Константы диссоциации слабых кислот и оснований в водных растворах при

В табл. 5-3 указаны константы ионизации ряда кислот в водных растворах там же приведены оценки для сильных кислот, маскируемые растворителем в водном растворе. Диссоциация протонированного растворителя Н3О на гидратированные протоны и HjO представляет собой просто миграцию протонов от одних молекул воды к другим и должна характеризоваться константой равновесия = 1,00. Если в качестве растворителя используется аммиак, все кислоты, сопряженные основания которых слабее, чем NHj, вследствие выравнивающего действия растворителя окажутся полностью ионизованными сильными кислотами. Таким образом, как фтористоводородная, так и уксусная кислоты в жидком аммиаке являются сильными кислотами. [c.217]

Катионы сильных оснований N3+, a +, Ва + и анионы сильных кислот С1, 505 не принимают участия в этих реакциях, поскольку не могут образовать с ионами воды и ОН малодиссоциированных соединений. Таким образом, водные растворы уксуснокислых солей (ацетатов), образованных сильными основаниями, имеют щелочную реакцию, а растворы аммониевых солей сильных кис лот — кислую реакцию. В случае ацетата аммония и катион, и анион принимают участие в реакции гидролиза, однако раствор сохраняет нейтральную реакцию, так как образующиеся уксусная кислота и гидроксид аммония — электролиты равной силы (с. 127), В других случаях, например при гидролизе NH4 N, для определе ния характера раствора необходимо сопоставить константы диссоциации слабого основания и слабой кислоты, образующихся при гидролизе соли. [c.130]

Титрование смеси кислот или оснований. Дифференцированное титрование смеси сильных кислот или щелочей в водной среде невозможно по понятной причине концентрация водородных ионов в каждый момент титрования соответствует суммарному содержанию всех кислот или щелочей в растворе, С другой стороны, при титровании раствором щелочи можно определить сильную кислоту в присутствии слабой с точностью, зависящей от константы диссоциации слабой кислоты (А р д). Так, чтобы выяснить, какова должна быть величина для обеспечения заданной точности определения сильной кислоты, необходимо проследить за изменением pH в процессе титрования, пользуясь следующими расчетными формулами [c.68]

Эти соображения имеют общий характер, и, следовательно, для решения вопроса о том, какую реакцию будет иметь водный раствор гидросоли, образованной сильным основанием и двухосновной слабой кислотой, следует сопоставить константу гидролиза гидросоли и вторую константу диссоциации кислоты. [c.135]

Как видно из уравнения реакции, при растворении такой соли в воде анионы слабой кислоты связывают часть ионов Н , образовавшихся при диссоциации воды, в слабо диссоциируемое соединение. При этом концентрация несвязанных ионов ОН в растворе будет превышать концентрацию ионов Н" и раствор станет щелочным (рН> >7). Таким образом, водные растворы солей сильного основания и слабой кислоты имеют щелочную реакцию. Растворы солей слабых кислот и слабых оснований могут быть нейтральными, кислыми или щелочными в зависимости от соотношения констант диссоциации слабых электролитов, образующихся в процессе гидролиза. [c.167]

Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований в водных растворах для разных ступеней диссоциации [c.389]

Для определения констант диссоциации слабых кислот существует много методов, из которых наибольшее распространение получили потенциометрические и спектрофотометрические в этом случае определение проводят обычно в водно-органических растворах, поскольку реагенты плохо растворимы в воде [68]. Известны и экстракционные методы, основанные на изучении зависимости коэффициента распределения от pH (см., например, [69—72]). [c.31]

Константы диссоциации слабых кислот и оснований в водных растворах при 25 °С [c.232]

Вместе с тем, применяя к растворению уксусной кислоты уравнение (15.2) и законы равновесия, можно определить из экспериментальных данных для этой реакции константу равновесия, которая даст много полезных сведений об этом процессе. Уксусная кислота представляет собой типичную слабую кислоту, диссоциирующую в водных растворах всего на 1%. Применение понятия о константе равновесия целесообразно и ко многим другим слабым кислотам. Аналогичный подход используется и при рассмотрении диссоциации слабых оснований. Однако такой подход мало пригоден для сильных кислот и сильных оснований, водные растворы которых настолько диссоциированы на ионы, что это затрудняет рассмотрение их растворения как равновесного процесса. [c.265]

Константы диссоциации слабых кислот и оснований используют при вычислении константы и степени гидролиза, pH растворов, в методе нейтрализации, при вычислениях равновесий в водных растворах кислот и оснований, в смесях кислот или оснований, в качественном анализе при осаждении катионов. [c.52]

Концентрация иона водорода в водном растворе зависит от концентрации кислоты, щелочи, соли, от константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания, от ионного произведения воды. [c.269]

Константы диссоциации слабых электролитов приведены в табл. 13. Они характеризуют силу кислот и оснований чем больше К, тем сильнее диссоциирует слабый электролит в водном растворе. [c.154]

Таким образом, кислота или основание с рК, например, около 8 в разбавленных водных растворах, не содержащих других кислот или оснований, диссоциирует максимум на 9%. Удовлетворительное приближение к максимальной степени диссоциации наблюдается при концентрациях около 10 моль л, дальнейшее разбавление раствора (при рК 8) не способно заметно увеличить степень диссоциации. Это объясняется тем, что в очень разбавленных растворах диссоциация слабой кислоты (основания) подавляется водородными (гидроксильными) ионами воды. По отношению к разбавленным растворам слабых кислот (оснований) вода способна проявлять свои кислотные (или основные) свойства. Чем меньше концентрация слабого электролита в растворе и чем меньше его константа диссоциации, тем сильнее влияние воды на степень диссоциации. Степень диссоциации в очень разбавленных растворах можно изменить только путём изменения pH или температуры. [c.26]

Концентрация иона водорода в водном растворе зависит от концентрации кислоты, щелочи, соли, от константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания, от ионного произведения воды. Ниже в таблице приведены формулы для вычисления концентрации иона водорода или гидроксила в различных растворах. [c.228]

При помощи лакмуса и других индикаторов, р/С которых близко к 7, можно легко установить, что далеко не все средние соли дают растворы, имеющие точно нейтральную реакцию. Специальные исследования показали, что нейтральную реакцию имеют только растворы солей, образованных сильными кислотами и сильными основаниями. Для всех солей, образованных сильными основаниями и слабыми кислотами, pH водного раствора больше 7, т. е. растворы их имеют щелочную реакцию. Наоборот, водные растворы солей, образованных слабыми основаниями и сильными кислотами, показывают кислую реакцию, т. е. имеют pH меньше 7. Средние соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием, дают точно нейтральные растворы только в том случае, если константы диссоциации соответствующих кислот и оснований очень близки по величине. Во всех остальных случаях pH отличается от 7. [c.81]

Очевидно, чем больше р/Са, тем слабее кислота. В табл. 3 приведены рКа некоторых наиболее часто встречающихся в химической практике слабых кислот. Соответствующее выражение для константы ионизации основания можно получить аналогичным способом, используя уравнение (1.156). Причем удобнее рассматривать обратную реакцию (1.156) "и характеризовать ионизацию основания с помощью константы диссоциации сопряженной кислоты ВН" . Например, в случае водного раствора аммиака [c.54]

Вторая запись отражает уже не реакцию гидролиза, а диссоциацию комплексного иона как слабой кислоты. Однако п связи с тем, что справочных данных по константам диссоциации слабых кислот и оснований намного больше, чем по константам диссоциации комплексных акваионов, для вычисления концентрации ионов водорода в водных растворах солей приходится пользоваться уравнениями, записанными как реакция гидролиза с участием негидратированных ионов. [c.318]

Методы определения констант диссоциации слабых кислот и оснований в водных и неводных растворах подробно описаны в монографии Альберта и Сержента [3]. [c.14]

Электролиты в растворе диссоциируют на катионы и анионы. В очень разбавленных растворах сильных электролитов происходит практически полная диссоциация, в то время как степень диссоциации слабых электролитов определяется величиной константы диссоциации соли, кислоты или основания, а степень диссоциации двух последних зависит также и от pH раствора. Наличие ионов обусловливает электропроводность водных растворов. [c.51]

Двуокись тиомочевины (формамидинсульфиновая кислота) является слабой кислотой. В литературе имеются данные определения констант диссоциации слабых кислот и слабых оснований потенциометрическим методом в разбавленных водных растворах [13]. По аналогии нами определена константа диссоциации двуокиси тиомочевины. [c.219]

Имеется и другой путь преодоления этого затруднения растворить сухой остаток алкалоида в спирте и титровать полученный раствор непосредственно кислотой. Как было отмечено (стр. 157), спирт понижает константы диссоциации слабого основания и индикатора, а также и произведение ионов воды. Большинство алкалоидов, которые можно очень четко оттитровать в водных растворах (при помощи метилкрасного), нельзя точно определить в 50%-ном спирте это особенно относится к 0,01 н. растворам. Для пояснения приведем следующий пример. [c.162]

Большинство веществ, образующих кислые водные растворы, относится к числу слабых кислот. Степень диссоциации кислоты в водной среде можно охарактеризовать константой равновесия реакции диссоциации. Обозначим произвольную кислоту через НХ (или ХН), где X соответствует формуле сопряженного основания, которое остается после отщепления от кислоты протона. Тогда можно записать равновесие диссоциации [c.81]

Методы потенциометрического титрования. Потенциометрическое титрование-—один из объективных электрохимических способов объемного анализа — служит для определения концентрации раствора и константы электролитической диссоциации слабой кислоты и слабого основания. Его применяют при исследовании растворов, окращенных и мутных многокомпонентных с малой концентрацией слабых электролитов и других, визуальное титрование которых затруднено. Виды потенциометрического титрования аци-днметрическое, алкалиметрическое, иодометрическое и другие основаны на реакциях осаждения, окисления, восстановления, комп-лексообразования и т. п. в водных и неводных растворах. Потенциометрическое титрование проводят компенсационным и некомпенсационным методами. [c.167]

Сила кислот и оснований чаще всего характеризуется величинами р/С=—lg д и рЛ с = —1 л дис,с. При этом согласно условному делению сильные кислоты в водных растворах имеют р/( меньше нуля, слабые кислоты — больше нуля. Часто константы диссоциации кислот называются константами кислотности и обозначаются Ка (соответственно для оснований константы основности Кь)- [c.12]

Титрование смесей кислот описано в работах [215, 227, 274, 282]. В них показана возможность анализа смесей сильных минеральных кислот с уксусной кислотой, фенолом, борной кислотой, гумусовыми кислотами и др. Ригеллато и Девис [227] предложили графический метод установления точки эквивалентности для случая, когда вторая кислота недостаточно слабая. Метод основан на построении двух кривых, одна из которых характеризует прямое титрование смеси щелочью, а другая — обратное титрование полученного раствора сильной кислотой, при котором слабая кислота вытесняется из соли. Разработан хронокондуктометрический метод анализа смеси HNO3 с метакриловой или полиметакриловой кислотами [235]. Исследования показали, что кондуктометрический анализ смесей слабых кислот в водных растворах затруднен, так как кроме достаточной разницы в константах диссоциации необходимо, чтобы анионы титруемых кислот различались своей подвижностью, поскольку обе точки эквивалентности расположены на восходящих ветвях кондуктометрической кривой. [c.192]

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]

Так как кислота Н О является самым сильным донором протонов, а следовательно, и самой сильной кислотой в водном растворе, то сопряженное с ней основание Н О является самым слабым основанием. Поэтому основания, константа основной диссоциации которых меньше 1,80-10 , не подвергаются диссоциации в воде. Их основная диссоциация невозможна, так как протоны легче будут присоединяться к молекулам растворителя, концентрация которого значительно выше концентрации растворенного вещества. [c.36]

Мочевина — очень слабое основание. Водные растворы ее имеют нейтральную реакцию. Константа диссоциации К =1,5-10- . При образовании солей с кислотами мочевина ведет себя как монооснование. Твердая мочевина довольно устойчива при обычной температуре и атмосферном давлении. При температуре плавления в условиях атмосферного давления мочевина разлагается на аммиак, биурет, циануровую кислоту, аммелит и триурет. При температуре плавления в условиях вакуума мочевина сублимируется без изменения. [c.59]

XI. Константы влектролитической диссоциации слабых кислот и оснований в водных растворах при 25 °С [c.410]

Рассмотрим влияние неводных растворителей на точность титрования. Точность определения кислот (или оснований) зависит в первую очередь от их способности к электролитической диссоциации. Сильные кислоты титруются с очень незначительной погрешностью. Выше было показано, что погрешность определения слабых кислот возрастает с уменьшением их констант диссоциации. Так, погрешность определения концентрации сильной хлороводородной кислоты в водном растворе ничтожна, при титровании уксусной кислоты (рЛ[ = 4,8) она увеличивается до 0,1%, а слабую борную кислоту рК = 9,2) вое1бще нельзя определить с удовлетворительной точнсрстью — ошибка доходит до 10—12 %. При переходе от более сильных кислот (СНзСООН) к более слабым (НВОа) возрастают константы основности сопряжешых оснований в соответствии с зависимостью [c.127]

Как было указано выше, основные функции, имеющие константу диссоциации вплоть до 10 удобно определять титрованием кислотой в водных растворах. Развитие техники неводной титриметрии значительно расширило область анализа основных функций. Ниже перечислены типы органических соединений, которые были определены как основания в неводных средах амин > , кeтимин алкалоид 215-218 Ы-гетероциклическое соединениеосновная ионообменная смола амид карбоновой кислоты 2 , мочевина , гидразид аминокислота соль амина со слабой кислотой 231, гидрогалогенид амина нитрат амина з2, карбоксилат щелочного металла 234, тиолтиомочевина сульфамид сульфоксид , производное фосфина В качестве титрантов для всех соединений, кроме последнего, использовали раствор хлорной кислоты, а производное фосфина титровали соляной кислотой. [c.401]

Величина называется константой диссоцнацни основания по аналогии с константой диссоциации кислоты К , описывающей свойства слабых кислот. В табл. 15.5 указаны названия, структуры и значения К , ряда слабых оснований в водных растворах. Бо.лее подробная таблица с аналогичными данными содержится в приложении Д. Обратим внимание на то обстоятельство, что все основания перечисленные в табл. 15.5, принадлежат к двум разным типам азотсодержащие соединения и анионы. Большинство слабых оснований, с которыми нам предстоит встречаться в данном курсе химии, относится именно к этим двум типам. Отметим также, что все приведенные в таблице основания содержат неподеленные пары электронов. С их помощью образуется химическая связь с протоном Н при взаимодействии с ним основания. [c.90]

Весьма интересно влияние давления на ионное равновесие водных растворов электролитов. Исследования, выполненные при 25°С и при давлениях до 300 МПа, показали, что константы диссоциации целого ряда органических кислот в водных растворах возрастают при увеличении давления от атмосферного до 300 МПа в среднем в 3,5 раза, а для некоторых оснований (например, КН40Н) в 12...14 раз. Отсюда видно, что диссоциация исследованных соединений сопровождается уменьшением объема. Причиной этого является гидратация (в общем случае сольватация) образующихся ионов в гид-ратной (сольватной) оболочке, окружающей ион, молекулы растворителя расположены более плотно (электрический заряд на ионе), чем в объеме растворителя. Исследования показали, что уменьшение объема при диссоциации большинства кислот составляет 10...12 см /моль При более высоких давлениях константа диссоциации возрастает весьма сильно константа диссоциации ЫН40Н прн 45 °С увеличивается при росте давления от атмосферного до 1200 МПа более чем в 500 раз. Отсюда можно заключить, как возрастает химическая активность данного соединения в условиях высокого давления. В качестве еще одного примера возрастания степени диссоциации слабых электролитов с повышением давления можно привести данные, согласно которым константа диссоциации пиперидина в метиловом спирте при 45 С возрастает в 1000 раз при увеличении давления с атмосферного до 1200 МПа. [c.116]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология