Аммиак диссоциация в водном раствор

Как влияет на степень диссоциации водного раствора аммиака добавление к нему некоторого количества хлорида аммония Что произойдет со степенью диссоциации водного раствора аммиака, если вместо этого добавить в него вещество, образующее с молекулами аммиака комплексные ионы u(NHз)Г Что можно предсказать в этих случаях на основании принципа Ле Шателье [c.260]

В табл. 5-3 указаны константы ионизации ряда кислот в водных растворах там же приведены оценки для сильных кислот, маскируемые растворителем в водном растворе. Диссоциация протонированного растворителя Н3О на гидратированные протоны и HjO представляет собой просто миграцию протонов от одних молекул воды к другим и должна характеризоваться константой равновесия = 1,00. Если в качестве растворителя используется аммиак, все кислоты, сопряженные основания которых слабее, чем NHj, вследствие выравнивающего действия растворителя окажутся полностью ионизованными сильными кислотами. Таким образом, как фтористоводородная, так и уксусная кислоты в жидком аммиаке являются сильными кислотами. [c.217]

Подобным образом рассчитывается pH растворов слабых оснований, например гидроксида аммония ЫН40Н. (Существование в водном растворе молекул ЫН40Н ставится под сомнение и считается, что аммиак в водном растворе находится в виде гидрата ЫНз-НгО. Однако для простоты будем пользоваться формулой ЫНдОН.) В соответствии с законом действия масс выражение константы диссоциации гидроксида аммония Коен записывается так [c.305]

Рассмотрим диссоциацию аммиака в водном растворе. В этом случае К = = 1,81 Ю" г-ион/л при 25 °С и [c.418]

Задания. Составить уравнение диссоциации водного раствора аммиака. Объяснить, как смещается равновесие диссоциации при добавлении хлорида аммония. Сделать вывод о влиянии соли слабой кислоты на диссоциацию этой кислоты. [c.72]

Добавлением каких веществ можно а) усилить или б) ослабить диссоциацию аммиака в водном растворе [c.77]

Дальнейшее развитие химии и использование неводных растворителей привело к необходимости объяснить процессы, протекающие в этих растворителях. Например, хлорид аммония, ведущий себя как соль в водном растворе, при растворении в жидком аммиаке проявляет свойства кислоты, растворяя металлы с выделением водорода. Мочевина С0(КНг)2, растворяясь в безводной уксусной кислоте, проявляет свойства основания, в жидком аммиаке — свойства кислоты, а ее водные растворы нейтральны. Все эти факты нельзя было объяснить на основании теории электролитической диссоциации Аррениуса. В связи с этим определение кислот и оснований были пересмотрены. [c.75]

Равновесие диссоциации слабых электролитов может быть характеризовано константой равновесия, называемой константой диссоциации, которая для разбавленных растворов выражается, согласно закону действия масс, в виде обычного соотношения концентраций. Например, для равновесия диссоциации аммиака в водном растворе константа диссоциации будет [c.141]

Казалось, что это соотношение применимо и к соединениям КЬ(1П). Однако, по уточненным данным, в этом случае величина указанного соотношения может быть на 1—2 порядка выше. Все же указанное соотношение дает нам возможность приблизительно оценить константу кислотной диссоциации свободного аммиака в водном растворе ( 10-21). [c.383]

Рпс. 36.7. Схематические кривые кондуктометрического титрования кислот, имеющих различные константы диссоциации, водным раствором гидроокиси натрия и водным раствором аммиака. [c.241]

При написании уравнений диссоциации или образования комплексов обычно не пишут координированные молекулы растворителя. По существу же реакции комплексообразования являются реакциями замещения координированных молекул растворителя на вступающий лиганд. Например, взаимодействие N (N03)2 с аммиаком в водном растворе следовало бы записать так (полная форма записи) [c.295]

Еще в большей степени в теории Аррениуса и теории Бренстеда отличаются понятия основания. По классической теории основания — вещества, диссоциирующие в водном растворе с образованием иона гидроксила. Поэтому щелочи являются основаниями по Аррениусу и не являются основаниями по Бренстеду — основанием в последнем случае считается ион 0Н , образующийся при электролитической диссоциации щелочи. Аммиак по Бренстеду в равной мере считается основанием при растворении в воде и бензоле, где он не может образовать никаких ионов гидроксила. Как и в случае кислот, понятие основание по Бренстеду применяется к частицам, в том числе ионам. Поэтому основаниями могут быть анионы кислот, которые могут присоединять протон, образуя исходную кислоту. Например, ацетат-ион [c.234]

В дальнейшем было показано, что некоторые вещества, молекулы которых не содержат гидроксигруппы, обладают свойствами оснований (например, жидкий или газообразный аммиак). Кроме того, теория С. Аррениуса не объясняла роли воды при диссоциации кислоты и предполагала существование свободного протона Н в водном растворе, а не иона гидроксония Н3О+. [c.196]

Вода также обладает большим сродством к протону (хотя и меньшим, чем NH3), поэтому в водном растворе также сглаживаются различия между кислотами, правда, в меньшей степени, чем в среде жидкого аммиака. В водном растворе НС1, НВг, HI, H2SO4, HNO3, H IO4 и т. д. — почти одинаково сильные кислоты степень их. диссоциации в разбавленных растворах практически равна 100%. [c.282]

В соответствии с этими данными гидроокись свинца в качестве основания обладает примерно той же силой, что и аммиак в водном растворе (когда он выступает как анги-дрооснование). Как ангидрокислота окись свинца слабее фенола, константа диссоциации которого примерно в 100 раз больше, чем константа равновесия для кислой реакции РЬ(ОН)г. [c.592]

Однако уточнять его подобным образом применительно именно к данному сличаю.нет особых оснований, так как в аналогичном положении находится ряд других электролитических систем (например, SO2 + H2O). Зависимость константы диссоциации NHiOH от температуры показана на рис. V-18. В нормальном водном растворе аммиака pH = 11,6, в децинормальном 11,1 и в сантинормальном 10,6. [c.393]

В некоторых книгах аммиак в водном растворе записывали в виде МН40Н вместо МНз, стремясь подчеркнуть этим, что при диссоциации возникает ион НН4- В последние годы наблюдается стремление к отказу от такой формы записи, но и сейчас многие детали этого вопроса неясны. [c.115]

С ростом давления растворимость ЫНз несколько увеличивается и отгонка его ухудшается. Растворимость ЫНз в воде при обычных условиях значительно отклоняется от закона Генри. Как показал И. Хахам [90], это объясняется тем, что подавляющая часть аммиака в водном растворе находится в виде ЫН40Н (с очень малой степенью электролитической диссоциации) и лишь 3,5—7 % — в виде физически растворенного аммиака (химически не связанного с водой). Закон Генри применим к водно-аммиачным растворам лишь по отношению к той части аммиака в воде, которая находится в виде МНд. [c.8]

Растворимость адипамида в воде или аммиачной воде в литературе почти не описана. Известно только, что при 12 в 100 г воды растворимы 0.4 г адипамида PJ. По растворимости же аммиака в воде имеется ряд работР]. В многочисленных исследованиях приведены и другие свойства бинарной системы вода—аммиак P J. Подтверждено существование в ней двух твердых соединений NHg Н2О и (КНз)2 HgO PJ. Хахам [ ], изучавший состояние аммиака в водных растворах, показал, что подавляющая часть аммиака находится в состоянии NH4OH с очень малой степенью электролитической диссоциации. Леви и Василенко [ ] нашли, что в изученных ими границах аммиак в водном растворе образует молекулы NH ОН или NHg HgO и предположили, что выше определенных границ в растворе наряду с указанными соединениями имеются также молекулы (ЫНз)2-Н20, NHj и др. Таким образом, из приведенных данных следует, что аммиак и вода образуют между собой химические соединения и что характер этих соединений меняется с концентрацией и температурой. Поэтому можно ожидать, что растворимость адипамида в аммиачной воде явится сложной функцией многих факторов и в том числе — температуры и концентрации аммиака. [c.814]

Подобным же образом уменьшается концентрация ионов ОН-прн введении в водный раствор аммиака какой-нибудь аммонийной соли. Таким образом, впеденне в раствор слабого электролита одноименных ионов уменьшает его диссоциацию. [c.254]

Подобным же образом уменьшает1 я концентрация ионов ОН при прибавлении к водному раствору аммиака какой-нибудь аммонийной соли. Следовательно, введение в раствор слабого электролита одноименных ионов уменьшает его диссоциацию. [c.192]

Отщепление протона от координированного лиганда обычно происходит при более низком pH, чем от свободного. Так, р/С диссоциации этилендиаминтетраацетат-иона НУ при ионной силе 0,1 составляет 10,3, а комплекса ЬаНУ — около 2,2. С электростатической точки зрения это объясняется контраполяризацией — выталкиванием положительно заряженного иона Н+ положительно заряженным центральным ионом. Этот эффект может привести к диссоциации лигандов, которые сами по себе в водных растворах не отщепляют протона. Так, в аммиачных комплексах РЧ + и Hg протон отщепляется от аммиака, превращающегося в координированный амид-ион NHo, а в комплексах металлов с окснкислотами (винной, лимонной и т. п.), глицерином и этиленгликолем отщепляются протоны спиртовых групп. Явление контраполяризации равносильно смещению электронной плотности к центральному иону вдоль о-связей. [c.40]

Ион аммония ЫН+4 имет конфигурацию правильпого тетраэдра (см. 6, гл. И1). Водный раствор аммиака обладает всеми свойствами слабого основания, константа диссоциации гидроокиси аммония при 25° составляет 1,8-ЮЛ [c.300]

В водных растворах обратимо диссоциируют по уравнению, например, для хлорида аммония NHi l iNHi + СГ (электролитическая диссоциация). При нагревании сублимируют (возгоняются), причем,имеет место обратимый распад у хлорида аммония по уравнению NH4 I NH3 + НС1. Продукты реакции электронейтральные молекулы газообразных аммиака и хлористого водорода. При охлаждении эти молекулы соединяются между собой и вновь дают хлорид аммония. [c.470]

Какие комплексные изомеры возможны для солей с общей эмпирической формулой oBrSOi-5NHg Написать уравнения электролитической диссоциации этих солей в водном растворе. Назвать ионы (все молекулы аммиака — лиганды). [c.126]

Кислородные соединения фосфора устойчивы. Так, для иона ортофосфата Р04 А0°29а = —1024,5 кДж, а для водной Н3РО4 Д0°298 = —1146,1 кДж. Высокой устойчивостью обладает и молекула Н4Р2О7, содержащая связь —Р—О—Р— (ДО°298 = —2278,9 кДж в водном растворе). Для сравнения кислородных соединений с водородными укажем, что значения ЛЯ°29з и Д( °298 для фосфина (газ) положительны (соответственно 9,23 и 18,22 кДж, по другим данным 5,4 и 13,3 кДж,) что свидетельствует о неустойчивости фосфина, в отличие от аммиака (ДО°29а = —16,6 кДж). Значение АС°298 диссоциации иона фосфония на фосфин и ион Н+ близко к нулю. Отсюда следует, что водородные соединения фосфора не могли бы играть той роли в процессах метаболизма, которая выпала на долю различных производных аммиака, и, напротив, кислородные соединения фосфора вполне могли вступать в разнообразные сочетания с другими компонентами с сохранением устойчивости тетраэдрической группировки типа РО4. [c.181]

Тем не менее водный раствор аммиака часто условно обозначают формулой NH4OH, называют гидроксидом аммония и относят к слабым основаниям, а щелочную реакцию раствора аммиака объясняют как результат диссоциации молекул слабого основания NH4OH [c.108]

В общем случае многие основания и кислоты в неводных средах могут сильно изменить степень диссоциации. Наиример, слабая Б водном растворе сернистая кнслота H2SO3 в жидком аммиаке диссоциирована примерно в такой же степени, как HNO3 в водном растворе, т. е. является очень сильной кислотой. Таким образом, [c.83]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология