Единицы концентрации кислоты

Определенная в долях единицы концентрация кислоты в растворе по формуле (5.42) будет равна [c.166]

Как видно, нри 3,5-кратном количестве растворителя достигается степень извлечения кислот 97% при концентрации кислот в рафинате 0,7%. Кривая концентрации кислот в экстракте лежит выше кривой концентрации кислот в рафинате этот факт указывает на то, что коэффициент распределения кислот между МЭК и водой в данном случае выше единицы (1,6—1,2). [c.90]

В растворах сильных кислот фактическая концентрация ионов Н+ равна концентрации кислоты, выраженной в единицах г-эквив. на литр. [c.57]

М K I, перенапряжение водорода возрастает примерно на 58 мВ при увеличении pH на единицу. При постоянной концентрации кислоты перенапряжение возрастает на 58 мВ при увеличении концентрации КС1 на порядок. Опять-таки эти закономерности выполняются, если концентрация добавленной соли не очень велика и можно пренебречь соответствующим изменением коэффициента активности ионов Н3О+. [c.256]

Если коэффициенты активности недиссоциированных молекул слабого электролита принять равными единице, а коэффициенты активности однозарядных ионов равными среднему коэффициенту активности и учесть соотношение концентраций кислоты и соли, то получим [c.89]

Для сильных кислот и щелочей, у которых степень диссоциации равна единице, активная реакция будет соответствовать общей концентрации кислоты или щелочи. [c.58]

В зависимости от условий разряда емкость аккумулятора ограничивается различными факторами, так, например, при достаточном запасе серной кислоты в аккумуляторном сосуде и малых плотностях тока (порядка менее I а дм ) чаще всего емкость ограничивается пассивацией электродов. При больших плотностях тока (порядка более 10 а/дм ) пассивация усиливается и появляется еще новый фактор — локальное снижение концентрации кислоты в порах пластин так как диффузия при больших плотностях тока не успевает выравнивать концентрацию в порах и сосуде. При низких температурах разряда емкость, как правило, ограничивается пассивацией отрицательного электрода (рис. 218). Следует отметить, что при большом количестве кислоты на единицу веса активных масс с ростом начальной концентрации кислоты емкость уменьшается, так как пассивация наступает тем скорее, чем выше концентрация кислоты в электролите. В зависимости от условий разряда емкость могут ограничивать либо оба электрода одновременно, либо, в большей мере, один из электродов. Об этом можно судить по ходу кривых потенциал — емкость . У электрода, ограничивающего емкость, имеется загиб раньше и более крутой (рис. 218, кривая 2). [c.481]

Для величин отношений концентраций кислота/соль или основание/соль, заключенных между 10 и 0,1, максимальное изменение pH при добавлении кислоты или основания равно двум единицам. [c.252]

Объем раствора вычисляют в соответствии с уравнением реакции. Сначала устанавливают нужную массу реактива. Затем уже по заданной концентрации высчитывают объем раствора. Если концентрация значительная, то учитывают и плотность раствора, которая в этом случае заметно отличается от единицы. Это справедливо, например, для концентрированных растворов аммиака, а также азотной, серной и соляной кислот. Концентрацию кислот и щелочей обычно указывают не в весовых процентах, а через плотность. Зная плотность раствора, можно по таблицам найти процентную весовую концентрацию основания или кислоты. Плотность измеряют ареометром. [c.286]

С повышением концентрации кислоты концентрация активной промежуточной формы, как правило, возрастает, и в пределе, при достаточно большой концентрации кислоты, а. становится равной единице, т, е. практически все 5 оказываются в форме 5. [c.335]

Влияние растворителей на силу кислот и оснований можно изучить детальнее с помощью коэффициентов активности. Выраженные в единицах концентрации константы равновесия зависят от природы растворителя. Так называемые термодинамические константы равновесия, не зависимые от растворителя, можно получить, подставив в соответствующих выражениях вместо концентраций активности участвующих в равновесии частиц. Термодинамическая константа равновесия К реакции НА= Н - -А определяется следующим уравнением [c.131]

Если концентрации кислоты и соли в буферном растворе близки, т. е. отношение концентраций равняется приблизительно единице, то концентрация ионов Н численно приближается к константе диссоциации кислоты даже при прибавлении к ней небольших количеств сильных кислот и оснований. Такое же явление отмечается в основных буферных растворах с ОН -ионами. [c.115]

В табл. 87 показано влияние давлений в 1, 100 и 1000 атм на коэффициенты активности хлористоводородной кислоты для четырех концентраций.кислоты, а также влияние этих же давлений на коэффициенты активности хлоридов натрия и калия и гидроокиси натрия при концентрации, равной единице. При 100 атм влияние члена, в который давление входит во второй степени, незначительно, но при 1000 атил его следует учитывать. [c.357]

Гидролиз древесины концентрированными растворами кислот слагается из ряда процессов, на протекание которых весьма сильно влияют концентрация кислоты, сс количество на единицу древесины, содержание сахаров в кислоте, температура, биоструктура клеточных стенок, степень измельчения материала [50]. [c.194]

В первом приближении поступают так принимают все коэффициенты активности равными единице и, предполагая, что степень диссоциации электролита сравнительно мала, пренебрегают той частью вещества, которая диссоциировала. В уравнение подставляют значение не равновесной концентрации кислоты, а исходной при этом, так как с = [c.456]

Мы уже упоминали об этой реакции, с которой начались все систематические кинетические исследования вообще. При постоянно температуре, давлении и концентрации кислоты по данным поляриметрии, химического анализа, дилатометрии и калориметрии реакция мономолекулярна по сахарозе. Наблюдаемая константа скорости первого порядка растет с повышением концентрации ионов водорода, хотя и не строго пропорционально. Каталитический коэффициент /ск = = /с/сн+ несколько увеличивается с ростом сн+ и концентрации сахара. Скорость гидролиза не зависит от присутствия недиссоциированных кислот и ионов, отличных от ионов водорода. Таким образом, в данном случае мы имеем дело со специфическим катализом ионами водорода. Каталитический коэффициент для ионов дейтерия к Сц+ превышает /с/сн+ в 1,80 раз нри 18,71 °С и в 1,55 раз при 37,13 °С [55, 56], в отличие от реакции мутаротации глюкозы, для которой это отношение равно 0,64 (25 °С). Известно, что последняя из названных реакций относится к случаю общего (неспецифического) катализа. По-видимому, нри экспериментальных отношениях А б+//сн+ < 1 процесс относится к общему кислотно-основному катализу, а прн отношениях, превышающих единицу, имеет место специфический катализ ионами водорода. Для гидролиза сахарозы уже давно был предложен следующий механизм [c.320]

С повышением концентрации кислоты концентрация активной промежуточной формы, как правило, возрастает, и в пределе, при достаточно большой концентрации кислоты, становится равной единице, т. е. практически все вещестно А оказывается в форме А. В этой области концентраций серной кислоты эффективная константа скорости становится равной истинной константе скорости и, таким образом, последняя может быть определена непосредственно из данных по кинетике реакции. На рис. 66 приведена зависимость эффективной константы скорости превращения о-бензоилбензойной кислоты в антрахинон от концентрации серной кислоты. Видно, что эф(1> растет с ростом концентрации серной кислоты до некоторого предельного значения. Это предельное значение дает непосредственно величину истинной константы скорости кислотно-каталитического процесса. Таким способом истинная константа скорости может быть определена и в тех случаях, когда не существует методов определения концентрации активной промежуточной формы. Как правило, однако, при столь больших концентрациях кислоты [c.248]

Так как Ка (Кь) —некоторые постоянные, степень протолиза увеличивается по мере снижения исходной концентрации кислоты и становится равной единице при бесконечном разбавлении. Поэтому в сильно разбавленных растворах вода почти полностью протолизирует слабые протолиты. В отличие от Ка и Кь степень протолиза зависит от разведения и поэтому мало пригодна для количественного сравнения силы кислот и оснований. [c.383]

Величина потенциала полунейтрализации определяется кислотностью (основностью) титруемой кислоты (основания). В момент нейтрализации 50% слабой кислоты или слабого основания, т. е. в тех случаях, когда отношение концентраций кислоты (основания) и соли в буферном растворе равно единице, величина [Н+] численно приближается к веЗДчине /СнАп или Къ- [c.412]

Гидроксиды ЭО, (ОН) (тфО) обладают исключительно кислотными свойствами. Это объясняется тем, что атомы кислорода, ковалентно связанные с элементом, способствуют поляризации связи О—Н, в силу чего и облегчается диссоциация по кислотному тину с отщеплением протона. Очевидно, с возрастанием т (числа ковалентно связанных с элементом кислородных лигандов) сила кислот должна возрастать. От величины п (количества гидроксогрупп в формульной единице) сила кислоты практически не зависит, поскольку для многоосновиых кислот концентрация ионов водорода в растворе в основном определяется первой константой диссоциации, отвечающей схеме [c.87]

На рис. 73 представлена зависимость бус зеркой емкости от pH для растворов НС1, 1МаОН и различных буферных смесей. Из рисунка видно, что интервал буферного действия смесе11, в основе которых лежит одноосновная кислота, не превышает двух единиц pH. Кроме того. На примере ацетатной смеси можно убедиться, что увеличение общей концентрации кислоты сопровождается пропорциональным возрастанием буферной емкости. [c.135]

Реакция гидролиза пероксикеталя ацетона имеет первый порядок по дипероксиду в присутствии как избытка воды, так и гидропероксида энергия активации этой реакции гидролиза составляет 70.3 5.0 кДж/моль, энтропия активации равна -65.2 4.6 Дж/моль град. При изменении концентрации серной кислоты в реакционной системе изменение начальной скорости реакции (JVq) соответствовало порядку реакции по кислоте. При этом зависимость от логарифма индикаторного отношения (У) имела вид прямой с наклоном, равным единице. Поскольку состав реакционной среды при изменении концентрации кислоты был зафиксирован, подобная зависимость свидетельствует о том, что лими-тируюшей стадии предшествует быстрая ионизация молекулы пероксикеталя. [c.317]

Концентрация соли (1+j ) моль/л концентрация кислоты НСООН - (1-у) моль/л. При добавлении NaOH в количестве, равном буферной емкости раствора по отношению к NaOH, pH раствора увеличится на единицу и будет равным 4,75 Сц"= 1,78-10 моль/л, отсюда 1.78-10-" = (1,77-10- -(1 -у))1 +i [c.94]

При концентрации серной кислоты выше 70% разности Яр — Яо и Н " — Яо почти перестают зависеть от концентрации кислоты. Поэтому, если бы мы выбрали в качестве стандартного растворителя серную кислоту, а не воду, то различия между функциями кислотности начали бы проявляться при концентрациях воды около 30% и выше, а при более низких концентрациях воды величина ахОвн+/йхн+йв была бы равна единице для всех оснований. Этот вывод согласуется с другими данными, которые свидетельствуют о том, что в этом интервале концентраций для растворов серной кислоты характерно удивительно простое поведение. [c.364]

В результате при взаимодействии азотной кислоты, например, с металлами термодинамически наиболее выгодно восстановление до N2, тогда как кинетически более вероятно выделение N0. Большей глубине восстановления должно способствовать уменьшение концентрации раствора. Наоборот, увеличение концентрации кислоты до 70-80 % должно привести, во-первых, к увеличению скорости реакхщи, в частности, первой ее стадии, т. е. процесса образования NO2 во-вторых, к уменьшению растворимости NO2, который в кислоте растворим хуже, чем в воде. Наконец, увеличение скорости реакции приводит к увеличению количества теплоты, выделяемой в единицу времени, а значит, и к повышению температуры, что также отрицательно сказывается на растворимости NOj. В результате становится более вероятным выделение NO2 из раствора, чем его дальнейшее участие в реакциях с восстановителем. Поскольку все упомянутые выше реакхщи термодинамически разрешены и контролируются только кинетически, в реальных условиях все они протекают одновременно, так что всегда образуется смесь нескольких продуктов восстановления (рис. 23.1). В процессе реакхщи, несомненно, меняется и концентрация кислоты и температура, а значит, меняется и состав этой смеси. [c.299]

Анализ урав нений (1), (2) и рисунка приводит к следующим выводам. Все факторы при возрастании снижают содержание тно-феяа, ио в разной степени сильнее всего влияние расхода присадки, затем концентрации кислоты и, наконец, расхода кислоты. Например, 1% расхода присадки по влиянию на качество продукта равнозначен примерно 8% расхода кислоты. На выход продукта У2 наиболее сильно влияет концентрация кислоты (с повышением которой выход уменьшается). Расход при>садки отражается на выходе примерно вдвое слабее ( на единицу варьирования), при этом рост расхода, присадки увеличивает и 1Выход. Это можно объяснить тем, что толуол, содержащийся во фракции БТ в довольно значительных количествах, алкилируется непредельными соединениями [c.51]

НО, часто равно единице, однако это предположение, вероятно, мало оправданно, особенно, если формы ВА и ВА 1 отличаются по заряду. Если концентрация растворенного вещества не очень низкая, можно внести ошибки, предположив, что коэффициент активности незаряженной формы равен единице. Например, коэффициент активности недиссоциированной азотной кислоты изменяется от 1 до 3 в концентрационной области 0<Я< 24 М [76], где Я — общая концентрация кислоты. Кинг и Рис [64] нашли, что коэффициент активности ТТА (тено-илтрифторацетона) в бензоле значительно меньше единицы в растворах, содержащих более чем 0,1 М ТТА. Аналогичное поведение обнаружил Рис [98] для незаряженного комплекса урана (IV) с ТТА. Предположение [106], что коэффициент активности комплекса нептуния(IV) является такой же функцией концентрации ТТА, вероятно, справедливо, так как центральные ионы близки по размеру и почти полностью экранированы большими молекулами лигандов. Однако предположения такого типа, по-видимому, нельзя применить к другим системам, и эксперименты по распределению жидкость-жидкость или жидкость-смола лучше всего выполнять при таких условиях, чтобы коэффициенты активности в органической фазе оставались постоянными (см. гл. 10, разд. 1,А и гл. И, разд. 1,А). Если одна или несколько форм являются дипольными, как часто бывает при равновесиях, в которых участвуют органические группы, возникают дополнительные трудности [5, 66]. Кирквуд [66] показал, что, за исключением очень разбавленных растворов [56, 57], коэффициент активности дипольного иона зависит от его формы и эффективного расстояния между зарядами. [c.45]

Смотреть страницы где упоминается термин Единицы концентрации кислоты: [c.218] [c.24] [c.199] [c.188] [c.93] [c.337] [c.265] [c.31] [c.78] [c.59] [c.361] [c.255] [c.389] [c.251] [c.28] [c.197] [c.62] [c.124] [c.268] [c.122] [c.134]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология