Равновесия в растворах солей, образованных слабыми основаниями и слабыми кислотами

Изменяя указанные факторы, можно сместить равновесие реакций гидролиза в любом направлении, т. е. усилить или уменьшить гидролиз, что и используют в практике химического анализа. Для усиления гидролиза работают с разбавленными растворами при нагревании и удаляют из раствора образующиеся в процессе гидролиза избыточные ионы Н3О+ или ОН добавлением основания или кислоты соответственно или другой гидролизующейся соли, усиливающей гидролиз. Для подавления гидролиза необходимо работать с концентрированными растворами на холоду и вводить в раствор те ионы, которые образуются при гидролизе, т. е. подкислять, например, растворы солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой. [c.47]

Гидролиз солей металлов. В большинстве случаев коагулянты представляют собой соли слабых оснований и сильных кислот. При растворении их в воде происходит гидролиз и образуются малорастворимые основания — гидроксиды алюминия или железа. При этом в результате смещения равновесия диссоциации в воде накапливаются ионы водорода и в растворе появляется кислота. Растворимость гидроксидов алюминия и железа чрезвычайно мала. Они выделяются из раствора, образуя сначала коллоидные частицы (разбавленные золи гидроксидов), которые иод влиянием электролитов, растворенных в воде, коагулируют и выпадают вместе с коллоидами, загрязняющими воду, в осадок. Этот осадок содержит связанную воду, а также несколько слоев молекул неструктурной воды, ад-сорбционно связанной с поверхностью осадка силами различной прочности [11]. [c.17]

Фенолы - слабые кислоты (константа диссоциации = 10 1 +10 ) хинолин и изохинолин — слабые основания (константа диссоциации = 10" ), поэтому степень их извлечения несколько уменьшается из-за частичного гидролиза солей. Последний может быть подавлен при использовании избытка реагентов, а его неблагоприятное действие в определенной мере снято в результате использования противотока масел и реагентов. По условиям равновесия принципиальных ограничений полноты извлечения фенолов и оснований из фракции нет. Он ограничивается условиями массообмена, а лимитирует процесс диффузии извлекаемых веществ в масле. Перемешивание увеличивает скорость процесса, но не может интенсифицироваться беспредельно из-за легкой эмульгируемости масел, что связано с малым поверхностным натяжением на границе раздела фаз масло - щелочной раствор. На полноту извлечения фенолов влияет присутствие во фракциях оснований, образующих с нолами в маслах относительно стабильные продукты взаимодействия (энергия взаимодействия 25-33 кДж/моль). [c.329]

Буферное действие —результат равновесия между водой и растворенными в ней кислотой (или основанием) и солью. Добав.иен-ная к раствору соль слабой кислоты подавляет диссоциацию последней. Подобным же образом добавленная слабая кислота подавляет гидролиз соли.Поэтому и уравнение /Сд,а= (ан" аА )/аиА можно записать в виде /Сд,с= (сн смл)/ пл-После логарифмирования и замены знаков на обратные получим р/С=рН—lg( мA/ нA) (где р/С=—lg/Сд,на). Расчетная формула для определения pH буферного раствора Гендерсона — Газельбаха имеет вид [c.187]

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]

Если соль образована слабой кислотой и слабым основанием, гидролиз протекает практически нацело. Поскольку гидролиз — процесс обратимый, то он зависит от всех тех факторов, которые влияют на равновесие реакций. Следовательно, если процесс гидролиза желательно сместить, например, в сторону более полного разложения соли, то следует добавить воду и повысить температуру, что увеличивает степень диссоциации воды и образование малодиссоциированных молекул кислоты или основания. Напротив, если нужно, чтобы гидролиз протекал как можно меньше, к раствору добавляют кислоту или щелочь в зависимости от того, с какой солью имеют дело. [c.59]

Соль образована слабой кислотой и сильным основанием. Пример такой соли — уксуснокислый натрий. Эта соль —сильный электролит —в воде практически полностью диссоциирована на ионы Ма+ и СНзСОО . Часть ионов СНзСОО , взаимодействуя с водой, образует слабодиссоциирующую уксусную кислоту и ионы ОН . В растворе нарушается равновесие ионов Н+ и ОН , при этом последние преобладают [c.18]

На основании этих данных можно сделать попытку некоторых предварительных обобщений [129]. Прежде всего обращает на себя внимание, что, за немногими исключениями, обмен не идет в растворах солей сильных кислот и сравнительно легко идет в солях тех слабых кислот, которые образуют обратимые редокс-системы. Повидимому, это связано с гидролизом, который служит основным и наиболее типичным механизмом кислородного обмена в солях кислот с водой. Например, обмен в хроматах и бихроматах можно приписать гидролитическим равновесиям [c.212]

Иначе обстоит дело, если в реакции участвуют слабые кислоты или основания. Если раствор слабой кислоты смешать с основанием, то в результате реакции, ионов гидроксила с ионами водорода равновесие диссоциации кислоты нарушится. Диссоциация кислоты будет продолжаться до тех пор, пока эта кислота будет в состоянии давать водородные ионы. То же можно сказать относительно ионов гидроксила, если дело касается слабого основания. Поэтому оказывается, что в случае слабых кислот и оснований теплоты нейтрализации существенно различаются в зависимости от природы соединений. При нейтрализации слабых кислот и оснований равновесие устанавливается таким образом, что концентрация водородных или гидроксильных ионов не просто зависит от разности смешиваемых количеств кислоты и основания, а определяется также и силой кислоты или основания. Это следует уже из того, что растворы нейтральных солей (т. е. образованные эквивалентными количествами кислоты и основания) не обнаруживают, как уже было отмечено, обычно нейтральной реакции, если в образовании солей участвуют слабые кислоты или слабые основания. [c.790]

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]

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]

В растворе смеси солянокислого фенилгидразина и ацетата натрия в результате обменной реакции образуется уксуснокислый фенилгидразин последний, как соль слабой кислоты и слабого основания, сильно гидролизован и в растворе находится в равновесии со свободным фенилгидразином СбНбМНЫНд, который реагирует с сахаром. Непосредственное применение свободного фенилгидразина менее удобно, так как он плохо растворим в воде. [c.189]

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]

Имеются два эффекта разбавления, которые целесообразно рассматривать отдельно. Первый — это влияние разбавления на равновесие воды, которая является одновременно и слабой кислотой и слабым основанием. Он вызывает сдвиг в нейтральную область. Второй — это влияние разбавления на коэффициент активности. В разбавленных растворах, где применимо уравнение (V. 27), значение dlgyldl всегда отрицательно. Изменения в меж-ионном взаимодействии при разбавлении раствора имеют тенденцию увеличивать коэффициенты активности и повышать величину pH растворов сильных оснований, слабокислых буферных растворов [значение 2z+l) отрицательно] и кислых солей [сравнить уравнения (V. 19), (V. 27) и (V. 29)]. Значение pH растворов сильных кислот [уравнение (V. 19)] и буферных растворов, состоящих из слабых оснований и их солей [уравнение (V. 27), где (224-1) положительно] имеет тенденцию уменьшаться. Суммарный результат этих двух эффектов состоит в том, что pH слабокислотных буферных систем, имеющих pH больше 7, проходит через максимум при низкой концентрации. Таким же образом pH растворов, состоящих из слабого основания и его соли, может пройти через минимум, если основание настолько слабое, что pH раствора меньше 7. [c.105]

Как избежать гидролиза, если возникает такая потребность Прежде всего, руководствуясь принципом Ле Шателье, можно сместить равновесие гидролиза, добавляя кислоту или щелочь, т. е. вещество, образующееся в процессе гидролиза. Очевидно, что в случае солей слабых оснований надо подкислять раствор, а в случае солей слабых кислот - подщелачивать. Надо также 196 [c.196]

Таким образом, при растворении в воде соли сильного основания и слабой кислоты раствор приобретает щелочную реакцию вследствие гидролиза. Чем меньше константа диссоциации кислоты, тем сильнее равновесие гидролиза соли этой кислоты смещено вправо. [c.109]

Благодаря этому окись этилена, не обладающая сколько-нибудь заметными основными свойствами, может осаждать слабые основания из водных растворов их галоидных солей. Связывая образующуюся кислоту, она смещает равновесие реакции гидролиза. [c.487]

Гидролиз имеет большое значение в количественном анализе. Например, при определении содержания кислоты или основания в объемном анализе по методу нейтрализации вследствие гидролиза образующейся соли точке нейтрализации соответствует определенное значение pH. При этом большое значение имеет диссоциационное равновесие. Наибольшее значение для химического анализа имеют случаи гидролиза солей слабой кислоты и сильного основания, сильной кислоты и слабого основания, слабого основания и слабой кислоты, гидролиз кислых солей и гидролиз при буферировании растворов. [c.411]

Из всего сказанного видно, что гидролиз представляет собой обратимый процесс, приводящий к установлению равновесия. При этом в большинстве случаев только незначительная часть соли оказывается превращенной в новые вещества. Если, однако, и основание и кислота, послужившие для образования соли, очень слабы или если какое-либо из образующихся в процессе гидролиза веществ накопится в растворе в таких количествах, что станет возможным выпадение его в осадок или улетучивание в виде газа, [c.232]

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]

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]

Если соль образована сильным основанием и слабой кислотой, то в растворе появляется заметная концентрация недиссоциированных молекул кислоты, и, что очень важно, одновременно появляется такая же концентрация ионов ОН , т. е. раствор становится щелочным. Равновесию в таком растворе отвечает константа гидролиза = KJKa, обратная вышеприведенной константе равновесия реакции нейтрализации. Чем меньше константа К , тем больше К , и тем сильнее равновесие гидролиза сдвинуто вправо. [c.195]

В первом случае вследствие гидролиза образуется основная соль и сильная кислота, во втором — кислая соль и сильное основание. Накопление в растворе сильной кислоты в первом случае и щелочи во втором препятствует протеканию гидролиза до конца, т. е. образованию Mg (ОН) 2 и Н2СО3. Образующееся слабое основание тут же будет взаимодействовать с образующейся в растворе сильной кислотой, а слабая кислота — со щелочью. Таким образом, гидролиз является процессом обратимым и реакцией, обратной реакции гидролиза, всегда будет реакция нейтрализации. В растворе гидролизующейся соли устанавливается равновесие скорость реакции гидролиза равна скорости реакции нейт]зализации. [c.142]

Соль образована сильной кислотой и сильным основанием. Пример —Na l. Соль в этом случае гидролизу не подвергается. Ионы такой соли пе образуют с водой слабых электролитов, в обычных условиях равновесие диссоциации молекул воды ие нарушается, концентрация ионов Н+ и ОН остается такой же, как у чистой воды, рП раствора равен 7. Правда, ири высоких температурах и давлениях соли этого тииа могут подвергаться гидролизу. [c.115]

Наиболее общим случаем реакций нейтрализации является взаимодействие кислот и оснований, различающихся по 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 это равновесие цеником смещено 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 заключает- [c.164]

Равновесие гидролиза у этой соли будет смещаться вправо, так в результате реакции образуются малодиссодиированная кислота и слабое основание. Реакция среды в растворах солей будет определяться абсолютной силой кислоты и основания. Соли, образованные очень слабыми основанием и кислотой, в воде подвергаются полному гидролизу и поэтому не существуют в водных растворах. Например [c.41]

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]

Значительно большее внимание следует обращать на выбор индикатора при титровании слабой кислоты (сильным основанием) или слабого основания (сильной кислотой). Рассмотрим титрование 0,2 н. уксусной кислоты (умеренно слабой кислоты, для которой Аа = 1,80-10 ) 0,2 и. раствором гидроокиси натрия. При добавлении такого количества щелочи, которое эквивалентно присутствующей кислоте, образуется точно такой же раствор, какой можно получить растворением 0,1 моля соли КаСгНзОг в 1 л воды. Раствор этой соли не нейтрален, а обладает щелочными свойствами. Рассмотрим, что происходит при растворении в воде КаСгНзОг- Подобно большинству солей, эта соль полностью диссоциирует на ионы Na и СгНзОа . Ацетат-ионы и ионы водорода находятся в равновесии с недиссоциированной уксусной кислотой и в известных пределах идет реакция [c.359]

Соль слабой, кислоты и слабого основания. Если соль образована из слабой кислоты и слабого основания, то соответствующие сопряженные основание и кислота являются довольно сильными и, следовательно, реагируют с амфипротон-ным растворителем — водой. Если растворить в воде такую соль, как ацетат аммония, то соль диссоциирует почти полностью на ионы NHJ и Ас , которые участвуют в гидролитическом равновесии, соответственно, как кислота и основание [c.503]

Очень многие задачи по химия растворов решаются с йспбЯЬздВаНйбМ уравнений для кислотно-основных равновесий- В последующих разделах < данной главы будет показано, каким образом следует применять эти уравнения при решении задач по титрованию слабых кислот и оснований, гидролизу солей, а также для определения свойств буферных растворов. [c.436]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология