Основания концентрации ионов водород

При гидролизе соли, образованной сильной кислотой и слабым основанием, гидролизу подвергается катион соли при этом в растворе возрастает концентрация ионов водорода, и он приобретает кислую реакцию, папример [c.148]

Кислотно-основные индикаторы. Кислотно-основные индикаторы представляют собой слабые кислоты или слабые основания, изменяющие свою окраску в определенном интервале pH при изменении концентрации ионов водорода. Их используют в определении pH растворов и эквивалентной точки при титровании кислот и оснований. [c.190]

Выведите формулы для расчета концентраций ионов Н+ и ОН" и pH растворов всех типов гидролизующихся солей через ионное произведение воды Кщ, константу диссоциации слабой кислоты и слабого основания. Каковы границы применимости выведенных соотношений От каких факторов зависят концентрации ионов водорода и гидроксила и pH растворов солей, подвергающихся гидролизу Как изменяются [c.80]

Реакциями нейтрализации в водных растворах являются все реакции между кислотами и основаниями, одним из продуктов которых является вода. Сущность реакции нейтрализации заключается в переносе иона водорода (протона) от кислоты к основанию. Кислотноосновные реакции сопровождаются изменением концентрации ионов Н+. Определение последней играет важную роль в методах кислотно-основного титрования. На практике очень часто вместо концентрации ионов водорода [Н+1 используют водородный показатель pH = = — lg [Н+]. Объясняется это тем, что физико-химические методы позволяют непосредственно определить именно pH раствора. По изменению pH раствора следят за [c.93]

Выведите формулы для расчета концентраций ионов водорода и pH в растворах слабых кислот и слабых оснований. Укажите, какие приближения Вы сделали при выводе этих формул. Каковы границы применимости полученных соотношений [c.209]

Противодействие раствора изменению концентрации ионов водорода ири добавлении кислоты или щелочи определяет буферное действие раствора. Буферное действие данного раствора определяется его буферной емкостью, которая характеризуется числом грамм-эквивалентов кислоты или основания, которое надо добавить к [ л раствора для изменения рИ на единицу [c.313]

Буферными растворами называются растворы слабых кислот и их солей и слабых оснований и их солей, в которых, при добавлении небольших количеств кислот или оснований, концентрации ионов водорода (и pH) меняются незначительно. Достаточно широко применяются ацетатные буферные растворы, состоящие из уксусной кислоты и ее солей, аммиачные — состоящие из водного раствора аммиака и его солей. [c.165]

Величину /Св называют ионным произведением воды. Оно зависит только от температуры (Приложение П, табл. 11). При 25° /Св=1,008-10 . Отсюда при той же температуре а 5+ай[Н ]= — / Кв=10 г-ион/л (об определении Кд из опыта см. стр. 208)-При растворении в воде кислоты или основания концентрация ионов водорода соответственно увеличивается или уменьшается. Активность ионов водорода выражается следующими соотношениями [c.197]

Из уравнения (9-11) следует, что в растворе, содержащем слабую кислоту и сопряженное с ней основание, концентрация ионов водорода зависит только от отношения общих концентраций этих веществ это справедливо в интервале концентраций, где имеют смысл допущения, сделанные при выводе уравнения (9-11). Кроме того, это отношение не зависит от разбавления раствора, так как при изменении объема раствора концентрация каждого компонента изменяется в одинаковое число раз. Таким образом, концентрация ионов водорода в растворе, содержащем заметные количества слабой кислоты и сопряженного с ней основания, не зависит от разбавления и определяется только отношением общих концентраций обоих растворенных веществ. Эта независимость pH от разбавления является одним из проявлений буферирующих свойств таких растворов. [c.223]

Уравнение (3) показывает также, что в растворе, содержащем эквивалентные количества слабой кислоты и сильного основания, гидроксильные ионы вступают в реакцию неполностью, и, следовательно, в момент эквивалентности концентрация ионов ОН больше концентрации ионов Н3О+. Следовательно, pH раствора больше 7. Для вычисления концентрации ионов водорода и pH в момент эквивалентности напишем выражение константы равновесия для реакции (3) [c.95]

Для случая буферных растворов, состоящих из слабой кислоты и ее соли от сильного основания, концентрация ионов водорода в буферной смеси будет равна произведению из константы электролитической диссоциации кислоты на отношение [кислота] [c.205]

У н р а ж н е ние III. Показать, что для достаточно концентрированного раствора соли слабой кислоты и сильного основания концентрация ионов водорода выражается уравнением [c.467]

Однако значения pH, основанные на аналитической концентрации ионов водорода, нельзя использовать в точных исследовательских работах, поскольку термодинамические свойства растворов зависят не от аналитической концентрации, а от активности находящихся в растворе ионов. Поэтому в настоящее время под термином pH принято понимать логарифм активности водородных ионов, взятый с обратным знаком (вместо pH в некоторых работах использовано обозначение рНд) [c.486]

По-видимому, наиболее распространенные определения кислот и оснований принадлежат шведскому физику и химику Сванте Аррениусу (1859-1927). Согласно определениям Аррениуса, кислотой называется вещество, которое при добавлении к воде повышает концентрацию ионов водорода [Н ], а основанием - вещество, которое при добавлении к воде повышает концентрацию гидроксидных ионов [ОН ]. В табл. 2-1 и 2-2 указаны [c.80]

Это буферный раствор, где СОз — основание, а НСОГ — сопряженная кислота и концентрация ионов водорода может быть рассчитана по уравнению (3.58) [c.206]

Добавление в раствор кислоты смещает равновесие диссоциации индикатора влево, а добавление основания смещает это равновесие вправо. Следовательно, метиловый оранжевый имеет красную окраску в кислых растворах и желтую-в основных. Интенсивность окраски таких индикаторов, как метиловый оранжевый, настолько велика, что она хорощо заметна даже при введении в раствор очень небольшого количества индикатора, неспособного существенно повлиять на pH раствора. Отношение концентраций диссоциированной и недиссоциированной форм индикатора зависит от концентрации ионов водорода в растворе, как это видно из выражения для константы диссоциации индикатора [c.234]

На скорость гомогенных реакций, протекающих в жидкой фазе, оказывают существенное влияние ионы водорода и ионы гидроксила (кислотно-основной катализ). При наличии в растворе только одной кислоты или одного основания константа скорости реакции, протекающей в растворе, прямо пропорциональна концентрации ионов водорода или ионов гидроксила /С = 7Сн+[Н+] /(=/(он 10Н-], где /Сн+ и — каталитические константы водородного и гидроксильного ионов. В этих случаях наиболее вероятен ионный механизм каталитического действия. [c.31]

В условиях химического анализа раствор часто содержит смесь сильной и слабой кислоты или сильного и слабого основания. Рассчитаем концентрацию ионов водорода и ацетат-ионов в растворе О,ЮМ Ha OONa в присутствии 0,05М НС . Через л обозначим концентрацию ионов водорода, появившихся в растворе в результате диссоциации уксусной кислоты. Концентрация СНаСОО - ионов за счет этого процесса также будет равна х. Однако в этом растворе имеется 0,05 М НС , диссоциированная нацело, поэтому равновесная концентрация ионов водорода в растворе будет равна л + 0,05, а недиссоциированных молекул уксусной кислоты 0,1—X. Подставляем равновесные концентрации в уравнение константы диссоциации уксусной кислоты [c.45]

Конечную точку титрования в реакции нейтрализации определяют при помощи электрода, потенциал которого зависит от концентрации ионов водорода водородного, хингидронного, стеклянного, сурьмяного и т. п. В конечной точке титрования происходит резкое изменение потенциала электрода, характер которого зависит от константы диссоциации кислоты и основания и от концентрации раствора. Разработаны методы дифференциального потенциометрического титрования, когда фиксируется не потенциал электрода Е в функции от количества титранта V, а зависимость AE/AV от V. В точке эквивалентности AE/AV максимально. [c.277]

Если индикатор — кислота, то при повышении концентрации ионов водорода его диссоциация подавляется, а с повышением кон-цент[)ации гидроксильных ионов диссоциация возрастает. Если индикатор является основанием, то зависимость его диссоциации от концентрации ионов Н+ и ОН будет обратной. [c.51]

Приведенные уравнения называются буферными и приложимы к любой буферной смеси. Из этих уравнений видно, что концентрация ионов водорода в буферном растворе зависит от константы диссоциации слабой кислоты (или слабого основания) и соотношения концентрации кислоты (или основания) и соли. Отношение [c.56]

При добавлении к гидроксиду цинка кислоты возрастает концентрация ионов водорода. Произведение [Нз0 ][0Н ] становится больше ионного произведения воды — идет процесс образования молекул Из О из ионов при этом нарушается равновесие и в системе Zn(0H)2- Согласно принципу Ле Шателье, вследствие возрастания концентрации ионов НзО и расхода ионов ОН , диссоциация Zn(0H)2 по типу кислоты подавляется, а по типу основания усиливается. В итоге осадок Zn(0H)2 растворяется и образуется соль, в которой цинк является катионом. [c.253]

При гидролизе соли слабого основания и слабой кислоты константу гидролиза и концентрацию ионов водорода рассчитывают по уравнениям [c.128]

Титрование сильных кислот или сильных оснований. В основе титрования лежит реакция Н" 4-ОН < > Н2О. Расчет кривой титрования не представляет трудностей, поскольку концентрацию ионов водорода или гидроксил-ионов вычисляют непосредственно из общей концентрации присутствующей в избытке кислоты или основания. [c.191]

Согласно классическому определению Аррениуса, кислота представляет собой вещество, которое при добавлении к воде повыщает в ней концентрацию ионов водорода, [Н" ], а основание-вещество, повышающее в воде концентрацию гидроксидных ионов, [ОН ]. 1 моль различных кислот может высвобождать при полной диссоциации 1, 2 или 3 моля ионов Н . Грамм-эквивалентом кислоты называется такое ее количество в граммах, которое способно при полной диссоциации высвободить 1 моль протонов Н" , поэтому грамм-эквив алент такой кислоты, как Н3РО4, равен одной трети ее молекулярной массы. Точно так же если какое-либо основание способно высвобождать при полной диссоциации в растворе 2 моля ионов ОН , как, например, Са(ОН)2, то грамм-эквивалент такого основания равен половине его молекулярной массы. [c.100]

Согласно приведенному в гл, 2 определению Аррениуса, кислота представляет собой вещество, повышающее концентрацию ионов водорода в водном растворе, а основание - вещество, повышающее концентрацию гидроксидных ионов. Более общее определение кислот и оснований было предложено в 1923 г. Бренстедом и Лаури. Определение Бренстеда-Лаури применимо не только к водным, но и к неводным растворам. Согласно Бренстеду-Лаури, кислотой называется любое вещество, способное высвобождать ионы водорода, или протоны, а основанием-любое вещество, способное соединяться с ионами водорода и, следовательно, удалять их из раствора. Теперь, когда мы понимаем, что молекулы воды находятся в равновесии со своими диссоциированными ионами Н и ОН , нетрудно убедиться, что в случае водных растворов оба определения оказываются эквивалентными. Кислоты, как в представлении Аррениуса, так и в представлении Бренстеда, hsj wt h веществами, высвобождающими ионы водорода. Если основание, в представлении Бренстеда, соединяется с ионами водорода, это значит, что в водном растворе оно смещает равновесие реакций (5-5) в сторону диссоциации до тех пор, пока не восстанавливается баланс. В результате образуются дополнительные гидроксидные ионы, и, таким образом, в водных растворах определение основания по Бренстеду совпадает с определением основания по Аррениусу. [c.214]

Почему, если анион малорастворимой соли, например СаСОз, является анионом слабой кислоты, растворимость соли зависит от концентрации ионов водорода Можно ли утверждать аналогичным образом, что если катион малорастворимой соли является катионом слабого основания, растворимость соли зависит от концентрации ионов гидроксида [c.284]

По определению Аррениуса основание-это вещество, уменьщающее концентрацию ионов водорода в растворе. Гидроксид натрия, гидроксид калия и подобные им соединения представляют собой основания, потому что они полностью растворяются и диссоциируют в водном растворе с образованием гидроксидных ионов [c.220]

Поскольку сильные кислоты и сильные основания полностью диссо-циирутот в водном растворе, понять поведение таких растворов очень просто. Когда в воду добавляют сильную кислоту, повышение концентрации ионов водорода равно концентрации добавляемой кислоты. При соединении протонов Н ", образуемых кислотой, с гидроксидными ионами ОН , образуемыми основанием, получаются молекулы воды эта реакция называется нейтрализацией. Количество кислоты, содержащееся в образце раствора, можно определить по тому количеству основного раствора известной концентрации, которое требуется для нейтрализации кислоты нейтрализация устанавливается при помощи кислотно-основного индикатора. Эта процедура называется титрованием и представляет собой распространенный аналитический метод. [c.257]

Если раствор приготовлен из навесок кислоты и ее соли с сильным основанием, например NaA, то равновесные концентрации участвующих в реакции частиц выражаются через начальные концентрации исходных веществ, Сна и naAi и равновесную концентрацию ионов водорода h следующим образом [c.167]

В качестве трассирующего элемента можно использовать любое вещество, которое не испытывает химического превращения в условиях выполняемого эксперимента и может быть легко и быстро обнаружено путем химического или физического анализа. Трассирующим веществом могут быть красители, кислоты, основания, радиоактивные изотопы и т. д. Измеряться при этом могут световая абсорбция — колориметрически, концентрация ионов водорода — потенцпометрически, интенсивность радиации — через число импульсов, показываемое счетчиком Гейгера, и т. д. [c.39]

При рассмотрении индикаторных электродов, применяемых в потенциометрическом методе, по различным типам химической реакции можно заключить, что только в окислительно-восстановительных и кислотно-основных реакциях они являются универсальными. Независимо от природы окислителя или восстановителя в качестве индикаторного электрода в редоксметрии или редоксметрическом титровании может быть использован один и тот же благородный металл (платина или золото), являющийся переносчиком электронов. То же можно сказать об индикаторных электродах в методе рН-метрии или кислотно-основного титрования независимо от природы титруемых кислот или оснований и титрантов химическая реакция связана с изменением концентрации ионов водорода (pH) в растворе поэтому доста- [c.30]

Уравнения (3.27) и (3.28) так же, как и уравнения (3.21) и (3.23), справедливы и для оснований, имеющих заряд. Например, в 0,10М Ha OONa концентрация ионов водорода по уравнению (3.28) будет равна [c.45]

Рассчитаем кривую титрования 100,0 мл 0,1 М НС1 раствором 0,1 М NaOH при комнатной температуре. Для простоты расчета допустим, что объем раствора при титровании не изменяется и разница между концентрацией и активностью ионов несущественна. Расчет кривой титрования начинается с расчета pH исходного титруемого раствора. Сильные кислоты и основания (щелочи) в водном растворе диссоциированы нацело, поэтому концентрация ионов Н+ будет равна концентрации НС1, т. е. 0,10 М, и, следовательно, pH 1,00. Значения pH раствора НС1 до точки эквивалентности будут определяться концентрацией неоттитрованной кислоты. При добавлении 10,0 мл щелочи в реакцию вступает 10% кислоты и в растворе остается 90% неоттитрованной НС1. Концентрация ионов водорода в этом ра-створе будет [Н+] = 0,1-0,9 = 0,09 моль/л, т. е. pH = = — (2,95)= 1,05. Если добавить 50,0 мл щелочи, прореагирует 50% исходного количества кислоты и концентрация ионов водорода в растворе составит [Н" ] = 0,1 -0,5 = 0,05 моль/л, а pH = = — (5, 70) = 1,30. При объеме добавленной щелочи 90,0 мл в растворе останется 10% первоначального количества кислоты, т. е. [Н+] =0,1-0,1 = l,0 10 моль/л и pH 2,0. При введении [c.191]

Исследуя химические реакции, катализируемые слабыми кислотами, С. Аррениус обнаружил усиление каталитического эффекта при добавлении в раствор нейтральных солей, не содержащих одноименных с кислотой анионов. Это явление называется первичным солевым эффектом. В то же время он наблюдал, что добавление соли слабой кислоты, подавляющее диссоциацию и снижающее концентрацию ионов водорода, уменьшает скорость каталитического процесса существенно меньше, чем следовало из закона действия масс (вторичный солевой эффект). Для истолкования вторичного солевого эффекта предполагают, что каталитической активностью обладают не только ионы водорода (или гидроксила), но и анионы, молекулы недиссоциированных кислот (или оснований) и молекулы воды. Первичный солевой эффект был объяснен Я- Брёнстедом и Н. Бьеррумом. Используя уравнение Дебая — Гюккеля для коэффициента активности, они показали, что логарифм константы скорости к реакции между двумя ионами линейно зависит от корня квадратного из ионной силы раствора [c.85]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология