Влияние растворителя на кислотно – основное равновесие — в помощь студенту

Растворы:

  • твердые (сплавы) – нет границы раздела фаз
  • газообразные
  • жидкие:
    • молекулярные – за счет физико-химических взаимодействий образуются ассоциаты между растворителем и растворенным веществом.
    • идеальные – взаимодействия за счет Ван-дер-Ваальсовых сил
    • ионные – химические взаимодействия между растворителем и растворенным веществом, что приводит к ионизации растворенных веществ.

Протолитическое равновесие – равновесие кислота/основание.

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!

Оценим за полчаса!

HS (H – водород, S – solvent, растворитель)

Влияние растворителя на кислотно – основное равновесие - в помощь студенту
Влияние растворителя на кислотно – основное равновесие - в помощь студенту
Влияние растворителя на кислотно – основное равновесие - в помощь студенту
Влияние растворителя на кислотно – основное равновесие - в помощь студенту

Константа автопротолиза определяет шкалу кислотности.

Теория Аррениуса, Льюиса, Усановича

Теория Бренстеда-Лоури

Кислота (А, диспроид) – частица, поставляющая в раствор протоны:

Влияние растворителя на кислотно – основное равновесие - в помощь студенту

A – кислота, B – сопряженное основание

Влияние растворителя на кислотно – основное равновесие - в помощь студенту

  • HCl – кислота, Cl– — сопряженное основание
  • A: Кислоты, некоторые катионы, кислые соли слабых кислот.
  • Влияние растворителя на кислотно – основное равновесие - в помощь студенту, Влияние растворителя на кислотно – основное равновесие - в помощь студенту – константа кислотности
  • Основание (B, эмпротив) – частица, способная присоединять протоны, превращаясь в сопряженную кислоту:

Влияние растворителя на кислотно – основное равновесие - в помощь студенту

B – основание, A – сопряженная кислота

alt

Узнай стоимость своей работы

Бесплатная оценка заказа!
Читайте также:  Теория конкурентных преимуществ - в помощь студенту

Оценим за полчаса!

Влияние растворителя на кислотно – основное равновесие - в помощь студенту

  1. Кислотные и основные свойcтва кислотно-основных сопряжнных пар находятся в обратно пропорциональной зависимости.
  2. Равновесие без растворителя не устанавливается.
  3. Любая кислотно-основная реакция включает в себя, как минимум, две кислотно-основные пары.

    – кислотно-основное равновесие

  4. BII может быть растворитель
  5. Все зависит от свойств растворителя.
  6. Основа неводного титрования.

Расчет pH протолитов

Источник: http://studentoriy.ru/lekciya-2-protoliticheskoe-ravnovesie/

ПОИСК

    На изменение окраски кислотно-основных индикаторов влияют присутствие нейтральных электролитов, растворители, температура. Влияние нейтральных электролитов обусловлено солевым эффектом, смещающим равновесие диссоциации индикатора. Например, для равновесий  [c.170]

    Влияние растворителя на кислотно-основное равновесие [c.238]

    Влияние среды на положение химического равновесия можно оценивать двумя путями во-первых, сравнивая константы равновесия в газовой фазе и в растворе и, во-вторых, сравнивая константы равновесия в различных растворителях.

К сожалению, и в газовой, и в жидкой фазах изучалось крайне ограниченное число равновесных реакций [5, 6], к числу которых относятся главным образом неионные процессы, где взаимодействие между реагентами и растворителем незначительно (например, реакция димеризации циклопентадиена по Дильсу — Альдеру).

Поэтому в настоящей главе будут рассматриваться в основном результаты изучения равновесных реакций в растворителях различной полярности (за исключением кислотно-основного равновесия, разд. 4.2.2). [c.125]

    В силу сложного характера межмолекулярных взаимодействий растворенного вещества с растворителем количественное описание влияния растворителей на равновесие возможно только в наиболее простых и благоприятных случаях (см., например, работу [71]). Поэтому в последующих разделах будут рассмотрены в основном качественные характеристики таких эффектов с использованием в качестве примеров кислотно-основ- ого, таутомерного и других равновесных превращений. [c.127]

    Путем измерения с помощью указанных выше методов констант равновесия /С= [А ] [ВН]/[НА] [В ] реакций переноса протона типа реакции (4.16) удалось определить относительные собственные кислотности и основности молекул в газовой фазе. Результаты измерения аналогичных параметров реакций переноса протона типа реакции (4.17) (здесь 8 —молекула растворителя) позволяют оценить влияние растворителя при ступенчатой сольватации ионов, т. е. при последовательном присоединении молекул растворителя (п может изменяться от О до 4— 9), и тем самым изучать системы промежуточные между газофазными системами и растворами  [c.134]

    В разд. 3.3.1 и 4.2.1 уже рассматривались равновесия типа кислота Бренстеда — основание Бренстеда, в которых сам растворитель участвует как кислота или как основание.

В этом разделе будут приведены примеры влияния растворителей на такие реакции переноса протона, в которых растворитель непосредственно не участвует. Интерес к исследованию такого рода кислотно-основных равновесий в неводных растворителях стимулировали основополагающие работы Барроу и др.

[164], изучавших кислотно-основные реакции между карбоновыми кислотами и аминами в тетрахлорметане и хлороформе. [c.160]

    В этой главе мы рассмотрим катализ химических реакций в присутствии веществ, характер взаимодействия которых с реагентами не удается определить однозначно, как это делалось выше. По этой причине данную разновидность катализа мы назовем катализом окружением . По существу, в настоящей главе речь идет о катализе солями и растворителями. И те и другие составляют окружение реагентов и могут приводить к существенному увеличению скорости реакции. В отличие от общих кислотно-основных (гл. 4) и нуклеофильно-элект-рофильных (гл. 7) катализаторов соли и растворители в явном виде в выражение для скорости реакции не входят. Тем не менее они влияют на стандартную свободную энергию исходного и (или) переходного состояния и потому могут оказывать значительное воздействие на константу скорости реакции. (Влияние на равновесие мы рассматривать не будем.) В отличие от многих катализаторов, упоминавшихся ранее, соли и растворители обычно не вносят изменений в механизм реакции, однако обусловленные ими эффекты при анализе ускорений химических реакций учитывать совершенно необходимо как с практической, так и с теоретической точки зрения. [c.39]

    При изучении закономерностей кислотно-основного взаимодействия (5.1) главными вопросами являются такие, как влияние атомно-электронной природы кислоты и основания на глубину протекания реакции или на константу равновесия, на зависимость от температуры и других воздействий и зависимость реакции (5.1) от природы растворителя.

Последнее особенно важно знать в связи с тем, что больщинство реакций с участием органических соединений протекает в растворах и чаще всего сложных, многокомпонентных. Поэтому предсказательная сила термодинамической теории в реакциях (5.1) будет определяться полнотой изучения структурных и сольва-тационных проблем. [c.

139]

    Ассоциация ионов.

Влияние растворителя на кислотно-основные процессы в амфотерной среде, характеризуемой средними и высокими значениями диэлектрической проницаемости, часто успешно интерпретируется с помощью представлений об изменениях диэлектрической проницаемости (электростатические эффекты) и основности (неэлектростатические эффекты). Когда диэлектрическая проницаемость понижается, то увеличивается степень ассоциации вследствие образования ионных пар (Бьеррум [71]) и более высоких ассоциатов — тройников и дипольных агрегатов [22, 72]. Устойчивость продуктов ассоциации выражается с помощью константы равновесия, которую можно найти путем измерения электропроводности или термодинамическими методами. Величина константы образования ионных пар при данном значении диэлектрической проницаемости оценивается с помощью уравнения, предложенного Денисоном и Рамзи [73, 74].  [c.182]

    Кислотно-основные индикаторы существуют в растворителях главным образом в виде ионных пар, так как большинство растворителей имеет низкую диэлектрическую проницаемость равновесия между компонентами ионных пар осложняются из-за разницы в заряде у различных форм индикатора.

Изменение окраски индикатора в неводном растворителе часто не соответствует изменению его в воде. Возможно, это связано с образованием ионных пар и с другими изменениями в структуре или в электронном строении молекулы индикатора, вызванными влиянием соседних молекул растворителя.

Некоторые индикаторы легко [c.332]

    Эти утверждения диаметрально противоположны выводу теории протолитического кислотно-основного равновесия о существовании шкалы силы кислот и оснований.

Мало того, последняя теория позволяет количественно учесть влияние на силу кислот (оснований) их заряда и диэлектрической постоянной растворителя и устанавливает простую зависимость константы скорости реакций от констант ионизации кислот (оснований), катализирующих эту реакцию (ср. гл. 14). [c.234]

    Выше мы ограничились немногими примерами, показывающими влияние особенностей растворителя на кислотно-основное равновесие в растворе.

Многие химики, имеющие дело только с водными растворами, недостаточно отчетливо представляют себе, насколько велики бывают изменения, сопутствующие переходу от водных к неводным растворам, если в протолитическом отношении растворитель сильно отличается от воды. Таким растворителем является, например, жидкий аммиак.

Обзор, посвященный кислотам и основаниям в жидком аммиаке, представит для читателя интерес в том отношении, что конкретизирует те общие высказывания и дискуссии, с которыми он познакомился на страницах книги. [c.261]

    Процессы в растворах можно условно разделить на две группы. К одной относятся ионные процессы, прямо связанные с переносом протона и кислотно-основным равновесием. Изотопные эффекты в этом случае имеют квантовую природу и позволяют изучать кинетику и механизм переноса протона и влияние растворителя на равновесия в растворах [1 ]. [c.97]

    Влияние индивидуального характера растворителя особенно сказывается на кислотно-основных свойствах растворенного вещества и кислотно-основном равновесии, устанавливающемся в растворе данного вещества. Кислоты и основания существуют не только в водных растворах, в которых имеются ионы водорода и ионы [c.7]

    Различное влияние растворителей на кислотно-основные равновесия приводит к тому, что шкалы кислотности и основности изменяются при замене растворителя [14]. [c.261]

    Рассматривая далее влияние растворителя на положение таутомерного авновесия можно, применяя теорию кислотно-основного равновесия, вывести зависимость констант таутомерного равновесия в разных средах Sj и S,. [c.454]

    Если сольватация компонентов НА и А» заметно различается в разных растворителях, то это окажет влияние на кислотно-основное равновесие (30). Воздействие такого типа выявляется при сравнении силы двух кислот в разных растворителях. Относительная сила кислот НА и НВ в данном растворителе выражается константой равновесия реакции [c.334]

    Влияние растворителей на силу кислот и оснований рассмотрено в теории Бренстеда. Количественная сторона кислотно-основного протолитического равновесия по Бренстеду подробно изложена на русском языке Шатенштейном и Измайловым [13, 242]. [c.217]

    Влияние диэлектрической постоянной растворителя на положение кислотно-основного равновесия. Итак, помимо структуры химического соединения его кислотно-основные свойства в очень большой степени зависят от природы растворителя (точнее от относительного сродства вещества и растворителя к протону). [c.116]

    Итак, важнейшие свойства растворителя, оказывающие влияние на установление кислотно-основного равновесия в растворе, — это его сродство к протону и диэлектрическая постоянная [83]. [c.117]

    Вся необходимая информация может быть получена теми же экспериментальными методами, которые обсуждались в гл. II и III. Трудности возникают по двум причинам во-первых, иногда вещество реагирует с растворителем во-вторых, число компонентов в системах с реакциями всегда велико.

Для разбавленных растворов это, правда, несущественно, так как измерения можно выполнять отдельно по каждому веществу. Заметим, что исследования влияния растворителей на термодинамику реакций проводятся почти исключительно для быстрых равновесных процессов кислотно-основного взаимодействия.

Для медленных органических реакций, как правило, отсутствуют даже данные о константах равновесия. [c.169]

    Естественно, что влияние растворителя на кислотно-основные равновесия наиболее значительно тогда, когда сам растворитель участвует в равновесии, ак в случае определения силы кислоты стандартным методам при помощи реакции А-[-5Нч=ьВ-+-5Н 2 (где 5Н—молекула растворителя).

Существование такого равновесия предполагает, что растворитель обладает свойствами основания, подобно тому как протекание реакции В + 5Н (где 5 — анион, образованный из молекулы растворителя отщеплением протона) предполагает его кислотность.

Если рассматривать щирокий круг растворителей, то наиболее важным свойством, качественно определяющим поведение растворит еля, является его (КИСЛОТНОСТЬ или основность, обусловленная химической природой.

В предварительной классификации растворителей мы можем пренебречь другими факторами, в частности влиянием диэлектрической проницаемости на ассоциацию ионов или взаимодействием между ними. [c.60]

    Теория таутомерного равновесия как равновесия кислотно-основного про-толитического была разработана М. И. Кабачником и сотрудниками [1] в Институте элементоорганических соединений АН СССР.

В основу теории положены, с одной стороны, качественные ионные представления о таутомерии, развитые химиками английской школы и Арндтом и Эйстертом, а с другой стороны, количественная теория кислотно-основного равновесия Бренстеда—Измайлова.

Таким образом удалось вывести и впоследствии подтвердить экспериментально основные количественные закономерности, связывающие кислотные или основные свойства таутомерных форм с положением (константой) таутомерного равновесия в различных средах, учесть влияние растворителя и — в некоторых принципиальных случаях — строение таутомерных форм. [c.315]

    На интерпретацию влияния растворителей и заместителей На кислотно-основное равновесие большое влияние оказали работы Браумана и Блэра [34], которые показали, что относительная кислотность алифатических спиртов при переходе от растворов к газовой фазе меняется на обратную. В газовой фазе кислотность спиртов повышается в следующем порядке [34, 125, 126]  [c.136]

    Растворители существенно влияют не только на таутомерное равновесие.

От состава среды в большой степени зависит положение вращательного и конформационного равновесия [81— 83], цис-транс-язои рш (Е—2-изомерии), валентной изомерии [84], ионизации, диссоциации и ассоциации [85] (некоторые из таких превращений были рассмотрены в разд. 2.

6), комплексного равновесия [86], кислотно-основного равновесия и т.п. В этом разделе будет рассмотрено лишь несколько примеров, которые помогут понять влияние растворителей на столь различные ти-лы равновесных превращений. [c.160]

    Особенно сильное влияние па положение равновесия оказывает переход из газовой фазы в pa tвopитeль Ь в случае реакций, в которых частица отщепЛяет протон (см. выше, раздел 1.5.3.

2), Концентрация свободных протонов в растворе очень мала, поскольку они очень сильно сольватированы.

Растворители, являюш иеся одновременно п-ДПЭ, такие как, например, водй, могут связывать протон химически, что приводит к следующему кислотно-основноМу равновесию  [c.134]

    Псевдокислоты—вещества, которые, образуя соль, переходят от некислотной молекулярной формы в кислотную форму. Эти формы могут находиться между собой в равновесии, смещающемся под влиянием внешних факторов.

Псевдокислотами и соответственно псевдооснованиями следует называть соединения, которые, прежде чем проявить свои кислотные или основные функции, претерпевают изомеризацию. При вытеснении этих кислот из солей они в свободном состоянии постепенно изомери-зуются в псевдоформу, понижая свою кислотность.

Примером может служить изомеризация нитросоединений, оксикетонов, имидокетонов. Таким образом, современные представления о псевдокислотах заметно отличаются от представлений Гантча.

Взгляды Гантча на возможность существования нескольких структур кислот, находящихся между собою в равновесии, положение которого зависит от растворителя, его основности и полярности, а также изменение структуры кислот при образовании солей, в частности ониевых, в настоящее время приобретают новую интерпретацию. [c.300]

    Вопросом о влиянии диэлектрической постоянной растворителя на кислотно-основное равновесие в растворе много занимался Кильпат-рик 5-8б Он нашел что отношение констант ионизации 25 производных бензойной кислоты к константе ионизации бензойной кислоты в воде этиленгликоле, метиловом и этиловом спиртах с значительной точностью выражается уравнением (82)  [c.175]

    Книга состоит из трех больших глав. В первой рассмотрены солевые эффекты. Особый интерес представляет количественное описание влияния эффектов солей на коэффициенты активности электролитов и неэлектролитов, а также рассмотрение влияния на эти величины добавок неэлектролитов.

Разобрана природа гидрофобных взаимодействий и дано описание влияния солевых эффектов на равновесия и скорости реакций различного типа.

Вторая глава посвящена сольватации ионов в растворителях различной природы и ее роли в реакциях с участием анионов, ионов карбония, катионов металлов, амбидент-ных анионов, а также влиянию сольватации на кислотно-основные равновесия.

В последней главе рассматриваются явления ассоциации ионов, включая мицеллообразование, теоретические модели для описания этого явления, экспериментальные методы его изучения, термодинамику ассоциации ионных пар, структуру ионных пар и более высоких ассоциатов и наиболее важный вопрос — влияние ионной ассоциации на различные химические процессы. Таким образом, даже краткое перечисление вопросов, рассмотренных в книге, показывает, сколь полно и всесторонне представлены в монографии многообразные аспекты процессов сольватации. [c.6]

    Еще раз вернемся к вопросу о влиянии растворителя напро-толитическую реакцию. Как уже было показано, кислотно-основное равновесие [c.333]

    Величины ДОа, ДОс и ДОг отражают влияние природы органического растворителя на экстрадционное равновесие связаны с нулевыми коэффициентами активности ДОа с уа(0), а ДОс и ДОг с «Ус(О).

Прямое определение ДОа и ДОс затруднительно, однако некоторые сведения об их значениях могут быть получены при изучении тепловых эффектов экстракции, что будет рассмотрено ниже. Величина Д0 характеризует силу кислотно-основного взаимодействия при образовании аммониевой соли и зависит от основности амина и природы аниона кислоты.

Особенности кислотно-основного взаимодействия в аммониевых солях будут также подробно рассмотрены ниже. Природа аниона кислоты влияет и на ДОс, ДОг и ДОнх- Величина ДОнх зависит от энергии гидратации анионов кислот чем меньше энергия гидратации аниона, тем сильнее экстрагируется кислота.

Наблюдаемые на практике лиофильные ряды соответствуют рядам гидратации, однако разность ДОэ двух кислот составляет лишь около 15% от разностей энергий гидратации. По-видимому, ДОн, ДОс и ДОг компенсируют различия в энергиях гидратации. [c.94]

Источник: https://www.chem21.info/info/1222239/

Влияние растворителей на силу кислот и оснований

Титрование очень слабых кислот проводят в этилендиамине, часто ис­пользуют менее основный диметилформамид. Слабые основания определяют в безводной уксусной кислоте, уксусном ангидриде или их смесях.

Апротонные растворители имеют малые значения Ki и позволяют дости­гать очень низких значений констант титрования. Если при этом они имеют достаточно высокую диэлектрическую проницаемость, то также широко ис­пользуются для кислотно-основного титрования (нитрометан, метилэтил­кетон и др.).

Но большинство апротонных растворителей имеют низкую ди­электрическую проницаемость и малую ионизирующую способность, что сужа­ет диапазон их применения. Растворители этого типа (бензол, хлороформ) добавляют к полярным раствори-телям (метанол и др.

) для уменьшения ион­ного произведения среды и оптимизации условий титрования.

Приготовление растворов титрантов. Стандартизация рабочих растворов. Подготовка исследуемого образца к анализу.

Простейшим, на первый взгляд, способом изготовления раствора точно известной концентрации, то есть который характеризуется определенным титром, есть растворение точной навески исходного химически чистого вещества в воде или другом растворителе и разведение полученного раствора до необходимого объема.

Зная массу (a) растворенного в воде химически чистого вещества и объем (V) полученного раствора легко рассчитать титр ТВ изготовленного реактива в г/мл:

Этим способом готовят титрованные растворы таких веществ, которые можно легко получить в чистом виде и состав, которых отвечает точно определенной формуле и не изменяется в процессе сохранения.

Взвешивание вещества проводят в пробирке с притертой пробкой, на часовом стекле или в бюксе.

С точки зрения, что некоторые вещества очень трудно, а иногда практически невозможно получить в чистом виде или трудно взвесить на аналитических весах, прямой метод приготовления титрованных растворов применяют лишь в отдельных случаях.

Таким путем нельзя приготовить титрованные растворы веществ, которые отличаются большой гигроскопичностью, легко теряют кристаллизационную воду, взаимодействуют с диоксидом карбона и т.д.

Индикаторы – вещества, с помощью которых фиксируется аналитический сигнал процесса титрования (КТТ).

В процессе диссоциации эти две формы находятся в равновесии. Изменение рН в кислотно-основном титровании нарушает равновесие процесса диссоциации индикатора, что вызывает накопление в растворе одной из форм индикатора, окраску которой можно визуально наблюдать.

Для каждого индикатора есть свой интервал значений рН, в пределах которого индикатор изменяет свою окраску. Этот интервал называется областью перехода окраски индикатора.

Окраске индикатора, при которой заканчивают титрование, отвечает определенное значение рН, лежащее внутри области перехода, которое называют показателем титрования этого индикатора.

Важнейшие индикаторы имеют следующие области перехода и показатели титрования:

  • Область перехода Показатель титрования (рТ) рН рТ
  • Метиловый оранжевый 3,1 – 4,4 4,0
  • Метиловый красный 4,4 – 6,2 5,5
  • Лакмус 5,0 – 8,0 7,0
  • Фенолфталеин 8,0 – 10,0 9,0

Для правильного выбора индикатора в различных случаях титрования необходимо знать предел скачка рН на кривой титрования. Для каждого случая титрования пригодны только те индикаторы, показатели титрования которых входят в пределы скачка рН на кривой.

  1. Теоретические основы кислотно – основного титрования.
  2. Метод кислотно-основного титрования(метод нейтрализации) – предназначен для определения концентрации кислот, оснований, солей и основан на реакции нейтрализации
  3. Н+ + ОН- ↔ Н2О.
  4. Реакции кислотно-основного взаимодействия являются реакциями передачи протона от титранта к определяемому веществу или наоборот; характеризуются высокой скоростью и протекают строго стехиометрически.
  5. Титранты кислотно-основного титрования: растворы сильных кислот при определении концентрации оснований, растворы щелочей при определении концентрации кислот.

Стандартные вещества: карбонат натрия Na2CO3, тетраборат натрия Na2B4O7?10H2O для установления титра или нормальной концентрации (стандартизации) кислот. Щавелевая кислота Н2С2О4 ·2Н2О – для стандартизации щелочей.

  • Определяемые вещества: сильные и слабые кислоты; сильные и слабые основания; соли, подвергающиеся гидролизу.
  • Виды кислотно-основного титрования:
  • титрование сильной кислоты сильным основанием или наоборот;
  • титрование слабой кислоты сильным основанием;
  • титрование слабого основания сильной кислотой.
  • Для правильного титрования, и, следовательно, получения верных результатов, необходимо правильно подобрать индикатор.

Дата добавления: 2018-04-15; просмотров: 276;

Источник: https://studopedia.net/4_47690_vliyanie-rastvoriteley-na-silu-kislot-i-osnovaniy.html

Равновесие в водных растворах сильных и слабых кислот и оснований. Расчет рН

Теории кислот и оснований (Аррениуса, Льюиса, Бренстеда-Лоури)

одной из первых теорий, объясняющих природу кислот и оснований явилась теория электролитич.диссоциации Аррениуса-Оствальда. Согласно ей кислотой является электронейтральное ве-во, которое при диссоциации в воде в качестве катиона обрзует только ионы водорода Н+.

НА↔Н++А-

А основанием явл.ве-во, кот.при диссоциации образует в воде в кач.аниона только гидроксид-ионы

NaOH→Na++OH-

Но так как возникали некот.трудности (некот.ве-ва проявляли св-ва солей, кислот и т.д), то пришла на смену протолитическая теория кислот и оснований- Бренстеда-Лоури, согласно которой кислотой явл.

любое ве-во, способное отдавать протон, а основанием способное принимать протон. Многие соли в водных р-рах ведут себя как кислоты, хотя Н+ в их составе нет.

Эти факты были объяснены в теории Льюиса, но она не нашла широкого применения.

Протолитическая теория: анализ роли растворителя. Классификация растворителей.

Теория Бренстеда-Лоури, согласно которой кислотой явл.любое ве-во, способное отдавать протон, а основанием способное принимать протон.

Растворитель явл.не только явл.средой, но и участником процесса.

Растворители:

  1. протонные-могут отдавать или принимать протон.
  • Кислотные- спос-ть к отдаче протона, основные-спос-ть присоединять протон, амфотерные.
  1. апротонные – не обладают донорно-акцепторными св-ми по отношении к протону.

Если ве-во взято в кач.растворителя, то в зависимости от того, какая тенденция отдача или присоединение протона у него преобладает, то оно может различным образом влиять на ионизацию растворенного ве-ва

По влиянию на кислотно-основные св-ва%: невелирующие и дифференцирующие.

Автопротолиз растворителей. Влияние растворителей на силу кислот и оснований.Автопротолизу подвергаются амфотерные растворители. Если ве-во взято в кач.

растворителя, то в зависимости от того, какая тенденция отдача или присоединение протона у него преобладает, то оно может различным образом влиять на ионизацию растворенного ве-ва. Автопротолиз растворителей протекает в незначит.

степени, в р-ре наступает арвновесие кот.описывается константой:

это важнейшее выражение, свидетельствующее о том, что в любом р-ре имеются как ионы водорода, так и гидроксид ионы.

Равновесие в водных растворах сильных и слабых кислот и оснований. Расчет рН.

1.Когда слабые к-ты диссоциируют в незначит.степени, то в р-ре наступает равновесие.

НА↔Н++А-

2. сильные к-ты в водн.р-рах дисс-т практич.нацело

  • НА→Н++А- концентрация ионов водорода совпадает с общей конц.кислоты в р-ре, а рН=-
  • [H+]=Cк, рН=-lg[H+]=-lgCk
  • 3. сильные основания (щелочи) дис-т нацело
  • ВОН→В++ОН-

4. слабые основания-дис-т в незначит.степени и этот процесс опис-ся соответствующей константой, и наз-ся константой диссоциации слаб.основания.

ВОН↔В++ОН-

Источник: https://megaobuchalka.ru/5/42003.html

Ссылка на основную публикацию