Реакции слабых кислот

Случаи титрования растворов амфолитов можно сопоставить с титрованием слабых кислот или оснований. В начальный момент pH раствора определяется концентрацией соли и значением Кна или Км.он, в промежуточных точках — буферным действием, в момент эквивалентности — образующейся в результате реакции слабой кислотой (или основанием). [c.166]

Наиболее общим случаем реакций нейтрализации является взаимодействие кислот и оснований, различающихся ио силе, когда реакция не доходит до конца в силу протекания обратной реакции — гидролиза образующейся соли. Если соль образована сильной кислотой и сильным основанием [реакция (1)], гидролиз ее не протекает, так как в системе присутствуют три сильных электролита и лишь один слабый (вода). Поэтому согласно принципу смещения равновесия применительно к ионным реакциям в растворе эта реакция целиком смещена вправо. В реакциях (2), (3) и (4) гидролиз протекает в заметной степени, и реакция нейтрализации обратима, поскольку слабые электролиты присутствуют и в левой и в правой частях уравнения реакции. Таким образом, причина гидролиза заключается не только в участии в реакции слабой кислоты или основания, но и в диссоциации самой воды. Сущность гидролиза с этой точки зрения состоит в том, что катион соли (слабое основание) либо ее анион (слабая кислота) преимущественно связывает соответственно ионы ОН и [c.273]

С д гой стороны, образующаяся при реакции слабая кислота H N не является совершенно неспособной к диссоциации. Наоборот, диссоциируя, она частично снова возвращает в раствор ионы Н+ и N" и притом тем в больших количествах, чем больше молекул H N накапливается в растворе. [c.150]

Образующаяся при реакции слабая кислота НА, хотя и в незначительной степени, но все же диссоциирует, отдавая в раствор те самые анионы А , в результате связывания которых происходит растворение осадка. Поэтому данный процесс обратим и в конце концов приводит к равновесию. Оно установится, очевидно тогда, когда концентрация анионов [А ] будет удовлетворять одновременно двум уравнениям [c.198]

Таким образом, константа равновесия реакций растворения осадков в кислотах равна отношению произведения растворимости взятого осадка к константе ионизации, получающейся по реакции слабой кислоты. В об щем случае следует брать приведенные константы. [c.30]

По мере связывания ионов Н+ равновесие диссоциации воды должно все время нарушаться, вследствие чего все новые и новые количества ионов Н+ и ОН будут появляться в растворе. Первые, однако, будут сейчас же снова соединяться с ионами N , тогда как ионы 0Н будут постепенно накапливаться в растворе. Поскольку образующаяся при реакции слабая кислота H N, в свою очередь, хотя и в весьма малой степени, диссоциирует на ионы Н и N , все описанные выше процессы приведут в конце концов к равновесию, при котором концентрация ионов ОН будет, очевидно, значительно превышать концентрацию ионов Н и потому раствор K N должен иметь щелочную реакцию. Действительно, опыт показывает, что в 1 н. растворе K N рН 11,6. [c.99]

Другим примером может служить титрование солей слабых кислот (или слабых оснований). При взаимодействии с сильными кислотами (или сильными основаниями) в растворе накапливается продукт реакции — слабая кислота (или слабое основание). Вследствие этого гидролиз солей подавляется. Концентрации водородных и гидроксильных ионов, а также анионов (или катионов) солей изменяются нелинейно, что вызывает искривление кривых титрования до точки эквивалентности. [c.36]

Приведенные выше примеры показывают, что при взаимодействии Н-кис-лоты и акцепторного основания в инертных растворителях в результате образования водородной связи образуются ионные пары [33, 54, 171]. Однако степень переноса протона может меняться в широких пределах кроме того, при взаимодействии кислот и оснований перенос протона к основанию не является необходимым. Если основание превращается в ониевые ионы, водородная связь, образованная с анионом, по существу носит электростатический характер. Продукты реакции слабых кислот и слабых акцепторных оснований Б неполярных растворителях представляют собой простые комплексы с Н-связью протон остается присоединенным за счет ковалентной связи и благодаря электростатическому притяжению амин связан с кислым водородом . Помимо этих двух предельных случаев существуют также [c.71]

РЕАКЦИИ СЛАБЫХ КИСЛОТ И ИХ АНГИДРИДОВ [c.259]

Действительно, на основе закона действующих масс (см. 9.4) химическое равновесие обменной реакции слабой кислоты со слабым основанием будет тем больше сдвинуто в сторону образования продуктов, чем дальше стоят друг от друга в шкали кислотности (см. табл. 19) сопряженные пары, причем реагент-кислота относится к паре с меньшим значением рЛ , а реагент-основание — к паре с большим значением В противном случае химическое равновесие окажется сдвинутым в сторону обра-вования реагентов и протолитическая реакция практически происходить не будет, [c.207]

Ацетонитрил СНзСМ относится к группе растворителей, которые нельзя назвать ни сильно основными, ни сильно кислотными собственно ацетонитрил — почти апротоиный растворитель. Его константа автопротолиза составляет б-Ю- [65] или даже меньше [57]. Ацегонитрил — дифференцирующий растворитель, поскольку он не является достаточно сильным основанием, чтобы вызвать заметное нивелирование кислот, и в то же время не является достаточно сильной кислотой, чтобы оказать мешающее влияние на реакции слабых кислот. Такое же положение и с основаниями. Так как ацетонитрил — плохой акцептор протонов, константы диссоциации кислот в нем обычно меньше, чем в воде. [c.95]

Из формулы (2-8) следует, что растворимость какого-либо осадка в кислотах должна быть тем большей а) чем больше концентрация ионов Н+ б) чем больше произведение растворимости осадка в) чем меньше константа диссоциации обра зующейся при реакции слабой кислоты [c.25]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология