Электролиты вычисление pH и рОН растворов

Движущую силу — напряженность поля // при вычислении абсолютных подвижностей принимаем равной единице. Следовательно, скорость движения ионов обратно пропорциональна их радиусу. Рассмотрим ряд Ы+, На+, К" . Так как в указанном ряду истинные радиусы ионов увеличиваются, то подвижности должны уменьшаться в той же последовательности. Однако в действительности это не так. Как видно из табл. ХУП, 2, подвижности увеличиваются при переходе от к К" почти в два раза. Из этого можно сделать заключение, что в растворе и в ионной решетке ионы обладают разными радиусами. При этом чем меньше истинный радиус иона, тем больше его эффективный радиус в электролите. Это явление можно объяснить тем что в растворе ионы не свободны, а гидратированы или, в общем случае, сольватированы. Тогда эффективный радиус [c.430]

Расчет pH ацетатного буферного раствора проводится аналогично вычислению pH раствора уксусной кислоты, содержа щего ацетат натрия. Подобным же образом рассчитывается рИ аммиачно-аммонийного буферного раствора как слабого оснона-ния, содержащего сильный электролит NH4 I. Пример такого расчета приведен в 35 здесь же повторно укажем конечные формулы для вычисления pH рассматриваемых буферных рас творов [c.323]

Образование ионных пар изменяет электрическую проводимость раствора, поэтому константу ассоциации можно вычислить в принципе из концентрационной зависимости проводимости [38]. Однако в раз- бавленных водных растворах степень ассоциации мала, поэтому очень трудно определить, какая часть наблюдаемой концентрационной зависимости проводимости обусловлена образованием ионных пар, какая является результатом действия других факторов (ср. разд. 4.2.3.4), так как в растворах, содержащих почти целиком ионизованный электролит, определение нескольких процентов ионных пар в присутствии почти 100% ионов значительно труднее, чем обнаружение непосредственно по их проводимости нескольких процентов ионов в растворе, содержащем главным образом недиссо-циированные молекулы. Именно поэтому получено большое число надежных данных по константам диссоциации растворов слабых электролитов в отличие от ассоциации в водных растворах сильных электролитов. Определение константы ассоциации сильных электролитов затрудняется также тем, что степень ассоциации тем выше, чем более концентрированный 5>аствор, тогда как теоретические вычисления проводимости. более надежны в разбавленных растворах. Можно отметить. [c.504]

Опубликованные значения ДЯс относятся к растворам с ионной силой р. от О до 4. Во многих случаях теплота ДЯс была определена при высоких значениях л, поскольку при той же ионной силе была измерена и константа устойчивости. В обширных обзорах [5—8] обсуждаются способы определения концентрационных констант равновесия (т. е. констант равновесия в растворе, где л имеет постоянное значение, большее нуля) при высокой концентрации электролита, считающегося инертным (так называемый метод постоянной ионной среды). Многие исследователи пользовались этим методом при изучении равновесий в растворе с целью преодоления трудностей, связанных с определением коэффициентов активности и вычислением термодинамической константы равновесия (т. е. константы равновесия при л = 0). Значения концентрационных констант равновесия, которые можно определить в растворе с постоянной ионной силой, пригодны дтя сравнения с другими константами, найденными при той же ионной силе в присутствии того же самого электролита. Однако с помощью значений концентрационной константы равновесия, энтальпии или энтропии, найденных при высокой ионной силе, очень трудно определить значения, относящиеся к стандартному состоянию с х = 0. В то же время лишь такие стандартные значения можно сопоставлять с другими термодинамическими данными при изучении энергии химической связи и строения комплексов. Методу постоянной ионной среды, применяемому для определения ДЯс, присущи три основных недостатка 1) дополнительно вводимый электролит в какой-то мере препятствует сольватации ионов металла, лигандов и комплекса, за счет чего система [c.16]

Прибавлено 0.1 н. раствора щелочи, мл (оттитровано соляной кислоты, %) Электролит, определяющий pH раствора Формула для вычисления pH раствора pH [c.315]

При пользовании формулами (П.З), (П.4) и (11-5) необходимо учитывать, что они приводят к удовлетворительным результатам только в тех случаях, когда электролит разбавлен до известного предела. В сильно разбавленных растворах слабых электролитов степень диссоциации а может достигнуть такого значения, пренебрежение которым приведет к большой погрешности в вычислениях. В этих случаях нельзя принимать, что [c.27]

Какова будет связь между силой тока и напряжением в условиях концентрационной поляризации Очевидно, сила тока, идущего через электролит, определится числом ионов Ag+i которые могут диффундировать в единицу времени из объема раствора к электроду. В простейшем случае, когда процесс электролиза становится стационарным, поток ионов Я может быть вычислен по уравнению диффузии (см. гл. XIV) [c.196]

Смит и Нельсон- изучили полярографическое поведение Т1з+ и Т1+ в растворах соляной кислоты. Они наблюдали два подъема на полярограммах Т з+, Первый, начинающийся от нуля, соответствует восстановлению ТР+ до Th, а второй с 1/2=—0,491 в (в 1 М НС1)—восстановлению ТР+ до Т1, Величины диффузионных токов обеих волн ограничены скоростью диффузии Т13-. Константы диффузионных токов ТР+ до Т1+ и Т1 + до Т1 (в 0,6 М НС1) равны 3,83 0,03 и 5,72+0,08 соответственно. Вычисленный нз уравнения Ильковича коэффициент диффузии ТР+ равен 1,00-10"" см- сек К Константа диффузионного тока Т1+ (в 0,6 М НС ) р авна 2,65 0,03, что соответствует коэффициенту диффузии, равному 1,91 -10- см--сек- . Величина эта хорошо согласуется с данными других исследователей. Потенциал полуволны восстановления Т1+ для раствора, содержащего ТР+, практически совпадает с потенциалом полуволны Для растворов, содержащих Т1 (в том же электролите). Полярограммы растворов, содержащих ТР+ и Т1+, могут быть использованы для количественного их определения. [c.269]

Микулин вывел формулы для вычисления коэффициентов активности электролитов двух различных типов (71 и уг) в смешанном растворе, подчиняющемся правилу Здановского, по их коэффициентам активности в бинарных растворах (7 и уг ) и числу частиц VI и V2, на которые в растворе распадается электролит [c.115]

Теперь выведем уравнения для вычисления pH и рОН растворов солей, подвергающихся гидролизу. Из уравнения (Б) следует, что при гидролизе соли, образованной слабой кислотой и сильным основанием, получаются эквивалентные количества молекул кислоты и ОН -ионов, т. е. [СНзСООН]= [0Н ]. Заменим в уравнении (10.9) [СНзСООН] на [ОН ], а [СНзСОО ] на концентрацию соли Ссоли (поскольку она сильный электролит и нацело диссоциирована на ионы). Тогда [c.127]

Поэтому константы равновесия можно получить из измерений точек кипения методами, аналогичными описанным для криоскопических данных в гл. 12 (разд. 1) и гл. 16 (разд. 1). Однако для количественных работ этот метод используется в меньшей степени, поскольку повышение точек кипения может быть измерено менее точно, чем понижение точек замерзания. Кроме того, нельзя использовать фоновый электролит для контроля осмотических коэффициентов. Подобно криоскопии, эбуллиоскопия не является строго изотермическим методом, но ее преимущество заключается в том, что точка кипения раствора или растворителя может меняться с изменением давления, и поэтому она не ограничена одной температурой. Так, Аллен и Кальдин [1] изучили димеризацию карбоновых кислот в бензоле при температуре 50—80° с помощью дифференциального терморавновесного метода, подобного методу, описанному для криоскопии. Давление контролировалось с точностью 0,1 мм рт. ст. с помощью маностата. Константы димеризации, вычисленные по уравнению (12-20) в предположении, что Ф=1, хорошо согласовались с результатами, полученными другими методами (ср. гл. 16). Бурьон и Руйер [4а] использовали подобный метод при изучении комплексов галогенидов цинка и ртути(П). [c.317]

Определение температур замерзания. Экспериментальные определения, необходимые для этого способа, достаточно просты и сводятся к измерениям температур замерзания растворов в зависимости от концентрации электролита. Заметим, что аналогичным способом часто вычисляют активности электролитов в расплавах по диаграммам плавкости. Задача упрощается в тех случаях, когда отсутствует растворимость в твердом состоянии (или очень мала), как это обычно и бывает ири замерзании водных растворов. Способ расчета был изложен ранее, в гл. IV. Особенности вычислений в случае растворов электролитов сводятся к учету того, что активность при разбавлении стремится к моляльности в степени, равной числу ионов, на которые распадается электролит. [c.219]

Прибавлено 0,1 М Электролит, определяющий pH раствора Формула для вычисления pH [c.126]

Потенциалы ячеек с жидкостным соединением находят с использованием уравнения (16-3) для вычисления изменения электрохимического потенциала иона в области контакта. Как уже отмечалось в гл. 2, для интегрирования этого уравнения необходимо знать концентрационные профили, за исключением простого случая двухкомпонентного раствора, которым могут быть электролит и растворитель или два электролита с общим ионом в расплаве соли. Поэтому сначала мы обсудим распространенные модели жидкостных соединений. [c.149]

Электролит алюминиевого электролизера, определение крио-литового отношения 6006 Электролиты вычисление pH в водных растворах 694 измерение электропроводности 1117, 1118 Электролиты гальванич. ванн, определение отдельных компонентов, см. при соответствующих элементах и веществах, а также ванны гальванические Электролиты расплавленные, как фон в полярографии 1034, 1036, 1038, 1054 Электрометаллургия, контроль сырья 6291 Электрометрический рН-компара-тор, применение 1805 Электрометрическое титрование, см. потенциометрия Электрон капельный метод определения качества оксидной пленки на нем 3835 определение А1 в магниевых сплавах типа электрон 5210 Электронагревательные приборы 2245—2256 Электронная теория кислот и оснований 570 Электронные приборы для элек-трохимич. методов анализа, классификация 1712. 1713 Электронографическая аппаратура 2284 [c.400]

Как видно из этих данных, значения омического падения напряжения в электролите, измеренные непосредственно и вычисленные по разности и ф , совпадают с достаточной точностью (1—2%), Это показывает, что измерение потенциала электрода при помощи капилляра, впаянного с обратной стороны электрода, при правильном подборе диаметра капилляра практически устраняет ошибки, обусловленные экранировкой и омическим сопротивлением электролита. Эти ошибки особенно велики и поэтому должны учитываться при измерении поляризации в разбавленных растворах и при высоких плотностях тока. Это весьма важно при измерении потенциала на больших электродах, когда в электролите велико падение напряжения вследствие высокой объемной плотности тока в растворе. [c.25]

III.9. ОТНОСИТЕЛЬНЫЕ ПАРЦИАЛЬНЫЕ МОЛЬНЫЕ ЭНТАЛЬПИИ КОМПОНЕНТОВ ТРОЙНЫХ РАСТВОРОВ ЭЛЕКТРОЛИТ-СМЕШАННЫЙ РАСТВОРИТЕЛЬ И СПОСОБ ИХ ВЫЧИСЛЕНИЯ [c.40]

В предыдущем параграфе рассмотрены примеры вычисления растворимости малорастворимого соединения в чистой воде. Докажем теперь, что растворимость такого вещества понижается в растворе, содержащем другой, но сравнительно хорошо растворимый электролит с одноименным ионом, и увеличивается в присутствии электролита, не содержащего одноименного иона ( 5). [c.112]

При точных вычислениях э.д.с. гальванической цепи. необходимо вводить поправки на диффузионный потенциал. Однако его влияние обычно устраняют. Это достигается включением промежуточного электролита между двумя полуэлементами (см. рис. 42), Для этого чаще всего берут КС1, электропроводность ионов которого приблизительно одинакова /сг =66,3 и /к 63,5 (при одинаковой электропроводности катиона и аниона диффузионный потенциал, вызываемый таким электролитом, равен нулю). Концентрация промежуточного электролита должна быть выше, чем концентрация раствора в полуэлементах. Кроме того, промежуточный электролит должен быть химически индифферентен по отношению к веществам, составляющим данную цепь. Обычно пользуются насыщенным раствором хлористого калия, который помещают в соединительную трубку (сифон) М (рис. 45). Для того чтобы раствор не выливался из сифона, поступают [c.193]

Объем прибавленного ОЛ н. раствора щелочи мл Электролит, определяющий pH раствора Концентрация ионов водорода или гидроксила pH Формула для вычисления [H+J [c.275]

Чем меньше ПР, тем, очевидно, менее растворим данный электролит. Из изученных веществ-электролитов наименьшей растворимостью, по-видимому, обладает селенид ртути HgSe, для которого ПР=10- . Вычисленная отсюда концентрация насыщенного раствора ПР = 3 - моль/л уже не имеет физического смысла (2 молекулы в 1000 м ), так что здесь с полным правом можно говорить о полном отсутствии растворимости. [c.188]

Определевие степени диссоциации. Для определения степени диссоциации нужно знать для данной концентрации величину Л, которая выражается уравнением (44). Как было показано ранее, Л представляет собой эквивалентную электропроводность, которой обладал бы электролит, если бы растворенное вещество было полностью диссоциировано при той ионной концентрации, которая имеется в данном растворе. Поскольку в выражение для Л входит о, между тем как A необходимо для вычисления а, то очевидно, что значение Л может быть получено лишь путем ряда приближенных вычислений. Ниже описаны два метода, применяемые для этой цели., [c.148]

Прибавлено 0,1 М раствора NaOH, мл Электролит, определяющий pH раствора Формула для вычисления pH раст юра pH [c.121]

Степевь диссоциации. Выражение для степени диссоциации, которое будет использовано в дальнейшем, основано на определении зависимости эквивалентной электропроводности раствора от скоростей ионов. На стр. 86 было показано, что скорость нона при бесконечном разбавлении под действием градиента потенциала в 1 в см равняется X /F, причем этот вывод был основан на предположении, что электролит полностью диссоциирован. Рассмотрение этого вывода показывает, что он применим к растворам любой концентрации единственное отличие состоит в том, что если электролит не полностью диссоциирован, то это следует учесть при вычислении истинной ионной концентрации. Если представляет собой истинную степень диссоциации, а с —суммарную (стехиометрическую) концентрацию электролита, то для определения количества электричества, переносимого ионами, следует использовать ионную концентрацию, равную ас эквuв л. Однако при вычислении эквивалентной электропроводности до сих пор пользуются, как и прежде, общей концентрацией с. В результате этого изменения уравнение (19) на стр. 87 примет следующий вид [c.126]

Таким образом, отношение ХД JO В рЗСТВОрб сильных Эи 16К тролитов уже не может служить мерой их действительного распада на ионы (который составляет 100%), а характеризует влияние междуионных сил на способность ионов переносить электричество. Вследствие этого величина а, вычисленная на основании электропроводности соответствующего раствора, представляет для сильных электролитов не истинную, а кажущуюся степень диссоциации. В данном случае величина а показывает, что вследствие тормозящего действия междуионных сил соответствующий электролит проводит ток так, как будто не все молекулы его распались в растворе на ионы (как это имеет место в действительности), а лишь часть их, равная а. То же самое относится и к другим методам определения а, при которых мы тоже находим лишь кажущуюся, а не действительную степень диссоциации сильного электролита. [c.56]

Таким образом, константа гидролиза по второй ступени в 46 миллионов раз меньше, чем константа гидролиза по первой ступени. Поэтому второй ступенью гидролиза можно при решении данной задачи пренебречь и вести вычисление, исходя из уравнения (а). Поскольку (МН4)53 сильный электролит, дис-ссциирующий в растворах практически нацело, 0,1 моля его образует 0,1 г-иона 3 и 0,2 г-иона NH . Концентрацию ионов 3 при равновесии [c.230]

Весьма важный вопрос заключается в том, зависят ли найденные описанным путем кривые а, = / (т) иу f (т) от состава и свойств второго электролита, фигурирующего в расчетах. Очевидно, что в качестве второго электролита следует выбирать такой электролит, который обладает наибольшей растворимостью и вызывает наибольшее снижение активности воды с ростом концентрации раствора (например, НС1, a lg и т. п.). Для решения этого вопроса нами были рассчитаны значения т = (aJ и у = (aJ для водного раствора КС1 при 25° С по данным, относящимся к системам КС1— H l-H O, K l- a la-H O, K l-Na I-H O, KGl-KOH-H O и K l—KF—HjO (табл. 4, рис. 6). На рис. 6, а пунктиром нанесены кривые, построенные по таблице А. Б. Здановского [17, стр. 488], составленной путем компилятивной сводки данных различных авторов при температурах 0—100° С, а на рис. 6, б — кривые, вычисленные из этих данных но формуле (33). Опытные данные о совместной растворимости перечисленных систем взяты из работы [39, стр. 576—578, 380, 147, 587, 298], а активности воды в бинарных растворах электролитов — из [33, стр. 560, 561, 563, 566, 589] и [40, стр. 462]. [c.320]

Из формулы (25) можно сделать вывод, что коэффициенты k. l должны аддитивно складываться из величин /с / для отдельных ионов, образующих электролит. Еще Геффкен [23] отметил весьма удовлетворительную аддитивность величины ф и значительно худшую аддитивность коэффициентов к. Последнее можно объяснить тем, что, как вытекает из формулы (25) и как подтверждает практическая проверка, лучшей аддитивностью обладают величины А / . В табл. 1 и 2 приведены вычисленные нами (в основном, по данным таблиц Справочника технической энциклопедии [24, стр. 193—263]) значения констант ф и к 1> для некоторых водных растворов I-I и II-I электролитов при 20° С в области концентрированных растворов, т. е. при С > 1 моль1л. [c.406]

Следующая таблица дает наиболее достоверные из известных в на-. стоящее время значений отдельных потенциа юв (== ,.,ектрод-электролит)-которые показывают электроды при комнатной температуре по отношению к их растворам, содержащим 1 грамм-молекулу указанного вещества в литре, независимо от того, идет ли речь об ионах или нейтральных веществах. Например, под раствором, содержащим 1 грамм-ион Hg2 в литре, следует подразумевать раствор 400 г ионов закисной ртути в литре, в то время как Hg+ , а также 2Hg соответствуют 200 г ионов окисной ртути в литре раствора. Вещества, составляющие гетерогенную фазу и участвующие в электродном процессе, характеризуются (за исключением металлов) словом твердый , жидкий , газообразный , причем газообразное вещество должно всегда обладать парциальным давлением в одну атмосферу. Диффузионные потенциалы должны быть элиминированы. Эти величины называются нормальными потенциалами некоторые из них могли быть определены только путем вычисления. [c.235]

Менее точны измерения Иммервара [15] потенциалов ряда солей при 25° С, сравниваемых с децинормальным каломельным электродом. В табл. 12 приведены вычисленные Иммер-варом концентрации Hgp в соответствующем электролите, отнесенные к условной единице — концентрации Hg2" в 0,1-н. растворе (N03)2- Введя соответствующие степени диссоциации электролита (что не всегда может быть точно сделано), получим I — произведения растворимостей в тех же условных единицах, которые легко привести к действительным произведениям растворимостей Ь, сравнивая не,с1, с Ьне,с, — 10,4 10 при 25° С, вычисленным по табл. 10. [c.108]

В связи с тем, что реакция окисления НдАзОз" перманганатом протекает довольно медленно, в реакционную смесь рекомендуется добавлять небольшое количество (2 капли) 0,002 М раствора КЮз. Однако и при этом вблизи конечной точки окисление идет медленно. Это затруднение преодолевают следующим образом. После появления розовой окраски генерирование прекращают и электролит хорошо размешивают в течение 10 мин. Рели окраска раствора не исчезает, добавляют 1,0 мл раствора ферроина, после чего продолжают титрование до указанного выше изменения окраски. Затем прибавляют еще 1,0 мл раствора индикатора и снова титруют до изменения окраски раствора. При вычислении концентрации НгЛвОз учитывают расход количества электричества на окисление ферроина. Описанным путем можно определить 2— 5 мг арсенита в 60 мл раствора с относительной ошибкой от -0,87 до 0,62%. [c.52]

В 34 были рассмотрены примеры вычисления растворимости малорастворимого соединения в чистой воде. Докажем теперь, что растворимость такого вещества понижается в растворе, содержащем другой, сравнительно хорошо растворимый, электролит с одноимен- [c.55]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология