Константа диссоциации кислоты в растворах солей, уравнение

Из выведенных общих уравнений вытекает основное положение, что диссоциация сильных в воде электролитов кислот, солей и оснований в неводных растворах подчиняется закону действия масс. Указанные схемы процессов и уравнения, связывающие константы отдельных равновесий с обычными константами диссоциации кислот и оснований, становятся теперь общепринятыми, [c.21]

Для вычисления значений pH буферных растворов и их изменений при введении в такие растворы сильных кислот или оснований пользуются уравнением, включающим концентрацию ионов водорода [Н], концентрации слабой кислоты (Снд) и ее соли (Ска) в буферном растворе, константу диссоциации кислоты Кна, ионное произведение воды Kw и концентрации введенных в данный буферный раствор сильных кислот (Снх) или оснований (Смон). При этом предполагается, что соль слабой кислоты КА и сильные электролиты НХ или МОН диссоциированы полностью. [c.51]

Таким образом, pH, т. е. щелочность раствора соли слабой кислоты и сильного основания увеличивается с уменьшением силы кислоты, т. е. с увеличением рка, и с повышением концентрации. Следует обратить внимание на то, что хотя при увеличении концентрации соли степень гидролиза понижается, однако pH раствора при этом увеличивается. В табл. 66 приведены значения pH, соответствующие константам диссоциации кислот и концентрациям солей из табл. 65 уравнение (13) применимо во всех случаях, в которых применимо уравнение (9) в остальных случаях значения д брались из табл. 65 и вычислялись по уравнению (12). [c.500]

Как видно из уравнения, одновременно связываются ионы Н и ОН , т. е. происходит образование двух слабых электролитов уксусной кислоты и гидрата окиси аммония. Реакция раствора подобных солей зависит от относительной силы образующихся кислоты и основания. Если константа диссоциации основания равна константе диссоциации кислоты (как в данном случае [c.41]

Из уравнения следует, что степень гидролиза солей этого типа не зависит от концентрации раствора и увеличивается с повышением его температуры, так как ионное произведение воды при этом возрастает в большей степени, чем константы диссоциации кислоты и основания. [c.216]

Уравнение (V,10) показывает, что pH буферного раствора, содержащего слабую кислоту и ее соль, зависит от показателя константы диссоциации кислоты и от отношения количества соли и кислоты в растворе. Если такой раствор разбавить водой, то это отношение и pH раствора не изменится, а только [c.56]

Следовательно, концентрация ионов водорода в буферном растворе, содержащем слабую кислоту и ее соль, равна произведению константы диссоциации кислоты ( кисл) на отношение концентрации кислоты и концентрации соли. Логарифмируя это уравнение, получим [c.106]

Зная константу диссоциации кислоты и соотношение количеств соли и кислоты в растворе, можно рассчитать pH буферного раствора по уравнению (6). Для буферной смеси из слабого основания и его соли с сильной кислотой получим соответственно [c.177]

Концентрация водородных ионов в растворе кислой соли зависит от обоих констант диссоциации двухосновной кислоты. После вычислений и введения обычных обозначений получаем [из уравнения (18)] для кислой соли к [c.300]

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]

Из этого соотношения можно найти ионные коэффициенты активности, отнесенные к ионной концентрации т . Для этого необходимы данные о величинах а, полученные из независимых данных, например из электропроводности. В ряде случаев константы диссоциации для сильных электролитов известны. Они известны для растворов ряда кислот, и в частности для соляной кислоты, почти во всех растворителях. Расчеты показали, что в неводных растворах, в тех случаях, когда кривая 1п у не проходит через минимум, кривые 1п Уи все же проходят через минимум. Таким образом, ассоциация является причиной неприложимости уравнения Робинсона — Стокса и отсутствия минимума на кривых (рис. 53). Это обстоятельство показано на многих примерах в работе автора с Ивановой по отношению к солям и на очень большом числе примеров в работе Александрова по отношению к соляной кислоте. [c.209]

Как видно из уравнения реакции, при растворении такой соли в воде анионы слабой кислоты связывают часть ионов Н , образовавшихся при диссоциации воды, в слабо диссоциируемое соединение. При этом концентрация несвязанных ионов ОН в растворе будет превышать концентрацию ионов Н" и раствор станет щелочным (рН> >7). Таким образом, водные растворы солей сильного основания и слабой кислоты имеют щелочную реакцию. Растворы солей слабых кислот и слабых оснований могут быть нейтральными, кислыми или щелочными в зависимости от соотношения констант диссоциации слабых электролитов, образующихся в процессе гидролиза. [c.167]

Для расчета буферной емкости растворов слабых кислот или оснований с их солями — буферных систем, наиболее часто применяемых в рН-метрии, уравнение (X. 29) непригодно, так как оно выведено только для растворов сильных кислот и оснований. Для разбавленных растворов слабой одноосновной кислоты уравнение для концентрационной константы диссоциации Кс может быть записано следующим образом [c.602]

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]

Для подобных солей невозможно предсказать характер раствора по ионному уравнению. Для этого необходимо провести расчет, зная константы диссоциации основания и кислоты. [c.170]

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]

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]

Недавно были предложены новые значения Ерн для различных типов каломельных электродов, причем они, повидимому, включают большую часть диффузионного потенциала. Эти значения могут быть весьма удобны и полезны для определения констант диссоциации и других констант равновесия, где не требуется очень высокой точности. Эти значения Ерн были определены путем замены исследуемых растворов в элементе I буферными растворами кислот, для которых константы диссоциации были точно определены с помощью кондуктометрического метода или из данных по электродвижущим силам элементов без жидкостного соединения Определение величин Ерн можно проиллюстрировать на примере буферного раствора, содержащего слабую кислоту НА и ее натриевую соль. Если представляет собой отрицательный логарифм термодинамической константы диссоциации этой кислоты, то, согласно уравнению (76) и уравнению (14) гл. VII, получается выражение [c.303]

Это уравнение можно использовать для вычисления константы диссоциации и коэффициента активности у слабой кислоты в растворах солей. [c.484]

Сильные и слабые электролиты. Электролитическая диссоциация. Константа диссоциации. Степень диссоциации. Ионные уравнения реакций. Свойства кислот, оснований и солей в свете теории электролитической диссоциации Аррениуса. Гидролиз солей. Электролиз водных растворов и расплавов солей. Процессы, протекающие у катода и анода. [c.501]

Для буферных растворов, составленных из слабой одноосновной кислоты (НА) и ее соли (МеА), термодинамическая константа диссоциации и кажущаяся константа диссоциации К даются уравнением [c.70]

Если в ряду слабых оснований (или кислот) определяются константы диссоциации в водном растворе, то в конце концов достигается точка, в которой доля диссоциированного основания BH+/ B (индикаторное отношение) становится настолько малой, что оказывается за пределами возможностей измерения в любом умеренно разбавленном растворе минеральной кислоты (основания). В более концентрированной кислоте (основании) для расчета коэффициентов активности ионов уже нельзя пользоваться уравнениями (1.57) — (1.59). Нельзя также ожидать, что будут симметричными отношения коэффициентов активности, как это было в разд. 5.Б. Влияние солей на коэффициенты активности неэлектролитов также может быть ощутимым. Поскольку не всегда можно измерить коэффициент активности основания и сопряженной кислоты в сильнокислом растворе, единственная оставшаяся возможность состоит в применении нетермодинамического метода. Этот подход действительно оказался весьма плодотворным. [c.99]

Из выведенных общих уравнений вытекает основное положение, что диссоциация сильных в воде электролитов кислот, солей и оснований в неводных растворах подчиняется закону действия масс. Указанные схемы процессов и уравнения, связывающие константы отдельных равновесий с обычными константами диссоциации кислот и оснований, становятся теперь общепринятыми, о чем свидетельствует ряд работ, появивщихся в советской и иностранной литературе. Уравнения и схемы равновесий других авторов Кольтгофа и Брукенштейна 4, 44, 45], Берга и Патерсона [46], Смита и Эллиота [47], Халбана [48], Корея (49], Садыка и Фуоса [50] и других, как показывает критический анализ их работ, являются частными случаями общей схемы равновесия, предложенной Н. А. Измайловым. [c.21]

Получить в пробирках действием соли на соль осадки углеки-С.ТОГО кальция и щавелевокислого кальция. Декантировать растворы и к влажным осадкам прилить раствор уксусной кислоты. Что при этом происходит Повторить опыт, заменив уксусную кислоту соляной. Написать уравнения химических реакций в молекулярной и ионной формах. Объяснить полученные результаты на основании величин констант диссоциации кислот и произведения растворимости. [c.76]

Таким образом, буферная емкость максимальна, если концентрация ионов водорода буферного раствора равна константе диссоциации кислоты. Это условие, т. е. равенство pH и рАа, достигается тогда, когда раствор содержит эквивалентные количества кислоты и ее соли. Такая система, соответствующая вредней части кривой нейтрализации кислоты, имеет максимальную буферную емкость. Истинное значейИе Р в этой точке получается при подстановке условия, выражаемого уравнением (81), в уравнение (80) [c.546]

Учет этих соотношений приводит к приближенной форме уравнения (1). Из соотношения ()) вид го. что в разб. р-рах степень Г. уменьшается с ростом концентрации соли и мало зависит от ионной силы раствора (последняя определяет коэфф. активности ионов). Константа Г. для этого случая связана с ионным произведением воды К в и с константой диссоциации кислоты [c.460]

Учитывая, что определение констант диссоциации электролитов экспериментальным путем и методами расчета не составляет особых трудностей, мы считаем, что суждение о нивелирующе-диффе-ренцирующем действии растворителя по термодинамическим константам является не только более точным, чем основанное на ОШК, но и, более перспективным. Этот метод является тем более предпочтительным, что он позволяет накапливать сведения о физико-химических константах, которые с успехом могут быть использованы и для других химико-аналитических и физико-химических целей. Например, для расчета теоретических кривых титрования в неводных растворах на основе констант автопротолиза и констант диссоциации кислот, оснований и солей используют уравнения электронейтральности раствора [c.203]

Из уравнений (65) и (67) следует, что растворы бинарных солей слабых кислот и слабых оснований, характеризующихся равными значениями Кнап и Ккюн. имеют нейтральную реакцию даже в тех случаях, когда соль в значительной степени гидролизовалась. Если КнАп не равна К юн, то кислая, или щелочная реакция зависит от отношения констант диссоциации кислот и оснований. Например, для 0,1 н. раствора NH4 N будем иметь [c.77]

Степень гидролиза, как это видно из уравнений 1 и 2, зависит от констант диссоциации кислот и оснований, образующихся при этом. Например, соль, образованная сильным основанием и слабой кислотой, в большей степени подвергается гидролизу, если константа диссоциации образующейся при этом кислоты имеет меньшую величину. Так, при 25°С константа диссоциации уксусной кислоты равна 1,8 10" и синильной кислоты 1,3 10 . При этой температуре степень гидролиза 0,1 н. раствора уксуснокислого натрия H3 00Na составляет 0,01% и цианистого натрия Na N той же концентрации равна 1,3%. [c.216]

На график наносят значения pH в зависимости от количества прибавленного стандартного раствора кислоты (или основания). Полученные кривые могут быть использованы как для определения конечной точки титрования, которая имеет тот же смысл, что и конечная точка, находимая по изменению цвета дрц титровании с индикаторами, так и для определения констант ионизации (констант диссоциации) кислот или щелочей, нахо- дящихся в растворе. В первом приближении можно считать, что форма кривой потенциометрического титрования зависит только от химической природы и количества кислоты или основания и не зависит от солей, находящихся в растворе. Однако это верно только в том случае, если ионная сила раствора очень мала и остается малой в продолжение всего титрования. Ионная сила раствора 1 может быть опрёдена по следующему уравнению [c.410]

К началу XX в. теория электролитической диссоциации достигла больших успехов. На ее основе были объяснены многочисленные и разнообразные экспериментальные данные по электропроводности растворов, осмотическому давлению, температурам замерзания и другим физико-химическим свойствам растворов. Однако ряд экспериментальных данных теория объяснить не могла. Так, константа диссоциации электролита, выражаемая уравнением типа (152.4), в широком интервале концентраций изменялась. Особенно резкая концентрационная зависимость наблюдалась у водных растворов неорганических кислот, оснований и их солей (H2SO4, НС], NaOH, K l и т. п.). Разные экспериментальные методы часто приводили к неодинаковым значениям степени диссоциации электролита в одних и тех же условиях. [c.431]

Существенное влияние на константу диссоциации индикатора, его интервал перехода, область pH перехода, спектральные и другие свойства индикатора оказывают многие внешние факторы температура, присутствие нейтральных электролитов, неводных растворителей, коллоидов и т. д. Наличие в растворе индикатора так называемых посторонних нейтральных электролитов вызывает солевой эффект. Уравнение (2.11) показывает, что чем выше заряд ионизированных форм индикатора, (HInd + или Ind ), тем заметнее будет солевой эффект, вызывающий обычно уменьшение численного значения pKnind- т. е. увеличение концентрационной константы диссоциации индикатора, и, как следствие, смещение интервала перехода. У биполярных цвиттер-ионов этот эффект сравнительно невелик. Изменение окраски индикатора часто связывают со сдвигом равновесия диссоциации индикатора, хотя в действительности введение электролита увеличивает диссоциацию не только индикатора, но "и слабой кислоты, находящейся в растворе. Наличие нейтральных солей в растворе часто вызывает уменьшение интенсивности окраски индикатора. [c.59]

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]

Значение зависит от степени электролитической диссоциации кислоты (или основания), но константа диссоциации этой кислоты (или основания) в данном растворителе может в значительной степени отличаться от Кнлп слабой кнслоты (или слабого основания), для смеси которой с ее солью в буферном растворе, содержащем равные концентрации кислоты (основания) и соли, применимо уравнение (23), поэтому для данного случая (когда pH р/<) уравнение (23) оказывается несостоятельным. [c.413]

Следовательно, слабая диссоциация уксусной кислоты еще в большей степени будет подавлена, и практически концентрация недиссоциированных молекул СН3СООН может быть принята равной общей концентрации кислоты. Так как соль полностью диссоциирует, можно принять общую концентрацию анионов (не учитывая небольшого их количества, образующегося при диссоциации кислоты) равной общей концентрации соли в буферном растворе. Исходя из этого, уравнение константы диссоциации можно представить в следующем виде [c.73]

В чем сущность теории электролитической диссоциации 2. Что такое кислоты, основания и соли с точки зрения теории электролитической диссоциации 3. Что такое степень электролитической диссоциации От каких факторов она зависит 4. Что такое константа электролитической диссоциации От каких факторов она-зависит Как ее увеличить . Как уменьшить 05. Чем обусловливается сила электролитов 6. Как формулируется и математически выражается закон разбавления Оствальда ф7. Что называется активностью ионов, молекул, коэффициентом активности, ионной силой раствора 8. Что называется произведением растворимости Примеры. От каких факторов оно зависит ф9. Как влияет введение в раствор одноименного иона на смещение ионного равновесия ф10. Можно ли к сильным электролитам применить закон действующих масс фИ. При каких условиях реакция между электролитами протекает до конца 12. Составьте молекулярные и ионные уравнения образования малорастворимых веществ ВаСг04, АдзРОд, СаСОз, Си(0Н)2, Ре(ОН)з. ф13. Вычислите константу диссоциации одноосновной слабой кислоты, если степень диссоциации ее в 0,1 н. растворе равна 1, 32% И. Вычислите степень диссоциации муравьиной кислоты (НСООН) в 0,5 н. растворе, если известно что концентрация ионов Н+ в нем равняется 0,1 моль/я. 15. Рассчитайте для сероводородной кислоты константу диссоциа- [c.99]

Растворы кислой соли двухосновной кислоты. Значение pH раствора кислой соли МеВН (молярной концентрации с) двухосновной кислоты НгВ, константы диссоциации которой равны К1 и К2, дается приближенным уравнением [8] [c.101]

Формула для определения pH в растворе соли, образованной анионами слабой кислоты и катионами сильного основания (например, СНзСООМа) выводится аналогично только что выведенной, только вместо Коен, здесь следует взять /Скисл., так как в этих формулах [Н 1 определяется величиной константы диссоциации слабого компонента. Разделив выражение [№] [ОН 1=/Сн20 на уравнение закона ионного равновесия, примененного к диссоциации СН3СООН, и проведя сокращение, получим равенство [c.180]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология