Концентрация водородных ионов растворов кислот, оснований и солей

КОНЦЕНТРАЦИЯ ВОДОРОДНЫХ ионов РАСТВОРОВ кислот, ОСНОВАНИЙ и СОЛЕЙ [c.291]

Глава 15 КОНЦЕНТРАЦИЯ ВОДОРОДНЫХ ИОНОВ РАСТВОРОВ КИСЛОТ, ОСНОВАНИЙ И СОЛЕЙ 76. Концентрация водородных ионов водных растворов [c.286]

Капролактам легко превратить в е-аминокапроновую кислоту (калиевую соль) кипячением с 10 н. раствором гидроокиси калия. Дальнейшая конденсация быстро происходит в этом же щелочном (или в нейтральном) растворе. Шиффово основание можно полярографировать в широком интервале pH. Однако величина предельного тока сильно зависит от концентрации водородных ионов раствора. В кислых и щелочных растворах предельный ток мал и чувствительность метода невелика. Наибольшая высота полярографической волны наблюдается в интервале pH 8,2—8,6. В этих условиях потенциал полуволны восстановления шиффового основания равен —1,12в по отношению к насыщенному каломельному электроду. Избыток введенного формальдегида также восстанавливается на ртутном катоде, но полярографическая волна расположена в области более отрицательных потенциалов и не мешает определению капролактама. [c.254]

Влияние небольшого избытка кислоты или основания на концентрацию водородных ионов раствора соли слабого основания и слабой кислоты. Для построения кривых титрования и вычисления ошибок титрования необходимо знать изменения [Н+], происходящие вблизи точки эквивалентности. [c.30]

Растворы слабой кислоты и ее соли (или слабого основания и его соли), концентрация водородных ионов в которых почти не меняется при введении в них сильней кислоты или сильного основания, называются буферными растворами. Они играют большую роль в регулировании жизненных процессов в организмах животных и растений, широко применяются в лабораторной практике. [c.257]

Буферные растворы. На практике нередко возникает необходимость иметь раствор с устойчивым водородным показателем, ие изменяющимся сильно от тех или других воздействий. Буферными растворами называются растворы с устойчивой концентрацией водородных ионов и, следовательно, с определенным pH. почти не зависящим от разведения и лишь слабо изменяющимся при прибавлении к раствору небольших количеств сильной кислоты и щелочи. Такими свойствами обладают растворы, содержащие слабую кислоту или слабое основание совместно с их солью. [c.402]

Поскольку константа электролитической диссоциации К при данных условиях постоянна, pH буферного раствора будет зависеть только от отношения концентраций кислоты (или основания) и соли, взятых для приготовления буферной смеси, и не зависит от абсолютного значения этих концентраций. Поэтому при разбавлении буферных растворов концентрация водородных ионов (pH) должна оставаться неизменной. Опыт показывает, что даже значительное разбавление буферных растворов в 10—20 раз и более мало отражается на их pH. [c.214]

Так как К — постоянная величина, то концентрация водородных ионов в таком растворе будет определяться отношением концентрации кислоты к концентрации соли. Разбавление этого раствора практически не изменит его pH. Даже добавление некоторого количества сильной кислоты не повлияет заметно на pH такого раствора, так как введенные ионы Н+ свяжутся с избытком анионов в недиссоциирующие молекулы слабой кислоты. Почти не изменится pH и при добавлении щелочи. Растворы слабой кислоты и ее соли (или слабого основания и его соли), концентрация водородных ионов в которых почти не меняется при введении в них сильной кислоты или сильного основания, называются буферными растворами. 0 и играют большую [c.195]

Регулирование pH в растворе с [Н ]>10 . Если требуется понизить концентрацию водородных ионов, то к исследуемому раствору прибавляют по каплям водный раствор едкого кали, едкого натра, аммиака, карбонатов калия или натрия, ацетата натрия или других солей, образованных катионами сильных оснований и анионами слабых кислот. Можно для этой цели также добавлять буферную смесь, т. е. смесь, которая обладает свойством сохранять неизменной концентрацию ионов водорода при разбавлении и при добавлении к ней небольших количеств сильных кислот или щелочей, pH которой отвечает требуемому значению (табл. 3). [c.11]

Регулирование pH в растворе с [Н ]< 10 . Если исследуемый раствор имеет щелочную реакцию и требуется увеличить концентрацию водородных ионов, то к исследуемому раствору прибавляют по каплям раствор хлористоводородной, азотной, уксусной кислоты, хлорида или нитрата аммония или растворы других солей, образованных катионами слабых оснований и анионами сильных кислот, или буферную смесь, pH которой имеет требуемое значение (см. табл. 3). [c.11]

Растворы слабых кислот или оснований в присутствии их солей обладают свойствами сохранять определенную концентрацию водородных ионов при разбавлении, а также при добавлении кислот и оснований. Это свойство называется буферным действием, г растворы — буферными. Рассмотрим для примера растворы уксусной кислоты в смеси с ацетатом натрия. [c.248]

Обычно они содержат смеси слабых кислот или оснований с их солями. Концентрация водородных ионов в таких растворах почти не изменяется при разбавлении их водой, а также и при добавлении небольших количеств сильных кислот или щелочей. [c.187]

Почти все физиологические процессы протекают в средах, обладающих для данного процесса постоянством концентрации водородных ионов (постоянство pH среды). Отклонение значения pH в сторону уменьшения или увеличения вызывает нарушение физиологического процесса или даже полное прекращение его. Так, кровь при нормальном состоянии организма имеет pH, равное 7,3 (слабощелочная реакция). Изменение pH крови приводит к гибели организма. В кровь непрерывно поступают кислые продукты обмена веществ, в частности углекислый газ, однако, несмотря на это, она обладает постоянным pH. Это объясняется тем, что в крови, как и в других тканях организма, имеются регуляторы, сохраняющие постоянство концентрации водородных ионов. Одним из таких регуляторов можно назвать буферные растворы или смеси, представляющие смесь слабой кислоты со щелочной ее солью, например раствор уксусной кислоты с ее натриевой солью, или слабого основания с его солью сильной кислоты. Примером последнего раствора может служить смесь растворов гидроокиси аммония с хлоридом аммония. [c.111]

Минеральные кислоты, основания, соли и влияние pH среды. В наиболее распространенных минеральных кислотах и их водных растворах полиамиды набухают, растворяются или гидролизуются — в зависимости от концентрации кислоты. Так, 1 н. растворы соляной и азотной кислот эффективнее растворов серной, поскольку в последней меньше концентрация водородных ионов. В высоко концентрированных растворах азотная кислота взаимодействует с полиамидами активнее соляной, так как она окисляет полиамиды, приводя к их деструкции. По этой причине высшие полиамиды (11 и 12) могут растворяться в азотной кислоте при таких концентрациях, при которых серная и соляная кислоты не оказывают на них эффективного воздействия. [c.83]

Из полученного уравнения видно, что окраска индикатора определяется соотношением концентраций соли и основания и, следовательно, не зависит от разбавления в данный момент титрования (без учета сольволиза). Если мы вспомним, что в водных растворах, по уравнению (4-56), концентрация водородных ионов изменяется в обратной зависимости от величины квадратного корня из концентрации, то совершенно очевидно, что изменение окраски индикатора в среде уксусной кислоты иным образом зависит от концентрации водородных ионов, чем в водной среде. [c.99]

Для предотвращения гидролиза иона металла измерения часто проводят с растворами, содержащими >0,1 М кислоты. Если используются следовые концентрации ионов металла и если вспомогательный лиганд добавляется в форме слабой кислоты то равновесная концентрация водородных ионов равна исходной концентрации независимо от величины коэффициента распределения или общей концентрации группы 21. Кроме того, концентрация водородных ионов часто не зависит от общей концентрации лиганда А. Это имеет место, например, в случае изучения хлоридных, бромидных и нитратных комплексов, где А является сопряженным основанием сильной кислоты. Если А — сопряженное основание слабой кислоты, то его концентрацию можно варьировать без изменения концентрации водородных ионов при условии, что лиганд вводится в систему в форме самой кислоты, а не одной из ее солей. Поэтому концентрации таких лигандов, как фторид- или сульфат-ионы, следует изменять добавлением различных количеств фтористоводородной кислоты или бисульфат-ионов Н50 . В тех случаях, когда концентрация водородных ионов не зависит от значений 11в и 91, уравнения (10-51), (10-53) и (10-54) можно применять к одной серии измерений, в которой исходная кислотность и концентрация вспомогательного лиганда поддерживаются постоянными, а изменяется лишь концентрация лиганда А. [c.278]

Рис. 126 дает наглядное представление о зависимости водородного показателя 01 состава смеси, что соответствует процессу изменения концентрации водородных ионов при постепенном добавлении раствора сильного основания к раствору сильной кислоты. На рисунке на оси абсцисс отложено соотношение кислоты и основания в растворе, имея в виду, что соотношение 50% кислоты и 50% основания соответствует образованию нейтральной соли. На ординату нанесены водородные показатели pH, т. е. отрицательные логарифмы концентраций водородный ионов. [c.886]

Приведенные на рис. 126 и 127 в качестве ординат значения водородных показателей можно не только экспериментально определить, их удается также очень просто рассчитать. Для чистой 0,1 н. соляной кислоты [Н ] = lO i, pH 1. Если смешать 55 мл кислоты с 45. ил 0,1 п. раствора едкого натра, то 45 мл кислоты переходит в форму соли. Остаток 10 мл распределяется на 100 мл раствора. Следовательно, концентрация водородных ионов понижается до первоначальной величины и pH равно 2. Соответственно для смеси из 50,5 ч. кислоты и 49,5 ч. основания получают pH 3 и для смеси из 50,05 ч. кислоты и 49,95 ч. основания — pH 4. Смесь из 50 ч. кислоты и 50 ч. основания [теоретически ] точно нейтральна, следовательно, pH 7. Смесь из 49,95 Мл кислоты и 50,05 мл щелочи содержит 0,1 мл 0,1 н. щелочи, распределенной в 100 мл, следовательно, ОН ]=10 , pH 10. Соответственно для смеси из 49,5 ч. кислоты и 50,5 ч. щелочи находят pH 11, а для смеси из 45 ч. кислоты и 55 ч. щелочи — pH 12, в то время как для чистой 0,1 н. щелочи — pH 13. [c.887]

Пользуясь универсальным индикатором, определить значение pH воды и 0,1 и. растворов соляной, уксусной и фосфорной кислот, а также оснований едкого натра, аммиака. Различаются ли величины pH растворов кислот одинаковой нормальности Что называется сильными и слабыми электролитами Какая связь между концентрацией водородных ионов и pH растворов Испытать, будут ли изменяться величины pH растворов фосфорной и уксусной кислот и аммиака при внесении сухих солей фосфата натрия, ацетата натрия и хлористого аммония в соответствующие растворы. Объяснить наблюдаемое явление. [c.75]

Равновесие между водородными и гидроксильными ионами соблюдается не только в химически чистой воде, но и в водных растворах солей, кислот и оснований. Если при приближенных расчетах пренебречь ионной силой растворов сильных кислот и оснований и принять активности водородных и гидроксильных ионов равными соответственно их общим концентрациям, то можно считать, что в 1 н. растворе сильной кислоты концентрация водородных ионов равна 1 г-ион/л. Соответственно в 1 н. растворе щелочи концентрация гидроксильных ионов равна 1 г-ион/л, в 0,1 н. растворе щелочи [ОН ] = 0,1 г-ион/л и т. д. [c.43]

Как видно из уравнений (3) и (5), в растворах буферных сме-й концентрация водородных ионов не зависит от разбавления, лишь от соотношения концентраций слабой кислоты и ее соли 1И же слабого основания и его соли. [c.103]

Вычислим концентрацию водородных ионов в растворе соли сильной кислоты и слабого основания. Применив закон действующих масс к уравнению (19), получаем [c.27]

Влияние небольшого избытка кислоты или основания на концентрацию водородных ионов в растворе соли. При построении [c.28]

Определяемые катионы осаждаются (или превращаются в комплексные соединения) добавлением соли сильного основания и слабой кислоты или, обратно, определяемые анионы осаждаются (или превращаются в комплексные соединения) добавлением соли слабого основания и сильной кислоты. Пока титруемые ионы полностью не осаждены, концентрация водородных ионов при добавлении титрованного раствора реактива мало изменяется. Но в точке эквивалентности, или когда в раствор попадает незначительный избыток реактива, происходит резкое изменение величины pH и конец титрования, следовательно, может быть обнаружен подходящим индикатором. Поскольку теоретические основы этих методов титрования были рассмотрены в I томе (стр. 89—96), здесь будут изложены лишь практические детали. [c.235]

Уравнение (3-46) и его упрощенные формы также можно использовать для выражения концентрации водородных ионов в растворе соли слабой кислоты и слабого основания. По теории Бренстеда, раствор соли В№А можно рассматривать как наполовину нейтрализованный раствор эквимольной смеси кислот НА и ВН+. Чтобы образовалась соль состава ВН+А, кислота НА должна быть более сильной, чем ВН+. Поэтому константы ионизации К и /С2 можно заменить константами Ка и Кш/Кь (где Кь — классическая константа диссоциации основания). Тогда уравнение (3-46) принимает следующий вид [c.53]

Важной особенностью таких растворов является то, что химические свойства электролита в них как бы складываются из свойств соответствующих ионов в таких растворах. Логически это понятно, так как если недиссоциированных молекул в растворе практически нет, то и на свойства раствора они не влияют. Это приводит, например, к появлению у электролитов групповых химических свойств, присущих всем электролитам, содержащим ион данного вида. Так, все хлориды и соляная кислота содержат ион хлора, и поэтому им свойственна реакция-образования осадка А С1 при взаимодействии с AgNOз. Подобные групповые реакции широко используются в аналитической химии. Напрнмер, действием иона водорода обусловлены все кислотные свойства способность изменять цвет лакмуса или метилоранжа в красный цвет или соответственно изменять окраску других индикаторов, растворять некоторые металлы с выделенцем водорода и образованием соли, нейтрализовать основания и т. д. Можно убедиться, что во всех указанных процессах кислота действует не своим анионом и не недиссоциированной молекулой, а именно водородным ионом. Чем больше концентрация водородных ионов, тем более резко проявляются все кислотные свойства раствора. Подобным же образом все свойства, общие для оснований, осуществляются действием гидроксильных ионов. Чем выше концентрация гидроксильных ионов, тем сильнее все основные свойства раствора. К групповым свойствам принадлежит также окраска раствора, вызываемая присутствием какого-нибудь иона (синий цвет гидратированных ионов Си +, зеленый — N 2- ). [c.397]

БУФЕРНЫЕ РАСТВОРЫ — растворы с определенной концентрацией водородных ионов, смесь слабой кислоты и ее соли (напр., СНзСООН и Ha OONa) или слабого основания и его соли (напр., NH4OH и NH4 I). Величина pH Б. р. мало изменяется от добавления небольшого количества сильной кислоты или щелочи и разбавления раствора, что дает возможность проводить химические процессы при неизменных условиях среды. Б. р. широко используются в химической практике, они играют огромную роль в процессах жизнедеятельности. Многие из жизненных процессов могут протекать только при определенном значении pH с незначительными колебаниями постоянство pH поддерживается в живых организмах природными Б. р. (напр., в крови есть смесь карбонатов и фосфатов, исполняющая роль Б. р.). Б. р. широко используются в аналитической химии и на производстве при разделении редких элементов, обогащении сырья (Дотацией, когда осаждение, разделение, экстракция, ионный обмен и другие процессы возможны лишь в в определенных пределах pH растворов. [c.50]

Изменяя концентрацию водородных ионов, можно управлять процессом гидролиза. Добавляя кислоту, мы увеличиваем [Н" ] и уменьшаем [ОН ].Этим путем можно приостановить гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты. То же можно сказать в отношении добавления щелочи к раствору соли сильного основания и слабой кислоты. Например, к раствору Sn l добавляют соляную кислоту, чтобы уменьшить гидролиз и предотвратить помутнение раствора продуктами гидролиза. Растворы Sn l 2 часто применяют как протраву для стекол перед их серебрением, для гетинакса — перед его меднением (для печатных схем) и т. д. [c.167]

Изменяя концентрацию водородных ионов, можно управлять процессом гидролиза. При добавлении кислоты увеличивается [Н+] и уменьшается [ОН-]. Этим путем можно приостановить гидролиз соли слабого основания и сильной кислоты. То же можно сказать в отношении добавления щелочи к раствору соли сильного основания и слабой кислоты. Например, к раствору ЗпСЬ добавляют соляную кислоту, чтобы уменьшить гидролиз и предот- [c.207]

Буферные растворы (англ. buffer, от buff — смягчать удар) — растворы с определенной устойчивой концентрацией водородных ионов смесь слабой кислоты и ее соли (напр., СНзСООН и СНзСООМа) или слабого основания н его соли (напр., NH3 и NH4 I). Величина pH Б. р. мало изменяется прн добавлении небольших количеств свободной сильной кислоты или щелочи, при разбавлении или концентрировании. Б. р. широко используют в различных химических исследованиях. Б. р. имеют большое значение для протекания процессов в живых организмах. Напр., в крови постоянство водородного показателя pH поддерживается буферными смесями, состоящими из карбонатов и фосфатов. Известно большое число Б. р. (ацетатно-аммиачный буферный раствор, фосфатный буферный раствор, боратный буферный раствор и др.). [c.29]

Особого внимания заслуживают полиэлектролиты — полимеры, в которых часть заместителей водорода представляет собой остатки кислот, оснований или солей, сохраняющих способность диссоциировать. Типичным представителем полиэлектролитов является желатин. В его составе содержатся карбоксильные группы -СООН и аммонийное основание -КНзОН. В кислой среде преимущественно диссоциирует аммонийное основание, и звенья полимерной цепи приобретают положительный заряд. В щелочной среде преобладает кислотная диссоциация желатина, и полимерные цепи приобретают отрицательный заряд. В нейтральной среде (точнее, в изоэлектрической точке полиэлектролита) в равной мере диссоциируют кислотные и основные группы, макромолекула в целом электронейтральна, но вдоль цепи чередуются положительно и отрицательно заряженные звенья. Очевидно, что электрическое состояние полимерной цепи сильно влияет на ее конфигурацию при одноименном заряде звеньев клубок разбухает вследствие электростатического отталкивания звеньев и цепь распрямляется (рис. 3.124, а). В изо-электрическом состоянии противоположно заряженные звенья притягиваются и цепь сворачивается в плотный клубок (рис. 3.124, б). Таким образом, состояние молекул полиэлектролита в растворе регулируется концентрацией водородных ионов в среде, т. е. величиной pH раствора. [c.731]

Раудсепп считает [11], что концентрация водородных ионог в щелочной фазе при обесфеноливании равна Ю" . Оказалось, однако, что это верно лишь в случае большого избытка щелочи в водной фазе, т. е. в первый момент после добавления щелочи к обесфеноливаемой фракции, так как по мере растворения фенолов концентрация водородных ионов в фенолятной фазе должна. расти. По достижении стехиометрического соотношения фенолов и щелочи щелочная фаза превращается фактически в водный раствор фенолятов, представляющих собой соль слабой кислоты и сильного основания. Концентрацию водородных ионов в водном растворе такой соли можно вычислить, исходя из известных соотношений [c.44]

В растворе, после неполного осаждения ионов металлов органическим реактивом, находятся все составляющие, необходимые для образования окрашенной мало растворимой внутрикомплекс-ной соли. Такой раствор является равновесным дальнейшему осаждению комплекса препятствует соответствующая концентрация водородных ионов. Введение в такую систему гидроксильных ионов или твердых веществ основного характера вызывает немедленное окрашивание осадка (гидроокиси, окислы, углекислые соли, органические основания). Практически для этой цели особо пригодны органические осадители, которые не дают полного осаждения данного иона и растворы которых сами не окрашены, но дают окрашенные осадки с данным ионом. Указанным требованиям хорошо удовлетворяют диметилглиоксим, бензоин-монооксим и р-аминонафталид тиогликолевой кислоты (тиона-лид). [c.365]

Следовательно, концентрация водородных ионов обратно пропорциональна концентрации неоттитрованного основания. Если оттитрованную долю основания обозначить через А", то графическая зависимость 1 (1—X) от pH представляет собой прямую линию, которая совпадает с кривой титрования сильной кислоты сильным основанием в воде. Такую зависимость наблюдали Холл и Вернер [58] для гуанидина и диэтиланилина. Этот факт казался парадоксальным, так как раствор чистого основания вел себя подобно типичному слабому основанию при разбавлении. Для эквимольной смеси основания и его соли, т. е. при условии, что Св = Свнсю4 = С, уравнение (4-50) принимает вид [c.88]

Закономерности, характерные для гидролиза солей, имеют исключительно важное значение для явления, называемого буферным действием. Водные растворы организма характеризуются определенными величинами pH. pH крови, например, в норме колеблется в пределах 7,0—7,9 со средней величиной 7,4. Если pH выходит за пределы этих величин, кровь теряет свою способность переносить кислород. Поэтому жизнь зависит от способности крови регулировать концентрацию ионов водорода в чрезвычайно узких пределах. Эта способность крови поддерживать постоянную концентрацию водородных ионов имеет очень большое значение, так как в результате различных реакций в организме постоянно образуются кислоты. Среди множества веществ, содержащихся в крови, имеются такие, которые быстро лейтрализуют небольшие количества кислот и оснований. Говорят, что кровь является буфером по отношению к изменениям pH. Вообще буферные свойства обусловливаются парой соединений, действующих как буферная пара, или буферная система. [c.154]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология