Кислоты применение закона действия мас

Применение закона действия масс к кислотам и основаниям. Применив уравнение закона действия масс (стр. 169) к реакции (5), получаем [c.248]

По степени диссоциации все электролиты условно делят на сильные и слабые. Методика вычисления pH растворов сильных и слабых электролитов различна (водородный показатель pH — это величина, характеризующая концентрацию или активность ионов водорода в растворах). В случае слабых электролитов вычисления pH основаны на использовании закона действия масс. Методика вычисления степени диссоциации базируется на применении закона разбавления Оствальда. В растворах сильных электролитов наблюдаются отклонения от закона действия масс. За счет полной диссоциации электролита в растворе значительно увеличивается концентрация заряженных частиц — ионов. Поэтому методика вычисления pH сильного электролита (кислоты или основания) основана на учете ионной силы раствора и коэффициента активности ионов водорода или гидроксид-ионов. [c.35]

В теории электролитической диссоциации (Оствальд н Аррениус, 1880—1890 гг.) было показано, что водородсодержащие соединения, обладающие кислотными свойствами, образуют в водном растворе ионы водорода. Применение закона действующих масс к равновесию диссоциации привело к формулировке констант диссоциации в качестве рациональной количественной меры силы кислоты. Подобно этому, основные свойства связывали с образованием в растворе гидроксильных ионов, а взаимно антагонистическое действие кислот и оснований объясняли реакцией Н++0Н Н20. Все это позволило определить кислоты и основания как вещества, образующие в водном растворе ионы водорода и гидроксил-ионы соответственно. Такое определение было общепринятым в течение следующих 30 или 40 лет. За это время было получено много количественных соотношений для процессов диссоциации и гидролиза, для буферных растворов, и для индикаторных равновесий, таким образом, многие результаты получили удовлетворительное объяснение. [c.15]

Слабые электролиты. Константа диссоциации. В растворах слабых электролитов процесс диссоциации протекает обратимо и, следовательно, к нему может быть применен закон действующих масс. Так, для процесса диссоциации уксусной кислоты СНзСООН СНзСОО-+ н+ [c.158]

H N являются кислотами одинаковыми по силе. Это означает, что уже в 10 М растворе щелочи (избыток) гидролиз СбНзО" подавлен полностью. В то же время применение закона действующих масс к спиртам показывает, что в 10 М КОН, растворенном в безводном этаноле, содержится только 3-10 моль/л СгНзО. Высокая кислотность фенолов обусловлена сильным ил-сопряжением ф -орбитали кислорода с Т -орбиталями ядра бензола, в результате чего электронная плотность на связи -0-Н в фенолах смещается в сторону кислорода, т. е. эта связь поляризуется и становится кислее . [c.430]

Рассмотрим, например, случай, когда С является слабой одноосновной органической кислотой, к которой может быть применен закон действия масс . Тогда а[Ст]А=1Н+]А и уравнение (11,23) примет форму [c.54]

Влияние различных условных определений индивидуальных ионных коэффициентов активности на величину ран, полученную из измерений э. д. с. иллюстрирует рис. IV. 6. Точка представляет значение ран для 0,01 т раствора, рассчитанное, как описано выше кривые / и 2 соответствуют ран, основанному на величине усь определенной по уравнению (I. 27 ") с параметром а, равным 8 и ЗА. Как показывает рис. IV.6, ран растворов буры почти не меняется с изменением концентрации (от 0,01 до 0,05т). Необычный ход кривых несомненно отражает тенденцию метаборной кислоты к полимеризации [30], вызывающую отклонение буферного отношения от единицы. Следовательно, ран, рассчитанное простым применением закона действия масс к диссоциации метаборной кислоты без учета остальных равновесий, является ошибочным. Значение же, полученное по уравнению (IV. 11), по-видимому, [c.83]

В случае применения закона действия масс к процессу электролитической диссоциации для активностей веществ, находящихся в растворе ионов и недиссоциированных молекул), вводят то значение, которое получается, если независимо от концентрации раствора взять активность растворителя, равную 1. Для равновесия диссоциации кислот получается [c.80]

Нельзя смешивать методы, применяемые для определения концентрации водородных ионов, с методами определения содержания свободной кислоты в растворе. Последнее определяется титрованием. В том случае когда раствор содержит только свободную кислоту и известна степень ее диссоциации, концентрация свободной кислоты указывает уже на концентрацию водородных ионов. Если же наряду со свободной кислотой присутствуют и ее соли, то концентрацию водородных ионов (соответственно активность ионов) можно в простейшем случае вычислить в результате правильного применения закона действия масс. Большей частью в таком случае производят непосредственное определение концентрации водородных ионов. Последнее особенно относится к случаям сложных смесей, с которыми приходится иметь дело при исследовании жидкостей, входящих в состав организма. [c.102]

Равновесия между слабой кислотой НА или слабым основанием В и растворителем 5Н могут быть рассмотрены на основе реакции НА 5Н = 5Н "Ь А и В -(- 5Н = НВ 5. Соответствующие константы равновесия можно обозначить через /Снд и 1/Д нв+. Однако эти реакции не будут протекать до конца. Сила кислот НА и НВ+ (или оснований А и В) по отношению К кислотным и основным свойствам растворителя определяет, какая из этих реакций будет превалировать. Применение закона действующих масс к этим равновесиям приводит к следующим выражениям для констант диссоциации К я К, [c.314]

Основные научные работы посвящены изучению химических равновесий, а также вопросам классификации химических соединений в связи с применением принципа эволюции в химии. Изучал комплексные неорганические соединения, в частности аммиакаты. Основываясь на законе действия масс и правиле фаз, исследовал (1896—1902) равновесие двойных и тройных систем, образованных органическими и неорганическими веществами (Р-нафтолом, бензолом, пикриновой кислотой, водой). Проводил исследования коллоидных систем с целью выяснения связи между кристаллоидным и коллоидным состояниями вещества. [22, 23, 263] [c.274]

Применение закона действующих масс к растворам эле -тролитов. к растворам слабых электролитов, как к равновесным гомогенным системам, приложим закон действующих масс. Константа равновесия, например для уксусной кислоты, диссоциирующей по уравнению [c.158]

Для создания и поддержания определенного значения pH в аналитической практике пользуются буферными растворами. Буферными называют растворы, способные сохранять значение pH при разбавлении или добавлении небольших количеств кислоты или щелочи. Методика вычисления pH буферных смесей также основана на применении закона действия масс — на привлечении к расчетам уравнения [c.35]

Солевые эффекты могут быть рассчитаны из уравнения закона действия масс, примененного к буферному равновесию, вместе с формулой, которая характеризует изменение коэффициентов активности при увеличении ионной силы. Для буферного раствора, состоящего из одноосновной, незаряженной слабой кислоты НА и ее полностью диссоциированной соли, мы имеем [c.106]

Закон действия масс можно применять не только к реакции различного вида молекул, но также и к диссоциации какого-либо электролита. И в данном случае ионы рассматриваются как самостоятельные молекулы. Закон действия масс, примененный, например, к уксусной кислоте [c.70]

Примеры, иллюстрирующие расчет и применение буферных смесей, включающих органические кислоты и их анионы, приведены в главе ХУП. Они показывают, что системы этого рода подчиняются закону действия масс и рассчитываются при помощи тех же приемов, которыми мы пользовались для систем, компонентами которых, являются неорганические кислоты и их анионы. [c.320]

Метод сульфирования позволяет полностью удалить тиофен и значительно упрощает процесс ректификации, но связан с получением отработанной кислоты, загрязненной большим количеством органических примесей [188, 189]. Это обстоятельство ограничило применение метода сульфирования только для получения бензола реактивной чистоты. Несмотря на то что константа скорости сульфирования тиофена примерно в 1000 раз больше константы скорости сульфирования бензола, селективно провести сульфирование тиофена невозможно. В соответствии с законом действующих масс количество просульфированного бензола всегда будет превышать количество просульфированного тиофена, а так как бензолсульфокислота почти неограниченно растворяется в серной кислоте, отработанная кислота требует применения специальных методов регенерации. Ниже приведены показатели процесса [c.130]

Это положение трудно подтвердить точными количественными данными, так как алюмосиликаты даже приближенно не подчиняются закону действия масс, однако сравнение относительной прочности связи Ь " " и с алюмосиликатом [8] (с.м. табл. 2) и со смолой иллюстрирует это различие. Подобно этому Паттон и Фергюсон [10], работая с алюмосиликатом, обнаружили более значительное различие между ионами Са и Ва , чем это бы.ю найдено Уолтоном [4] на угле, обработанном серной кислотой. Таким образом, в случае необходимости применения ионного обмена для разделения катионов, при прочих равных условиях, было бы лучше пользоваться силикатными, а не углеродистыми ионитами, однако последние легче регенерируются. [c.20]

Поэтому наряду с методами расчета экстракционных равновесий, основанными на законе действия масс, предложен также метод, основанный на законе действия масс в сочетании с уравнениями линейных соотношений свободных энергий (ЛСЭ) [76, 77]. Применение этого метода стало возможным в связи с накоплением массивов экспериментальных данных о распределении для большого числа серий систем, имеющих одинаковую водную фазу и различающихся только природой и концентрацией экстрагентов. Например, для экстракции четырехвалентных актиноидов нитратами аминов и НФОС из азотнокислых растворов описано более 200 серий таких экстракционных систем. Сущность метода основана на отмеченном выше (с. 23) параллелизме между изменениями логарифмов коэффициентов распределения элемента при изменении состава водной фазы для систем с разными экстрагентами. Это позволило построить [77] для близких по свойствам элементов шкалы параметров ВВФ ( влияние водной фазы ), количественно характеризующих влияние концентрации кислоты в водной фазе и не зависимых от экстрагента. Распределение микроконцентраций извлекаемого металла при отсутствии других извлекаемых веществ может быть выражено с помощью этих параметров линейным уравнением типа [c.29]

Такие отклонения от поведения, предсказанного классической теорией, обусловлены несколькими причинами. Во-нервых, сильные кислоты, применяемые в качестве катализаторов, не подчиняются закону действующих масс. Такого рода отклонения объясняются количественно теорией сильных электролитов. Посторонние соли из раствора влияют на действие катализатора двумя различными способами смещением протолитического равновесия катализатора (вторичные солевые эффекты) и изменением переходного состояния реакции (первичные солевые эффекты). При кинетических работах солевые эффекты устраняются либо применением низких солевых концентраций, либо использованием растворов постоянной ионной силы. [c.221]

Специфические свойства кислот и оснований, их большое практическое значение вызвали необходимость посвятить им отдельную главу. Некоторые кислоты и основания являются слабыми электролитами и, следовательно, подчиняются закону действия масс, применение которого к растворам электролитов будет рассмотрено в дальнейшем. [c.242]

Этот механизм привлекал внимание во всех ранних работах, посвященных исследованию скорости кислотного гидролиза и этерификации, — работах, которые стали основополагающими в области изучения кинетики вообще и помогли установить связь кинетики с химической термодинамикой. В 1862 г. Бертло и Пеан де Сан-Жилль [54] показали, как меняется положение равновесия при обратимом образовании этилацетата с изменением соотпошений реагирующих веществ. Они установили, что скорости обратных ])сакций пропорциональны произведению концентраций реагирующих веществ. Гульдберг и Вааге [55] широко использовали эту работу при обосновании закона действия масс в применении к кинетике реакций. Оствальд [56] установил порядок реакции гидролиза сложных эфиров водными кислотами, показав, что скорость реакции пропорциональна произведению (Н ] [R OOR] отсюда вытекала ясная зависимость скорости реакции от концентрации сложного эфира и не совсем ясная зависимость скорости реакции от концентрации водородного иона. Что касается последнего, то в 1884 г. было показано, что скорость гидролиза метилацетата в разбавленных водных растворах ряда кислот, от сильных до слабых, при одной и той же их кон-центрацпи почти пропорциональна (в интервале соотношения скоростей 200 1) электропроводности растворов этих кислот. Через три года, после появления теории электролитической диссоциации, смысл этого наблюдения стал ясным скорость реакции пропорциональна концентрации водородных ионов [И ], так как электрический ток почти полностью переносится ионами Н+. Порядок реакций этерификации карбоновых кислот при катализе сильными кислотами в спиртах как растворителях был совершенно четко определен Гольдшмидтом [57]. Он установил, что скорость реакции пропорциональ- [c.955]

Для определения pH растворов применяют, как правило, двухцветные индикаторы. Изменение окраски индикатора происходит при pH, при котором концентрации сопряженных кислоты и основания равны. Применение закона действующих масс к протолитической реакции А-ьН20ч В- -Нз0+ без учета коэфф1ИЦиентов активности дает следующую приближенную формулу для вычисления pH [c.386]

Суш,ественной частью любой теории ионизации является применение закона действия масс для описания установившегося ионного равновесия. Так, произведение концентраций ионов, образовавшихся при ионизации уксусной кислоты, находится в постоянном соотношении с концентрацией неионизиро-ванных молекул. Следовательно, утверждая, что концентрация неионизированной кислоты [СН3СООН] равна какой-то определенной величине, мы подразумеваем, что произведение концентрации ионов [Н ] [СНзСОО ] также равно определенной величине, которая находится в постоянном соотношении с первой. Это соотношение названо кислотной константой ионизации (Ка) или просто константой ионизации [c.12]

Доля Р может быть вычислена из данных по равновеспю в растворе. В работе Кетеле и Бойда было сделано предположение, что редкоземельный элемент в цитратном растворе при pH < 3 находится преимущественно в виде частиц Ме (НаС11)з. Тогда применение закона действия масс к равновесию комплексообразования и к диссоциации лимонной кислоты дает следующий результат [c.78]

При применении закона разбавления (стр. 248) сернистая кислота ведет себя как кислота средней силы. Применение закона действия масс в данном случае не дает точных результатов, так как в знаменателе находится не концентрация собственно сернистой кислоты, а общая концентрация окиси epbi(IV) [c.376]

ПРИМЕНЕНИЕ рН-СТАТИЧЕСКОГО ТИТРОВАНИЯ ДЛЯ ИССЛЕДОВАНИЯ ИОННЫХ РАВНОВЕСИЙ И ОПРЕДЕЛЕНИЕ КОНЦЕНТРАЦИЙ ОРГАНИЧЕСКИХ КИСЛОТ Основой изучения ионных равновесий в растворах являются уравнения материального баланса (МБ), электронейтральности растворов (ЭН) и закон действия масс (ЗДМ). Однако использование этих уравнений возможно, если в них входят в качестве переменных концентращ1И ионов, в частности, ионов водорода [Н ], информацией о которых является экспериментальное pH. Но последнее отражает не концентрацию, а активность этих ионов. Кроме того, экспериментальное pH зависит от ряда других факторов - диффузионных потенциалов, погрешностей шкалы стандартов, асимметричных потенциалов, точного выполнения электродной системой водородной функции. Б связи с этим разница между найденными из pH значения1у1и [Н ] и их истинными значениями может быть весьма велика. Ошибка при непосредственном пересчете pH на [Н ] может достигать сотни процентов, что приведет к ошибке при расчете констант равновесия на несколько порядков. Решение этой проблемы сводится либо к стандартизации по растворам сильных кислот или щелочей в присутствии нейтральных электролитов, либо к расчетам коэффициента активности по приближенным уравнениям Дебая-Гюккеля. Оба метода не являются точными и имеют ряд известных из [c.92]

Но тем не менее до конца XIX в. контактный способ получения серной кислоты еще не получил широкого распространения. Это объяснялось рядом причин [22]. Во-первых, существовало ошибочное мнение (которое как раз и высказывал Винклер), что для контактного получения серного ангидрида оптимальной является эквимолекулярная смесь сернистого газа и кислорода. Хотя это и противоречило мало известному в то время закону действующих масс Гульдберга и Вааге, но благодаря авторитету Винклера держалось довольно долго. В связи с этим стехиометрическую смесь сернистого газа с кислородом получали термическим разложением камерной серной кислоты, что, естественно, было дорого. Во-вторых, часты были случаи отравления катализаторов причины же этого были неизвестны. Поэтому приходилось воздерживаться от применения сернистого газа, получаемого обжигом колчеданного сырья, что было бы гораздо практичнее и дешевле. Конечно, это объясняется и тем, что спрос на высококонцентрированную серную кислоту все еще был не столь велик. Но с развитием органического синтеза потребление в олеуме стало возрастать и, естественно, стало толкать исследователей на усовершенствование и расширение контактного способа производства серной кислоты. [c.128]

В ионитах типа глин и гуминовых кислот частицы чень малы, и обмен ионов в значительной степени происходит на поверхности этих частиц. В этом случае ионный обмен представляет собой скорее адсорбцию на поверхности, чем распределение между двумя фазами. Невозможно нровести резкую границу между растворенными и адсорбированными, ионами, и даже требование электронейтральности гвляется менее строгим, чем в случае зернистых гелеобразных ионитов. Этим объясняется трудность ирименения термодинамических методов для изучения таких систем применение же закона действия масс может оказаться мало обоснованным. Волее успешное решение данной ироблеыы заключается в рассмотрении скорости обмена иона А на ион В, и наоборот приравнивая друг другу эти скорости, можно получить выражение для равновесного распределения. [c.15]

Реакционноспособным щелочным растворам часто придают буферные свойства, вводя несколько анионов и получая растворы подобные тем, которые образуются при применении карбонатно бикарбонатных растворов натрия или калия или при использова НИИ анионов фосфорной кислоты. Тогда концентрацию гидроксиль ных ионов, необходимую для подстановки в уравнение (8.64) находят из закона действия масс, применяя его к двум быстрым реакциям [c.398]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология