Диссоциация кислоты, влияние солей

Номограмма включает в себя координатную сетку величин Р и 7. Величина Р учитывает влияние на условия титрования растворителя, константы диссоциации кислоты, образующей соль (рАд) при титровании основаниями, или основания, образующего соль (рА ,) при титровании кислотами, а также неполной диссоциации анализируемой и получающейся соли, характеризуемой величиной р . Последняя учитывается с помощью поправки К, определяемой по специальному графику, построенному в координатах Е - (рис. 3.6, а). Влияние концентрации учитывается линиями, отвечающими целым значениям рс (дробные значения откладываются по вертикали между ними). Величина I учитывает разницу в силе основания, образующего соль (рА"г, ), и основа-ния-титранта (р ) или кислоты, образующей соль (р д Д и кислоты-титранта (рАд), концентрацию анализируемой соли (рс), а также изменение влияния силы титранта с изменением концентрации, учитываемого с помощью поправки а. Эту поправку определяют из графика, построенного в координатах д— рА й(д) (рис. 3.6, б) в зависимости от концентрации. [c.39]

В книге относительно большое внимание уделено тем разделам электрохимии растворов, которые близки научным интересам автора. В этих разделах изложены главнейшие результаты исследований, проведенных в Харьковском университете. В частности, подробно изложены развиваемые автором представления о едином механизме диссоциации кислот, оснований и солей и о единой теории влияния растворителей на силу электролитов. [c.6]

Константа диссоциации Ki простой соли ВН+ - - - А и предельная электропроводность ионов определялись из концентрационной зависимости электропроводности соли. Константа сопряжения Кц определялась из данных по влиянию кислоты на растворимость динитробензоата калия. Константа ионной диссоциации /Сц1 сопряженной [c.291]

Влияние pH на полноту осаждения. Если осаждаемое вещество представляет собой малорастворимую соль сильной кислоты, то оно практически не растворяется в кислотах. Если же оно представляет собой соль слабой кислоты, то растворимость вещества в кислотах сильно увеличивается. Растворимость тем больше, чем больше концентрация ионов водорода и величина произведения растворимости и чем меньше константа диссоциации кислоты, анион которой входит в состав осадка. Следовательно влияние pH на растворимость различных осадков различно (см. Книга I, Качественный анализ, гл. I, 38). [c.286]

Нужно начать с краткого вступления и подчеркнуть, что диссоциация на ионы происходит под влиянием молекул воды и в растворах кислот, щелочей, солей присутствуют не молекулы этих соединений, а их ионы. В качестве примера можно привести соли соляной или серной кислоты. Например, молекулы хлористого натрия, хлористого калия, хлористого бария, хлористого магния в растворе диссоциированы на ионы металла и хлорид-ионы. Если к раствору каждой из этих солей прибавить несколько капель раствора азотнокислого серебра, во всех случаях выпадает белый осадок хлористого серебра. Из уравнений реакций, написанных в ионной форме, видно, что образование этого осадка возможно, только если во всех растворах присутствует ион хлора. Можно взять растворы сернокислого натрия, сернокислого калия, сернокислой меди и прибавить к ним раствор хлористого бария. [c.61]

Поскольку два компонента системы представляют собой ионы, то вполне можно ожидать, что диэлектрическая проницаемость растворителя будет оказывать значительное влияние на значение р . Нанример, если диссоциация кислоты дает в итоге увеличение числа ионов, то диссоциация кислоты будет меньшей в растворителе с низкой диэлектрической проницаемостью, чем в растворителе с высокой диэлектрической проницаемостью. Для систем, в которых число ионов не увеличивается, как это имеет место, нанример, при ионизации аммониевых солей, влияние изменения диэлектрической проницаемости растворителя будет выражено значительно слабее. Для обсуждения этого вопроса см. данные табл. 6.1 и 6.2, а также сводки [60, 309]. [c.373]

Влияние соли слабой кислоты, на диссоциацию этой кислоты [c.65]

При титровании слабой кислоты сильной щелочью образующаяся в растворе соль, в отличие от предыдущего случае, будет оказывать существенное влияние на равновесие диссоциации кислоты, так как образуется буферная смесь. [c.182]

Если в ряду слабых оснований (или кислот) определяются константы диссоциации в водном растворе, то в конце концов достигается точка, в которой доля диссоциированного основания BH+/ B (индикаторное отношение) становится настолько малой, что оказывается за пределами возможностей измерения в любом умеренно разбавленном растворе минеральной кислоты (основания). В более концентрированной кислоте (основании) для расчета коэффициентов активности ионов уже нельзя пользоваться уравнениями (1.57) — (1.59). Нельзя также ожидать, что будут симметричными отношения коэффициентов активности, как это было в разд. 5.Б. Влияние солей на коэффициенты активности неэлектролитов также может быть ощутимым. Поскольку не всегда можно измерить коэффициент активности основания и сопряженной кислоты в сильнокислом растворе, единственная оставшаяся возможность состоит в применении нетермодинамического метода. Этот подход действительно оказался весьма плодотворным. [c.99]

Задания. Написать уравнение диссоциации уксусной кислоты и объяснить, как смещается равновесие диссоциации кислоты при добавлении к ней ацетата натрия. Сделать вывод о влиянии соли слабой кислоты на диссоциацию этой кислоты. [c.71]

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]

Для прогнозирования возможности анализа смесей кислот или оснований с солями применяют ту же номограмму, что и для двухкомпонентных смесей кислот или оснований в водных растворах (см. рис. 3.7). Величина N учитывает влияние силы первого компонента и его концентрации. В зависимости от того, какой компонент титруется в первую очередь, N зависит либо от константы диссоциации анализируемой кислоты или основания, либо от константы диссоциации основания или кислоты, образующей анализируемую соль ее находят по графику на рис. 3.11, а. Величина Л/ учитывает влияние на первый скачок силы второго компонента и соотнощения концентраций компонентов и зависит либо от константы диссоциации основания или кислоты, образующей соль, либо от константы [c.49]

Поправки Г1 и г2 устанавливают по графикам на рис. 3.11,в. Они учитывают влияние силы первого компонента — кислоты или основания [при (рКа + рК ,) <14] или константы диссоциации основания или кислоты, образующих соль [при (р/Сд-ьрА й) >14], а также концентрации первого компонента. [c.51]

Влияние соли на диссоциацию слабой кислоты. В дальнейшем с этой точки зрения будут рассмотрены важнейшие приемы, с которыми приходится иметь дело аналитику для успешного разрешения поставленных задач. [c.142]

Влияние солей на превращение функциональных групп в присутствии слабых электролитов. Добавление солей к растворам, содержащим слабые кислоты или основания, приводит, как правило, к значительному увеличению скоростей каталитических превращений. Этот эффект, известный в литературе как вторичный солевой эффект, не связан с кинетикой процесса, а обусловлен возрастанием степени диссоциации слабых электролитов в присутствии [c.32]

Хингидронный электрод применим для измерения pH в кислых, нейтральных и слабощелочных растворах (до pH 8). Он обладает при больших концентрациях солей заметной солевой ошибкой, которая связана с влиянием солей на относительную активность хинона и гидрохинона. Ошибочные показания хингидронного электрода в растворах с pH > 8 обусловлены диссоциацией гидрохинона как кислоты. [c.66]

Кондуктометрическое титрование попользуют для определения солей слабых многоосновных кислот и сильных оснований. Характер кривых титрования солей зависит от констант диссоциации кислот, подвижностей ионов и концентрации. Взаимодействие по каждой ступени вытеснения оказывает такое же влияние на электропроводность раствора, как и взаимодействие солей одноосновных кислот такой же силы. Рассмотрим типичные кривые титрования 0,1 п. растворов солей двухосновных кислот. [c.47]

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]

Все органические кислоты—слабыа электролиты. В ряду производных метана самая сильная метановая, или муравьиная, кислота НСООН. С увеличением числа атомов углерода степень диссоциации кислот уменьшается. Свойства кислэт зависят также от алкильного радикала и от взаимного влияния друг на друга карбоксильной группы и алкильного радикала. Рассмотрим наиболее характерные для карбоновых кислот реакции. Подобно минеральным кислотам, органические кислоты взаимодействуют с металлами, оксидами и гидроксидами металлов, образуя соли карбоновых кислот, например [c.264]

Щелочь выше эквимолярной концентрации кислоты действует подобно простому электролиту, изменяя электрический потенциал поверхности мицеллы, который является функцией только концентрации противоионов, но не pH. Если содержание ш,елочи ниже эквимолярного, значение ККМ раствора резко снижается, так как диссоциация кислоты гораздо меньше, чем соли, и влияние присутствия электролита на мицеллы, состояш,ие главным образом из недиссоциированных молекул, проявляется слабо. Это согласуется с опытом. ККМ сильной кислоты, типа алкилсуль-фоновой или алкилсерной, будет близка к ККМ солей, и влияние добавок электролитов будет одинаковым в широком интер-нале значений pH. Из этого следует, что влияние электрического отталкивания на агрегирование и, следовательно, на ККМ должно быть примерно одинаково для растворов длинноцепочечных кислот и их солей с одинаковой длиной цепей. [c.97]

Габбард, изучая э. д. с. этого элемента, содержавшего слабо за-буференные растворы хлоридов калия, магния и бария (0,1—0,2 н. pH 3,3—8,1), установил, что солевая ошибка не зависит от pH, когда он меньше 4,5, но быстро увеличивается при заданной концентрации соли, когда pH становится больше 5,5. Это было объяснено влиянием соли на диссоциацию гидрохинона. В разбавленных растворах диссоциация становится заметной при pH больше 7. Высокая концентрация соли способствует диссоциации гидрохинона так же, как и других незаряженных кислот, вследствие уменьшения активности ионов, находящихся в равновесии с недиссоциирован-ными молекулами. [c.224]

Развитые выше представления о катионитах, характеризующие последние как особый класс кислот и солей, особенностями которых являются лишь многовалентность и отсутствие подвижности их анионов и которые не имеют других принципиальных отличий от маловалентных солей и кислот, уже изученных более полно, позволяют в известной мере экстраполировать на систему катионит — растворитель те сведения о влиянии валентности на характер диссоциации электролита, которые получены в результате изучения кислот и солей обычного типа. [c.478]

В неводных растворителях на сольволиз солей, кроме констант диссощ1а-ции кислот и оснований, образующих соль, оказывает влияние автопротолиз растворителя. В некоторых неводных и смешанных растворителях соли диссоциируют полностью, в других ассоциированы в заметной степени. При определенных соотношениях констант диссоциации электролитов, образующих соль, в зависимости от ее концентрации неполная диссоциация солей оказывает влияние на pH растворов. [c.23]

Установлено, что константы диссоциации солей в меньшей степени влияют на условия титрования по сравнению с константами диссоциации кислот и оснований и константами автопротолиза растворителей. В то же время в большинстве растворителей константы диссоциации различных солей различаются незначительно. Поэтому для прогнозирования в случае отсутствия данных по константам диссоциации конкретных солей, можно брать среднее значение этих величин для выбранного растворителя. Влиянием процессов гомосопряжения в большинстве растворителей можно пренебречь, так как они мало влияют на ДрН. [c.30]

Из агого квадратн010 уравнения легко вычислить [Н+]. Как правило, уравнение (41) можно применять в более упрощенной, хотя несколько приближенной форме. В смеси слабой кислоты н ее соли диссоциация кислоты подавлена под влиянием одноименного иона, и поэтому в большинстве случаев найдено, что [Н+1 настолько мала по сравнению с с , и с , что ею можно пренебречь. Если это так. то уравне-ии (41) примет ви.т [c.27]

Методика определения. Навеску кислоты, рассчитанную для приготовления приблизительно 0,1 и. раствора, переносят в мерную колбу и разбавляют дпстиллировап-ной водой до метки. При помощи пипетки отбирают аликвотную часть раствора и помещают в электролитическую ячейку. Проводят кондуктометрическое титрование 1,0 н. раствором NaOH. Сначала наблюдается небольшое понижение электропроводности раствора, так как нейтрализуются высокоподвижные ионы водорода, образующиеся при незначительной диссоциации кислот. Однако при титровании диссоциация кислот быстро подавляется под влиянием образующи.хся солей и ионы водорода уже не оказывают существенного влияния на электропроводность раствора. Поскольку концентрации катионов титранта и анионов титруемой кислоты при титровании возрастают, после небольшого минимума в начале титрования электропроводность раствора до точки эквивалентности увеличивается. Более сильно минимум выражен в случае титрования муравьиной кислоты. После точки эквивалентности электропроводность быстро увеличивается от избытка титранта. Кривые титрования имеют резкий излом в точке эквивалентности. [c.150]

В последние годы получены интересные данные о влиянии на коэффициенты распределения и форму изотерм экстракции добавок малополярных, но обладающих заметной гидро( )ильностью и растворимых преимущественно в водной фазе соединений [279— 283]. Добавление в водную фазу таких веществ влечет за собой снижение диэлектрической постоянной водной фазы, уменьшение активности воды и соответственно рост коэффициентов активности растворенных кислот и солей металлов это приводит к подавлению диссоциации солей, т. е. действует аналогично введению [c.98]