Cтраница 2
Константа диссоциации слабой кислоты в водном растворе сложным образом зависит от температуры. Часто в интервале 0 - 60 С наблюдается максимум: у уксусной и муравьиной кислот при 25 С, у пропионовой кислоты при 20 С, у масляной при 10 С. Предложено несколько объяснений появления максимума. Одно из них основано на изменении знака энтальпии растворения. Это вызвано противоположным характером температурных зависимостей двух одновременно протекающих процессов: электролитической диссоциации молекул и гидратации образующихся ионов. [16]
Константы диссоциации слабых кислот и оснований, которые могут катализировать сольволитические реакции, также зависят от ионной силы, но эти вторичные солевые эффекты редко используются для суждения о механизме. [17]
Константы диссоциации слабых кислот и оснований позволяют характеризовать их количественно на основании закона действия масс. По величинам констант диссоциации все кислоты и основания могут быть расположены в определенный ряд. Величина константы диссоциации закономерно зависит от их состава и строения и служит мерой их силы. В частности, индикаторы являются слабыми кислотами или основаниями и характеризуются определенными величинами констант диссоциации. Изменение окраски индикаторов зависит от различий в окраске недиссоциированных молекул и образующихся при диссоциации ионов. Поэтому изменение окраски индикатора связано с изменением концентрации водородных и гидроксильных ионов. [18]
Константы диссоциации слабых кислот и оснований очень малы. [19]
Константы диссоциации слабых кислот и оснований используют при вычислении константы и степени гидролиза, рН растворов, в методе нейтрализации, при вычислениях равновесий в водных растворах кислот и оснований, в смесях кислот или оснований, в качественном анализе при осаждении катионов. [20]
Вследствие меньшей диссоциации слабой кислоты или слабого основания электропроводность вначале минимальна, но по мере образования ионизированной соли она возрастает. [21]
Константы диссоциации наиболее употребительных слабых кислот приведены на стр. [22]
Так как диссоциация слабой кислоты в присутствии ионов соли подавлена, то практически равновесную концентрацию недиссоциированных молекул кислоты [ НА ] можно заменить общей концентрацией кислоты Ск, концентрацию ионов [ А - ] - концентрацией соли Сс, поскольку соль полностью диссоциирована, а концентрация ионов [ А - ] из кислоты весьма мала. [23]
Величины констант диссоциации слабых кислот и щелочей были определены Оствальдом и другими исследователями еще в конце прошлого века. Определение было основано на интерпретации данных о нелинейном возрастании электропроводности слабых электролитов при их разбавлении. Хотя этот метод был впоследствии теоретически и экспериментально усовершенствован и его точность доведена до очень высокого уровня, сейчас он не находит широкого применения, и поэтому в этой книге рассматриваться не будет. [24]
Значение константы диссоциации слабой кислоты характеризует равновесие процесса диссоциации независимо от концентрации кислоты в растворе. При заданной общей концентрации кислоты процесс диссоциации можно охарактеризовать по степени диссоциации, которая представляет собой отношение числа ( или концентрации) диссоциированных молекул к общему числу ( или концентрации) молекул кислоты в растворе. Степень диссоциации, конечно, зависит от концентрации. [25]
При рассмотрении диссоциации слабых кислот или слабых оснований в растворах в качестве единственной реакции мы учитывали диссоциацию этих электролитов и упускали тот факт, что источником ионов Н30 или ОН - может быть также диссоциация воды, константой равновесия которой является ионное произведение воды. Здесь, как и в случае сильных кислот и оснований ( разд. [26]
Если константа диссоциации слабой кислоты относительно мала, то титруется только сильная кислота. Дифференцированное титрование с двумя скачками потенциала возможно, если константы диссоциации кислот отличаются по силе в 10000 раз. [27]
Зная константу диссоциации слабой кислоты ( или основания), легко вычислить концентрацию ионов водорода ( или гид-роксила), применяя закон разбавления Оствальда. [28]
Зная константу диссоциации слабой кислоты ( или основания), легко вычислить концентрацию ионов водорода ( гидроксила) в ее растворе. [29]
Зная константу диссоциации слабой кислоты ( или основания)), легко вычислить концентрацию ионов водорода ( гидроксила) в ее растворе. [30]