Равновесия в растворах многоосновных кислот

РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ МНОГООСНОВНЫХ КИСЛОТ [c.36]

В растворах многоосновных кислот устанавливается несколько равновесий, каждое из которых отвечает определенной ступени диссоциации многоосновной кислоты и характеризуется соответствующей константой. Так, двум ступеням диссоциации сероводорода в растворе [c.36]

Равновесия в растворах многоосновных кислот................36 [c.347]

Аналогичными суммарными константами диссоциации можно характеризовать равновесия в растворах многоосновных кислот [c.238]

В растворах многоосновных кислот, а также оснований, содержащих несколько гидроксильных групп, устанавливаются ступенчатые равновесия, отвечающие последовательным стадиям диссоциации. Так, диссоциация ортофосфорной кислоты протекает в три ступени [c.61]

В растворах многоосновных кислот, диссоциирующих по нескольким ступеням, устанавливается и несколько равновесий. Каждую такую степень характеризует своя константа диссоциации. Например, для первой ступени диссоциации сероводородной кислоты [c.29]

Равновесия в растворах многоосновных кислот [c.19]

В равновесии с не слишком разбавленными растворами многоосновных кислот аниониты, в особенности слабоосновные, поглощают обычно больше кислоты, чем можно ожидать исходя из ионного состава раствора, так как кислота участвует в сольватации функциональны групп [63, 113]. [c.66]

Многоосновные кислоты, а также основания двух- и более валентных металлов диссоциируют ступенчато. В растворах этих веществ устанавливаются сложные равновесия, в которых участвуют ионы различного заряда. Например, диссоциация угольной кислоты происходит в две ступени [c.237]

В растворах двух и более многоосновных кислот устанавливается несколько равновесий, каждое из которых отвечает определенной ступени диссоциации многоосновной кислоты и характеризуется соответствующей константой. Так как константы диссоциации последующих ступеней очень малы сравнительное константой диссоциации первой ступени, то обычно ведут расчет по константе диссоциации первой ступени. [c.53]

Б. Металлохромные индикаторы — органические вещества, чаще всего сами окрашенные и образующие тоже окрашенные соединения с различными металлами. Равновесия в растворах довольно сложны. Эти индикаторы, как правило, многоосновные кислоты. Они образуют с определяемым металлом кислые и средние соли, различающиеся между собой по окраске. Некоторые комплексы с металлами кроме того изменяют свой цвет в определенном интервале pH. [c.429]

Выведенные уравнения пригодны и для расчета равновесий Б растворах многопротонных оснований. Большое практическое значение имеют расчеты равновесий в растворах, содержащих анионы слабых многоосновных кислот. По протолитической теории анионы относят к основаниям, поскольку они могут присоединять протон. Например, в растворе карбоната щелочного металла протолитическое взаимодействие происходит по схеме [c.50]

Аналогичное рассмотрение можно провести и для равновесий в растворе любой слабой многоосновной кислоты. [c.120]

Ступенчатые равновесия обычно возникают при диссоциации многоосновных кислот и координационных соединений, имеющих координационное число, большее 1. Характерной является, налример, схема ступенчатых равновесий в разбавленном растворе ортофосфорной кислоты [c.236]

Расчеты растворимости осадков при образовании комплексов связаны с некоторыми затруднениями. Обусловлено это тем, что для многих комплексных соединений пока не установлены константы диссоциации (константы нестойкости или устойчивости). Кроме того, комплексные ионы, аналогично многоосновным кислотам, образуются и диссоциируют ступенчато. Состояние равновесия между отдельными формами комплексных групп зависит от концентрации лиганда и кислотности раствора. [c.176]

Расчет концентраций ионов в растворах солей, образованных слабыми однокислотными основаниями и слабыми многоосновными кислотами, требует предварительного выбора такого равновесия, которое включает все основные компоненты раствора. [c.198]

В литературе описано несколько более или менее специальных методов вычисления констант диссоциации многоосновных кислот (или много кислотных оснований) по данным титрования. Из этих методов для нас представляет особый интерес метод, примененный Симсом [1]. Симс исходит из того факта, что кривая титрования многоосновной кислоты похожа на кривую титрования смеси соответствующего числа одноосновных кислот, и вычисляет ряд констант равновесия реакций титрования особым методом приближения, предположив, что титруемый раствор является смесью одноосновных кислот. Истинные константы равновесия вычисляют из найденных констант равновесия реакций титрования, используя специально выведенные формулы. Метод Симса в общем более сложен и менее удобен, чем описываемый ниже метод, в котором ступенчатые константы определяют непосредственным приближением ряда промежуточных констант. [c.37]

Хотя указанные пределы получены при рассмотрении одноосновных соединений, тот же самый принцип применим к многоосновным соединениям при условии, что использованные константы равновесия относятся к соединению кислотного или основного типа, которое преобладает вблизи точки эквивалентности. Так, при выборе индикатора для первой точки эквивалентности в случае титрования карбоната натрия 0,1 М раствором соляной кислоты веществами, которые следует рассматривать, являются карбонат-ионы (избыток основания) и бикарбонат-ионы (из- [c.295]

Домашняя подготовка. Теория электролитической диссоциации Аррениуса. Соли, кислоты и основания с точки зрения теории электролитической диссоциации. Сильные и слабые электролиты. Зависимость степени электролитической диссоциации от концентрации раствора. Ступенчатая диссоциация многоосновных кислот и многокислотных оснований. Равновесие в растворах электролитов. Приложение закона действия масс к электролитической диссоциации. Константа диссоциации. Произведение растворимости. [c.117]

Прибавление сильной кислоты к раствору труднорастворимой соли сильной кислоты также вызывает увеличение ее растворимости как от прибавления соли, так как кислоты можно рассматривать как соли гидроксония. В случае прибавления кислоты к раствору труднорастворимой соли слабой кислоты, например, при добавлении НС1 к. насыщенному раствору СаРг, находящемуся в равновесии с осадком СаРг, наблюдается частичное растворение соли, находящейся в осадке, так как ионы ОНз образуют с ионами P менее диссоциированную фтористоводородную кислоту HF, что нарушает диссоциационное равновесие СаРг. Чем меньше константа диссоциации образующейся в подобных случаях слабой кислоты, тем сильнее будет сказываться растворяющее действие добавок кислоты на труднорастворимую соль. Если мы имеем соли сильных многоосновных кислот, например трудно- [c.70]

Следует заметить, что в растворах двух- и многоосновных кислот существует несколько равновесий, отвечающих различным ступеням диссоциации их, каждая из которых характеризуется [c.49]

Расчет равновесия с участием комплексов представляет часто более трудную задачу, чем подобный же расчет для многоосновных кислот, из-за присутствия в заметных концентрациях нескольких разнотипных частиц. Однако, если известен pH кислотно-основной системы, то легко произвести расчет концентраций и всех остальных существующих в растворе частиц точно также, если известна концентрация лиганда, то для одноядерного комплекса легко рассчитать и концентрации всех остальных частиц в растворе. Как будет видно из последующих примеров, графические методы, используемые для кислотно-основных систем, применимы и к системам, содержащим комплексы. [c.223]

Ряд особенностей отличает гидролиз ионов металлов от гидролиза катионов типа аммония. Наиболее характерная из них состоит в том, что промежуточные частицы могут быть относительно нестойкими в этом случае непригодны обычные допущения, применяемые в случае ступенчатой диссоциации многоосновных кислот. Другой, усложняющий дело фактор состоит в том, что гидроокиси или окиси многих металлов плохо растворимы, и выпадение осадка в щелочных растворах происходит даже при низких концентрациях ионов металлов. Однако наиболее неприятное обстоятельство заключается в том, что ионы многих переходных металлов образуют многоядерные гидроксокомплексы, содержащие несколько атомов металла, и уравнения, соответствующие условиям равновесия, нелинейны относительно аналитической концентрации иона металла. Все это усложняет математический подход к системам гидролизующихся ионов металлов. [c.242]

Четвертый случай многоосновные кислоты. Последовательные стадии диссоциации фосфорной кислоты приводят к отщеплению трех протонов на молекулу. Все эти стадии имеют свои константы равновесия, обозначаемые К, /Сг и /Сз, которым на кривой титрования (рис. 4.5) соответствуют значения р/Сь р/Сг и р/Сз- В растворах многоосновных кислот (в отсутствие солей) наибольшее влияние на pH обычно оказывает первая диссоциация, так как /Сг, как правило, составляет /юо (или даже меньшую долю) /Сь а /Сз соответственно меньше /Са-В случае Н3РО4 имеем [c.228]

Многоосновные кислоты диссоциируют на ионы ступенчато, в несколько стадий, каждая из кото15ых характеризуется своей константой равновесия — константой ступенчатой кислотной диссоциации Так, например, в растворах ортоборной кислоты Н3ВО3 устанавливаются равновесия (значения констант приведены для 25 °С) [c.120]

Влияние кислот на растворимость малорастворимых солей различно. Например, малые количества соляной кислоты сильно уменьшают (согласно закону действия масс) растворимость хлорида серебра. Большие добавки соляной кислоты, наоборот, повышают растворимость хлорида серебра вследствие комплексообразования Ag i- -+ l = [Ag I2l . Прибавление сильной кислоты к раствору малорастворимой соли сильной кислоты также увеличивает растворимость, так как кислоты можно рассматривать как соли гидроксония. В случае прибавления сильной кислоты к раствору малорастворимой соли слабой кислоты, например при добавлении НС1 к насыщенному раствору СаРг, находящемуся в равновесии со своим осадком, последний частично растворяется. Это объясняется тем, что ион гидроксоний образует с фторид-ионом менее диссоциированную фтористоводородную кислоту HF, т. е. нарушается равновесие осадка aFj с его раствором. Чем меньше константа диссоциации образующейся в подобных случаях слабой кислоты, тем сильнее будет растворяющее действие добавок кислоты на малорастворимую соль. Если имеем соль сильной многоосновной кислоты, например малорастворимый сульфат бария, то сильная кислота, например азотная, переведет сульфат-ион в гидросульфат-ион, что вызовет частичное растворение сульфата бария [c.73]

Буферное действие лучше всего продемонстрировать на практическом примере. Равновесия в растворе многоосновной фосфорной кислоты характеризуются приведенными ниже комггантами [c.152]

Равновесия в водных растворах слабых кислот или оснований храктеризуются константой диссоциации. Для диссоциации многоосновных кислот тина Н, А могут быть определены ступенчатые константы дпссоцпацпп [c.3]

Раствор амфолита. В этом разделе рассматривается равновесие в растворе кислой соли НА" двухосновной кислоты НгА. А поскольку вид уравнения не зависит от того, имеет кислота заряд или нет, то такие уравнения пригодны также для растворов соли ВН+А , где ВН+ — катионокислота слабого основания В, а также для промежуточных соединений, образующихся при нейтрализации многоосновных кислот (НаА-, НА - и т. д.). [c.47]

Потенциометрически могут быть определены отдельные константы равновесия в случае диссоциации многоосновных кислот или образования комплексных ионов. Титруя раствор, содержащий один продукт реакции, раствором, содержащим другой в присутствии индикаторного электрода, обратимого относительно иона, входящего по крайней мере в один из продуктов, можно найти концентрацию этого иона при различных условиях. [c.45]

Многоосновные кислоты в зависимости от pH могут существовать либо в виде недиссоциированной формы, либо в виде любой анионной формы. Можно вычислить долю каждой частицы в растворе как функцию величины [Н+] график этой зависимости дает общую картину равновесия. Нижеследующие примеры, относящиеся к фосфорной кислоте, иллюстрируют три способа характеристики равновесий, в четвертом же используют концентрационнологарифмическую диаграмму. [c.179]

В современной литературе предпочитают способ табулирования констант равновесия для аминокислот, заключающийся в написании последовательного ряда констант ионизации форм, содержащих наибольшее кoличe tвo протонов. Константы равновесия для глицина, например, приводят в виде ступенчатых констант ионизации двухосновного кислого иона глициния. В табл. УП.2 приведены константы ионизации ряда важных аминокислот. Вычисления рн и связанных с ним величин для растворов аминокислот проводят так же, как и для многоосновных кислот. [c.200]

Рассмотрим, тем не менее, вначале только те ионы металлов, киторые образуют при гидролизе одноядерные гидроокиси. Весьма разумным является рассмотрение гидратированных ионов металлов как кислот по Бренстеду, однако, мы будем рассматривать гидролиз как комплексообразование, при котором ионы гидроксила являются замещающими лигандами. Такой подход обусловлен тем, что используемый математический аппарат значительно ближе к применяемому при рассмотрении систем комплексных ионов, чем к случаю систем многоосновных кислот. В табл. VIII. 3 приведены константы равновесия для ряда систем, содержащих одноядерные гидроксокомплексы. Константы Ки Кг, Кз и Ki наиболее полезны при рассмотрении тех растворов, в которых гидроокиси или окиси металла не осаждаются. В насыщенных же растворах гидроокисей или окисей более пригодны константы К(тв)0, K(TB)U К(тв)2, К(ТВ)3, К(ТБ)4, КрОМе ТОГО, К(тв)1 = — K TB)oKl К 1Ь)2 = К[ 1В) К2 и т. д. [c.243]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология