анализ движений молекул при наличии ориентирующей силы представляет собой сложную задачу. Поэтому принято измерять степень ориентации в установившемся режиме или скорость исчезновения ориентации после отключения электрического поля. [c.289]

Анализ основан на строго определенном значении массы атома, молекулы или иона данного вещества определенного изотопного состава. Масс-спектраль-ный анализ веществ, в частности газов и паров, сводится, во-первых, к временному и пространственному разделению на группы различных по массе ионов, содержащихся в пробе вещества (электрически нейтральные атомы и молекулы предварительно подвергаются ионизации), посредством воздействия электромагнитного поля в высоком вакууме (до 10" мм рт. ст.), где взаимовлияние частиц сводится к минимуму, и, во-вторых, к измерению ионного тока, образуемого суммарным зарядом частиц одинаковой массы и характеризую-нюго их относительное содержание (концентрацию) в пробе. В результате последовательного изменения значения электромагнитных сил измерению подвергаются поочередно ионные токи (10" —10" й), соответствующие группам [c.603]

При этом используют методы и прямой потенциометрии, и потенциометрического титрования. Следует так же отметить, что основное отличие проведения потенциометрических измерений с целью определения констант равновесия от обьиного титрования, применяемого для аналитических целей, заключается в необходимости строгой стандартизации условий эксперимента. Титрование выполняют в термостатированных условиях и при постоянной ионной силе раствора (обычно 0,1 - 1 М). Необходимо выбрать также оптимальные концентрации изучаемых компонентов, реагента и величину общего объема раствора. [c.104]

Дифференциальный метод Каванаг основан на нахождении о ьема раствора титранта, затраченного на реакцию с определяемым веществом, не по скачку потенциала в к.т.т., как это обычнц. принято в потенциометрическом титровании, а по величине йЕ = З.Д.С.2 - э.д.с.1, где э.д.с. и э.д.с.2 - последовательно измеренные значения э.д.с. цепи в двух близлежащих точках титрования, полученных до достижения т.э. Обязательным условием метода является измерение этих значений э.д.с. с большой точностью и лишь после установления строго постоянной величины индикаторного электрода. Каждое деление шкалы потенциометра должно отвечать точно 1 мВ (точная компенсация с элементом Вестона). Необходимо также, чтобы ионная сила титруэмого раствора оставалась практически неизменной при внесении очередной порции титранта. Поэтому метод пригоден для определения либо в сильно разбавленных растворах (т.е. малых концентрациях веществ, что является <его преимуществом), либо после предварительного значительного разбавления испытуемого, раствора. [c.176]

Величину ионной силы обычно выражают через молярные коние гграиии. Аналогичным образом выражают и активность раствора электролита. В практических работах очень часто в качестве единиц концентрации используется моляльность. Это связано с тем, что взвешивание можно производить более точно, чем измерение объема, с одной стороны, а с другой — моляльность не зависит от температуры [c.233]

Полученные на основании измерений величины X или а при разных концентрациях константы К несколько изменяются. Непостоянство констант является результатом того, что уравнение Оствальда не учитывает коэффициентов активности, а ими можно пренебречь только для очень разбавленных растворов. Кроме того, истинное значение величины а определяется отношением экспериментально наблюдаемой электропроводности к электропроводности полностью диссоциированного электролита при той концентрации, при которой измерена электропроводность. Для того чтобы определить величину а, нужно найти величину Vohob при данной концентрации по уравнению Кольрауша a q ob = — В /1. Эта поправка возникает в связи с изменением подвижности ионов при изменении ионной силы. [c.125]

Таким образом, скорость окисления тиоацетамида не зависит от концентрации окислителя, т. е. имеет нулевой порядок по [Ре(СЫ)бР- и первый порядок по тиоацетампду и ионам ОН . Однако при низких концентрациях окислителя лимитирует стадия (б), и тогда для расчета скорости реакции следует использовать уравнение (4). Лимитирующая стадия (б) включает взаимодействие двух отрицательно заряженных ионов, поэтому в соответствии с уравнением (XV.46) скорость этой реакции возрастает с увеличением ионной силы раствора (в частности, при введении КС1 в реакционную смесь), а также при увеличении диэлектрической постоянной среды (XV.48). Поскольку скорости окисления тиомочевины и тиоацетамида очень чувствительны к концентрации щелочи, кинетику этих реакций изучают при постоянном значении pH и реакции проводят в присутствии карбонат-бикарбонатной буферной смеси, которая поддерживает pH 11. Исследование кинетики окисления тиомочевины и тиоацетамида облегчается тем, что реакция идет с заметной скоростью при температурах выше 30°С и замедляется при охлаждении ход реакции можно контролировать измерением концентрации гексацианоферрата (III) в растворе, используя фотоэлектроколориметр с синим светофильтром (400—450 нм) гек-сацианоферрат ( I) не поглощает в этой области. [c.374]

В начале опыта 81 и 8г содержали равные количества серной кислоты, бисульфата аммония (добавлялся для получения смеси с постоянной ионной силой 2,0М) и сульфата церия. При / = 0 (/ — время) титрованный раствор щавелевой кислоты вводился в 8] и равный объем воды — в 82. Для измерения скорости реакции в ячейку 82 вводили отмеренный избыток сульфата железа (Урезо.) записывали время, за которое стрелка гальванометра, отклоняющаяся при каждом добавлении, устанавливалась на нуль. Получены следующие значения для одной серии измерений с использованием 0,00253 М Се (804)2, 0,00125 М Н2С2О4 и 2,0 М Н28О4 [c.134]

Собирают прибор для титрования, состоящий из крутильных весов, штатива с тремя кюветами и ультратермостата. Включают ультратермостат и устанавливают температуру 40 °С, Измерения проводят при повышепной температуре, чтобы уменьшить время установления адсорбционного равновесия. Наливают в первую, вторую и третью кюветы все возрастающие объемы латекса, например 5, 10 и 15 мл, и доводят объем до 100 мл буферным раствором с pH = 9. Буферный раствор создает среду с постоянной ионной силой и pH, что обеспечивает воспроизводимость результатов при определении поверхностного натяжения. После выдерживания кювет с растворами в термостате в течение 10 мин измеряют поверхностное [c.93]

Регенерация отработанных травильных растворов в производстве печатных плат (см. задачу 355) производится электрохимическим методом. Катодный потенциал в примененном электролизере-регенераторе, измеренный по отношению к платиновому электроду сравнения, помеш,енному в католит, равен е — 0,41 В. Потенциал анода по отношению к платиновому электроду сравнения, находящемуся в анолите, был равен ба = + 0,86 В. Температура процесса 40° С. Равновесный окислительно-восстановительный потенциал в регенерируемом растворе равен ер -= - - 0,445 В по отношению к насыщенному каломельному электроду (н. к. э ). Окислительновосстановительный потенциал в растворе аналогичной ионной силы с таким же содержанием СиСМг, как и в регенерируемом растворе, и некоторым количеством одновалентной меди, но в отсутствие солей железа равен ер = - - 0,646 В по нормальному водородному электроду (н. в. э.). Равновесный потенциал медного электрода в растворе последнего вида, но в отсутствие СиС12 составляет - + 0,033 В (н.в.э.). Разница между потенциалами платиновых электродов, установленных у поверхностей катода и анода, равна Д V, 2,84 В, а при установке таких электродов по обе стороны диафрагмы, вплотную к ней — ЛКд 0,60 В. [c.260]

Ионная сила — величина размерная. Ее размерность совпадает с размерностью концентрации. Поскольку в аналитических расчетах ионной силы концентрации всегда выражают в единицах измерения моль/л, то и единицы измерения ионной силы оказываются всегда теми же самыми (моль/л) и обычно не указываются. При расчете ионной силы раствора вклад слабых электролитов обычно не учитывается, гак как он незначителен. Так, например, ионная сила раствора, в котором присутствуют сульфат натрия Ыа2804, бромид калия КВг и муравьиная кислота НСООН, рассчитывается с учетом вклада только сильных электролитов [c.62]

Предположим, что измерения окислительно-восстановительного потенциала при постоянном отношении концентрации окисленной и восстановленной форм проводятся в электролитах с различной ионной силой (например, при различном содержании в растворе нейтральной соли). Найденные при этом значения ф (Г) откладываются на графике в виде функции у Г и полученная прямая экстраполируется далее на ось ординат, т. е. на нулевую ионную силу. Так как при этом коэффициенты активности обеих форм становятся равными единице, gfJf обращается в нуль. Следовательно, значение ф (Г) при нулевой ионной силе, которое можно определить графически по отрезку, отсекаемому на оси ординат экстраполированной прямой, численно будет равна величине стандартного окислительно-восстановительного потенциала системы (рис. 87). [c.151]

В табл. 29 приводятся ЛгЯ(Х.79) и ДгЯ(х.80) при нескольких значениях ионной силы, полученные из калориметрических измерений и данных по равновесию (Х.73). Величина при нулевой ионной силе рассчитана по уравнению (VIII.110). [c.210]

Стандартная энтальпия образования иона Сг + может быть также получена по энтальпии растворения K r(S04)2-12НгО в растворе хлорной кислоты. Применение хлорной кислоты подавляет гидролиз иона Сг , связывает SO " в HSO , разрушая тем самым сульфатные комплексы хрома и калия, и обеспечивает заданное значение ионной силы раствора. Стандартная энтальпия кристаллического КСг(804)2 12НгО была определена из независимых измерений теплового эффекта взаимодействия соли со щелочным раствором гипобромита натрия и было получено Д/Н°(КСг( 04Ь-12НгО, к, 298,15 К) = = —5789,8 2,1 кДж/моль. Растворение соли в хлорной кислоте происходит в соответствии с уравнениями [c.211]

Равновесный состав раствора рассчитывался на ЭВМ. Опыт показал, что в растворе любого щелочного нитрата при фиксированной ионной силе Asoi h,l остается одинаковой. В растворе перхлората натрия теплота растворения принимает уже другое значение. Результаты измерений приведены в табл. 46. [c.287]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология