Значения pH растворов слабых кислот и оснований

Б водных растворах слабые кислоты и основания диссоциированы неполностью. В результате концентрация ионов водорода соответственно всегда меньше исходной концентрации слабой кислоты или слабого основания. Расчет pH растворов слабой кислоты или слабого основания основан на знании констант равновесия (Ка или Кь) для реакции переноса протона между растворенным веществом и водой. Значения Ка и Кь для различных веществ приведены в Приложении 2. [c.109]

Для вычисления значений pH слабых кислоты или основания необходимо знать концентрацию раствора и константу диссоциации кислоты или основания. Справедливо и обратное утверждение если известно значение pH раствора, то можно найти константу диссоциации слабого электролита. [c.282]

Титрование смеси кислот или смеси оснований подчиняется тем же основным правилам. Если титруем сильным основанием смесь сильной кислоты и слабой кислоты с достаточно малым значением константы диссоциации, то получаем два отдельных, четко выраженных скачка на кривой, почти не зависящих один от другого. В таких случаях мы, однако, откладываем на оси абсцисс не общую степень оттитрованности обеих кислот, а объем добавленного титранта. Теоретическое условие правильности значения конечной точки титрования сильной кислоты сводится к тому, чтобы pH раствора слабой кислоты [c.190]

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]

Уравнение (4.25) является общим уравнением для расчета pH раствора слабой кислоты и сильного основания. Величина рК,о всегда равна 14 и может быть заменена в общем уравнении этой цифрой. Уравнение (4.25) наглядно иллюстрирует, какое влияние на pH раствора оказывает его разбавление. По мере уменьшения величины Сь и ее приближения к значению Ка значение pH приближается к 7,0. [c.220]

Уравнение Гендерсона — Хассельбаха. Значения pH для раствора слабой кислоты, к которому добавлено известное количество сильного основания (например, едкого натра или едкого кали), можно рассчитать, исходя из рассунодений, аналогичных приведенным выше. Основное отличие в этом случае состоит в том, что уравнение электронейтральности раствора должно быть переписано таким образом, чтобы в него вошло выражение для катиона - [c.18]

Дифференциальная кривая обязательно строится при обработке результатов потенциометрического титрования растворов слабых кислот или оснований, многоосновных кислот или многокислотных оснований, а также растворов, содержащих сильные и слабые кислоты или основания. Для построения дифференциальной кривой потенциометрического титрования точки откладывают по значению [c.169]

Если нужно вычислить только значение pH в индивидуальном растворе слабой кислоты или основания по их общей концентрации (с>10 моль/дм ), можно воспользоваться приближенными формулами, приведенными в табл. 3.6. [c.51]

ЗНАЧЕНИЯ pH РАСТВОРОВ СЛАБЫХ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЯ 175 [c.175]

При поглощении органических кислот присутствие многовалентных анионов также резко снижает используемую емкость анионитов. Выбирая оптимальные условия поглощения органических слабых электролитов, таких как ароматические амины, следует иметь в виду, что значение pH растворов, из которых извлекаются органические вещества ионитом, выше pH, соответствующего полной диссоциации их на ионы. Это объясняется тем, что при подкислении растворов органических оснований (или при подщелачивании растворов слабых кислот) одновременно быстро растет концентрация конкурирующих ионов (Н -ионов Б случае сорбции оснований и ОН — прн сорбции кислот). [c.348]

Значения pH растворов слабых кислот и оснований [c.175]

Очень часто для успешного проведения реакций, в процессе которых выделяются или потребляются ионы Н , необходимо не только создать нужное значение pH реакционной среды, но и поддерживать его постоянным в течение реакции. Это достигается, если реакцию проводить в буферных растворах — относительно концентрированном растворе слабой кислоты и сопряженного с ней основания. Если в результате [c.26]

При титровании слабой кислоты сильным основанием титруемым является раствор слабой кислоты, поэтому значение pH может быть рассчитано как показано ранее в этой главе (примеры 4-3, 4-4, и 4-5). До точки эквивалентности добавление титранта приводит к нейтрализации какого-то количества слабой кислоты, поэтому мы имеем дело со смесью слабой кислоты и сопряженного с ней основания, й pH этого буферного раствора вычисляется также как и в примерах 4-8 и 4-9. В точке эквивалентности раствор состоит только из слабого основания, сопряженного с первоначальной слабой кислотой, и pH рассчитывается также как и в примерах 4-6 и 4-7. После точки эквивалентности раствор [c.141]

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]

Таким образом, приближенная функция диссоциации к может быть получена из измерения эквивалентной электропроводности раствора слабой кислоты или слабого основания с концентрацией с и из известного значения электропроводности при бесконечном разведении. Степень диссоциации достаточно [c.421]

Очень слабая кислота и сильное основание. В случае очень слабых кислот, константа диссоциации которых меньше 10 , или очень разбавленных (меньше 0,001 н.) растворов слабых кислот еще до достижения точки эквивалентности pH раствора становится больше 10. Тогда в выражение для В необходимо включить соп-, а значением можно пренебречь при этом уравнение (41) принимает такой вид [c.522]

По указанным соображениям в современной теории кислот и оснований нет необходимости применять термин "гидролиз", который обозначает только частный случай реакции протолиза. Это тем более обосновано, что при вычислении значений pH растворов слабой молекулярной кислоты (например, СНЗСООН) и слабой катионной кислоты (например, ЫН+ — гидролиз NH 1) используют одни и те же математические зависимости (гл. 3). Это касается также случаев вычисления pH раствора слабого молекулярного основания (например, МН ), с одной стороны, и слабого анионного основания (например, СНЗСОО - гидролиз ацетата натрия) — с другой. [c.40]

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]

В реальных условиях на равновесие растворимости могут оказывать существенное влияние конкурирующие равновесия протонирования и комплексообразования. В результате этих процессов ионы малорастворимого соединения связываются в растворе в виде недиссоциированных форм слабой кислоты (основания) или комплексных соединений. При этом растворимость осадков возрастает. Влияние указанных факторов учитывают с помощью значения мольной доли л полностью ионизированных катионов М и анионов А осадка [c.47]

Скорость многих реакций, катализируемых кислотами и основаниями, определяется только кислотностью среды. В других случаях скорость может зависеть и от общей концентрации кислоты или основания, с помощью которых создается заданная кислотность. В водных растворах постоянное значение pH реакционной массы поддерживают обычно с помощью буферных растворов, представляющих собой раствор слабой кислоты АН и ее соли А М+ [c.169]

При добавлении к раствору слабой кислоты (НА) и ее соли (А ) ионов водорода последние нейтрализуются анионами соли, которые действуют в данном случае как слабое основание гидроксильные ионы, наоборот, нейтрализуются кислотой. Отсюда следует, что буферная емкость раствора, составленного из данной кислоты и сопряженного с ней основания, максимальна в том случае, когда их концентрации равны, т. е. pH = рКа кислоты. Буферная емкость зависит также от общей концентрации раствора и отношения соль— кислота чем выше концентрация раствора, тем больше его буферная емкость. Концентрация кислоты и соли в буферных растворах обычно бывает порядка 0,05—0,20 М, а достаточной буферной емкостью растворы обладают в области значений pH = рКа 1 [c.20]

В процессе титрования слабых кислоты, основания или их солей нри значении фактора оттитрованности близком к 0,5 образуется буферная смесь и водородный показатель раствора может быть рассчитан достаточно точно по пуибли-женным уравнениям (см. [1]), соответственно которым для любых названных систем нри рн=ркар=0,5. [c.13]

Среди селективных растворителей большое значение имею слабые кислоты и кислоты средней силы, а также растворы соле дающих в водных растворах кислую и щелочную реакции. В под боре растворителей важную роль должны сыграть теории кисло и оснований, позволяющие логично подойти к получению смесе реагентов различной агрессивности, т. е. к основному свойству пр выборе селективных выщелачивающих агентов. Из этих же теори вытекает целесообразность применения неводных растворов в кг честве среды при выщелачивании минералов, что позволит усилр вать или ослаблять агрессивность кислот и щелочей. [c.86]

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]

Применения. Этот метод широко применяли Эйген и его группа для исследования водных растворов слабых кислот и оснований, для изучения реакций ионов водорода и гидроксила [1, 2, 4, 15, 20, 22, 50—52]. Например, времена релаксации для растворов уксусной кислоты различных концентраций дают [по уравнению (4.16)] константы скорости реакции Н++ Ас 1 НАс аналогичные данные для растворов аммиака дают константы скорости реакции КН -1-0Н КНз +Н2О. В табл. 9, указаны некоторые результаты для прямых реакций. Их константы скорости лежат в интервале 10 — 101 л-молъ -сек и относятся к наиболее высоким из всех известных значений. Относительно небольшие различия между ними могут быть обусловлены в некоторых случаях стерическими эффектами наиример, этим можно было бы объяснить различие между Р" и 8Н . Другие отклонения можно приписать разнице в локализации заряда. Результаты этих исследований обсуждаются в гл. 12 (стр. 263). [c.85]

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]

В водном растворе слабой кислоты при отсутствии сопряженного основания (следовательно, при Сд = 0) при СихКа Ы0 концентрация ионов [Н3О+] [ОН-]. Учитывая эти условия при суммировании правой части уравнения (2.16), значением [ОН-] можно пренебречь и получить простое уравнение для вычисления концентрации ионов Н3О+ [c.26]

Если в водном растворе смешать неэквивалентные количества слабой кислоты НА и слабого основания В, то раствор будет содержать избыток слабого протолита и амфолит. При близких зна чениях Ка слабой кислоты и Кь слабого основания и не очень разбавленных растворах (Сна > Ка, Св > Кь) такие смеси ведут себя как буферные системы, и расчет концентраций [Н3О+] или [0Н ] в таких растворах аналогичен расчету равновесий смеси слабых кислот и сопряженных им оснований (см. разд. 2.2.5). В тех случаях, когда значения Ка слабых кислот и Кь слабых оснований резко различаются и КаСцк Kw, КьСц Kw, рассматриваемые системы становятся достаточно сложными из-за протекания следующих реакций [c.31]

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]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология