Значения pH растворов сильных кислот и оснований

Рис. 2. Значения pH в разбавленных растворах сильных кислот (/) и оснований (2). Концентрация С выражена в моль л.

Разбавьте, пользуясь мерными колбами (на 50 или 100 мл) и пипетками (на 5 или 10 мл), приготовленные ранее 0,1 М растворы в 10 раз, т. е. приготовьте 0,01 М растворы сильных кислот и оснований. Определите pH этих растворов. Можно ли утверждать, что разбавление в 10 раз приводит к изменению pH на единицу Сравните вычисленные значения pH с экспериментальными. [c.165]

Разбавленные растворы сильных кислот и оснований при их дальнейшем разбавлении или при добавлении к ним кислоты (щелочи) легко изменяют значение pH. Однако на практике часто возникает необходимость иметь раствор с постоянным водородным показателем, не изменяющимся при добавлении к этому раствору кислоты или щелочи, а также при разбавлении его. Способность растворов сохранять определенное значение водородного показателя называется буферным действием, а растворы, обладающие буферным действием, принято наз ывать буферными растворами. [c.120]

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]

Строго говоря, постоянство ионного произведения воды справедливо лишь в том случае, если истинные концентрации ионов заменены их активностями. Это особенно важно для водных растворов сильных кислот и оснований. В разбавленных растворах значения концентрации и активности практически совпадают. [c.186]

Титрование раствора сильного основания раствором сильной кислоты дает точно такую же кривую зависимости pH от количества добавляемой кислоты. Однако в этом случае pH в начале титрования имеет высокие значения, а к концу титрования, наоборот, низкие. [c.120]

В ТОМ случае, если известна концентрация ионов водорода в стандартном растворе, так как значение коаффициента активности отдельного иона определить невозможно. В связи с этим невозможно определить и точное значение РаН стандартного раствора конечной концентрации на основании термодинамических данных, не прибегая к каким-либо допущениям при вычислении коэффициентов активности ионов водорода. Избавиться от погрешности при определении р Н стандарта можно лишь в том случае, если в качестве стандартного выбран настолько разбавленный раствор сильной кислоты, что в нем коаффициенты активности равны единице. Но такой раствор не обладает всеми свойствами стандарта, так как он имеет ничтожную буферную емкость. Кроме того, при измерении pH с помощью такого раствора ошибки за счет диффузионных потенциалов будут тем больше, чем меньше концентрация стандарта. [c.405]

Буферные растворы. В лабораторной практике часто требуется применять растворы с вполне определенным и постоянным значением pH. Очень разбавленные растворы кислот или щелочей с постоянным значением pH нельзя получить путем разбавления растворов сильных кислот или оснований, так как незначительные количества СО] из воздуха, щелочей из стекла посуды или незначительных примесей кислотного или основного характера в дистиллированной воде могут заметно изменить реакцию растворов. Растворы, обладающие способностью сохранять определенное значение pH, готовят смешиванием слабых кислот и слабых оснований с их солями. [c.274]

В. Ответьте на следующие вопросы. Почему энтальпии образования водных растворов сильных кислот совпадают с энтальпиями образования анионов, но энтальпии образования растворов сильных оснований не совпадают с энтальпиями образования катионов Из значений каких величин складываются энтальпии образования водных растворов оснований и солей Как изменяются энтальпии нейтрализации при переходе вниз по подгруппе среди однотипных реакций Сравните результаты расчетов по следующим уравнениям [c.302]

Если вновь вернуться к рис. 11.1, то обращает на себя внимание факт резкого изменения pH раствора вблизи эквивалентной точки. Этот участок охватывает область значений pH от 3 до 11. Следовательно, для титрования сильной кислоты основанием (и наоборот) годны почти все индикаторы, приведенные в табл. 11.2 (подробнее см. табл. VI приложения). [c.131]

Определение р/Сд в буферных растворах с известным значением pH обеспечивает меньшие погрешности результатов эксперимента из-за меньшего влияния углекислого газа воздуха, выщелачиваемых из стекла примесей и т. п. Однако при работе в буферных растворах необходимо вводить поправки на активность (см. раздел 6.1), которые являются тем менее достоверными, чем больше ионная сила раствора. Поэтому многие исследователи предпочитают отказаться от использования буферных растворов и проводить определение рКа в серии растворов исследуемого вещества, содержащих сильную одноосновную кислоту (основание). Термодинамическую константу р/Са в таких случаях находят экстраполяцией р/Са на нулевую концентрацию добавленной сильной кислоты (основания) или эквивалентными расчетными приемами [232,233]. [c.150]

На втором этапе титрования число молей эквивалента титруемого вещества больще числа молей эквивалента титранта [/экв(НА) НА] > [/экв(В)В]. В процессе титрования до точки эквивалентности титруемый раствор содержит смесь неоттитрованной сильной кислоты (или основания) и соли, образованной катионом сильного основания и анионом сильной кислоты. pH такого раствора определяется концентрацией неоттитрованной сильной кислоты (основания). Значение [Н ] с учетом разбавления титруемого раствора (за счет добавления титранта) рассчитывают по формулам [c.210]

Как показывает опыт, разбавленные растворы сильных кислот и оснований, обладающие слабокислой или слабощелочной реакцией, характеризуются непостоянством pH. Однако смесь, например, уксусной кислоты и ее соли Hз OONa обладает способностью сохранять постоянство pH. Можно к этой смеси добавить небольшое количество кислоты или и1елочи, а также разбавить ее, но pH раствора при этом почти ие изменится. Свойство растворов сохранять определенное значение pH называется буферным действием. Растворы, обладающие буферным действием, получили название буферных растворов или буферных смесей. [c.212]

В этом методе стремятся к более или менее строгой линейной зависимости между концентрацией с анализируемого раствора сильной кислоты или сильного основания, добавляемого к смеси реагентов (начальное значение pH равно /), и конечным значением pH, т. е. [c.19]

Некоторые кислоты и основания с большой молекулярной массой при кислотно-основном титровании ведут себя как обратимые коллоиды, коагулирующие в пределах очень узких значений pH (точка коагуляции). Если к раствору соли малорастворимой в воде кислоты с большой молекулярной массой прибавить раствор сильной кислоты, то при определенном значении pH коагулирует нерастворимая кислота — появляется помутнение [c.148]

В противоположность солям, многие кислоты и основания не полностью ионизированы в растворах. Сильные кислоты и сильные основания (например, едкий натр и соляная кислота) полностью ионизированы в интервале pH = О—14. Но слабые и умеренно сильные кислоты и основания ионизированы неполностью, хотя степень ионизации их в разбавленных растворах больше, чем в концентрированных. Кроме того, соли, полученные из слабой кислоты или из слабого основания, в растворе нестойки и частично гидролизуются до кислот и оснований. Таким образом, полностью ионизированные соли могут давать кислоту или основание, которые ионизированы неполностью. Поскольку все описанные процессы являются быстрыми и равновесными, положение не так сложно, как это может показаться. В самом деле, степень ионизации в растворе зависит лишь от двух факторов от значений pH и рК. Последнее, как это показано уравнением (1.3), является постоянным для любой данной кислоты или основания. Следовательно, для известного значения pH степень ионизации зависит только от природы кислоты (или основания), независимо от того, была ли она предварительно нейтрализована. Например, соотношение ацетат-ионов и молекул уксусной кислоты будет одним и те л же при добавлении ацетата натрия, ацетата калия или уксусной кислоты к воде, заданное значение pH которой поддерживается [c.11]

О свойствах кислот и оснований в апротонных растворителя. имеется мало данных. Исследования показали, что относительные константы карбоновых кислот мало изменяются по сравнению с их значениями для водных растворов. Сильные кислоты в апротонных растворителях становятся слабыми. Прибавление 10— 20 мол. % протолитического растворителя к апротонному приводит к тому, что в смешанном растворителе устанавливаются соотношения, свойственные протолитическим растворителям при добавлении спирта — такие же, как в чистом спирте, при добавлении ацетона — такие же, как в чистом ацетоне. В пределах одной природной группы относительная сила кислот в апротонных растворителях почти не изменяется, но сильно изменяются соотношения в силе кислот различных природных групп. [c.31]

Растворы сильных оснований. Так же как и в растворах сильных кислот, в растворах сильных оснований концентрация гидроксид-ионов непосредственно связана с исходной концентрацией основания, а значение pH может быть рассчитано из концентрации гидроксид-ионов и ионного произведения воды. [c.109]

Значения pH растворов сильных кислот и оснований [c.172]

Имеются два эффекта разбавления, которые целесообразно рассматривать отдельно. Первый — это влияние разбавления на равновесие воды, которая является одновременно и слабой кислотой и слабым основанием. Он вызывает сдвиг в нейтральную область. Второй — это влияние разбавления на коэффициент активности. В разбавленных растворах, где применимо уравнение (V. 27), значение dlgyldl всегда отрицательно. Изменения в меж-ионном взаимодействии при разбавлении раствора имеют тенденцию увеличивать коэффициенты активности и повышать величину pH растворов сильных оснований, слабокислых буферных растворов [значение 2z+l) отрицательно] и кислых солей [сравнить уравнения (V. 19), (V. 27) и (V. 29)]. Значение pH растворов сильных кислот [уравнение (V. 19)] и буферных растворов, состоящих из слабых оснований и их солей [уравнение (V. 27), где (224-1) положительно] имеет тенденцию уменьшаться. Суммарный результат этих двух эффектов состоит в том, что pH слабокислотных буферных систем, имеющих pH больше 7, проходит через максимум при низкой концентрации. Таким же образом pH растворов, состоящих из слабого основания и его соли, может пройти через минимум, если основание настолько слабое, что pH раствора меньше 7. [c.105]

ЗНАЧЕНИЯ pH РАСТВОРОВ СИЛЬНЫХ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ 173 [c.173]

Рассчитаем кривую титрования 100,0 мл 0,1 М НС1 раствором 0,1 М NaOH при комнатной температуре. Для простоты расчета допустим, что объем раствора при титровании не изменяется и разница между концентрацией и активностью ионов несущественна. Расчет кривой титрования начинается с расчета pH исходного титруемого раствора. Сильные кислоты и основания (щелочи) в водном растворе диссоциированы нацело, поэтому концентрация ионов Н+ будет равна концентрации НС1, т. е. 0,10 М, и, следовательно, pH 1,00. Значения pH раствора НС1 до точки эквивалентности будут определяться концентрацией неоттитрованной кислоты. При добавлении 10,0 мл щелочи в реакцию вступает 10% кислоты и в растворе остается 90% неоттитрованной НС1. Концентрация ионов водорода в этом ра-створе будет [Н+] = 0,1-0,9 = 0,09 моль/л, т. е. pH = = — (2,95)= 1,05. Если добавить 50,0 мл щелочи, прореагирует 50% исходного количества кислоты и концентрация ионов водорода в растворе составит [Н" ] = 0,1 -0,5 = 0,05 моль/л, а pH = = — (5, 70) = 1,30. При объеме добавленной щелочи 90,0 мл в растворе останется 10% первоначального количества кислоты, т. е. [Н+] =0,1-0,1 = l,0 10 моль/л и pH 2,0. При введении [c.191]

Растворы, обладающие способностью поддерживать опреде ленное значение pH при разбавлении и при введении в раствор некоторых количеств кислоты или основания, называются бу ферньши. Согласно этому определению растворы сильных кис лот и оснований, хотя и обладают некоторым буферным действием, не могут считаться буферными, так как при введении в раствор сильной кислоты дополнительного количества сильной кислоты или в раствор щелочи дополнительного количества щелочи pH растворов изменяется так же, как изменяется pH при разбавлении растворов. [c.322]

Практически растворы со значениями рН<0 и рН>14 не встречаются. Для таких концентрированных растворов сильных кислот и щелочей соотношение для ионного произведения воды перестает быть точным вследствие значительного взаимного влияния ионов. Для определения pH используют так называемые кислотно-щелоч-ные индикаторы, которые представляют собой слабые органические кислоты и основания, имеющие различную окраску в диссоциированной и молекулярной формах. Так, индикатор фенолфталеин представляет собой слабую органическую кислоту, формулу которой в общем виде можно представить как Hind. В водном растворе фенолфталеин диссоциирует по схеме [c.268]

Сопоставление формул (13.36), (13.37) и (13.42), (13.43) приводит к следующим выводам. Протолитометрическим титрованием водных растворов при со = 0,1 моль/л могут быть определены либо кислоты А, либо сопряженные основания В таких протолитических пар, значения рЛл которых находятся в пределах от нуля до 14. Если погрешности не должны превышать 0,1 при рКа<7 можно титровать растворы кислот А растворами щелочей, а при р/С >7 —растворы оснований В растворами сильных кислот. Если допускаются погрешности до 1%, можно титровать как кислоту А, так и основание В протолитических пар с р/Сл от 5 до 9 (рис. 35). [c.178]

Буферные растворы образуются 1ри титровании слабых кислот или слабых оснований. Нередко их готовят специально, если необходимо экспериментально определить pH растворов фотометрическим методом или провести химический эк пepимe т, связанный с выделением или присоединением ионсв водорода, при постоянном значении pH. Название буферные обусловлено тем, что такие растворы ие изменяют заметно pH при разбавлении или при добавлении некоторых количеств растворов сильных кислот или сильных оснований. Постоянство pH буферных растворов имеет значение в жизнедеятельности живых организмов или растений кислотность крови или растительных соков поддерживается постояпнс й из-за буферного действия содержащихся в них составных частей. Незначительное изменение pH три добавлении [c.107]

В точке /в = 1,0 (конечная точка титрования) величина dpH/d/e, характеризующая наклон кривой титрования, достигает максимума. Конечную точку тнтроваиня легко обнаружить по резкому скачку pH илн с помощью любого индикатора с pKi =4-10. Это означает, что выбор индикатора не затруднителен. Минимальные значения dpH/d/g в начале и конце кривой титрования указывают на то, что растворы сильных кислот и сильных оснований обладают значительной буферной емкостью. [c.361]

Сильные кислоты и основания. Значения ран растворов сильных кислот и оснований 1,1-валентного типа при моляльностях т и ть, превышающих 10 , приближенно выражены через — gmay и — gKJymь соответственно (где у — усредненный коэффициент активности одновалентного иона). Следует иметь в виду, что концентрации по моляльной шкале не зависят от температуры. При постоянных температуре Т, °К) и концентрации изменение ран для растворов сильных кислот можно выразить [c.109]

Бикарбопатно-карбонатный характер воды можно проанализировать путем медленного добавления раствора сильной кислоты к пробе воды и регистрации изменений величины pH. Кислотность воды измеряется путем ее титрования раствором сильной щелочи. Если две пробы чистой воды (pH = 7) титруются соответственно растворами Н2504 и МаОН, то сложная кривая титрования будет иметь вид, показанный на рис. 2.2,а. Уже очень небольшие добавки любого стандартного раствора приводят к значительным изменениям pH воды. На рис. 2.2,6 представлена кривая титрования воды с высокой первоначальной концентрацией ионов карбоната, которая получена в результате добавления карбоната натрия к дистиллированной воде. При добавлении кислоты большая часть находящихся в ней ионов водорода соединяется с ионами карбоната, образуя бикарбонаты по реакции (2.10). Избыток ионов водорода постепенно понижает значение pH до тех пор, пока при pH ==8,3 все карбонат-ионы не превратятся в бикарбонаты. Далее ионы водорода превращают бикарбонаты в угольную кислоту при pH менее 4,5. В это время перемешивание пробы приводит к выделению углекислого газа, образованного из первоначальных карбонатов. На рис. 2.2,в показа > обратное титрование кривой, приведенной на рис, 2.2,6, при котором добавление сильного основания приводит к превращению угольной кислоты в бикарбонат и затем в карбонат это отражено в уравнении (2.10). [c.16]

Имеется ценная информация о кинетике очень быстрых реакций, идущих с разрывом О—Н-связи, важная для суждения о водородном обмене. Совершенная техника эксперимента позволила Эйгену с сотрудниками [137—139] измерять скорости реакций, завершающихся за время порядка 10 сек. С такой скоростью нейтрализуются однонормальные растворы сильных кислот и оснований. Скорость нейтрализации соизмерима с частотой столкновения между ионами в водном растворе. Константа скорости определялась двумя независимыми методами и было получено одно и то же ее значение А = 1,3 10 сек . Обычно эту реакцию выражают уравнением Нз0++ -Ь 0Н- г Н20-]-НгО. Эйген предполагает, что исключительно большая ее скорость объясняется особым механизмом, отличным от механизма рекомбинации других противоположно заряженных ионов, который требует значительной энергии активации на вытеснение оболочки воды, гидратирующей ионы. В реакции между ионами гидроксония и гидроксила участвует поыеньшей мере три частицы [c.98]

Характерная особенность водных растворов элeктpoлитt>в — возможность изменения в широких пределах концентраций растворенных веществ и тем самым электропроводности. Для чистой воды значение о очень мало при тщательной очистке воды оно при комнатной температуре составляет 5- 10 См/м. В наиболее проводящих растворах — концентрированных растворах сильных кислот или оснований — оно при той же температуре может доходить до 80 См/м, т. е. на 7 порядков больше, чем для чистой воды. [c.21]

Веществ, титруемых соляной кислотой, довольно много, поэтому общая щелочность воды недостаточно характеризует ее состав. Весьма желательным бывает определить, из каких веществ или хотя бы из каких групп веществ складывается найденная общая щелочность. Во многих случаях такие раздельные определения удается сделать. Они основаны прежде всего на том, что при титровании сильной кислотой реакции, протекающие между нею и различными веществами, обусловливающими щелочность воды, заканчиваются при различных значениях pH раствора. Следовательно, если проводить титрование потенциометрически, т. е. при непрерывном измерении pH раствора, то на кривой объем прибавленной кислоты — pH раствора получится несколько точек перегиба, видных более или менее от- четливо. Второй способ раздельного определения основан на том, что некоторые основания могут быть отогнаны путем продолжительного кипячения (летучие основания) и что после прибавления избытка титрованного раствора сильной кислоты можно отогнать летучие кислоты, анионы которых вызвали щелочность воды. Комбинируя оба способа, можно определить содержание в воде нескольких различных групп веществ, обусловливающих ее щелочность, а если этих веществ мало, найденное содержание той или иной группы может оказаться в то же время содержанием отдельного вещества. Разумеется, что при этом необходимо предварительно знать качес твенный состав сточной воды. В большинстве случаев качественный состав сточной воды известен по ее происхождению, т. е. известно, от какой производственной операции эта сточная вода была получена в других случаях приходится проводить предварительное исследование качественного состава воды. [c.29]

Число веществ, титруемых соляной кислотой, довольно велико, и поэтому общая щелочность воды недостаточно характеризует ее состав. Весьма желательным бывает определить, из каких веществ или хотя бы из каких групп веществ складывается найденная общая щелочность. Во многих случаях такие раздельные определения удается сделать. Они основаны прежде всего на том, что при титровании сильной кислотой реакции, протекающие между нею и различными веществами, обусловливающими щелочность воды, заканчиваются при различных значениях pH раствора. Следовательно, если проводить титрование потенциометрически, т. е. при непрерывном измерении pH раствора, то на кривой количество прибавленной кислоты — pH раствора получится несколько точек перегиба, видных более или менее отчетливо. Второй способ раздельного определения основан на том, что некоторые основания могут быть отогнаны путем продолжительного кипячения (летучие основания) и что после прибавления избытка титрованного раствора сильной кислоты можно отогнать летучие кислоты, анионы которых вызывали щелочность воды. Комбинируя [c.26]