Вычисление pH растворов слабых кислот и оснований

Таблица 3.6. Формулы для приближенного вычисления pH и рОН в растворах слабых кислот и оснований

Для вычисления pH слабых кислот и оснований, а также растворов их солей, подвергающихся гидролизу, необходимо учитывать соответствующие константы диссоциации [c.431]

ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ, ВЫЧИСЛЕНИЕ pH РАСТВОРОВ СИЛЬНЫХ И СЛАБЫХ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ [c.56]

Поэтому при вычислении pH здесь исходят из уравнения константы ионизации соответствующей слабой кислоты. Для расчета кривой титрования необходимо вывести три формулы а) расчет [Н+] (pH) до титрования, т. е. в растворе слабой кислоты б) расчет [Н+] (pH) в процессе титрования, когда в растворе присутствует слабая кислота и ее соль и, наконец, в) расчет [Н+] (pH) в точке эквивалентности, когда в растворе находится только соль слабой кислоты и сильного основания. Прежде всего рассчитаем [Н+] и pH в растворе слабой кислоты НАп. Кислота ионизирует в растворе [c.261]

При вычислении pH слабых кислот и оснований, а также растворов их солей, подвергающихся гидролизу, [c.199]

Вычисление концентрации ионов водорода в растворах слабых кислот и оснований [c.66]

Для вычисления pH слабых кислот и оснований, а также растворов их солей, подвергающихся гидролизу, необходимо учитывать соответствующие константы диссоциации. Электрод, опущенный в анализируемый раствор, должен быть индикаторным по отношению к концентрации ионов водорода. На поверхности такого электрода устанавливается равновесие [c.195]

Вывод уравнений для вычисления активности ионов ОН в растворе слабого однокислотного основания в присутствии соли, содержащей одноименный с основанием катион, делается так же, как и при вычислении активности ионов Н в растворе слабой одноосновной кислоты в присутствии соли этой же кислоты (см. стр. 134). Если этот вопрос рассмотреть на равновесии в растворе, содержащем гидрат окиси аммония и хлористый аммоний (NH OH- -NH l), то формула для вычисления активности ионов ОН будет [c.140]

В литературе описаны способы вычисления концентрации водородных ионов в водных растворах слабых кислот или оснований с применением очень сложных и неудобных формул, также учитывающих собственную диссоциацию воды 4 [c.19]

Титрование слабых кислот. При титровании раствора слабой кислоты рабочим раствором сильного основания получается соль, имеющая щелочную реакцию вследствие гидролиза. Поэтому необходимо применять индикатор с рТ>7 (слабый индикатор). Более точная характеристика получается путем вычисления pH в точке эквивалентности. [c.312]

Это уравнение третьей степени по [НзО ] не всегда просто решить, вот почему каждый раз, когда это возможно, для вычисления рН раствора слабой кислоты или слабого основания пользуются приближениями. Всегда необходимо проверять выполнимость этих приближений. [c.244]

Полученное, выше выражение приводит к квадратному уравнению относительно х, решение которого дает [Н ] = 1,89 10 Можно, однако, воспользоваться намного более простым и вместе с тем достаточно точным приближенным методом вычисления искомой концентрации, который основан на предварительной оценке порядка ее величины. Мы уже знаем, что концентрация протонов х в растворах слабых кислот чрезвычайно мала по сравнению с исходной концентрацией кислоты (например, в уксусной кислоте X составляет величину порядка 1% от исходной концентрации кислоты). Это означает, что в рассматриваемом примере можно воспользоваться приближенным равенством 0,2 М - х = = 0,2 М. После этого остается найти х из довольно простого соотношения [c.268]

Вычисление pH слабых кислот и оснований. Водородный показатель растворов слабых кислот и оснований наиболее просто вычисляется из концентрации раствора и константы диссоциации растворенного электролита (см. уравнение(5), стр. 127) [c.145]

Вычисление pH растворов слабых кислот и оснований. [c.34]

Однако при вычислениях степени диссоциации слабых кислот и оснований в их очень разбавленных водных растворах необходимо учитывать влияние на этот процесс концентрации водородных или гидроксильных ионов, образующихся в результате диссоциации самой воды. Поэтому концентрация водородных ионов в растворе слабой кислоты. фактически несколько больше, чем аС. Обозначим общую концентрацию водородных ионов через [Н+], тогда уравнение (2) принимает следующий вид . [c.25]

По указанным соображениям в современной теории кислот и оснований нет необходимости применять термин "гидролиз", который обозначает только частный случай реакции протолиза. Это тем более обосновано, что при вычислении значений pH растворов слабой молекулярной кислоты (например, СНЗСООН) и слабой катионной кислоты (например, ЫН+ — гидролиз NH 1) используют одни и те же математические зависимости (гл. 3). Это касается также случаев вычисления pH раствора слабого молекулярного основания (например, МН ), с одной стороны, и слабого анионного основания (например, СНЗСОО - гидролиз ацетата натрия) — с другой. [c.40]

Вычисление pH растворов слабых оснований базируется на таком же рассуждении, как то, которое мы применяли в случае растворов слабых кислот. Если принять, что единственным источником ионов гидроксила служит реакция [c.89]

Смешение эквивалентных количеств сильной кислоты и слабого основания или слабой кислоты и сильного основания ведет к системе, которую можно соответственно трактовать как раствор слабой кислоты (сопряженной со слабым основанием) или как раствор слабого основания (сопряженного со слабой кислотой) вычисление pH таких систем уже обсуждалось в разд. 3-3, 3-4 и 3-5. [c.136]

Вычисление pH или [Н+] раствора слабой кислоты после прибавления определенного количества соли той же кислоты или после частичной нейтрализации ее сильным основанием (совершенно аналогично решается вопрос о pH и [ОН ] раствора слабого основания). [c.71]

Уравнение (3) показывает также, что в растворе, содержащем эквивалентные количества слабой кислоты и сильного основания, гидроксильные ионы вступают в реакцию неполностью, и, следовательно, в момент эквивалентности концентрация ионов ОН больше концентрации ионов Н3О+. Следовательно, pH раствора больше 7. Для вычисления концентрации ионов водорода и pH в момент эквивалентности напишем выражение константы равновесия для реакции (3) [c.95]

Вычисление количества соли данной слабой кислоты, которое следует добавить к раствору слабой кислоты или слабого основания, чтобы обеспечить определенную величину pH. [c.71]

Учитывая, что вывод формулы для вычисления в растворах слабых оснований полностью соответствует выводу, сделанному для вычисления а +в растворах слабых кислот (стр. 127—128), приводим окончательную формулу для вычисления Оон- в растворе гидроокиси аммония [c.132]

Пример 1. Найти зависимости между ошибкой вычисления pH раствора слабых кислот и оснований по приближенным формулам (2.25) и (2.33), сте-, пенью ионизации к и соотношением С/К кислот и оснований. [c.29]

Решение. Так как в растворе слабая кислота и слабое основание находятся в эквивалентных количествах, то для вычислений можно использовать любое из уравнений (2.123) или (2.127). По уравнению (2.123) получим = [c.50]

Формулы для вычисления pH растворов слабых кислот и оснований [c.38]

Следует обратить внимание на то, что при нейтрализации сильной кислоты сильным основанием pH в точке эквивалентности не зависит от концентрации полученного раствора. В случае нейтрализации слабой кислоты pH зависит не только от константы ионизации кислоты, но и от концентрации. Обратимость реакции нейтрализации при титровании слабых кислот сильными основаниями не препятствует проведению объемного анализа, но титрование здесь должно вестись не до нейтральной реакции раствора, а до вычисленного pH в точке эквивалентности. [c.97]

При вычислениях pH в растворах слабых кислот и оснований ввиду малой концентрации ионов Н+ и ОН рН =-=— 1 1Н+ и рОН =— 1ё10Н-[, т. к. для таких растворов можно принять 1н+ = 1 и но 1. [c.58]

При рассмотрении условий титрования углекислого натрия было показано, что при нейтрализации по фенолфталеину Na O, реагирует с кислотой не полностью. Таким образом, если нормальность рабочего раствора целочи устанавливают, как обычно (по НС1 или по H OJ, с метилоранжевым, а затем этот раствор щелочи применяют для определения слабой кислоты с фенолфталеином, результаты получаются неправильньши. Для избежания этой ошибки применяют различные методы. Проще всего непосредственно перед определением слабой кислоты отобрать пипеткой 25 мл 0,1 н. соляной кислоты и оттитровать ее данным рабочим раствором едкой щелочи в присутствии фенолфталеина. На основании результатов этого титрования вычисляют нормальность раствора едкой щелочи (по фенолфталеину) для вычисления содержания слабой кислоты пользуются этим коэффициентом нормальности. [c.340]

Кривые титрования в реакциях нейтрализации показывают изменения pH раствора в зависимости от расхода реагента. Отдельные точки кривой титрования можно рассчитать по формулам для вычисления pH электролитов. Так, при вычислении pH растворЯ сильных кислот или оснований, пре небрегая ионной силой раствора, концентрации ионов Н+ или 0Н можно приравнять к общей концентрации кислоты или щелочи. Для вычисления pH слабых кислот и оснований, а также растворов их солей, подвергающихся гидролизу, учитывают соответствующие константы диссоциации. [c.113]

При построении кривой титрования слабой кислоты необходимо вычислять pH раствора самой кислоты, сопряженного с ней основания и их смеси подобные расчеты необходимы и при построении кривой титрования слабого основания. Способы вычи тения pH раствора слабой кислоты и сопряженного основания рассмотрены в гл. 3. Вычисление pH растворов, содержащих заметные количества сопрялсенной кислотно-основной пары, рассматривается в следующем разделе. [c.220]

В водном растворе слабой кислоты при отсутствии сопряженного основания (следовательно, при Сд = 0) при СихКа Ы0 концентрация ионов [Н3О+] [ОН-]. Учитывая эти условия при суммировании правой части уравнения (2.16), значением [ОН-] можно пренебречь и получить простое уравнение для вычисления концентрации ионов Н3О+ [c.26]

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]

Следовательно, на практике для вычисления pH растворов слабых кислот и оснований можно использовать приближенные формулы (2.25), (2.33) и (2.34), когда или Сна/Я,, 1-103 Свн Ка> -Ш, Св1Кь 1-10 Са1Кь> [c.30]

Перейдем теперь к титрованию слабых кислот сильными основаниями. При вычислении pH, очевидно, уже нельзя концентрацию Н+-И0Н0В приравнивать к общей концентрации кислоты в растворе, так как главная масса ее присутствует в виде неионизированных молекул и только незначительная часть ионизирует с образованием Н+. [c.261]

Для вычисления pH раствора, содержащего ЫН4 и ЫНз, следует учитывать влияние на равновесие диссоциации слабого основания ЫНз общего иона ЫН Вместо этого можно учитывать влияние ЫНз на равновесие диссоциации слабой кислоты ЫН В любом случае получится одинаковый результат. Воспользуемся реакцией, обратной реакции (16.4), и, обозначив равновесную концентрацию ОН" через х, запищем концентрации всех частиц, участвующих в этой реакции [c.113]