Равновесие в водном растворе слабой кислоты и ее соли

Буферные растворы (или просто буферы) представляют собой такие растворы, которые содержат в определенном отношении слабую (или средней силы) кислоту и сопряженное основание. Эти растворы обладают очень важным свойством в некотором интервале поддерживать постоянным pH раствора при его разбавлении или добавлении небольших количеств кислоты или основания. Каким же образом работает буфер Пусть например, имеется аммиачный буфер, который состоит из эквивалентных количеств соли аммония и аммиака. В водном растворе для отдельных компонентов буфера устанавливаются равновесия [c.387]

Эту реакцию иногда называют гидролизом, в связи с чем возникает представление о разрушении кристаллов ацетата натрия водой. Такое разрушение, действительно, имеет место, когда кристаллы этой соли растворяют в воде, но в данном случае ничего подобного не происходит. В растворе ацетатные ионы обладают основными свойствами. С точки зрения теории Бренстеда, они являются настолько же сильным основанием, как аммиак, а ион аммония может рассматриваться как слабая кислота, подобная НАс. В водном растворе аммиака устанавливается равновесие [c.242]

Задания. Составить уравнение диссоциации водного раствора аммиака. Объяснить, как смещается равновесие диссоциации при добавлении хлорида аммония. Сделать вывод о влиянии соли слабой кислоты на диссоциацию этой кислоты. [c.72]

Рассмотрим простейший случай — гидролитическое равновесие в водном растворе соли, которая содержит анион В" слабой одноосновной кислоты НВ [c.130]

Равновесия в водных растворах слабых кислот в присутствии солей зтих кислот [c.48]

Вода играет на нашей планете роль важнейшего растворителя. Трудно даже представить себе, как могла бы существовать во всей своей сложности живая материя, если бы эту роль вместо воды играла какая-нибудь иная жидкость И дело не только в изобилии воды, но и в ее исключительной способности растворять самые разнообразные вещества. Водные растворы, встречающиеся в природе, будь то биологические жидкости или морская вода, содержат в себе много растворенных веществ. Следовательно, в этих растворах может осуществляться множество равновесий. В гл. 15 мы обсуждали равновесия с участием слабых кислот и оснований. Однако мы ограничили свое рассмотрение растворами, содержащими только одно растворенное вещество. В данной главе будут рассмотрены кислотно-основные равновесия в водных растворах, содержащих два или несколько растворенных вешеств. Кроме того, мы расширим наше изучение равновесий в водных растворах, включив в обсуждение другие типы реакций, в частности реакции, в которых участвуют слабо растворимые соли. [c.110]

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]

Равновесие в водных буферных растворах слабых кислот в присутствии солей этих кислот может быть представлено уравнением [c.183]

Титрование смесей кислот и солей слабых оснований. Равновесия, устанавливающиеся при взаимодействии сильных оснований со смесями слабых кислот и солей слабых оснований в водны.ч растворах, могут быть выражены уравнениями [c.87]

При рассмотрении смеси слабого основания и соли слабого основания и сильной кислоты ход рассуждений такой же, как и для раствора, содержащего слабое основание и одну из солей сильной кислоты. Если взять в качестве примера водный раствор аммиака и хлорида аммония, то реакция между основанием NHз и водой представлена равновесием [c.212]

Однако закон действующих масс и понятие о химическом равновесии применимы только к неэлектролитам и к слабым электролитам в разбавленных водных (или неводных) растворах. Слабые электролиты в концентрированных водных растворах и все сильные электролиты (кислоты, щелочи, соли) не вполне подчиняются закону действующих масс. [c.16]

Соль слабых основания и кислоты. При наличии протолитического равновесия в водном растворе подобной соли справедливо следующее уравнение для [Н3О+] [c.59]

Определим изменение растворимости малорастворимого осадка МА, являющегося солью слабой двухосновной кислоты НгА. В насыщенном воДном растворе МА существует равновесие [c.112]

Водные растворы солей слабых кислот или слабых оснований имеют не нейтральную, а щелочную или кислую реакцию, так как ионы соответствующих слабых электролитов находятся в равновесии с недиссоциированным электролитом, например [c.482]

В тех случах, когда растворенные в воде соли, например, силикат и алюминат натрия, сильно гидролизуются, образуя слабые кислоты, видимый коэффициент распределения, т. е. отношение суммарных концентраций Si или А1 в воде и паре сильно зависит от pH водного раствора. К сожалению, отсутствие данных означении Кд при высоких температурах не позволяет надежно подсчитать истинную концентрацию молекул кремнекислоты в воде и определить действительный коэффициент фазового равновесия слабой кислоты. [c.161]

Применение этих испытаний, основанных на нарушении определенного равновесия, возможно лишь в отсутствие неорганических оснований, а также щелочных и щелочноземельных солей слабых кислот, реагирующих вследствие гидролиза подобно щелочам. Органические азотсодержащие основания можно выделить из водных растворов их солей, применяя подщелачивание аммиаком и последующую экстракцию эфиром, хлороформом и др. Рекомендуется применять аммиак, так как он полностью удаляется при испарении органического растворителя и нагревании остатка до П0°. При работе с органическими веществами, которые сгорают без остатка или у которых остаток после прокаливания не содержит окислов или карбонатов, положительная реакция при проведении исследования с равновесными растворами безусловно указывает на наличие органических оснований. [c.148]

Растворение малорастворимых солей, представляющих собой соли слабых кислот и сильных оснований. Малорастворимая соль находится в равновесии с водным раствором, содержащим ионы металла и анионы слабой кислоты, Последние частично гидролизуются с образованием молекул слабой кислоты и гидроксильных ионов. Повышение pH раствора за счет гидролиза анионов кислоты препятствует дальнейшему гидролизу, и процесс приостанавливается. В результате этого лишь небольшая часть анионов кислоты подвергается гидролизу и заметного растворения соли не происходит. [c.35]

Рассмотренный способ вычислений является общим как для растворов незаряженных молекулярных кислот (НА), так и для растворов слабых катирнокислот (ВН+), полученных в результате протонирования слабых оснований. Все количественные зависимости, используемые при расчете равновесий в водных растворах слабых кислот, в полной мере справедливы и для расчета равновесий в водных растворах заряженных катионокислот при условии, что свободные слабые основания в растворе отсутствуют (Св = 0). Если мы имеем соль ВНА, анион А которой не проявляет кислот-но-основных свойств в водном растворе, то катион ВН+ [например, [c.27]

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]

Сн+=К 10 =10 кмоль/м (pH 4,5). Это означает, что водный раствор NH l имеет кислую реакцию (pH < 7). Следовательно, водный раствор при гидролизе соли, образованной слабым основанием и сильной кислотой, имеет кислую реакцию. Рассмотрим реакцию между сильным основанием NaOH и слабой кислотой H N, которая проходит по типу равновесия (11.3) [c.122]

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]

Соль слабого основания. Аналогично предыдущему нахбдят и ёначение pH водного раствора соли, например NH4 I, полученной при взаимодействии слабого основания и сильной кислоты — NH3 и НС1. Так как водный раствор NH3 —слабое основание, т. е. равновесие [c.58]

Ввиду димеризации молекул (Н Р ) кислота является слабой. По величине константы равновесия (Н) можно судить о том, что в растворе НР содержится больше ионов НР", чем ионов Р . При нейтрализации водного раствора кислоты сначала образуется кислая соль, например гидродифторнд калия КИР г, затем нормальный фторид КР. Для НР характерно образование кристаллических соединений, которые хорошо плавятся и кристаллизуются без разложения, например КР-НР, КР-2НР, КР-ЗНР и КР-4НР с водородными связями между фторнд-ионом Р и НР. Соли плавиковой кислоты — фториды — ядовиты. [c.341]

Деление электролитов на слабые, средние и сильные носит условный характер, так как степень диссоциации зависит от природы электролита и растворителя, от концентрации и температуры раствора. Водные растворы различных солей, кислот и оснований одной и той же концентрации в разной степени диссоциируют на ионы. На степень диссоциации существенно влияет присутствие одноименных ионов в растворе. Так, если в растворе имеется u lj, то равновесие системы [c.107]

В Круглодонную колбу, снабженную шариковым холодильником, помещают 5,0 г 2,4-динитрохлорбензола, 50 мл диметилсуль-фоксида и 18 мл 25%-ного водного раствора аммиака. Содержимое осторожно нагревают до кипения на электрической плитке закрытого типа и слабое кипение поддерживают в течение 3 ч. Затем слегка охлажденную реакционную массу вливают в 300 мл холодной воды. Выпавший в осадок 2,4-динитроанилнн отфильтровывают на воронке Бюхнера, промывают водой до нейтральной реакции по индикаторной бумажке и влажный продукт перекристаллизовывают из 5%-ной соляной кислоты. Для перекристаллизации берут 50 мл раствора кислоты и около 0,2 г активированного угля. Так как 2,4-динитроаналин является весьма слабым основанием, то равновесие гидролиза его солянокислой соли практически полностью смещено в сторону свободного основания, поэтому при охлаждении выпадает очищенный целевой продукт. [c.232]

Нитроалканы характеризуются весьма высокой реакционной способностью. В водных растворах первичные и вторичные нитроалканы находятся в равновесии с их таутомерными аци-формами, представляющими собой псевдокислоты. Они слабо растворимы в воде аци-форма растворима лучше и может обратимо реагировать со щелочами с образованием растворимых в воде солей. Концентрированные щелочи и безводные амины превращают нитроалканы в триалкилизоксазолы. Нитрометан очень чувствителен к действию щелочей. Едкий натр и едкое кали превращают его в метазоновую кислоту HON = СНСН = N< [c.413]

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]

Теория электролитической диссоциации предусматривает гидро. шз солей слабых кислот и слабых оснований в водном растворе. Ионы растворителя соединяются с нонами растворенного электролита, — нолучаюгся иеиониаированные молекулы слабой кислоты или слабого основания. По этой причине равновесие ионизации воды [c.134]

Классическим и традиционным методом извлечения кислых компонентов является экстракция водными и спиртовыми растворами щелоче при нормальных условиях или при нагревании [1, 2]. Чаще всего его применяют для извлечения кислых соединени из низко- и среднекипящих дистиллятов [3—5], значительно реже — для экстракции кислот и фенолов из нефтей [6, 7] вследствие образования сто11ких эмульси из-за сорбции на границе раздела фаз солей высокомолекулярных кислот. Поскольку метод базируется па реакции нейтрализации и в значительной степени зависит от кислотно-основного равновесия системы, положительный эффект достигается только для сильных кислот. Извлечение слабых кислот и фенолов достигает 10—20 % нри экстракции водной щелочью и 90 % при многократной экстракции спиртовой щелочью, при этом общее количество выделенных кислот на 40—50 % превышает их количество в исходной нефти [6, 8]. Менее расирострапены методы извлечения кислых компонентов экстракцией диметилформамидом [9], водным раствором фосфорнокислого натрия [10], серной кислотой [11], нине- [c.41]

Водный раствор соли сильного основания и слабой кислоты, например ЫаСЫ, имеет основную реакцию. Это свойство связано с явлением, называемым гидролизом однако равновесие в данном случае носит тот же характер, что и для диссоциации слабой кислоты. [c.119]

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]

Гидроокись аммония ЫН40Н. Водный раствор аммиака также осаждает из растворов солей закиси железа гидрат закиси, окисляющийся до Ре(ОН)з. При этом имеет место неполное осаждение, так как МН40Н, как слабое основание, не может создать [0Н ], необходимую для полного осаждения Ре(0Н)2, произведение растворимости которой является не очень малой величиной, равной 5- 10 . При добавлении к реакционной смеси, прищедшей в равновесие, продукта реакции — соли аммония — равновесие сдвигается в сторону образования исходных веществ и осадок Ре (ОН) 2 растворяется. Подобное же явление наблюдалось нами и при осаждении гидроокисью аммония Лlg(0H)2 и Мп(0Н)2, которые обладают также не очень малыми значениями ПР. Поэтому Ре + так же, как Мп +, относятся ко 2-й подгруппе 3-й группы катионов. Однако нужно иметь в виду, что содержащий Ре2+ раствор, который получен при растворении Ре (ОН) 2 в соли аммония, постепенно выделяет Ре(ОН)з в результате окисления Ре + в Ре + кислородом воздуха. Аналогичное явление наблюдается и для Мп2+, кото-рый в указанных выще условиях дает осадок марганцоватистой кислоты НгМпОз, или МпО(ОН)2. [c.125]

Раствор соли слабой кислоты и слабого основания. В водном растворе соли ВНА, образдванной слабой кислотой НА и слабым основанием В, существуют следующие основные равновесия ВН -ЬНгО НзО- -fB А"-f Н3О НА-f HjO [c.33]