Диссоциация воды и реакция среды

При повышении температуры раствора гидролиз соли сильно возрастает. Это связано с тем, что при нагревании степень диссоциации воды возрастает, вследствие чего увеличивается концентрация ионов Н и ОН. Это и усиливает взаимодействие ионов солн с указанными ионами. Например, при кипячении раствора А1(СНзСОО)з эта соль, в результате гидролиза, превращается в гидроксид А1(0Н)з. Аналогично этому получается и с РеС1з, что было отмечено выше. Большое влияние оказывает и реакция среды, ее pH. Например, равновесие гидролиза [c.218]

Вода. Полярность молекул воды. Понятие о водородной связи. Лед, вода, водяной пар. Термическая диссоциация воды. Теплота образования воды. Вода как растворитель, как среда для химических реакций и как химический реагент. Электролиз солей в водном растворе, электролиз воды. Взаимодействие воды с металлами и окислами. Реакция нейтрализации и реакция гидролиза. Вода как катализатор. Перекись водорода и ее получение. Сели перекиси водорода. Окислительные и восстановительные свойства перекиси водорода. Разложение перекиси водорода как случай реакции самоокисления-самовосстановления. [c.85]

Амфотерностью называют способность одного и того же соединения в зависимости от условий реакции проявлять свойства кислоты и основания. Различают соединения амфотерные, кислотно-амфотерные, щелочно-амфотерные. Особое значение в аналитической химии имеют амфотерные гидроокиси. Эти соединения в равной степени способны отдавать протоны (катионы гидроксония) и ионы гидроксила. Свойства кислотно-амфотерных и щелочно-амфотерных соединений зависят от относительной полярности обеих из рассматриваемых связей. Простейшее амфотерное соединение — вода. Определяющее значение для проявления амфотерности имеет реакция среды. Так, гидроокись цинка в кислой среде дает катион 2п-", в щелочной среде — цинкат-ион 2пО . В таком щелочно-амфотерном соединении, как РЬ(0Н)2, константа диссоциации его как основания в 100 млн. раз больше константы диссоциации как кислоты [c.63]

Гидролиз обусловлен образованием малодиссоциирующих частиц СиОН+. В результате равновесие электролитической диссоциации воды смещается и в растворе появляется избыток водородных ионов, поэтому реакция среды кисл-йя (pH < 7). Очевидно, чем слабее основание, тем полнее будет гидролиз. [c.266]

Не надо упускать из вида, однако, что эта характеристика нейтральности относится только к температуре около 25° С. Для всех температур справедливо, что в нейтральной среде а + =. Но реакция (ХП, 15) эндотермическая = 3337 кал/моль при бесконечном разбавлении), поэтому с повышением температуры равновесие в ней смещается вправо, т. е. степень диссоциации воды возрастает. Следовательно, в любом данном растворе концентрации и активности ионов водорода и гидроксила при более [c.402]

Смещение равновесия в реакции гидролиза обнаруживается с помощью индикаторов — веществ, приобретающих определенную окраску в определенной среде. По окраске индикатора делается вывод о характере среды. Если среда нейтральная, значит, в растворе данной соли равновесие диссоциации воды не смещено, т. е. соль гидролизу-не подвергается. Если среда кислая, значит, в растворе соли образуется избыток ионов водорода, т. е. протекает гидролиз по катиону. Катион связывает гидроксид-ионы воды, а ионы Н+ накапливаются в растворе, придавая среде кислый характер. [c.78]

Диссоциация воды. Водородный показатель. Среды водных растворов электролитов 192 5.6. Реакции обмена в водных растворах электролитов. Ионные реакции и уравнения 196 Тест М 7 по теме Диссоциация кислот, оснований и солей в водных растворах. Ионные уравнения реакций 202 5.7. Гидролиз солей 204 Тест № 8 по теме Диссоциация воды. [c.723]

Гидролиз солей. Вода, как уже отмечалось, — слабый электролит. Концентрации ионоз водорода и гидроксид-ионов в чистой воде равны, что соответствует pH = 7. Если в воде растворить соль, то равновесие диссоциации воды нарушается за счет изменен[гя с(Н+) и с(ОН ), следовательно, значение pH отклоняется от 7. Так, в растворе карбоната натрия реакция среды щелочная (pH >7), в растворе хлорида меди (И)—кислая (pH < <7), что легко определить при помощи индикаторов. Уменьшение или увеличение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в растворе происходит за счет их связывания в слабый электролит. [c.94]

Реакция среды растворов солей. В водных растворах солей катионы или анионы, а иногда и те и другие, могут оказывать влияние на равновесие диссоциации, воды [c.181]

Опираясь па обратимость процесса диссоциации воды, можнс характеризовать количественно кислотность и щелочность среды Эта величина получила название водородного показателя (см гл. 5, 2). Количественная характеристика кислотности ил1 щелочности среды имеет во многих случаях решающее значени( при проведении реакций. Многие аналитические реакции можн( осуществить только при определенной кислотности или щелоч ности среды. [c.84]

Не надо упускать из вида, однако, что эта характеристика нейтральности относится только к температуре около 25°С. Для всех температур справедливо, что в нейтральной среде — он- Но реакция (ХП, 15) эндотермическая (ЛЯ= 13337 кал/моль при бесконечном разбавлении), поэтому с повышением температуры равновесие в ней смещается вправо, т. е. степень диссоциации воды возрастает. Следовательно, в любом данном растворе концентрации и активности ионов водорода и гидроксила при более выса-ких температурах будут больше, чем при 25°С, а при более низких— меньше. В частности, в нейтральной среде при 0°С pH = 7,97, а при 100 °С pH = 6,12. [c.397]

Здесь оба иона соли связывают ионы H" и ОН" воды. Реакция раствора очень слабокислая или очень слабощелочная в зависимости от того, какой из электролитов, образовавших соль, сильнее диссоциирован кислота или основание. Если их константы диссоциации приблизительно одинаковы, среда практически нейтральная. Пример — гидролиз уксуснокислого аммония [c.123]

V = 0. Отсюда реакция вообще не должна идти при отсутствии ионов Н или ОН если в нейтральной среде она все же, хотя и чрезвычайно медленно, протекает, то лишь постольку, поскольку и в нейтральном растворе присутствуют необходимые для ее протекания ионы водорода и гидроксила, образующиеся вследствие электролитической диссоциации воды. [c.122]

Реакция протекает между анионом соли и водой. Так как образующаяся уксусная кислота — соединение малодиссоциированное, то равновесие диссоциации воды нарушается и в растворе оказывается избыток гидроксид-ионов. Реакция среды растворов солей такого типа будет щелочной. [c.40]

При рассмотрении диссоциации слабых кислот или слабых оснований в растворах в качестве единственной реакции мы учитывали диссоциацию этих электролитов и упускали тот факт, что источником ионов Н 0+ или ОН может быть также диссоциация воды, константой равновесия которой является ионное произведение воды. Здесь, как и в случае сильных кислот и оснований (разд. 3-2), сильно разбавленные растворы имеют реакцию среды, приближающуюся к нейтральной. [c.92]

Из уравнения следует, что с уменьшением концентрации воды уменьшается и концентрация продуктов реакции. Константа гидролиза хлорамина Т равна 4,9-10 , а дихлорамипа Т — 8,0-10" . Отсюда следует, что дихлорамин разлагается водой с образованием хлорноватистой кислоты в большей степени, чем хлорамин Т. Приведенные выше реакции 2 и 4 представляют собой равновесные реакции гидролиза, тогда как реакции 1 и 3 являются равновесными реакциями диссоциации. В качестве среды для реакции I служит вода, а для реакции 3 — спирт или подобные органические растворители. Соли типа КаОС1, диссоциируют практически полностью, по этому знак обратимости в реакции 1 излишен. Вместе с тем, в реальных растворах (в противоположность идеальным — разбавленным) в результате взаимного влияния ионов, в зависимости от числа их зарядов, устанавливается кажущаяся степень диссоциации. Так, например, Са(0С1)2 в водных растворах менее диссоциирован, чем ЫаОС1. [c.291]

Одной из слабых сторон модели Аррениуса кислотно-основных систем было неправильное ограничение кислотно-основных реакций водными растворами. Это очень скоро привело к противоречиям, например при изучении растворов в жидком аммиаке. Опыт показал сходство между кислотно-основными реакциями в водной среде и некоторыми реакциями в жидком аммиаке. Диссоциацию воды с образованием ионов гидроксония и гидроксила можно сравнить с аналогичной автоионизацией аммиака с образованием иона аммония и амид-иона [c.318]

Известно, что многие соли подвергаются гидролизу, под которым понимают взаимодействие их ионов с ионами Н и ОН воды, сопровождающееся изменением реакции среды раствора. Гидролиз происходит, когда в растворе нарушается равновесие ионизации воды, в результате получения мало-диссоциирующих соединений или ионов. Если соль образована сильной кислотой и сильным основанием, то малодиссоциирующие соединения получиться не могут, и гидролиз не происходит. В противоположность этому, чем слабее кислота и основание, образующие соль, тем сильнее нарушается равновесие диссоциации воды и тем выше должна быть степень гидролиза соли. Табл. 11 напоминает типичные случаи гидролиза солей. [c.105]

Гидролиз обусловлен образованием плохо диссоциирующих частиц СиОН . В результате равновесие электролитической диссоциации воды смещается и в растворе появляется избыток водородных ионов поэтому реакция среды кислая (рН<7). Очевидно, чем слабее основание, тем полнее будет гидролиз. Сделаем обобщение — гидролизу по катиону подвержена соль слабого основания и сильной кислоты (ЫН4Вг, РЬС12 и т.д.). [c.203]

В данном случае оба иона соли взаимодействуют с водой. Реакция раствора нейтральная, так как степени диссоциации NH4OH и СН3СООН близки. Вообще растворы солей подобного типа могут иметь среду кислую, щелочную или нейтральную в зависимости от того, что диссоциировано в большей степени — образующиеся кислота или основание. [c.52]

Соли, образованные сильными кислотами и основаниями, как МаС1, КгЗО , не гидролизуются, поскольку их ионы после диссоциации пе соединяются с ионами воды. Такие соли в воде не влияют на соотношение ионов Н+ и ОН- и поэтому не изменяют реакцию среды. Следовательно, изменять реакцию среды можно не только основаниями и кислотами, но и соответствующими солями. [c.59]

Теория электролитической диссоциации. Электролиты и неэлектролиты-Степень электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Электролитическая диссоциация как обратимый процесс. Уравнение константы ачек-тролитической диссоциации. Электролитическая диссоциация воды. Ионное произведение воды. Водородный показатель и реакция среды. Определение [Н 1 и [ОН 1 в растворах слабых электролитов. [c.114]

Такие реакции Различие энтальпии продуктов и реагентов не может увеличивают быть единственным фактором, определяющим воз- беспорядок системы можность протекания реакции. В этом случае необходимы дополнительные факторы. Приведенные выще четыре примера физических и химических превращений имеют одно общее свойство. Растворение хлорида калия сопровождается наруще-нием регулярности кристаллической решетки — возникает беспорядочное распределение ионов в растворе. При плавлении льда регулярная сетка водородных связей во льду (см. рис. 4.18) заменяется Примеры жидкими ассоциатами молекул воды в среде жидкой самопроизвольных воды. Когда вода испаряется, ассоциаты из ее моле-превращепий кул заменяются отдельными молекулами, движущимися независимо в газовой среде. (Большое различие между АНпл и ЛЯисп указывает на то, что в жидкой фазе существуют сильные водородные связи). При диссоциации карбоната аммония из 1 моль его образуется 4 моль газообразных продуктов. Когда газы приходят в соприкосновение, они взаимодиффундируют, образуя гомогенную смесь. Систему, состоящую из различных молекул в разных сосудах, следует считать более упорядоченной, чем смесь разных молекул в одном сосуде. [c.231]

При плотности тока выше критической гидроксильные ионы, образовавшиеся у анионитовой мембраны, в результате усилившейся диссоциации проходят через нее в рассольную камеру. Ионы под действием электрического поля и гидродинамического перемешивания поступают в диффузионный слой у катионитовой мембраны. Вследствие высокой подвижности водородные ионы быстро проходят диффузионный слой, подавляя начавшуюся диссоциацию у катионитовой мембраны, т. е. сдвиг равневесия по реакции (189) происходит влево. Часть поступивших ионов Н" под действием электрического поля переходит в рассольную камеру. Но, вероятно, этого количества ионов Н" недостаточно для нейтрализации щелочности в рассольной камере к тому же часть водородных ионов увлекается потоком воды, движущимся вдоль мембран. Таким образом, в следующей единичной ячейке (по направлению потока) будет существовать избыток ионов Н" , создающих кислотную среду. Некоторый избыток ионов Н" в обессоленном потоке не способен подавить диссоциацию воды у анионитовой мембраны, так как на единичном элементе прокладки происходит частичное обессоливание и, следовательно, увеличение толщины диффу- [c.135]

Диссоциация воды и реакция среды. До сих нор мы рассматривали воду как практически недиосоциирующее вещество. Но в действительности вода, хотя и в очень малой степени, все же диссоциирует по уравнению [c.167]

Степень диссоциации воды а чрезвычайно мала прн 22° она оставляет 1,4-Ю" , а концентрация ионов Н+ и ОН" равна Ю . Все же присутствие столь малых количеств свободных юнов Н+ и ОН сказывается на свойствах водных расгворав лектролитов и влияет на течение реакций в водной среде. [c.71]

Видно, что в результате гидролиза Na Hs OO в растворе образовался избыток гидроксид-ионов, и реакция среды стала щелочной. Как уже сказано, вода хоть и в малой степени, но диссоциирует по уравнению Н2О Н+ + ОН-. Ацетат-ионы, связывая ионы водорода, смещают равновесие диссоциации воды в правую сторону. [c.233]

При растворении многих солей в воде образуР щиеся при диссоциации ионы способны вступать ро взаимодействие с ионами воды. При этом происход " связывание ионов Н+ или ОН , в результате чего изменяется реакция среды. [c.77]

При растворении в воде некоторых солей нарушается равновесие диссоциации воды и реакция среды раствора может стать кислой или щелочной. Это объясняется тем, что ионы, возникающие при диссоциации соли, взаимодействуют с ионами Н+ и ОН , т. е. растворенное вещество взаимодействует с водой. Реакция взаимодействия ионов растворенной соли с молекулами воды называется гидролизом. Гидролизуются только растворимые соли и к тому же не все. Соли, образованные сильными основаниями и сильными кислотами (ЫаС1, КНОз, N32804 и др.), гидролизу не подвергаются. Растворы их имеют нейтральную реакцию среды. Типичные реакции гидролиза [c.36]

Излучение влияет на некоторые рабочие среды, которые определенным способом могут повлиять на износостойкость труб. Под действие л быстрых нейтронов происходит диссоциация воды. Под действием излучения в реакторах протекают химические реакции. В некоторых трубопроводах может оказаться азот. Вследствие образования изотопов азота вода приобретает высокую радиоактивность. В присутствии раствореннэ-го в воде азота в зависимости от избытка водорода или кислорода в воде образуется азотная кислота, которая увеличивает скорость коррозии нержавеющих сталей трубопровода, реактора и трубопроводной арматуры. [c.333]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология