Диссоциация слабых кислот в растворах солей

Кислотно-основное титрование (иногда называется также методом нейтрализации). В качестве рабочих титрованных растворов (реактивов) применяют обычно кислоты и щелочи. Определять этим методом можно кислоты, щелочи, соли слабых кислот и соли слабых оснований, а иногда также вещества, которые реагируют с такими солями. Если в растворе содержится несколько компонентов, имеющих различные кислотно-основные свойства, нередко возможно раздельное определение таких компонентов в их смеси. Применение неводных растворителей (спирт, ацетон и т. п.), в которых степень диссоциации кислот и оснований сильно изменяется, позволяет расширить число веществ, которые можно определять титрованием кислотами или основаниями. -% [c.272]

Из расчета pH буферного раствора следует, что pH определяется константой диссоциации слабой кислоты или слабого основания и соотношением концентраций соли и кислоты (основания). Если буферный раствор приготовлен из эквивалентных количеств кислоты и ее соли, то Скисл/Ссоль 1 и pH раствора равен [c.198]

Выведите формулы для расчета концентраций ионов Н+ и ОН" и pH растворов всех типов гидролизующихся солей через ионное произведение воды Кщ, константу диссоциации слабой кислоты и слабого основания. Каковы границы применимости выведенных соотношений От каких факторов зависят концентрации ионов водорода и гидроксила и pH растворов солей, подвергающихся гидролизу Как изменяются [c.80]

Реакция нейтрализации протекает не только в водных, но и в неводных растворах. Химическая природа неводного растворителя влияет на состояние ионов в растворе и на степень диссоциации. Одно и то же вещество может быть в одном растворителе солью, в другом кислотой, в третьем основанием. Например, ацетат аммония в воде — соль, в аммиаке — кислота, в уксусной кислоте — основание. Хлорид аммония в воде вследствие гидролиза является слабой кислотой (и солью), в жидкой фтористоводородной кислоте — основанием, в жидком аммиаке — сильной кислотой. Амид калия в уксусной кислоте — слабое основание, в воде — сильное основание, в жидком аммиаке — очень сильное основание. Амид калия в жидком аммиаке — более сильное основание, чем гидроокись калия в воде. [c.444]

При работе с биологическими веществами следует поддерживать постоянные значения pH. Стабилизация pH достигается с помощью буферных растворов. В присутствии нейтральных солей диссоциация слабых кислот и оснований не зависит от разбавления. Рассмотрим раствор слабой кислоты НА и ее натриевой соли NaA. Константа равновесия реакции [c.31]

Таким образом, буферная емкость раствора слабой кислоты и ее соли (т. е. раствора частично нейтрализованной слабой кислоты) максимальна, когда концентрация ионов Н+ равна константе диссоциации слабой кислоты. Подставляя равенство (X. 34) в уравнение (X. 33), получаем уравнение для расчета максимальной буферной емкости раствора слабой кислоты и ее соли [c.603]

Вычислите pH 0,01 н. раствора соли, образованной одноосновными слабой кислотой и сильным основанием, если константа диссоциации слабой кислоты равна /Скисл=Ы0" . [c.155]

Приведенные уравнения называются буферными и приложимы к любой буферной смеси. Из этих уравнений видно, что концентрация ионов водорода в буферном растворе зависит от константы диссоциации слабой кислоты (или слабого основания) и соотношения концентрации кислоты (или основания) и соли. Отношение [c.56]

Таким образом, какова бы ни была концентрация каждого из входящих в состав электролита ионов, их произведение в насыщенном растворе имеет постоянную характерную для каждого электролита величину, определяющую его растворимость Эта постоянная называется ионным произведением растворимости. Если один из множителей ионного произведения увеличить в я-е число раз прибавлением соли с одинаковым ионом, то во столько же раз понизится концентрация другого иона, и диссоциация уменьшится. При этом образуется некоторое новое количество недиссоциирован-ных молекул, которые вследствие насыщенности раствора выпадут в осадок. Полная растворимость электролита слагается из концентрации его недиссоциированных молекул и концентрации ионов, определяемой ионным произведением. Концентрация растворенных молекул при данной температуре есть величина постоянная, поэтому полная растворимость может изменяться лишь за счет изменения степени диссоциации. Следовательно, путем добавления другого электролита, увеличивающего либо понижающего концентрацию одного из ионов первого электролита, можно уменьшать либо увеличивать его степень диссоциации, а следовательно, и растворимость. Таким образом, присутствие электролита, имеющего общий с данным электролитом ион, вызывает уменьшение его диссоциации, а в соответствии с этим и уменьшение растворимости. Пользуясь этим обстоятельством, можно произвольно регулировать степень диссоциации слабых кислот (или щелочей) и в соответствии с этим изменять кислотность (или щелочность) раствора. [c.379]

Определение константы диссоциации слабой кислоты. Для определения классической константы диссоциации слабой кислоты (Кс) используют буферные смеси исследуемой кислоты и ее соли. Например, для определения константы диссоциации салициловой кислоты используют смеси салициловой кислоты (НА) и салицилата натрия (ЫаА) приблизительно в равных концентрациях. При этом готовят серию растворов, чтобы иметь возможность определения Кс как среднего арифметического или Ка как экстраполяционного значения на бесконечное разбавление. [c.187]

Выведите формулы для расчета концентраций ионов Н+ и ОН- и pH растворов гидролизующихся солей всех типов, используя ионное произведение воды и константу диссоциации слабой кислоты и слабого основания. [c.218]

Если добавить раствор, содержащий ионы +, то [М + ] увеличится. Даже тогда, когда ионы содержатся не в эквимолярных концентрациях, значение произведения растворимости остается прежним. Так что произведение [М + ] [A ] не превысит значения /( р, а ионы M + попросту покинут раствор в виде твердой соли МА. Следовательно, добавление раствора, содержащего ионы М +, приводит к осаждению твердой соли МА прибавление раствора, содержащего ионы A ", также сопровождается образованием осадка. Осаждение твердого вещества при добавлении раствора электролита, содержащего общий ион с этим веществом — пример проявления эффекта общего иона. Другой пример проявления эффекта — изменение концентрации ионов, появившихся в результате диссоциации слабой кислоты в присутствии раствора, содержащего один из этих ионов (разд. 12.7.14). [c.298]

Титрование смеси кислот и двухосновных кислот. Кривая изменения электропроводности при титровании смеси сильной и слабой кислот сильным основанием имеет впд совмещенных кривых титрования сильной кислоты и слабой кислоты (рис. 106, б). Первой нейтрализуется сильная кислота. Вследствие присутствия в растворе сильной кислоты диссоциация слабой кислоты подавлена и вклад ее в общую электропроводность раствора незначителен. В первой точке эквивалентности в растворе будет находиться слабая кислота и соль сильной кислоты, концентрация которой при дальнейшем титровании не изменяется. Поэтому после первой точки эквивалентности будет происходить титрование слабой кислоты. Количество щелочи, израсходованное на титрование сильной кислоты, соответствует отрезку OB, а израсходованное на титрование слабой кислоты — отрезку В С. [c.157]

Следовательно, буферная емкость характеризует способность раствора противодействовать изменению pH при добавлении сильного основания (или сильной кислоты). Как видно из (6.22), буферная емкость является максимальной, если л = О, т. е. при услов и, что кислота НА и ее соль МА находятся в смеси в эквимолекулярном соотношении. Уравнение (6.20) показывает, что при этом pH == р/Скисл или, иначе, что концентрация ионов водорода в растворе численно равна константе диссоциации слабой кислоты НА [c.131]

Из формулы видно, что степень гидролиза соли сильного основания и слабой кислоты тем больше, чем больше ионное произведение воды (которое увеличивается с повышением температуры раствора), чем меньше константа диссоциации слабой кислоты и чем меньше концентрация соли. С разбавлением гидролиз увеличивается. [c.62]

Если к раствору слабой кислоты добавлена соль этой кислоты и сильного основания, которая хорошо диссоциирует на ионы, то диссоциация кислоты подавляется и концентрацию молекул СН3СООН можно считать в первом приближении равной концентрации всей находящейся в растворе уксусной кислоты. С другой стороны, поскольку соль СНдСООЫа является сильным электролитом, концентрацию ионов СНзСОО можно считать равной концентрации всей растворенной соли. На основа НИИ сказанного получаем [c.492]

Среда буферного раствора, например ацетатного, определяется константой диссоциации слабой кислоты и концентрацией ее соли [c.329]

Во втором случае скачок потенциала в эквивалентной точке выражен менее резко (рис. 28). Такой ход кривой титрования объясняется неполной диссоциацией слабых кислот и образованием в ходе титрования буферной смеси слабой кислоты и ее соли с сильным основанием. Ввиду неполной диссоциации слабой кислоты pH раствора выше, чем для эквивалентного раствора сильной кислоты. Точка эквивалентности из-за гидролиза образовавшейся при титровании соли слабой кислоты и сильного основания лежит в щелочной области. Таким образом, существование класса слабых кислот и оснований позволяет по- [c.192]

Кажущаяся константа диссоциации кислоты К зависит от концентрации солей. По мере приближения концентраций электролита и кислоты к нулю К стремится к К- В этой главе будет использоваться К без штриха для обозначения как предельной величины константы диссоциации, так и ее величины при некотором частном значении ионной силы раствора, поскольку с точки зрения термодинамики в обоих случаях это истинные константы равновесия. В исследованиях, где рассматриваются константы диссоциации слабых кислот, часто бывает удобно использовать величину рК, представляющую собой десятичный логарифм от константы диссоциации, взятый со знаком минус [c.212]

Вычисление 1Н 1 н pH в буферных растворах слабых кислот и их солей. Зная константу диссоциации слабой кислоты, нетрудно вычислить pH буферного раствора. Диссоциация уксусной кислоты протекает по уравнению [c.113]

Плодотворность применения термодинамического метода к определению констант диссоциации, а также к изучению диссоциации слабых кислот в данном растворите.ле и в растворах солей с использованием результатов измерений электродвижущих сил элементов без жидкостных соединений [c.585]

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]

При титровании слабых кислот сильным основанием (или слабого основания сильной кислотой) ход кривой искажается гидролизом соли, образующейся при титровании (рис. 6.2, б) что уменьшает диссоциацию слабой кислоты, вследствие чего вначале проводимость раствора падает. С накоплением соли в растворе вследствие его гидролиза [c.93]

В различных областях химии и технологии большое значение имеют буферные растворы. Эти растворы представляют собой чаще всего смеси слабых кислот с солями слабых кислот. Для количественного анализа буферные растворы представляют интерес в связи с титрованием слабых кислот или их солей, так как в процессе нейтрализации образуется раствор, содержащий часть свободной кислоты и некоторое количество соли этой кислоты. Соли сильных кислот практически не влияют на диссоциацию оцноименных кислот так, например, хлористый натрий не изменяет pH раствора соляной кислоты. Между тем, соль слабой кислоты сильно понижает диссоциацию соответствующей одноименной кислоты. [c.300]

Буферное действие состоит в том, что диссоциация слабой кислоты существенно подавлена высокой концентрацией одноименных анионов. Например, при добавлении основания происходит в основном переход кислотьг в соль без образования добавочного большого количества ионов Н3О+ в отличие от шндивидуальных растворов кислот. [c.146]

В результате полной диссоциации соли находится большое количество анионов СНзСООкоторое практически полностью подавляют диссоциацию слабой кислоты. Если к такому раствору добавить сильную кислоту, то ионы водорода будут соединяться [c.128]

Следует обратить внимание на то, что ранее для расчета концентрации гидроксид-ионов в точке эквивалентности при титровании уксусной кислоты щелочью была выведена та же самая формула, связывающая константу диссоциации слабой кислоты, концентрацию ее аниона или соли, ионное произведение воды с концентрацией гидроксид-ионов. Оказывается, что pH 0,0] М раствора ЫаСНзСОО и pH раствора, полученного прибавлением к 0,01 М СН3СООН эквивалентного количества щелочи, одинаковы. [c.312]

Вторая запись отражает уже не реакцию гидролиза, а диссоциацию комплексного иона как слабой кислоты. Однако п связи с тем, что справочных данных по константам диссоциации слабых кислот и оснований намного больше, чем по константам диссоциации комплексных акваионов, для вычисления концентрации ионов водорода в водных растворах солей приходится пользоваться уравнениями, записанными как реакция гидролиза с участием негидратированных ионов. [c.318]

Ион Н+ не занимает определенного места в ряду. Для почв, грунтов, белковых веществ и многих других объектов он стоит перед А1 +, тогда как для других ионитов он располагается в конце ряда. Эти особые свойства Н+ часто связаны с тем, что обменный комплекс образуется в результате диссоциации слабых кислот (поликремниевых, гуминовых), характеризующихся прочной связью кислотного остатка с Н+ (водородной связью). В то же время соли этих кислот обычно хорошо диссоциированы. Поэтому Н+ вытесняет легко все остальные катионы из внешней обкладки и в почвах, даже в нейтральных растворах (при pH =6,5), занимает около половины мест в обменном комплексе. Такая же прочная связь присуща и слабокислотным (карбоксильным) высокомолекулярным ионитам, тогда как для ионитов сильнокислотного типа (например, с фиксированными группами Н50зН)Н+ не обладает высокой энергией связи и расположен в конце ряда среди одновалентных катионов. [c.174]

Измерение э. д. с. гальванических цепей применяется как метод точного определения pH, активности растворов электролитов, произведения растворимости труднорастворимых солей, для расчета констант и степени диссоциации слабых кислот и оснований, ри изучении реакций нейтрализации и гидролиза. На практике наибольшее распространение приобрел электрометрический метод определения кон-центрациа водородных ионов. Как известно, такая задача встречается очень часто не только в химии и химической технологии, но и в целом ряде других научных дисциплин биохимии, физиологии, геологии, почвоведении и т. д. [c.117]

В раствор чистой кислоты концентрации ионов водорода Н+ и анионов А одинаковы. Когда в растворе присутствует соль этой кислоты МА, диссоциирующая нацело, равновесие оказывается сдвинутым влево. Иначе гопоря, диссоциация слабой кислоты полностью подавляется. Поэтому концентрация анионов А- в растворе без большой ошибки может быть принята равной аналитической концентрации соли МА, в то время как концентрация недиссонированных молекул слабой кислоты НА практически совпадает с ее исходной аналитической концентрацией. [c.129]

Гальбан и Кортюм [416] определяли степень диссоциации а-динитро-фенола (1, 2, 4) путем сравнения величин поглощения растворов этой кислоты с величинами, поглощения растворов ее щелочных солей при той же ионной силе. Так как при данной стехиометрической концентрации с поглощение в растворе кислоты —fea, а в растворе соли—ge, то степень диссоциации а равна отношению этих величин. В случае небуферного раствора кислоты имеет место следующее выражение для константы диссоциации слабой кислоты HR [c.468]

При построении кривой титрования смеси сильной и слабой одноосновных кислот (или, соответственно, оснований) с одинаковой начальной концентрацией до начала титрования и в процессе титрования до первой точки эквивалентности сильная кислота подавляет диссоциацию слабой кислоты и можно принять, что [Н + ] раствора равна концентрации сильной кислоты. Таким образом, расчет и построение участка кривой до первой точки эквивалентности аналогичны случаю титрования индивидуального раствора сильной кислоты. В первой точке эквивалентности в растворе находятся негидролизующаяся соль и слабая кислота, поэтому далее [Н+] вычисляют аналогично случаю титрования слабой одноосновной кислоты. На кривой титрования смеси сильной и слабой одноосновных кислот величина первого скачка, соответствующего титрованию сильной кислоты, меньше, чем в случае титрования индивидуальной сильной кислоты. Это объясняется 1) наличием в растворе в первой точке экви- [c.220]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология