Справочник химика 21

Химия и химическая технология

Статьи Рисунки Таблицы О сайте English

Определение PH растворов слабых кислот

    В разд. 5-6 мы вычисляли pH раствора слабой кислоты, а в разд. 5-8-pH раствора соли такой кислоты и сильного основания. Эти расчеты и рассмотрение буферов, упоминавшихся в разд. 5-7, представляют собой различные предельные случаи общей задачи определения pH раствора, содержащего моль-л" слабой кислоты и моль-л" ее соли с сильным основанием, причем и могут изменяться от нуля до значительных концентраций. В задачах с растворами слабых кислот, разумеется = 0. При расчетах, связанных с константой гидролиза, наоборот, = 0. В задачах с буферными растворами полагается, что с и имеют соизмеримую величину. Все эти частные случаи довольно просто поддаются математическому описанию, поскольку можно делать различные упрощающие предположения, пренебрегая малыми величинами, добавляемыми к большим членам уравнений или вычитаемыми из них. В областях, промежуточных между этими предельными случаями, математическое описание усложняется, хотя химическая суть явлений остается прежней. Целесообразно, однако, вывести общие уравнения, чтобы показать, как можно получить из них более простые и что все три частных случая равновесий — растворы слабых кислот, гидролиз и буферные растворы-различные аспекты одного и того же явления. [c.473]


    Последовательность выполнения работы. 1. Приготовить 10 растворов слабой кислоты с различными значениями pH. Для приготовления растворов в 10 чистых и сухих пробирок пипеткой налить по 3 мл раствора кислоты. В каждую пробирку добавить по 7 мл буферного раствора с определенным значением pH. 2. Рассчитать концентрацию кислоты в растворах. 3. Снять спектры поглощения всех полученных растворов. Толщина поглощающего слоя 1 см. [c.76]

    Растворы, которые обладают свойством поддерживать в определенных границах постоянной величину pH при добавлении к ним сильных кислот, щелочей, а также при разбавлении, называются буферными. Буферные растворы представляют собой чаще всего растворы слабой кислоты и хорошо диссоциированной соли этой кислоты (сильного электролита) или раствора слабого основания и его хорошо диссоциированной соли. Для выяснения механизма буферного действия рассмотрим в качестве примера буферную смесь, состоящую из слабой уксусной кислоты и ацетата натрия — сильного, практически полностью диссоциированного электролита [c.184]

    Последовательность выполнения работы. Работу выполнять на приборах УМ-2, СФ-4, СФД-2, СФ-5, СФ-16, СФ-26, СФ-10 или СФ-14. Приготовить десять растворов слабой кислоты с одинаковой концентрацией, но разными значениями pH. Для приготовления растворов градуированной пипеткой на 5 мл в десять пробирок налить по 3 мл раствора кислоты. В каждую пробирку добавить из градуированной пипетки на 10 мл по 7 мл буферного раствора с определенным значением pH. Рассчитать концентрацию кислоты в полученных растворах. [c.82]

    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]

    Тогда к исследуемому раствору можно добавить соответствующий окрашенный индикатор. Достаточно выбрать индикатор, зона изменения окраски которого включала бы pH точки эквивалентности. Рассмотрение кривых нейтрализации (рис. 99—101) показывает, что в случае нейтрализации сильной кислоты сильным основанием можно, например, воспользоваться как метилоранжем, так и фенолфталеином. При определении концентрации слабой кислоты с помощью сильного основания только фенолфталеин может выявить точку эквивалентности. Наконец, при определении концентрации из кривой нейтрализации сильной кислоты слабым основанием применяют метилоранж. [c.260]


    Растворы сильной кислоты и исследуемой слабой кислоты с раствором индикатора помещают в кюветы колориметра. Кювету со стандартным раствором сильной кислоты устанавливают на определенное деление (например, 20 мм), а сосуд с исследуемым раствором перемещают вверх или вниз по шкале, пока окраска обеих частей поля и оттенок их не станут одинаковыми. Когда это достигнуто,то концентрация ионов Н+ в растворе слабой кислоты может быть определена по формуле  [c.170]

    Иодометрический метод пригоден для количественного определения сильных кислот— серной, хлороводородной и азотной. В растворах слабых кислот концентрация водородных ионов мала и реакция идет медленно. [c.425]

    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]

    Определение РЯ растворов слабых кислот [c.149]

    Первое требование, которому должна удовлетворять аналитическая реакция, - это прохождение ее до конца. В то же время в аналитической химии при точном определении концентрации слабых кислот широко используется метод титрования их растворов растворами щелочей, хотя ясно, что вследствие гидролиза образующихся солей такая реакция никак не может протекать до конца. Объясните это противоречие. [c.462]

    Титрование кислот более слабых, чем уксусная. При титровании разбавленных растворов кислот более слабых, чем уксусная, скачок титрования еще меньше. Определение точки эквивалентности при титровании таких кислот с помощью индикаторов весьма затруднительно и во многих случаях просто невозможно. Для количественного определения очень слабых кислот прибегают к специальным методам титрования и используют для этой цели неводные среды. Для вычисления pH раствора вблизи точки эквивалентности при титровании очень слабых кислот пользуются более сложными уравнениями. [c.87]

    В работе применен хронокондуктометрический метод [1], характеризующийся непрерывной подачей стандартного раствора и автоматической регистрацией изменений электропроводности. Количества определяемых веществ рассчитываются по времени титрования. Хронокондуктометрический метод позволяет проводить в водных растворах определение кислот и оснований, имеющих р/ 10 [2, 3], и определение солей слабых кислот или слабых оснований, основанное на реакциях вытеснения в тех случаях, когда р слабых электролитов, образующих соли, более 4 [4], [c.137]

    ОПРЕДЕЛЕНИЕ pH РАСТВОРОВ СЛАБЫХ КИСЛОТ [c.50]

    При определении рК слабых кислот или слабых оснований необходимо использование сильно щелочных или сильно кислых растворов. К сожалению, измерение величин pH в таких растворах электрометрическими методами невозможно. Поэтому еще в тридцатых годах Гамметом [29] был предложен индикаторный метод оценки кислотности концентрированных растворов кислот, базирующийся на фотометрических измерениях. [c.149]

    Несмотря на потенциальную возможность кислотно-основного титрования аммиачных растворов слабых кислот, не проявляющих кислотных свойств в водных растворах, оно не нашло пока широкого распространения, по мнению Джолли, главным образом из-за отсутствия простого метода определения КТТ. Самым простым методом такого рода является индикаторный способ, предложенный Шатенштейном, [30]. Поскольку корректное использование индикаторов в аналитической химии неводных растворов требует знания величин рК, соответствующих изменению окраски индикаторов, были исследованы многие индикаторы и установлены нижний и верхний пределы резкого изменения окраски индикаторов, сведения о которых и соответствующую литературу можно почерпнуть из фундаментального исследования Джолли с сотр. [261], [c.85]

    Цель работы. Определение содержания слабой кислоты в растворе, содержащем катионы, с предварительным разделением при помощи катионита. [c.295]


    В гл. V были разобраны методы определения солей слабых кислот титрованием их сильными основаниями. Хорошие результаты получаются при определении большинства солей этого типа, если для титрования можно применять 1 н. растворы едкой щелочи. Некоторые кислоты настолько слабы, что при титровании их солей более разбавленными растворами едкой щелочи (стр. 187) получаются также удовлетворительные результаты. [c.283]

    Для расчета pH в промежуточных точках кривой титрования можно пользоваться формулами, которые служат для определения [Н+1 и pH в растворах слабых кислот и их солей, а именно  [c.325]

    Дри расчетах, связанных с равновесиями в водных растворах слабых кислот и оснований, необходимо знать константы диссоциации этих последних. Как уже упоминалось в главе III, для определения констант измеряют тем или иным способом значения равновесных концентраций всех компонентов изучаемой системы, подставляют их в выражение закона действия масс и подсчитывают искомую константу. Обычно производится ряд таких измерений при одной и той же температуре, но различных начальных концентрациях изучаемой кислоты или основания. В качестве окончательного значения константы берут среднюю арифметическую полученных значений. [c.59]

    Вычисление pH или [Н+] раствора слабой кислоты после прибавления определенного количества соли той же кислоты или после частичной нейтрализации ее сильным основанием (совершенно аналогично решается вопрос о pH и [ОН ] раствора слабого основания). [c.71]

    Вычисление количества соли данной слабой кислоты, которое следует добавить к раствору слабой кислоты или слабого основания, чтобы обеспечить определенную величину pH. [c.71]

    Для ускорения реакции (для созревания окраски ) применяют нагревание раствора или, чаще, особый порядок подготовки раствора, определенная величина pH которого достигается применением буферных смесей (состоящих из растворов слабой кислоты и ее соли). При обычных условиях химического эксперимента к испытуемому раствору прибавляют готовую буферную смесь, например смесь уксусной кислоты и ацетата натрия. Имея в виду указанные выше особенности данной группы комплексов, целесообразнее буферную смесь приливать в два приема. Вначале прибавляют щелочную часть буферной смеси (например, ацетат натрия) при этом облегчается удаление водородных ионов из фенольной группы красителя и образование комплекса. Затем прибавляют кислотную часть (например, уксусную кислоту), причем менее прочные комплексы мешающих ионов разлагаются и создается необходимый pH раствора. Такой способ подготовки растворов дает большую устойчивость окраски во времени. [c.295]

    Таким образом, если ошибка вычисления концентрации [Н3О+] в растворе не должна превышать 0,6%, то для растворов слабых кислот >С 1% и аКа ЫО. Однако, учитывая погрешности определения констант, использующихся при расчете равновесий, ошибку вычисления [НгО+] до 2% (отн.) можно считать вполне обоснованной. [c.30]

    Кондуктометрическое определение 0,1 н. растворов слабых кислот слабыми основаниями возможно в том случае, если сумма р/Са и р/Сь 12. [c.83]

    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]

Рис. 4.6. Документ МагЬСАО для решения задачи определения PH раствора слабой кислоты Рис. 4.6. Документ МагЬСАО для <a href="/info/1485049">решения задачи определения</a> PH <a href="/info/18974">раствора слабой</a> кислоты
    Исследования, проведенные Харлоу [409], по изучению факторов, влияющих на устойчивость неводных растворов четвертичных аммониевых оснований и влияния структуры катиона на условия титрования кислот показали, что самыми устойчивыми титрантами являются гидроокиси тетраметил-, тетрабутил- и тетраэтиламмония и наименее устойчивым — гидроокись триметилбензиламмо-ния. Устойчивость растворов увеличивается с увеличением содержания воды в титранте вследствие того, что относительно высокая кислотность воды понижает основность этих растворов и большая сольватирующая способность воды понижает степень ассоциации ионов титрантов. Однако увеличение содержания воды мешает определению очень слабых кислот и анализу смесей кислот различной силы. Разбавление спиртовых растворов нейтральными или основными растворителями с целью увеличения основности титрантов понижает их устойчивость. [c.105]

    Так как в области до избытка основания концентрация Н3О+ зависит не только от аналитической концентрации кислоты, но и от ее константы протолиза Ка, размеры эквивалентной части кривой титрования уменьшаются при работе с более разбавленными растворами, а также при титровании более слабых кислот. На рис. X. 3 показаны кривые титрования 0,1000 н. растворов слабых кислот е различивши значениями Ка 0,1000 н. раствором NaOH. Как видно, в случае титрования кислоты с Ка = 1 10 эквивалентная часть настолько мала, что титрование становится невозможным. Можно легко показать, что определение точки эквивалентности при помоши индикатора возможно только в том случае, если выполняется условие/СаСнв ЫО . [c.248]

    Предложите по одному иедеструктпвиому инструментальпому и одному химическому (деструктивному) методу для следующих определений а) [Н+] в 0,1 Л растворе слабой кислоты б) % Си в латуни  [c.237]

    В биологии мы чаще встречаемся со слабыми кислотами и слабыми основаниями, которые при растворении в воде ионизируются не полностью. Примером слабой кислоты может служить уксусная кислота (СН3СООН), придающая уксусу кислый вкус в качестве примера слабого основания можно привести аммиак (NH3), водный раствор которого применяется для чистки различных предметов домашнего обихода. Слабые кислоты и основания-это обьиные компоненты биологических систем, играющие важную роль в метаболизме и его регуляции. Поведение водных растворов слабых кислот и оснований легче будет понять, если дать сначала точные определения некоторых терминов. [c.91]

    Разбавленные растворы слабых кислот титруют 0,01 н. раствором NaOH в присутствии фенолфталеина до слабого порозовения. Определение дает вполне удовлетворительные результаты. Мы определяли 0,1 — 1 мг уксусной кислоты в 2—5 мл раствора с ошибкой не более, чем 2%. Титрование 2,5—100 мм водных растворов, содержащих 3—5 y муравьиной, уксусной или молочной кислоты, мы выполняли с ошибкой около 2—4%. [c.176]

    Пример 4-16. Рассчитать относительную сходимость титрования 0,01 М раствора слабой кислоты с константой диссоциации Кд = 10 , если титрантом является 0,10 М раствор NaOH, а сходимость определения pH составляет [c.206]

    При определен 1и слабых кислот титрование ведется с фенол фталеином. В этом случае поступают так же, как при установке титра NaOH гю п],авелевой кислоте, т. е. титруют соответствующую к слоту щелочью до непсчезающего в течение V.j мин. бледно-розового окрашивания раствора. [c.358]

    По мнению авторов работы [12], определение органических кислот в смесях с достаточно высокой точностью возможно, если константы их диссоциации различаются в 10 раз. При определении предельно слабых кислот из анализируемого раствора должна быть удалена углекислота, напридгер, пропусканием струи чистого азота. В случае определения фенолов углекислоту можно не удалять, но обязательно исключить окислители, так как даже кислород воздуха окисляет фенолы (при pH > 8) [13]. [c.140]

    Кроме применения для серийных макро- и полумикроанализов потенциометрическое титрование используется также (табл. 53) для 1) дифференцирующего титрования смесей кислот или o HOBannii, 2) титрования окрашенных растворов, 3) определения исключительно слабых кислот или оснований в ])азбавленных растворах (ниже 0,01 п.), 4) определения относительной силы кислот или оснований, 5) определения эквивалентного веса, 6) оценки перехода окраскп индикаторов (рис. 44). ]За/Кность решения это1т последней зада- [c.161]

Смотреть страницы где упоминается термин Определение PH растворов слабых кислот: [c.76]    [c.416]    [c.188]    [c.50]    [c.47]    [c.37]    [c.400]   
Смотреть главы в:

Математическое моделирование и оптимизация химико-технологических процессов -> Определение PH растворов слабых кислот

Физико-химические растворы на микро-ЭВМ -> Определение PH растворов слабых кислот



ПОИСК





Смотрите так же термины и статьи:

Кислота слабые

Слабов

Слабые растворы



© 2026 chem21.info Реклама на сайте