ИОННЫЕ РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРЕ Равновесия в водных растворах кислот и оснований

В данной главе рассмотрено несколько важных типов равновесий, существующих в водных растворах. Прежде всего нас интересовали кислотно-основные равновесия в растворах, содержащих два или несколько растворенных веществ, а также равновесия при растворении. Мы узнали о том, что диссоциация слабой кислоты или слабого основания подавляется в присутствии сильного электролита, который создает в растворе какой-либо ион из числа участвующих в равновесии. Это явление может служить примером влияния общего иона. [c.136]

Гальванические элементы являются основой одного из лучших методов изучения равновесий реакций, включающих кислоты, основания и комплексные ионы. Реакции такого типа часто исследуют в водных растворах, причем вода представляет собой исключительный по свойствам растворитель, играющий важную роль в процессах диссоциации кислот и оснований. Термодинамика позволяет понять, почему диссоциация происходит именно в той степени, какая наблюдается на опыте. [c.211]

В 1923 г. и, вероятно, даже немного позже я с удовлетворением сообщал студентам в курсе качественного анализа, что НС1 в бензоле является менее сильной кислотой, чем в воде, так как в бензоле ионизация происходит в меньшей степени, и что это подтверждается отсутствием реакции между карбонатом кальция и бензольным раствором НС1. К 1927 г. я уже не сомневался, что 1) вода является основанием в том же смысле, что и аммиак 2) в водном растворе ионы водорода в действительности находятся в форме Н3О+, что аналогично NH в жидком аммиаке 3) если руководствоваться данными по скорости или равновесию любой гомогенной реакции, то в бензоле НС1 является более сильной кислотой, чем в воде 4) выступая в качестве основания, вода маскирует или нивелирует различия в силе сильных кислот и препятствует определению в водном растворе относительной силы сла- бых оснований. Этот переворот в моих представлениях был вызван главным образом идеями Ганча [17], хотя сильное влияние оказал также Бренстед и работа Франклина по растворам в жидком аммиаке. [c.351]

Выбор растворителя для изучения кислотно-основных равновесий зависит в первую очередь от нескольких основных свойств растворителя его собственной силы как кислоты или основания, диэлектрической проницаемости и способности сольватировать ионы с помощью водородной связи. Гидроксилсодержащие растворители по способности сольватировать ионы превосходят все другие, причем оказалось, что это свойство является намного более важным, чем легко характеризуемая диэлектрическая проницаемость. Эти растворители почти всегда обладают амфотерными свойствами и каждый из них имеет свой интервал работы, определяемый его кислотностью и его основностью. Вода не подходит в качестве растворителя для титрования слабых оснований, так как она сама по себе является столь сильным основанием, что прибавление кислоты к водному раствору слабого основания только протонирует растворитель, не действуя на исследуемое соединение. Естественно, напрашивается мысль, что менее основные гидроксил содержащие растворители, такие, как карбоновые кислоты, будут более подходящей средой для титрования слабых оснований. [c.214]

В настоящее время доказано, что кислоты и основания с присущими им характерными свойствами существуют не только в водных растворах, в которых наблюдается состояние динамического равновесия, устанавливаемого между ионами водорода и ионами гидроксила, но и в неводны растворах, где указанного равновесия нет. Поэтому -применительно к невод-ны-м растворам прежние определения кислот и -оснований как электролитов, диссоциирующих с образованием ионов водорода и ионов гидроксила, неточны. [c.181]

О—Н, в результате чего он приобретает небольшой отрицательный заряд, а на атомах водорода создаются небольшие положительные заряды. По этой причине вода может взаимодействовать с другими полярными молекулами. Кроме того, молекулы воды в небольшой степени диссоциируют на ионы Н и ОН , а это свойство играет важную роль в кислотно-ос-новных реакциях. В этой главе будут рассмотрены реакции и равновесия в водных растворах главным образом с участием кислот и оснований. [c.208]

Эту реакцию иногда называют гидролизом, в связи с чем возникает представление о разрушении кристаллов ацетата натрия водой. Такое разрушение, действительно, имеет место, когда кристаллы этой соли растворяют в воде, но в данном случае ничего подобного не происходит. В растворе ацетатные ионы обладают основными свойствами. С точки зрения теории Бренстеда, они являются настолько же сильным основанием, как аммиак, а ион аммония может рассматриваться как слабая кислота, подобная НАс. В водном растворе аммиака устанавливается равновесие [c.242]

На рис. 15.4 указан ряд распространенных кислот и сопряженных им оснований. Отметим, что сильным кислотам отвечают слабые сопряженные основания, а слабым кислотам-сильные сопряженные основания. Ион Н (водн.) является самым сильным донором протона, который может существовать в равновесии с водным расгвором. Поэтому кислоты, указанные на рис. 15.4 выше Н (водн.), полностью отдают протоны воде с образованием Н (водн.). Точно так же, ОН" (водн.) представляет собой самое сильное основание, которое может находиться в равновесии с водным раствором. Всякий более сильный акцептор протона должен полностью реагировать с водой, отнимая у нее протоны и образуя ионы ОН" (водн.). [c.74]

Что произойдет с ионным равновесием воды н степенью ее диссоциации при добавлении сильной кислоты илн сильного основания Как это отразится на концентрациях и ОН -ионов Может лн в водном растворе концентрация ионов Н нли ОН" стать равной нулю Почему [c.77]

Х-2-18. Константа диссоциации миндальной кислоты в водном растворе при 25°С 4,29-10 константа диссоциации п-анизидина (основание) 5,13-10 . Раствор приготовлен добавлением 0,040 моля миндальной кислоты и 0,060 моля п-анизидина к 1000 г воды при 25° С. (Только одна фаза присутствует при равновесии.) а) Определите ионную силу раствора. Используя полученный результат и уравнение Дебая — Хюккеля, найдите коэффициент активности каждого иона в растворе, б) Составьте уравнения, решения которых дадут моляльность каждой химической частицы [c.118]

Для определения pH используют индикаторы — вещества органической природы, которые изменяют свою окраску в растворах в зависимости от реакции среды. Эти соединения, например фенолфталеин, метиловый оранжевый, представляют собой слабые кислоты или основания, которым в молекулярной форме присуща окраска, не совпадающая с окраской их ионной формы. Представим, что индикатор является слабой кислотой, тогда в водном растворе наблюдается равновесие- [c.115]

Равновесие между водородными и гидроксильными ионами соблюдается не только в чистой воде, но и в водных растворах солей, кислот и оснований. Если в приближенных расчетах пренебречь ионной силой растворов сильных электролитов и принять активности водородных и гидроксильных ионов равными их общим концентрациям, то можно считать, что в 1 н. растворе сильной кислоты [Н ]==1 г-ио /./г. Соответственно в 1 и. растворе щелочи [0Н"]=1 г-ион л. Табл. 13 дает представление о концентрации ионов Н+ и 0Н (в г-ион л) в растворах кислот и оснований различных концентраций. [c.40]

Протолиты подразделяют на сильные и слабые по смещениям равновесий в их растворах. Сильными называют протолиты, при растворении которых равновесия (4.16) или (4.18) смеш,ены вправо. В случае кислот это имеет место при р/Сд <0 (/Сл >1), для оснований — при р/Сд >рЛ нзо у (рК в <0 /Св >1). В водных растворах сильными кислотами таким образом считаются те, для протолитических пар которых р/Са <0, а сильными основаниями — те, для протолитических пар которых р/Са >14 (см. табл. 3). При растворении сильных кислот они в результате взаимодействия с молекулами растворителя практически полностью превращаются в ионы лиония. Другими словами, их сила в амфипротонном рас- [c.50]

Поскольку кислоты, основания и соли являются электролитами, то между всеми участниками этой реакции должно устанавливаться ионное равновесие. Как отмечалось выше, кислоты и основания различаются степенью электролитической диссоциации. Соли почти во всех случаях в водных растворах полностью диссоциированы на ионы (малорастворимые соли в растворенной части также диссоциированы нацело). [c.120]

Вместе с тем, применяя к растворению уксусной кислоты уравнение (15.2) и законы равновесия, можно определить из экспериментальных данных для этой реакции константу равновесия, которая даст много полезных сведений об этом процессе. Уксусная кислота представляет собой типичную слабую кислоту, диссоциирующую в водных растворах всего на 1%. Применение понятия о константе равновесия целесообразно и ко многим другим слабым кислотам. Аналогичный подход используется и при рассмотрении диссоциации слабых оснований. Однако такой подход мало пригоден для сильных кислот и сильных оснований, водные растворы которых настолько диссоциированы на ионы, что это затрудняет рассмотрение их растворения как равновесного процесса. [c.265]

Согласно приведенному в гл, 2 определению Аррениуса, кислота представляет собой вещество, повышающее концентрацию ионов водорода в водном растворе, а основание - вещество, повышающее концентрацию гидроксидных ионов. Более общее определение кислот и оснований было предложено в 1923 г. Бренстедом и Лаури. Определение Бренстеда-Лаури применимо не только к водным, но и к неводным растворам. Согласно Бренстеду-Лаури, кислотой называется любое вещество, способное высвобождать ионы водорода, или протоны, а основанием-любое вещество, способное соединяться с ионами водорода и, следовательно, удалять их из раствора. Теперь, когда мы понимаем, что молекулы воды находятся в равновесии со своими диссоциированными ионами Н и ОН , нетрудно убедиться, что в случае водных растворов оба определения оказываются эквивалентными. Кислоты, как в представлении Аррениуса, так и в представлении Бренстеда, hsj wt h веществами, высвобождающими ионы водорода. Если основание, в представлении Бренстеда, соединяется с ионами водорода, это значит, что в водном растворе оно смещает равновесие реакций (5-5) в сторону диссоциации до тех пор, пока не восстанавливается баланс. В результате образуются дополнительные гидроксидные ионы, и, таким образом, в водных растворах определение основания по Бренстеду совпадает с определением основания по Аррениусу. [c.214]

Характерным свойством ионов металлов является их способность вести себя как льюисовы кислоты, или акцепторы электронных пар, по отношению к молекулам воды, которые выступают в роли льюисовых оснований, или доноров электронных пар (см. разд. 15.10). С ионами металлов кроме воды могут взаимодействовать и другие льюисовы основания, особенно ионы переходных металлов. Такие взаимодействия весьма существенным образом сказываются на растворимости солей металлов. Например, соль Ag l, для которой ПР = l,82 10 °, растворяется в водном растворе аммиака благодаря взаимодействию между ионом Ag и льюисовым основанием NHj. Этот процесс можно рассматривать как совокупность двух последовательных реакций равновесия растворения Ag l и взаимодействия льюисовой кислоты Ag" [c.130]

Кислоту можно определить как водородсодержащее вещество, диссоциирующее при растворении в воде с образованием ионов водорода, а основание —как вещество, содержащее ион гидроксила или гидроксильную группу, которая при диссоциации данного вещества в водном растворе образует ион гидроксила. Кислотные растворы обладают характерным острым вкусом, обусловленным присутствием ионов гидроксония Н3О+, тогда как растворы оснований имеют характерный солоноватый вкус, связанный с присутствием в них ионов гидроксила ОН . Обычные неорганические кислоты (соляная, азотная и серная кислоты) полностью ионизованы (диссоциированы) в растворе при этом они дают один ион водорода на каждый кислотный атом водорода в формуле данной кислоты, тогда как другие кислоты, например уксусная, дают значительно меньше ионов водорода. Кислоты, подобные уксусной, называют слабыми кислотами. Молярный раствор уксусной кислоты не обладает столь же острым вкусом и не реагирует столь энергично с активными металлами (например, с цинком), как реагирует молярный раствор соляной кислоты это объясняется тем, что 1 М раствор уксусной кислоты содержит много недиссоциированных молекул НС2Н3О2 и только относительно небольшое число ионов Н3О+ и С2Н3О2. В растворе уксусной кислоты соблюдается устойчивое равновесие, описываемое уравнением [c.331]

Рассмотрим теперь кратко методы, применяемые для измерения силы кислот и оснований, особенно в водном растворе. Большинство обычных методов состоит в непосредственном определении концентрации кислоты А или основания В в растворе с известной суммарной концентрацией обеих частиц, Лучший способ измерения концентраций, который не приводит к смещению равновесия в системе, основан на использовании оптических свойств вещества, таких, как способность поглощать электромагнитное излучение (в видимой и ультрафиолетовой областях) или способность рассеивать свет (спектроскопия комбинационного рассеяния). В случае кислот или оснований умеренной силы спектр чистых А или В можно получить экспериментально, добавляя избыток протонов или гидроксил-ионов в раствор. Если кислота достаточно сильная (ТОЮ" ), реакция А + Н20ч=г В + Нз0+ будет очень быстро протекать в направлении слева направо. Поэтому, чтобы получить люстаточно большое отношение [А]/[В], может оказаться необходимым использовать концентрированные растворы. Применение концентрированных растворов ниосит [c.39]

В водных растворах ионы металлов являются льюисовскими кислотами, а такие комплексные ионы, как Fe(NO) % Сг(Н20) и AlF , можно рассматривать как комплексы кислота — основание. Благодаря большой валентной оболочке атомов неметаллов, находящихся ниже второго ряда периодической таблицы элементов (S, Р, С1, Вг, I и т. д.), они могут проявлять свойства как кислот, так и оснований Льюиса. Ион 1 в реакции с ионами металлов (кислота Льюиса) может действовать как основание, давая весьма стабильные комплексы, такие, как Hg(I) . С другой стороны, Ig может действовать как кислота в реакциях с донорами электронов, приводя к образованию комплексов с различной стабильностью. Равновесие к реакции 1 -[- 1, 7 71 I в 0,1 М водном растворе сильно сдвинуто вправо ( Гравл = 140 л/моль), АН° = — 4,0 ккал. [c.499]

Буферные растворы. В качестве растворов с известным значением pH могут быть использованы буферные растворы. Они представляют собой смеси водных растворов слабой кислоты и соли этой кислоты с сильным основанием (или соответственно слабого основания и его соли с сильной кислотой). Характерной особенностью буферных смесей является их способность сохранять концентрацию водородных ионов практически постоянной при добавлении некоторых количеств сильных кислот или сильных оснований или при значительном разведении. Рассмотрим для примера равновесие в ацетатном буфере, состоящем из уксусной кислоты и ацетата натрия, которые диссоциируют по уравнениям СНзСООН -V СНзСОО- -ЬН+, Hз OONa-> Hs OO-- --f N3 . Соль в буферном растворе можно принять почти полностью диссоциированной, а кислоту диссоциированной незначительно. Константа диссоциации слабой кислоты [c.176]

Из уравнения (3.75) следует, что тепловому эффекту в 5 кДж/моль соответствует изменение р/С на 0,03, при изменении температуры на 10°. Тепловой эффект диссоциации многих слабых кислот и оснований в водных растворах находится в пределах от —12,0 до 12,0 кДж/моль, что соответствует изменению рЛ примерно на 0,071 единицы при изменении температуры на 10°. Это сравнительно небольшое число, поэтому во многих химикоаналитических расчетах кислотно-основных равновесий влиянием температуры пренебрегают. Наибольшее влияние температура оказывает на процессы типа (3.44), связанные с диссоциацией воды на ионы. Процесс НОН = Н+ + 0Н существенно эндо-термичен (АЯ = 56,1 кДж/моль), поэтому с увеличением температуры константы равновесия таких процессов заметно увеличиваются. [c.61]

Обычно кислотность (по Бренстеду) оценивается константой кислотной диссоциации в воде К [А"1 (НаО+1 [АН]- чем выше тем сильнее кислота сильные кислоты (H IO4, H2SO4, НС1) практически полностью диссоциированы на ионы в разбавленных водных растворах слабые кислоты (СН3СООН) диссоциированы в незначительной степени (рК 4,76). Основность оценивается константой равновесия В + Н,0. ВН+ + НО-, Кь = [НВ+КНО -] [В]- чем больше /Сь. тем сильнее основание. Диссоциация кислот и оснований зависит от растворителя, его диэлектрической проницаемости, сольватирующей способности и способности выступать в качестве кислоты или основания. [c.225]

Однако влияние этих равновесий на силу кислот сказывается только в концентрированных растворах. В разбавленных растворах, в которых определяются термодинамические константы, реакция (IV) обычно проходит до конца, а реакция (V) практически еще не начинается. Напрймер, в очень концентрированных водных растворах молекулы азотной кислоты ассоциированы, при добавлении воды ассоциаты уступают место продуктам взаимодействия азотной кислоты с водой состава HN0з H20 и НКОз-ЗНзО одновременно изменяется степень ассоциации воды. При дальнейшем разбавлении эти продукты диссоциируют па сольватированные ионы. Если при этом диэлектрическая проницаемость раствора невелика (смеси диоксана с водой), то образуются ионные молекулы — ионные двойники. Наличие таких ионных двойников наряду с молекулами обнаруживается на основании различия между константами диссоциации, определенными из электрохимических и оптических данных. Ионные молекулы, как и обычные, не переносят тока, но их оптические свойства близки к свойствам свободных ионов. [c.295]

Весьма интересно влияние давления на ионное равновесие водных растворов электролитов. Исследования, выполненные при 25°С и при давлениях до 300 МПа, показали, что константы диссоциации целого ряда органических кислот в водных растворах возрастают при увеличении давления от атмосферного до 300 МПа в среднем в 3,5 раза, а для некоторых оснований (например, КН40Н) в 12...14 раз. Отсюда видно, что диссоциация исследованных соединений сопровождается уменьшением объема. Причиной этого является гидратация (в общем случае сольватация) образующихся ионов в гид-ратной (сольватной) оболочке, окружающей ион, молекулы растворителя расположены более плотно (электрический заряд на ионе), чем в объеме растворителя. Исследования показали, что уменьшение объема при диссоциации большинства кислот составляет 10...12 см /моль При более высоких давлениях константа диссоциации возрастает весьма сильно константа диссоциации ЫН40Н прн 45 °С увеличивается при росте давления от атмосферного до 1200 МПа более чем в 500 раз. Отсюда можно заключить, как возрастает химическая активность данного соединения в условиях высокого давления. В качестве еще одного примера возрастания степени диссоциации слабых электролитов с повышением давления можно привести данные, согласно которым константа диссоциации пиперидина в метиловом спирте при 45 С возрастает в 1000 раз при увеличении давления с атмосферного до 1200 МПа. [c.116]

При подкислении водных растворов хроматов образуются дихроматы, в концентрированных растворах - полихроматы. В растворе между хромат- и дихромат-ионами имеется равновесие, которое может быть смещено прн введении в раствор некоторых солей, образующих мало растворимые в воде хроматы (Ва, РЬ) или дихроматы (Ag), а также под действием кислот и оснований [c.516]

В заключение отметим, что соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами (например, Na l, KNO3, NaaS04 и т. п.), в водных растворах практически не подвергаются гидролизу. Это является результатом того, что ни катион соли, ни ее анион не связывают ни Н -иона, ни ОН -иона воды. Например (для хлористого натрия), равновесие реакции [c.218]

Деление электролитов на слабые, средние и сильные носит условный характер, так как степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации и температуры раствора. Водные растворы различных солей, кислот и оснований одной и той же концентрации в разной степени диссоциируют на ионы. На степень диссоциации существенно влияет присутствие одноименных ионов в растворе. Так, если в растворе имеется u lj, то равновесие системы [c.107]

Теории кислот и оснований. Представления о кислотно-основном равновесии начали формироваться в конце XVHI в. В работах Лавуазье кислотные свойства связывались с наличием кислорода. Однако, как было установлено Дэви и Гей-Люссаком, ряд вещ,еств, не содержащих кислорода, обладает кислотными свойствами (HF, НС1 н т. п.). В то же время многие кислородсодержащие соединения кислотами не являются. Поэтому было предложено считать кислотами вещества, в состав которых входит водород, способный замещаться на металл, С появлением представлений Аррениуса об электролитической ионизации возникла возможность классификации кислот и оснований по характеру их диссоциации в растворах. С этой точки зрения кислотой следует считать электролит, в водном растворе которого присутствуют гидратированные ионы водорода (ионы гидроксония). Основания в водных растворах отщепляют ион гидроксила. [c.264]

Слабые кислоты и основания, буд> ш слабыми электролитами, н водных растворах распадаются на ионы лишь в незначительной мере (степень диссоциации на ионы а 1). Н их растворах устанавливается равновесие между ионами и непродиссоциированными молекулами. [c.117]

Протолиты подразделяют на сильные и слабые по смещениям равновесий в их растворах. Сильными называют протолиты, при растворении которых равновесия (4.9) или (4.11) смещены вправо. В случае кислот это имеет место при рЛ д < О (/(д > 1), для оснований — при р/Сд > рЛ шо1у(р/Св <0 /(в > 1). Таким образом, в водных растворах сильными кислотами считаются те, для протолитических пар которых р/Сд < О, а сильными основаниями — те, для протолитических пар которых рА д> 14 (табл. 3). При растворении сильных кислот они в результате взаимодействия с молекулами растворителя практически полностью превращаются в ионы лиония. Другими словами, их сила в амфипротонном растворителе сводится к кислотной силе ионов лиония. Пбследние представляют собой самую сильную кислоту, существующую в данном амфипротонном растворителе. [c.50]

Большинство солей полностью ионизованы как в твердом состоянии, так и в растворах, а некоторые наиболее распространенные кислоты и основания, например НС1 и NaOH, почти полностью диссоциируют на ионы при растворении в воде. В таких случаях реакции, представленные уравнениями (15.1) и (15.2), по существу протекают до полного завершения, и к ним не следует применять законы равновесий. Другими словами, мы не станем использовать константу равновесия для описания ионизации НС1 в водных растворах. [c.265]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология