Равновесие диссоциации кислот

Внеся в раствор кислоты ацетат натрия, тем самым увеличиваем концентрацию ацетат-ионов СНзСОО . Вследствие этого равновесие диссоциации кислоты сместится влево, т. е. в сторону образования недиссоциированных молекул СНзСООН. Можно увеличить концентрацию СНзСОО настолько, что почти полностью будет подавлена диссоциация СНзСООН. [c.40]

При титровании слабой кислоты сильной щелочью образующаяся в растворе соль, в отличие от предыдущего случае, будет оказывать существенное влияние на равновесие диссоциации кислоты, так как образуется буферная смесь. [c.182]

Запись данных опыта. Написать уравнение диссоциации уксусной кислоты и выражение константы ее диссоциации. Объяснить, как смещается равновесие диссоциации кислоты при добавлении к ней ацетата натрия. Как меняются при этом степень диссоциации уксусной кислоты и концентрация ионов № [c.68]

Задания. Написать уравнение диссоциации уксусной кислоты и объяснить, как смещается равновесие диссоциации кислоты при добавлении к ней ацетата натрия. Сделать вывод о влиянии соли слабой кислоты на диссоциацию этой кислоты. [c.71]

В соответствии с законом действия масс происходит сдвиг равновесия диссоциации кислоты влево, т. е. увеличивается концентрация недиссоциированных молекул. [c.118]

Чтобы лучше разобраться в этих характеристиках, рассмотрим буферную смесь, состоящую из слабой кислоты НХ и соответствующей соли MX, где М означает ка-кую-нибудь нейтральную частицу, дающую ионы Na и т.п. Равновесие диссоциации кислоты описывается уравнением [c.115]

Если в качестве стандартного вещества для сравнения выбрать воду, то равновесие диссоциации кислоты можно представить уравнением (а) [c.86]

Температура. Как и любое другое равновесие, диссоциация кислоты зависит от температуры. Для большинства соединений изменение температуры на несколько градусов оказывает лишь небольшое влияние на величину Например, для уксусной [c.374]

В случае применения закона действия масс к процессу электролитической диссоциации для активностей веществ, находящихся в растворе ионов и недиссоциированных молекул), вводят то значение, которое получается, если независимо от концентрации раствора взять активность растворителя, равную 1. Для равновесия диссоциации кислот получается [c.80]

НХ Н - -Х (равновесие диссоциации кислоты) (5) [c.879]

Необходимо также учитывать влияние растворителей на константу равновесия диссоциации кислоты HS и реактива RS. Вследствие того, что в выражение для К уът входит отно-A"hs [c.450]

Итак, результаты не отличаются. Поэтому формулу выражения константы равновесия диссоциации кислоты, написанную в общем виде, можно преобразовать [c.274]

В приведенном примере 3-37 аммиак в качестве основания является значительно более сильным электролитом, чем ион гидразиния. Если сила обоих компонентов сравнима, то смещение равновесия диссоциации кислоты при добавлении основания оказывается меньше трактовка такой системы как буфера, pH которого мы вычисляем с помощью самой простой формулы, чревата большей ошибкой. В подобном случае не целесообразно применение столь далеко идущих упрощений. [c.139]

Мы видим, что в этом примере слабое основание с pK = 9 не может так сместить равновесие диссоциации кислоты, чтобы можно было трактовать систему как буфер, приготовленный из кислоты и основания. Если бы мы здесь применили способ вычисления pH для буфера, то получили бы в результате pH = 5,0, т.е. на 0,3 больше такую ошибку нельзя допускать даже в приближенных аналитических расчетах. [c.139]

Первые т уравнений получают, применяя закон действия, масс к равновесиям диссоциации кислот, т-т)- 1-ое уравнение за- писывают в виде [c.261]

Для примера рассмотрим, как вычисляются концентрации ионов водорода в различные моменты титрования малеиновой кислоты — двухосновной слабой органической кислоты с эмпирической формулой Н2С4Н2О4. Обозначим свободную кислоту НоМ и запишем равновесия диссоциации кислоты по обеим стадиям [c.252]

Для раствора, содержащего смесь слабой кислоты (НВ) и ее соли (АВ), эта зависимость может быть найдена следующим путем. Равновесие диссоциации слабого электролита НВ + Н2О НдО -Ь В-смещено влево. При добавлении к раствору родственной соли, являющейся сильным электролитом (АВ = А" -V В"), увеличение [В ] приводит к еще большему сдвигу равновесия диссоциации кислоты в сторону ассоциации ее ионов. Так как а соли близка к 1, а а кислоты ничтожна мала, то [В"] из соли [В"] из кислоты (концентра-, ция ионов В" из соли гораздо больше концентрации таких ионов из кислоты). Поэтому [В"] в растворе может быть приравнена к а равновесная [НВ] практически равна исходной Ск.ты- Тогда равновесная [НдО ], определяющая pH раствора, может быть найдена из выражения кислоты [c.243]

Иначе обстоит дело, если в реакции участвуют слабые кислоты или основания. Если раствор слабой кислоты смешать с основанием, то в результате реакции, ионов гидроксила с ионами водорода равновесие диссоциации кислоты нарушится. Диссоциация кислоты будет продолжаться до тех пор, пока эта кислота будет в состоянии давать водородные ионы. То же можно сказать относительно ионов гидроксила, если дело касается слабого основания. Поэтому оказывается, что в случае слабых кислот и оснований теплоты нейтрализации существенно различаются в зависимости от природы соединений. При нейтрализации слабых кислот и оснований равновесие устанавливается таким образом, что концентрация водородных или гидроксильных ионов не просто зависит от разности смешиваемых количеств кислоты и основания, а определяется также и силой кислоты или основания. Это следует уже из того, что растворы нейтральных солей (т. е. образованные эквивалентными количествами кислоты и основания) не обнаруживают, как уже было отмечено, обычно нейтральной реакции, если в образовании солей участвуют слабые кислоты или слабые основания. [c.790]

Тогда получим простое соотношение, показывающее, что концентрация ионов водорода определяется отношением концентрации кислоты к концентрации соли. При разбавлении смеси это соотношение в значительных пределах сохраняет свое значение, следовательно, концентрация ионов водорода практически не меняется. Добавленная к смеси в небольшом количестве кислота немедленно связывает избыточные ионы № анионами А" добавление щелочи (повышение концентрации ОН ) вызывает связывание ОН" ионами Н+. И в том и в другом случае равновесие диссоциации кислоты сдвигается. При достаточных концентрациях кислоты и соли сдвиги мало отзываются на концентрации ионов Н+. В этом случае говорят раствор обладает буферным действием, т. е. сохраняет характерное для него значение pH при разведении, добавлении кислот или щелочей. Такие буферные системы играют огромную роль в биологии, так как автоматически регулируют кислотность клеточного содержимого, обеспечивая тем самым оптимальные условия работы ферментов и гормонов. [c.319]

Если к раствору СН3СООН прилить раствор ЫаСНзСОО, то среда станет меиее кислой в результате смещения равновесия диссоциации кислоты под действием одноименных ионов. Что произойдет, если прилить раствор ЫН4СНзСОО [c.211]

Чтобы понять, каким образом действует буферный раствор, следует проанализировать выражение для константы равновесия диссоциации кислоты. Рассмотрим случай, когда буферный раствор состоит из уксусной кислоты и ацетата натрия. В таком растворе в равных или сравнимых концентрациях находятся НС2Н3О2 и С2Н3О2. Выражение для константы равновесия имеет вид [c.347]

Значения констант Брёнстеда или смешанных констант, которые определены на стр. 21, часто приводятся для равновесий диссоциации кислот и оснований. Так как эти значения включают концентрации кислотных форм и сопряженных с ними оснований, а также активность водородного иона, то они справедливы только для определенной ионной среды. Константы Брёнстеда, значения которых обычно получают из потенциометрических измерений активности водородных ионов, более полно обсуждаются в разд. 3, А гл. 7. [c.43]

Температура. Как и любое другое равновесие, диссоциация кислоты зависит от температуры. Для большинства соединений изменение температуры на несколько градусов оказывает лишь небольшое влияние на величину рК . Например, для уксусной кислоты в 50%-ной смеси вода — глицерин наибольшая разница в интервале 90° С составляет 0,14 единицы р [172]. Даже для аминов, диссоциация которых сильнее изменяется с температурой [127], колебания (во всяком случае при небольших изменениях температуры) не столь существенны. Для рассматриваемых в этой главе проблем имеют значение в основном более значительные различия рЖ (см., однако, обсунедение термодинамических функций, стр. 381). Измерения при разных температурах могут быть использованы для вычисления изменений энтальпии и энтропии более подробно этот вопрос рассмотрен Робинсоном и Стоксом [c.374]

Измерения рКа уксусной кислоты кондуктометрическим методом [19, стр. 338]. Равновесие диссоциации кислоты описывается с помошью уравнений (а — степень диссоциации, с — полная концентрация кислоты) [c.90]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология