Константы диссоциации слабых кис

Рис. Х1П.5. Определение константы диссоциации слабой кислоты по уравнению (XHI.fl) схематично).

Вычислим степень и константу диссоциации слабого электролита на примере уксусной кислоты с учетом зависимости подвижности ионов от их концентрации (ионной силы) и отклонения от закона действия масс. [c.467]

Катионы сильных оснований N3+, a +, Ва + и анионы сильных кислот С1, 505 не принимают участия в этих реакциях, поскольку не могут образовать с ионами воды и ОН малодиссоциированных соединений. Таким образом, водные растворы уксуснокислых солей (ацетатов), образованных сильными основаниями, имеют щелочную реакцию, а растворы аммониевых солей сильных кис лот — кислую реакцию. В случае ацетата аммония и катион, и анион принимают участие в реакции гидролиза, однако раствор сохраняет нейтральную реакцию, так как образующиеся уксусная кислота и гидроксид аммония — электролиты равной силы (с. 127), В других случаях, например при гидролизе NH4 N, для определе ния характера раствора необходимо сопоставить константы диссоциации слабого основания и слабой кислоты, образующихся при гидролизе соли. [c.130]

Для концентрационного элемента, составленного из металла А в растворах электролита В с концентрациями nti и моль/1000 г, рассчитайте ЭДС при 298 К. Активность вычислите по среднему коэффициенту активности, взятому из справочника [М.], или (для разбавленных растворов) по ионной силе. Для элемента, составленного из водородного электрода в растворе электролита С с концентрацией uig моль/1000 и и каломельного полуэлемента с концентрацией КС1 моль/1000 г, вычислите ЭДС и pH раствора, содержащего электролит С. Диффузионную ЭДС не учитывайте. При 298 К стандартный потенциал каломельного электрода (о ,,- = 1) равен 0,2812 В, а ионное произведение воды 1,008 10 . Константы диссоциации слабых электролитов найдите в справочнике [М.]. [c.334]

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]

Работа 14. Определение константы диссоциации слабой кислоты по электрической проводимости раствора [c.63]

Поскольку слабые кислоты диссоциируют в воде лишь частично, слабая кислота, например уксусная, создает в водном растворе меньшую концентрацию ионов водорода, чем полная концентрация добавляемой в раствор кислоты. В таких случаях для определения концентрации ионов водорода и проведения связанных с этим расчетов приходится обращаться к выражению для константы диссоциации слабой кислоты. Чтобы пояснить сказанное, вычислим pH 0,0100 М раствора уксусной кислоты. Из примера 4, в котором рассматривалась азотная кислота, нам известно, что 0,0100 М раствор сильной кислоты имеет pH 2,00. Поскольку уксусная кис- [c.229]

Выражение (5-34) для константы диссоциации слабой кислоты получено при помощи двух уравнений, основанных на законах сохранения. Это уравнение материального баланса, согласно которому общее количество аниона кислоты в растворе остается постоянным, а также уравнение баланса зарядов, согласно которому раствор в целом должен оставаться нейтральным. Выражение для константы диссоциации слабой кислоты может рассматриваться как квадратное уравнение, которое решают прямым путем или методом последовательных приближений оно справедливо для растворов, кислотность которых достаточно высока, чтобы можно было пренебречь вкладом в [Н ] самодиссоциации воды. В противном случае приходится пользоваться более сложным соотношением (см. приложение 5). Кислотно-основные индикаторы сами являются слабыми кислотами или слабыми основаниями, обладающими различной окраской в диссоциированной и недиссоциированной формах. [c.257]

Титрование смеси кислот или оснований. Дифференцированное титрование смеси сильных кислот или щелочей в водной среде невозможно по понятной причине концентрация водородных ионов в каждый момент титрования соответствует суммарному содержанию всех кислот или щелочей в растворе, С другой стороны, при титровании раствором щелочи можно определить сильную кислоту в присутствии слабой с точностью, зависящей от константы диссоциации слабой кислоты (А р д). Так, чтобы выяснить, какова должна быть величина для обеспечения заданной точности определения сильной кислоты, необходимо проследить за изменением pH в процессе титрования, пользуясь следующими расчетными формулами [c.68]

Вычисление степени диссоциации и константы диссоциации слабых электролитов [c.467]

Кондуктометрия используется для определения ряда физико-химических характеристик электролитов и растворов степени и константы диссоциации слабых электролитов, константы гидролиза солей, растворимости труднорастворимых соединений. Для расчета степени диссоциации слабого электролита используется уравнение [c.465]

Определение константы диссоциации слабого электролита [c.165]

Выведите формулы для расчета констант гидролиза всех типов солей. Выразите константу гидролиза через ионное произведение воды Къ и константу диссоциации слабой кислоты й слабого основания. Укажите, какие приближения вы сделали при выводе формул. Каковы границы применимости выведенных соотнощений [c.80]

Аналогичным образом с помощью гальванических элементов определяют константы диссоциации слабых кислот и слабых оснований. [c.262]

Что такое уравнение материального баланса и уравнение баланса зарядов и как они используются при выводе выражения для константы диссоциации слабой кислоты или слабого основания Каков физический смысл этих уравнений баланса на атомарном уровне [c.259]

Если концентрация добавляемой соли равна нулю, полученное выражение переходит в обычную формулу для константы диссоциации слабой кислоты (5-34). [c.237]

В общем случае, если концентрация сильной кислоты, добавляемой к буферному раствору, равна у моль-л" выражение для константы диссоциации слабой кислоты приобретает вид [c.241]

Изменится ли и как константа диссоциации слабого электролита, если в качестве растворителя вместо воды взять метиловый спирт (при условии, что химическое взаимодействие между растворенным веществом и растворителем отсутствует). Дайте объяснение. [c.57]

В качестве отправной точки вывода используется выражение для константы диссоциации слабой кислоты [c.473]

Это первая и простейшая форма выражения для константы диссоциации слабой кислоты, которая использовалась нами в разд. 5-6. [c.475]

Титрование сильной кислоты (щелочи) в присутствии слабой кислоты (основания) осуществимо с точностью, зависящей от константы диссоциации соответствующего слабого электролита. Расчетом можно показать, что константа диссоциации слабой кислоты должна быть равной 10 , чтобы была обеспечена при этом точность ( 0,1 7о), с которой определяется сильная кислота (при условии равенства их начальных концентраций 0,1 М). [c.125]

Константы диссоциации слабых кислот и оснований в водных растворах при 25 °С [c.232]

Вычислите константу диссоциации слабого однокислотного основания, если раствор, содержащий 0,05 моль/л основания, имеет рН=10,5. [c.80]

Однако если в механизм реакции входит равновесие с участием слабых кислот или оснований, то можно наблюдать более высорсую скорость реакции в 020. Причина этого состоит в том, что константы диссоциации слабых кислот и оснований в О2О меньше, чем в Н2О (в 2—4 раза). Ионное произведение тяжелой воды 7(о2о = 0,145-10 также более чем в пять раз меньше, чем ионное произведение Н2О (разд. 35.4.1.4). Этот фактор становится особенно существен при кислотно-основном катализе. Вернемся к уравнению (135) можно легко понять, что в случае специфического кислотного катализа, т. е. при наличии предшествующего протолитического равновесия ([реакция (131)], скорость катализируемой реакции в О2О оказывается больше, чем в Н2О. Константа скорости в уравнении (135) равна [c.200]

Как видно из табл. 5, константа диссоциации слабой кислоты должна быть равной 10 , чтобы при титровании сильной кислоты Б присутствии слабой с заданной погрешностью, равной -0,1% (при условии равенства их начальных концентраций --0,1 М), можно было обнаружить заметное изменение pH и электродного потенциала. [c.70]

Константы диссоциации слабых кислот 1,754 10 1,48 10 1,4 10 1 [c.25]

Таким образом, константа гидролиза гидролитически щелочной соли равна отношению ионного произведения воды к константе диссоциации слабой кислоты, образованной в результате реакции гидролиза. [c.210]

Вычислите константу диссоциации слабой одноосновной кислоты, если раствор, содержащий 0,02 моль/л кислоты, имеет pH = 4,0. [c.80]

Константы диссоциации слабых кислот /Гд(1), /Сд(2). Кщъ). .. Порядок расположения соответствует расположению слабых кислот в общем перечне. [c.24]

Это равновесие можно характеризовать второй константой диссоциации слабой кислоты. Однако этим далеко не исчерпываются свойства аннона кислой соли. Известно, что кислую соль можно рассматривать так же, как соль слабой кислоты, в которой часть ионов металла замещена водородными ионами. В соответствии со свойствами соли слабой кислоты, анион НА может связывать водородные ноны [c.299]

Пример 67. Исходя из констант диссоциации слабых электролитов, вычислить pH следующих растворов [c.57]

Константа диссоциации слабой кислоты НА = Н+ + + А в зависимости от температуры >1зменяется в соответствии со следующим уравнением [c.307]

Равновесия с участием слабых кислот и оснований. Уравнения материального баланса и баланса зарядов. Способы приближенного решения уравнений, включаюших константу диссоциации слабой кислоты или основания. [c.206]

Как видно из табл. XVIII, 1, значения термодинамических констант диссоциации слабых кислот, растворенных в воде, проходят через максимум, который для приведенных в таблице кислот лежит в интервале между О и 60° С. Это можно объяс- [c.461]

К. и Кс — 1-я и 2-я константы диссоциации слабой кислоты НгХ [212]. [c.193]

По величине константы диссоциации слабые электролиты делятся на умеренно слабые (У = 10- ), слабые (/t== Ю —10- ) и очень слабые (/(=10- и меньше). [c.200]

Рис. XIII.С. Ячейка Харнеда для определения константы диссоциации слабой кислоты

Расчеты для различных количеств добавляемого NaOH показаны в табл. 1, а результаты графически представлены на рис. 1. Точка а графика получена при помощи простого выражения для константы диссоциации слабой кислоты, приведенного в разд. 5-6 [c.476]

Константы диссоциации слабых оснований в принципе можно определять аналогично. Следует только подобрать более подходящий электрод вместо хлорсеребряного, так как Ag l может растворяться в аммиачных или других основных растворах. В частности, можно использовать иодсеребряный электрод, а также электроды из амальгамы натрия. Константа диссоциации позволяет найти стспснь диссоциации а (см. также разделы VI. 3 и XIV. 6). [c.167]

Непостоянство констант диссоциации, которое наблюдалось у многих слабых электролитов уже в области умеренных концентраций, также связано с проявлением этих взаимодействий и, в частности, сил межионного взаимодействия, не предусмотренного и неучитываемого классической теорией электролитической диссоциации. С увеличением концентрации электролита количество ионов в растворе увеличивается и ин-Еенсивность их взаимодействия между собой и с растворителем возрастает, что вызывает изменение константы диссоциации и ряда других эффектов (эффекты неидеальности). Отклонения от идеальности количественно учитывают с помощью коэффициентов активности 7 (см. с. 365). Поэтому классическую константу диссоциации слабого электролита [см. уравнение (152.4)] следует заменить на истинную термодинамическую константу диссоциации К°, выраженную через активности участников процесса [c.432]

Если обозначить общую концентрацию электролита, например, слабой Ьдноосновной кислоты НА, через С моль/л, степень ее диссоциации буквой а и выразить через них концентрацию недиссоциированных молекул и концентрации ионов, то для константы диссоциации слабой кислоты НА получим следующее уравнение [c.50]

Эти свойства можно характеризовать первой константой диссоциации слабой кислоты, так как реакции (12) и (12а) связаны с равновесием между НгА и ионами НА и Н" . Таким образом, кислая соль имеет два противоречивых свойства она может выделять водородные ионы и может их поглощать. В зависимости от того, какая из двух реакций (11) или (12) идет в большей степени, кислая соль может н.меть кислую реакцию (например, МаНЗО,) или щелочную реакцию (например, ЫаНСО,). [c.299]

В полученном уравнении имеется всего одна неизвестная величина, относительно которой его нетрудно решить. Однако его решение несколько трудоемко, поскольку 01Ю не линейное, а квадратное. (Способ решения квадратных уравнений излагается в приложении А.З.) Иногда удается упростить его, если внимательно разобраться в том, что же в действительности происходит в растворе. Поскольку константа диссоциации слабой кислоты представляет собой очень малую величину, можно полагать, что и концентрация протонов в растворе [Н ] тоже окажется очень малой величиной. (Другими словами, можно предвидеть, что в действительности лишь очень небольшая часть молекул H jHjOj окажется в диссоциированной форме.) В самом деле, как можно убедиться путем решения квадратного уравнения, х = 1,3 10 М. Учитывая это, нетрудно сообразить, что если мы будем вычитать эту очень малую величину из намного большей исходной концентрации молекул НС2Н3О2 (равной 0,10 М), то результат окажется приблизительно равным этой большей величине [c.83]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология