Понижение диссоциации слабых кислот

Все предложенные объяснения закономерностей в изменении силы кислот, собранные в табл. 11, учитывают количество эквивалентных атомов кислорода в анионе кислоты, которое повышается от одного для очень слабых кислот Х(ОН)ш до четырех для очень сильных — ХОз(ОН)тп. Отрицательный заряд аниона будет равномерно распределен между этими атомами кислорода. Были высказаны различные точки зрения на то, почему распределение заряда стабилизует ион и, следовательно, усиливает кислоту. Одно из объяснений основано на электростатической модели. Оно исходит из того, что электростатическая энергия заряженной системы тем меньше, чем больше ее объем. Другой подход базируется на квантовой теории и объясняет стабилизацию либо резонансом или мезомерией нескольких структур иона, либо (что то же самое) понижением энергии молекулярной орбитали за счет делокализации электронов по нескольким связям. Хотя квантовый подход должен быть более фундаментальным, однако оценить его пригодность для обсуждаемой проблемы довольно трудно, так как применение этого подхода зависит отточки зрения на природу связей X— О в молекуле кислоты и в анионе. Например, процесс диссоциации хлористой кислоты можно представить следующими двумя схемами [c.118]

Заметное влияние на степепь диссоциации слабого электролита оказывает присутствие в растворе сильной кислоты или основания. Прибавление сильной кислоты к раствору слабой кислоты приводит к понижению степени электролитической диссоциации слабого электро- [c.14]

Описаны критерии кондуктометрического титрования кислых солей сильных и слабых двухосновных кислот [196]. Объектами исследования служили кислые соли серной (р/(а = —3 1,9) и винной (р/Са = = 2,98 4,34) кислот. Хронокондуктометрические кривые титрования 0,075 н. растворов этих солей щелочью показаны на рис. 65 и 66. При взаимодействии с гидроокисью натрия сначала протекает реакция нейтрализации, которая вызывает понижение электропроводности раствора для гидросульфатов и повышение— для гидротартратов, что соответствует константам диссоциации этих кислот. Окончание реакции нейтрализации фиксируется первым изломом кондуктометрической кривой при следующих условиях. [c.146]

Возникновение АрН на мембране может служить основой для вторичного активного транспорта и органических веществ. В плазмалемме обнаружены белки-переносчики сахаров, аминокислот, которые приобретают высокое сродство к субстрату только в условиях протонирования. Поэтому когда Н+-насос начинает работать и на наружной поверхности плазмалеммы увеличивается концентрация ионов Н+, то эти белки-перено-счики протонируются и связывают сахара (аминокислоты). При переносе молекул сахара на внутреннюю сторону мембраны, где ионов Н+ очень мало, Н+ и сахара освобождаются, причем сахара поступают в цитоплазму, а ионы Н+ снова выкачиваются из клетки Н+-насосом, По существу, Н+ играет в этом процессе роль катализатора. Точно так же в симпорте с ионами Н+ в клетку могут поступать и анионы. Кроме того, анионы слабых органических кислот при понижении pH на поверхности плазмалеммы могут проникать через мембрану в виде незаряженных молекул (если они растворимы в липидной фазе), так как с повышением кислотности снижается их диссоциация. [c.263]

Составляя подобным же образом таблицу изменения потенциала водородного электрода при титровании сильных кислот слабыми основаниями, слабых кислот сильными или слабыми основаниями (и наоборот) убедимся, что скачок потенциала р зко уменьшается с понижением степени диссоциации реагирующих кислот и оснований. Это обстоятельство отражено в уравнениях (76) и (96), поскольку в них входят константы диссоциации кислот и оснований. [c.42]

Степень диссоциации а слабых электролитов в соответствии с уравнением (19) или (19а) определяется на основании отклонений понижения температур замерзания и повьппения температур кипения от закона Рауля — Вант-Гоффа. Для слабых кислот (принимая во внимание общую концентрацию) можно определить и концентрацию водородных ионов. [c.103]

Повышение температуры, усиливая диссоциацию воды, повышает концентрацию водородных и гидроксильных ионов. При гидролизе солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой или сильным основанием и слабой кислотой, в том же направлении влияет и понижение концентрации раствора. Поэтому для усиления гидролиза следует пользоваться более разбавленными растворами и работать при более высокой температуре. Для ослабления гидролиза благоприятны противоположные условия. [c.60]

Степень гидролиза р зависит от температуры, концентрации раствора и pH среды. Повышение температуры, усиливая диссоциацию воды, увеличивает концентрацию водородных и гидроксильных ионов. При гидролизе солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой или сильным основанием и слабой кислотой, имеет значение и понижение концентрации раствора. Поэтому для усиления гидролиза следует пользоваться разбавленными растворами с более высокой температурой. Если какой-нибудь продукт гидролиза выделяется из раствора, выпадая в осадок, или улетучивается, то гидролиз протекает практически с полным разложением исходной соли. [c.24]

Т. е. чем меньше с, тем больше а. При очень малых концентрациях а приближается к 1, что является важным путем для определения констант диссоциации. Приведенные формулы показывают, что те концентрации слабых кислот, при которых повышается степень диссоциации, соответствуют понижению констант диссоциации. [c.193]

Для дифференцированного кондуктометрического титрования смесей солей слабых кислот или солей слабых оснований необходимо, чтобы разница в значениях показателей констант диссоциации последовательно вытесняемых слабых кислот или слабых оснований была 2, если концентрации солей мало отличаются, и 3, если концентрации сильно отличаются друг от друга. При титровании сначала вытесняется более слабый электролит, затем более сильный. Однако кроме этого необходимо, чтобы отличались подвижности анионов слабых кислот, если титруют смесь солей слабых кислот, или подвижности катионов слабых оснований, если проводят анализ смеси солей слабых оснований. Поскольку подвижности анионов и катионов (кроме ОН и Н+) в общем мало отличаются, достаточно четкий излом, фиксирующий окончание взаимодействия первой соли, наблюдается только в некоторых случаях. Например, дифференцированное титрование компонентов имеет место в смеси гидрохлорида гидрокси-ламина и хлорида аммония. При взаимодействии с щелочью сначала вытесняется гидроксиламин, затем аммиак. Подвижность ионов аммония выше, чем гидрокси-ламмония, поэтому понижение электропроводности раствора при вытеснении гидроксиламина менее сильное, чем при вытеснении аммиака. Избыток щелочи вызывает резкое увеличение электропроводности раствора. [c.55]

В неводных растворах у большинства электролитов степень диссоциации меньше, чем в водных. Даже полностью диссоциированные в воде электролиты в большинстве неводных растворителей диссоциируют частично. Уменьшение силы слабых в воде электролитов в неводных растворах может быть очень значительным. Только в некоторых случаях удается усилить диссоциацию слабых электролитов подбором соответствующей среды. Например, сила слабых в воде оснований увеличивается в протогенных растворителях (уксусная кислота), а очень слабых кислот —в протофильных растворителях (жидкий аммиак). Величины равновесных концентраций ионов одних и тех же электролитов при одной и той же концентрации растворенного вещества в различных растворителях изменяются, что влияет на ионную силу раствора. Поэтому отклонение величины % при данной концентрации от Яог может быть различным. Кроме этого, понижение удельной электропроводности раствора электролита при титровании в неводных растворах может быть вызвано уменьшением равновесных концентраций ионов, обусловленным ослаблением силы электролитов. Поэтому удельная электропроводность растворов одного и того же электролита в различных растворителях и ее изменение в процессе титрования в различных растворителях могут варьироваться в широких пределах. [c.26]

Теоретические кривые титрования смесей оснований показаны на рис. 40. Если сравнить эти кривые с кривыми титрования смесей кислот (см. рис. 37), то можно заметить, что они совпадают не полностью. Отличие заключается прежде всего в том, что понижение электропроводности раствора до первой точки эквивалентности при титровании смесей оснований менее сильное, чем при титровании смесей кислот, что объясняется более низкой подвижностью гидроксильных ионов, по сравнению с подвижностью водородных ионов. Изменение электропроводности при титровании слабого основания и слабой кислоты в смесях полностью совпадает, если равны константы диссоциации слабых электролитов и подвижности их катионов и анионов. Однако избыток сильной кислоты при титровании смесей оснований вызывает более сильное повышение электропроводности раствора, чем избыток сильного основания при титровании кислых смесей. Можно отметить, что закругление кондуктометрической кривой в первой точке эквивалентности при титровании смеси, содержащей сильное и слабое основания с рКь = 4, менее резко выражено по сравнению с кривой титрования смесн кислот такой же силы. [c.106]

Таким образом, прибавление сильной кислоты к раствору слабой кислоты приводит к понижению степени электролитической диссоциации слабого электролита. [c.46]

Особенно пригодно титрование, основанное на измерении электропроводности, для реакций нейтрализации очень слабых кислот и оснований с константами диссоциации порядка величины 10 и ниже. Здесь получаются значительно более благоприятные условия, нежели при титровании с помощью индикаторов, так как, благодаря графическому определению точки эквивалентности, гидролиз менее влияет на результаты титрования. Для графической экстраполяции пользуются как раз теми (прямолинейными) отрезками кривой титрования, которые соответствуют отсутствию гидролиза, благодаря присутствующим еще свободным слабым кислотам или избыточной щелочи. Вследствие этого получаются безукоризненные результаты даже при таких условиях, когда титрование с помощью индикаторов дает явно пониженные или же совершенно негодные результаты. I. М. Kolthoff 2 титровал например, еще 0,01 н. борную кислоту с помощью 0,1 н. щелочи с точностью до 0,3%, 0,01 н. фенол с помощью 0,1 и. щелочи с точностью до 0,7% и 0,1 мол. гексаметилентетра-мин с помощью 0,1 н. соляной кислоты с теоретическим результатом. [c.466]

Скачок потенциала резко уменьшается с понижением степени диссоциации (рис. 5) и с разбавлением титруемого раствора и титранта. Если 10 н. растворы сильных кислот (оснований) еще можно с достаточной точностью титровать разбавленными растворами сильных оснований (кислот), то при титровании слабых электролитов для получения точных результатов следует применять концентрированные (до 1 н.) растворы титрантов. [c.64]

Двухосновные кислоты, достаточно хорошо диссоциирующие по первой ступени (р/Сд < 2,5), но слабо диссоциирующие по второй ступени (р/С" = 6—10), дифференцированно титруются по ступеням нейтрализации. Если кислота сильно диссоциирована по первой ступени и слабо по второй, наблюдается линейное понижение электропроводности до первого излома и линейное повышение электропроводности до второго излома кондуктометрической кривой. Примером может служить кривая титрования (рис. 18,5) хромовой кислоты (p < ==—1, рКд = = 6,50). Уменьшение степени диссоциации кислоты по первой ступени приводит к изгибу кондуктометрической кривой до первой точки эквивалентности. Такого типа кривая (рис. 18,е) получается при титровании малеиновой кислоты (р == 1,92 р/С = 6,23). [c.100]

Слабые кислоты. При титровании умеренно слабой кислоты, например уксусной, сильным основанием, например гидратом окиси натрия, получается кривая титрования I, изображенная на рис. 25. Исходный раствор слабой кислоты имеет малую электропроводность, и прибавление щелочи может вызвать вначале ее дальнейшее понижение, несмотря на образование хорошо проводящей соли, например уксуснокислого натрия, о объясняется тем, что общий анион, т. е. ион ацетата, под авляет диссоциацию уксусной кислоты. Однако по мере дальнейшего прибавления щелочи электропроводность сильно диссоциированной соли скоро превосходит электропроводность слабой кислоты, которую она замещает, и удельная электропроводность раствора начинает возрастать. После достижения эквивалентной точки электроп роводность возрастает еще быстрее благодаря образованию избытка свободной щелочи в этой области кривая титрования параллельна соответствующей части кривой, изображенной на рис. 24. [c.116]

Концентрацию ионов водорода (гидроксила) в растворе слабой кислоты (основания) в присутствии ее соли можно вычислить по следующей приближенной формуле [Н ]-=/СС/д (для основания соответственно [ОН ] = КС/а , где К — константа диссоциации, С — концентрация кислоты (основания) и а — концентрация соли. Например, для 0,1 н. раствора уксусной кислоты, содержащего одновременно /юо нормального веса (N=M = 82) Ha OONa в литре, концентрация иона водорода будет равна [Н-] = 0,1-2- 10-5/0,01 = 2- 1Q-4, т. е. 0,0002 г-ион/л. Так как тот же 0,1 н. раствор уксусной кислоты в отсутствие соли содержит 0,0014 г-ион водорода (доп. 21), видим, что прибавление даже такого ничтожного количества соли, как 0,8 г на литр, вызывает понижение концентрации ионов водорода в семь раз. [c.188]

Пользуясь тем, что константа диссоциации слабого электролита является величиной постоянной, можно изменять концентрации отдельных ионов в растворе. Этим часто пользуются в химической практике, особенно для понижения концентрации ионов водорода или гидроксила, т. е. кислотности или щелочности среды. Так, чтобы понизить кислотность раствора уксусной кислоты, нужно добавить к нему ион СН3СОО-, например в виде соли СНзСООЫа. Подобным же образом при добавлении к раствору гидроокиси аммония какой-нибудь аммонийной соли, например ЫН4С1, понижается концентрация ионов ОН-, т. е. щелочность раствора. [c.39]

I — не постоянная величина, а величина, зависящая от концентрации. Мы можем в этом и сами убедиться, взглянув на табл. 4.1, в которой приведены результаты классической работы Нойеса и Фолка. Согласно теории Аррениуса, кислоты, основания и соли в водных растворах в той или иной степени подвержены диссоциации. Это приводит к увеличению числа частиц, в растворе, что в свою очередь обусловливает повышение осмотического давления, понижение температур замерзания и соответствующие изменения других сопряженных свойств. Аррениус не делал при этом различия между сильными электролитами, такими, как галогениды щелочных металлов, которые, как теперь известно, находятся в растворе в полностью ионизированном состоянии, и слабыми электролитами, например низшими членами ряда жирных кислот. В дальнейшем было выяснено, что к сильным и слабым электролитам необходимы различные математические подходы, однако это нисколько не уменьшает ценности блестящей исходной идеи Аррениуса. [c.202]

Следует отметить, что в подавляющем большинстве случаев независимо от полярного характера заместителя все ор-тозамещенные карбоновые кислоты имеют более высокую константу диссоциации, чем их мета- и нара-изомеры [71. Однако есть исключения, и среди немногих находится о-ацетилбензойная кислота, которая более слабая, чем м- и п-пропзводпые. Здесь сказывается своеобразие ацетильной гр ппы, заключающееся в ее повышенной гомолизации (причины будут рассмотрены ниже) и, следовательно, в ее пониженной способности к образованию КПЗ. Это подтверждается. например, тем обстоятельством, что из двух форз для 1-ацетил-2-метил-.Л -циклогексена вторая чески невыгодна. [c.57]

Значения рН в воде при +20 °С составляли соответственно 8,0 и 6,5 для трисового и фосфатного буферных растворов. Следует отметить сильную температурную зависимость ран+ трисовых буферных растворов. Величина ра.ц+ растет линейно как функция обратной температуры и при понижении от +20 до —50 °С увеличивается на 2+3 единицы для таких слабых электролитов, какими являются трисовый и глициновый буферы. Величина ран+ фосфатных буферных растворов, как видно из приведенных выше данных, изменяется в водно-органических смесях разного состава, но практически не зависит от температуры. Интересно, что в бо-ратных буферных растворах при понижении температуры наблюдается увеличение активности протонов, что, вероятно, связано с полимеризацией борной кислоты. Это явление было использовано для протонирования пуриновых полинуклеотидов при низких температурах [620]. Процессы, приводящие к изменению констант диссоциации и рН, обратимы с изменением температуры, т. е. с помощью температуры можно регулировать рН среды, не меняя химического состава системы. [c.236]

Гидролиз солей, образованных слабым основанием и сильной кислотой, таких, как растворы солей алкалоидов и синтетических азотистых оснований, в которых гидролиз протекает практически полностью. Ионы гидроксила, образуюш 1еся при диссоциации молекулы воды, связываются в малодиссоциируемое основание ВОН, в результате в растворе накапливаются свободные ионы Н" , что приводит к понижению pH раствора [c.136]