Константа угольной кислоты — Справочник химика 21
Константа диссоциации угольной кислоты п( первой ступени [c.74]Теперь, воспользовавшись данными табл. 6 приложения, запишем выражение для константы диссоциации угольной кислоты по первой ступени [c.137]
Константа гидролиза по второй ступени определяется значением первой коистанты диссоциации угольной кислоты (4,5-10 ) [c.151]
Вычислите Кт, Оон-, ан+, pH и степень гидролиза в 0,1 М растворе Ыа СОз при Т = 298 К. Вторая константа диссоциации угольной кислоты Кг = 5.6Ы0- , Ки, = 1.27-10-1 [c.303]
Чему равна константа диссоциации угольной кислоты, если степень диссоциации ее по первой ступени в растворе, содержащем 0,0043 моль/л кислоты, равна 1% [c.77]
Вторая константа диссоциации значительно меньше, чем первая следовательно, щелочная реакция раствора будет обусловлена главным образом первой ступенью гидролиза, которая связана с выражением второй константы диссоциации угольной кислоты (равновесие между ионами СО, и НСО»). Кроме того, необходимо иметь в виду, что углекислый натрий находится в растворе главным образом в виде ионов СО ионы НСО образуются лишь в небольшом количестве в результате гидролиза. Поэтому вторую ступень гидролиза (и, соответственно, первую константу диссоциации угольной кислоты) практически не следует принимать во внимание.
Ниже приведены в произвольном порядке константы кислотности (Ка). 1) феноля, 2) этилового спирта, 3) воды, 4) уксусной кислоты, 5) угольной кислоты 1,3-10- 0 1,8-10- б 4,9-10-7 1,76-10-5 1,0-10- 8. Какое значение Ка принадлежит каждому из этих соединений Чем обусловлены кислотные свойства фенола [c.165]
Величины km, kiy и Kvi известны. Kyi — отношение второй константы диссоциации угольной кислоты к константе диссоциации воды при 20° С и бесконечном разбавлении K i IJ г-мол/л [1-3]. [c.126]
Для вычисления ошибки титрования в различных случаях напишем выражения констант диссоциации угольной кислоты [c.325]
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.
Решение. Ион [СОз ] входит п уравнение второй константы диссоциации угольной кислоты, поэтому для решения воспользуемся ею. Выразим активную-кислотность через концентрацию водородных ионов (рН= —Ig [Н+]) [c.168]
Из уравнения реакции видно, что в точке эквивалентности образуются раствор хлористого натрия и угольная кислота. Последняя в некоторой степени распадается на воду и углекислый газ, который улетучивается из раствора. Однако значительное количество угольной кислоты остается в растворе и сообщает ему слабокислую реакцию. Концентрация угольной-кислоты в насыщенном растворе равна приблизительно 5-10 — моль/л первая константа диссоциации /С, = 10 ° или рК, =6,5. Из этих данных вычисляют pH в точке эквивалентности по уравнению [c.332]
Подставив в уравнения (9) и (10) числовые значения ступенчатых констант диссоциации угольной кислоты, получаем [c.96]
Пероксид водорода — кислота чрезвычайно слабая константа диссоциации первой стадии пероксида водорода ниже, чем соответствующая константа угольной кислоты [c.376]
Константа диссоциации угольной кислоты по второй ступени— величина незначительная по сравнению с константой ее диссоциации по первой ступени, поэтому изменением концентрации ионов за счет диссоциации угольной кислоты по второй ступени можно пренебречь, тогда
Выше было показано, что из двух солей разных кислот сильнее подвергается гидролизу соль более слабой кислоты, т. е. соль кислоты с меньшим значением константы диссоциации. Соответствующие значения для угольной кислоты равны [c.297]
В результате реакции образуется кислый углекислый натрий в количестве, эквивалентном 25 мл 0,1 М раствора из 100 мл 0,1 А раствора углекислого натрия не прореагирует 75 мл. Кислый углекислый натрий следует считать кислотой по отношению к углекислому натрию. Равновесие между ионами НСО , СО и Н+ характеризуется второй константой диссоциации угольной кислоты [c.302]
Отношение [Н СОд] [НСО «] находим из выражения первой константы диссоциации угольной кислоты (в выражение для значение [Н СО,] не входит). [c.326]
Таким образом, втор ая константа диссоциации в 5000 раз меньше первой, и поэтому вторая ступень диссоциации практически не имеет значения для величины pH раствора слабой кислоты. Кроме того, необходимо иметь в виду, что концентрация ионов НСО очень мала, так как большая часть угольной кислоты находится в растворе в виде молекул HJ O,. Поэтому, например, для 0,01 н. раствора угольной кислоты находим [c.294]
Исходя из величин константы кислотности угольной кислоты (/ j = 4-10″ /гидрокарбоната натрия (больше или меньше 7 ). [c.120]
Константа электролитической диссоциации угольной кислоты по первой ступени имеет значение Л =4-10 . Эта константа рассчитана для насыщенного раствора углекислого газа (с = 0,04 моль/л) исходя из предположения, что весь углекислый газ превращается в растворе в угольную кислоту. Константа же равновесия, рассчитанная с учетом только той части углекислого газа, которая действительно образовала угольную кислоту, К (ист.) =2-10 . Рассчитайте молярную концентрацию угольной кислоты, полученной при этом. Какой вывод можно сделать об истинной силе угольной кислоты
Из рис. 16.7 следует, что форма существования растворенного СО2 в условиях равновесия сильно зависит от pH среды. Этот рисунок характерен для поведения СО2 в водном растворе, который может считаться разбавленным по отношению к ионным частицам. Однако при повышении суммарной концентрации ионных частиц в воде значения соответствующих констант равновесия становятся другими . Например, равновесия ионизации угольной кислоты в морской воде смещаются относительно положения, относящегося к разбавленному водному раствору, что показано на рис. 17.1. Сплошные линии на этом рисунке соответствуют линиям, показанным на рис. 16.7, а штриховые линии относятся к морской воде. Мы видим, что при pH морской воды, примерно равном 8, концентрация в ней ионов СО3 намного выше, чем в разбавленном водном растворе при том же значении pH. Чтобы правильно понимать равновесия с участием карбонат- и бикарбонат-иона в морской воде, следует учитывать именно эту измененную картину. [c.146]
Написать выражения констант диссоциации угольной кислоты (Ki и Л а). Какая из этих величин меньше Почему [c.56]
Определить формы углекислоты, содержащейся в воде, можно по константам диссоциации угольной кислоты и pH среды. Угольная кислота диссоциирует на ионы ступенчато [c.167]
Такие соединения, как ЫагОа и ВаОз, представляют собой соли перекиси водорода, называемые пероксидами. Перекись водорода — кислота чрезвычайно слабая. Константа диссоциации первой стадии перекиси водорода ниже, чем соответствующая константа угольной кислоты [c.81]
Поскольку первая точка эквивалентности лежит в пределах -1нтервала перехода фенолфталеина, угольная кислота титруется а его присутствии, как кислота одноосновная. Однако скачок pH недостаточно резок, так как отношение констант /С1 /Сг здесь немного меньше 10 (именно 0,94-10 ). Поэтому рассматриваемое титрование не очень точно.
Константа диссоциации угольной кислоты по ервой стадии при 10°С равна 3,43-Ю- и при 30°С авна 4,71-10- . Вычислите энтальпию диссоциации о первой стадии, а также константы диссоциации при [c.73]
Константа диссоциации угольной кислоты по первой ступени, учитыиающая равиовееие иоиов со всем количеством диокснл.з углерода в растворе (как в форме СО2, так и в виде угольной кислоты), выражается соотношением [c.439]
Для решения ЕЮпроса о том, в каком случае происходит более полное, смещение равновесия вправо, следует сопоставить константы диссоциации угольной и сернистой кислот, а также растворимости получающихся газов в воде. Первое равновесие можно считать значительно более смещенным вправо (практически до конца) вследствие меньщей устойчивости угольной кислоты по сравнению с сернистой и значительно меньщей растворимости Oj в воде по сравнению с SOj. [c.126]
Выразите константу полной диссоциации угольной кислоты Н2СО3 через степень диссоциации а и общую концентрацию электролита С. [c.54]
Так как К2 угольной кислоты (4,8 Ю «). меньше константы диссоциации Nh5OH (1,8 10 » ), нетрудно сделать вывод, что равновесие (2) несколько больн1е смещено вправо по сравнению с (1) и, следовательно, реакция раствора слабощелочная. К тому же выводу можио прийти путем сопоставления констант гидролиза, которые соответственно равны [c.137]
Nh5OH более сильный электролит по сравнению с угольной кислотой (анализ констант диссоциации). Равновесие (3) относительно больше смещено вправо (анализ констант гидролиза). Оба пути приводят к однозначному решению реакция раствора щелочная. [c.138]
Чем сильнее анион удерживает ион Н+ тем трудаее осуществим прямой процесс и легче — обратный. Поэтому, чем меньше константа диссоциации кислоты, тем менее устойчива ее аммонийная соль. Так, соль сильной кислоты НС1 — хлорид аммония Nh5 I вполне стабилен при комнатной температуре, соль слабой угольной кислоты (/ l = 4,2-10 ) в этих условиях заметно разлагается, а Nh5OH, который можно рассматривать как соль Н2О (Л = 1,8-10 ) не может быть выделен в виде индивидуального вещества.
В табл. 85—87 приведены константы электролитической диссоциации кислот и оснЬваний в водных растворах. Соединения расположены в алфавитном порядке. Для угольной кислоты и гидроксида аммония приводятся также истинные константы диссоциации, учитывающие, что не весь растворенный СО2 или МНз находится -в растворе в виде Н2СО3 (или МН40Н). [c.138]
После первой точки эквивалентности получаются буферные растворы, содержащие Н СО, (слабая кислота) и КаНСО, (соль слабой кислоты). Для вычисления pH таких смесей необходимо пользоваться значением первой константы диссоциации, которая характеризует равновесие между Н СО ,, ионами НСО и Н . Во второй точке эквивалентности образуется 0,1 М. раствор угольной кислоты. После второй точки эквивалентности в растворе будет избыток соляной кислоты. [c.319]
Отношение [СОз ] [НСОз ] можно найти из выражения для второй константы диссоциации угольной кислоты (в выражение для переменная [c.326]
Решение. Н2СО3 является многоосновной кислотой, причем константы ее последовательной диссоциации и К 2> согласно данным табл. 15.4, отличаются более чем в 10 раз. Следовательно, для определения pH раствора угольной кислоты достаточно учитывать только [c.88]
Решение. Выразнн pH через концентрацию водородных ионов (рН = = —1ц [Н+]) и подставив значения известных величин в уравнение константь днсеоциацип угольной кислоты по первой ступени [c.168]
Решение. Подставим значения известных величин в уравнение константы диссоциации угольной кислоты по второй ступе1ш [c.168]
chem21.info
УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА И РЕАКЦИЯ КРОВИ. Как продлить быстротечную жизнь
УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА И РЕАКЦИЯ КРОВИ
Растворяясь в воде, углекислый газ лишь частично вступает с ней во взаимодействие с образованием угольной кислоты (около 1%). Отдельно определить содержание окиси углерода и угольной кислоты в воде достаточно трудно, а поэтому суммарную концентрацию этих компонентов принимают за концентрацию свободной угольной кислоты. И так как только незначительное количество растворенного в воде углекислого газа образует угольную кислоту, то расчет содержания свободной угольной кислоты ведется по двуокиси углерода СО2. И константу диссоциации угольной кислоты можно определить как истинную, если в расчет брать только ионы действительно образующейся угольной кислоты и только первую ступень диссоциации. Тогда эта константа будет равна 1,32*10-4. Но можно определять константу диссоциации угольной кислоты и при условии, что весь углекислый газ образует угольную кислоту, и эту константу называют кажущейся. Она равна 4,45*10-7.
Сравнивая константу диссоциации угольной кислоты (истинную) с константами диссоциации приводимых ниже органических кислот (табл.1), мы видим, что угольная кислота сильнее янтарной, уксусной, бензойной и аскорбиновой, и лишь немного уступает по силе молочной.
Кислоты в этой таблице перечислены в порядке возрастания их силы. Сила кислот определяется их константами диссоциации — сильнее та кислота, у которой больше константа диссоциации.
Другой формой содержания угольной кислоты в воде являются гидрокарбонаты, образующиеся при диссоциации угольной кислоты по 1-ой ступени (Н2СОз «-» Н+ + НСОз—), а также при диссоциации гидрокарбонатных солей, образующихся в результате растворения карбонатных пород под действием угольной кислоты:
СаСО3 + СО2 + Н2О = Са+2 + 2НСО3—
Гидрокарбонаты — наиболее распространенная форма содержания угольной кислоты в природных водах при средних значениях рН. Они обуславливают щелочность воды и это нам прежде всего необходимо помнить.
Еще угольная кислота может содержаться в карбонат-ионах (СОз2-), образующихся при диссоциации угольной кислоты по 2-й ступени: НСОз— <-> Н+ + СОз2-. Карбонат-ионы содержатся только в щелочной среде (при рН>8,4). Но в присутствии ионов кальция содержание СОз2- бывает небольшим вследствие малой растворимости карбоната кальция (СаСОз). А при наличии в растворе свободной угольной кислоты растворимость карбоната кальция возрастает в результате образования гидрокарбонатов, как об этом и было сказано чуточку выше.
Одновременно все формы угольной кислоты в растворе присутствовать, не могут, наиболее вероятными и устойчивыми системами являются СО2 + НСО3— и НСО3— + СО32. А какая из этих систем будет преобладать — зависит только от концентрации ионов водорода в растворе. На концентрацию ионов водорода может оказывать существенное влияние концентрация ионов кальция в растворе.
Основная карбонатная система природных вод представляет собой систему из свободной угольной кислоты и гидрокарбонат-ионов. От соотношения этих форм зависит рН природных вод. Например, при низких значениях рН (< 4,2) в воде присутствует практически только свободная угольная кислота, а повышение рН (от 4,2 до 8,35) происходит при снижении концентрации свободной угольной кислоты в растворе и одновременном повышении гидрокарбонатов. При рН больше 8,35 в воде практически отсутствует свободная угольная кислота и остаются только гидрокарбонат-ионы. Но зависимость рН от соотношения различных форм угольной кислоты в растворе можно рассматривать и по иному — и как зависимость содержания различных форм угольной кислоты от рН раствора.
Угольная кислота в форме карбонат-ионов называется связанной. Принято считать, что гидрокарбонаты наполовину состоят из связанной и свободной угольной кислоты, так как при разложении они дают карбонаты (связанную) и свободную угольную кислоту: 2НСО3— -> СО2 + СО32- + Н2О.
Если в водном растворе одновременно присутствуют свободная угольная кислота и гидрокарбонаты, то в состоянии равновесия определенному содержанию гидрокарбонат-ионов соответствует вполне определенное количество свободной угольной кислоты, которую называют равновесной угольной кислотой.
Если содержание свободной угольной кислоты в растворе будет меньше равновесного с гидрокарбонатами:
Са2++ 2НСО3-> СО2 + СаСО3 + Н2О (2.1), то (по принципу Ле Шателье) равновесие смещается вправо, гидрокарбонат-ионы разрушаются с образованием свободной угольной кислоты и карбонат-ионов. Но избыток карбонат-ионов легко взаимодействует с ионами кальция (Са2+), содержащимися в растворе, с образованием труднорастворимого карбоната кальция (СаСОз).
Результаты этого неравенства (2.1) мы можем увидеть на дне озера Севан в Армении — поступающая в это озеро вода содержит много гидрокарбонат-ионов и ионов кальция, а поэтому в нем постоянно происходит образование нерастворимого карбоната кальция, который и оседает на дно.
Если же свободной угольной кислоты в водном растворе будет больше, чем необходимо для состояния равновесия —
Са2 + 2НСО3— < СО2 + СаСО3 + Н2О (2.2),
то часть свободной угольной кислоты будет взаимодействовать с карбонатом кальция и переводить его в растворимый гидрокарбонат кальция. Такая реакция постоянно происходит в природных водах, соприкасающихся с почвами, содержащими в себе много известняков.
В крови, которая более чем на 90% состоит из воды, угольная кислота ведет себя точно так же, как и в любом водном растворе, а поэтому все приведенные выше рассуждения о соотношении различных форм этой кислоты применимы и для крови. Кстати сказать, в физиологии также принято считать, что весь растворившийся в крови углекислый газ существует в ней в виде угольной кислоты и поэтому константу диссоциации принимают не истинную, а кажущуюся.
Здесь следует заметить, что общее количество углекислого газа, переносимого кровью, бывает намного больше того, которое растворяется в крови. Примерно 10% углекислого газа транспортируется в виде карбогемоглобина (его соединение с гемоглобином), примерно 3% в растворенном виде, а большая часть — в виде гидрокарбонатов. Угольная кислота, образующаяся в крови при растворении в ней углекислого газа, — очень слабая кислота, но в какой-то мере она все же подкисливает кровь. Постепенно в процессе эволюции человеческий организм приспособился к определенной реакции крови, которую можно принять за оптимальную. При такой реакции крови должны нормально функционировать все системы организма, а также должен нормально идти весь процесс обмена веществ в нем. Но если по какой-то причине реакция крови изменится не в лучшую сторону и организм не сможет самостоятельно вернуться к оптимальной реакции, то при этом нарушится процесс обмена веществ в организме и возникнут, как об этом и говорит нам автор метода ВЛГД, многие болезни. И здесь нам предлагают предпринять самое простое действие по исправлению такого неблагоприятного положения — задержать волевыми усилиями углекислый газ в организме и повысить, таким образом, его концентрацию в крови. И повысить тем самым подкисление крови. Сам организм этого сделать не может, так как дыхательный центр подает команду только по верхнему уровню углекислого газа в крови, а по нижнему такая команда не предусмотрена, так как в процессе жизнедеятельности организма в нем постоянно образуется этот газ и требуется только своевременно выбрасывать его, но никак не накапливать.
Итак, нам постепенно становится ясно, что по какой-то причине реакция крови у людей изменяется не в лучшую сторону, в результате чего и возникают всевозможные заболевания. И если в этот момент (в момент, когда мы имеем одно или несколько заболеваний) нам удастся задержать какую-то часть углекислого газа в организме и тем самым дополнительно подкислить кровь, то в результате этого действия наступает выздоровление. И хотя в данном случае мы наблюдаем прямую связь между повышением концентрации углекислого газа в альвеолярном воздухе и последующим выздоровлением, но все же должны признать, что не углекислый газ сам по себе оказывает решающее влияние на все жизненные функции организма, как об этом говорит нам автор метода ВЛГД. Решающую роль для нормального функционирования и организма в целом, и всех его клеток в отдельности играет концентрация ионов водорода в крови. А концентрация ионов водорода в крови определяет реакцию крови. Но каким способом будет достигнута необходимая концентрация ионов водорода в крови — по сути не имеет значения. И углекислый газ в таком случае, а точнее, углекислота, создаваемая этим газом при его растворении в крови, может находиться в одном ряду со всеми другими кислотами, которые также могут повысить концентрацию ионов водорода в крови.
Здесь нам, по-видимому, следует сделать небольшое отступление и вспомнить, что мы называем кислотой, и что щелочью, и какой величиной мы измеряем кислотность или же щелочность растворов. Все это вроде бы скучные вещи, но, поверьте мне, их интересно знать, да я и не собираюсь долго занимать внимание читателей этими химическими понятиями — попытаюсь ограничиться только самой сутью их.
Кислотой мы можем называть любое вещество, способное отдавать в раствор ионы водорода. И если мы пьем кислое вино, то могли бы знать, что кислые свойства ему придают только ионы водорода. А ионы водорода вину дают кислоты, растворенные в нем. И нам чаще всего не столь важно знать какие это кислоты — нас больше интересует насколько кислое вино, можно ли его вообще пить. В более кислом вине и более высокая концентрация ионов водорода. Поэтому и кислотность растворов характеризуется концентрацией ионов водорода (Н+). Чем больше концентрация этих ионов — тем выше кислотность раствора.
Такое же простое определение как и кислотам можно дать и щелочам — это вещества, могущие связывать ионы водорода, имеющиеся в растворах, вследствие чего в растворах увеличивается концентрация ионов ОН—. Последние делают растворы скользкими на ощупь и придают им горький вкус.
Но для характеристики реакции растворов используют не абсолютное число ионов водорода, так как в этом случае нам пришлось бы столкнуться с определенной проблемой — с огромными цифрами, с которыми трудно работать, а некоторый символ — рН.
Датский химик Сёренсон еще в 1909 году предложил очень простой способ оценки качества растворов в зависимости от концентрации в них ионов водорода — по некоей величине рН, которая определяется уравнением:
pН = — lg[H+]
Буква р — это начальная буква от датского слова potentia (степень), а буква Н — это символ водорода.
Поскольку в нейтральном растворе при 25°С концентрация ионов водорода Н+ — 1О-7 моль/л, то для такого раствора ??? pН—log10*10-7—(-7)-7. ???
И поэтому, когда мы говорим, что рН какого-то раствора равен 7, то легко понимаем, что речь идет о нейтральном растворе. А если концентрация ионов водорода в растворе возрастает, например, до величины 1,0*10-4 моль/л, то рН такого раствора будет равен 4. Это кислый раствор. А если концентрация ионов водорода понизится по сравнению с нейтральным раствором до величины, например, 1,0*10-9 моль/л, то рН такого раствора будет равен 9. Это щелочной раствор, в нем преобладают ионы ОН.
Как видите, величиной рН очень просто пользоваться: в кислых растворах рН меньше 7 (рН < 7), а в щелочных растворах рН больше 7 (рН > 7).
Повторно скажу, что величина рН — это не концентрация ионов водорода, а всего лишь некоторый символ, который принято называть водородным показателем.
Водородный показатель дает нам характеристику раствора (кислый, нейтральный или щелочной раствор), а также дает удобную для пользования шкалу кислотности или щелочности растворов. Но по величине рН мы можем определить и истинную концентрацию ионов водорода в растворе.
Концентрация ионов Н+ и ОН— в растворах взаимосвязаны: когда концентрация ионов водорода возрастает, то концентрация гидроксид-ионов понижается. В кислом растворе концентрация ионов водорода всегда больше, чем концентрация ионов ОН—. В щелочном растворе, например, в растворе МаОН, наоборот, концентрация ионов ОН» выше концентрации ионов Н+.
Нас в дальнейшем будет интересовать не истинная концентрация ионов водорода в крови, а рН крови (реакция крови). А по реакции крови мы всегда сможем судить и о концентрации ионов водорода, и об их соотношении с ионами ОН—.
Поделитесь на страничкеСледующая глава >
med.wikireading.ru
Электролитическая диссоциация
Анализ молекулярно-ионных систем с частичной или произвольной степенью (долей) диссоциации α производится на основе ТЗДМ для реакции диссоциации (4.4′)
Стехиометрическое произведение концентраций для неидеальных систем должно быть выражено через льюисовские активности компонентов. ТЗДМ для реакции диссоциации называют уравнением диссоциации (ионизации) электролита:
. (4.8)
Подставляя равновесные концентрации, выраженные через степень диссоциации α,получим
. (4.8′)
Для 1,1-валентных электролитов (ν+ = ν− = 1, ν = 2)
(4.8»)
Решение квадратного уравнения (4.8»), определяющее степень диссоциации
при m0→ 0 и Km → ∞ (4.9)
во взаимосвязи с константой диссоциации Kmназывают законом разведения Оствальда
Простейший анализ решения показывает:
1. Чем больше константа диссоциации, тем больше степень диссоциации.
2. Даже для слабых электролитов (с малой Km < 1) можно повысить степень их диссоциации путем разбавления (m0 → 0).
Для очень слабых электролитов, диссоциирующих с образованием того же иона как у растворителя, полной диссоциации электролита не происходит. Такие системы следует анализировать с позиции молекулярных моделей растворов.
4.5. Ионные реакции и равновесия в растворах рассматриваются на основе:
1. Применения термодинамического закона действующих масс (ТЗДМ) к реакциям диссоциации электролитов.
2. Термодинамических функций (химического потенциала) ионных образований в растворах, определяемых теорией Дебая-Хюккеля.
Рассмотрение ионных равновесий будет ограничено, во-первых, водными растворами, во-вторых, — сравнительно низкими концентрациями растворенных веществ. Ограничение разбавленными растворами носит более принципиальный характер и обусловлено отсутствием теорий многокомпонентных концентрированных растворов электролитов, в полной мере учитывающих взаимодействие ионов.
Электропроводность раствора – простейший способ установить наличие ионов.
Уксусная кислота представляет собой типично слабую кислоту, которая при её концентрации ~ 0.1 М диссоциирует в водных растворах всего на 1%. Малая концентрация ионов в растворе характерна и для плохо растворимых солей (AgCl, PbCrO4, CdS и др.).
В соответствии с предельным законом Дебая, коэффициенты активности (f±при работе в концентрационной шкале молярностей вместо γ±в шкале моляльностей)будут близки к 1 и активности можно заменить на концентрации компонентов, которые далее в шкале молярностей мы будем обозначать используя квадратные скобки [H3O+].
Химическое уравнение диссоциации уксусной кислоты и соответствующий ТЗДМ в концентрационной форме (индекс С) имеет вид:
СH3(CO)OH + H2O = H3O+ + СH3(CO)O−. .
Для разбавленных растворов [H2O] ≈ 55,5 моль/л – практически постоянная величина, которую можно включить в константу KС . Ион гидроксония H3O+ по-сути является упрощенным отражением гидратной оболочки протона. Его реальную гидратную оболочку принято отмечать индексом «aq»: СH3(CO)OHaq = Н+aq + СH3(CO)O−aq.
Поскольку в данной теме мы рассматриваем только ионные реакции, то далее индекс «aq»опускаем: СH3(CO)OH = Н++ СH3(CO)O—
Константа равновесия ионизации в приложении к кислоте называетсяконстантой ионизации кислоты(«acid»).
С принципиальной точки зрения константа Kaможет быть вычислена по термодинамическим данным (Δ f HºиΔ f Sº, входящим в μо). Экспериментальное определение Ka основано на измерении электропроводности раствора. Подобные измерения (с ними мы познакомимся при изучении электрохимии) показывают, что 0,1 М раствор уксусной кислоты ионизирован всего на 1,33%. При этом =1,793·10-5 ≈1,8·10-5
Для раствора слабого основания аммиака NH3 + H2O = NH4+ + OH− соответствующая константа ионизации основания (base), в которую также включена постоянная концентрация воды .
По случайности Кb аммиака почти точно совпадает с Кa уксусной кислоты 1,8·10-5 . Цианистоводородная кислота ионизована всего на 0,0063%, т.е. в 0,1 М растворе концентрация ионов [H+] = [CN−] =0,1·0,000063 = 6,3 · 10-6 М.
Химики условились характеризовать константы ионизации их отрицательным десятичным логарифмом:
Кислоты, у которых больше одного ионизированного протона, называются многоосновными. Например, угольная кислота Н2СО3 (растворенный в воде диоксид углерода СО2 или ассоциативный комплекс Н2О·СО2) ионизируется в две стадии:
Н2СО3 = Н+ +НСО3−Kа1 = 4,4 · 10-7
НСО3− = Н+ + СО32−Kа2 = 5,6 · 10-11
Угольная кислота используется при выпечке хлеба с использованием пищевой соды – NaHCO3 или ее смесями с порошкообразной кислотой или кислой солью («сухие дрожжи»).
1) 2NaHCO3 Na2CO3 + H2CO3 (CO2↑ + H2O)
2) NaHCO3 + H+ = Na+ + H2CO3 (CO2↑ + H2O)
В результате действия тепла или реакции NaHCO3 с кислотой выделяется CO2, пузырьки которого «поднимают» тесто.
Формально для угольной кислоты Ka1·Ka2 = ([H+][HCO3−] / [H2CO3])· ([H+][CO32−]/[HCO3−]) = [H+][CO32−]/[H2CO3] = Ka12 = =2,46·10-17 Последнее равенство соответствует реакции диссоциации H2CO3 = 2 H+ + CO32−. Такая форма диссоциации игнорирует наличие основного аниона HCO3—, а потому лишена реального смысла. Тем более это относится к трехосновной ортофосфорной кислоте H3PO4: Ka123=[H+]3[PO43-]/[H3PO4]= 7,9∙10-22 ,игнорирующей ионы H2PO4−, HPO42− в количествах, заметно превышающих PO43−. Несмотря на формальное существование, такие константы используются только для пересчетов при определении Ka1, Ka2 …
Таблица4.1. Константы ионизации некоторых кислот и оснований (в скобках pK).
| HF | CH3(CO)OH | HCN | H2CO3 |
| 6,7·10-4 (3,67) | 1,8·10-3 (4,74) | 4·10-10 (9,4) | 4,4·10-7 (6,36) 5,6·10-11 (10,2) |
| H2S | H3PO4 | H2SO3 | NH3 |
| 9·10-8 (7,05) 1,2·10-15 (14,9) | 1,1·10-2 (1,96) 2·10-7 (6,70) 3,6·10-13 (12,4) | 1,7·10-2 (1,77) 1·10-7 (7,00) | 1,8·10-5 (4,74) |
Пользуясь данными этой таблицы, можно вычислить концентрации ионов по концентрациям исходных кислот и оснований.
Электролитическую диссоциацию (см. раздел 4.4) рассмотрим на простом примере
С 0 0
H2S = H+ + HS−Ka1 = ξ2 /(С —ξ) Ka1/С = α2 /(1-α) (4.11)
С — ξξξ
для случая малых степеней диссоциации α = ξ/С (ξ « С):
ξ= , α0 = . При С=0,01 моль/л, α0 = =3∙10-3, ξ0=3∙10-5.
Далее точное решение будем искать в виде поправочного сомножителя f к приближенному (индекс «0»). Подстановка α = f α0 в (4.11) даёт:
(4.12)
Относительная погрешность
Для заметно диссоциирующей сернистой кислоты H2SO3 при С = 0,01М, f= 0,542 по формуле (4.12) исправляет поначалу бессмысленное значение α0= =1,304 до точного значения α = 0,707. Относительная погрешность δ= 84,6 %.
Расчет концентрации анионов S2− на второй ступени (стадии) диссоциации H2S дает: Ka12 = Ka1·Ka2 = [H+]2 ·[S2−] / [H2S],
[S2−] = Ka1·Ka2·[H2S] / [H+]2 = 9·10-8 ·1,2·10-15 · 0,01/(3·10-5)2 = 1,2·10-15 М.
studopedya.ru
Слабая угольная кислота — Большая Энциклопедия Нефти и Газа, статья, страница 1
Слабая угольная кислота
Cтраница 1
Слабая угольная кислота, диссоциация которой в присутствии сильных кислот подавлена, значительную часть слоя проходит транзитом и обменивает некоторое количество ионов водорода уже в самых нижних слоях, обусловливая появление вторичной щелочности водород-катионированной воды. [1]
Слабая угольная кислота, образующаяся в растворе, может титроваться основанием, что приводит к завышенным результатам. Поэтому следует применять растворы сильных оснований, свободные от карбонатов, или титрование производить раствором Ва ( ОН) 2, так как при этом указанные погрешности устраняются. [2]
Слабая угольная кислота НаСО3 диссоциирует в растворе ступенчато. [3]
Карбонаты — соли очень слабой угольной кислоты, слабее уксусной. [4]
Сильные кислоты вытесняют слабую угольную кислоту из ее солей. [5]
Бикарбонат-ионы НСОз являются анионами слабой угольной кислоты, образующимися при диссоциации ее по первой ступени. [6]
Буферность почвенного раствора обусловливается слабой угольной кислотой и ее солями, а также воднорастворимыми органическими кислотами и их солями. [7]
Основной карбонат никеля является солью слабой угольной кислоты. [8]
При наличии в воде более 1 мг-экв / л бикарбонатной щелочности слабая угольная кислота даже при концентрации десятки миллиграммов на 1 л, по данным А. П. Мамета [98], не может снизить рН бояее чем до 6 8 — 7 0, что объясняется, по-видимому, тем, что при добавлении к воде кислоты избыточные ионы водорода Н связываются с ионами НСО3 — в слабодиссоциированную угольную кислоту, а рН остается неизменной либо увеличивается. [9]
При этом следует учесть, что двуокись углерода с водой образует слабую угольную кислоту, которая диссоциирует главным образом по первой ступени. [10]
При этом следует учесть, что двуокись углерода с водой образует слабую угольную кислоту, которая, диссоциирует главным образом по первой ступени. [11]
Кремниевая кислота очень слабая, может быть вытеснена из своих солей даже слабой угольной кислотой. [12]
Если в крови увеличивается количество оснований, то они, взаимодействуя со слабой угольной кислотой, образуют ионы бикарбоната и воду. [13]
При растворении углекислого газа в воде, с которой он частично реагирует, образуется слабая угольная кислота Н2СО3, известная только в растворе. Угольная кислота является двухосновной и образует поэтому два ряда солей: нормальные — карбонаты и кислые — гидрокарбонаты. [14]
Углекислотная коррозия развивается при действии на цементный камень воды, содержащей свободный двуоксид углерода в виде слабой угольной кислоты. [15]
Страницы: 1 2 3
www.ngpedia.ru