Слабые электролиты ионные равновесия

Равновесие реакции гидролиза можно сместить вправо, например, увеличением концентрации воды, т. е. разбавлением (почему увеличение концентрации ионов АР+ не приводит к смещению равновесия вправо ), но значительно более сильно действует удаление из сферы реакции ионов, создающих кислую или щелочную среду раствора. В случае гидролиза АГ достаточно ввести в раствор ионы ОН (прилить щелочи), которые свяжут ионы Н+ в очень слабый электролит НгО, равновесие сместится вправо и выпадет осадок А1(ОН5)з. Помните—в избытке щелочи осадок может вновь раствориться [c.189]

Рассмотрим для примера реакцию нейтрализации уксусной кислоты едким натром. Сущность этой реакции также заключается в соединении ионов И с ионами ОН. Но вследствие того, что уксусная кислота — слабый электролит, ионы Н в начале реакции находятся в растворе лишь в незначительном количестве и постепенно образуются в результате сдвига равновесия [c.149]

Сущность гидролиза сводится к химическому взаимодействию катионов или анионов соли с гидроксид-ионами ОН или ионами водорода Н из молекул воды. В результате этого взаимодействия образуется малодиссоциирующее соединение (слабый электролит). Химическое равновесие процесса диссоциации воды смещается вправо Щ0"5Т1 + ОН . [c.232]

Электропроводность химически чистой воды ничтожна, так как молекулы воды в очень малой степени диссоциированы на ионы при 22 С ан.о = l,8 10 . Так как это очень слабый электролит, то константу равновесия диссоциации воды можно вычислить по уравнению к = а с [c.164]

Это происходит потому, что и соляная кислота, и гидроксид натрия — сильные электролиты, а вода — очень слабый электролит. Ионы Н+ и ОН , образующиеся при диссоциации НС1 и МаОН, прочно связываются в молекулы воды, в результате чего равновесие смещается в сторону нейтрализации этих ионов. Поэтому при растворении хлорида натрия в воде обратная реакция, т. е. гидролиз, практически не идет. [c.97]

Однако, как мы увидим ниже, вода — очень слабый электролит и диссоциирует лишь в ничтожно малой степени. Иначе говоря, равновесие между молекулами воды и ионами сильно смещено в сторону образования молекул. Поэтому практически реакция нейтрализации сильной кислоты сильным основанием протекает до конца. [c.245]

Как уже указывалось, реакции нейтрализации сильных кислот сильными основаниями, в ходе которых ионы водорода и гидроксид-ионы соединяются в молекулу воды, протекают практически до конца. Реакции же нейтрализации, в которых хотя бы одно из исходных веществ — слабый электролит и при которых молекулы малодиссоциирующих веществ имеются не только в правой, но и в левой части ионно-молекулярного уравнения, протекают не до конца. Они доходят до состояния равновесия, при котором соль сосуществует с кислотой и основанием, от которых она образована. Поэтому уравнения подобных реакций правильнее записывать как обратимые реакции [c.247]

Однако это равновесие сильно смещено вправо, поскольку вода — значительно более слабый электролит, чем уксусная кислота, так что связывание ионов Н+ в молекулы воды происходит полнее, чем в молекулы уксусной кислоты. [c.252]

Реакция образования воды из ионов Н+ и ОН обратима, но вода очень слабый электролит (Л в= 1,8-10 ), поэтому равновесие между ионами и молекулами воды сильно смещено в правую сторону. Следовательно, реакция нейтрализации любой сильной кислоты с любым сильным основанием протекает практически необратимо. [c.54]

Смещение равновесия в системе в сторону реакции образования продукта АО возможно, если вещество АО является слабо диссоциирующим (слабый электролит, комплексное соединение), газообразным или мало растворимым. Если продукт АО — слабый электролит, то его выход зависит от константы равновесия процесса IV, обратной по величине константе диссоциации АО и от исходных концентраций ассоциирующих ионов [c.164]

Мы уже говорили, что вода — слабый электролит. Весьма незначительная часть ее молекул диссоциирует на ионы и ОН", которые находятся в равновесии с недиссоциированными молекулами [c.79]

Чем больше Кдасс, тем сильнее диссоциирован слабый электролит. Наряду с Кдпсс для количественной характеристики равновесия используют величину степени диссоциации а. Она характеризует долю молекул слабого электролита, которые диссоциировали в растворе на ионы. Степень диссоциации связана с константой диссоциации. Взаимосвязь между ними может быть найдена следующим образом. Если начальная концентрация растворенного слабого электролита равна С молей в 1 л, то после диссоциации в состоянии равновесия [А+]=аС [Х ] =аС [АХ] = (1 — а) С. Подставляя значения равновесных концентраций реагирующих веществ в уравнение (1.23), получаем [c.36]

При образовании малодиссоциированных соединений, как и в случае малорастворимых соединений, происходит связывание ионов, а значит, и смещение равновесия в растворах. Равновесия реакций между сильными кислотами и сильными основаниями практически полностью смещены в сторону нейтрализации ионов Н+ 1и ОН именно потому, что при этом образуется такой слабый электролит, как вода. Образование малодиссоции-рованных соединений может приводить и к растворению осад- [c.102]

При смешении двух растворов они будут взаимно способствовать смещению равновесия в обеих реакциях гидролиза в сторону продуктов гидроксид-ионы и ионы водорода связываются в слабый электролит — воду. Окончательное уравнение реакции [c.83]

Гидролиз солей. Вода, как уже отмечалось, — слабый электролит. Концентрации ионоз водорода и гидроксид-ионов в чистой воде равны, что соответствует pH = 7. Если в воде растворить соль, то равновесие диссоциации воды нарушается за счет изменен[гя с(Н+) и с(ОН ), следовательно, значение pH отклоняется от 7. Так, в растворе карбоната натрия реакция среды щелочная (pH >7), в растворе хлорида меди (И)—кислая (pH < <7), что легко определить при помощи индикаторов. Уменьшение или увеличение концентрации ионов водорода и гидроксид-ионов в растворе происходит за счет их связывания в слабый электролит. [c.94]

Рассматривается опять описанный выше случай, однако теперь предполагается, что, кроме ионов водорода, к электроду диффундируют другие доноры протонов из буфера. Для простоты будем считать, что буфер состоит из слабой одноосновной кислоты и ее соли. Кроме буфера, в растворе содержится индифферентный электролит. Будем также считать, что все ионные равновесия устанавливаются с большой скоростью. Тогда уравнения (3) и (4) остаются справедливыми и для данного случая, а соотношение (7) будет иметь вид [c.169]

Так как уксусная кислота — слабый электролит, то при столкновении ее кислотных остатков с ионами Н+ воды, образуются недис-социированные молекулы уксусной кислоты. Удаление из раствора части ПОНОВ Н+ вызывает сдвиг равновесия процесса диссоциации воды слева направо. Содержание ионов ОН" в растворе нарастает. Раствор приобретает щелочную реакцию. В ионном виде процесс изображается уравнением [c.139]

В водном растворе соль находится в виде ионов, сольватированных молекулами воды. Случается, что некоторые молекулы или ионы, присутствующие в растворе, имеют большее сродство к катиону соли, чем молекулы воды (например, молекулы N113 в присутствии ионов Ag ). Тогда в растворе образуется комплекс между ионом Ag (акцептором электронов) и двумя молекулами КНз (донорами электронов). Этот комплекс Ag(NHз)2 ведет слабый электролит он частично диссоциирован в водном растворе, согласно реакции равновесия [c.271]

Смещение равновесия диссоциации слабых электролитов. Если в раствор, содержащий плохо диссоциирующий или слабый электролит, ввести другой электролит, имеющий с первым общий ион, то степень диссоциации первоначально взятого электролита становится еще меньще. [c.202]

В реакции (д) два слабых электролита, но так как реакцт идут в сторону большего связывания ионов и вода - более слабый электролит, чем уксусная кислота, то равновесие реакции смещено в сторону образования воды. Исключив одинаковые ионы из обеих частей равенства а) Na" и СГ б) Na" и NOj в) Na и NOj г) К" и SO4 д) Na", получим ионно-молекулярные уравнения соответствующих реакций [c.71]

Уксусная кислота — слабый электролит, но все же более сильный, чем вода, поэтому между участниками реакции установится состояние равновесия, в котором концентрации молекул СН3СООН и ионов ОН-- сравнительно невелики. Тем не менее гидролиз ацетата калия приведет к увеличению концентрации ионов ОН- в растворе по сравнению с чистой водой в этом легко убедиться, измерив pH такого раствора. [c.98]

Какая форма записи правильна —первая или вторая Такой вопрос ча -сто задают абитуриенты. Ответ на него простой верны обе формы записи,. 40 первый содержит больше информации. Действительно, вода — очень слабый электролит, и потому концентрация ионов водорода в нейтральном растворе, как мы уже знаем, ничтожно мала. Мы уже условились записывать в уравнениях окислительно-восстановительных и других реакций слабые электролиты в молекулярной форме. Первую форму записи следует понимать так около катода постоянно расходуются ноны водорода, т. е. равновесие Н2О 4= Н+-1-0Н все время смещается вправо, поэтому стремление системы к равновесию выражается в том, что диссоциируют все новые и новые порции воды образующиеся при этом ионы водорода восстанавлнвают-ся, а ноны гидроксила остаются в растворе. Следовательно, первая форма записи показывает сумму двух процессов диссоциации воды и восстановления иопов а вторая — лишь восстановление ионов водорода, но противоречия между этими двумя формами записи пет. [c.146]

Величину К называют константой диссоциации электролита. Она характеризует его склонность к ионизации. Чем больше величина К, тем сильнее диссоциирует слабый электролит и тем выше концентрация его ионов в растворе при равновесии. Величину константы диссоциации вычисляют, исходя из молярной концентрации раствора и степени ионизации слабого электролита (при постоянной температуре). Например, если известно, что в 0,1 М растворе уксусной кислоты СН3СООН при 18 С степень ионизации равна 0,0132, то константу диссоциации находят путем следующих рассуждений. В 1л 0,1 М раствора содержится 0,1 моль уксусной кислоты. Из них соответственно степени диссоциации распалось на ионы 0,1 0,0132 = 0,00132 моль. Остальная кислота находится в виде недиссоциированных молекул, что составляет 0,1 — 0,00132 = 0,09868 моль. [c.27]

При добавлении к насыщенному раствору труднорастворимого электролита других веществ, содержащих одноименные с ним ионы, состояние равновесия нарушается и частично слабый электролит выпадает в осадок. Например, если к насыщенному раствору BaS04, находящемуся в равновесии с его кристаллами, добавить раствор серной кислоты, то динамическое равновесие (V.82) из-за возрастающей 804 -] из серной кислоты сдвигается справа налево и часть сульфата бария выпадает в осадок. Растворимость соли падает, но [c.137]

Пример IV. Как уже было отмечено выше ( 25), слабый электролит в растворе частично диссоциирует на ионы. Этот процесс также может быть описан с помощью константы равновесия. В данном случае она называется константой диссоциации и обозначается /Сдис Поскольку электролитическая диссоциация сопровождается поглощением теплоты, /Сдис при повышении температуры увеличивается (см. 29). [c.112]

В отличие от констант равновесия других обратимых реакций, величина К называется в данном случае констж-той диссоциации электролита. Она характеризует склонность его к ионизации. Чем больше ее величина, тем сильнее диссоциирует слабый электролит и тем выше концентрации ионов его в растворе при равновесии. [c.47]