Расчет концентрации ионов в растворе одного вещества
Концентрация ионов определяется степенью диссоциации () и молярной концентрацией вещества (См).
Случай А. Сильные электролиты
Здесь достаточно хорошим приближением является = 1, т.е. все молекулы полностью диссоциированы на ионы.
Пример 1
Рассчитать концентрацию всех ионов в 1 М растворе Al2(SO4)3.
Решение
Al2(SO4)3 — соль, т. е. сильный электролит. Она диссоциирует в одну ступень нацело и необратимо:
Al2(SO4)3 2Al3+ + 3SO42-.
Из уравнения диссоциации видно, что из одной молекулы соли образуются 2 иона алюминия и 3 сульфат-иона
[Al3+]=2Cм = 2 моль/л; [SO42-]= 3См = 3 моль/л.
Пример 2
Рассчитать рН 0.1 М раствора NaOH.
Решение
Гидроксид натрия — щелочь (сильное основание), следовательно, диссоциирует необратимо и полностью:
NaOH Na++OH— ;
при диссоциации из его одной молекулы образуется один гидроксид-ион, следовательно,
[OH—]= См = 0.1 моль/л,
рОН = — lg [OH—]= 1,
pH= 14- рОН = 13.
Случай В. Несильные электролиты
Соли, как правило, являются сильными электролитами, поэтому этот случай относится к несильным кислотам и основаниям.
Пример 3
Рассчитать концентрацию всех ионов в 0.2 М растворе сернистой кислоты и ее степень диссоциации по первой и второй ступеням.
Решение
Здесь , диссоциация обратима:
первая ступень H2SO3 HSO3— + H+,
Ка1= [HSO3—][H+]/[H2SO3]= 1.610-2 ; (1)
вторая ступень HSO3— SO32- + H+,
Ka2= [SO32-][H+]/[HSO3—]= 6.310-8 . (2)
Из уравнений диссоциации следует, что образование одного иона HSO3— сопровождается образованием одного иона H+, а образование одного иона SO32- сопровождается образованием двух H+, следовательно, концентрации всех ионов связаны уравнением
[HSO3—]+ 2[SO32-]= [H+], (3)
а равновесная концентрация кислоты определяется уравнением
[H2SO3]= Cм — [HSO3—]- [SO32-]. (4)
Решая систему уравнений (1)-(4) можно рассчитать концентрации всех ионов, однако следует обратить внимание на то, что Ka1Ka2. Отсюда следует, что концентрации ионов Н+ и HSO3— определяются, главным образом, диссоциацией по первой ступени. Вторая ступень диссоциации играет главную роль лишь в образовании ионов SO32-.
Расчет [Н+], [HSO3—] и [H
2 SO3]Из уравнения (1) следует, что при распаде одной молекулы кислоты образуется один ион Н+ и один ион HSO3—, следовательно, концентрации этих ионов равны х = [Н+] = [HSO3-2], а равновесная концентрация [H2 SO3]= См — х.. Подставляя эти выражения в закон действия масс для первой ступени, получим
Ка1= х2 /(См — х)= 1.610-2
или
х2 /(0.2- х)= 1.610-2,
откуда х1 = -6.510-2 и х2 = 4.910-2. Концентрация не может быть отрицательной величиной, поэтому решением является второй корень уравнения. Окончательно можно записать
[Н+] = [HSO3—] = 4.910-2 моль/л, [H2 SO3]= 0.151 моль/л,
1 = [Н+]/См = 4.910-2 моль/л/0.2 моль/л = 0.245, или 24.5%.
Расчет [SO32-]
Из равенства значений [Н+] и [HSO3—] в соответствии с уравнением (2) следует
[SO32-][H+]/[HSO3—]= [SO32-] = Ка2 = 6.310-8 моль/л,
2 = [SO32-]/[HSO3—]= 6.310-8 моль/л./ 4.910-2 моль/л = 1.29 10-6.
ВЫВОД: при расчете рН растворов слабых электролитов достаточно рассмотреть первую ступень диссоциации.
Пример 4
Рассчитать степень диссоциации гидроксида аммония и рН его 5%- раствора (плотность раствора =0.97 г/мл).
Решение
1). Для решения задачи необходимо знать молярную концентрацию вещества. Для ее расчета удобно исходить из 1 литра раствора:
его масса mp= V = 1000 мл0.97 г/мл = 970 г;
масса растворенного вещества m= mp = 970 г0.05 = 48.5 г;
количество растворенного вещества = m/М = 48.5 г/35г/моль =1.39 моль;
молярная концентрация См=/ V= 1.39 моль/1 л = 1.39 моль/л.
2). Рассмотрим равновесие:
NH4OH NH4+ + OH—.
Кв= [NH4+][OH—]/[NH4OH]= 1.810-5 .
Воспользуемся законом разбавления Оствальда
= (К/См) = =(1.810-5 /1.39) = 3.6 10-3 ;
1,
следовательно, применение этого закона
допустимо. При диссоциации одной молекулы
исходного вещества образуется 1 ион
ОН
[ОН—]= См =3.6 10-3 1.39 моль/л = 5.0010-3 моль/л,
рОН = — lg[ОН—] = — lg 5.0010-3 = 2.30,
pH = 14-pOH= 14 -2.30 = 11.70.
Замечание: если результатом расчета по закону разбавления оказывается, что 0.1, то для расчета необходимо воспользоваться более точным уравнением К=2См/(1-) или сначала рассчитать равновесные концентрации ионов (см. пример 3), а затем ..
studfile.net
Расчет равновесных концентраций ионов — Справочник химика 21
Протолитические, а также и многие другие реакции ионов являются обратимыми процессами. Поэтому при изучении ионных реакций часто приходится иметь дело с определением термодинамически равновесных концентраций тех или иных ионов. В то же время в результате сильных электростатических взаимодействий между ионами уже при малых концентрациях перестают быть применимыми законы для идеальных растворов, в частности, закон действия масс в его простейшей формулировке (хотя электростатические взаимодействия в растворе ослаблены по сравнению с газом, они остаются значительно более сильными, чем взаимодействие между незаряженными частицами). При расчетах равновесных концентраций ионов необходимо, как правило, пользоваться термодинамической константой равновесия, выраженной через активности ионов. [c.32]Для расчета равновесных концентраций ионов Н+, Na+ и Са2+ в статических условиях составлены шесть уравнений концентраций, баланса ионов и равновесия, содержащих 14 переменных. Для случая, когда взят катионит в водородной форме, заданы исходные концентрации ионов в растворе и количества ионита и раствора. Шесть неизвестных равновесных концентраций однозначно определяются этой системой уравнений.
В каком из следующих растворов а) 0,1 М НСООН 0,01 М НСООН 0,001 М НСООН — значение pH будет наибольшим Привести формулу для расчета равновесной концентрации ионов водорода в растворе кислоты. [c.5]
Какую реакцию следует считать доминирующей при расчете равновесной концентрации иона Си + в растворе, содержащем 1 моль/л USO4 и 1 моль/л NHg [c.28]
Таких примеров довольно много, поэтому расчету редокс-потенциала по уравнению Нернста должен предшествовать расчет равновесных концентраций ионов с учетом кислотно-основных и других равновесий в растворе. Из других равновесий наибольшее практическое значение имеет образование координационных и малорастворимых соединений. [c.109]
Методы расчета равновесных концентраций ионов при различных химических взаимодействиях в водных растворах изложены в монографии Батлера (100]. Приведены уравнения для вычисления равновесных концентраций ионов при кислотно-основных взаимодействиях, реакциях осаждения, комплексообразования и окисления— восстановления. Хотя эти уравнения имеют большое значение для аналитической химии, в нНх в ряде случаев имеются допущения, не учитываются коэффициенты активности ионов. [c.39]
Примерный метод расчета равновесных концентраций ионов в неводных растворах в процессе кислотно-основного титрования изложен в [131]. Точное определений точки эквивалентности при титровании неводных растворов рассмотрено в [132]. [c.50]
Исходную систему уравнений преобразуют в полиномы высокого порядка или системы нелинейных уравнений. Они могут быть решены только численными методами с применением ЭВМ. Расчет по полученным полным уравнениям кислотно-основных взаимодействий можно осуществлять при любом сочетании параметров математической модели, в том числе и в случаях, когда применение приближенных формул затруднено или дает неправильные результаты. Приведение системы к полиному или системе с минимально возможным числом уравнений значительно упрощает процесс программирования по сравнению с программированием исходной системы уравнений. При разработке алгоритма расчетов в итерационную схему включена корректировка средних коэффициентов активности ионов. Были разработаны алгоритм и программа расчетов равновесных концентраций ионов и кривых потенциометрического титрования электролитов [37]. Полученный полином или система решается итерационным методом Ньютона Рафсона, причем в программе предусмотрен автоматический выбор работающих членов полинома или системы уравнений. Обращение к числам очень малого порядка осуществляется путем их логарифмирования и последующей нормализации.
Поскольку 2> К2, то при расчете равновесной концентрации ионов водорода в растворе соли можно ограничиться рассмотрением процесса (1.3). [c.10]
В обоих вышеуказанных случаях вычисление степени кислотной ионизации требует предварительного расчета равновесной концентрации ионов Н3О+, причем уравнение (2.27). справедливо только для раствора слабой кислоты. В отсутствие сильных кислот а (а следовательно, и степень ионизации слабой кислоты) мож- [c.27]
Для расчета равновесных концентраций ионов в одной точке титрования требуется 42 с. [c.26]
На кафедре аналитической химии МХТИ им. Д. И. Менделеева разработана программа расчета равновесных концентраций ионов в процессе титрования основаниями (или кислотами) кислот (или оснований), сопровождающегося образованием неполностью диссоциированной соли. Программа пригодна для расчета на ЭВМ МИР-1 и Минск . [c.24]
Работа программы. Расчет равновесных концентраций ионов ведется методом последовательных приближений. [c.26]
Решив совместно указанные уравнения, получаем следующее выражение для расчета равновесной концентрации ионов гидроксония [c.26]
В связи с этим в некоторых вузах уже разработаны автоматизированные программы для расчета на ЭВМ равновесных концентраций веществ. Например, на кафедре аналитической химии Московского химико-технологического института им. Д-И. Менделеева создана одна из первых автоматизированных программ для расчета равновесных концентраций ионов при титровании кислот основаниями (или оснований кислотами). Эта программа осу1цествлялась на ЭВМ «Мир-1» и «Минск». [c.174]
Если в неводных растворителях присутствует вода, то при расчете равновесных концентраций ионов необходимо учитывать равновесие, обусловливаемое взаимодействием воды с растворителем [c.26]
Растворимость углекислого марганца в воде весьма мала. По литературным данным [ ], его произведение растворимости равно 8.83 10 «-При взаимодействии карбоната марганца с хлоридом кальция образуется углекислый кальций, произведение растворимости которого, по данным Фрира и Джонстона [ ], равно 4.82 10 — Эти данные могли быть использованы для ориентировочных расчетов равновесной концентрации ионов марганца в растворах хлористого кальция различной концентрации [c.39]
Поцставив в эту формулу значения [а] и [в], попучкм основную формулу цля расчета равновесной концентрации ионов
www.chem21.info
2) Что такое активность? Как связана активноть иона и его равновесная концентрация? Что такое ионная ила ратвора, коэффициент активности?
Активность
отличается от общей концентрациина
некоторую величину. Отношение активности
()
к общей концентрации вещества в растворе
называетсякоэффициентом
активности:
Коэффициент активности служит мерой отклонения поведения раствора(или компонента раствора) отидеального. Отклонения от идеальности могут быть обусловлены различными химическими и физическими причинами — дипольные взаимодействия, поляризация, образованиеводородных связей, ассоциация,диссоциация, сольватация и др.[1]
Ионная сила раствора — мера интенсивности электрического поля, создаваемого ионами в растворе. Полусумма произведений из концентрации всех ионов в растворе на квадрат их заряда. Формула впервые была выведена Льюисом:
,
где cB — молярные концентрации отдельных ионов (моль/дм^3), zB заряды ионов
Суммирование проводится по всем типам ионов, присутствующих в растворе. Если в растворе присутствуют два или несколько электролитов, то вычисляется общая суммарная ионная сила раствора.
3.Что такое мольная доля?
Мольная (молярная) доля вещества — концентрация, выраженная отношением числа молей вещества к общему числу молей всех веществ, имеющихся в растворе.
где
—
мольная
доля вещества B в растворе
— количество
вещества B,
содержащееся в растворе (измеряется
в молях)
—
сумма количества
вещества всех
компонентов раствора (измеряется
в молях)
4.Как формулируется закон действия масс? Что такое термодинамичекая канстанта равноввессия? Какие факторы влияют на ее величину?
Закон действия масс можно сформулировать так: скорость взаимодействия двух химических реагентов прямо пропорциональна их концентрациям в реакционной системе, а достижимое состояние химического равновесия зависит от скоростей прямой и обратной реакций (см. Обратимые реакции). Значит, в простом процессе A + B = C + D прямая реакция, согласно этому закону, будет идти со скоростью v1 = K1•[А]•[В], а обратная — со скоростью v2 = K2•[С]•[D]. Равновесие в системе установится тогда, когда v1=v2, и величину константы равновесия КР можно в наиболее общем виде выразить отношением:Kр = ([С]•[D])/([А]•[В])В этой формуле Kр — константа равновесия, Kр = К1/К2, a K1 и К2 — константы скоростей прямой и обратной реакций.
5) Что такое реальная константа равновесия? Как связаны термодинамическая и реальная константы равновесия? Конста́нта равнове́сия — величина, определяющая для данной химической реакции соотношение между термодинамическими активностями (либо, в зависимости от условий протекания реакции, парциальными давлениями, концентрациями или фугитивностями) исходных веществ и продуктов в состоянии химического равновесия (в соответствии с законом действующих масс). Зная константу равновесия реакции, можно рассчитать равновесный состав реагирующей смеси, предельный выход продуктов, определить направление протекания реакции.
В реальных системах константа равновесия представляет собой соотношение произведений равновесных активностей продуктов реакции и реагентов, которые отражают соотношение скоростей обратной и прямой реакции при равновесии.
studfile.net
Равновесная концентрация — ион — водород
Равновесная концентрация — ион — водород
Cтраница 1
Равновесные концентрации ионов водорода и анионов кислот средней силы вследствие неполной диссоциации электролита до начала титрования меньше концентрации исходной кислоты, но все же отличаются достаточно высокими значениями и заметно влияют на электропроводность раствора. С уменьшением силы кислоты концентрации Н — и АП — — ИОНОВ все более понижаются и при значении р / Са 5 они уже практически перестают оказывать влияние на электропроводность раствора. При титровании концентрация ионов водорода нелинейно понижается, а анионов кислоты нелинейно увеличивается и в точке эквивалентности достигает максимальной величины, равной концентрации кислоты. [1]
Увеличение равновесной концентрации ионов водорода [ Н ] в системе усиливает протонизацию лиганда-аниона слабой кислоты, уменьшает его равновесную концентрацию и приводит к смещению на диаграмме a; — IglL ] по абсциссе влево вплоть до полного разрушения комплексов. [3]
Данные для малых равновесных концентраций ионов водорода при экстракции дибутиловым эфиром отсутствуют, так как получение их затруднено очень малой экстрагирующей способностью дибутилового эфира в этих условиях. [4]
Для более слабых кислот равновесные концентрации ионов водорода настолько малы, что они практически не могут оказывать влияние на электропроводность раствора в продолжение всего процесса титрования. [5]
Это говорит о постоянстве Кп в широком интервале равновесных концентраций ионов водорода, натрия и аминокислоты. В этих условиях аминокислота находится в фазе ионита как в виде катиона, так и в виде цвиттер-иона. [6]
Очевидно, что, зная х, легко вычислить равновесную концентрацию ионов водорода. Уравнение (19.10) может быть точно решено относительно Н как квадратное уравнение в предположении, что х известно. Но является ли этот путь наиболее простым. [7]
Таким образом, в процессе титрования сильной кислоты сильным основанием равновесная концентрация ионов водорода складывается из ионов водорода сильной кислоты и ионов воцороца, образующихся при диссоциации воды. Концентрация последних ничтожно мала, и если раствор сильной кислоты не очень разбавлен, ею можно пренебречь. [8]
В соотношениях (5.4), ( 5.4), (5.6) фигурируют равновесные концентрации ионов водорода и гидроксильных групп. [9]
Кислоты средней силы ( рКдис 5) характеризуются неполной диссоциацией, поэтому равновесные концентрации ионов водорода и анионов кислоты до начала титрования меньше концентрации исходной кислоты. Это объясняется тем, что в начале титрования подвижные ионы водорода оказывают влияние на электрическую проводимость раствора, которая понижается по мере связывания протонов. [11]
Вызывает тревогу возможная низкая точность определения входящей в эти формулы разности между равновесной концентрацией ионов водорода и концентрацией добавки сильной кислоты. [12]
Поскольку [ H J — величина большая и практически постоянная, коэффициент распределения определяется только равновесной концентрацией ионов водорода в органической фазе. Если галогеноводородная кислота НХ плохо экстрагируется и ( или) слабо диссоциирует в экстракте, не влияя на величину [ Н ] 0, то D зависит от присутствия макроэлемента. В самом деле, когда макрокомпонент экстрагируется и его комплексная кислота, будучи очень сильной кислотой, существенно увеличивает величину [ Н ] 0, коэффициент распределения микроэлемента должен уменьшаться. [13]
В основе определения / Сд и а уксусной кислоты ( слабого электролита) лежит измерение равновесной концентрации ионов водорода [ Н ] раствора известной концентрации. [14]
В отличие от рН значение р [ Н ] связано не с активностью, а с равновесной концентрацией ионов водорода. Оно должно быть либо измерено на соответствующим образом калиброванном рН — метре, либо пересчитано из значения рН путем внесения поправок на коэффициент активности. [15]
Страницы: 1 2
www.ngpedia.ru
1. Предмет и задачи аналитической химии. Значение аналитической химии в науке. Анализ в биологии и службе охраны природы.
АХ — наука о методах определения качественного и количественного состава вещества, АХ является составной частью единой хим.науки.
Предмет АХ — разработка методов анализа, их практическое выполнение, опр-е состава вещ- в, изучение физ.св-в вещ-в.
Задачи: 1. развитие теории методов анализа.
2. разработка и совершенствование методов анализа.
3. обеспечение хим.-аналитич. контроля в процессе проведения научно-исследовательских работ.
Большое место отводится в АХ поиску новых современных методов анализа, с использованием новых достижений науки и техники. Анализ имеет большое значение для промышленности, медицины. Определяется состав вод, почв. В пром-ти исп-ся состав как количественный так и качественный сплавов материалов и т.д.
2. Концентрация и активность. Ионная сила раствора.
Концентрацию, в зависимости от раствора выражают след. способами:
молярная
эквивалентн.
Т-титр.
Если использумые вещ-ва является электролитами, то их состояние хар-ся степенью диссоциации L.
Активность- та эффективная кажущаяся концентрация ионов в р-ре, в соотношении с кот. он проявляет себя в химич. реакции.
Активность связана с концентрацией в соотношении: a=f*c, где f- коэф-т активности.
Значение коэф-та активных ионов опр-ся только ионной силой раствора, и не зависит от природы других ионов, присутствующих в растворе — закон ионной силы Льюиса и Рэндала.
Ионная сила при этом хар-т общее содержание ионов в растворе и рассчитывается как
3. Хим. Равновесие. Константа хим. Равновесия (концентрационная, термодинамическая, условная). Равновесная концентрация. Понятие об аналитической концентрации.
Концентрации веществ, имеющие место в системе с момента наступления равновесия, называются равновесными [ ], эти концентрации остаются неизменными столько долго, сколько не изменяется внешнее условие.
Равновесная концентр. вещества зависти от его исходной концентрации и расхода вещ-ва на протекание реакции до момента установления равновесия.
т.о аналитическая концентрация — это общая концентрация вещества в растворе, независимо от формы его содержания (ионы, молекулы).
Для обратимых реакции закон действующих масс записывается в виде константы равновесия А+В↔С+Д
4. Теории кислот и оснований (Аррениуса, Льюиса, Бренстеда-Лоури).
Одной из первых теорий объясняющих природу кислот и оснований явилась теория электролитической диссоциации Аррениуса — Оствальда. Согласно ей кислотой является электронейтральное вещество, которое при диссоциации в воде в качестве катиона образует только ионы водорода Н+.
НА↔Н++А—
А основанием является вещество, которое при диссоциации образует в воде в качестве аниона только гидроксид – ионы.
NaOH→Na++OH—
Но так как возникали некоторые трудности (некоторые вещества проявляли свойства солей, кислот и т.д), то пришла на смену протеолитическая теория кислот и оснований- Бренстеда-Лоури, согласно которой кислотой является любое вещество, способное отдавать протон, а основанием способное принимать протон.
Многие соли в водных растворах ведут себя как кислоты, хотя Н+ в их составе нет. Эти факты были объяснены в теории Льюиса, но она не нашла широкого применения.
studfile.net
Концентрация равновесная ионов — это… Что такое Концентрация равновесная ионов?
- Концентрация равновесная ионов
- — К. какого-либо элемента в почвенном растворе или вытяжке из п., находящихся в состоянии динамического равновесия с п., при котором количество ионов элемента, переходящее из твердой фазы п. в раствор в единицу времени, равно количеству его, переходящему из раствора в твердую фазу п.
Толковый словарь по почвоведению. — М.: Наука. Под редакцией А.А. Роде. 1975.
- Контур почвенный
- Копролиты
Смотреть что такое «Концентрация равновесная ионов» в других словарях:
РАВНОВЕСНАЯ ДВУОКИСЬ УГЛЕРОДА — количество растворенной в воде СО2, которому соответствует равновесная концентрация гидрокарбонатных ионов и ионов кальция. При нарушении равновесной двуокиси углерода может наступить расстройство водной биоты. Экологический энциклопедический… … Экологический словарь
КРОВЬ — КРОВЬ, жидкость, заполняющая артерии, вены и капиляры организма и состоящая из прозрачной бледножелтоват. цвета плаз мы и взвешенных в ней форменных элементов: красных кровяных телец, или эритроцитов, белых, или лейкоцитов, и кровяных бляшек, или … Большая медицинская энциклопедия
ТВЕРДОТЕЛЬНЫЕ ЛАЗЕРЫ — оптич. квантовые генераторы (лазеры), в к рых активным веществом являются диэлектрич. кристаллы и стёкла, содержащие ионы редкоземельных или переходных элементов, энергетич. уровни к рых используются для создания инверсии населённостей.… … Физическая энциклопедия
ВОДА — ВОДА. I. Физико химические свойства и состав воды. Водные пространства мирового океана и морей составляют 361 млн. кв. км и занимают 71% всей земной поверхности. В свободном состоянии В. занимает самую поверхностную часть земной коры, т. н.… … Большая медицинская энциклопедия
полупроводники — ов; мн. (ед. полупроводник, а; м.). Физ. Вещества, которые по электропроводности занимают промежуточное место между проводниками и изоляторами. Свойства полупроводников. Производство полупроводников. // Электрические приборы и устройства,… … Энциклопедический словарь
ХИМИЧЕСКАЯ КИНЕТИКА И ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ — Скорость любой химической реакции зависит от условий, в которых она протекает: от концентрации реагентов (или их давления, если это газы), температуры, наличия катализатора или излучения и т.д. Одни реакции протекают практически мгновенно… … Энциклопедия Кольера
Плазма — У этого термина существуют и другие значения, см. Плазма (значения). Плазменная лампа, иллюстрирующая некоторые из наиболее сложных плазменных явлений, включая филаментацию. Свечение плазмы обусловлено переходом … Википедия
Плазма (агрегатное состояние) — Плазменная лампа, иллюстрирующая некоторые из наиболее сложных плазменных явлений, включая филаментацию. Свечение плазмы обусловлено переходом электронов из высокоэнергетического состояния в состояние с низкой энергией после рекомбинации с ионами … Википедия
КРИСТАЛЛИЗАЦИЯ — образование кристаллов из паров, р ров, расплавов, из в ва в тв. состоянии (аморфном или другом кристаллическом), из электролитов в процессе электролиза (электрокристаллизация), а также при хим. реакциях. Для К. необходимо нарушение термодинамич … Физическая энциклопедия
Хартил-Д — Действующее вещество ›› Гидрохлоротиазид* + Рамиприл* (Hydrochlorothiazide* + Ramipril*) Латинское название Hartil D АТХ: ›› C09BA05 Рамиприл в комбинации с диуретиками Фармакологическая группа: Ингибиторы АПФ в комбинациях Нозологическая… … Словарь медицинских препаратов
pochvovedenie.academic.ru
Ионное равновесие и концентрация ионов
При увеличении концентрации одного из ионов электролита в его насыщенном растворе (например, иутем введения другого электролита, содержащего тот же ион) произведение концентраций ионов электролита становится больше ПР. При этом равновесие между твердой фазой и раствором смещается в сторону образования осадка. Таким образом, условием образования осадка является превышение произведения концентраций ионов малорастворимого электролита над его произведением растворимости. В результате образования осадка концентрация другого иона, входящего в состав электролита, тоже изменяется. Устанавливается новое равновесие, при котором произведение концентраций ионов электролита вновь становится равным ПР. [c.141]Напротив, если в насыщенном растворе электролита уменьшить концентрацию одного из понов (например, связав его каким-либо другим ионом), произведение концентраций ионов будет меньше значения ПР, раствор станет ненасыщенным, а равновесие между жидкой фазой и осадком сместится в сторону растворения осадка. Следовательно, растворение осадка малорастворимого электролита происходит при условии, что произведение концентраций его ионов меньше значения ПР. [c.141]
Первой стадией этого процесса является ионный обмен, второй — образование осадка. В результате ионного обмена концентрация ионов серебра в растворе возрастает и при достижении произведения растворимости выпадает осадок хлорида серебра. Третьей стадией является закрепление образовавшегося осадка на зернах носителя—ионита. Как показал А. А. Лурье, на ионообменниках с высокой обменной емкостью первые две стадии процесса четко разграничены во времени и пространстве. Сначала происходит вытеснение из ионита иона-осадителя и его диффузия в раствор, затем химическое взаимодействие иона-осадителя с ионом электролита в растворе и выпадение осадка вне матрицы, на поверхности зерна. Последнее объясняется не стерическими факторами, а действием мембранного (доннановского) потенциала (см. гл. П1). Мембранное равновесие приводит в этом случае к почти полному вытеснению электролита из фазы ионита, т. е. матрицы. [c.165]
Мз — -п е М . В состоянии равновесия концентрация ионов Л в растворе практически определяется потенциалом электроотрицательного компонента Мг». [c.119]
К такому же выводу можно прийти, сопоставляя произведения растворимости обоих малорастворимых соединений. В состоянии равновесия концентрация ионов Ва + равна [c.84]
Данная реакция практически протекает полностью слева направо, так как в состоянии равновесия концентрация ионов Ре + в растворе больще концентрации ионов Си + в 102 раза. [c.168]
При установившемся равновесии концентрация ионов Н + в растворе будет одной и той же для каждой равновесной [c.224]
Решение. В данном случае гидролизу подвергается цианид-ион. Обозначим концентрацию ионов N » как 1,0 — х, где. х представляет собой число молей, подвергшихся гидролизу ионов N в 1 л раствора. Тогда можно положить концентрации H N и ОН » также равными х. Равновесие гидролиза [c.276]
Равновесие в этой реакции сильно сдвинуто в правую сторону, так как произведение растворимости для Mg(OH)2 (5,5-10 «) намного меньше, чем для Са(ОН)2 (7,9-10 ). После насыщения гидроксидом кальция морской воды, где содержится 5,3-10 » моль/л ионов Mg»» , концентрация ионов магния в растворе снижается до 2,2-10 моль/л. [c.447]
Тогда, когда приложенный потенциал равен, например, 2,00 В и продолжительность электролиза достаточна для установления в системе равновесия, концентрацию иона Си +, оставшегося в растворе, можно вычислить по (XI. 19) [c.311]
С другой стороны, в условиях равновесия концентрация ионов в электрическом поле должна подчиняться больцмановскому распределению [c.47]
Изменение состава окрашенного комплекса в связи со ступенчатым характером его образования и диссоциации. Определяемый ион М, образуя окрашенное соединение MR , может быть связан с различным числом ионов (или молекул) реактива R поэтому в растворе часто находятся в равновесии различные по составу комплексные ионы (MR, MR2, MRg,. . . ), имеющие, как правило, одинаковую окраску разной интенсивности. Например, Fe + образует с S N-ряд комплексных ионов кроваво-красного цвета различной интенсивности (в зависимости от избыточной концентрации роданид-иона). При концентрации ионов S N» 5 10 г-аок/л [c.10]
Большинство сульфидов тяжелых металлов настолько мало растворимы в воде, что гидролитического расщепления их не происходит. Некоторые сульфиды разбавленными сильными кислотами не разлагаются. Произведение растворимости этих сульфидов настолько мало, что даже при понижении концентрации ионов S» в растворе за счет прибавления ионов Н концентрация ионов металла в растворе, находящемся в равновесии с сульфидом (донной фазой), очень незначительна. Поэтому при пропускании сероводорода такие сульфиды будут выпадать в осадок даже из очень кислых растворов. [c.786]
Если ионит и раствор электролита имеют общий ион (например, если катионит в 1Ча-форме приведен в соприкосновение с раствором хлорида натрия), то ионный обмен не происходит. Хлорид натрия проникает в фазу ионита, но после достижения равновесия концентрация ионов в фазе ионита ниже, чем во внешнем растворе. Точно так же, если раствор хлорида натрия контактирует с анионитом в С1-форме, равновесная концентрация ионов хлора в фазе ионита ниже, чем в растворе. Подвижные ионы, имеющие заряд того же знака, что и фиксированные ионные группы (т. е. анионы в катионитах и катионы в анионитах), называются к о и о н а м и.
www.chem21.info