Кислоты равновесие в растворах

Буферный раствор-это смесь слабой кислоты и ее соли, образованной с сильным основанием, либо, наоборот, смесь слабого основания и его соли, образованной с сильной кислотой. Равновесие между кислотой и солью [c.257]

Вторая константа диссоциации значительно меньше, чем первая следовательно, щелочная реакция раствора будет обусловлена главным образом первой ступенью гидролиза, которая связана с выражением второй константы диссоциации угольной кислоты (равновесие между ионами СО, и НСО"). Кроме того, необходимо иметь в виду, что углекислый натрий находится в растворе главным образом в виде ионов СО ионы НСО образуются лишь в небольшом количестве в результате гидролиза. Поэтому вторую ступень гидролиза (и, соответственно, первую константу диссоциации угольной кислоты) практически не следует принимать во внимание. [c.298]

Наоборот, на растворимость осадков, являющихся солями слабых кислот, кислотность раствора оказывает очень существенное влияние Так, ионы jO "" могут взаимодействовать с ионами кальция, образуя осадок щавелевокислого кальция. HoBbi O " могут реагировать такл е с ионами Н , образуя молекулы слабой щавелевой кислоты. Образование или растворение щавелевокислого кальция, степень осаждения кальция и другие характеристики равновесия зависят от концентраций реагирующих веществ, а также от величин константы диссоциации кислоты и произведения растворимости осадка. Величины произведений растворимости углекислого бария и щавелевокислого бария почти одинаковы. Однако угольная кислота слабее щавелевой, т. е. анион СО при прочих равных условиях связывается с ионами водорода сильнее, чем анион С О . Поэтому ВаСО, легко растворяется в уксусной кислоте, а растворимость ВаС О при тех же условиях почти не изменяется. Если два осадка являются солями одной и той же кислоты, например сульфидами, то при прочих равных условиях растворимость в кислотах зависит от величины произведения растворимости. Известно, что путем изменения концентрации ионов водорода достигаются многочисленные разделения катионов в виде сульфидов, фосфатов и других соединений металлов с анионами слабых неорганических и органических кислот. Таким образом, значение кислотности раствора для осаждения и разделения металлов очень велико. [c.39]

Если в реакции нейтрализации участвует слабая кислота или слабое основание, то процесс оказывается более сложным. Рассмотрим случай взаимодействия слабой кислоты с сильным основанием. Исходный раствор кислоты в результате частичной ионизации кислоты содержит два вида кислот молекулы слабой кислоты и ионы Н3О+. В случае уксусной кислоты равновесие имеет вид [c.94]

В разд. 5-6 мы вычисляли pH раствора слабой кислоты, а в разд. 5-8-pH раствора соли такой кислоты и сильного основания. Эти расчеты и рассмотрение буферов, упоминавшихся в разд. 5-7, представляют собой различные предельные случаи общей задачи определения pH раствора, содержащего моль-л" слабой кислоты и моль-л" ее соли с сильным основанием, причем и могут изменяться от нуля до значительных концентраций. В задачах с растворами слабых кислот, разумеется = 0. При расчетах, связанных с константой гидролиза, наоборот, = 0. В задачах с буферными растворами полагается, что с и имеют соизмеримую величину. Все эти частные случаи довольно просто поддаются математическому описанию, поскольку можно делать различные упрощающие предположения, пренебрегая малыми величинами, добавляемыми к большим членам уравнений или вычитаемыми из них. В областях, промежуточных между этими предельными случаями, математическое описание усложняется, хотя химическая суть явлений остается прежней. Целесообразно, однако, вывести общие уравнения, чтобы показать, как можно получить из них более простые и что все три частных случая равновесий — растворы слабых кислот, гидролиз и буферные растворы-различные аспекты одного и того же явления. [c.473]

При нейтрализации слабого основания — гидроксида аммония— сильной кислотой в растворе тоже устанавливаются два равновесия [c.255]

Какие уравнения материального баланса и баланса зарядов используются при выводе общего выражения для константы равновесия в растворе слабой кислоты и ее соли, образованной с сильным основанием Как это общее уравнение преобразуется в более простые выражения, применявшиеся нами к слабым кислотам, буферным растворам и к гидролизу [c.260]

Образующийся при окислении угля углекислый газ удаляется из раствора, так как под действием кислоты равновесие реакции [c.221]

Если к этому раствору прибавить какой-нибудь сильной кислоты (илн внести фенолфталеин в раствор кислоты), равновесие диссоциации его сместится влево, №-ионы сильной кислоты почти полностью свяжут окра-шенные ионы Инд в бесцветные молекулы НИнд и раствор обесцветится. Если же к раствору фенолфталеина прибавить щелочи (или- внести фенолфталеин в раствор щелочи), то ее ОН -ионы будут связывать Н+-ионы фенолфталеина, равновесие диссоциации последнего сместится вправо, в сторону увеличения ионов Инд", и раствор окрасится в красный цвет. [c.80]

В жидкостях скорость диффузии зависит в основном от температуры системы, так как коэффициент адсорбции в жидкостях подчиняется уравнению Аррениуса. Однако нельзя не учитывать площади поверхности и интенсивности перемешивания системы. Так, для ускорения адсорбции уксусной кислоты из раствора активным углем следует использовать по возможности более измельченный уголь и перемешивать систему. Лишь при соблюдении этих условий адсорбционное равновесие устанавливается быстро — за 10—15 мин в противном случае оно растягивается на несколько часов. [c.166]

Буферное действие такой системы связано с тем, что в ней имеется противоядие и против ионов водорода, и против гидроксид-ионов. При введении в ацетатный буфер сильной кислоты равновесие (3.57) несколько сдвинется влево, а при введении сильного основания — вправо. Поскольку в растворе в достаточном количестве имеется и уксусная кислота, и ацетат натрия, заметного изменения pH не происходит. [c.53]

При прибавлении кислоты в раствор карбоната натрия равновесие смещается вправо благодаря реакции нейтрализации [c.180]

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

При добавлении к растворам солей железа (III) сильных кислот равновесие гидролиза сдвигается влево, что хорошо заметно по уменьшению интенсивности окраски раствора. [c.280]

При прибавлении кислоты к раствору индикатора равновесие (а) смещается следующим образом [c.205]

Например, у метилоранжа (двухцветный индикатор) цвет А соответствует красной окраске индикатора, а цвет Б — желтой. При прибавлении кислоты равновесие (г) смещается влево — раствор приобретает красную окраску. При прибавлении же щелочи равновесие смещается вправо, количество окрашенных анионов Ind повышается, раствор окрашивается в желтый цвет. [c.206]

Со, молярность уксусной кислоты в растворе до добавления угля g, молярность уксусной кислоты, оставшейся в растворе при равновесии Вес угля т, г [c.154]

В водном растворе метилового оранжевого, являющегося сравнительно сильной кислотой, равновесие [c.62]

Соответственно в растворе фенолфталеина, являющегося слабой кислотой, равновесие [c.63]

Как называются соединения сурьмы, полученные в результате этих реакций Каков химический характер тригидроксида сурьмы Напишите уравнение его диссоциации. Как сместится равновесие в уравнении диссоциации тригидроксида сурьмы от прибавления кислоты Избытка раствора щелочи [c.148]

В рамках принятых приближений из этого уравнения можно определить концентрацию ионов НзО" в растворе. Для этого выразим концентрации различных химических соединений при равновесии через концентрацию единственного неизвестного. Для этой цели мы введем (как уже делалось при изучении химических равновесий) параметр а — степень диссоциации кислоты он представляет собой долю диссоциированных молекул кислоты, отнесенных к одному молю уксусной кислоты в растворе. Следовательно, учитывая соотношение (4) и выражая в зависимости от а концентрации различных химических соединений при равновесии, выраженные в молях на литр, запишем [c.240]

Следовательно, гидролиз ацетата приводит к возрастанию концентрации уксусной кислоты в изучаемом растворе. Однако присутствие уксусной кислоты в растворе подавляет гидролиз, и равновесие (3) смещается в направлении 2. [c.249]

Во всей области концентрации, где существует избыток кислоты, pH раствора определяется концентрацией ионов НзО , возникающих при избытке кислоты, которая предполагается полностью диссоциированной. Выше указывалось, что присутствие образовавшейся соли хлористого натрия в водном растворе не меняет равновесия диссоциации воды. [c.257]

Приблизительно 1 % (мае.) растворенного оксида углерода (IV) реагирует с водой, и образуется слабая, нестойкая угольная кислота в растворе устанавливаются равновесия [c.324]

Прибавим к раствору электролита второй электролит, содержащий одноименный ион с первым. Например, к раствору уксусной кислоты раствор ее соли — ацетата натрия. Очевидно, увеличение активности ацетат-ионов — одного из продуктов реакции диссоциации кислоты — сместит равновесие диссоциации влево, степень диссоциации понизится. Проведем расчет. К 0,01 М раствору СНзСООН прибавим СНзСООЫа в таком количестве, чтобы его концентрация в растворе стала 0,01 моль/л. Обозначим концентрацию кислоты в растворе Ск, соли Сс, степень диссоциации кислоты а, при этом полагаем, что соль диссоциирована поЛ ностью. Для получения оценочных результатов вместо активностей будем пользоваться концентрациями. [c.191]

Существуют и другие типы электродов. Водородный электрод представляет собой следующую систему платина погружена в раствор кислоты, через раствор продувается газообразный водород. При этом устанавливается равновесие [c.110]

Равновесие продссса смешено в сторону прод>тггов, т.е. эту соль можно растворить в сильной кислоте. Си5 в кислоте не растворяется. TJ . константа равновесия ана-иогичного процесса [c.69]

Водородный электрод представляет собой платиновую пластинку, покрытую тонким слоем рыхлой пористой платины (для увеличения поверхности электрода) и опущенную в 2 н. водный раствор серной кислоты (с активностью ионов Н+ равной единице) (рис. 141). Через раствор серной кислоты пропускают водород под атмосферным давлением. Часть поглощенного платиной водорода переходит в aтo tapнoe состояние, поэтому в поверхностном слое платииы устанавливается равновесие Н, а на границе платины и раствора серной кислоты равновесие Н(г) ГН+ (р)г1-е-, т. е. суммарно [c.249]

В процессе титрования оснований в растворе устанавливается несколько равновесий между растворенными частицами, растворителем и продуктами реакции. Например, при титровании амина НЫНг в безводной уксусной кислоте уксуснокислым раствором хлорной кислоты протекают следующие реакции [c.219]

Одним из условий, определяющих направление химических реакций в растворах электролитов, является возможность образования их ионами малодиссоциированных соединений или сложных ионов. Так, при взаимодействии ацетата натрия с какой либо сильной кислотой равновесие смещается в сторону образования малодиссо-циированной уксусной кислоты [c.32]

Осадок МдЫН4Р04 растворим в кислотах с образованием дигидрофосфатов магния и аммония, а при достаточном количестве кислоты равновесие смещается в направлении образования Н3РО4. [c.242]

Сила кислоты в растворе характеризуется константой этого равновесия Ка (индекс а от слова a idum - кислота) [c.296]

В правой части этого уравнения записан слабый электролит H]S, а в левой - осадок MS. В зависимости от того, тенденция образования какого из указанных веществ преобладает, равновесие сдвинуто или вправо (осадок растворяется), или влево (осадок ие ра1ггворяется). Поэтому в кислотах не растворяются те сульфиды, произведение растворимости которых очень мало. Определить, пойдет или нет реакция, можно, подсчитав U . Так, для процессов [c.439]

Реакция протекает вправо при избытке кислоты. Ионит в колонке отмывают водой от избытка кислоты, после чего ионит готов к применению. Пробу пропускают через колонку, колонку промывают водой или элюентом. Собирают элюат целиком или по фракциям. Перед каждым последующим применением необходимо проводить регенерацию ионита в колонке, так как в колонке содержатся различные ионы (например, Х , Хг). Происходящий при этом химический процесс аналогичен описанному уравнением (7.4.5). Процесс замены ионов Х+ ионами Хь Ха. .. называют регенерацией ионита, чтобы подчеркнуть, что ионит при этом возвращается в свое исходное состояние. Для сдвига равновесия вправо необходимо подобрать нужную концентрацию кислоты. Концентрированные растворы повышают скорость ионного обмена, но из-за высокой вязкости раствора снижается диффузия ионов. Поскольку процесс ионного обмена протекает сте-хиометрически, можно рассчитать полную обменную емкость колонки, зная количество ионита. Но рассчитанную обменную емкость не всегда можно полностью использовать (разд. 7.3.1.1). Пусть в колонке имеется ионит в Н -форме. Требуется провести ионный обмен с ионами К" . В месте подачи анализируемой пробы в колонку происходит полный обмен ионов Н+ на ионы При дальнейшем пропускании раствора, содержащего ионы К (фронтальная техника проведения ионного обмена), происходит смещение зоны, заполненной ионами К" , вниз. При этом колонку можно разделить на три слоя (рис. 7.17). В первом слое находится ионит только в К" -форме, во втором слое — ионит, содержащий оба иона, в третьем слое — ионит, содержащий ионы Н" . Распределение концентраций происходит по 8-образной кривой (ср. с формой полос элюентной хроматографии). При дальнейшем пропускании раствора КС происходит зарядка второго слоя ионами до проскока. Число ионов К" , которые могут быть количественно поглощены колонкой до проскока ионов, называют емкостью колонки до проскока. Эта емкость меньше величины полной емкости колонки, так как проскок К" -ионов наблюдается в тот момент, когда в колонке еще содержатся Н+-ионы. [c.378]

То же можно сказать о взаимодействии солей А1(1П) с карбонатами щелочных элементов смешение растворов AI I3 (или другой растворимой соли алюминия и сильной кислоты) с раствором соды приводит к их взаимной нейтрализации и смещению равновесия гидролиза обоих компонентов, доведению гидролиза до конца [c.60]

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 Na2 O,з от 0,1 до 0,001 моль/л при 298 К приводит к увеличению степени гидролиза от 0,029 до 0,34. Наоборот, приливая кислоту в растворы, имеющие кислую реакцию, или щелочь в растворы со щелочной реакцией среды, можно понизить степень гидролиза. [c.172]

Являясь типичным кислотным ангидридом, СгОз очень энергично притягивает влагу из воздуха и легко растворяется в воде с образованием растворов хромовой Н2СГО4 и двухромовой Н2СГ2О7 кислот, в растворе между хромовой кислотой и двухромовой кислотой имеет место следуюш,ее равновесие [c.325]

В растворах слабых одноосновных кислот и одноатомных щелочей эти величины определяют иначе. Так, для уксусной кислоты, в растворе которой имеем равновесие Г.НдГППН Н + + СН3СОО, уравнение константы выразится [c.117]

Сдвиг кислотно-основного равновесия в растворах аммино- и аквокомплексов определяется величиной pH среды. Прп высоких значениях pH растворов (в присутствии щелочи) равновесие амидо- и гидроксореакций сдвигается в сторону отщепления протонов от координированных молекул воды и аммиака. При низких значениях pH растворов (в присутствии кислоты) равновесие смещается в сторону образования акво- и амминокомплек-сов [c.390]

Между золотохлористоводородной и золотистохлористоводородной кислотами в растворе устанавливается равновесие [c.46]

Обычно арсениты являются производными мышьяковистой НзАзОз и метамышьяковистой НАзО, кислот. В растворах арсенитов устанавливается равновесие АзОз -Н2Н + АзОа -(-НзО. Очевидно, в щелочных растворах арсенитов преобладают арсенит-ионы АзОз (равновесие смещено влево), в кислых—метаарсенит-ионы АзОз (равновесие смещено вправо/. [c.274]

Безводный титанилсульфат плохо растворяется в воде и разбавленной серной кислоте. Лучше растворяется моногидрат титанилсульфата ТЮ804-Н20 растворимость его зависит от концентрации Нг504 (рис. 66). На том же рисунке дана кривая, показывающая растворимость гидроокиси титана в серной кислоте. По кривым видно, что с растворами, содержащими одно и то же количество НгЗО , в равновесии могут находиться твердые фазы — ТЮ(0Н)2-л Н20 и Ti0S04 [c.224]

Влияние кислот на растворимость малорастворимых солей различно. Например, малые количества соляной кислоты сильно уменьшают (согласно закону действия масс) растворимость хлорида серебра. Большие добавки соляной кислоты, наоборот, повышают растворимость хлорида серебра вследствие комплексообразования Ag i- -+ l = [Ag I2l . Прибавление сильной кислоты к раствору малорастворимой соли сильной кислоты также увеличивает растворимость, так как кислоты можно рассматривать как соли гидроксония. В случае прибавления сильной кислоты к раствору малорастворимой соли слабой кислоты, например при добавлении НС1 к насыщенному раствору СаРг, находящемуся в равновесии со своим осадком, последний частично растворяется. Это объясняется тем, что ион гидроксоний образует с фторид-ионом менее диссоциированную фтористоводородную кислоту HF, т. е. нарушается равновесие осадка aFj с его раствором. Чем меньше константа диссоциации образующейся в подобных случаях слабой кислоты, тем сильнее будет растворяющее действие добавок кислоты на малорастворимую соль. Если имеем соль сильной многоосновной кислоты, например малорастворимый сульфат бария, то сильная кислота, например азотная, переведет сульфат-ион в гидросульфат-ион, что вызовет частичное растворение сульфата бария [c.73]