Константы электролитической диссоциации кислот и оснований в водных растворах

Сильные и слабые электролиты. Электролитическая диссоциация. Константа диссоциации. Степень диссоциации. Ионные уравнения реакций. Свойства кислот, оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации Аррениуса. Гидролиз солей. Электролиз водных растворов и расплавов солей. Процессы, протекающие у катода и анода. [c.501]

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]

К началу XX в. теория электролитической диссоциации достигла больших успехов. На ее основе были объяснены многочисленные и разнообразные экспериментальные данные по электропроводности растворов, осмотическому давлению, температурам замерзания и другим физико-химическим свойствам растворов. Однако ряд экспериментальных данных теория объяснить не могла. Так, константа диссоциации электролита, выражаемая уравнением типа (152.4), в широком интервале концентраций изменялась. Особенно резкая концентрационная зависимость наблюдалась у водных растворов неорганических кислот, оснований и их солей (H2SO4, НС], NaOH, K l и т. п.). Разные экспериментальные методы часто приводили к неодинаковым значениям степени диссоциации электролита в одних и тех же условиях. [c.431]

КОНСТАНТЫ ЭЛЕКТРОЛИТИЧЕСКОЙ ДИССОЦИАЦИИ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ [c.138]

Методы потенциометрического титрования. Потенциометрическое титрование-—один из объективных электрохимических способов объемного анализа — служит для определения концентрации раствора и константы электролитической диссоциации слабой кислоты и слабого основания. Его применяют при исследовании растворов, окращенных и мутных многокомпонентных с малой концентрацией слабых электролитов и других, визуальное титрование которых затруднено. Виды потенциометрического титрования аци-днметрическое, алкалиметрическое, иодометрическое и другие основаны на реакциях осаждения, окисления, восстановления, комп-лексообразования и т. п. в водных и неводных растворах. Потенциометрическое титрование проводят компенсационным и некомпенсационным методами. [c.167]

В табл. 72—74 приведены константы электролитической диссоциации кислот и оснований в водных растворах. Соединения расположены в алфавитном порядке. [c.122]

Константы электролитической диссоциации кислот и оснований в водных растворах [c.181]

Рассмотрим влияние неводных растворителей на точность титрования. Точность определения кислот (или оснований) зависит в первую очередь от их способности к электролитической диссоциации. Сильные кислоты титруются с очень незначительной погрешностью. Выше было показано, что погрешность определения слабых кислот возрастает с уменьшением их констант диссоциации. Так, погрешность определения концентрации сильной хлороводородной кислоты в водном растворе ничтожна, при титровании уксусной кислоты (рЛ[ = 4,8) она увеличивается до 0,1%, а слабую борную кислоту рК = 9,2) вое1бще нельзя определить с удовлетворительной точнсрстью — ошибка доходит до 10—12 %. При переходе от более сильных кислот (СНзСООН) к более слабым (НВОа) возрастают константы основности сопряжешых оснований в соответствии с зависимостью [c.127]

Реакция среды в растворах подобных солей зависит от относительной силы кислоты и основания. Другими словами, водные растворы таких солей могут иметь или нейтральную, или кислую, или щелочную реакцию в зависимости от величины констант электролитической диссоциации кислот и оснований, образующих эти соли, -Так, для гидролиза СНзСОО ЫН4 реакция получен- [c.179]

Такой случай гидролиза называют гидролизом по катиону и аниону. Водные растворы таких солей имеют нейтральную, кислую или щелочную реакцию в зависимости от величины констант электролитической диссоциации кислот и оснований (/Скюн и НАп), образующих эти соли. [c.75]

Большая часть сведений об электролитической диссоциации на ионы в водных растворах относится к основаниям и кислотам. Мы рассмотрим диссоциацию кислот (табл. 3.8). Первоначальные данные по константам диссоциации кислот, полученные электрометрическим и кондуктометрическим методами, обычно выражали эмпирическими соотношениями между К и различными функциями температуры. Хотя с помощью таких формул можно довольно точно описать экспериментальные данные (особенно, если К проходит через максимум или минимум в интервале температуры, при котором проводились измерения), ясно, что они не могут непосредственно привести к теоретическим обобщениям. Питцер и Мелвин-Хьюз [55, 69] независимо друг от друга и исходя из различных предпосылок, на основании анализа получоппых к тому времени данных, предложили выражать результаты подобных измерений в виде уравнения [c.64]

Теория электролитической диссоциации открыла путь к сравне- нию силы слабых кислот и оснований в разбавленных водных растворах и к числовому ее выражению при помощи констант диссоциации. [c.90]

Уравнение (66) показывает, что концентрация ионов водорода в водном растворе бинарных солей (типа ЫН СзНдОз), образованных катионами слабых оснований и анионами сильных кислот, пропорциональна произведению константы электролитической диссоциации кислоты на корень квадратный из константы гидролиза. [c.77]

Сместить равновесие экстракции можно, изменив температуру или pH водного раствора. Поскольку в органические жидкости переходят преимущественно молекулярно растворенные вещества, а ионы вследствие гидратации остаются в водном растворе, оптимальным условием экстракции является pH, отвечающее полному подавлению электролитической диссоциации водного раствора, т. е. pH, равный (рКа—3) — для кислот или (рКа+3) —для оснований (рКа — отрицательный логарифм константы ионизации). [c.132]

Особое значение методы нейтрализации имеют при титровании неводных растворов. В этом случае удается определять такие вещества, которые практически невозможно определить объемным методом в водной ар еде. Методы кислотно-ооновного титрования в неводной среде заслуживают внимания еще и потому, что они применимы для определения веществ, нерастворимых в воде или образующих с водой стойкие, нерасслаяваю-щиеся эмульсии. В подходящей неводной среде можно оттитровать любые кислоты и основания, независимо от величин констант их электролитической диссоциации больше того, в неводных средах можно дифференцированно титровать разнообразные смеси кислот (или оснований), независимо от их органической или неорганической природы я характера, соли слабых кислот в присутствии свободных оснований и т. д. Например, в среде метилизобутилкетона при помощи титрованного раствора гидроокиси тетрабутиламмония можно в одной пробе анали- [c.179]

К кислотам относятся и положительно заряженные комплексные и сольватированные ионы, которые могут образоваться в водных и неводных растворах, а в отсутствие растворителя под влиянием различных факторов (электролитической и термической диссоциации, таутомеризации, поляризации, диспропорционирования, действия электрических зарядов, столкновения с атакующими их, основаниями и т. д.), и отрицательно заряженные соединения, комплексные и сольватированные ионы, характеризующиеся относительно более высокими константами кислотности по сравнению с их константами основности — HSO4-, H2PO4 , НООС—СОО- и т. д. [c.154]