Электропроводность растворов слабых кислот

Электропроводность растворов слабых кислот и оснований при 25° С [c.119]

Раствор слабой кислоты НА при 298 К и разведении 32 л имеет эквивалентную электропроводность 9,2 Ом- -см -г-экв , а при бесконечном разбавлении она равна 389 Ом -см -г-экв-. Рассчитайте концентрацию ионов водорода в этом растворе и константу диссоциации кислоты. [c.54]

Титрование слабой кислоты сильным основанием и слабого основания сильной кислотой. В начальный момент титрования слабой кислоты сильным основанием электропроводность раствора понижается вследствие образования соли сильного основания и слабой кислоты, которая, имея общий анион с кислотой, подавляет ее диссоциацию. По мере добавления титранта электропроводность раствора медленно увеличивается вследствие повышения концентрации анионов кислоты и катионов основания, а после точки эквивалентности быстро растет за счет появления избытка щелочи. Для кислот с р. > 9 заметно влияние гидролиза образующейся соли, которое выражается в закруглении кондуктометрических кривых вблизи точки эквивалентности. Используя графический метод определения точки эквивалентности, с помощью кондуктометрического титрования можно определять 0,1 моль/л растворы слабых кислот с р. <10. [c.160]

Цветные индикаторы очень удобны и в большинстве случаев дают при титровании вполне удовлетворительные результаты. Однако иногда применение их оказывается затруднительным или вовсе невозможным. Это относится, например, к титрованию мутных, окрашенных или очень разбавленных растворов слабых кислот и оснований. Кроме того, для некоторых реакций еще не найдены подходящие цветные индикаторы. Поэтому для нахождения точки эквивалентности при объемных определениях часто используют физико-химические методы. В ходе титрования наблюдают не изменение окраски индикатора, а изменение некоторых электрохимических показателей титруемого раствора электропроводности (кондуктометрическое титрование), окислительно-восстановительного потенциала (потенциометрическое титрование), силы тока (амперометрическое титрование) и т. д. Преимущество определения точки эквивалентности с помощью физико-химических методов состоит в том, что вместо визуального наблюдения за изменением окраски индикатора в этих случаях используют специальные приборы, дающие объективные показания. [c.333]

Для работы приготовить растворы слабой кислоты (по указанию преподавателя) концентрации 0,1 0,03 0,01 0,003 0,001 М. Измерить удельную электропроводность этих растворов. С учетом удельной электропроводности воды рассчитать эквивалентную электропроводность исследованных растворов. Результаты представить в виде таблицы [c.99]

Таким образом, приближенная функция диссоциации к может быть получена из измерения эквивалентной электропроводности раствора слабой кислоты или слабого основания с концентрацией с и из известного значения электропроводности при бесконечном разведении. Степень диссоциации достаточно [c.421]

Э. д. с.. температурный коэффициент Электродный потенциал Электрон, масса покоя Электропроводность растворов слабых кислот и оснований температурный коэффициент [c.178]

Электропроводность. Закономерности изменения указанной характеристики при воздействии внешних и внутренних факторов различны. Так, например, с увеличением концентрации электролитов электропроводность имеет в большинстве случаев экстремум. Убедительным примером могут служить зависимости, представленные на рис. 1. Их сравнительная оценка также позволяет констатировать, что растворы сильных кислот имеют наибольшую удельную электропроводность. Им несколько уступают растворы сильных оснований. Растворы хорошо диссоциирующих солей имеют в 2—3 раза меньшую электропроводность. Растворы слабых кислот и оснований, а также плохо диссоциирующих солей имеют наименьшую электропроводность. [c.11]

Определение удельной и эквивалентной электропроводности растворов слабой кислоты или слабого основания. [c.113]

Если слабая кислота титруется сильным основанием, то график кондуктометрического титрования будет иным. В растворе слабой кислоты Сн- мало, и электропроводность такого раствора невелика. Первые порции добавленного сильного основания могут вызвать некоторое уменьшение электропроводности (однако не во всех случаях). В дальнейшем добавка основания вызывает рост электропроводности, так как постепенно слабая кислота заменяется солью этой кислоты и сильного основания. Такие соли относятся к сильным электролитам. Следовательно, по мере добавки основания растут число свободных ионов и электропроводность. Например, если бы мы производили титрование слабой уксусной кислоты сильным основанием (едким натром) [c.177]

Можно, видимо, согласиться с тем, что такие кислоты лишь слабо диссоциированы в органической фазе. Мак-Кей и его сотрудники [2] опубликовали данные об электропроводности растворов азотной кислоты -в трибутилфосфате в широком интервале концентраций и оценили степень диссоциации, которая во всех случаях оказалась ниже—1% даже в 10— М кислоте. [c.54]

Чтобы расположить в ряд по уменьшению электропроводности растворы приведенных веществ, нужно перейти от процентной концентрации к молярной и учесть количество ионов, образующихся при диссоциации сильных электролитов (хлористый магний, сернокислая медь, азотнокислый цинк), и степень диссоциации слабых электролитов (муравьиная кислота). Глицерин — не электролит. [c.210]

В 1888 г. Оствальд нашел закономерность, связывающую степень диссоциации электролита с его концентрацией. Исследуя электропроводность кислот при различных разбавлениях, Оствальд установил, что электропроводность кислот увеличивается с разбавлением, причем величина электропроводности асимптотически приближается к некоторой предельной величине. Им было найдено, что для растворов слабых кислот (янтарная и др.) и оснований увеличение молекулярной электропроводности с разбавлением гораздо заметнее, чем для кислот сильных, например серной и др. [c.284]

Б течение ряда лет для исследования равновесий в сильнокислых растворах с участием слабых органических оснований использована т. н. дифференциально- кондуктометрическая методика. Последняя сводится к измерению влияния маленьких добавок основания на удельную электропроводность раствора сильной кислоты, выражаемого через величину [c.541]

После завершения химической реакции избыток ионов ОН создает в растворе щелочную реакцию, что обнаруживается визуально по изменению окраски кислотно-основного индикатора или потенциометрически (рН-метрически) со стеклянным индикаторным электродом. В исследуемый раствор добавляют индифферентный сильный электролит для повышения электропроводности раствора. Этим методом определяют неорганические и органические кислоты как сильные, так и слабые (если Ка" 10-7). [c.167]

Э. д. с., температурный коэффициент Электродный потенциал Электрон, масса покоя Электропроводность молекулярная растворов слабых кислот и оснований 43 температурный коэффициент 42 удельная воды 39 эквивалентная ионов при бесконечном разведении 42 растворов электролитов 40 Энергия [c.155]

Рис. 15.8. Зависимость электропроводности растворов сильной кислоты H I и слабой кислоты HF от их концентрации. Проводимость раствора H I зависит от концентрации не совсем линейно из-за наличия сил притяжения между ионами, которые заметнее проявляются при высоких концентрациях (см. разд. 12.7). Поскольку диссоциирует лишь часть молекул HF, проводимость раствора HF совершенно нелинейно зависит от концентрации и значительно ниже проводимости растворов НО. Нелинейная зависимость от концентрации для растворов HF объясняется тем, что доля диссоциированн).1х молекул изменяется с концентрацией.

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]

Определите константу и стандартную работу диссоциации 1 моль слабой кислоты НА при 300 К, если при этой температуре и концентрации 1,8-10-2 моль/л раствор имеет удельную электропроводность 7,2-10 , а при концентрации 4,0-10- моль/л — 8,0-10- Ом- -см-. [c.60]

На электропроводность слабых и сильных. электролитов влияет кроме температуры также давление, под которым находится раствор. Например, при низких температурах (до 20°С). электропроводность растворов уксусной кислоты падает с увеличением давления. При более высоких температурах для тех же растворов был обнаружен некоторый подъем электропроводности по мере роста давления. Молярная электроировсдность большинства сильных электролитов при прогрессируюш,ем увеличении давления вначале возрастает, достигает некоторого максимума, а затем вновь уменьшается, часто до значений более низких, чем те, которые наблюдаются при обычном давлении. Как показывает опыт, изменение электропроводности сильных электролнтов с давлением подчиняется тому же закону, что и изменение текучести (величины, обратной вязкости жидкости). [c.115]

Результат, полученный в упражнении 15.8, типичен для слабых кислот концентрация Н (водн.) составляет лишь небольшую долю полной концентрации кисло ты в растворе. Таким образом, те свойства кислых растворов, которые непосредственно связаны с концентрацией Н (водн.), например электропроводность или скорость реакции раствора с активными металлами, проявляются для растворов слабых кислот в значительно меньшей степени, чем для растворов сильных кислот. Рис. 15.7 иллю- [c.84]

В бензоле относительные константы. йГохн индикаторным методом были определены сначала Бренстедом, а затем Лямером и Даунсом, в хлорбензоле — Грифитсом. Исследования показали, что относительные константы карбоновых кислот мало изменяются по сравнению с водными растворами. Катионные кислоты сильно изменяют свою силу относительно незаряженных кислот. Сильные кислоты в апротоиных растворителях становятся слабыми. Прибавление основных растворителей к апротонным сильно увеличивает электропроводность растворов сильных кислот и сравнительно мало изменяет электропроводность слабых кислот. [c.284]

К сходному выводу пришли В. А. Плесков и Е. Н. Гурьянова [6], изучая электропроводность растворов кислот и солей в жидком аммиаке. Они обратили внимание на то, что хотя ионы СвНбСОО" и СНзСОО" обладают большим радиусом по сравнению с анионами простых неорганических кислот н поэтому электростатическое взаимодействие между ними и катионами должно быть слабее, чем при участии других ионов равного заряда, но меньшего радиуса, электропроводность растворов органических кислот и солей значительно уступает электропроводности растворов неорганических электролитов с тем же катионом. В. А. Плесков и Е. Н. Гурьянова писали Это противоречие с нессмненностью указывает на то, что между ионами органических кислот в жидком аммиаке существуют помимо чисто электростатических и другие силы химической природы . [c.252]

Слабые кислоты. При титровании умеренно слабой кислоты, например уксусной, сильным основанием, например гидратом окиси натрия, получается кривая титрования I, изображенная на рис. 25. Исходный раствор слабой кислоты имеет малую электропроводность, и прибавление щелочи может вызвать вначале ее дальнейшее понижение, несмотря на образование хорошо проводящей соли, например уксуснокислого натрия, о объясняется тем, что общий анион, т. е. ион ацетата, под авляет диссоциацию уксусной кислоты. Однако по мере дальнейшего прибавления щелочи электропроводность сильно диссоциированной соли скоро превосходит электропроводность слабой кислоты, которую она замещает, и удельная электропроводность раствора начинает возрастать. После достижения эквивалентной точки электроп роводность возрастает еще быстрее благодаря образованию избытка свободной щелочи в этой области кривая титрования параллельна соответствующей части кривой, изображенной на рис. 24. [c.116]

Электропроводность растворов слабых двухосновных кислог, таких как 1давелевая и винная кислоты, можно объяснить при предположении, что диссоциация протекает в две стадии, причем второй процесс [c.272]

Метод кондуктометрического титрования основан на том, что ионы, содержащиеся в прибавляемом растворе, соединяются с теми или другими ионами из находящихся в титруемом растворе, образуя молекулы слабо диссоциирующего соединения (например, H+-I-OH HjO) или малорастворимое вещество (например, Ag + l —> Ag l). В получаемом же растворе взамен удаленных ионов будут содержаться другие ионы в эквивалентном количестве. При различии в подвижности ионов такая замена приводит к изменению электропроводности раствора. Так, при титровании раствора гидроокиси натрия раствором соляной кислоты взамен ионов ОН" в раствор будут поступать ионы h, обладающие меньшей подвижностью, что вызовет уменьшение электропроводности. Например, эквивалентная электропроводность сильно разбавленного раствора гидроокиси натрия, равная сумме подвижностей ионов Na и ОН", составляет при 18° С [c.412]

При титровании сильного основания слабой кислотой электропроводность после достижения минимума возрастает очень слабо, так как при избытке малодиссоциированной кислоты в растворе появляется небольшое количество свободных ионов, которое не может сильно увеличить электропроводность. Поэтому eefBb ВС располагается в этом случае почти горизонтально. Подобные же соотношения имеют место при титровании сильной кислоты слабым основанием. [c.413]

Растворы ароматических сульфокис.чот в полярных растворителях сильно ионизированы [1]. Так, нанример, определение степени ионизации по электропроводности растворов и скорости каталитического разложения этилдиазоацетата, п-толуол- и л-азо-бензолсульфокислот в ледяной уксусной кислоте [1в] показало, что эти кислоты ионизированы слабее, чем хлорная кислота, но сильнее, чем серная. 2,4-Диметоксибензолсульфокислота несколько менее активна, чем серная кислота, но активнее, чем азотная. [c.197]

Дакар с сотруд. [75] исследовал экстракцию слабой рени-евой кислоты ТБФ и метилэтилкетоном (МЭК) из водных растворов, содержащих соли ЫаС1 и МаМОз. Показано,, что коэффициент распределения увеличивается с ростом концентрации кислоты в водной фазе, что связано с ассоциацией НКе04 в органической фазе. Ассоциация кислоты, вероятно, вызвана образованием водородных связей образуются в ТБФ в основном димеры, что подтверждается наличием максимума на кривой зависимости электропроводности раствора кислоты в ТБФ от ее концентрации. В присутствии солей наблюдаются более сложные зависимости. Это объясняется тем, что в органическую фа,зу переходит не только кислота, но и ее соль. [c.19]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология