Диссоциация электролитическая слабой кислоты

Электролитическая диссоциация воды. Водородный и гидроксильный показатели. Степень диссоциации слабых электролитов. Расчет pH в растворах слабых кислот и оснований. [c.61]

Константы электролитической диссоциации некоторых слабых кислот и оснований при 25 °С [c.272]

Ниже приводятся (табл. 38) значения констант электролитической диссоциации ряда слабых кислот и слабых оснований. Ради сокращения, наряду с обозначением ОН , пользуются обозначением Н+. [c.202]

Константы электролитической диссоциации -некоторых слабых кислот [c.77]

Константа диссоциации слабой кислоты в водном растворе сложным образом зависит от температуры. Часто в интервале О—60°С наблюдается максимум (у уксусной и муравьиной кислот при 25 °С, у пропионовой кислоты при 20 С, у масляной при 10 °С. Предложено несколько объяснений появления максимума. Одно из них основано на изменении знака энтальпии растворения. Это вызвано противоположным характером температурных зависимостей двух одновременно протекающих процессов электролитической диссоциации молекул и гидратации образующихся ионов. (Каково влияние этих процессов на константу диссоциации кислоты ). [c.197]

Электролитическая диссоциация одноосновной слабой кислоты НА идет по схеме [c.44]

Формула (VI,49) позволяет вычислить степень электролитической диссоциации слабой кислоты или щелочи, когда константа К известна. [c.200]

К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для электролитической диссоциации (протолиза) уксусной кислоты, протекающей под действием молекул воды, [c.237]

Еще в конце XIX в. было установлено влияние добавок кислот и оснований на скорость реакций в водных растворах. Это привело к заключению, что ионы водорода н гидроксила отличаются каталитическими свойствами. Дальнейшие исследования показали, что каталитическая активность кислот и оснований сохраняется и в неводных растворах, где электролитическая диссоциация весьма слаба. [c.408]

В растворе низкомолекулярного электролита, например слабой кислоты, равновесие реакции электролитической диссоциации [c.115]

Катионы многих солей также относятся к слабым кислотам. Соли в растворе необратимо диссоциируют на катионы и анионы катионы затем могут подвергаться обратимому протолизу, выполняя функцию слабой кислоты. В результате среда раствора становится кислой. Весь процесс изображают уравнениями электролитической диссоциации соли и обратимого протолиза катиона — слабой кислоты, например [c.126]

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]

Анионы многих солей также относятся к слабым основаниям, поскольку они сопряжены со слабыми кислотами. После полной электролитической диссоциации соли в водном растворе такие анионы подвергаются обратимому протолизу, выполняя функцию слабого основания. В результате среда раствора становится щелочной. Весь процесс изображают уравнениями электролитической диссоциации соли и обратимого протолиза аниона — слабого основания, например [c.128]

При смешении эквивалентных количеств слабой кислоты и сильного основания остается некоторое количество нейтральных молекул кислоты и соответствующее количество ионов ОН (активного, действующего на лакмус основания), соотношение которых регулируется постоянными электролитической диссоциации воды и кислоты. Раствор поэтому имеет щелочную реакцию. [c.187]

По окончании реакции равновесная система, в которой участвуют нейтральные молекулы слабой кислоты и нейтральные молекулы слабого основания, характеризуется в зависимости от величины постоянных электролитической диссоциации кислоты и основания нейтральной, кислой или щелочной средой. [c.187]

Как с помощью потенциометрического метода определить константу электролитической диссоциации слабой кислоты и слабого основания [c.266]

Количество образовавшейся индифферентной кислоты будет тем больше, чем меньше постоянная электролитической диссоциации слабой кислоты (тем больше слабой кислоты будет вытеснено из ее соли сильной кислотой). [c.189]

На основе теории электролитической диссоциации к правилу Бертолле следует добавить положение реакция идет до конца , если образуется очень слабый электролит (например, вода, слабая кислота, комплексный ион и др.). [c.195]

Хлорноватистая кислота является слабой кислотой константа ее электролитической диссоциации (при 25° С) К = Ю [c.605]

Как можно измерить константу электролитической диссоциации слабых кислот и оснований [c.237]

Оказывается, механизм электролитической диссоциации аммиака и кислот один и тот же. Он заключается в перемещении протонов от молекул, слабее удерживающих их, к молекулам, сильнее притягивающим. Но результат получается разный в одном случае раствор приобретает щелочную, а в других — кислую реакцию. [c.118]

Составим обычное уравнение для константы электролитической диссоциации слабой кислоты, сохраняющее свое значение не только для чистой кислоты, но и ее смеси с солью МА [c.130]

Что касается реакции среды растворов солей, образованных слабыми кислотой и основанием, то этот вопрос решается через сравнение степеней электролитической диссоциации образующихся при гидролизе кислоты и основания. Так, в рассматриваемом примере значения констант электролитической диссоциации [c.123]

Электролитическая диссоциация кислых солей описывается уравнениями реакций, различающимися в зависимости от того, сильными или слабыми кислотами они образованы [c.155]

Сущность буферного действия смеси слабой кислоты с ее солью можно рассмотреть на примере ацетатного буферного раствора. В этом растворе происходят следуюнше реакции электролитической диссоциации [c.212]

Упрощенное толкование процесса диссоциации уксусной кислоты в теории В. Косселя, теория электролитической диссоциации С. Аррениуса, гидратная теория растворов Д. И. Менделеева, предположения И. А. Каблукова позволили найти количественные соотнощения при диссоциации слабых электролитов. Прежде всего необходимо заметить, что процесс диссоциации молекул слабого электролита на ионы представляет собой процесс обратимый. И как всякий обратимый процесс, диссоциация приводит к установлению химического равновесия и подчиняется закону действия масс. Поэтому в общем виде [c.79]

Константа гидролиза бинарных солей, образованных катионами сильного основания и анионами слабых кислот, равна отношению ионного произведения воды к константе электролитической диссоциации слабой кислоты, образующейся в процессе гидролиза. [c.123]

Свойства гидратной воды. Водные растворы галогенидов щелочных металлов имеют pH, близкий к 7, но водные растворы солей многозарядных катионов обладают кислой, а многих солей щелочных металлов со слабыми кислотами — щелочной реакцией. Этот эффект обусловлен процессом гидролиза. Электролитическую диссоциацию координированной молекулы воды можно представить следующим образом [c.216]

Данные рис. 2 позволяют сделать следующие выводы. Если установить Е по НС1-буферу, показания стеклянного электрода в растворах слабых кислот будут отличаться от показаний Р1/Н2-электрода, причем расхождение увеличивается с уменьшением константы электролитической диссоциации (ср. первые точки кривых па рис. 2). [c.34]

Полученные по обоим методам золи оказались идентичными и не обнаруживали кислых свойств. Значения электропроводности этих золей совпадали с соответствующими значениями для бидистиллированной воды. При потенциометрическом титровании их щелочью были получены кривые, характерные для очень слабых кислот, чего и следовало ожидать для ЗЮа с константой электролитической диссоциации, равной 10 . [c.110]

Константа первой ступени электролитической диссоциации Н2ЗО3 соответствует диссоциации кислот средней силы. Константа второй ступени электролитической диссоциации НаЗОд соответствует диссоциации очень слабых кислот. [c.572]

Методы потенциометрического титрования. Потенциометрическое титрование-—один из объективных электрохимических способов объемного анализа — служит для определения концентрации раствора и константы электролитической диссоциации слабой кислоты и слабого основания. Его применяют при исследовании растворов, окращенных и мутных многокомпонентных с малой концентрацией слабых электролитов и других, визуальное титрование которых затруднено. Виды потенциометрического титрования аци-днметрическое, алкалиметрическое, иодометрическое и другие основаны на реакциях осаждения, окисления, восстановления, комп-лексообразования и т. п. в водных и неводных растворах. Потенциометрическое титрование проводят компенсационным и некомпенсационным методами. [c.167]

Мы получили выражение константы равновесия для электролитической диссоциации. Константа равновесия слабого электролита называется константойдиссоциации. Следовательно, константой диссоциации слабого электролита называется отношение произведения ионных концентраций к количеству недиссоциированных молекул. Константа диссоциации является величиной постоянной и характерной для данного электролита она не зависит от концентрации последнего. Ниже мы приводим константы диссоциации некоторых слабых кислот. [c.148]

Гидролиз солей, или их обменное взаимодействие с водой, происходит лишь в тех случаях, ко1 да ионы, образующиеся в результате электролитической диссоциации соли, -- катион, анион или оба вместе - способны образовывать с нонами нод1>1 Н и ОН малодиссо,циированные соединения. Гидро.лизу подвергаются соли, образованные а) слабыми кислотами и сильными основаниями б) слабыми основаниями и сильными кислотами и в) слабыми кислотами и слабыми основаниями. [c.129]

Титрование раствора уксусной или фосфорной кислоты, смеси растворов уксусной (или фосфорной) кислоты и соляной кислоты. 1. Составить хингидронно-каломельный гальванический элемент. Провести потенциометрическое титрование в той же последовательности и вычислить концентрацию раствора, как описано выше. В зависимости от задания для составления гальванического элемента использовать любые электроды индикаторный, обладающий водородной функцией (см. стр. 159) и сравнения. 2. Срав1нить полученные интегральные кривые потенциометрического титрования с кривыми титрования на рис. 34. 3. Рассчитать константу электролитической диссоциации Кц,а слабой кислоты по уравнению (XI.И) и сравнить ее со справочной Результаты внести в таблицу по форме, [c.179]

По кривым потенциометрического титрования определяют pH раствора слабой кислоты или рОН раствора слабого основания при половинном титровании (рНй илн рОНуг) и рассчитывают константу электролитической диссоциации по уравнениям [c.169]

Вычислить константу электролитической диссоциации слабой кислоты. 4. Объяснить сложный ход кривой титрования раствора Н3РО4 и вычислить константы ступеней диссоциации. [c.178]

Согласно теории электролитической диссоциации, применимой к водным растворам, кислотой является электролит, который диссоциирует с образованием ионов Н" . Сильные кислоты (НС1, HNO3, H2SO4 и др.) диссоциируют практически полностью, у слабых кислот диссоциирована лишь часть молекул. [c.156]

Удерживать постоянным значение pH — это особое свойство буферных растворов. Объясняется оио с помощью теории электролитической диссоциации сильных и слабых электролитов. Прибавим, например, к ацетатному буферному раствору немного соляной кислоты другими словами, введем ионы водорода Н . В этом случае противодействовать изменению кислотности будет соль H.i OONa, которая как сильный электролит находится в растворе в виде анионов СНзСОО и катионов Na +. Аниоиы соли СН.зСОО взаимодействуют с ионами Н+, образуя молекулы слабой кислоты [c.178]

Зная константы электролитической диссоциации кислот и оснований, легко вычислить концентрацию [Н 1 и [0Н в растворе, степень электролитической диссоциации электролита, степень гидролиза солей, изменения концентраций [Н+ и ]ОН 1 в процессе нейтрали-зации слабых кислот и слабых оснований и др. [c.134]

Сила кислот определяется их способностью к электролитической диссоциации. К сильным относятся соляная, азотная, серная, хлорная и др. Кислоты средней силы — фосфорная, сернистая. Слабые кислоты — уксусная (СНзСОСЗн), синильная (НСМ), хлорноватистая (НС10) и др. [c.41]

Рассмотрим влияние неводных растворителей на точность титрования. Точность определения кислот (или оснований) зависит в первую очередь от их способности к электролитической диссоциации. Сильные кислоты титруются с очень незначительной погрешностью. Выше было показано, что погрешность определения слабых кислот возрастает с уменьшением их констант диссоциации. Так, погрешность определения концентрации сильной хлороводородной кислоты в водном растворе ничтожна, при титровании уксусной кислоты (рЛ[ = 4,8) она увеличивается до 0,1%, а слабую борную кислоту рК = 9,2) вое1бще нельзя определить с удовлетворительной точнсрстью — ошибка доходит до 10—12 %. При переходе от более сильных кислот (СНзСООН) к более слабым (НВОа) возрастают константы основности сопряжешых оснований в соответствии с зависимостью [c.127]

Как видно, у Н3РО4 преобладает первая ступень диссоциации. Анион Н2РО4 в/дет себя уже как более слабая, а ион HP04 как очень слабая кислота. Всегда К >К2 Кг, т. е. первичная диссоциация больше вторичной, вторичная больше третичной. Константа электроли-, тнческой диссоциации не зависит ни от концентрации раствора электролита, ни от присутствия в растворе других электролитов. Константа электролитической диссоциации дает более общую характеристику электролита, чем степень диссоциации. Константа диссоциации зависит от температуры и природы растворителя. [c.89]

Из этого выражения видно, что если концентрация ионов водорода намного больше величины Кщк, то (1 — а) = I, т. е. практически все вещество в растворе находится в недиссоциированном состоянии. Если же Н[+] 4(Кдис, то доля недиссоциированных молекул в растворе становится ничтожно малой. Для решения технологических задач определение доли недиссоцинрован-ных молемул адсорбируемого вещества в растворе с точностью до 0,1% вполне достаточно. Следовательно, при адсорбции слабых кислот рНопт = рЯ днс — 3 (напомним, что pH н р/Сдис — соответственно отрицательные логарифмы концентрации, точнее, активности водородных ионов и константы электролитической диссоциации веществ). [c.101]

Однако эти значения не могут быть использованы непосредственно для вычисления константы электролитической диссоциации Н2О2. Нулевой потенциал стеклянного электрода был установлен по НС1 — КСЬсмеси, содернгащей сильную кислоту. Стеклянный электрод, установленный по буферу, содержащему сильную кислоту, в растворах слабо кислоты будет давать отклонение тем большее, чем сильнее разнятся их константы, особенно в щелочной области. Ввиду того, что НдО, является очень слабой кислотой, наиболее целесообразной являлась установка электрода по чистому раствору щелочи. Для этого тот же объем воды в тех же условиях был протитрован едким кали. При всех титрованиях для устранения углекислоты воздуха над жидкостью пропускался ток чистого азота. [c.46]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология