Водородные ионы энергия

Муса и от 9 до 11 ккал/моль для остальных грунтов) значительно превосходят значения энергии активации вязкости воды (от 3 до 6 ккал/моль) и подвижности водородных ионов (от 1 до 3 ккал/г-ион), что указывает на существенное различие процессов диффузии в жидкой фазе грунтов и почв и в растворах электролитов. gs Возможны и отступления от экспоненциальной зависимости скорости грунтовой и почвенной коррозии металлов от температуры, связанные с более быстрым высыханием или с меньшей аэрацией грунта или почвы при повышении температуры. [c.389]

Водородной называется такая связь, которая образуется посредством атома водорода, входящего в состав одной из двух связанных частиц (молекул или ионов), Энергия водородной связи [21—29 кДж/моль] приблизительно в 10 раз меньше энергии обычной химической связи. И тем не менее, водородная связь обусловь [c.116]

Энергия (теплота) активации вязкости воды и подвижности водородных ионов (но Глесстону, Лейдлеру и Эйрингу) [c.354]

Энергия (теплота) активации разряда водородных ионов в растворах кислот на разных электродах (по Глесстону, [c.354]

Как ранее было указано, электрохимическая реакция присоединения электрона к иону водорода требует некоторой энергии активации, т. е. для того, чтобы процесс разряда ионов водорода шел на электроде с определенной скоростью, необходимо сообщить ему некоторый избыточный (против равновесного) потенциал, который определяется величиной перенапряжения водорода. Потенциал разряда водородных ионов с определенной скоростью к равен сумме равновесного потенциала водородного электрода и величины перенапряжения водорода, обозначаемой г]. Под величиной перенапряжения водорода понимают сдвиг потенциала катода при данной плотности тока 1п в отрицательную сторону по сравнению с потенциалом водородного электрода в том же растворе, в тех же условиях, но при отсутствии тока в системе. Поэтому расход электрической энергии на получение водорода электролизом больше, чем это определяется термодинамическими подсчетами. [c.42]

На ионизацию электролита определенное влияние оказывает полярность молекул растворителя, их способность к донорно-акцепторному и дативному взаимодействию с растворенным веществом и ионами, способность молекул растворителя образовать водородные связи. Выделяющаяся при сольватации ионов энергия часто с избытком компенсирует энергию, необходимую для разрушения кристаллической решетки и разрыва связей в молекулах растворяемых веществ. [c.184]

В соответствии с условием приближенного вычисления силу кислоты можно характеризовать величиной константы, которая выражает общую энергию химической связи обоих водородных ионов с анионом 5 ". Иначе говоря, для приближенного расчета можно представить диссоциацию кислоты следующим образом [c.40]

В целом материалы этой главы свидетельствуют о том, что недиссоциированные молекулы электролитов, так же как и ионы, взаимодействуют с молекулами растворителей. При взаимодействии образуются продукты присоединения определенного состава, который зависит от природы растворенного вещества и растворителя. Важную роль в образовании этих продуктов присоединения играет водородная связь. Энергия сольватации молекул меньше энергии сольватации ионов и в значительной степени зависит от энергии водородных связей. Изменение энергии молекул при переходе из среды в среду может быть оценено с помощью нулевых коэффициентов активности. [c.264]

Разрешение кажущейся аномалии в изменении относительной силы бескислородных кислот заключается в признании того, что кислотность в первую очередь связана с тем, насколько легко кислота отдает свои водородные атомы в виде водородных ионов. Это происходит тем легче, чем больше дипольный момент молекулы, который увеличивается, с одной стороны, с ростом электроотрицательности, с другой стороны — при ослаблении связи водород — неметалл. Энергия связи в галогеноводородах в газообразном состоянии при О °К изменяется от 141 ккал моль у НР до 70,6 ккал моль У Н1. Это уменьшение прочности связи идет, как видно, параллельно увеличению кислотности. В ряду МНд, Н2О и НР все отрицательные ионы почти одинакового размера и сила связи Н—X не отличается так сильно. И здесь превалирующую роль будет играть электроотрицательность неметалла. [c.341]

Почва и почвенные растворы также обладают определенной буферной характеристикой, которая обусловливается наличием коллоидов и поглощенных катионов. Большое значение имеют энергия поглощения водородных ионов коллоидами и степень диссоциации коллоидов. Органическое вещество почвы преимущественно состоит из слабых кислот, поэтому оно увеличивает буфер-ность почвы. [c.214]

Эта структура отвечает нулевому формальному заряду атома фосфора. Благодаря образованию водородных связей в водных растворах (разд. 9.6) отрицательные заряды могут переходить ко многим атомам кислорода окружающих молекул воды, вследствие чего заряд ни одного из атомов не будет сколько-нибудь значительно отличаться от нуля. Точно так же четыре атома кислорода могут гидратироваться, благодаря чему двойная связь может резонировать между всеми четырьмя структурами, стабилизируя гидратированный ион энергией резонанса [c.227]

Образование активного центра (АЦ). АЦ называют совокупность остатков АК, расположенных в молекуле фермента определенным образом, так, что именно эти аминокислоты участвуют в связывании субстрата и образовании продукта реакции. В АЦ различают участок связывания и каталитический участок. В образование АЦ могут быть вовлечены даже очень отдаленно расположенные в полипептидной цепи АК, связанные нековалентными связями водородными, ионными, диполь-дипольными. Их энергия не более 4-40 кДж/моль, но таких связей в молекуле фермента очень много, и они играют решающую роль в механизме действия ферментов. [c.29]

Относительная сила кислот связана с их способностью отщеплять протон. Для бескислородных кислот НА способность отщеплять водородный ион определяется полярностью и энергией связи Н— А. Например, в ряду HF - НС1 - НВг - HI энергия связи падает, а кислотность растет несмотря на уменьшение полярности связи. В ряду же СН4— NHa—— HF, несмотря на упрочнение связи, кислотность увеличивается с ростом электроотрицательности атома, с которым связан водород. [c.188]

Исследованиям процессов кинетики гидратационного твердения цементов с применением рН-метрии были посвящены работы [1—2]. В работе [11 о кинетике твердения цементов, судили по изменению величины потенциала во времени, связанной с поверхностной свободной энергией цементных частиц. Автор работы [21 полагал, что, измеряя методом рН-метрии концентрацию активных водородных ионов, можно судить об изменении щелочности в жидкой фазе смеси цемента с водой это отражает процессы гидратационного твердения цементов. [c.181]

Эрдей-Груз и Фольмер (1930 г.), исходя из предположения замедленности стадии разряда водородных ионов и предполагая, что разряду подвергаются не все ионы, но лишь наиболее активные, концентрация которых является постоянной при t = onst и в сильном поле определяется экспоненциальной функцией, пришли к заключению об ограниченной скорости разряда ионов, требую-ш,ей для своего увеличения либо повышения концентрации активных водородных ионов, либо снижения требуемого уровня энергии активации. Роль электрического поля, по Эрдей-Грузу и Фольмеру, состоит в том, что оно снижает необходимую энергию активации на величину, пропорциональную работе перенапряжения, т. е. на (irjf, где Р < 1 (по опытным данным Р = 0,5). Для достаточно больших перенапряжений ими была получена зависимость [c.253]

Если обратиться к рассмотрению реакций ионного обмена, приведенных на стр. 8—9, то станет ясным, что при наличии в воде солей сильных кислот реакция Н-катионирования является обратимой, а при значительной концентрации таких солей в исходной воде эта реакция будет сильно затормаживаться действием образуюшдхся водородных ионов, обладающих сравнительно сильной энергией поглощения. При наличии же в исходной воде солей слабых кислот (например, бикарбоната кальция или магния) реакция Н-катионирования необратима вследствие того, что углекислота в основном выходит из сферы реакции. Поэтому противодействие Н-ионов в этом случае практически не имеет места. [c.19]

Энергия активации незначительно зависит от присутствия катализатора (особенно это характерно для кислот с большим молекулярным весом). Для этерификации ДЭГ индивидуальными кислотами от Са до Сэ энергия активации изменяется от 3,27 до 14,86 ккал/моАЬ и для реакции этих же кислот с ТЭГ от 6,23 до 14,82 ккал1моль. Небольшие изменения энергии активации образования эфиров индивидуальных кислот, например, капроновой и ДЭГ (Е = 10,55 ккалЫоль без катализатора и Е = 8,90 ккалЫоль в присутствии КУ-2), можно объяснить тем, что в отсутствие катализатора протекает каталитическая реакция с участием водородных ионов, образовавшихся за счет диссоциации карбоксильных групп. В присутствии катализатора реакция протекает значительно бысрее за счет повышения концентрации водородных ионов. Более низкие значения энергий активации образования эфиров ТЭГ и высокомолекулярных кислот по сравнению с ДЭГ, видимо, можно объяснить влиянием большей основности триэтиленгликоля. [c.109]

Буферная способность твердой фазы почвы обусловливается в основном двумя факторами количеством почвенных коллоидов и составом поглощенных катионов. Большое значение имеет также энергия поглощения водородных ионов почвенными коллоидами и степень диссоциации последних. Поскольку органические вещества почвы преимущественно состоят из слабых кислот, т. е. кислот, име -ющих очень малую константу диссоциации, они в значительной степени будут связывать поступающие в почвенный раствор ионы [c.119]

Буферность твердой фазы почвы обусловливается в основном двумя факторами количеством почвенных коллоидов и составом поглощенных катионов. Зольшое значение имеют также энергия поглощения водородных ионов почвенными коллоидами и степень диссоциации последних. Поскольку органические вещества почвы преимущественно состоят из слабых кислот (т. е. кислот с очень малой константой диссоциации), они в значительной степени связывают поступающие в почвенный раствор ионы водорода и тем самым оказывают буферное действие против подкисления почвы. Опыт показывает чем больше данная почва содержит органического вещества, тем выше ее буферное действие. [c.217]

Взаимодействие металлов с кислотами. В случае взаимодействия металлов с кислотами в качестве окислителя выступает водородный ион, который оттягивает электрон из атома восстановителя. В свою очередь в качестве восстановителя в этих реакциях могут участвовать только металлы (кроме самых малоактивных) металлоиды же вообще не способны окисляться водородными ионами. Реакции окисления металлов водородными ионами протекают в водных растворах тех кислот, анионы (или сами молекулы) которых не проявляют окислительных свойств. Энергия сродства к электрону у водородного иона, очевидно, равнл энергии ионизации атома водорода ион. н- Тогда взаимодействие металла с кислотой схематично можно представить следующим уравнением [c.46]

Скорость разряда водородных ионов Ур при катодном потенциале ф, по Эрдей-Грузу и Фольмеру, может быть определена из учета поверхностной концентрации иойов Сн и энергии активации. [c.311]

Силы, действующие при образовании комплекса фермент—субстрат, часто относят к нековалентным , объединяя этим термином электростатнческие взаимодействия, дисперсионные силы, водородную связь и гидрофобные эффекты. Собственно электростатические силы делят на ионные (энергия их обратно пропорциональна первой степени расстояния), иоино-дииольные (энергия обратно пропорциональна четвертой степени расстояния) и дипольные, т.е. силы взаимодействия между постоянными диполями и постоянным диполем и индуцированным им диполем (в обоих случаях энергия обратно пропорциональна шестой степени расстояния). Так же изменяется с расстоянием и энергия притяжения, обусловленная дисперсионными (лондоновскими) силами, называемыми обычно ван-дер-ваальсовыми. Вклады дисперсионных взаимодействий в энергию связи невелики [c.324]

При переходе от энтальпии гидролиза к свободной энергии следует принимать во внимание концентрации растворенных в воде веществ и, что особенно важно, pH раствора. При той (очень малой) концентрации водородных ионов, которая обычна в живых клетках, экзо-свободыоэнергетичес-кий эффект в расчете на один моль АТФ согласно эксперименту близок к [c.329]

Вычисленная энергия активации для реакции (10) с участием ацетальдегида равна 23 4 ккал/молъ [47] вместе с тем можно вычислить, что отнятие водородного иона вторичного углерода от углеводорода при реакции (1) должно быть эндотермической реакцией с тепловым эффектом около 42 ккал1молъ [70, 170]. Из этих вычисленных величин видно, что инициирование новых цепей из высших альдегидов значительно более быстрый процесс, чем аналогичная реакция с участием углеводородных молекул. Поскольку известно, что при окислении углеводородов образуются большие количества альдегидов, гипотеза, согласно которой именно альдегиды обусловливают вырожденное распространение цепи, по-видимому, вполне обоснована. [c.194]

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]

F-, СН3СОО, НСОО, СГ, Вг, no , г, NS Последовате 1ьность ионов в этих рядах соответствует уменьшению энергии гидратации. В том же порядке возрастает сродство катионов к сильнокислотным катионитам и анионов к сильноосновным анионитам в процессах ионного обмена. При изменении состава р-рителя, концентрации водородных ионов, т-ры порядок расположения нонов в Л. р. может меняться вплоть до полного обращения. [c.595]

Соединение с более положительным потенциалом будет окислять восстановленную форму вещества с более низким потенциалом с изменением стандартной свободной энергии ДС = —nFAE°=—пД -96,49 кДж-моль , где п — число электронов, передаваемых от восстановителя к окислителю. Если нет специального указания, температура считается равной 25 С. Е° относится к стандартному состоянию, при котором активность водородных ионов равна 1 относится к стандартному состоянию при pH 7, при котором все остальные активности равны единице. [c.231]

Эти изменении свободной энергии можно оценить по данным табл. 3-3. Используя первую колонку (ДО ), рассчитывают, что ДС для уравнения (10-24) составляет —34,5—237,2-f79,5. Чтобы получить ДС (pH 7), нужно вычесть величину 2-7Х Х5,708 кДж, соответствующую разбавлению водородных ионов от активности, равной единице, до концентрации 10 М. Можно использовать также значение ДС (pH 7) окисления с помощью NAD+. В этом случае ДС (pH 7) для уравнения (10-24) оценивается как 12,3-f372,7—219,0-3 кДж. Третий член представляет собой свободную [c.426]

Водородные ионы и катионы с высокой энергией гидратации (например, Са +) способствуют замещению молекул воды, образующих гидратную сферу Ри +, на ионы ЫОз , причем в растворах кислоты дегидратация больше, чем в растворах солей. Это положение подтверждается идентичностью спектров растворов 0,0023 М Ри( IV) в 0,33 М НЫОз+6М НСЮ4 и в 5,7 М NN03. [c.43]

Длина и энергия водородной связи. Энергия водородной связи варьирует от ПО кДж/моль (или, возможно, еще больших величин) [Inorg. hem., 1963, 2, 996] для наиболее сильных (в ионе F—Н—F ) до 30 кДж/моль для О—Н—О п eme меньших значений для более слабых водородных связей. В соответствии с типом водородной связи X—Н—X меняются н длины связей (табл. 8.4). [c.24]

Поскольку можно говорить о кинетике процесса агрегации, то уместно ожидать, что скорость гелеобразования возрастает с повышением температуры. Это не всегда имеет место в процессе флокуляцЦи, когда образуются водородные связи с органическими молекулами, но при гелеобразованпи наблюдается заметный температурный коэффициент скорости формирования силоксановых мостиковых связей между частицами. Была измерена энергия активации процесса гелеобразования в поликремневой кислоте, но, однако, имеется мало данных по превращению золей с известными размерами частиц в гели. Ниже pH 2, когда скорость реакции пропорциональна концентрации водородных ионов (HF оказывает каталитическое действие), энергия активации составляет около 9,5 ккал/моль. Согласно данным Пеннера [226], при pH 4,5, когда реакция катализируется гидроксил-ионами, энергия равна 16,1 ккал/моль. Броде, Браун и Хофф [227] определили близкое значение, равное [c.501]

Теплота образования ферроцена из элементов в их стандартном состоянии при 25°, вычисленная на основании теплоты сгорания [55], равна. 33,8 ккал/моль. Используя принятые значения теплоты образования циклопентадиенильных радикалов, получаем для теплоты образования ферроцена из СбНз-ради-калов и газообразного железа величину, равную примерно —147 ккал/моль. Это и есть энергия связи кольцо — металл. Если мы прибавим к этому еще энергию, необходимую для превращения железа в двухвалентное состояние (примерно 125 ккал/моль), то получим значительно большую величину энергии связи, отражающую замечательную устойчивость соединения [139]. Известно, что ферроцен не изменяется при температурах ниже 400° [140]. На него не действуют щелочи и кислоты в отсутствие окисляющих агентов. Однако кислоты облегчают его окисление, так что при большой концентрации водородных ионов даже воздух окисляет ферроцен в значительно менее устойчивый феррициний-катион. Окислительный потенциал ферроцена, измеренный полярографически, равен 0,16 в в воде и 0,30 в в 95%-ном этаноле [141]. Эти величины лежат в интервале между значениями окислительных потенциалов для систем [c.127]

Тот факт, что они снова разделяются, указывает на существование диссоциирующей силы, настолько значительной, что она превосходит энергию их взаимного электрического притяжения Вероятно, эта сила очень близка (если не идентична) к средней поступательной кинетической энергии молекул, вследствие чего можно ожидать, что ее величина не долнша зависеть от структуры данного противоиона. Поэтому должно существовать динамическое равновесие между водородными ионами, приближающимися к частичке золота (благодаря взаимному электрическому притяжению), и другими, покидающими ее под действием диссоциирующей силы, какова бы ни была ее природа. Водородные ионы будут удерживаться на среднем расстоянии, при котором работа против электрического притяжения равна энергии выхода с поверхности. Сила электрического притяжения Р [c.137]

Величина / h dz характеризует энергию химической связи в водном растворе между анионом HDz и водородными ионами с образованием молекул дитизона H2DZ, которые находятся в слое органического растворителя. В случае применения четыреххлористого углерода эта величина равна 2-10" . Для других растворителей эта величина больше или меньше в зависимости, главным образом, от растворимости дитизона в органическом растворителе. [c.142]

Изменение концентрации водородных ионов в растворе оказывает противоположное влияние на величину энергии связей — Н и — С. В зависимости от соотношения, в котором изменяются энергии этих связей, pH по-разпому будет влиять на скорость как всего процесса, так и отдельных его стадий. Появляется возможность регулирования с помощью pH энергий связи реагирующих молекул с поверхностью катализатора, а в силу этого — возможность влиять не только па скорость процесса, но и на механизм, селиктивность и направление реакции гидрирования. Поэтому при подборе катализаторов гидрогенизации в жидкой фазе необходимо учитывать величину pH среды. [c.161]

Найроп пытался получить экспериментальные данные для этого механизма реакции на каталитических поверхностях. Если водородный ионН+, т. е. протон, сталкивается с молекулой, имеющей ионизационный потенциал, меньший 13,54 в, то электрон переходит от молекулы к иону. Например, вода с ионизационным потенциалом 12,9 в образует при сталкивании с протоном ион НдО+. Этот ион в свою очередь может реагировать с молекулой А с низкой энергией ионизации, при этом будет происходить реакция [c.111]

Термодинамика ионизации водородного атома в газовой фазе хорошо известна так, например, увеличение энтальпии в этом процессе составляет 13,59 эв. Путем комбинации этого значения с энтрониями атома водорода, водородного иона и электрона легко вычислить свободную энергию ионизации, причем можно сделать вывод о том, что константа равновесия процесса чрезвычайно мала и при температурах, которые могут быть достигнуты при обычных химических методах, было бы невозможно изучать реакции (1) и (2). [c.458]

Положение меняется при проведении реакции в водном растворе. С достаточным основанием можно предположить, что из-за небольшого размера и ненолярности водородного атома теплота и энтропия растворения водородного атома будут близки к нулю. Известно, что теплота растворения водородного иона велика (12,3 эв) и отрицательна. Так как вклад (предположительно больших) отрицательных энтропий растворения и е в изменение свободной энергии АСд не может быть большим, кислотная диссоциация водородного атома в воде будет значительно больше, чем в газовой фазе, т. е. АСд [c.458]

Величина Кщвг характеризует энергию химической связи в водном растворе между анионом НВг- и водородным ионом, т. е. энергию образования молекул дитизона (НгОг), которые находятся в слое органического растворителя. Именно эта характеристика и необходима для рационального аналитического применения дитизона, так как она дает возможность рассчитать концентрацию ионов дитизона (образующих комплексы с металлами) при известной концентрации дитизона в органическом растворителе и известном значении pH водной фазы. [c.313]

Бабко А, К. и Пилипснко А. Т, [46 константу этого равновесия обозначают Кн.в , считают, что она характеризует энергию химической связи в водном растворе между анионом НОг и водородным ионом образовавшиеся молекулы дитизона переходят в органический растворитель. В случае применения четыреххлористого углерода ими было найдено 2 10- . — Прим. ред. [c.21]

Основность — весьма сложное свойство. Превраидение молекулы, например, в соответствующий карбониевый ион включает локализацию двух электронов на атоме углерода, которые затем могут образовать а-связь с протоном. Кроме этого, на положение равновесия системы кислота — основание влияют энергия сольватации и энтропийные эффекты. Однако в рядах сходных молекул углерод-водородные связи, энергии сольватации и энтропийные эффекты, по-видимому, не будут отличаться слишком сильно, так что для объяснения различий в индивидуальном поведении по-прежнему определяющую роль играет энергия локализации. [c.158]