Константы гидролиза анионов

Константы гидролиза и степень гидролиза можно рассчитать, исходя из данных о ионном произведении воды и константы диссоциации образующегося в результате гидролиза слабого основания или слабой кислоты. Константу гидролиза солей одновалентных катиона и аниона Кг можно вычислить по формулам [c.105]

Аналогично для гидролиза по катиону и для гидролиза и по катиону, и по аниону константы гидролиза имеют выражение соответственно [c.286]

Суммарный эффект гидролиза растворенного соединения определяется природой находящихся в растворе катионов и анионов. Общей константе гидролиза (по катиону и по аниону) отвечает выражение [c.186]

Зная константу гидролиза и мольную концентрацию соли можно вычислить степень гидролиза А, т. е. отношение числа моле кул соли, подвергшихся гидролизу, к обш,ему числу ее молекул Если общую концентрацию аниона слабой кислоты А обозна чить через С моль/л, то Ск — это концентрация той части анио нов А , которая подверглась гидролизу и образовала СН моль/л слабой кислоты НА и Ск моль/л гидроксильных ионов [c.57]

Константа гидролиза катиона (2-10-6 . Ю-м. = 4-10- ) много меньше константы гидролиза аниона [2-10-5°-10- /(1 Ю-1) = 2-10 . При учете гидролиза аниона расчеты можно проводить для нулевой ионной силы. раствора ввиду малой растворимости осадка (меньше 10 моль/л). [c.112]

А -] [И,О] а для константы гидролиза по аниону [c.185]

При гидролизе по аниону концентрация гидролизованных молекул равна Сг = /СнгО/[Н ], поэтому степень и константу гидролиза можно рассчитать по формулам , [c.106]

Для соли, образованной анионом слабой кислоты, величина Кь представляет собой константу гидролиза соли. [c.56]

Для солей, образованных слабой кислотой НУ (где — анион) и сильным основанием, константа гидролиза [c.171]

Таким образом, гидролиз комплексного соединения, в состав которого входит анион слабой кислоты, проходит тем в большей мере, чем слабее кислота (чем меньше константа диссоциации), анион которой входит в состав комплекса, и тем слабее, чем прочнее комплекс (чем больше константа устойчивости комплекса), подвергающийся гидролизу. [c.264]

Так, константы гидролиза двухзарядного аниона по отдельным ступеням следующие [c.133]

Таким образом, константа гидролиза для реакции аниона с водой представляет собой не что иное, как отношение ,0 константе ионизации слабой кислоты, являющейся продуктом этой реакции. [c.276]

Каждая ступень гидролиза многозарядных ионов характеризуется своей Кг. Так, ступенчатые константы гидролиза двухзарядного аниона следующие [c.75]

Константа гидролиза бинарных солей, образованных катионами слабых оснований и анионами сильных кислот, представляет отношение ионного произведения воды к константе электролитической Диссоциации слабых оснований, образующихся в процессе гидролиза. [c.121]

Константа гидролиза бинарных солей, образованных катионами сильного основания и анионами слабых кислот, равна отношению ионного произведения воды к константе электролитической диссоциации слабой кислоты, образующейся в процессе гидролиза. [c.123]

Степень гидролиза. Степень гидролиза соли, гидролизующейся по аниону, выражается отношением концентрации гидролизированной части соли к общей ее концентрации. Степень гидролиза пропорциональна корню квадратному из константы гидролиза и обратно пропорциональна корню квадратному из молярной концентрации соли [c.123]

Замена аниона соли также сказывается на формах гидроксокомплексов и константах гидролиза. Изменение форм вызвано взаимодействием анионов с ионами металла (конкурирующее комплексообразование) или с растворителем. Так, сульфат-ион, образуя комплексы с ионом никеля, уменьшает степень полимеризации. Следовательно, меняя исходную соль (хлорид, нитрат, сульфат), можно получить различающиеся по вязкости и адгезионным свойствам клеи. [c.21]

Сравнивая уравнения (3-30) и (3-31) с классическими, можно установить, что Кю/Ка — ни что иное, как константа гидролиза Кк, если В" — анион слабой кислоты, реагирующей по схеме [c.44]

Раствор многозарядных анионов. По представлениям Брен стеда, многозарядный анион Л — ни что иное, как многокислотное основание, которое может последовательно присоединять протоны. Если протоны выделяются из воды, мы обычно говорим о гидролизе , который может быть охарактеризован с помощью классических констант гидролиза. Рассмотрим, к примеру, две стадии гидролиза иона к [c.50]

По старой терминологии константу равновесия этой реакции называли константой гидролиза. Однако эта реакция — просто особый случай кислотно-основного взаимодействия, так как кислоту можно классифицировать как любое соединение (катион, нейтральная молекула или анион), отдающее протон. В соответствии с этим константу равновесия можно выразить в более знакомом виде, т. е. для кислоты НВ [c.288]

Во всех приведенных выше расчетах было допущено несколько упрощений. Так, при расчете Л и pH принимались равными концентрации продуктов гидролиза, хотя константы ионизации слабой кислоты и слабого основания, получающихся в результате гидролиза, отличались друг от друга. Далее, мы пренебрегали ступенчатым гидролизом аниона слабой многоосновной кислоты, получающейся в результате гидролиза. [c.249]

Так, при взаимодействии катиона или аниона с водой возникают гидроксокомплексы или протонированные анионные частицы. Обычно гидролиз аниона легко учитывается, поскольку константы [c.167]

Таким образом, реакция раствора кислой соли мом<ет быть как щелочной (если гидролиз аниона преобладает над его диссоциацией), так и кислой (в обратном случае). Это определяется соотношением константы гидролиза соли и соответствующей константы диссоциации кислоты. В рассмотренном примере константа гидролиза аниона превышает соответствующую константу диссоциации кислоты, поэтому раствор нмеет слабо щелочную реакцию. При обратном соотношении (например, при гидролизе NaHSOs) реакция раствора кислая. [c.263]

Г5 данном случае кислота Н2О передает свой протон основанию X , образуя кислоту НХ и основание ОН . Реакция обратима, и копцентрации частиц могут быть определены. Это уравпслие является полезным для суждений об основании Х , которое, как указывалось выше, может иметь любой заряд. Константа основности основания X в воде, иногда называемая также константой гидролиза аниона X (когда Х — анион), представляет собой константу равновесия этой реакции, как это имеет место в том случае, когда растворителем служит вода [c.911]

Вычислить константу гидролиза, степень гидролиза h и pH при комнатной температуре в растворах солей, гидролизующихся по аниону слабой одноосновной кислоты а) 0,1 УИ Na H3 00 б) 0,1 М K N в) 0,01 М K N. [c.78]

Приведенные равновесия представляют собой (в терминологии теории водных растворов) равновесия гидролиза соответствующих анионов, а отвечающие им константы равновесия Кь являются константами гидролиза /Сгид( . Они могут быть вычислены исходя их значения /Са и соответствуюш,их констант диссоциации [c.46]

Ионы [Ме(Н20) ,] не имеющие координированных ОН "-групп пли анионов, существуют только в определенных условиях, например в перхлоратных растворах с концентрацией металлов не более 10 г-атом/л и концентрацией водородных ионов 2 г-ион/л,и выше. В присутствии же анионов-комплексообазователей (N03 , С1 и др.) образуются комплексные ионы типа [Me(NOз)] [Ме(МОз)21 и т. д. С понижением кислотности в растворе появляются ионы [Ме(ОН)] +, Аналогично ведет себя и гафний, хотя степень гидролиза его растворов несколько ниже, чем у циркония первые константы гидролиза для них 1,33-10 и 2,10-10 . При растворении солей 2г и Н в воде равновесие устанавливается крайне медленно. Например, pH раствора оксихлорида циркония становится более или менее постоянным только через сутки после его растворения. В разбавленных растворах солей цирконий преимущественно находится в виде ионов [2г(ОН)з] [c.282]

Если Ка < 10 , как, например, в случае борной кислоты, то npii больших разбавлениях следует учитывать гидролиз аниона кислоты R. Так как тн в растворах таких слабых кислот очень мало, можно считать mHR = Wi-fmoH и — и оценить значение тон по константе [c.464]

В концентрированных растворах, где почти вся вода находится в сольватной оболочке ионов, химические сдвиги 1Н смещаются в область слабого поля по мере того, как возрастают основность аниона и константа гидролиза гидратированного катиона [кислотность С+ (OH2)J. Объяснение сдвигов и их температурной зависимости основано на образовании очень сильных водородных связей типа С+ОН2... ОН 2... А Н [721а]. Радиальные функции распределения для концентрированной соляной кислоты, в которой между ионами находится от одной до двух молекул воды, характеризуются гораздо более резкими максимумами, соответствующими расстояниям между атомами С1 и О в комплексах С1... НОН и С1 . .. НО... НОН, [c.282]

Нормальный электрохимический потенциал и обратные логарифмы констант нестойкости и констант гидролиза некоторых комплексных соединений двух- и трехеалентного железа с нитрилотриуксусной кислотой. Х - означает ион нитрилотриуксусной кислоты, Ас —анион уксусной кислоты. Значения констант получены в 0,1 н. растворе КС1 при 20° [c.17]

Уравнение (55) показывает, что концентрация ионов водорода в водном растворе бинарных солей (типа ] Н4С1), образованных катионами слабых оснований и анионами сильных кислот, пропорциональна квадратному корню из произведения константы гидролиза на молярную концентрацию соли. [c.72]

Уравнение (59) показывает, что концентрация ионов гидроксила в водном растворе бинарных солей (типа МаСаНдОг), образованных катионами сильных оснований и анионами слабых кислот, пропорциональна корню квадратному из произведения константы гидролиза на молярную концентрацию соли. [c.74]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология