Равновесие диссоциации оснований

МОН 5 М +ОН (равновесие диссоциации основания) (4) [c.879]

Расчет растворимости таких же трудно растворимых соединений в растворах слабых оснований включает равновесие диссоциации основания. [c.268]

В обычно применяемых буферных смесях значения Сх и g различаются незначительно, а связи с этим значение pH буферной смеси определяется значением р/С кислоты, входящей в состав буферной смеси. В смесях, составленных из основания и его соли, ту же роль играет показатель отношения WfK, где W = Кн о, а К — константа диссоциации основания. В самом деле, используя равновесие диссоциации основания, имеем [c.300]

В растворах с лабых электролитов можно говорить о равновесии между ионами п реально существующими недиссоциированными молекулами. В таких растворах концентрации ионов сравнительно малы, что дает основание пренебречь силами их электростатического взаимодействия и принять, что свойства растворов слабых электролитов определяются только равновесием диссоциации, которое в этом случае полностью подчиняется закону действия масс. Константа протекающего при этом равновесного процесс называется константой диссоциации электролита и представляет собой отношение произведения концентраций ионов в растворе слабого электролита к концентрации его недиссоциированной части. [c.108]

Титрование слабой кислоты сильным основанием или слабого основания сильной кислотой представляет собой более сложный процесс, потому что слабый титрант диссоциирован лишь частично. В таком случае приходится рассматривать равновесие диссоциации, обсуждаемое в следующем [c.228]

Добавление в раствор кислоты смещает равновесие диссоциации индикатора влево, а добавление основания смещает это равновесие вправо. Следовательно, метиловый оранжевый имеет красную окраску в кислых растворах и желтую-в основных. Интенсивность окраски таких индикаторов, как метиловый оранжевый, настолько велика, что она хорощо заметна даже при введении в раствор очень небольшого количества индикатора, неспособного существенно повлиять на pH раствора. Отношение концентраций диссоциированной и недиссоциированной форм индикатора зависит от концентрации ионов водорода в растворе, как это видно из выражения для константы диссоциации индикатора [c.234]

Если катионы и анионы имеют небольшие заряды и значительные размеры, то их поляризующее влияние на молекулы воды невелико, т. с. взаимодействия соли с НаО практически не происходит. Это относится к таким катионам, как К+ и Са +, и к таким анионам, как С1 и N0 . Следовательно, соли сильного основания и сильной кислоты гидролизу не подвергаются. В этом случае равновесие диссоциации воды в присутствии ионов соли почти не нарушается. Поэтому растворы таких солей практически нейтральны (рН 7). [c.266]

Большинство веществ, образующих кислые водные растворы, относится к числу слабых кислот. Степень диссоциации кислоты в водной среде можно охарактеризовать константой равновесия реакции диссоциации. Обозначим произвольную кислоту через НХ (или ХН), где X соответствует формуле сопряженного основания, которое остается после отщепления от кислоты протона. Тогда можно записать равновесие диссоциации [c.81]

Как уже говорилось, в растворах сильных электролитов на состояние равновесия оказывают существенное влияние силы электростатического взаимодействия заряженных частиц. Этим в значительной степени объясняется невозможность применения без дополнительных условий и поправок закона действия масс к равновесию диссоциации сильных электролитов. Применительно к рас-створам слабых электролитов можно говорить о равновесии между ионами и реально существующими недиссоциированными молекулами. Отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул электролита называется степенью диссоциации слабого электролита и обозначается символом а. В растворах слабых электролитов концентрация ионов сравнительно мала, что дает основание пренебречь силами их электростатического взаимодействия и принять, что свойства электролитов определяются только равновесием диссоциации, которая в этом случае полностью подчиняется закону действия масс. [c.25]

Через В обозначают основание (подобно ВОН в воде), подчеркивая этим тот факт, что основанием может быть соединение, не содержащее гидроксил-иона. Уравнение (11.38) показывает, что константа равновесия реакции, протекающей при титровании основания хлорной кислотой в среде спирта, определяется отношением константы диссоциации основания и ионного произведения растворителя. [c.198]

Гидролиз солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой. Соли этого типа легче других подвергаются гидролизу, так как одновременно связываются ионы Н+ и 0Н , сдвигая равновесие диссоциации воды. В зависимости от зарядности катиона и аниона при гидролизе солей, образованных слабым основанием и слабой кислотой, могут образоваться слабое основание и слабая кислота [c.221]

Соль образована катионом сильного основания и анионом сильной кислоты. Соли этого типа гидролизу не подвергаются, так как при их взаимодействии с водой слабый электролит образоваться не может. Вследствие этого равновесие диссоциации воды не нарушается, поэтому в растворах таких солей среда остается нейтральной (pH 7,0). [c.118]

Прямой процесс является диссоциацией молекул на ионы, а обратный — ассоциацией ионов в молекулы. При установившемся равновесии на основании закона действующих масс (см. гл. VI, 5) можно записать [c.156]

При количественном определении кислотности водных растворов рассматриваются только разбавленные водные растворы, т. е. такие растворы, в которых количество вещества (молей) кислоты или основания, растворенных в литре воды, гораздо меньше количества вещества (молей) воды (приблизительно 55,5 кмоль/м ). Тогда можно считать, что количество вещества (молей) воды, например, в 1 л остается практически постоянным, несмотря на химические реакции, которые могут протекать в растворе, приводя к распаду или возникновению молекул воды. Рассмотрим диссоциацию самой воды. Равновесие диссоциации воды выражается уравнением [c.200]

Соли, образованные сильным основанием и сильной кислотой, гидролизу не подвергаются. Ионы таких солей не могут образовывать с водой слабых электролитов. В этом случае ионы соли практически Б реакции не участвуют и равновесие диссоциации воды не нарушается, концентрация Н - и ОН - ионов остается такой же, как у чистой воды, а значит, раствор будет иметь нейтральную реакцию (pH 7) . [c.134]

IV. Соли, образованные сильной кислотой и сильным основанием, не гидролизуются, потому что катионы и анионы этих солей не связываются с ионами Н " или С Н воды, т. е. не образуют с ними молекул слабых электролитов. Равновесие диссоциации воды не смещается. С]ре-да растворов этих солей — нейтральная (рН=7,0), так как концентрации ионов Н и ОН в их растворах ран ны, как в чистой воде. [c.210]

До сих пор мы рассматривали диссоциацию в растворе только одного молекулярного вещества, будь то слабая кислота или слабое основание, и изучали возникающее при этом ионное равновесие. Если, однако, в растворе присутствуют другие ионные вещества, имеющие общие (одинаковые) ионы с рассматриваемым диссоциирующим веществом, это приводит к смещению ионного равновесия, хотя величина его константы равновесия остается неизменной. Например, если добавить немного сильно ионизованной кислоты, скажем НС1, к раствору уксусной кислоты, это приведет к смещению равновесия диссоциации уксусной кислоты в сторону образования большего количества молекулярных частиц [c.273]

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]

Аналогично при введении в раствор слабого основания ЫН4ОН раствора хлорида аммония положение равновесия диссоциации ЫН40Н смещается в менее основную область и среда становится более кислой [c.307]

Соли, образованные катионами сильных оснований и анионами сильных кислот (КЫОз, ЫаС1, Ыа2504 и др.), гидролизу не подвергаются и их растворы имеют нейтральную реакцию. Например, при растворении в воде КМОз равновесие диссоциации воды не сдвигается, так как ионы К и N0 с ионами Н+ и 0Н не образуют недиссоциированных или слабодиссоциированных в воде продуктов. Поскольку в системе [c.55]

Соли, образованные катионами слабого основания и анионами слабой кислоты [А125з, А1(С2Нз02)з, Ре(С2Нз02)з и др.], легче других подвергаются гидролизу, так как их ионы связывают одновременно оба иона воды, сдвигая равновесие диссоциации воды и образуя слабые электролиты. Эти соли в результате гидролиза образуют, с одной стороны, слабую кислоту, а с другой — слабое основание или основную соль. Например [c.56]

При растворении соли, образованной сильным основанием и сильной кислотой (например, Na l), равновесие диссоциации воды существенно не смещается, так как ионы такой соли с ионами Н и ОН малодиссоциированных Продуктов образовать не могут. Поэтому в системе [c.195]

Если В — основание-индикатор, то константа равновесия диссоциации сопряженной кислоты ВН+ имеет тот же вид, что и даваемый формулой (XIII. 92) [c.762]

Еще сильнее подвергаются гидролизу соли, образоеанные слабой кислотой и слабым основанием, например AljSg. Ионы эт-ой соли одновременно связывают ионы Н" и ОН, смещая равновесие диссоциации воды, а продукты гидролиза уходят из сх )еры реа1. ции. В таких случаях гидролиз соли протекает необратимо [c.84]

Соль образована сильной кислотой и сильным основанием. Пример —Na l. Соль в этом случае гидролизу не подвергается. Ионы такой соли пе образуют с водой слабых электролитов, в обычных условиях равновесие диссоциации молекул воды ие нарушается, концентрация ионов Н+ и ОН остается такой же, как у чистой воды, рП раствора равен 7. Правда, ири высоких температурах и давлениях соли этого тииа могут подвергаться гидролизу. [c.115]

Еще легче подвергаются гидролизу соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием. Например СНзСООНН . Ионы этой соли одновременно связывают ионы Н+ и 0Н , смещая равновесие диссоциации воды [c.133]

Степень аутопротолиза в известной мере зависит от температуры. При О °С концентрации [Н3О+] и [0Н ] равны 0,83-10 М, а при 100°С они равны 6,9Х Х10 М. При смешивании раствора сильной кислоты с раствором сильного основания выделяется большое количество теплоты. Это показывает, что данная реакция протекает с выделением теплоты и, следовательно, реакция диссоциации воды пдет с поглощением теплоты. В соответствии с принципом Ле Шателье в этом случае повышение температуры будет сдвигать равновесие диссоциации воды так, чтобы способствовать восстановлению первоначальной температуры иными словами, реакция будет проходить в том направлении, которое связано с поглощением теплоты. Таким направлением является диссоциация воды на ионы водорода и ионы гидроксила данный принцип, следовательно, требует, чтобы повышение температуры приводило к усилению диссоциации воды, а именно такое усиление и установлено опытным путем. [c.333]

КОРРЕЛЯЦИОННЫЕ СООТНОШЕНИЯ, характеризуют эмпирически устанавливаемые зависимости между разл. св-вами одного ряда хим. соед. (реакц. способностью, физ., термодинамич. св-ми, биол. активностью и др.) и параметрами структуры, среды или св-вами того же илн др. ряда соедииений. Формальный прототип большинства К. с.-ур-ние Брёнстеда, выражающее найденную экспериментально линейную зависимость между константами скорости р-ций кислотного (основного) катализа и константами равновесия диссоциации к-ты (основания) [c.474]

Обратимся теперь к количественному рассмотрению способности буферной системы поддерживать практически постоянное значение pH, несмотря на добавление к раствору небольших количеств кислоты или основания. В буферной системе НС2Н3О2—КаС2Нз02, содержащей 0,1 моль/л кислоты и такое же количество соли, концентрацию [Н" ] легко определить из выражения для константы ионного равновесия диссоциации уксусной кислоты [c.274]

Гидролиз солей металлов. В большинстве случаев коагулянты представляют собой соли слабых оснований и сильных кислот. При растворении их в воде происходит гидролиз и образуются малорастворимые основания — гидроксиды алюминия или железа. При этом в результате смещения равновесия диссоциации в воде накапливаются ионы водорода и в растворе появляется кислота. Растворимость гидроксидов алюминия и железа чрезвычайно мала. Они выделяются из растпора, образуя сначала коллоидные частицы (разбавленные золи гидроксидов), которые под влиянием электролитов, растворенных в воде, коагулируют и выпадают вместе с коллоидами, загрязняю-щи.ми воду, в осадок. Этот осадок содержит связанную воду, а также несколько слоев молекул неструктурной воды, ад-сорбционно связанной с поверхностью осадка силами различной прочности [11]. [c.17]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология