Растворы, вычисление слабой кислоты

ИОННОЕ ПРОИЗВЕДЕНИЕ ВОДЫ, ВЫЧИСЛЕНИЕ pH РАСТВОРОВ СИЛЬНЫХ И СЛАБЫХ КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ [c.56]

Поэтому при вычислении pH здесь исходят из уравнения константы ионизации соответствующей слабой кислоты. Для расчета кривой титрования необходимо вывести три формулы а) расчет [Н+] (pH) до титрования, т. е. в растворе слабой кислоты б) расчет [Н+] (pH) в процессе титрования, когда в растворе присутствует слабая кислота и ее соль и, наконец, в) расчет [Н+] (pH) в точке эквивалентности, когда в растворе находится только соль слабой кислоты и сильного основания. Прежде всего рассчитаем [Н+] и pH в растворе слабой кислоты НАп. Кислота ионизирует в растворе [c.261]

Соли слабых оснований или слабых кислот гидролизованы в водных растворах (см. гл. XI), причем эти растворы ведут себя так, как будто они содержат избыток сильной кислоты или сильного основания. Согласно закону действующих масс, присутствие сильной кислоты снижает диссоциацию более слабой кислоты, так что истинная электропроводность воды, обусловленная главным образом угольной кислотой, при этом уменьшается. Таким образом, в случае соли слабого основания и сильной кислоты поправка на электропроводность воды должна быть несколько меньше, чем значение электропроводности воды. Для растворов солей слабой кислоты и сильного основания, имеющих щелочную реакцию, величина поправки неопределенна, однако в литературе описаны методы ее вычисления, основанные на предположении о том, что присутствующая в воде примесь представляет собой угольную кислоту [10]. При использовании сверхчистой воды поправкой на электропроводность растворителя можно обычно пренебрегать при условии, если раствор не слишком разбавлен. [c.80]

Многоосновные кислоты. Для вычисления pH растворов многоосновных слабых кислот необходимо выбрать соответствующие константы диссоциации. [c.294]

Вычисление концентрации водородных ионов [П ] в растворе одноосновной слабой кислоты. Для слабой одноосновной кислоты, диссоциирующей по схеме [c.38]

При титровании разбавленных растворов более слабых кислот (у которых константа ионизации /С имеет меньшее значение) скачок величины pH у точки эквивалентности меньше. В качестве примера мы приводим таблицы титрования кислот (табл. 8 и 9), у которых константы ионизации соответственно равны 10" и 10 . В этих случаях при вычислении pH раствора вблизи эквивалентной точки приходится считаться с тем, что даже в присутствии небольшого избытка кислоты или щелочи соль слабой кислоты будет гидролизоваться. [c.73]

Итак, при вычислении pH раствора многоосновной слабой кислоты обычно принимают во внимание лишь первую ступень ионизации. Это возможно в тех случаях, когда константа ионизации кислоты по первой ступени в 1000 раз больше константы ионизации этой кислоты по второй ступени. [c.77]

Вычисление pH буферных растворов, образованных слабой кислотой и ее солью. [c.81]

Так же, как это было сделано выше, можно показать, что приведенная формула применима и для вычисления pH раствора основания в старом смысле этого слова, и для вычисления pH раствора соли слабой кислоты и сильного основания. [c.17]

В точке эквивалентности должен быть только 0,05 н. раствор хлористого аммония и не должно быть избытка гидроокиси аммония или соляной кислоты. По формуле для вычисления рОН раствора соли слабого основания и сильной кислоты (см. 78) находим [c.311]

Во всех рассмотренных случаях возможна двоякая трактовка систем с идентичным результатом вычислений. Например, раствор ацетата аммония мы можем одинаково хорошо рассматривать как раствор смеси слабой уксусной кислоты и слабого аммониевого основания или как раствор, содержащий слабую кислоту — ионы аммония и слабое основание — ионы ацетата- [c.142]

В общем виде формула для вычисления а — в растворе двуосновной слабой кислоты в присутствии сильной КИСЛОТЫ будет [c.130]

В общем виде уравнение для вычисления активности ионов Н" в растворе одноосновной слабой кислоты в присутствии соли той же кислоты будет [c.135]

Уравнение (3) показывает также, что в растворе, содержащем эквивалентные количества слабой кислоты и сильного основания, гидроксильные ионы вступают в реакцию неполностью, и, следовательно, в момент эквивалентности концентрация ионов ОН больше концентрации ионов Н3О+. Следовательно, pH раствора больше 7. Для вычисления концентрации ионов водорода и pH в момент эквивалентности напишем выражение константы равновесия для реакции (3) [c.95]

Выведенные формулы для вычисления Сн+ и pH в растворах одноосновных слабых кислот иногда можно использовать и для вычисления этих величин в растворах двуосновных слабых кислот. Например, в растворе сероводородной кислоты практически имеет место лишь диссоциация по уравнению [c.129]

Примечание. Вычисление величин pH растворов, содержащих слабую кислоту (например уксусную) вместе с ее солью, может быть сделано следующим образом. [c.157]

Для смеси слабой кислоты с ее солью можно рассчитать концентрацию водородных ионов, если известны концентрации кислоты и ее соли, а также константа диссоциации кислоты. Для расчета пользуются тем же выражением константы диссоциации кислоты, которое применялось для вычисления величины рн раствора свободной слабой кислоты или ее соли [c.295]

В точке эквивалентности получается раствор угольной кислоты. Если для титрования применяют 0,1 н. (или более концентрированную) соляную кислоту, можно пренебречь изменением объема и принять, что в конце титрования образуется 0,03 М раствор угольной кислоты. По формуле для вычислений pH раствора слабой кислоты см. 77) находим [c.312]

При других концентрациях вычисление ведут по приведенным ранее полным формулам. Если концентрации изменяются в 10, 100 и т. д. раз, можно также воспользоваться графиком. Так, при разбавлении уксусной кислоты в 10 раз точка, отвечающая значению pH, передвигается вправо (к нейтральному раствору) на 0,5. При разбавлении раствора соли слабой кислоты происходит такой же сдвиг влево (т. е. свойства раствора также становятся ближе к свойствам нейтрального раствора). Для смеси слабой кислоты и ее соли, при изменении соотношения в 10 раз, точка, соответствующая значению pH, перемещается на единицу. При этом, очевидно, если в растворе становится больше соли (например, СНзСООМа), то точка [c.298]

Формулы для вычисления pH раствора кислой соли (независимо от концентрации) и для смеси 1 М (или вообще эквивалентных количеств) растворов слабой кислоты с ее солью имеют вид, удобный для графического изображения. Ранее было показано, что при названных условиях pH смеси кислоты с ее солью можно рассчитать по формуле [c.303]

Ответ показывает, что применение приближенного уравнения допустимо, так как — [Н + ] и в действительности равноценны и с . Только в крайних случаях, когда кислота содержит несколько 17роцентов своей соли, необходимо применять квадратное уравнение. С другой стороны, надо учесть гидролиз соли слабой кислоты при вычислении [Н+] в растворе соли слабой кислоты, содержащем только следы свободной кислоты [c.28]

Для вычисления концентрации гидроксильных и водородных ионов в растворе соли слабой кислоты и сильного основания рассмотрим схему реакции ее гидролиза, обозначив через С и х соответственно начальную концентрацию соли и концентрацию гидролизованной части соли [c.123]

Титрование слабых кислот. При титровании раствора слабой кислоты рабочим раствором сильного основания получается соль, имеющая щелочную реакцию вследствие гидролиза. Поэтому необходимо применять индикатор с рТ>7 (слабый индикатор). Более точная характеристика получается путем вычисления pH в точке эквивалентности. [c.312]

Следует обратить внимание на то, что при нейтрализации сильной кислоты сильным основанием pH в точке эквивалентности не зависит от концентрации полученного раствора. В случае нейтрализации слабой кислоты pH зависит не только от константы ионизации кислоты, но и от концентрации. Обратимость реакции нейтрализации при титровании слабых кислот сильными основаниями не препятствует проведению объемного анализа, но титрование здесь должно вестись не до нейтральной реакции раствора, а до вычисленного pH в точке эквивалентности. [c.97]

При вычислении э. д. с. в данном случае вместо активностей ионов водорода в растворах слабых кислот можно использовать их концентрации (г-нон/л), [c.156]

Зная константы нестойкости комплексного иона и его концентрацию, можно приближенно вычислить конпентрацию молекул -и менее сложных ионов, являющихся продуктами 010 ступенчатой диссоциации. Ход вычислений полностью совпадает при этом с ранее рассмотренной методикой определения ионного состава в растворах слабых электролитов, в частпостн многоосновных кислот. Так, вычисление концентраций составных частей двухлигандного комплекса аналогично вычислению концентраций ионов в растворе двухосновной слабой кислоты и соответственно трехлигандного комплекса — определению концентраций ионов в растворе трехосновной кислоты и т. д. [c.99]

Для вычисления pH растворов многс10сновных слабых кислот нужно рассмотреть вклад всех ступеней диссоциации. [c.101]

Вычисление pH раствора, содержащего слабую кислоту и сопряженное с ней основание. Рассмотрим раствор с общей концентрацией кислоты СиА и общей концентрацией сопряженного основания СкаА- Важнейшие равновесия и выражения для констант этих равновесий описаны уравнениями (9-3) и (9-4). [c.221]

Выведенные формулы для вычисления сн+ и рН[ в растворах одноосновных слабых кислот в отдельных случаях могут быть использованы и для вычисления этих величин в растворах двуосновных слабых кислот. Например, в случае сероводородной кислоты, в растворе практически имеет место лишь диссоциация по уравнению Нзб Н +НЗ" с константой = 5,7-10-. Константа же диссоциации по второй ступени Н5 хггН +5-- равна сов- [c.131]

Вторая серия опытов. Эту серию опытов проводят аналогично первой серии, но вместо раствора НС1 используют 50,0 мл 1 н. раствора СНзСООН. Вычисленные, как в первой серии опытов, значения pH намного отличаются от экспериментальных данных (см. табл. 42). По мере добавления раствора едкого натра до точки эквивалентности pH изменяется очень мало. Эти частично нейтрализованные растворы содержат слабую кислоту (СН3СООН) и ее соль (СНзСООНа). Однако после точки эквивалентности, как и при титровании сильной кислоты, pH резко изменяется (рис. 92, кривая 2). В этом случае растворы содержат только избыток сильного основания (NaOH) и полностью [c.259]

Перейдем теперь к титрованию слабых кислот сильными основаниями. При вычислении pH, очевидно, уже нельзя концентрацию Н+-И0Н0В приравнивать к общей концентрации кислоты в растворе, так как главная масса ее присутствует в виде неионизированных молекул и только незначительная часть ионизирует с образованием Н+. [c.261]

Кислотная ошибка титрования. Для вычисления кислотной ошибки титрования, т. е. погрешности, обусловленной присутствием при окончании титрования ненонизированных молекул неоттитрованной слабой кислоты (НАп) в растворе, напишем прежде всего уравнение конбтанты ионизации кислоты [c.288]

При вычислениях pH в растворах слабых кислот и оснований ввиду малой концентрации ионов Н+ и ОН рН =-=— 1 1Н+ и рОН =— 1ё10Н-[, т. к. для таких растворов можно принять 1н+ = 1 и но 1. [c.58]

После первой точки эквивалентности получаются буферные растворы, содержащие Н СО, (слабая кислота) и КаНСО, (соль слабой кислоты). Для вычисления pH таких смесей необходимо пользоваться значением первой константы диссоциации, которая характеризует равновесие между Н СО ,, ионами НСО и Н . Во второй точке эквивалентности образуется 0,1 М. раствор угольной кислоты. После второй точки эквивалентности в растворе будет избыток соляной кислоты. [c.319]

При рассмотрении условий титрования углекислого натрия было показано, что при нейтрализации по фенолфталеину Na O, реагирует с кислотой не полностью. Таким образом, если нормальность рабочего раствора целочи устанавливают, как обычно (по НС1 или по H OJ, с метилоранжевым, а затем этот раствор щелочи применяют для определения слабой кислоты с фенолфталеином, результаты получаются неправильньши. Для избежания этой ошибки применяют различные методы. Проще всего непосредственно перед определением слабой кислоты отобрать пипеткой 25 мл 0,1 н. соляной кислоты и оттитровать ее данным рабочим раствором едкой щелочи в присутствии фенолфталеина. На основании результатов этого титрования вычисляют нормальность раствора едкой щелочи (по фенолфталеину) для вычисления содержания слабой кислоты пользуются этим коэффициентом нормальности. [c.340]

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]