Равновесная концентрация ионов – Расчёт равновесных концентраций ионов в растворе

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⁺ + 3SO₄^2-.

Из уравнения диссоциации видно, что из одной молекулы соли образуются 2 иона алюминия и 3 сульфат-иона 

[Al³⁺]=2Cм = 2 моль/л; [SO₄^2-]= 3См = 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⁺,

К_а1= [HSO₃^—][H⁺]/[H₂SO₃]= 1.610^-2 ; (1)

вторая ступень HSO₃^—  SO₃^2- + H⁺,

K_a2= [SO₃^2-][H⁺]/[HSO₃^—]= 6.310^-8 . (2)

Из уравнений диссоциации следует, что образование одного иона HSO₃^— сопровождается образованием одного иона H⁺, а образование одного иона SO₃^2- сопровождается образованием двух H⁺, следовательно, концентрации всех ионов связаны уравнением

[HSO₃^—]+ 2[SO₃^2-]= [H⁺], (3)

а равновесная концентрация кислоты определяется уравнением

[H₂SO₃]= Cм — [HSO₃^—]- [SO₃^2-]. (4)

Решая систему уравнений (1)-(4) можно рассчитать концентрации всех ионов, однако следует обратить внимание на то, что K_a1K_a2. 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 SO₃^2-.

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

К_а1= х² /(См — х)= 1.610^-2

или

х² /(0.2- х)= 1.610^-2,

откуда х₁ = -6.510^-2 и х₂ = 4.910^-2. Концентрация не может быть отрицательной величиной, поэтому решением является второй корень уравнения. Окончательно можно записать

[Н⁺] = [HSO₃^—] = 4.910^-2 моль/л, [H₂ SO₃]= 0.151 моль/л,

₁ = [Н⁺]/См = 4.910^-2 моль/л/0.2 моль/л = 0.245, или 24.5%.

Расчет [SO₃^2-]

Из равенства значений [Н⁺] и [HSO₃^—] в соответствии с уравнением (2) следует

[SO₃^2-][H⁺]/[HSO₃^—]= [SO₃^2-] = К_а2 = 6.310^-8 моль/л,

₂ = [SO₃^2-]/[HSO₃^—]= 6.310^-8 моль/л./ 4.910^-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 m_p= V = 1000 мл0.97 г/мл = 970 г;

масса растворенного вещества m= m_p = 970 г0.05 = 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^—.

К_в= [NH₄⁺][OH^—]/[NH₄OH]= 1.810^-5 .

Воспользуемся законом разбавления Оствальда

 = (К/См) = =(1.810^-5 /1.39) = 3.6 10^-3 ;

1, следовательно, применение этого закона допустимо. При диссоциации одной молекулы исходного вещества образуется 1 ион ОН

—; в одном литре раствора диссоциирует См молекул, следовательно, образуется столько же ионов ОН^—, тогда

[ОН^—]= См =3.6 10^-3  1.39 моль/л = 5.0010^-3 моль/л,

рОН = — lg[ОН^—] = — lg 5.0010^-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=²См/(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.  [c.101]

    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. 

[c.8]

    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 c_B — молярные концентрации отдельных ионов (моль/дм^3), z_B 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