Константы диссоциации слабых кислот в воде и в растворах

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]

Катионы сильных оснований N3+, a +, Ва + и анионы сильных кислот С1, 505 не принимают участия в этих реакциях, поскольку не могут образовать с ионами воды и ОН малодиссоциированных соединений. Таким образом, водные растворы уксуснокислых солей (ацетатов), образованных сильными основаниями, имеют щелочную реакцию, а растворы аммониевых солей сильных кис лот — кислую реакцию. В случае ацетата аммония и катион, и анион принимают участие в реакции гидролиза, однако раствор сохраняет нейтральную реакцию, так как образующиеся уксусная кислота и гидроксид аммония — электролиты равной силы (с. 127), В других случаях, например при гидролизе NH4 N, для определе ния характера раствора необходимо сопоставить константы диссоциации слабого основания и слабой кислоты, образующихся при гидролизе соли. [c.130]

Поскольку слабые кислоты диссоциируют в воде лишь частично, слабая кислота, например уксусная, создает в водном растворе меньшую концентрацию ионов водорода, чем полная концентрация добавляемой в раствор кислоты. В таких случаях для определения концентрации ионов водорода и проведения связанных с этим расчетов приходится обращаться к выражению для константы диссоциации слабой кислоты. Чтобы пояснить сказанное, вычислим pH 0,0100 М раствора уксусной кислоты. Из примера 4, в котором рассматривалась азотная кислота, нам известно, что 0,0100 М раствор сильной кислоты имеет pH 2,00. Поскольку уксусная кис- [c.229]

Метод определения константы гидролиза из констант диссоциации. Все описанные выше методы дают только приближенные значения так называемой константы гидролиза соли наиболее точный метод определения истинной константы гидролиза состоит в использовании термодинамической константы диссоциации слабой кислоты, или слабого основания, или обоих веществ вместе, а также ионного произведения воды. Для этого применяют уравнения (4), (5) и (23). Полученные таким образом результаты строго приложимы только к растворам при бесконечном разведении, но можно сделать поправку на влияние ионной силы среды, используя уравнения Дебая—Гюккеля. Перечисленные выше методы представляют интерес, поскольку они дают определенные экспериментальные доказа- [c.513]

Выражение (5-34) для константы диссоциации слабой кислоты получено при помощи двух уравнений, основанных на законах сохранения. Это уравнение материального баланса, согласно которому общее количество аниона кислоты в растворе остается постоянным, а также уравнение баланса зарядов, согласно которому раствор в целом должен оставаться нейтральным. Выражение для константы диссоциации слабой кислоты может рассматриваться как квадратное уравнение, которое решают прямым путем или методом последовательных приближений оно справедливо для растворов, кислотность которых достаточно высока, чтобы можно было пренебречь вкладом в [Н ] самодиссоциации воды. В противном случае приходится пользоваться более сложным соотношением (см. приложение 5). Кислотно-основные индикаторы сами являются слабыми кислотами или слабыми основаниями, обладающими различной окраской в диссоциированной и недиссоциированной формах. [c.257]

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 определения констант диссоциации слабых кислот существует много методов, из которых наибольшее распространение получили потенциометрические и спектрофотометрические в этом случае определение проводят обычно в водно-органических растворах, поскольку реагенты плохо растворимы в воде [68]. Известны и экстракционные методы, основанные на изучении зависимости коэффициента распределения от pH (см., например, [69—72]). [c.31]

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]

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]

Фенолы проявляют значительно большую кислотность, чем спирты или вода, однако как кислоты они слабее, чем угольная и карбоновые кислоты. Так, константа диссоциации уксусной кислоты 1,8- 10 , угольной кислоты 4,9- 10 , синильной кислоты 7,2 х хЮ , фенола 1,3-10 и воды 1,8-10 . Отсюда фенолы реагируют с раствором едкого натра с образованием фенолятов, однако не вытесняют (Юа из карбоната натрия. Наоборот, фенолы выделяются из растворов фенолятов угольной кислотой [c.382]

Используйте в вашей программе следующие входные данные концентрации слабой кислоты и ее соли равны 1 моль/л, константа диссоциации слабой кислоты равна 1,85-10 , ионное произведение воды равно 1-10 . Введите разные концентрации сильной кислоты и посмотрите, как при этом изменится pH раствора. Отобразите изменение pH в зависимости от концентрации сильной кислоты в виде графика. [c.137]

Концентрация иона водорода в водном растворе зависит от концентрации кислоты, щелочи, соли, от константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания, от ионного произведения воды. Ниже в таблице приведены формулы для вычисления концентрации иона водорода или гидроксила в различных растворах. [c.228]

Концентрация иона водорода в водном растворе зависит от концентрации кислоты, щелочи, соли, от константы диссоциации слабой кислоты и слабого основания, от ионного произведения воды. [c.269]

III. Соли, образованные слабым основанием и слабой кислотой, гидролизуются одновременно и по катиону, и по аниону. Эти соли образованы катионом слабого основания, который связывает ионы 0Н из молекулы воды и образует слабое основание, и анионом слабой кислоты, который связывает ионы Н из молекулы воды и образует слабую кислоту. Реакция растворов этих солей может быть нейтральной, слабокислой или слабощелочной. Это зависит от констант диссоциации слабой кислоты и слабого основания, которые образуются в результате гидролиза (табл. 22). [c.236]

Таким образом, кислота или основание с рК, например, около 8 в разбавленных водных растворах, не содержащих других кислот или оснований, диссоциирует максимум на 9%. Удовлетворительное приближение к максимальной степени диссоциации наблюдается при концентрациях около 10 моль л, дальнейшее разбавление раствора (при рК 8) не способно заметно увеличить степень диссоциации. Это объясняется тем, что в очень разбавленных растворах диссоциация слабой кислоты (основания) подавляется водородными (гидроксильными) ионами воды. По отношению к разбавленным растворам слабых кислот (оснований) вода способна проявлять свои кислотные (или основные) свойства. Чем меньше концентрация слабого электролита в растворе и чем меньше его константа диссоциации, тем сильнее влияние воды на степень диссоциации. Степень диссоциации в очень разбавленных растворах можно изменить только путём изменения pH или температуры. [c.26]

Для расчета водородного показателя рН = —lg[H] растворов слабых кислот используют уравнение, связывающее искомую величину [Н], суммарную концентрацию слабой кислоты Снд, константу диссоциации этой кислоты /Снд и ионное произведение воды Кш = [Н] [ОН] [c.50]

Фенолы проявляют значительно большую кислотность, чем спирты или вода, однако как кислоты они слабее, чем угольная и карбоновые кислоты. Так, константа диссоциации уксусной кислоты 1,8-10 угольной кислоты 4,9-10 синильной кислоты 7,2-10" фенола 1,3-10 и воды 1,8-10" . Отсюда фенолы реагируют с раствором едкого натра с образованием фенолятов, однако [c.437]

Имеется и другой путь преодоления этого затруднения растворить сухой остаток алкалоида в спирте и титровать полученный раствор непосредственно кислотой. Как было отмечено (стр. 157), спирт понижает константы диссоциации слабого основания и индикатора, а также и произведение ионов воды. Большинство алкалоидов, которые можно очень четко оттитровать в водных растворах (при помощи метилкрасного), нельзя точно определить в 50%-ном спирте это особенно относится к 0,01 н. растворам. Для пояснения приведем следующий пример. [c.162]

При рассмотрении диссоциации слабых кислот или слабых оснований в растворах в качестве единственной реакции мы учитывали диссоциацию этих электролитов и упускали тот факт, что источником ионов Н 0+ или ОН может быть также диссоциация воды, константой равновесия которой является ионное произведение воды. Здесь, как и в случае сильных кислот и оснований (разд. 3-2), сильно разбавленные растворы имеют реакцию среды, приближающуюся к нейтральной. [c.92]

Прямое титрование. Растворяют сухой остаток алкалоида-основания в спирте и титруют полученный раствор кислотой. Спирт понижает константу диссоциации слабого основания и индикатора, а также ионное произведение воды. [c.191]

Для вывода уравнений кривых титрования используют общие принципы. Во-первых, составляют уравнения, число которых равно числу неизвестных величин (не считая коэффициентов активности ионов), таких, как электронейтральность раствора, произведения активностей ионов воды и осадков, константы диссоциации слабых электролитов (кислот, оснований, комплексов), уравнения материального баланса взятых и полученных веществ. Затем проводят математические преобразования с целью получения одного линейного уравнения той или иной степени, содержащего, не считая коэффициентов активности ионов, одну неизвестную величину — концентрацию одного из ионов. В некоторых случаях не удается получить линейное уравнение, тогда приходят к системам уравнений, доступных для программирования на ЭВМ. Уравнения решают методом последовательных приближений. Сначала проводят вычисления при /= 1. После решения основного уравнения находят концентрации всех других ионов при помощи уравнений, которые положены в основу расчетов. Затем находят ионную силу раствора и вычисляют средний коэффициент активности ионов. После этого повторяют вычисление с учетом коэффициентов активности ионов. После двух-трех приближений значения коэффициентов активностей и равновесных концентраций ионов становятся практически постоянными. [c.40]

Общие указания относительно получения солей карбоновых кислот дать трудно, так как одни кислоты хорошо растворимы в воде, другие нерастворимы. Кроме того, способность к образованию солей зависит от силы кислоты (константы диссоциации). Некоторые кислоты, нерастворимые в воде, переходят в раствор в виде солей при прибавлении щелочей или аммиака. Особенно удобно пользоваться аммиаком, избыток которого можно удалить при выпаривании раствора, в котором остается чистая соль. Этот путь непригоден для получения солей очень слабых кислот, так как при выпаривании соль гидролизуется и аммиак улетучивается. Поскольку аммонийные соли идентифицировать нельзя, путем обменного разложения с растворимыми солями металлов получают нерастворимые или труднорастворимые кристаллические соли металлов и органических кислот. [c.488]

Для определения константы диссоциации слабой кислоты (уксусной, бензойной, щавелевой и т. ц.) измерить электропроводность 4—5 растворов разной концентрации при заданной температуре. Рассчитать эквивалентные электропроводности и в тичины Лс из полученных удельных электропроводностей с учетом удельной электропроводности воды. Построить график Лс — (1/Л) и вычислить константу диссоциации слабой кислоты. [c.99]

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]

В безводной уксусной кислоте, отличающейся прото-генным характером, такие сильные кислоты, как НС1, HNO3, H2SO4, становятся слабыми и напоминают по действию уксусную кислоту, растворенную в воде. Константа диссоциации соляной кислоты в растворе безводной уксусной КИСЛОТЫ выражается малой величиной (К= = 1,4-10 ). Подобным образом ведут себя и другие соединения в кислых растворителях. [c.8]

Определение константы диссоциации слабой кислоты . После того как определена постоянная сосуда, из него выливают раствор хлористого калия, ополаскивают его сначала дестиллированной водой, а затем 2—3 раза испытуемым раствором. После этого в сосуд наливают 20 мл раствора исследуемой кислоты, погружают в термостат и через 10—15 мин. измеряют сопротивления. Значения сопротивлений должны быть тотчас же рассчитаны, и если полученные величины значительно расходятся (более чем на 1%), то измерения нужно повторить, тщательно проверив контакты соединений проводов и магазина. После этого отбирают пипеткой из сосуда 10 мл раствора и прибавляют 10 мл дестиллированной воды вода должна иметь температуру термостата, для чего колбу с водой предварительно помещают в термостат. Одна пипетка должна точно соответствовать 10 мл [c.162]

В которых анионы слабых кислот выполняют функцию оснований по отношению к воде — донору протонов, что приводит к увеличению концентрации ионов ОН в растворе. Из сопоставления констант диссоциации образующихся кислот — HNO2 (/С=5,Ы0 ), СНзСООН (/(—1,74-10 ) и НСЮ (/(=5-10 ) — можно сделать вывод, что гипохлорит калия несколько больше подвергается гидролизу, а его раствор при одной и той же концентрации имеет более щелочную реакцию и, следовательно, основные свойства анионов увеличиваются в направлении NO —СН3СОО —СЮ . [c.56]

Следует, однако, заметить, что, ведя титрование растворов солей в спирте ( gHgOH) или ацетоне ( Hg XHg), в которых образующиеся при реакции кислоты диссоциируют значительно слабее, чем в воде (т. е. имеют гораздо меньшие константы диссоциации, чем в водных растворах), удается титровать и такие соли, как Hg OONa и т. п. В смеси, состоящей из 70% спирта или ацетона и 30% воды, можно титровать почти все соли органических кислот. [c.309]

Поскольку гидрид карбонила кобальта является катализатором изомеризации, можно ожидать, что подобное действие будет оказывать и гидрид карбонила железа. Гидридом железа, соответствующим НСо(СО)4, является Н2ре(СО)4. Константы диссоциации этой кислоты [271 / 1 = 4-10" и /Сг =4-10 и, следовательно, одноосновная кислота Н2ре(СО)4 несколько сильнее уксусной кислоты, но слабее НСо(СО)4, которая в водном растворе, где ее растворимость достигает 0,05 М при 25°, диссоциирует практически полностью. Растворимость Н2ре(СО)4 в воде составляет 1,8-10 М. Ре(С0)5 реагирует с Ва(ОН)г с образованием кислой соли [c.36]