Гидролиз ионита

Эго уравнение выражает процесс гидролиза иона меди. Таким образом, гидролиз катионов в водных растворах можно рассматривать как кислотную диссоциацию воды в аквакомплексах. [c.604]

ГИДРОЛИЗ ионов МЕТАЛЛОВ [c.100]

Окисление происходит количественно. Реакция (13.17) составляет основу иодометрического определения железа (III). Раствор должен быть довольно кислым ( 0,1 М НС1) для подавления гидролиза иона Fe " ", однако сильнокислый раствор создавать нельзя, чтобы не вызвать окисление иодида кислородом воздуха. [c.283]

Реакцию гидролиза иона алюминия обычно представляют в виде следующих стадий [c.79]

Кислые соли слабых кислот также подвергаются гидролизу. Однако здесь наряду с гидролизом происходит и диссоциация аниона кислой соли. Так, в растворе гидрокарбоната натрия одновременно протекают гидролиз иона НСОз, приводящий к накоплению ионов ОН [c.263]

Согласно изложенным выше представлениям, гидролиз иона аммония протекает по уравнению [c.245]

Гидролиз иона цинка происходит в две ступени [c.180]

Таким образом, в 1 н. растворе углекислого натрия концентрация продукта гидролиза (ионов ОН ) равна 1,Ы0 . Следовательно, степень гидролиза в процентах (Н) равна [c.298]

Аммиак и фосфин можно получить при гидролизе ионных нитридов и фосфидов. Есть и другие способы получения. Эти соединения — при обычных температурах газы. В жидком состоянии аммиак ассоциирован за счет возникновения водородных мостиковых связей (сходство с водой). Вследствие высокого значения диэлектрической проницаемости (при — 34 °С ег = 22) он хороший растворитель. В жидком аммиаке устанавливается следующее равновесие аутопротолиза [c.534]

В результате этих реакций равновесная концентрация лиганда уменьшается. В то же время кислая среда часто оказывается необходимой, чтобы предотвратить гидролиз иона металла. В реальных условиях протонированные частицы НЬ, НдЬ и т. д. также могут выступать в качестве лиганда [c.75]

Протонная теория кислот и оснований рассматривает гидролиз как частный случай кислотно-основного равновесия протон переходит от мо.лекулы воды к данному иону или от данного иона к молекуле воды. Например, гидролиз иона аммония можно выразить уравнением [c.258]

Гидролиз иона аммония заключается в обратимом переходе протона от иона аммония к молекуле воды [c.431]

Молекулы аммиака образуются в растворе вследствие гидролиза иона аммония [c.682]

Так как в водном растворе гидролиз совершается в основном только по первой ступени, pH раствора следует рассчитывать, также пользуясь константой гидролиза первой ступени. Гидролиз иона Oз практически не проходит по второй ступени, так как гидроксид-ионы, образующиеся на первой ступени, смещают в соответствии с принципом Ле Шателье положение равновесия гидролиза по второй ступени влево [c.316]

Величина электродвижущей силы тесно связана с состоянием электролитов в растворах. Поэтому измерения э. д. с. широко применяются при исследовании многих свойств сильных и особенно слабых электролитов при определении констант диссоциации, констант гидролиза, ионного произведения среды, буферной емкости и т. д. Большое значение имеет измерение э. д. с. для определения pH. В тесной связи с изучением электродвижущих сил находятся вопросы стандартизации pH в водных и особенна в неводных растворах. Широкое применение имеет измерение электродвижущих сил в аналитической химии при потенциометрическом и полярографическом анализе и т. д. [c.378]

По химической природе цианиды могут быть основными и кислотными. Так, при гидролизе ионный цианид Na N образует ш.елочную среду, а ковалентный I N — две кислоты [c.407]

Если В раствор гидролизующейся соли ввести реактив, связывающий образующиеся при гидролизе ионы Н+ или ОН , то в соответствии с принципом Ле Шателье равновесие смещается в сторону усиления гидролиза в результате гидролиз может протекать полностью — до образования конечных продуктов. При этом ионы Н+ (или ОН ) можно связать в молекулы воды, вводя в раствор не только щелочь (или кислоту), но и другую соль, гидролиз которой приводит к накоплению в растворе ионов ОН- (или П+) ионы Н+ и ОН- будут нейтрализопать друг друга, что вызовет взаимное усиление гидролиза обеих солей и в результате — образование конечных продуктов гидролиза. Например, при смешении растворов ЫзгСОз и AI I3, в которых соответственно имеется избыток ионов 0Н и Н+, взаимное усиление гидролиза приводит к выделению СО2 и образованию осадка А1(0Н)з [c.152]

Д олскулы аммиака образуются в растворе вследствие гидролиза иона аммония (см. стр. 263) [c.622]

В одном из пособий по химии написано, что слабощелочная среда раствора двухзамещенного фосфата натрия Ыа2НР04 вызвана тем, что образующийся при гидролизе ион Н2РО4 диссоциирует с образованием ионов Н+, которые и вызывают ослабление щелочности раствора. Все ли корректно в этом объяснении Напищите уравнения., реакций, нрот - [c.82]

Соли H N — цианиды подвержены сильному гидролизу. Ион N- (изоэлектронный молекуле СО) входит как лиганд в большое число комплексов d-элементов. Комплексные цианиды в растворах очень стабильны. В этих соединениях образуется дативная связь, аналогичная связи в карбонилах (см. разд. 2.7), причем, в отличие от карбонилов, в комплексных цианидах связь упрочняется в результате 51лектростатического взаимодействия ионов металла и N-. [c.364]

На протекапие аналитической реакции значительное влияние оказывает состояние ионов лантана в растворе. В реакцию с арсеназо III вступает гидратированный ион лантана [La (Н2О) Согласно гипотезе аналогий эта реакция начинается примерно при тех же pH, при которых начинается гидролиз ионов лантана, т. е. в слабокислой среде (рН = 3). Ионы других элементов взаимодействуют с реагентом при другой кислотности раствора, поэтому изменяя ее можно в определенной степени управлять избирательностью реакции арсеназоIII. Например, арсеназоIII реагирует с ионами кальция в щелочной среде. В кислой среде эта реакция подавляется, поэтому можно определять лантан в присутствии кальция. Избирательность арсеназо III недостаточ- [c.78]

Гидролиз соединений с преимущественно ковалентной связью существенно отличается от гидролиза ионных и ионио-ковалентных соединений. Так, большинство соединений неметаллов с неметаллами в воде на ионы практически не распадаются, а претерпевает необратимое гидролитическое разложение. Механизм гидролиза подобных соединений весьма разнообразен и для многих случаев изучен недостаточно. [c.186]

В растворе ЫаНгР04 следует учитывать возможность протекания двух процессов — гидролиз ионов Н2РО4 и их диссоциацию [c.133]

II) прибавить концентрированный раствор роданида калия К5ЫС до перехода розовой окраски смеси в яр-ко-синюю. При этом образуется комплексная соль К [Со(5СМ)4]. Убедиться в неустойчивости этого соединения, называемого тетрародано-П-кобальтатом калия, добавляя по каплям дистиллированную воду до обратного перехода окраски раствора в розовую. Составить уравнения реакций образования комплексной соли и гидролиза иона Со(5СМ)4] [c.94]

Са(ОН)2 (тв.) в) Sr Oj(TB.) Д 8гО(тв.) 4-4- С02(г). 22.15. Равновесие растворения РеСОз (TB.) ipe (водн.) + СО (водн.) сдвинуто вправо вследствие гидролиза иона СО . Грунтовые воды насыщены СО2 и поэтому имеют небольшую кислотность [c.479]

Гидратированные ионы Ре и Ре , 1меют очень слабую окраску (соответственно зеленую и фиолетовую). В растворах эта окраска незаметна, ее можно наблюдать в обо1-ащенных водой кристаллогидратах, содержащих Ре + и Ре +. Рас"воры солей Ре обычно окрашены в бурый цвет, обусловленный продуктами гидролиза ионов Ре- +. [c.219]

Раньше слабощелочная среда раствора двухзамещен-ного фосфата натрия ЫагНР04 объяснялась тем, что образующийся при гидролизе ион Н2РО4 диссоциирует с образованием ионов Н+, которые и вызывают ослабление щелочности раствора. Все ли корректно в этом объяснении Напишите уравнения реакций, протекающих в растворе. Достаточно ли ионов водорода, образующихся при диссоциации Н2РО4-, для создания слабощелочной среды [c.217]

Гидролиз иона 1 невозмсжен, так как он привел бы к образованию сильной кислоты НС1. При гидролизе иона ЫН4 получается слабый электролит — гидроксид аммония [c.312]

Гидролиз иона Ве + идет только по первой ступени, так как ПР((Ве(ОН)г) больше ПР(Ве(ОН)2СОз). Ионы трехзарядных ме-та.плов (АР , Fe +, Сг +) при участии карбонат-ионов подвергаются полному гидролизу. [c.221]

Выполнение. В один стакан налить холодной воды, в другой — горячей, нагретой почти до кипения. Показать (подняв банку ) сиреневую окраску кристалликов квасцов [цвет гидратированно1го иона Fe(HI)]. Бросить немного мелких кристалликов соли В холодную воду и столько же —в горячую. Раствор в первом стакане приобретает не сиреневую, а светло-желтую окраску (цвет продуктов гидролиза). Горячий раствор имеет более густую коричневую окраску вследствие увеличения степени гидролиза ионов Ре(И1). [c.88]

Соли H N - цианиды - подвержены си.1ьиому гидролизу. Ион N (H3o iei -тронный молекуле СО) входит как лиганд в большое число комплексов [c.372]

Если в каком-нибудь из продуктов гидролиза ионы связываются с образованием очень слабого электролита или продукт выходит из сферы реакции в виде газа или осадка, то гидролиз может пойти практически до конца. Например, сульфид алюминия AI2S3 (кристаллический) полностью разлагается водой [c.43]

В процессе гидролиза образуется основная соль, концентрация ионов ОН в растворе уменьшается, и он приобретает кислую реакцию (рН<7). Приведенные простые уравнения гидролиза далека не всегда отражают истинный состав всех получающихся продуктов.. Так, при гидролизе солей многозарядных ионов металлов наряду с простыми основными ионами типа [СгОН] и [Сг(ОН)2] могут образовываться и более сложные комплексные ионы типа [Сг2(0Н)г] Аналогичные продукты гидролиза типа [Мв2(ОН)2] могут образовываться и в водных растворах других трехзарядных катионов. В водных растворах двухзарядных катионов наряду с однозарядными комплексными ионами типа [МеОН]"" могут существовать и сложные комплексные ионы типа [МегОН] В зависимости от природы гидролизующихся ионов и условий процесса число ионов металла, входящих в состав полиядерного комплексного иона, может колебаться от 1 до 9, а число гидроксильных групп — от 1 до 15. [c.168]

Гидролиз принадлежит к числу обратимых процессов, поэтому положение его равновесия может быть смещено в ту или иную сторону изменением концентрации веществ — участников реакции, а также температуры раствора. Так, разбавляя раствор, т. е. увеличивая в нем относительную концентрацию воды (количество молекул воды, приходящихся на один гидролизующийся ион), на основании принципа Ле Шателье можно увеличить и степень гидролиза. Например, уменьшение концентрации раствора Ыа2СОз от 0,1 до [c.168]