Равновесия в растворах солей, образованных анионами слабых кислот

Наиболее общим случаем реакций нейтрализации является взаимодействие кислот и оснований, различающихся ио силе, когда реакция не доходит до конца в силу протекания обратной реакции — гидролиза образующейся соли. Если соль образована сильной кислотой и сильным основанием [реакция (1)], гидролиз ее не протекает, так как в системе присутствуют три сильных электролита и лишь один слабый (вода). Поэтому согласно принципу смещения равновесия применительно к ионным реакциям в растворе эта реакция целиком смещена вправо. В реакциях (2), (3) и (4) гидролиз протекает в заметной степени, и реакция нейтрализации обратима, поскольку слабые электролиты присутствуют и в левой и в правой частях уравнения реакции. Таким образом, причина гидролиза заключается не только в участии в реакции слабой кислоты или основания, но и в диссоциации самой воды. Сущность гидролиза с этой точки зрения состоит в том, что катион соли (слабое основание) либо ее анион (слабая кислота) преимущественно связывает соответственно ионы ОН и [c.273]

Во всех случаях в растворе возможен одновременный гидролиз катионов металлов и анионов слабых кислот, что усиливает гидролизуемость тех и других ионов за счет выведения из равновесия образующихся при гидролизе ионов Н+ и 0Н . Кроме того, в каждом из отдельных случаев следует учитывать возможность образования труднорастворимых гидроксидов, или основных солей, и летучих кислот, что также способствует гидролизу ионов. В осадок могут выпадать труднорастворимые основные соли и гидроксиды (зависит от их сравнительной растворимости и условий гидролиза). [c.285]

Б. Соли образованы многовалентным катионом слабого основания и анионом сильной кислоты, например 2пС з, А1(ЫОз)з, Ре2(504)з и др. В растворах таких солей наименее диссоциированные сложные частицы — [2п(0Н)]+, [А1(0Н)] (Ре(ОН)] — образуются в результате присоединения первого гидроксильного иона к иону металла, что приводит к установлению равновесий [c.63]

Соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты. Соли этого типа гидролизу не подвергаются, так как при их взаимодействии с водой слабый электролит образоваться не может. Вследствие этого равновесие диссоциации воды не нарушается, поэтому в растворах таких солей среда остается нейтральной (pH 7,0). [c.118]

Другим примером применения условных констант является титрование слабых кислот в присутствии ионов металлов, которые образуют комплексы с анионами этих кислот. Часто мы имеем дело с раствором слабой кислоты и ее соли при известных полной концентрации кислоты (равной сумме концентраций кислоты и ее ионов) и pH раствора. Действительную концентрацию аниона в таком растворе можно сравнительно легко вычислить с помощью упомянутых коэффициентов побочных реакций. Примеры такого рода расчетов мы приведем при рассмотрении равновесий в растворах многопротонных кислот (разд. 3-9). [c.24]

IV. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, потому что катионы и анионы этих солей не связываются с ионами Н " или С Н воды, т. е. не образуют с ними молекул слабых электролитов. Равновесие диссоциации воды не смещается. С]ре-да растворов этих солей — нейтральная (рН=7,0), так как концентрации ионов Н и ОН в их растворах ран ны, как в чистой воде. [c.210]

Влияние концентрации ионов водорода. Малорастворимые соли слабых кислот легко растворяются в более сильных кислотах. Объясняется это тем, что в насыщенных растворах таких солей находятся анионы слабой кислоты, которые, соединяясь с ионами водорода прибавляемой кислоты, образуют малодиссоциированную слабую кислоту. Например, при действии на осадок ВаСОз ионов водорода равновесие между осадком и ионами [c.58]

Растворение осадков в кислотах. Действие какой-либо кислоты на малорастворимые соли сильных кислот, например Ag l, AgJ, аналогично действию других электролитов, не имеющих с ними общих ионов, т. е. растворимость несколько увеличивается за счет увеличения солевого эффекта. Но малорастворимые соли слабых кислот легко растворяются в более сильных кислотах. Объясняется это тем, что в насыщенных растворах таких солей имеются анионы слабой кислоты, которые соединяются с ионом водорода прибавляемой кислоты и образуют мало ионизированную слабую кислоту. Например, при действии на осадок ВаСОд иона водорода равновесие между осадком и раствором [c.115]

Реакция осаждения по существу противоположна растворению осадка. Она протекает тем полнее, чем меньше растворимость осадка. Для характеристики растворимости осадка используют константу, называемую произведением растворимости ПР = [А"][К+1. Чем меньше произведение растворимости, тем менее растворим данный осадок. О полноте протекания реакции осаждения тоже можно судить по величине ПР чем меньше ПР, тем полнее смещено равновесие реакции осаждения вправо. На равновесие реакции осаждения влияют факторы, изменяющие концентрации реагирующих ионов. Так, если А — анионы слабой кислоты, то при понижении pH раствора они все более связываются в молекулы НА. Концентрация анионов уменьшается, и равновесие осаждения смещается влево, т. е. уменьшается полнота протекания реакции. Если К — катионы слабого основания, то при повышении pH раствора может образоваться осадок этого основания вместо труднорастворимой соли, в результате чего невозможно получить правильные результаты анализа. Катионы могут образовывать комплексные соединения, в результате чего происходит уменьшение их концентраций в растворе и осаждение становится неполным. Ион серебра, например, образует с аммиаком комплексное соединение [Ag(NHg)2]+. Из аммиачного раствора соли серебра уже не может выпасть осадок хлорида серебра. Таким образом, для проведения титриметрнческих реакций осаждения необходимо создание в растворе оптимального значения pH. Должны отсутствовать вещества, образующие комплексные соединения с взаимодействующими нонами. [c.122]

А. Соли образованы одновалентным анионом слабой кислоты и катионом сильного основания, например МаМОа, Ва (СНзСОО) и КСЮ. в растворах этих и подобных им солей устанавливаются значительно смещенные влево протолитические равновесия [c.55]

Окрашенные комплексы с анионами слабых кислот. Когда в качестве реактива используют слабые органические кислоты НК (салициловая кислота, ализарин, диметилглиоксим и др.), изменение pH раствора оказывает довольно сильное, хотя внешне и мало заметное влияние. Полнота связывания иона М в окрашенное соединение МК зависит от концентрации в растворе анионов реактива К концентрация же анионов К зависит, в свою очередь, от концентрации Н в растворе. В кислых растворах концентрация бывает невелика, так как равновесие диссоциации слабой кислоты сильно смещено в сторону образования недиссоциированной (кислотной) формы реактива. Увеличить концентрацию путем повышения общей концентрации реактива не всегда удается, так как слабые органические кислоты часто имеют ограниченную растворимость. В этом слзп1ае концентрацию увеличивают повышением pH раствора, которое смещает равновесие диссоциации реактива НК Н+ 4- К в сторону образования К (ионы водорода связываются гидроксильными ионами). Таким образом, реакцию образования окрашенных соединений ионов металлов с анионами слабых органических кислот следует проводить по возможности в щелочных средах. Однако уменьшение концентрации Н+ следует осуществлять очень осторожно, так как при повышении pH раствора может происходить образование основных солей или гидроокисей определяемых металлов кроме того, при изменении pH раствора может изменяться состав окрашенного соединения вследствие ступенчатости комплексообразо-вания. [c.9]

Наоборот, на растворимость осадков, являющихся солями слабых кислот, кислотность раствора оказывает очень существенное влияние Так, ионы jO "" могут взаимодействовать с ионами кальция, образуя осадок щавелевокислого кальция. HoBbi O " могут реагировать такл е с ионами Н , образуя молекулы слабой щавелевой кислоты. Образование или растворение щавелевокислого кальция, степень осаждения кальция и другие характеристики равновесия зависят от концентраций реагирующих веществ, а также от величин константы диссоциации кислоты и произведения растворимости осадка. Величины произведений растворимости углекислого бария и щавелевокислого бария почти одинаковы. Однако угольная кислота слабее щавелевой, т. е. анион СО при прочих равных условиях связывается с ионами водорода сильнее, чем анион С О . Поэтому ВаСО, легко растворяется в уксусной кислоте, а растворимость ВаС О при тех же условиях почти не изменяется. Если два осадка являются солями одной и той же кислоты, например сульфидами, то при прочих равных условиях растворимость в кислотах зависит от величины произведения растворимости. Известно, что путем изменения концентрации ионов водорода достигаются многочисленные разделения катионов в виде сульфидов, фосфатов и других соединений металлов с анионами слабых неорганических и органических кислот. Таким образом, значение кислотности раствора для осаждения и разделения металлов очень велико. [c.39]

Кислая соль образована взаимодействием многоосновной слабой кислоты и однокислотного слабого основания. Если в качестве примера взять кислую соль состава ВНАп (где В — катион слабого однокислотного основания), то гидролизу подвергается и катион В - и анион НАп . Гидролиз анионов многоосновных слабых кислот протекает сложно, так как в растворе должны находиться в равновесии все ионы (НАп", Ап ", В ", Н+ и ОН ) и неионизированные молекулы кислоты, основания и воды (НгАп, ВОН и НгО). [c.248]

В двухфазной же системе, используя четвертичные аммониевые соли, можно работать с водной щелочью. Четвертичные аммониевые соли влияют на равновесие депротонирования слабой кислоты, унося образующиеся липофильные анионы с поверхности раздела в органическую фазу, где они и реагируют с электрофильным субстратом. На схеме (Г.2.28) подобный процесс показан на примере депротонирования хлороформа 40%-ным раствором гидроксида калия с образованием трихло-рометанид-аниона С1зС [c.267]

При добавлении к раствору кислот равновесия смещаются влево и образуются соли катионов Э " , а при добавлении щелочей равновесия смещаются вправо и получаются соответственно мышь я-ковистокислые (арсениты) или сурьмянистокислые (антимониты) соли с анионом Э0 . Кислотная диссоциация может протекать также с отщеплением молекулы воды по типу Н3ЭО3 Н-+ЭО2+Н2О, причем получаются соли мета-мышьяковистой (НАзОг) и леетасурьмянистой (НЗЬОг) кислот. Обе они являются очень слабыми. [c.266]

Влияние кислотности раствора на экстрагпрованне комплекса довольно сложно. Основные черты этого влияния заключаются в следующем является не очень сильной кислотой при введении в раствор посторонней кислоты увеличивается количество молекулярной НЗОМ, последняя же хорошо извлекается органическим растворителем. Таким образом, увеличение кислотности раствора приводит к удалению из водной фазы ионов родана. В соответствии со сказанным выше это сдвигает равновесие в водной фазе в сторону образования комплексов с меньшим числом координированных групп, т. е. комплексов, которые, как было показано выше, слабо извлекаются этилацетатом. Таким образом, увеличение кислотности раствора должно, с одной стороны, действовать аналогично уменьшению концентрации ЗСК в растворе, т. е. ухудшать экстрагирование комплекса, особенно при небольших начальных концентрациях роданида (см. фиг. 4, кривая 1). С другой стороны, увеличение кислотности в растворе может действовать благоприятно. Совершенно очевидно, что в неводную фазу не может переходить только анион извлекается комплексная кислота НРе(ЗСК)4 или соль КН4Ре(ЗСК)4. Если кислота HFe(S N)4 достаточно сильная, то Н+-ион может экстрагироваться лишь по электростатическим причинам (электронейтральность раствора). В этих случаях кислотность водной фазы, при количествах кислоты, необходимой для устранения гидролиза соли, железа и для образования НГе(ЗС1Ч)4, не будет иметь больщого значения. Однако кислота НРе(ЗС]Ч)4 может быть и не очень сильной, т. е. Н+-ИОП также достаточно прочно связан с комплексным анионом. В этом случае экстрагирование будет заметно облегчаться присутствием в водной фазе Н+-ионов, сдвигающих вправо равновесие образования молекулы слабой кислоты Н+4- Ре(ЗСК),-= НРе(ЗСМ)4. [c.170]