Константы диссоциации и диссоциация слабых кислот в растворах солей

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]

Константа диссоциации слабой одноосновной кислоты равна /Скисл= 1 10-5. Вычислите pH раствора, содержащего 0,1 моль/л этой кислоты и 0,1 моль/л натриевой соли этой кислоты. [c.155]

Измерение электродвижущих сил гальванических цепей применяется как метод точного определения pH, активности растворов электролитов, произведения растворимости труднорастворимых солей, для расчета констант и степени диссоциации слабых кислот и оснований, при изучении реакций нейтрализации и гидролиза. На практике наибольшее распространение приобрел электрометрический метод определения концентрации водородных ионов. Как известно, такая задача встречается очень часто не только в химии и химической технологии, но и в целом ряде других научных дисциплин биохимии, физиологии, геологии, почвоведении и т. д. [c.114]

В чем сущность теории электролитической диссоциации 2. Что такое кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации 3. Что такое степень электролитической диссоциации От каких факторов она зависит 4. Что такое константа электролитической диссоциации От каких факторов она-зависит Как ее увеличить . Как уменьшить 05. Чем обусловливается сила электролитов 6. Как формулируется и математически выражается закон разбавления Оствальда ф7. Что называется активностью ионов, молекул, коэффициентом активности, ионной силой раствора 8. Что называется произведением растворимости Примеры. От каких факторов оно зависит ф9. Как влияет введение в раствор одноименного иона на смещение ионного равновесия ф10. Можно ли к сильным электролитам применить закон действующих масс фИ. При каких условиях реакция между электролитами протекает до конца 12. Составьте молекулярные и ионные уравнения образования малорастворимых веществ ВаСг04, АдзРОд, СаСОз, Си(0Н)2, Ре(ОН)з. ф13. Вычислите константу диссоциации одноосновной слабой кислоты, если степень диссоциации ее в 0,1 н. растворе равна 1, 32% И. Вычислите степень диссоциации муравьиной кислоты (НСООН) в 0,5 н. растворе, если известно что концентрация ионов Н+ в нем равняется 0,1 моль/я. 15. Рассчитайте для сероводородной кислоты константу диссоциа- [c.99]

Большая часть алкалоидов — кристаллические вещества с определенной температурой плавления, реже встречаются жидкие алкалоиды, например никотин, анабазин, обладающие летучестью. В виде свободных оснований алкалоиды обычно мало растворимы в воде, но легко растворяются в органических растворителях (спирт, эфир, хлороформ и др.). Почти все алкалоиды не обладают запахом, исключение представляют кониин, никотин, анабазнн и некоторые другие. Многие алкалоиды оптически активны. С кислотами алкалоиды образуют соли, большей частью растворимые в воде. Прн наличии одного атома азота в молекуле они присоединяют одну молекулу одноосновной кислоты при наличии двух атомов азота они способны присоединять одну или две молекулы одноосновной кислоты, образуя кислые и средние соли, что сказывается на константах их диссоциации. Являясь слабыми основаниями, алкалоиды образуют с кислотами легко диссоциирующие соли, разлагающиеся под влиянием едких щелочей, аммиака, а иногда карбонатов и окиси магния при этом выделяются свободные основания. Некоторые алкалоиды, помимо основных свойств, характеризуются реакциями, зависящими от наличия в их молекуле функциональных групп, например фенольной (у морфина, сальсолина), кетонной (у лобелина), ви-нильной (у хгнина) и др., что отражается на нх химических свойствах. Напрнмер, морфин растворяется в растворах едких щелочей, лобелии образует карбонильные производные, хинин присоединяет водород, галогены и др. [c.418]

При вычислении pH водных растворов средних солей слабых многоосновных кислот в расчет принимают только последнюю константу электролитической диссоциации данной кислоты. [c.96]

При работе с биологическими веществами следует поддерживать постоянные значения pH. Стабилизация pH достигается с помощью буферных растворов. В присутствии нейтральных солей диссоциация слабых кислот и оснований не зависит от разбавления. Рассмотрим раствор слабой кислоты НА и ее натриевой соли NaA. Константа равновесия реакции [c.31]

Почти все точные данные о зависимости констант диссоциации от температуры были получены путем измерения электродвижунщх сил элементов без жидкостных соединений, содержащих слабые электролиты. Кроме того, все имеющиеся в настоящее время точные значения констант диссоциации для растворов в смесях воды с неводиыми растворителями в широком интервале температур были получены также путем измерения электродвижущих сил элементов без жидкостных соединений. В настоящей главе будут рассмотрены основы этого метода и его применение к определению констант диссоциации воды, слабых кислот п амфолитов в воде и в водных растворах солей, а также в смесях воды с органическими растворителями. Будут описаны методы определения зависимости констант диссоциации от температуры и рассмотрены таблицы термодинамических величин, связанных с реакциями диссоциации. [c.449]

Вычислите константу диссоциации слабой одноосновной кислоты, если раствор, содержащий в 1 л 0,01 моль кислоты и 0,01 моль ее соли, имеет pH=6. [c.210]

Для вычисления значений pH буферных растворов и их изменений при введении в такие растворы сильных кислот или оснований пользуются уравнением, включающим концентрацию ионов водорода [Н], концентрации слабой кислоты (Снд) и ее соли (Ска) в буферном растворе, константу диссоциации кислоты Кна, ионное произведение воды Kw и концентрации введенных в данный буферный раствор сильных кислот (Снх) или оснований (Смон). При этом предполагается, что соль слабой кислоты КА и сильные электролиты НХ или МОН диссоциированы полностью. [c.51]

При половине нейтрализации кислоты получаем рН = рК, что дает возможность определить константу диссоциации. Для слабых кислот полная диссоциация при нейтральной реакции еще не достигается и кривые дают а=1 в щелочной области. Поэтому если растворить соль слабой кислоты и сильного основания, то возникает щелочная реакция. [c.196]

Поэтому среда раствора такой соли будет почти нейтральной. Отклонение от нейтральности обусловлено не нейтральной средой воды, использованной для приготовления раствора, и различиями в константах диссоциации образующихся слабых кислот и оснований. Посмотрим, как последнее обстоятельство может быть учтено. [c.193]

Растворяющее действие кислоты на осадок зависит от произведения растворимости данной соли и от константы диссоциации образующейся слабой кислоты. Чем больше произведение растворимости соли и чем меньше константа диссоциации слабой кислоты, тем больше растворяющее действие прибавляемой кислоты на осадок. Например, все карбонаты растворяются в слабых кислотах, большинство фосфатов растворяется в сильных кислотах. Зная произведение растворимости соли и константу диссоциации соответствующей слабой кислоты, можно вычислить растворимость этой соли в зависимости от концентрации ионов водорода. [c.83]

В зависимости от соотношения констант диссоциации образующихся при гидролизе кислоты и основания растворы солей этого типа могут иметь слабокислую или слабощелочную реакцию, т. е. pH близко к 7. с тот тип гидролиза характерен для солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой. [c.210]

Из уравнения (4) следует, что растворимость осадка труднорастворимой соли в кислотах должна быть тем большей, а) чем больше произведение растворимости осадка б) чем меньше константа диссоциации образующейся слабой кислоты НА в) чем больше концентрация ионов Н+ в растворе т. е. чем меньше величина pH раствора). [c.199]

Так как известно Кш и константы диссоциации многих слабых кислот, легко вычислить константу гидролиза. Для примера вычислим количество уксуснокислого натрия, которое подверглось, гидролизу в 0,Ш растворе этой соли. Константа диссоциации уксусной кислоты равна 1,8. 10- Тогда константа гидролиза по уравнению (765) будет равна [c.334]

Таким образом, при растворении в воде соли сильного основания и слабой кислоты раствор приобретает щелочную реакцию вследствие гидролиза. Чем меньше константа диссоциации кислоты, тем сильнее равновесие гидролиза соли этой кислоты смещено вправо. [c.109]

Реакции титрования и титруемые соединения. Растворы НС1 применяют для титрования 1) органических оснований, их солей, образованных слабыми кислотами, и солей сильных оснований, в реакциях нейтрализации и замещения. Сюда входят определения молекулярного веса (титрование концевых групп), констант диссоциации и т. д. 2) эпоксидных групп по реакции [c.248]

Э., д. с. рассматриваемой ячейки определяет активность иона водорода, который появляется в результате диссоциации слабой кислоты. Концентрации [НА] и [А ] находят из известных количеств кислоты и соли, введенной в раствор. Таким образом, с учетом соответствующих поправок может быть вычислена константа равновесия. В этой ячейке водородный электрод обратим относительно ионов водорода и является эталоном для определения их активности в растворе. Его поэтому называют индикаторным электродом. [c.43]

Влияние концентрации водородных ионов на изменение окраски адсорбционных индикаторов может быть объяснено следующим образом. Такие красители, как флюоресцин и эозин, являются слабыми кислотами. Если титрование производить в сильнокислых растворах,, то диссоциация этих индикаторов может быть так сильно подавлена ионами водорода, что в растворе будет слишком мало анионов красителя для образования окрашенного адсорбционного слоя. Применимость того или иного индикатора зависит в основном от его константы ионизации, от произведения растворимости образуемой им окрашенной соли и от склонности анионов этого красителя адсорбироваться выпадающим при титровании осадком. Титрование, например, хлоридов с флюоресцеином в качестве адсорбционного индикатора нельзя производить в кислой среде. Но если флюоресцеин заменить дихлорфлюоресцеином — более сильной кислотой, анионы которой сильнее адсорбируются осадком, чем анионы флюорес-цеина, то титрование приводит к хорошим результатам при pH = 4 или даже еще меньше. Бромиды можно титровать при pH = 1 с эозином в качестве индикатора. Основные индикаторы могут также применяться в кислых растворах, но здесь есть опасность, что ионы водорода заместят катионы индикатора в адсорбционном слое и, таким образом, уменьшат активную поверхность. Фаянс и Вольф экспериментально показали, что родамин 6G можно применять как индикатор для титрования бромидов при концентрации кислоты до 0,5 н. [c.133]

Обычно степень гидролиза соли тем выше, чем слабее кислота и основание, образующие эту соль. Например, в 0,1 М растворах сульфида аммония (ЫН4)25 степень гидролиза 100%, а у карбоната аммония ниже 86%. Объясняется это тем, что константа диссоциации сероводородной кислоты (/С2 = 1,2-10 ) значительно меньше константы диссоциации угольной кислоты /С2=5,6-10- ). [c.112]

Зная константы электролитической диссоциации кислот и оснований, легко вычислить концентрацию [Н 1 и [0Н в растворе, степень электролитической диссоциации электролита, степень гидролиза солей, изменения концентраций [Н+ и ]ОН 1 в процессе нейтрали-зации слабых кислот и слабых оснований и др. [c.134]

Зная константу диссоциации кислоты и соотношение количеств соли и кислоты в растворе, можно рассчитать pH буферного раствора по уравнению (6). Для буферной смеси из слабого основания и его соли с сильной кислотой получим соответственно [c.177]

При гидролизе солей, образованных слабыми кислотами и слабыми основаниями (случай 4), получаются недиссоциирован-ные основание и кислота. Поэтому, если кислота и основание одинаковой силы, полученный раствор будет нейтральным. Если же кислота и основание разной силы, кислотность или щелочность раствора будет зависеть от соотношения констант диссоциации кислоты и основания. [c.126]

Выбор растворителя для микроалкалиметрии зависит от константы диссоциации и растворимости вещества, подлежащего титрованию. Жидкость или смесь жидкостей, используемые в качестве растворителя, должны удерживать реагирующие вещества и продукты реакции в растворе и обеспечивать эффект выравнивания (явления, состоящего в том, что сильные и слабые кислоты обретают существенно одинаковую силу в основных растворителях) даже для очень слабых кислотных функций. Например, хотя большинство карбоновых кислот можно определять в водном растворе, при титровании нерастворимых в воде жирных кислот с длинными цепями необходимо применять спирт. Однако очевидно, что водно-этанольные смеси не пригодны для определения органических кислот с константами диссоциации ниже чем 10 даже если анализируемые соединения, например фенол с Ка — 1,3-Ю" и его натриевая соль, хорошо в них растворимы. [c.373]

Из выведенной формулы следует, что концентрация ионов водорода в буферных растворах, представляющих собой смесь слабой кислоты и ее соли, зависит не только от концентрации самой кислоты и величины ее константы электролитической диссоциации, но и от концентрации ее соли. Чем больше концентрация соли, тем меньше [Н" 1 в таких растворах. [c.107]

Титрование 1 н. кислот 1 н. щелочами. Кислоты, имеющие константы диссоциации больше 1 можно точно титровать по фенолфталеину. Если константы диссоциации лежат между 1 10" и 3-10 , можно применять ти.молфталеии и не пользоваться растБором- свидетелем . Кислоты с еще меньшими константами диссоциации показывают такое слабое изменение pH в точке эквивалентности, что применение раствора- свидетеля становится необходимым в этом случае можно титровать кислоту с константой диссоциации 5- 10 ° при точности титрования, близкой к 0,5%. Лучшие индикаторы для таких титрований — нитрамин и тропеолин 0. Так как щелочность титруемого раствора в точке эквивалентности очень велика, можно в качестве раствора- свиде-теля взять очень разбавленный раствор едкого натра (рОН = = 14 — рТ), но тогда надо принять меры, чтобы он не поглощал углекислого газа из воздуха. Лучше применять раствор карбоната натрия. Но, поскольку концентрация соли в конце титрования I н. раствора велика (0,5 н.), лучше всего применять в качестве раствора- свидетеля раствор натриевой соли титруемой кислоты, компенсируя таким образом солевую ошибку индикатора. [c.141]

В водных растворах азотистоводородная кислота устойчива. Это слабая кислота, несколько слабее уксусной. Ее степень диссоциации при 20° в 0,1 н. растворе около 1% (константа диссоциации К = 1,2 10" ). Вследствие летучести ее легко вытесняют из солей — азидов менее летучие кислоты. [c.583]

Катализатор представляет собой буферную смесь (кислородсодержащая кислота и буфер), которую добавляют к жидкой реакционной смеси pH смеси должен быть более 1,5 и менее 6,5 при концентрации кислоты 0,1—2%. Константа диссоциации кислоты должна быть не менее 9,6-10 , а эквивалентная электропроводность 0,01 н. раствора при 25°—не более 370ом /см . В качестве буфера к кислоте добавляют третичные амины и соли щелочных металлов слабых кислот. [c.256]

Для дифференцированного кондуктометрического титрования смесей солей слабых кислот или солей слабых оснований необходимо, чтобы разница в значениях показателей констант диссоциации последовательно вытесняемых слабых кислот или слабых оснований была 2, если концентрации солей мало отличаются, и 3, если концентрации сильно отличаются друг от друга. При титровании сначала вытесняется более слабый электролит, затем более сильный. Однако кроме этого необходимо, чтобы отличались подвижности анионов слабых кислот, если титруют смесь солей слабых кислот, или подвижности катионов слабых оснований, если проводят анализ смеси солей слабых оснований. Поскольку подвижности анионов и катионов (кроме ОН и Н+) в общем мало отличаются, достаточно четкий излом, фиксирующий окончание взаимодействия первой соли, наблюдается только в некоторых случаях. Например, дифференцированное титрование компонентов имеет место в смеси гидрохлорида гидрокси-ламина и хлорида аммония. При взаимодействии с щелочью сначала вытесняется гидроксиламин, затем аммиак. Подвижность ионов аммония выше, чем гидрокси-ламмония, поэтому понижение электропроводности раствора при вытеснении гидроксиламина менее сильное, чем при вытеснении аммиака. Избыток щелочи вызывает резкое увеличение электропроводности раствора. [c.55]

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]

Эти кислоты двуосновные и слабее фосфиновых кислот, константы диссоциации уменьшаются с увеличением размера алкильных радикалов [42] (табл. 7). Фенилмышьяковая кислота, вероятно, кислее алифатических кислот, но она также обладает и основными свойствами с соляной кислотой она образует соль СбНбА5(ОН)зС1. В 1 же щелочи растворяется только Д экв [c.240]

Растворы, содержащие слабую кислоту и соль слабой, кислоты ц сильного основания, являются буферными растворами, так-как разбавление таких растворов или дабавление небольших количеств кислот или щелочей существенно не влияет на pH этих растворов. Для примера рассмотрим поведение ацетатного буферного раствора. Предположим, что в растворе содержатся уксусная кислота и ацетат натрия в количестве 0,1 г мол1л каждого из этих веществ. Константа диссоциации уксусной кислоты равна 1,75-10 = 10 . Следовательно, pH такого раствора будет равно 4,75 (см. уравнение (8)). Если к 100 мл этого раствора добавить в одном случае 20 мл М раствора НС1, а в другом случае — 20 мл 1 М раствора КОН, то, как это легко подсчитать, пользуясь уравнением (8), в первом случае pH понизится всего до 4,57, а во втором случае возрастет до 4,93, т. е, изменения pH будут сравнительно небольшие. [c.20]

Концентрацию аниона слабой кислоты в буферном растворе часто без заметной погрешности можно приравнять концентрации соли, т. е. [СНзСОО ] = g, а общую концентрацию слабой кислоты — ее равновесной концентрации, т. е. [СН.3СООН] = Сд. Тогда константа диссоциации кислоты будет иметь вид [c.54]

Самый старый способ определения констант диссоциации, конечно, основан на измерениях электропроводности. В растворе, приготовленном либо из заряженной кислоты, либо из заряженного основания, устанавливаются равновесия ВН-Н + H20 B--f Н3О+ и В-Ь НгОч ВН+Ч-ОН-. Поскольку только правые части этих уравнений содержат ионы, метод электропроводности можно использовать даже для очень слабых кислот и оснований при условии, что концентрацию проводящих ток примесей можно сделать исчезающе малой. Если раствор содержит соль заряженной кислоты или основания, например соль ВН+-С1- или К+-В , соответствующие уравнения имеют вид ВН++Н20-ЬС1- В + Нз0+-ЬС1 и В -Ь -ЬНгО-Ь К+=р ВН-1-ОН -НК+- Очевидно, что в этом случае положение менее благоприятно для применения метода электропроводности. Однако из-за того, что подвижность Н3О+ и ОН-значительно выше подвижности любых других ионов, электропроводность можно определить с очень высокой степенью точности. Поэтому данный метод все же используют при условии, что равновесия указанных реакций не слишком смещены в одну сторону. [c.43]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология