Константа кислотности ирН растворов слабых кислот

Наоборот, на растворимость осадков, являющихся солями слабых кислот, кислотность раствора оказывает очень существенное влияние Так, ионы jO "" могут взаимодействовать с ионами кальция, образуя осадок щавелевокислого кальция. HoBbi O " могут реагировать такл е с ионами Н , образуя молекулы слабой щавелевой кислоты. Образование или растворение щавелевокислого кальция, степень осаждения кальция и другие характеристики равновесия зависят от концентраций реагирующих веществ, а также от величин константы диссоциации кислоты и произведения растворимости осадка. Величины произведений растворимости углекислого бария и щавелевокислого бария почти одинаковы. Однако угольная кислота слабее щавелевой, т. е. анион СО при прочих равных условиях связывается с ионами водорода сильнее, чем анион С О . Поэтому ВаСО, легко растворяется в уксусной кислоте, а растворимость ВаС О при тех же условиях почти не изменяется. Если два осадка являются солями одной и той же кислоты, например сульфидами, то при прочих равных условиях растворимость в кислотах зависит от величины произведения растворимости. Известно, что путем изменения концентрации ионов водорода достигаются многочисленные разделения катионов в виде сульфидов, фосфатов и других соединений металлов с анионами слабых неорганических и органических кислот. Таким образом, значение кислотности раствора для осаждения и разделения металлов очень велико. [c.39]

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]

Протолитическая теория была применена к истолкованию закономерностей реакций кислотно-основного катализа разложение нитра-мида, инверсия сахаров, омыление сложных эфиров и т. п. Скорость этих процессов зависит от природы и концентрации кислот и оснований, присутствующих в растворе, причем сами кислоты и основания в ходе реакции не расходуются, т.е. выступают в роли катализаторов. Реагирующее вещество можно рассматривать как слабую кислоту пли слабое основание, которые вступают в реакцию с катализатором основанием или кислотой с образованием некоторого промежуточного комплекса. Последний затем распадается на конечные продукты с регенерацией катализатора. Сила кислот и оснований (константы их ионизации) и их каталитическая активность связаны между собой. Я. Брёнстед установил, что если в качестве катализаторов использовать ряд однотипных слабых кислот, то между константой скорости катализируемого ими процесса и константой ионизации кислот Ка существует следующее соотношение [c.84]

Константа кислотности и pH растворов слабых кислот [c.117]

Возможные ошибки при определении pH колориметрическим методом. Неточности определения pH могут зависеть от солевой ошибки, обусловленной высокой концентрацией солей в растворе, изменяющей растворимость и диссоциацию индикатора от белковой ошибки, связанной с наличием в растворах белковых веществ (кровь, плазма и др.) от индикаторной ошибки, так как белки, обладающие амфотерными свойствами, взаимодействуют с кислотными и основными индикаторами, а также адсорбируют индикатор при этом происходит изменение общей концентрации его в испытуемом растворе таким образо.м, добавление значительных количеств индикаторов, которые, являясь слабыми кислотами и основаниями, могут, особенно в незабуференных растворах, изменять значение pH от температурной ошибки, зависящей от изменения константы диссоциации индикатора при колебаниях температуры так, -нитрофенол имеет при 0 С р/С = 7,30, а при 50° С рК = 6,81 с изменением температуры изменяется и pH стандартных растворов. [c.67]

Во избежание образования и накопления гидроокиси у катода кислотность растворов солей металлов в процессе электролиза должна быть постоянной. Минимальная необходимая кислотность зависит прежде всего от константы гидролиза соли и потенциалов выделения на катоде металла и водорода. При этом необходимо учитывать, что при электролизе, сопровождающемся выделением водорода, значение pH прикатодного слоя всегда выше pH в объеме электролита, особенно в том случае, когда в растворе присутствуют соли щелочных металлов. Для поддержания постоянной малой кислотности электролитов цинкования, никелирования, кадмирования, железнения и других к ним добавляют специальные вещества, сообщающие в определенном интервале pH высокие буферные свойства. Такими веществами являются слабо диссоциированные неорганические и органические кислоты (борная, уксусная, аминоуксусная, муравьиная и др.) или их соли. [c.344]

Уравнения для концентрации ионов Н3О+ в растворе слабого основания и для концентрации ионов 0Н в растворе слабой кислоты имеют аналогичную форму. Единственное различие состоит в том, что вместо константы кислотной диссоциации появляется константа основной диссоциации, а вместо концентрации кислоты, конечно, концентрация основания. [c.90]

Приведите вывод соотношения между константой кислотности и константой основности для реакций протолиза в водном растворе слабой кислоты НА и слабого основания А одной сопряженной пары HA/A . Ответ подтвердите справочными данными. [c.43]

Применение органических осадителей требует создания определенных услови1[ и прежде всего надлежащей величины pH раствора. Причину этого понять нетрудно. Выше указывалось, что при образовании внутрикомплексных солей происходит замещение водорода кислотной группы реагента ионами металла при этом в раствор переходят ионы водорода, как это следует, например, из приведенного выше уравнения реакции между N1 + и диметилглиоксимом. Ясно, что положение равновесия должно зависеть от концентрации Н" , т. е. от величины pH раствора. Диметил-глиоксим (и другие подобные ему органические реагенты) ведет себя как слабая кислота. Поэтому к рассматриваемой реакции применимо все то, что говорилось ранее о значении величины pH при осаждении малорастворимых солей слабых кислот. И здесь, если известна величина ПР осадка и константа кислотной ионизации реагента, можно вычислить величину pH, при которой достигается полное осаждение. [c.125]

Определите константу кислотности Кк слабой кислоты, 0,01 М раствор которой при 18° имеет степень диссоциации а = 0,1413. [c.265]

Применимость метода титрования. Как следует из рис. 4-6, значение константы диссоциации слабой кислоты оказывает большое влияние на скачок pH и форму кривой титрования вблизи точки эквивалентности. Кроме того уменьшение концентраций слабой кислоты и титранта также уменьшают скачок. Так как большинство кислотно-основных индикаторов изменяют цвет в интервале около двух единиц pH, самая слабая кислота, которая может быть успешно оттитрована, должна иметь значение Ка около 10 при условии титрования 0,100 Р раствора слабой кислоты раствором сильного основания такой же концентрации. [c.144]

Многие слабые кислоты и продукты их диссоциации избирательно поглошают излучение видимой области спектра и поэтому окрашены. Цвет раствора, содержащего кислоту и ее анион, определится отношением их концентраций, которые зависят от константы диссоциации кислоты и от pH раствора. Слабые кислоты, одна или обе формы которых окрашены, применяют в качестве кислотно-основных индикаторов. По изменению окраски индикатора можно определить pH раствора или установить точку эквивалентности при кислотно-основном титровании. [c.598]

Буферные растворы можно приготовить с любым значением pH в интервале от О до 14, Для растворов с малыми значениями pH используют кислоты с большим значением константы диссоциации, а для средней и слабой кислотности раствора применяют кислоты с малыми значениями константы диссоциации. [c.58]

Применение констант кислотной диссоциации. Константы диссоциации многих наиболее известных слабых кислот приведены в приложении 4. Эти константы широко используются для расчета концентрации ионов водорода и гидроксила в растворах слабых кислот и оснований. [c.43]

Таким образом, кислота или основание с рК, например, около 8 в разбавленных водных растворах, не содержащих других кислот или оснований, диссоциирует максимум на 9%. Удовлетворительное приближение к максимальной степени диссоциации наблюдается при концентрациях около 10 моль л, дальнейшее разбавление раствора (при рК 8) не способно заметно увеличить степень диссоциации. Это объясняется тем, что в очень разбавленных растворах диссоциация слабой кислоты (основания) подавляется водородными (гидроксильными) ионами воды. По отношению к разбавленным растворам слабых кислот (оснований) вода способна проявлять свои кислотные (или основные) свойства. Чем меньше концентрация слабого электролита в растворе и чем меньше его константа диссоциации, тем сильнее влияние воды на степень диссоциации. Степень диссоциации в очень разбавленных растворах можно изменить только путём изменения pH или температуры. [c.26]

Для буферного раствора с малым значением pH используют кислоту с большим значением константы диссоциации/Сна, для средней и слабой кислотности раствора применяют кислоты с малыми значениями /Сна- При большом значении pH (щелочная среда) для приготовления буферных растворов используют основания с различными константами диссоциации — более слабые основания при умеренной щелочности и более сильные основания при значительной щелочности. [c.46]

Наглядный смысл того, что представляет собой константа кислотной диссоциации Ка, дает кривая титрования слабой кислоты. Кривую титрования получают экспериментально, добавляя к раствору слабой кислоты небольшие количества стандартного щелочного раствора и определяя после каждого такого добавления значение pH. Те же объемы щелочного [c.210]

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]

Буферные растворы можно приготовить с любым значением pH в интервале от О до 14. Для раствора с малым pH используют кислоту с большой величиной константы диссоциации К, а для средней и слабой кислотности раствора применяют кислоты с малыми значениями К. Для щелочной среды используют основания с различными константами диссоциации более слабые основания — при умеренной щелочности и более сильные — при значительной. [c.32]

Введение одноименного иона в разбавленные растворы слабых кислот также приводит к увеличению ионной силы раствора и, следовательно, к росту константы скорости кислотного катализа. Этим объясняется вторичный солевой эффект. [c.407]

Следовательно, в растворе слабой кислоты, нейтрализованной сильным основанием наполовину, концентрация ионов водорода равна константе кислотности. Это свойство используется при определении констант ионизации слабых кислот. [c.260]

Чтобы установить сравнительную меру кислотности растворов сильных кислот или определить силу очень слабых оснований, Гаммет [43, 85] выражал кислотность через степень ионизации ряда индикаторов, являющихся слабыми органическими основаниями. Для установления шкалы кислотности он выбрал группу индикаторов, имеющих одинаковый зарядовый тип и близких по молекулярной структуре, а именно нитроанилины, м- и и-Нитроанилины, выбранные в качестве эталонных оснований, являются достаточно сильными, так что термодинамические константы диссоциации их сопряженных кислот ВН+ в воде могут быть измерены. Величиньл р/(а этих двух эталонных оснований составляют 2,50 и 0,99. Соотношение [В]/[ВН+] для этих индикаторов можно измерить вполне надежно в пределах 100-кратного изменения кислотности. Для /г-нитроанилина это соответствует как разбавленным водным растворам сильной кислоты, так и растворам, содержащим до 15% сильной кислоты. В более кислых растворах соотношение [В]/[ВН+] слишком мало и не может быть измерено с достаточной точностью Более слабое основание о-нитроанилин (р/Со = = —0,29) можно применить в том же интервале кислотности, что и л-нитроанилин, а также в растворах более сильных кислот и тоже в пределах 100-кратного изменения кислотности. Интервал кислотности 4-хлор-2-нитроанилина рКа = —1,03) перекрывает интервал о-нитроанилина, и его можно применять с растворами еще более сильных кислот. Выбраны 16 индикаторов из группы нитроанилинов, полностью соответствующие широкому интервалу pH, вплоть до кислотности, равной 100%-ной серной кислоте, и превосходящие эту кислотность. [c.108]

Так как константа диссоциации при данных условиях - постоянная величина, то концентрация водородных ионов в таком растворе определяется только соотношением концентраций кислоты и ее соли и не зависит от абсолютного значения концентраций. Поэтому 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 кислотным анионом в недиссоциирующие молекулы слабой кислоты. Почти не изменится pH и при добавлении щелочи. [c.275]

Так же как и константу кислотности Кк слабых кислот, можно определять константу основности Ко слабых ос1юваний Как было показано [реакция (9)], аммиак МНз образует в водном растворе ионы НН и ОН". Закон действия масс выражается в виде [c.249]

Характеристические свойства кислот и оснований зависят от донорного или акцепторного характера молекул, количественной мерой которого по отно-оюнию к растворителю, принятому за вещество сравнения, является значение константы диссоциации. Диссоциация кислот является, таким образом, источником водородных ионов в растворе, а диссоциация оснований - ионов гидроксила. Аналитика интересует кислотность или основность раствора, которые зависят от вида растворенных кислот и оснований, а также от их концентраций. ( астворы сильных кислот, полностью диссоциированных, более кислы, чем растворы слабых кислот с небольшой степенью диссоциации. [c.54]

Реакция растворов солей, образованных с.пабой кислотой и слабым основанием, зависит от соотношения констант прото.пиза кислоты и основания, образующих соль. Если константа кислотности кислоты больше константы основности основания, то раствор имеет слабокислую реакцию, при обратном соотношении констант протолиза — слабощелочную. [c.258]

Пользуясь тем, что константа диссоциации слабого электролита является величиной постоянной, можно изменять концентрации отдельных ионов в растворе. Этим часто пользуются в химической практике, особенно для понижения концентрации ионов водорода или гидроксила, т. е. кислотности или щелочности среды. Так, чтобы понизить кислотность раствора уксусной кислоты, нужно добавить к нему ион СН3СОО-, например в виде соли СНзСООЫа. Подобным же образом при добавлении к раствору гидроокиси аммония какой-нибудь аммонийной соли, например ЫН4С1, понижается концентрация ионов ОН-, т. е. щелочность раствора. [c.39]

Простейшим органическим нитросоединением является нитрометан — H3NO2 (т. пл. —17, т. кип. 101 °С). Молекула его полярна (р, = 2,71)) и характеризуется структурными параметрами d( N) = 1,49, d(NO) = 1,22 А, / ONO = 127°. Для силовой константы связи С—N дается значение к = 4,7. Присоединение нитрогруппы к атому С настолько усиливает поляризацию связей С—Н, что нитрометан в водном растворе ведет себя, как слабая кислота ( i=l-10- ). Кислотная функция динитрометана выражена уже отчетливо (i i = 3-10 ), а НС(Ы02)з (т. пл. 25 °С, (X = 2,7) является сильной кислотой (I = 7-10- ), для которой известен ряд солей. Сам тринитрометан (иначе, нитроформ) бесцветен, а ион [ (N02)3] имеет желтую окраску. Тетранитрометан представляет собой бесцветную жидкость (т. пл. 14, т. кип. 126 °С), способную разлагаться со взрывом. Затвердевающая лишь при —30 °С смесь 70% С(N02)4 и 30% N2O4 может быть использована в качестве окислителя реактивных топлив. [c.565]

Следует помнить, что ионы в жидком аммиаке проявляют более слабые кислотные свойства, чем ионы НзО в воде, и что Кх — константа диссоциации но определению Брёнстеда — характеризует силу кислоты только лишь в определенном растворителе. Кроме того, уже было отмечено, что бессмысленно сравнивать константы диссоциации кислот в разных растворителях [26]. Так, сульфат аммония мало растворим, поэтому кислотность раствора серной кислоты в жидком аммиаке мала. [c.58]

Спекхрофотонетрическии методой исследована ионизация ряда алифатических и кирноаронатических динитрометильных соединений в растворах хлорной кислоты вплоть до концентрации 55%. Показано, что изученные соединения можно разбить на две грушш, в пределах каждой из которых сохраняется параллельность графиков логарифмов индикаторных отношений в зависимости от концентрации НСЮ . Константы ионизации наиболее слабых кислот определены в водных буферных растворах, а более кислых - ступенчатым методом функции кислотности Гамметта. [c.233]

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]

Таким образом, реакция раствора кислой соли может быть как щелочной (если гидролиз аниона преобладает над его диссоциацией), так и кислой (в обратном случае). Это определяется соотношением константы гидролиза соли и соответствующей константы кислотности кислоты. В рассмотренном примере константа гидролиза аниона превышает соответствующую константу кислотности кислоты, поэтому раствор имеет слабо щелочную реакцию. При обратном соотношении (напри.мер, прн гидролизе NaHSOз) реакция раствора кислая. [c.258]

При титровании сильной кислоты в смеси с кислотами, имеющими константы кислотности 10 5 и выше, диссоциация слабой кислоты начинается до точки эквивалентности, соответствующей оттитровыванию сильной кислоты, что привоцит к невозможности оттитровывания сильной кислоты из-за отсутствия заметного скачка титрования. Такие смеси титруют обычно потенциометрическим метоцом, используя для титрования две порции раствора в одной оттитровывают обе кислоты, в другую добавляют органический растворитель, чаще всего ацетон, для подавления диссоциации слабой кислоты и оттитровывактг одну сильную. [c.81]

Поскольку титрование в данном случае проводят в сильнокислых растворах с постоянной концентрацией кислоты, коэффициенты активности можно сократить или перенести их в константу в и все расчеты проводить со значениями концентрации. После достижения в ходе титрования стандартного потенциала е реЗ+ р 2+ половина исходного количества Ре(П) переходит в окисленное состояние. В данном случае изменение потенциала при добавлении титранта (Де/ДУ) имеет минимальное значение. Такая же картина наблюдается при кислотно-основном титровании. Функциональная зависимость между значением pH и отношением концентрации соли к концентрации кислоты точно такая же, как между разностью потенциалов и отношением концентраций компонентов редокс-системы. Как только половина слабой кислоты будет оттитрована, концентрация слабой кислоты и концентрация ее соли соавниваются. Это означает, что значение pH примерно равно значению рК [c.324]

Для определения констант равновесия изучают также растворимость солей слабых кислот в сильных кислотах с ростом кислотности она увеличивается. Если поддерживать в насыщенных растворах / = onst и вычислять ПР для соли без учета [c.361]

Выпишите из справочника и сравните константы кислотности аквакатионов скандия(III), иттрия(III) и лантана (III) в водном растворе. На основании эти.х данных определите, сильной или слабой кислотой является акьакатион ак-тиния(1И), [c.129]

РЬ(0Н)2 образуется в виде белого осадка, который хорошо растворяется в кислотах и слабо — в растворах щелочей. В литре 0,7 н. раствора NaOH растворяется около 12 г РЬ(ОН)г. При растворении в кислотах, так же как и в случае РЬО, образуются соли РЬ +, в щелочах— гидроксоплюмбаты. Константа диссоциации РЬ(0Н)2 по кислотному типу равна по основному — 1Q- . [c.201]