Ионное произведение и реакция воды

Внесите в две пробирки ио 2—3 каили раствора сульфата марганца (П). В одну из них добавьте такой же объем сероводородной воды, в другую — раствора сульфида аммония (КН4)23. В каком случае выпал осадок Напишите ионное уравнение реакции. В чем заключается условие выпадения осадка ио правилу произведения растворимости [c.60]

Из курса качественного анализа известно, что в який водный раствор, независимо от его реакции, вследствие ионизации воды содержит Н+- и 0Н--И0НЫ. Произведение концентраций указанных ионов при постоянной температуре сохраняет (приблизительно) постоянное значение. При 25°С во всяком водном растворе ионное произведение воды равно [c.233]

Ионное произведение тяжелой воды ОгО при 10, 20 и 30°С равно соответственно 2,98-10 , 7,31-10 , 1,64-Ю . Определите зависимость изобарного потенциала реакции В20 = 0 -ь + 00-, (/Ст.в=[0+]-[00 ]) от температуры и сравните изменения энтропии и энтальпии диссоциации тяжелой и обычной воды. [c.261]

В данном уравнении ион водорода записан в виде иона гидроксония, т. е. в той форме, в какой он действительно существует в водном растворе. Не является грубой ошибкой и запись сокращенного уравнения Н+ -[- ОН ь= НзО. Нельзя лишь забывать, что под ионом водорода в действительности подразумевается ион гидроксония. Реакция между ионами гидроксония и гидроксила сильно смещена вправо в соответствии с малой величиной ионного произведения воды /Св = 10 г-иои /л . Это значит, что реакция (1) идет вправо до тех пор, пока произведение [ОЩ [0Н ] уменьшится до этой величины. Таким образом, данная реакция оказывается практически необратимой и с этой точки зрения вполне подходит для применения в объемном анализе. Кроме того, реакция переноса протона является очень быстрой. [c.94]

Выражение для ионного произведения воды в соответствии с реакцией (38) [c.121]

Условие (VI. 37) - условие равенства летучести СО, в газовой и водной фазах, в которых закон Генри выполняется в отношении недис-социированной части условие (VI. 38) определяет равновесие реакции диссоциации угольной кислоты первой степени в пренебрежении отклонения коэффициентов активности от единицы условие (VI. 39) — постоянство ионного произведения воды и условие (VI. 40) — условие электронейтральности раствора. В этом условии, учитывая щелочность раствора, можно пренебречь значением П1 . Из уравнений (VI. 37) — (VI. 40) заключаем, что для 25 С и давления 2,5 МПа содержание всех форм растворенного диоксида углерода в децинормальном растворе МаОН будет приблизительно на 15% больше, чем в чистой воде при тех же температуре и давлении. [c.128]

Таким образом, константа гидролиза гидролитически щелочной соли равна отношению ионного произведения воды к константе диссоциации слабой кислоты, образованной в результате реакции гидролиза. [c.210]

Уравнение показывает, что в данном случае гидролизу подвергается анион соли и что реакция сопровождается образованием ионов ОН. Но поскольку ионное произведение воды [НзО+][ОН ] — величина постоянная, то при накоплении ионов 0Н концентрация ионов гидроксония Н3О+ уменьшается. Следовательно, растворы солей, образованных слабой кислотой и сильным основанием, имеют щелочную реакцию. [c.254]

Величина /Си, называется ионным произведением воды. При 25°Сэта величина близка к 10 М . При других температурах этим значением пользоваться нельзя. Ионизация воды — эндотермический процесс, и поэтому Kw растет с увеличением температуры. Например, при 0°С ионное произведение воды равно 0,114 10" М , а при 100°С — 55 10 М . Заметим, что ионное произведение воды нельзя непосредственно использовать для сравнения кислотных свойств воды с другими кислотами. Эта величина отличается от констант ионизации своей размерностью. Чтобы получить сопоставимую с константами ионизации кислот величину, нужно в уравнении реакции (15.4) рассматри-рать одну молекулу Н О как растворитель, а другую как ионизуемую кислоту и выразить концентрацию последней в единицах молярности. Поскольку речь идет о почти чистой воде, то в 1 л содержится 1000/18 = 55,6 молей воды, т. е. Сн,о= 55,6 М. Поэтому константа ионизации воды равна /Сщ,/55,6. Например, при 25°С она будет равна 1,8 10 М. Для определения константы ионизации иона оксония НдО" необходимо записать уравнение ионизации для этого иона в виде [c.236]

Н + ] < 1-10 моль/л. Ионное произведение является важнейшей. характеристикой растворителя, так как определяет возможность к полноту протекания всех реакций. При помощи ионного произведения легко рассчитать концентрацию ионов гидроксида (лиата) и водорода (лиония). В чистой воде [H + ] = [ОН ] = 1 10 моль/л. [c.124]

Через В обозначают основание (подобно ВОН в воде), подчеркивая этим тот факт, что основанием может быть соединение, не содержащее гидроксил-иона. Уравнение (11.38) показывает, что константа равновесия реакции, протекающей при титровании основания хлорной кислотой в среде спирта, определяется отношением константы диссоциации основания и ионного произведения растворителя. [c.198]

Докажите, что произведение константы гидролиза Кг иона на константу диссоциации иона /Сдисс, образующегося в результате реакции гидролиза, есть ионное произведение воды [c.220]

Пользуясь ионным произведением воды, можно любую реакцию среды выразить через концентрацию ионов водорода [c.52]

Однако если в механизм реакции входит равновесие с участием слабых кислот или оснований, то можно наблюдать более высорсую скорость реакции в 020. Причина этого состоит в том, что константы диссоциации слабых кислот и оснований в О2О меньше, чем в Н2О (в 2—4 раза). Ионное произведение тяжелой воды 7(о2о = 0,145-10 также более чем в пять раз меньше, чем ионное произведение Н2О (разд. 35.4.1.4). Этот фактор становится особенно существен при кислотно-основном катализе. Вернемся к уравнению (135) можно легко понять, что в случае специфического кислотного катализа, т. е. при наличии предшествующего протолитического равновесия ([реакция (131)], скорость катализируемой реакции в О2О оказывается больше, чем в Н2О. Константа скорости в уравнении (135) равна [c.200]

Для нейтральных сред имеем [Н 1 = [ОН ] = 10" г-ион/л. В кислых средах [Н 1 > [ОН ], а в щелочных [Н ] < [ОН ]. При этом в любых средах произведение концентраций водородных и гидроксильных ионов при данной температуре остается постоянным и равным г-ион /л . Таким образом, пользуясь ионным произведением воды, любую реакцию среды (нейтральную, кислую или щелочную) можно количественно выразить при помощи концентрации водородных ионов. При этом учитываются следующие соотношения [c.201]

Пользуясь ионным произведением воды, можно любую реакцию среды (кислую, нейтральную или щелочную) выразить через концентрацию только водородных ионов. В нейтральном растворе [Н ] (ее часто обозначают в виде Сн), по-предыдущему, равна 10 . Очевидно, что в кислом растворе она больше, а в щелочном—меньше. Таким образом, при переходе от нейтральной среды ко все более и более кислой Сн будет становиться равной 10- , 10- , 10 и т. д. наоборот, при переходе ко все более щелочной среде будем иметь Сц = Ю- , 10 , Ю- о и т. д. [c.177]

При добавлении к гидроксиду цинка кислоты возрастает концентрация ионов водорода. Пронзведе[1ие [Н+][ОН ] становится больше ионного произведения воды — идет процесс образования молекул Н2О из нонов при этом нарушается равновесие и в системе Zn(0H)2. Согласно принципу Ле Шателье, вследствие возрастания концентрации ионов Н+ и расхода ионов ОН , диссоина-ция Zn(ОН)2 по типу кислоты подавляется, а по типу основания усиливается. В итоге осадок 2п(ОН)2 растворяется и образуется соль, в которой цинк является катионом. Например, в случае соляной кислоты пойдет реакция [c.257]

Перенос протона между одинаковыми частицами называют ав-топротолизом или кислотно-основным диспропорционировани-ем. Существование ионов доказывается наличием небольшой электропроводности воды (при 18 °С х = 4,41 10 ° См/м). В чистой воде концентрация ионов НзО+ и 0Н одинакова. Для этой протолитической реакции принята еще одна характеристика, кроме обычной константы равновесия, — ионное произведение воды (разд. 23.3.10) [c.378]

Теоретическое пояснение. Для титрования очень слабых кислот применяют протофильный растворитель этилендиамин НгЫ—СН2--СН2—ЫНг (ЭДА). Он является лучшим растворителем с точки зрения увеличения силы титруемой кислоты. Ионное произведение ЭДА (Ка) равно 5-10 , т. е. приблизительно в 100 раз меньше ионного произведения воды (/Си-). Однако, поскольку ЭДА, как и ЛУК, обладает низкой диэлектрической проницаемостью е (еэдА=14,2), титрование очень слабых кислот иногда успешнее проходит в апротонном диполярном растворителе — диметилформамиде (ДМФА) с 8 = 36,7. Улучшение условий титрования слабых и очень слабых кислот в ДМФА обусловливается не очень сильным уменьшением кислотности титруемых соединений и резким уменьшением /(5(2-10 ). В целом константа равновесия реакции НА-Ь0Н-=ё =А--ьН20 [c.112]

Если реакция среды нейтральна, то [Н+]=1-10 г-ион/л. Если в растворе содержится кислота или щелочь, то при этом соотпетст-венно резко изменяются концентрации водородных и гидроксил .-ных ионов, но ионное произведение воды остается величиной постоянной при условии неизменяемости температуры. [c.47]

Пользуясь ионным произведением воды, можно дать количественную характеристику любой реакции среды (кислой, нейтральной или щелочной) с помощью концентрации водородных ионов. Однозначность связи между концентрациями ионов водорода и гидроксила в растворе позволяет для характеристики щелочности и кислотности раствора пользоваться одной из этих величин. П р и-нято пользоваться величиной концентрации водородных ионов. В кислой среде концентрация ионов водорода будет больше, чем в щелочной, и тем больше, чем выше кислотность, а в щелочной тем меньше, чем выше щелочность. [c.48]

Изложенные представления о кислотно-основных равновесиях лежат в основе современной трактовки кислотно-основных свойств веществ в растворах. Действительно, чистая вода всегда будет представлять собой нейтральную среду, так как содержание ионов Н3О+ и ОН одинаково. Чистая серная кислота также имеет нейтральную реакцию из-за равенства концентраций ионов Нз504+ и Н504". Свойства этих жидкостей резко изменяются при введении в воду даже малых количеств серной кислоты или, наоборот, при добавлении к серной кислоте малых количеств воды. Сравнение по ионным произведениям процессов [c.92]

Таким образом, константа равновесия нейтрали.чации слабой киелоты сильным основанием определяется только отношением комстанты диссоциации слабой кислоты к ионному произведению воды Для реакции полученное столь высокое значение константы равновесия нейтрализации уксусной кислоты говорит [c.308]

Выражение константы гидролиза любого типа включает ионное произведение воды и константы диссоциации образующихся слабых электролитов. Так как при повыщении температуры константа диссоциации воды значительно в большей степени возрастает по сравнению с константами диссоциации слабых кислот и оснований, то при повышении температуры констайта гидролиза в целом должна увеличиваться и равновесие гидролиза смещается вправо (гидролиз сопровождается поглощением теплоты, ДЯг>0). Действительно, нагреванием удается сместить равновесие гидролиза вправо, но чаще это вызвано удалением одного из продуктов реакции. <г [c.317]

Данную константу равновесия, характеризующую произведение молярных концентраций ионов Н и ОН, называют ионным произведением воды и обозначают или Кнр. Значение А можно вычислить из ДО реакции диссоциации воды по ( юрмуле (2.30) [c.272]

Следовательно, пользуясь ионным произведением воды, можно любую реакцию среды (как кислую, так и щелочную) выразить на основе концентрации ионов водарода [c.31]

Диссоциация воды, протекающая по реакции Н20ч Н+ + 0Н , характеризуется ионным произведением воды [c.10]

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]

Например, если концентрация ионов водорода в растворе равна 10 г-ион1л, реакция среды раствора кислая. Величина [0Н в таком растворе меньше величины [Н+1, что можно рассчитать из ионного произведения воды [c.193]

Образование слоя хемосорбционного комплекса Л1е(0Н)адс снижает энергию поверхности, и последующий процесс адсорбции воды протекает по ранее рассмотренному механизму конденсации (для полимолекулярной адсорбции). Однако свойства воды в таком физически сорбированном слое вследствие действия поверхностных сил отличаются от свойств объемной воды1 Структурирование воды в тонких стенках, по-видимому, влияет на концентрацию и подвижность гидратированных ионов, образующихся по реакции Н20ч=ьН+адс-Ь -ЬОН-адс. Учитывая, кроме того, чрезвычайно малый объем физически адсорбированной воды ( 10 моле- ул/см2), нет оснований ожидать заметных скоростей реакций с участием гидратированных ионов. Действительно, если даже допустить, что ионное произведение В0ДЫ1 в адсорбированном слое такое же, как и в ее объеме (10 ), то количество ионных пар в адсорбированной фазе при п= 15-т-20 статистических монослоев составляет около 10 на 1 см . Эта величина еще меньше в области отрицательных температур, где ионное произведение воды (льда) быстро уменьшается. [c.58]

В водных растворах не могут быть достигнуты значения pH ниже -1 н выше 15. В других растворителях интервал pH значительно отличается от указаннсто для воды, поэтому кислотно-основные реакции в неводных средах могут быть полезными для спещ1ального применения. На рис. 4.2-1 приведены ионные произведения некоторых растворителей в сравнении с ионным произведением воды. [c.148]