Диссоциации слабых реакций

ЗдесьА в — константа диссоциации для реакции В+НОН . ВН" +ОН. Этот результат соответствует данным, полученным для ацетона закон соблюдается вследствие того, что взаимодействие енолят-иона с ацетоном относительно медленнее реакции нейтрализации его ВН" (или любой другой слабой кислотой, находящейся в системе). [c.493]

При прибавлении электролитов будут уменьшаться коэффициенты активности и у , что приведет к возрастанию кониентрации водородных ионов. Следовательно, сущность вторичного солевого эффекта заключается в том, что посторонние электролиты, уменьшая коэффициенты активности ионов, повышают степень диссоциации слабого электролита, вследствие чего повышается концентрация иона, участвующего в реакции. [c.603]

ЩИХ масс к диссоциации слабой кислоты (реакция (37)) [c.121]

Таким образом, константа гидролиза гидролитически щелочной соли равна отношению ионного произведения воды к константе диссоциации слабой кислоты, образованной в результате реакции гидролиза. [c.210]

Диссоциация слабых кислот или оснований зависит от реакции среды, поэтому при разных значениях pH в растворах будет находиться различное количество молекул и ионов индикатора. Иными словами, окраска раствора будет определяться соотношением этих разно окрашенных соединений. [c.218]

Рассмотрим метод э. д. с. для определения констант равновесия ионных реакций на примере константы диссоциации слабой кислоты НА [c.130]

Потенциометрические кривые могут быть использованы для количественной оценки результатов титрования и для получения физико-химических величин константы диссоциации слабой кислоты, pH при титровании многоосновных кислот с учетом гидролиза, растворимости малорастворимых солей, константы нестойкости комплекса. Используя потенциометрические кривые реакции окисления — восстановления, можно рассчитать стандартные окислительно-восстановительные потенциалы, константы равновесия электродных реакций, энергию Гиббса и т. п. Если проводить потенциометрическое титрование в небольшом интервале температур, то по кривым титрования можно определить температурный коэффициент э. д. с., энергию Гиббса, тепловой эффект и реакции. [c.314]

Как видно из уравнения реакции, при растворении такой соли в воде анионы слабой кислоты связывают часть ионов Н , образовавшихся при диссоциации воды, в слабо диссоциируемое соединение. При этом концентрация несвязанных ионов ОН в растворе будет превышать концентрацию ионов Н" и раствор станет щелочным (рН> >7). Таким образом, водные растворы солей сильного основания и слабой кислоты имеют щелочную реакцию. Растворы солей слабых кислот и слабых оснований могут быть нейтральными, кислыми или щелочными в зависимости от соотношения констант диссоциации слабых электролитов, образующихся в процессе гидролиза. [c.167]

Определение i облегчает решение ряда физико-химических вопросов выяснение молекулярного состояния растворенного вещества, природы различных электролитических реакций, определение степени и константы диссоциации слабых электролитов и т. д. Например, в водных растворах тетраборатов калия и натрия с моляльностью от 0,04 до 0,01 коэффициент i колеблется от 5,4 до 6,6. Это указывает на то, что гидролиз тетраборатов протекает с образованием 6 частиц. Следовательно, реакцию гидролиза можно представить уравнением [c.207]

Большинство веществ обладает ограниченной растворимостью в воде и других растворителях. Поэтому в ионообменных реакциях равновесие часто сдвигается в результате образования осадка. На смещение равновесия в растворах электролитов влияют многие факторы, при этом изменение давления незначительно влияет на смещение равновесия из-за малой сжимаемости жидкостей. Изменение температуры в равновесной системе позволяет повышать или понижать растворимость вещества, а также вызывать изменение степени диссоциации слабого электролита. Важнейшим фактором, позволяющим смещать положение равновесия в растворах электролитов, является изменение концентрации ионов в растворе. [c.44]

Однако бывает и так, что в ионных реакциях происходит образование слабого электролита при одном направлении процесса и образование осадка — при обратном. В таких случаях доминирует процесс, идущий в сторону образования того вещества, при котором полнее связывается тот или иной ион. Это зависит, с одной стороны, от степени диссоциации слабого электролита, а с другой — от растворимости осадка. Преобладать может либо первый, либо второй процесс. [c.60]

Рассмотрим теперь диссоциацию слабой кислоты в водном растворе известно, что такая диссоциация протекает частично ее можно выразить следующими уравнениями реакции [c.239]

Пусть участником некоторой реакции является ион А , несущий единиц заряда, образующийся в результате диссоциации слабого электролита несущего г, 4- единиц заряда [c.166]

Еще в конце XIX в. было установлено влияние добавок кислот и оснований на скорость реакций в водных растворах. Это привело к заключению, что ионы водорода и гидроксила отличаются каталитическими свойствами. Дальнейшие исследования показали, чуо каталитическая активность кислот и оснований сохраняется и в неводных растворах,, где электролитическая диссоциация слаба. [c.522]

При введении в растворы солей, не взаимодействующих с продуктами диссоциации слабых электролитов, активности продуктов диссоциации практически не изменяются, но именно активности влияют на степени превращения в химических реакциях. [c.170]

Вместе с тем, применяя к растворению уксусной кислоты уравнение (15.2) и законы равновесия, можно определить из экспериментальных данных для этой реакции константу равновесия, которая даст много полезных сведений об этом процессе. Уксусная кислота представляет собой типичную слабую кислоту, диссоциирующую в водных растворах всего на 1%. Применение понятия о константе равновесия целесообразно и ко многим другим слабым кислотам. Аналогичный подход используется и при рассмотрении диссоциации слабых оснований. Однако такой подход мало пригоден для сильных кислот и сильных оснований, водные растворы которых настолько диссоциированы на ионы, что это затрудняет рассмотрение их растворения как равновесного процесса. [c.265]

Поглощенные вещества могут быть извлечены из активированного (угля экстракцией органическим растворителем, изменением степени диссоциации слабого электролита в равновесном растворе, отгонкой адсорбированного вещества с водяным паром и испарением адсорбированного вещества током инертного газообразного теплоносителя. В отдельных случаях приходится осуществлять химические превращения поглощенных веществ непосредственно в адсорбированном состоянии с тем, чтобы затем произвести десорбцию образовавшегося продукта реакции одним из перечисленных методов. [c.120]

При работе с биологическими веществами следует поддерживать постоянные значения pH. Стабилизация pH достигается с помощью буферных растворов. В присутствии нейтральных солей диссоциация слабых кислот и оснований не зависит от разбавления. Рассмотрим раствор слабой кислоты НА и ее натриевой соли NaA. Константа равновесия реакции [c.31]

Катионы сильных оснований N3+, a +, Ва + и анионы сильных кислот С1, 505 не принимают участия в этих реакциях, поскольку не могут образовать с ионами воды и ОН малодиссоциированных соединений. Таким образом, водные растворы уксуснокислых солей (ацетатов), образованных сильными основаниями, имеют щелочную реакцию, а растворы аммониевых солей сильных кис лот — кислую реакцию. В случае ацетата аммония и катион, и анион принимают участие в реакции гидролиза, однако раствор сохраняет нейтральную реакцию, так как образующиеся уксусная кислота и гидроксид аммония — электролиты равной силы (с. 127), В других случаях, например при гидролизе NH4 N, для определе ния характера раствора необходимо сопоставить константы диссоциации слабого основания и слабой кислоты, образующихся при гидролизе соли. [c.130]

Нейтрализация слабой кислоты сильным основанием (или слабого основания сильной кислотой) сопровождается одновременной диссоциацией слабого электролита с тепловым эффектом ДЯд сс. Эта теплота складывается из эндотермического эффекта диссоциации и экзотермического эффекта гидратации ионов. Сумма последних двух тепловых эффектов — в зависимости от природы электролитов — различается как знаком, так и значением. Вследствие этого теплота нейтрализации отличается от теплоты реакции образования воды из ионов (теплота нейтрализации H N едким натром равна — 10,290 кДж/моль, Н3РО4 едким кали равна — 63,850 кДж/моль). Теплоту диссоциации вычисляют по уравнению [c.49]

Эти свойства можно характеризовать первой константой диссоциации слабой кислоты, так как реакции (12) и (12а) связаны с равновесием между НгА и ионами НА и Н" . Таким образом, кислая соль имеет два противоречивых свойства она может выделять водородные ионы и может их поглощать. В зависимости от того, какая из двух реакций (11) или (12) идет в большей степени, кислая соль может н.меть кислую реакцию (например, МаНЗО,) или щелочную реакцию (например, ЫаНСО,). [c.299]

Однако если в механизм реакции входит равновесие с участием слабых кислот или оснований, то можно наблюдать более высорсую скорость реакции в 020. Причина этого состоит в том, что константы диссоциации слабых кислот и оснований в О2О меньше, чем в Н2О (в 2—4 раза). Ионное произведение тяжелой воды 7(о2о = 0,145-10 также более чем в пять раз меньше, чем ионное произведение Н2О (разд. 35.4.1.4). Этот фактор становится особенно существен при кислотно-основном катализе. Вернемся к уравнению (135) можно легко понять, что в случае специфического кислотного катализа, т. е. при наличии предшествующего протолитического равновесия ([реакция (131)], скорость катализируемой реакции в О2О оказывается больше, чем в Н2О. Константа скорости в уравнении (135) равна [c.200]

Проводность, в процессе нейтрализации образуется хорошо диссоциируемая соль, подавляющая диссоциацию слабой кислоты или основания, и в начале титровация электропроводность немного уменьшается. Затем электропроводность растет за счет образующейся соли. После точки эквивалентности ионы 0Н (или соответственно Н3О+) уже не вступают в реакцию, поэтому электропроводность возрастает зиачительно меньше (рис. Д.134, в). [c.325]

Появление дополнительных ионов С2Н3О2 в результате ионизации НаС2Нз02 смещает влево равновесие (16.1), что приводит к уменьшению равновесной концентрации ионов Н" (водн.). Говорят, что ионы СдНзО уменьшают или подавляют диссоциацию НС2Н3О2. В общем случае диссоциация слабого электролита уменьшается при добавлении в раствор сильного электролита, который содержит ион, общий со слабым электролитом. Смещение положения равновесия при добавлении иона, участвующего в равновесной реакции, называется влиянием общего иона. [c.110]

Для вычисления pH раствора, содержащего ЫН4 и ЫНз, следует учитывать влияние на равновесие диссоциации слабого основания ЫНз общего иона ЫН Вместо этого можно учитывать влияние ЫНз на равновесие диссоциации слабой кислоты ЫН В любом случае получится одинаковый результат. Воспользуемся реакцией, обратной реакции (16.4), и, обозначив равновесную концентрацию ОН" через х, запищем концентрации всех частиц, участвующих в этой реакции [c.113]

Методы потенциометрического титрования. Потенциометрическое титрование-—один из объективных электрохимических способов объемного анализа — служит для определения концентрации раствора и константы электролитической диссоциации слабой кислоты и слабого основания. Его применяют при исследовании растворов, окращенных и мутных многокомпонентных с малой концентрацией слабых электролитов и других, визуальное титрование которых затруднено. Виды потенциометрического титрования аци-днметрическое, алкалиметрическое, иодометрическое и другие основаны на реакциях осаждения, окисления, восстановления, комп-лексообразования и т. п. в водных и неводных растворах. Потенциометрическое титрование проводят компенсационным и некомпенсационным методами. [c.167]

Выше мы обсудили возможности определения констант диссоциации слабых кислот и оснований по последней ступени, используя первые ступени реакций гидролиза. Предложите, как определить константы диссоциации слабых кислот и оснований по другим ступеням, например для Н2СО3 [c.192]

Таким образом, константа равновесия нейтрали.чации слабой киелоты сильным основанием определяется только отношением комстанты диссоциации слабой кислоты к ионному произведению воды Для реакции полученное столь высокое значение константы равновесия нейтрализации уксусной кислоты говорит [c.308]

Выражение константы гидролиза любого типа включает ионное произведение воды и константы диссоциации образующихся слабых электролитов. Так как при повыщении температуры константа диссоциации воды значительно в большей степени возрастает по сравнению с константами диссоциации слабых кислот и оснований, то при повышении температуры констайта гидролиза в целом должна увеличиваться и равновесие гидролиза смещается вправо (гидролиз сопровождается поглощением теплоты, ДЯг>0). Действительно, нагреванием удается сместить равновесие гидролиза вправо, но чаще это вызвано удалением одного из продуктов реакции. <г [c.317]

Вторая запись отражает уже не реакцию гидролиза, а диссоциацию комплексного иона как слабой кислоты. Однако п связи с тем, что справочных данных по константам диссоциации слабых кислот и оснований намного больше, чем по константам диссоциации комплексных акваионов, для вычисления концентрации ионов водорода в водных растворах солей приходится пользоваться уравнениями, записанными как реакция гидролиза с участием негидратированных ионов. [c.318]

Работа 22. Определение колебательной постоянной и ангармонично сти для радикала СЫ в электронно-возбужденном состоянии. . Работа 23. Определение константы равновесия реакции образовани комплекса по электронно-колебательному спектру поглощения. Работа 24. Определение констант диссоциации слабых органически кислот но электронно-колебательным спектрам поглощения. . . [c.491]

Если к смеси добавить сильное основание КОН, то в реакцию с ним вступит второй компонент смеси ЫН4+-ЬОН- рьННз-нНгО. Результатом реакции является образование слабого электролита Н2О и, таким образом, введенные ионы ОН" не будут оказывать существенного влияния на pH раствора. В табл. 3.8 приведены основные типы буферных растворов и формулы для расчета pH. Из расчетных формул видно, что pH буферных растворов зависит от константы диссоциации слабой кислоты или основания, соотношения концентраций компонентов смеси, pH кислых буферных растворов и практически не зависит от температуры. Разбавление (до определенных пределов) не влияет, поскольку при этом концентрации компонентов смеси меняются одинаково и их соотношение [c.57]

Измерение э. д. с. гальванических цепей применяется как метод точного определения pH, активности растворов электролитов, произведения растворимости труднорастворимых солей, для расчета констант и степени диссоциации слабых кислот и оснований, ри изучении реакций нейтрализации и гидролиза. На практике наибольшее распространение приобрел электрометрический метод определения кон-центрациа водородных ионов. Как известно, такая задача встречается очень часто не только в химии и химической технологии, но и в целом ряде других научных дисциплин биохимии, физиологии, геологии, почвоведении и т. д. [c.117]

Влияние двойного слоя иа кинетику сопряженных химических реакций рассмотрено главным образом в связи с восстановлением протонов, образугош ихся при диссоциации слабой кислоты в воде (уравнения 2 88, 2 89). [c.69]

Потенциометрия представляет собой метод определения концентраций веществ, а также различных физико-химических величин, основанный на измерении потенциалов электродов. Измерение электродных потенциалов и нахождение зависимости между ними и концентрацией (активностью) определяемых компонентов позволяет установить не только концентрацию (активность) ионов, но и ряд других характеристик константы диссоциации слабых электролитов и константы устойчивости комплексных соединений, произведения растворимости малорастворимых осадков, стандартные и формальные электродные потенциалы, окислительно-вос-становительные потенциалы, стехиометрические коэффициенты в химических реакциях, число электронов, участвующих в потенциа-лопределяющей стадии и т.д. По величине потенциала индикаторного электрода можно оценить также глубину протекания и направление окислительно-восстановительных реакций между реагирующими веществами. [c.171]

Нитрилы кислот, чаще всего ацетонитрил СНзС=К (ДМ = 14), часто используются как координирующие растворители солей переходных металлов при проведении многих химических реакций с их участием. Ацетонитрил имеет высокую диэлектрическую проницаемость (е = 39) и способствует диссоциации слабых и сильных электролитов. [c.173]

Ускорение этой реакции давлением примерно такое же, как № в реакциях ]У1еншуткина. Образование активированного комплекса изображенной выше структуры должно сопровождаться значительным сжатием за счет взаимного приближения атомов О и N1 а также С и N (этого обстоятельства авторы [270] не учитывают). Наряду с этим, существенную роль здесь может играть и увеличение степени диссоциации слабого основания, являющегося катализатором [82]. [c.159]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология