Концентрация слабой кислоты

Для регулировки pH жидкостей тела используются химические буферы. Буферный раствор содержит относительно высокую концентрацию слабой кислоты и ее соли. Например, буферная комбинация лимонной кислоты и ее соли часто используется в коммерческих пищевых продуктах. [c.459]

Определите pH 0,01 М раствора уксусной кислоты. Как сказывается уменьшение концентрации слабой кислоты в [c.166]

Если раствор содержит достаточно большие концентрации слабой кислоты и соли с анионом этой кислоты, то такой раствор устойчив к изменениям концентрации ионов водорода. [c.240]

Для расчета константы диссоциации по уравнению (9.14) необходимо знать концентрацию слабой кислоты с, эквивалентную электрическую проводимость Л, при этой концентрации и предельную эквивалентную электрическую проводимость Я". [c.63]

Ответ. Степень протолиза НСЮ в присутствии НЫОз равна 3-10 , или 3-10 %. (Обратите внимание, что в расчетную формулу для степени протолиза не входит концентрация слабой кислоты или слабого основания, если слабый протолит находится в присутствии избытка одноименных ионов среды протолиза.) [c.138]

Область буферирования, т. е. интервала pH, в котором pH остается постоянным. Область буферирования pH зависит от соотношения концентраций слабой кислоты и сопряжен- [c.28]

Концентрацию аниона слабой кислоты в буферном растворе часто без заметной погрешности можно приравнять концентрации соли, т. е. [СНзСОО ] = Сд, а общую концентрацию слабой кислоты — ее равновесной концентрации, т. е. [СНзСООН] = Сд. Тогда константа диссоциации кислоты будет иметь вид [c.54]

Что такое буферное действие, буферная емкость Из каких веществ готовят буферные растворы Как зависит буферная емкость от соотношения концентраций слабой кислоты и ее соли и от общей концентрации раствора Как рассчитать pH буферного раствора [c.198]

При разбавлении буферного раствора водой pH изменяется очень незначительно, так как, хотя концентрация слабой кислоты или слабого основания уменьшается, концентрация образуе-мых ими ионов водорода или гидроксид-ионов увеличивается за счет повышения степени диссоциации электролита. Эти два процесса взаимно компенсируются, и в конечном результате концентрация ионов водорода или гидроксид-ионов сохраняется постоянной. [c.324]

ИЗ которого следует, что буферная емкость прямо пропорциональна начальной концентрации слабой кислоты Сд. Суммарная концентрация свободной кислоты и ее соли, имеющихся в рас- [c.602]

Концентрация слабой кислоты увеличивается в 100 раз. Во сколько раз увеличится (уменьшится) степень диссоциации кислоты [c.114]

Тогда к исследуемому раствору можно добавить соответствующий окрашенный индикатор. Достаточно выбрать индикатор, зона изменения окраски которого включала бы pH точки эквивалентности. Рассмотрение кривых нейтрализации (рис. 99—101) показывает, что в случае нейтрализации сильной кислоты сильным основанием можно, например, воспользоваться как метилоранжем, так и фенолфталеином. При определении концентрации слабой кислоты с помощью сильного основания только фенолфталеин может выявить точку эквивалентности. Наконец, при определении концентрации из кривой нейтрализации сильной кислоты слабым основанием применяют метилоранж. [c.260]

Из уравнения (13.6) следует, что концентрация ионов водорода в буферном растворе пропорциональна концентрации кислоты и обратно пропорциональна концентрации соли, а pH буферного раствора будет изменяться только в зависимости от отношения концентрации слабой кислоты и ее соли [см. уравнение (13.7)]. [c.128]

Исходя из определенной таким образом концентрации и полной аналитической концентрации слабой кислоты, можно вычислить степень ее диссоциации и константу диссоциации (уравнение 3). [c.170]

Первое требование, которому должна удовлетворять аналитическая реакция, - это прохождение ее до конца. В то же время в аналитической химии при точном определении концентрации слабых кислот широко используется метод титрования их растворов растворами щелочей, хотя ясно, что вследствие гидролиза образующихся солей такая реакция никак не может протекать до конца. Объясните это противоречие. [c.462]

Максимальная буферная емкость наблюдается у растворов, которые содержат равные концентрации слабых кислот и их солей, а также равные концентрации слабых оснований и их солей. [c.117]

Пусть [НА], [Н ] и [А ] представляют собой соответственные концентрации слабой кислоты НА и продуктов ее ионизации— Н и А, образующихся согласно уравнению [c.27]

С —концентрация слабой кислоты [c.429]

Варьируя концентрацию слабой кислоты и ее соли, удается получить буферные растворы с заданными величинами pH. [c.45]

Обозначим через с исходную концентрацию слабой кислоты (в г-экв) и через Ь — концентрацию добавленной сильной щелочи (в г-экв). Общий объем будет сохраняться постоянным . Поскольку раствор должен быть электронейтральным [c.97]

Растворы, содержащие в равных молярных концентрациях слабую кислоту (или основание) и ее сильную соль. К этому классу относятся буферные растворы, составленные из слабой кислоты ИВ и ее сильной соли МеВ (обе в концентрации с) или из слабого основания В и его сильной соли НВХ (оба в концентрации с). Слабая кислота, и основание могут иметь заряд. Ионное равновесие для обоих типов запишется [c.101]

Эти представления могут быть распространены на буферные растворы следующим образом. Отношение концентраций слабой кислоты НА и сопряженного с нею основания А фиксировано оно равняется буферному отношению Я, и н приблизительно равно Уменьшение диэлектрической проницаемости изменяет ан в силу того влияния, которое оно оказывает на отнощение коэффициентов активности. Последнее определяется зарядами, которые несут НА и А. Поэтому кислотность буферной системы типа НА, А понижается при увеличении диэлектрической проницаемости, в то время как для типа НА+, А она увеличивается. [c.182]

Слабые кислоты, добавленные в небольших концентрациях к сильным кислотам, увеличивают скорость (10% концентрации слабой кислоты) [c.207]

При разбавлении буферного раствора водой отношение аналитических концентраций слабой кислоты и ее соли остается постоянным. Коэффициенты же активности могут изменяться по-разному. Однако при разбавлении буферных растворов их pH изменяется незначительно, и в ряде случаев этим измене-ргием можно пренебречь. Например, pH смеси одинаковых объемов 1/15 н. раствора Na2HP04 и 1/15 н. раствора НаНгРОд равна 6,81. После разбавления в 5 раз pH = 6,99, при разбавлении в 20 раз — 7,07 в 100 раз — 7,10. Этот пример показывает также, что буферные смеси можно приготовлять пе только из кислоты (или основания) и соли, но и из двух солей на разных ступенях диссоциации. Буферные системы, например [c.494]

Поскольку титрование в данном случае проводят в сильнокислых растворах с постоянной концентрацией кислоты, коэффициенты активности можно сократить или перенести их в константу в и все расчеты проводить со значениями концентрации. После достижения в ходе титрования стандартного потенциала е реЗ+ р 2+ половина исходного количества Ре(П) переходит в окисленное состояние. В данном случае изменение потенциала при добавлении титранта (Де/ДУ) имеет минимальное значение. Такая же картина наблюдается при кислотно-основном титровании. Функциональная зависимость между значением pH и отношением концентрации соли к концентрации кислоты точно такая же, как между разностью потенциалов и отношением концентраций компонентов редокс-системы. Как только половина слабой кислоты будет оттитрована, концентрация слабой кислоты и концентрация ее соли соавниваются. Это означает, что значение pH примерно равно значению рК [c.324]

Поскольку буферный раствор содержит относительно высокие концентрации слабой кислоты и ее соли,, можно принять с достаточным приближением-, что равновесные концентрации нх и Сх- равны исходной концентрации кислоты Снх и соли Смах- Тогда [c.146]

Если известны концентрация слабой кислоты (или основания) и численное значение константы диссоциации, легко рассчитать концентрацию ионов водорода и pH раствора. Так как при диссоциации образуются равные количества ионов водорода и ацетат-ионов, то [Н+] = [СН3СООН] и [c.166]

Эти соотношения показывают, что pH буферного pa iuo t.( определяется константой диссоциации слабой кислоты илн слабого основания и зависит от отношения концентраций слабы кислоты или основания к концентрации соли. [c.323]

Очень слабая кислота — сильное основание. В случае очень слабых кислот, у которых Ка меньшб 10 , или в случае очень разбавленных растворов слабых кислот (<0,001 н.) еще до достижения точки эквивалентности pH раствора становится больше 10 вследствие гидролиза. Кривая нейтрализации (2) показана на рис. 16, б. Если титруется раствор кислоты, имеющей /Са=Ю- , точка эквивалентности лежит при pH И. Перегиб кривой в точке эквивалентности незначителен, а в более разбавленных растворах еще менее значителен. Если аКа<.27Kw, то при достижении точки эквивалентности не происходит заметного изменения наклона кривой (а — начальная концентрация слабой кислоты). [c.39]

При концентрации слабой кислоты, равной 0,1 М, принять различные значения /Сдисс 10 Ю , 10 . Установить характер изменения формы кривых в зависимости от 31начения Каисс- [c.414]

Здесь 0,51/кап — половина объема капли титранта Скисл — концентрация слабой кислоты до начала титрования Ккнсл — начальный объем раствора слабой кислоты pKw — показатель константы диссоциации воды при данной температуре Соси — концентрация титранта Л Vo H —порция титранта, добавляемая в ходе титрования л —целое положительное число для установления первой порции объема титранта V°a Jn, где У°оси — объем титранта в точке экви- [c.414]

На рис. 85 и 86 изображены кривые потенциометрического титрования соляной и уксусной кислот едким натром. Пунктиром дан ход кривой dE/dV. Потенциометрически можно оттитровать смесь двух кислот, если константа диссоциации одной из них в 10 раз больше другой. Если концентрация слабой кислоты в растворе в 100 раз меньше, чем таковая сильной кислоты, то константа диссоциации последней должна быть в 10 больше, чем слабой это нужно, чтобы [c.501]

О с т в а л ь д а. Из него следует, что при уменьшении абсолютной вел1ичины концентрации слабой кислоты или слабЬго основания (т. е. при разбавлении раствора) относительные концентрации водородных и гидроксильных ионов (взятые по отношению к концентрации недиссоциированных молекул кислоты или основания) будут увеличиваться. Так, например, если 1 моль уксусной кислоты растворить в 1 л воды, то- концентрация Н при комнатной тем.пературе будет равна 0,004 моляр ной, т. е. кислота окажется ионизированной на 0,4%, Если то же самое количество уксусной кислоты растворить в 1500 л воды, то концентрация Н будет около 0,000097 молярной, но ионизация будет теперь составлять 14,7% от общего количества находящейся в растворе ки1Слоты. [c.27]

Такие элементы могут служить только для определения констант диссоциации, но для этой цели они очень удобны. Буферное действиё смесей растворов используется для того, чтобы точно и просто измерять малые концентрации водородных ионов при относительно низких значениях ионной силы. Экстраполяция полученных данных производится на короткие промежутки и является практически прямолинейной. Концентрация слабой кислоты HR и концентрации двух солей MR и M I подбираются приблизительно равными в качестве катиона М обычно служит натрий или калий. Применение электрода серебро-хлористое,] серебро имеет ряд практических преимуществ, однако в тех случаях, когда этот электрод неприменим, можно использовать и другие электроды. [c.463]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология