Равновесие в растворах гидролизующихся солей

При повышении температуры раствора гидролиз соли сильно возрастает. Это связано с тем, что при нагревании степень диссоциации воды возрастает, вследствие чего увеличивается концентрация ионов Н и ОН. Это и усиливает взаимодействие ионов солн с указанными ионами. Например, при кипячении раствора А1(СНзСОО)з эта соль, в результате гидролиза, превращается в гидроксид А1(0Н)з. Аналогично этому получается и с РеС1з, что было отмечено выше. Большое влияние оказывает и реакция среды, ее pH. Например, равновесие гидролиза [c.218]

Известно, что увеличение концентрации соли (иона) смещает равновесие гидролиза вправо. Добавление воды также должно смещать равновесие вправо, но ведь добавление воды равносильно уменьшению концентрации иона. Как выйти из противоречия Зависит ли pH раствора гидролизующейся соли от ее концентрации [c.78]

Глава III КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ РАВНОВЕСИЯ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ СОЛЕЙ. ГИДРОЛИЗ СОЛЕЙ [c.55]

Теория электролитической диссоциации позволила дать научное определение понятиям кислота , основание , буферная емкость раствора , создать теорию индикаторов, объяснить процессы ступенчатой диссоциации, гидролиза солей и т. д. Ниже рассмотрены некоторые примеры приложения это["1 теории к химическому равновесию в растворах. [c.38]

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]

РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ГИДРОЛИЗУЮЩИХСЯ СОЛЕЙ Вопросы для самопроверки [c.16]

Вследствие обратимости реакции гидролиза в растворах гидролизующихся солей устанавливается равновесие, которое в большинстве случаев резко сдвинуто влево. Гидролиз карбоната натрия практически не пойдет дальше 1=й ступени. [c.152]

В разд. 5-6 мы вычисляли pH раствора слабой кислоты, а в разд. 5-8-pH раствора соли такой кислоты и сильного основания. Эти расчеты и рассмотрение буферов, упоминавшихся в разд. 5-7, представляют собой различные предельные случаи общей задачи определения pH раствора, содержащего моль-л" слабой кислоты и моль-л" ее соли с сильным основанием, причем и могут изменяться от нуля до значительных концентраций. В задачах с растворами слабых кислот, разумеется = 0. При расчетах, связанных с константой гидролиза, наоборот, = 0. В задачах с буферными растворами полагается, что с и имеют соизмеримую величину. Все эти частные случаи довольно просто поддаются математическому описанию, поскольку можно делать различные упрощающие предположения, пренебрегая малыми величинами, добавляемыми к большим членам уравнений или вычитаемыми из них. В областях, промежуточных между этими предельными случаями, математическое описание усложняется, хотя химическая суть явлений остается прежней. Целесообразно, однако, вывести общие уравнения, чтобы показать, как можно получить из них более простые и что все три частных случая равновесий — растворы слабых кислот, гидролиз и буферные растворы-различные аспекты одного и того же явления. [c.473]

Известно, что при увеличении концентрации соли (иона) равновесие реакции гидролиза смещается вправо. Как объяснить такое противоречие, что при добавлении воды равновесие также смещается вправо, хотя добавление воды равносильно уменьшению концентрации иона. Зависит ли pH раствора гидролизующейся соли от ее концентрации Можно ли смешать вправо равновесие реакций гидролиза увеличением концентрации соли [c.319]

Если в раствор гидролизующейся соли ввести реактив, связывающий образовавшиеся при гидролизе ионы Н" или ОН , то в соответствии с принципом Ле Шателье равновесие смещается в сторону усиления гидролиза в результате гидролиз может протекать полностью - до образования конечных [c.77]

В подобных случаях часто применяют так называемые гидролитические методы. Раствор, по возможности, нейтрализуют для устранения избытка свободной кислоты. Затем при нагревании обрабатывают раствором соли слабой кислоты, например, уксуснокислого натрия. При нагревании раствора усиливается гидролиз солей алюминия 1 железа с образованием сильной кислоты одновременно усиливается гидролиз уксуснокислого натрия с образованне.м свободной щелочи и молекул слабой уксусной кислоты. При взаимодействии продуктов гидролиза (сильной кислоты и сильного основания) равновесие гидролиза сдвигается и происходит количественное осаждение железа в виде основной уксуснокислой соли [c.97]

Чтобы усилить гидролиз соли, образованной анионом слабой кислоты и катионом сильного основания, необходимо связать полученные в процессе гидролиза свободные ионы гидроксила кислотой. Прибавление кислоты приводит к нейтрализации КОН, и динамическое равновесие сдвигается вправо, т. е. гидролиз усиливается. Если к раствору гидролизующейся соли типа K N прибавить основание, гидролиз замедляется. [c.188]

Прибавление кислоты приводит к нейтрализации основания, и динамическое равновесие сдвигается вправо, т. е. гидролиз усиливается. Если к раствору гидролизующейся соли типа КаС НзОг прибавить основание, то гидролиз замедлится. [c.82]

Если к раствору хромата калия добавить щелочь, то равновесие реакции гидролиза соли вследствие введения одноименного иона ОН", сдвинется влево, и в растворе будут находиться главным-образом ионы СгО . [c.150]

РАВНОВЕСИЕ В РАСТВОРАХ ГИДРОЛИЗУЮЩИХСЯ СОЛЕИ [c.21]

Л РАВНОВЕСИЯ В РАСТВОРАХ ГИДРОЛИЗУЮЩИХСЯ СОЛЕЙ 25. Теоретические основы гидролиза [c.57]

Если катионы и анионы имеют небольшие заряды и значительные размеры, то их поляризующее влияние на молекулы воды невелико, т. с. взаимодействия соли с НаО практически не происходит. Это относится к таким катионам, как К+ и Са +, и к таким анионам, как С1 и N0 . Следовательно, соли сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергаются. В этом случае равновесие диссоциации воды в присутствии ионов соли почти не нарушается. Поэтому растворы таких солей практически нейтральны (рН 7). [c.266]

Разбавим раствор в 10 раз. В первый момент концентрации всех веществ — K N, H N и КОН — уменьшаются в 10 раз. Вследствие этого числитель правой части уравнения константы гидролиза уменьшится в 100 раз, а знаменатель только в 10 раз. Но константа гидролиза, как всякая константа равновесия, не зависит от концентраций веществ. Поэтому равновесие в растворе нарушится. Для того чтобы оно вновь установилось, числитель дроби должен возрасти, а знаменатель — уменьшиться, т. е. некоторое количество соли должно дополнительно гидролизоваться. В результате этого концентрации H N и КОН возрастут, а концентрация K N — уменьшится. Таким образом, степень гидролиза соли увеличится. [c.256]

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]

Для какой-либо гидролизующейся соли определите, по крайней мере, два значения pH раствора при двух температурах. Рассчитав константы равновесия изученных реакций при двух температурах, составьте систему уравнений [c.195]

Если В раствор гидролизующейся соли ввести реактив, связывающий образующиеся при гидролизе ионы Н+ или ОН , то в соответствии с принципом Ле Шателье равновесие смещается в сторону усиления гидролиза в результате гидролиз может протекать полностью — до образования конечных продуктов. При этом ионы Н+ (или ОН ) можно связать в молекулы воды, вводя в раствор не только щелочь (или кислоту), но и другую соль, гидролиз которой приводит к накоплению в растворе ионов ОН- (или П+) ионы Н+ и ОН- будут нейтрализопать друг друга, что вызовет взаимное усиление гидролиза обеих солей и в результате — образование конечных продуктов гидролиза. Например, при смешении растворов ЫзгСОз и AI I3, в которых соответственно имеется избыток ионов 0Н и Н+, взаимное усиление гидролиза приводит к выделению СО2 и образованию осадка А1(0Н)з [c.152]

Прибавление хлорида аммония к раствору Fe U повышает концентрацию ионов Н+ в растворе. Равновесие смешается влево и гидролиз обеих солей снижается. Таким образом, добавление в раствор гидролизующейся соли другой соли, гидролиз которой сопровождается образованием ионов воды, аналогичных возникающим при гидролизе первой, подавляет гидролиз. [c.146]

Таким образом, кислая реакция водного раствора соли объясняется тем, что гидратированный катион теряет протон и акво-группа превращается в гидроксогруппу. В рассмотренном случае могут образоваться и более сложные комплексы, например А1б(ОН)15] , а также комплексные ионы вида (А10(0Н)4] " и А102(0Н)2] . Содержание различных продуктов гидролиза зависит от условий проведения реакции (концентрация раствора, температура, присутствие других веществ). Имеет значение также длительность протекания процесса, так как равновесие при гидролизе солей многозарядных катионов обычно достигается медленно. . [c.270]

При добавлении основания произойдет нейтрализация соляной кислоты, и динамическое равновесие сдвинется вправо, т. е. гидролиз усилится. Если же к раствору гидролизующейся соли типа NH4 I прибавить кислоты, то гидролиз затормозится [c.188]

В данной работе исследованы закономерности ионного обмена в системах, содержащих сульфокатиониты КУ-1 и КУ-2 в водородной и калиевой формах и водные и водно-диоксановые растворы нитратов алюминия и галлия. Выбор диоксана в качестве органического компонента водно-органического растворителя обусловлен нротофильными свойствами диоксана [5], молекулы которого обладают ярко выраженным сродством к протону и, но-видимому, должны способствовать сдвигу равновесия реакции гидролиза солей алюминия и галлия в направлении образования низкозарядных катионов. Диоксан характеризуется низким значением ДП и способностью смешиваться с водой во всех отношениях, что позволяет получать водно-диоксановые смеси, ДП которых колеблется в широких пределах, и проследить влияние ДП растворителя на установление ионообменного равновесия в изучаемых системах. [c.261]

Взаимодействие растворов двух солей, взаимно усиливающих гидролиз друг друга. В растворах Nag Oj и А12(804)з, взятых порознь, устанавливаются равновесия [c.138]

Способность окисей алкиленов присоединять хлористый водород настолько велика, что они осаждают гидроокиси металлов и растворов их хлоридов (Mg lj, РеС1з), связывая получающийся при гидролизе солей хлористый водород и смещая таким образом равновесие между гидроокисью н солью в сторону гидроокиси. [c.303]

Если один из продуктов гидролиза малорастворим, то равновесие резко смещается вправо — вплоть до приобретения реакцией необратимого характера. Например, гидролиз соли Fe lg в водном растворе при нагревании может быть выражен суммарным уравнением [c.65]

Наиболее подходящей средой для осаждения и промывания осадка является раствор ЫН,ОН. Правда, гидроокись аммония довольно слабо диссоциирует следовательно, концентрация ионов ЫН в растворе гидроокиси аммония значительь о меньше, чем в растворе аммонийных солей. Однако наряду с некоторым количеством ионов КН в растворе гидроокиси аммония имеются также ионы ОН из уравнения (4) видно, что гидроксильные ионы сдвигают равновесие гидролиза влево и поэтому растворимость осадка уменьшается. [c.168]

А. Соли образованы однозарядными катионом и анионом, например СНзСООЫН4, NH4 N, НСООЫН4 и некоторые другие. В растворе таких солей и катион, и анион принимают участие в процессе гидролиза. Равновесие в растворе ацетата аммония имеет вид [c.65]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология