Диссоциация слабых

Степень диссоциации слабой одноосновной кислоты в 0,2 н. растворе равна 0,03. Вычислить значения [Н+], [ОН ] и рОН для этого раствора. [c.139]

Вычислим степень и константу диссоциации слабого электролита на примере уксусной кислоты с учетом зависимости подвижности ионов от их концентрации (ионной силы) и отклонения от закона действия масс. [c.467]

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]

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]

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]

Рассмотрим зависимость диссоциации от присутствия постороннего электролита. Здесь надо различать два случая первый — когда один из ионов одинаков у обоих электролитов, и второй — когда одноименных ионов у них нет. В первом случае это влияние обычно бывает более сильным. Ввиду того, что свойства свободного иона не зависят от его происхождения, в константы диссоциации каждого из этих электролитов будет входить суммарная концентрация (или активность) общего иона. В соответствии с этим степень диссоциации слабой кислоты в растворе резко уменьшается при прибавлении к раствору сильной кислоты. Обратное же влияние не может быть значительным. [c.391]

Введение посторонних электролитов в раствор обычно увеличивает степень диссоциации слабого электролита. Это явление называется солевым эффектом. Его происхождение связано с уменьшением [c.437]

При нейтрализации двухосновной кислоты сильным основанием возможны два положения. Если первая ступень диссоциации двухосновной кислоты соответствует диссоциации сильной кислоты, а вторая ступень — диссоциации слабой кислоты, то титрование такой кислоты, например хромовой, протекает так же, как титрование смеси сильной и слабой кислот. Если же обе ступени диссоциации отвечают почти одинаковым по силе кислотам, то кривые титрования накладываются одна на другую, так как основание распределяется одновременно между обеими кислотами. В этом случае количественно определить содержание кислоты в растворе методом титрования невозможно, но определенная зависимость между количеством добавленного основания и значением pH раствора все-таки имеется и рассчитать эту зависимость можно. [c.508]

Степенью гидролиза h называется доля электролита, подвергшаяся гидролизу. Она связана с константой гидролиза Кт уравнением, аналогичным закону разбавления Оствальда для диссоциации слабого электролита [c.149]

Влияние одноименных ионов на диссоциацию слабых электролитов. Как указано выше, на состояние равновесия электролитической диссоциации слабого электролита влияет концентрация раствора. Сместить равновесие можно также изменением концентрации одного из находящихся в растворе ионов. Так, введение в систему [c.254]

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]

Влияние одноименных ионов на диссоциацию слабого электролита [c.184]

Вычисление степени диссоциации и константы диссоциации слабых электролитов [c.467]

Диссоциация слабых электролитов подчиняется закону действующих масс и может быть количественно охарактеризована константой равновесия. Классическим примером слабого электролита может служить уксусная кислота в разбавленном водном растворе. В таком растворе устанавливается равновесие диссоциации СНзСООН СНзСОО + Н . Количественно этот процесс характеризуется степенью диссоциации и константой диссоциации. Степенью электролитической диссоциации а называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул [c.430]

Кондуктометрия используется для определения ряда физико-химических характеристик электролитов и растворов степени и константы диссоциации слабых электролитов, константы гидролиза солей, растворимости труднорастворимых соединений. Для расчета степени диссоциации слабого электролита используется уравнение [c.465]

Выведите формулы для расчета констант гидролиза всех типов солей. Выразите константу гидролиза через ионное произведение воды Къ и константу диссоциации слабой кислоты й слабого основания. Укажите, какие приближения вы сделали при выводе формул. Каковы границы применимости выведенных соотнощений [c.80]

Согласно (2.74) степень электролитической диссоциации слабого электролита с разбавлением.раствора растет. Так, в растворе, [c.249]

Если функции диссоциации слабой кислоты и слабого основания приблизительно одинаковы, т. е. р/гнА и р/гв, то рН= Р ги- [c.508]

Авторы оценивают величины поперечного сечения изменения объема в предположении некоторой средней молекул и эффективной длины связей в переходном комплексе, относя, таким образом, все изменения объемов за счет частиц растворенного вещества. Такое приближение, исключающее флуктуации плотности в растворе и действующие на большом расстоянии электростатические взаимодействия, не может объяснить различия между растворителями. Заметим, что при диссоциации слабого электролита (МВ М - -В") происходит увеличение объема за счет увеличения числа частиц, которое, однако, перекрывается электростатическими взаимодействиями растворителя, так что этот процесс сопровождается уменьшением объема. [c.442]

При диссоциации слабого электролита устанавливается равновесие между недиссоциированными молекулами и ионами. Рассмотрим простейший пример, когда молекула распадается только на Два иона [c.460]

Так как степень диссоциации слабых кислот возрастает пропорционально температуре, то хлоргидринирование при повышенных температурах идет, в принципе, хуже. [c.71]

ВЛИЯНИЕ ДИЭЛЕКТРИЧЕСКОЙ ПРОНИЦАЕМОСТИ НА ДИССОЦИАЦИЮ СЛАБЫХ ЭЛЕКТРОЛИТОВ ПРИ 25° [70] [c.461]

Таким образом, измерив pH при половинной нейтрализации, можно найти приближенное значение функции диссоциации слабой кислоты. [c.505]

Что такое уравнение материального баланса и уравнение баланса зарядов и как они используются при выводе выражения для константы диссоциации слабой кислоты или слабого основания Каков физический смысл этих уравнений баланса на атомарном уровне [c.259]

Если концентрация добавляемой соли равна нулю, полученное выражение переходит в обычную формулу для константы диссоциации слабой кислоты (5-34). [c.237]

В общем случае, если концентрация сильной кислоты, добавляемой к буферному раствору, равна у моль-л" выражение для константы диссоциации слабой кислоты приобретает вид [c.241]

Константа равновесия, отвечающая диссоциации слабого электролита, называется константой диссоциации. Величина /( зависит от природы. электролита и растворителя, а также от температуры, но не зависит от коицеитрации раствора. Она характеризует способность данной кислоты или данного основания распадаться иа ионы чем выше К, тем легче электролит диссоциирует. [c.237]

Определение констаит диссоциации слабых органических кислот по электронным спектрам поглощения [c.74]

В качестве отправной точки вывода используется выражение для константы диссоциации слабой кислоты [c.473]

Это первая и простейшая форма выражения для константы диссоциации слабой кислоты, которая использовалась нами в разд. 5-6. [c.475]

Са-У + 2 с -У + К о1у Но это совпадает с уравнением, выведенным в предьщущем разделе данного приложения, когда мы учли диссоциацию воды при рассмотрении диссоциации слабых кислот. [c.475]

Мы установили (стр. 178), что на состояние динамического равновесия электролитической диссоциации слабого электролита влияет разбавление раствора. Сместить равновесие можно также изменением концентрации одного из находящихся в растворе ионов. Так, для раствора уксусной кислоты [c.184]

Допустим, что функция диссоциации слабой кислоты кц = = 10- . Для воды 1=10- Л Предположим, что дан 0,1 н. раствор кислоты, концентрацию которой следует определить с точностью до 0,1%. Это значит, что при нормальности еще неотти-трованной кислоты [НАп]=10- , большая часть основания долж- [c.502]

Поэтому и здесь, как и в случаях диссоциации слабого электролита ( 2), воды ( 6) и плохо растворимого вещества ( 8), концентрация ионов в растворе очень мала. Это и позволяет во всех этих случаях применить закон действующих масс в виде однотипных простых выражений, содержащих концентрации соответствующих частиц. [c.191]

Процесс диссоциации слабых электролитов является обратимым, так как ионы противоположного знака, встречаясь в растворе, могут вновь соединяться в молекулы. Для электролита [c.387]

Теория электролитической диссоциации слабых электролитов учитывает взаимодействие каждой данной пары ионов между собой и рассматривает процесс диссоциации молекулы и образования ее из ионов. Теория же сильных электролитов должна учитывать совокупность взаимодействия каждого данного иона со всеми остальными окружающими его ионами того и другого знака. Так как одноименно заряженные ионы взаимно отталкиваются, а разноименно заряженные — взаимно притягиваются, то каждый ион в растворе окружается ближе к нему расположенными ионами противоположного знака, в то время как одноименно заряженные ионы располагаются в среднем дальше от него (вследствие этого притяжение преобладает над отталкиванием). [c.392]

Как видно из табл. XVIII, 1, значения термодинамических констант диссоциации слабых кислот, растворенных в воде, проходят через максимум, который для приведенных в таблице кислот лежит в интервале между О и 60° С. Это можно объяс- [c.461]

Равновесия с участием слабых кислот и оснований. Уравнения материального баланса и баланса зарядов. Способы приближенного решения уравнений, включаюших константу диссоциации слабой кислоты или основания. [c.206]

Повторение такого приема до тех пор, пока ответ не перестанет изменяться при переходе от предыдущего цикла к следующему, называется методом последовательных приближений. Если удается достаточно точно предсказать степень диссоциации слабой кислоты, можно решить задачу о ее равновесии в растворе приближенно и затем быстро ввести в ответ поправку, вместо того чтобы тратить время на решение квадратного уравнения. Если же наши исходные предположения не слишком точны, для получения неиз-меняющегося значения у могут потребоваться два или три цикла последовательных приближений. [c.232]

При прибавлении электролитов будут уменьшаться коэффициенты активности и у , что приведет к возрастанию кониентрации водородных ионов. Следовательно, сущность вторичного солевого эффекта заключается в том, что посторонние электролиты, уменьшая коэффициенты активности ионов, повышают степень диссоциации слабого электролита, вследствие чего повышается концентрация иона, участвующего в реакции. [c.603]

До сих пор шла речь об общих константах нестойкости и устойчивости, относящихся к распаду комплекса на конечные продукты. В действительности же в растворах имеет место ступенчатая диссоциация комплекса, аналогично ступенчатой диссоциации слабых электролитов, например, многоосповных кислот. [c.602]

Расчеты для различных количеств добавляемого NaOH показаны в табл. 1, а результаты графически представлены на рис. 1. Точка а графика получена при помощи простого выражения для константы диссоциации слабой кислоты, приведенного в разд. 5-6 [c.476]

Степень диссоциации слабого электролита резко снижается при добавлении к нему сильного электролита с одноименным ионом. Если в растворе слабого электролита НА, диссоциирующего по схеме НА Н + А , увеличить концентрацию Н-ионов за счет прибавления сильной кислоты или концентрацию ионов А- за счет прибавления соли этой кислоты, это приведет к сдвигу равновесия влево, т.е. к уменьшению относительного количества диссоциированных молекул электролита. [c.111]

Непостоянство констант диссоциации, которое наблюдалось у многих слабых электролитов уже в области умеренных концентраций, также связано с проявлением этих взаимодействий и, в частности, сил межионного взаимодействия, не предусмотренного и неучитываемого классической теорией электролитической диссоциации. С увеличением концентрации электролита количество ионов в растворе увеличивается и ин-Еенсивность их взаимодействия между собой и с растворителем возрастает, что вызывает изменение константы диссоциации и ряда других эффектов (эффекты неидеальности). Отклонения от идеальности количественно учитывают с помощью коэффициентов активности 7 (см. с. 365). Поэтому классическую константу диссоциации слабого электролита [см. уравнение (152.4)] следует заменить на истинную термодинамическую константу диссоциации К°, выраженную через активности участников процесса [c.432]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология