Равновесие ионные, условия смещения

УСЛОВИЯ СМЕЩЕНИЯ ИОННЫХ РАВНОВЕСИЙ [c.86]

Смещение ионных равновесий. Ионное равновесие в растворе слабого электролита, как и всякое химическое равновесие, сохраняется неизменным до тех пор, пока определяющие его условия не меняются. Изменение условий ведет к нарушению равновесия. Так, увеличение объема раствора добавлением к нему- воды смещает равновесие в сторону образования нового количества ионов (т. е. степень диссоциации увеличивается) уменьшение объема при испарении воды вызывает обратный эффект. Равновесие также нарушается при изменении концентрации одного из участвующих в растворе ионов. [c.53]

Смещение ионных равновесий. Равновесие в растворах электролитов, как и всякое химическое равновесие, сохраняется неизменным, пока определяющие его условия не меняются изменение условий влечет за собой нарушение равновесия. [c.253]

УСЛОВИЯ СМЕЩЕНИЯ ИОННЫХ РАВНОВЕСИИ [c.97]

В чем сущность теории электролитической диссоциации 2. Что такое кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации 3. Что такое степень электролитической диссоциации От каких факторов она зависит 4. Что такое константа электролитической диссоциации От каких факторов она-зависит Как ее увеличить . Как уменьшить 05. Чем обусловливается сила электролитов 6. Как формулируется и математически выражается закон разбавления Оствальда ф7. Что называется активностью ионов, молекул, коэффициентом активности, ионной силой раствора 8. Что называется произведением растворимости Примеры. От каких факторов оно зависит ф9. Как влияет введение в раствор одноименного иона на смещение ионного равновесия ф10. Можно ли к сильным электролитам применить закон действующих масс фИ. При каких условиях реакция между электролитами протекает до конца 12. Составьте молекулярные и ионные уравнения образования малорастворимых веществ ВаСг04, АдзРОд, СаСОз, Си(0Н)2, Ре(ОН)з. ф13. Вычислите константу диссоциации одноосновной слабой кислоты, если степень диссоциации ее в 0,1 н. растворе равна 1, 32% И. Вычислите степень диссоциации муравьиной кислоты (НСООН) в 0,5 н. растворе, если известно что концентрация ионов Н+ в нем равняется 0,1 моль/я. 15. Рассчитайте для сероводородной кислоты константу диссоциа- [c.99]

Ионные реакции и равновесия. Для протекания химических реакций в растворах со смещением равновесия необходимы следующие условия. [c.217]

Регенерация смол, т. е. вытеснение из них катионов металлов (катионов жесткости прежде всего) и анионов солей (504 и С1 ) ионами Н+ и 0Н+, возможна при условии смещения динамического равновесия обмена в обратном направлении, т. е. при применении избытка регенерирующих ионов. Обычно регенерацию производят 5%-пыми растворами кислот и щелочей. Однако необходимость полной утилизации отработанных растворов при корректировке солевого состава воды оборотных замкнутых (бессточных) систем водоснабжения заставляет переходить к использованию малых объемов концентрированных растворов, применяя для регенерации катионитов азотную кислоту, а для регенерации анионитов — аммиак. При этом регенерационные растворы легко можно переработать на азотные удобрения. [c.43]

Стандартный потенциал второй системы больше на 0,024 Вив кислой среде приведенное выше равновесие смещается влево, т. е. мышьяковая кислота окисляет в этих условиях иодид-ионы до свободного иода. Для смещения равновесия вправо необходимо связать освобождающиеся ионы Н , что достигается добавлением к раствору гидрокарбонат-ионов, обладающих слабощелочной реакцией. Уже при pH = 8 потенциал второй системы значительно снижается, достигая значения f=0,08 В. [c.315]

В настоящем задании предлагается количественно изучить равновесие с участием ионов водорода и гидроксида и характер смещения равновесия при изменении условий. Для определения концентрации ионов водорода и гидроксида и i пользуется специальный прибор, измеряющий концентрацию (активность) ионов водорода в единицах pH, так называемый рН-метр. [c.223]

Кинетические закономерности и механизмы ионной полимеризации имеют более сложный характер, чем в случае радикальной, так как промежуточные активные центры могут сосуществовать в равновесии в виде различных форм свободных ионов, ионных пар, поляризованных комплексов и др. Смещение этого равновесия в ту или иную сторону путем изменения условий проведения реакций (температуры, природы растворителя, катализатора и др.) позволяет достаточно активно воздействовать на кинетику процесса и структуру образующегося полимера, что, как правило, исключается в случае радикальной полимеризации. [c.18]

Изучение комплексообразования Со (И) осложняется переходом Со (П) Со (П1), быстро протекающим в присутствии окислителя и лигандов. Смещение равновесия комплексообразования в сторону образования комплексов Со (П1) связано с большей термодинамической устойчивостью комплексов Со (III) по сравнению с комплексами Со (II) (в соответствии с уравнением Нернста [3, с. 276]). Такое соотношение в устойчивости объясняется не только большим вкладом (при прочих равных условиях) электростатической составляющей в химическую связь в случае комплексов трехзарядного Со +, но и б -электрон-ной конфигурацией Со +, в большей мере обеспечивающей ковалентную стабильность комплекса, чем ион Со + с сР-электронной конфигурацией. [c.143]

Поскольку при расчете е по формуле (1.16) используют значение с, соответствующее общему содержанию вещества во всех формах, и число поглощающих частиц определенного типа, которое может меняться в результате смещения химического равновесия, обычно неизвестно, то трудно выполнить третье условие. Например, если известно исходное количество данного элемента, взятое для получения раствора комплексного соединения по реакции с каким-либо реагентом, то обычно бывает неизвестна доля этого иона, перешедшая в комплекс, поглощение которого измеряется. [c.20]

Принцип Ле Шателье указывает на возможность смещения равновесия в сторону образования свободного хлора при увеличении концентраций ионов водорода и хлора. Расчет Б ответе 3-133 показал, что хлор образоваться не может. И хлор, действительно, не образуется при стандартных условиях. Напишите условия стандартности для этой реакции. [c.142]

Как уже отмечалось, бесспорным доказательством таутомер-яого строения комплекса может считаться одновременное наличие в спектрах двух групп полос (линий, сигналов), одна из которых относится к молекулярному, а другая — к ионному комплексу. При смещении равновесия (например, за счет изменения температуры или растворителя, но не концентрации, так как оба комплекса имеют одинаковый состав) интенсивности этих полос перераспределяются. Две полосы комнлекса, относящиеся к его разным формам, могут наблюдаться раздельно лишь при условии, что частота миграции протона значительно меньше разности частот этих полос. Так как разность частот полос молекулярного и ионного комплексов в ИК-спектрах, как правило, составляет несколько десятков, редко сотен обратных сантиметров, то указанным способом можно надежно зарегистрировать миграцию протона с частотой, не большей 10 eж . Более быстрый процесс может быть обнаружен по УФ-спектрам. Наблюдение же раздельных сигналов в спектрах ЯМР становится возможным лишь при частотах порядка 10 сек И меньше. Это ограничивает применение медленных методов для решения данной задачи. [c.219]

При накоплении в растворе ионов Си+ более, чем это соответствует условиям равновесия, например, за счет протекания анодной реакции при высокой анодной поляризации, металлическая медь будет выпадать в виде мелкого порошка (смещение равновесия влево). При недостаточной кислотности раствора соль одновалентной меди легко гидролизуется с образованием гидроксида меди I или темно-красного порошка оксида меди I [c.301]

ЭЛЕКТРОДНЫЙ ПОТЕНЦИАЛ, разность электростатич. потенциалов между электродом и находящимся с ним в контакте электролитом. Возникновение Э. п. обусловлено пространств. разделением зарядов противоположного знака на границе раздела фаз и образованием двойного электрического слоя. На фанице между металлич. электродом и р-ром электролита пространств, разделение зарядов связано со след, явлениями переносом ионов из металла в р-р в ходе установления электрохим. равновесия, кулоновской адсорбцией ионов из р-ра на пов-сть металла, смещением электронного газа за пределы положительно заряженного ионного остова кристаллич. решетки, специфич. (некулоновской) адсорбцией ионов или полярных молекул р-рителя на электроде и др. Последние два явления приводят к тому, что Э. п. не равен нулю даже при условиях, когда заряд пов-сти металла равен нулю (см. Потенциал нулевого заряда). [c.424]

Примером значительного влияния давления на равновесие в жидкой фазе является смещение ионного равновесия и связанное с ним изменение электропроводности растворов при высоких давлениях. Чтобы судить о влиянии давления на ионное равновесие, необходимы данные о парциальных ионных объемах (на моль диссоциированного электролита). Однако определить абсолютную величину парциальных ионных объемов в настоящее время не представляется возможным. Если же принять, например, величину в водном растворе при 25 и 1 атм равной нулю, то можно вычислить относительные парциальные объемы других ионов в тех же условиях по величинам парциальных мольных объемов электролитов в бесконечно разбавленных водных растворах. Так, по значению парциального мольного объема полностью диссоциированной соляной кислоты можно найти г с1- (считая ун+= 0), затем, проведя такое же измерение с раствором хлористого натрия, найти [c.53]

Действительно, в результате образования нерастворимых солей из интермицеллярной жидкости удаляется значительная часть электролита, который, как было указано выше, неодинаковой адсорбцией составляющих его ионов на коллоидных частицах создает условия, стабилизирующие эти частицы. По мере образования нерастворимого осадка происходит смещение адсорбционного равновесия — десорбция пептизирующего электролита, что ведет к понижению стабильности коллоидной системы, в некоторых случаях — вплоть до ее коагуляции. [c.103]

Из уравнения (3. 5) следует, что разбавление раствора слабо влияет на коэффициент избирательности, при условии, что не возникает никаких осложнений (таких, как гидролиз или смещение равновесия комплексообразования) ни в растворе (отношение YA Yв приблизительно постоянно), ни в фазе ионита. Это означает, что при обмене ионов с равным числом зарядов (уравнение (3. 1, а) относительные количества ионов в фазе ионита лишь слабо зависят от разбавления. Такое заключение согласуется с экспериментальными результатами, полученными некоторыми авторами [61, 93]. Во многих системах (например, в растворах солей щелочных металлов) влияние разбавления столь мало, что не может быть установлено обычными аналитическими методами. [c.61]

Очень часто сложные вещества представляют собой не совокупности одинаковых молекул, а системы, содержащие наряду с обычными молекулами также продукты их ассоциации и диссоциации. Так, например, чистая вода представляет собой на самом деле равновесную систему, состоящую из различных ассоциатов молекул НаО, индивидуальных молекул НдО, ионов ОН3 и ОН . В этом и многих других случаях происходящее при изменении условий смещение равновесия не приводит к изменению общего состава вещества, что позволяет подтверждать на подобных примерах закон постоянства состава. Лишь в некоторых случаях имеет место изменение общего состава сложного вещества при смещении установившегося ранее равновесия. Так, например, чистая серная кислота представляет собой систему, содержащую наряду с молекулами Н2504 (вернее ассоциатами этих молекул) продукты диссоциации — трехокись серы и воду в эквивалентных соотношениях однако в связи с большей летучестью трех-окиси серы при установлении равновесия с газовой фазой жидкость несколько обедняется трехокисью серы и таким образом состав ее изменяется до тех пор, пока содержание Н2504 в нем не достигнет 98,3 массовых долей в %. Получившееся устойчивое вещество можно было бы назвать нестехиометрическим соединением, однако здесь ясно, что мы имеем дело с раствором стехиометрического соединения, состав которого изменяется вполне законно. Подобным же образом получаются так называемые нестехиометрические соединения в кристаллическом состоянии. Так, например, если двуокись какого-либо элемента [c.20]

По закону действующих масс введение избытка ионов НзО или ОН до концентраций [НзО ] > > [Н3О ] и [ОН ] >[ОН ] значительно уменьшает концентрацию продуктов протолиза А или НА" соответственно до значений [ ] <[А ] и [НА ] < <[НА ]. Следовательно, уменьшается степень про-тодиза слабых кислот и оснований анА = [А ]7снд и а =[НА ]7сл. Возросшая концентрация [Н3О или [ОН ] определяется в основном концентрацие сильной кислоты НВ или щелочи МОН [НзО ] = Снв и [ОН ] = Смон (без учета незначительной концентрации ионов НзО" и ОН"—продуктов протолиза слабой кислоты НА и слабого основания А в условиях смещения равновесий влево, т. е. при хорошем выполнении условий [НА] = Сна и [А] = Са соответствующих растворах). [c.137]

Степень диссоциации зависит очень сильно от природы рас творяемых веществ, полярности молекул растворителя, концент раций раствора, температуры. При изменении этих условий степень диссоциации также изменяется, что является следствием нарушения ионного равновесия в растворе. Смещение равновв сия продолжается до тех пор, пока не будут достигнуты прежние условия. [c.33]

Как и в случае одномерных кристаллов, квазиволновой вектор К изменяется в пределах первой зоны Бриллюэна. Вещественность смещений ионов кристалла из положений равновесия накладывает условие на координаты Q K,s,t), а именно, [c.83]

Реакции без изменения состояния окисления элементов чаще всего протекают в газовых и жидких растворах с участием ионов. Как известно, ионные реакции обратимы, и теоретически каждой системе ионов при данных условиях отвечает определенное состояние равновесия. Смещение химического равновесия (иногда практически нацело) происходит при уменьшении концентрации каких-либо ионов за счет образования относительно мало ионизирующихся молекул или комплексных ионов малорастворимых или летучих соединений правило Бертолле). Так, в реакции нейтрализации ионное равновесие смещается в сторону образования мало ионизирующихся молекул растворителя, например в водном растворе [c.207]

Смещение равновесня диссоциации в системах, содержащих комплексные ионы, оиределиется теми же правилами, что и в растворах простых (некомплексных) электролитов, а именно равновесие смещается В направлении возможно более полного связывания комплексообразователя или лиганда, так что концентрации этих частнц, остающихся в растворе не связанными, принимают минимально возможные в данных условиях зпачепнп. [c.202]

Если сместить равновесие (1) влево, то возрастет число противоионов в коллоидной частице и уменьшится ее заряд. Уменьшение заряда частицы приведет, в свою очередь, к уменьшению числа молекул воды в гидратной оболочке коллоидной частицы, т. е. к смещению равновесия (2) в правую сторону. Устойчивость коллоидной системы нарушится. При некоторых условиях число противоионов в коллоидной частице может стать таким, что их заряд полностью нейтрализует заряд зарядообразующих ионов. [c.177]

Уменьшение концентрации тех или иных ионов в растворе и обусловленное этим смещение равновесия могут произойти не только вследствие образования малодиссоциированного соединения, но и вследствие ухода того или иного вещества из сферы реакции . Если, например, такое вещество при условиях опыта летуче, то оно будет улетучиваться из системы, уменьшая тем самым возможность протекания обратной реакции. Большей частью летучие соединения являются одновременно и малодиссоциированными, однако возможен и обратный случай. Так, если взять разбавленные растворы Na l и H2SO4, то в системе [c.189]

Однако равновесие оказывается большей частью настолько смещенным в определенную сторону, что процесс может считаться практически необратимым. Например, для реакции вытеснения меди цинком условие равновесия имеет вид 0,34 -1- 0,03 Ig[ u ] = = —0,76-Ь 0,031д[2п"]. Расчет показывает, что процесс прекратится только тогда, когда остаточная концентрация ионов Си" станет в 2- 10 раз меньще наличной кон-цвнтрации ионов 2п". [c.207]

Дефекты по Френкелю состоят в наличии вакансий и междоузель-ных ионов в эквивалентных соотношениях. Механизм образования дефекта по Френкелю заключается в том, что ионы, испытывающие время от времени большие смещения под влиянием тепловых флуктуаций, покидают свои нормальные положения в узлах и переходят в междоузлие, результатом чего является возникновение вакансии ( дырки ) в решетке (рис. 49, а). Междоузельный ион движется в кристалле, переходя из одного междоузельного положения в другое ва- -кансии также подвижны. При встрече междоузельные ионы и вакансии рекомбинируют друг с другом. Между процессом образования вакансий и процессом рекомбинации устанавливается динамическое равновесие. Равновесная концентрация вакансий и междоузельных ионов в кристалле зависит от температуры (по условию электронейтральности системы концентрации вакансий и междоузельных ионов при любой температуре одинаковы). Как правило, дефекты по Френкелю об- [c.333]

П. образуются и разрушаются в узких интервалах изменения внеш. условий-т-ры, состава р-рителя, pH, ионной силы р-ра и др., т.е. р-ции носят ярко выраженный кооперативный характер. Изменение внеш. условий сопровождается смещением равновесия, при этом изменяется соотношение между структурами а тл 6. Именно благодаря кооперативному взаимод. между макромолекулами П. оказываются весьма устойчивыми соед. даже в тех случаях, когда своб. энергия взаимодействия отдельных звеньев комплементарных цепей мала (всего неск. десятков Дж/моль). Так, известны П. (стереокомплексы), образованные цепями изо- и синдиотактич. полиметилметакрилатов, к-рые удерживаются силами Ван-дер-Ваальса, П., стабилизированные межмол. водородными связями и (или) гидрофобными взаимод.. П., в к-рых полиионы противоположного знака заряда соединены ионными связями (т. наз. полимер-полимерные соли, или полиэлектролитные комплексы). [c.14]

Аналитическая практика постоянно связана с xимичe киv равновесием, с необходимостью создания условий, которые позволили бы сдвинуть установившееся равновесие в нужно направлении и довести до конца используемую реакцию. Все случаи химического равновесия подразделяют па гомогенное и гетерогенное равновесие (см. гл. 1, 7). Качественная характеристика направления смещения равновесия объясняется принципом Ле Шателье (см. гл. 1, 11). Количественная характеристика химического равновесия определяется константой химического равновесия (см. гл. 1, 10). Практика неорганического анализа прежде всего связана с ионными равновесиями. Констант равновесия в этом случае называют константой электролитической диссоциации. [c.84]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология