Влияние разбавления раствора на степень гидролиза соли

Сделать общий вывод о влиянии разведения на степень гидролиза солей. Степень гидролиза каких солей не меняется при разбавлении раствора [c.89]

Опыт 148. Влияние разбавления раствора на степень гидролиза соли [c.88]

Влияние разбавления раствора на степень гидролиза. К 1—2 мл раствора хлористой сурьмы по каплям прибавлять воду. Наблюдать образование осадка основной соли. [c.127]

Запись данных опыта. Ответить на поставленные в ходе работы вопросы. Сделать общий вывод о влиянии разведения а степень гидролиза солей. Степень гидролиза каких солей не меняется при разбавлении раствора [c.81]

Воспользовавшись принципом Ле Шателье, рассмотрим влияние различных факторов на положение гидролитического равновесия. Разбавление раствора соли, что равносильно увеличению концентрации одного из реагентов (воды), усиливает гидролиз. Напротив, гидролиз концентрированных растворов солей протекает в меньшей степени. Повышение температуры влияет на гидролиз главным образом вследствие резкой температурной зависимости степени диссоциации воды. Поэтому при нагревании концентрация ионов Н и ОН" в растворе сильно возрастает, что увеличивает вероятность связывания их с образованием малодиссоциированной кислоты или основания, и при высоких температурах гидролиз протекает полнее. [c.170]

Влияние химической природы составляющих данную соль ионов на степень и константу гидролиза было уже подробно рассмотрено выше. Ввиду обратимости гидролиза равновесие этого процесса зависит от всех тех факторов, которые влияют на равновесие реакций ионного обмена. Например, оно смещается в сторону разложения исходной соли, если получающиеся продукты (чаще всего в виде основных солей) малорастворимы. Добавляя к системе избыток одного из образующихся при реакции веществ (обычно кислоты или щелочи), можно, в соответствии с законом действующих масс, сместить равновесие в сторону обратной реакции. Напротив, добавление избытка воды, т. е. разбавление раствора, в соответствии с законом действующих масс, ведет к тому, что гидролиз протекает полнее. Влияние температуры на степень гидролиза вытекает из принципа Ле Шателье. Процесс гидролиза является эндотермическим (поскольку реакция нейтрализации, являющаяся обратной процессу гидролиза, экзотермич-на). С повышением температуры равновесие смещается в сторону эндотермической реакции, т. е. процесс гидролиза усиливается. [c.158]

Количественно процесс гидролиза солей может быть охарактеризован с помощью степени гидролиза /г и константы гидролиза /(р. Степенью гидролиза соли называют отношение (в %) числа гидролизованных молекул к общему числу растворенных молекул. Большое влияние на степень гидролиза оказывают температура и концентрация. Чем выше температура и чем больше разбавлен раствор водой, тем больше степень гидролиза. Это связано с тем, что с увеличением температуры степень диссоциации воды возрастает, вследствие чего резко возрастает концентрация ионов Н+ и 0Н , а поэтому равновесие гидролиза смещается вправо. [c.58]

Процесс гидролиза солей циркония в растворах подчиняется общим закономерностям. Гидролиз галогенидов циркония прогрессирует во времени и углубляется с повышением температуры. Степень гидролиза зависит от концентрации исходного раствора отмечено влияние разбавления на увеличение гидролиза растворов циркония [791]. На гидролиз циркония заметно влияет природа кислоты. В хлорнокислых растворах соли циркония подвергают--ся гидролизу в меньшей степени, чем в солянокислых и азотнокислых [175]. [c.26]

Сравнить экспериментальные значения /Сгидр и Л в 0,1 Л1 и 0,001 М растворах ЫН4С1 с вычисленными. Сделать вывод о влиянии концентрации соли (разбавления раствора) на константу и степень гидролиза солей при неизменной температуре. Будет ли изменяться /(гидр при повышении температуры Почему [c.115]

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]

Рассматривая влияние разбавления на скорость реакций гидролиза, катализируемых слабыми электролитами (органическими кислотами), нельзя не заметить сильного действия, оказываемого на скорости этих реакций введением солей кислот — катализаторов. Изучение природы такого влияния стало объектом ряда работ химиков в конце XIX в. Как показал в 1888 г. Шпор [189], в присутствии солей сильных кислот катализирую щая способность этих кислот увеличивается, а при введении солей слабых кислот — падает. Через два года Аррениус выяснил, что сила слабой кислоты в присутствии (ее.— В. К.) солей... приблизительно обратно пропорциональна количеспву соли [.90, стр. 7], поскольку добавление к раствору анионов кислотного остатка резко уменьшает степень диссоциации слабой кислоты. Вызванное этим уменьшение концентрации ионов водорода сильно замедляет реакцию. Поэтому малые количества нейтральных солей действуют намного сильнее при большом разбавлении кислоты, чем при малом [122, стр. 239]. [c.49]

Существует большой класс коллоидных растворов, стабильность которых, повидимому, в равной степени зависит от сольватации и от электрического заряда. В этом случае поведение золя значительно сложнее, чем в случае вышерассмотренных подлинных эмульсоидов или суспензоидов, ибо сольватация и заряд взаимно маскируют свое влияние. Вещества, обнаруживающие такое смешанное поведение, относятся главным образом к окисям и гидроокисям элементов, способных к образованию слабокислых или амфотерных соединений, а именно, кремния, олова, железа, хрома и алюминия сюда же относятся некоторые виды глин и некоторые специфические эмульсоиды. Золи окисей могут быть приготовлены по методам, в основном подобным применяемым для приготовления суспензоидов (см. стр, 125 и след.). Типичная для этого класса оловянная кислота получается действием соляной кислоты на разбавленный водный раствор стан-ната с последующей очисткой диализом или вливанием разбавленного раствора четыреххлористого олова в разбавленный раствор аммиака. Золи, приготовленные путем подкисления, обычно заряжены положительно, а полученные действием щелочи — отрицательно. Золи более кислых окисей, например SiOg, лучше всего могут быть приготовлены путем подкисления их щелочных солей с последующим диализом, тогда как более основные золи гидратов окисей железа, хрома и алюминия обычно получаются путем гидролиза их хлористых солей. [c.193]

Однако в очень разбавленных растворах солеи концентрации недиссоциированных молекул слабой кислоты и слабого основания различаются более существенно, что видно из данных приложения 8. Чем разбавленнее раствор, тем больше разница в степени гидролиза по катиону и аниону при тех же значениях рКа и рКь-Поэтому концентрации катионов и анионов соли в растворе не равны, что влияет на электропроводность раствора. При этом, чем меньше различаются подвижности катионов и анионов соли, тем слабее это влияние на характер кривых кондуктометрического титрования. [c.114]