Константа кислоты концентрационная

Пример. Найти, чему равна концентрационная константа диссоциации уксусной кислоты при 7 = 0,01, если термодинамическая константа диссоциации составляет 1,74-10-=. [c.43]

Реакции карбоновых кислот со спиртами обратимы, причем несмотря на неидеальность смеси, равновесие хорошо описывается концентрационной константой равновесия [c.205]

Объясните, почему константа диссоциации (концентрационная) по первой ступени фосфорной кислоты в растворе с ионной силой 0,5 в 1,5 раза больше, чем в растворе с ионной силой 0,1. [c.196]

В присутствии сильного электролита константа диссоциации слабого электролита изменяется. Так, константа диссоциации (концентрационная) уксусной кислоты в растворе хлорида калия в зависимости от его концентрации равна [c.194]

Константы диссоциации, выражаемые уравнениями (8.1) и (8.2), называют классическими (или концентрационными) константами и обозначают Кс (в отличие от термодинамических констант, которые обозначают Кя)- В общем виде для кислоты НА и основания ВОН (1,1-валентных электролитов) [c.115]

К . и Ка — соответственно константы ионизации концентрационные и по активностям а—степень ионизации кислоты нли основания. [c.370]

Объясните, поче.му константа диссоциации (концентрационная) по первой ступени фосфорной кислоты в растворе с ионной силой [c.293]

Привести соотношение между концентрационной и термодинамической константами а) устойчивости комплексных соединений б) диссоциации слабых кислот. [c.55]

Мы обнаружили систематические различия в значениях коэффициентов активности ионов водорода, полученных из исследований сильных кислот и определяемых нашим методом в системах со слабыми электролитами. Например, для салициловой кислоты в широком диапазоне концентраций фонового электролита наши коэффициенты активности отклонялись в большую сторону в 24 случаях из 25. Причина такого систематического сдвига пока неясна. В этих условиях более опреде ленный смысл, чем смешанные, приобретают концентрационные константы. Последние можно вычислить из смешанных констант и эффективных коэффициенов активности ионов водорода, полученных из одной кривой титрования. [c.128]

Протекание аналитической реакции в растворе часто осложняется конкурирующими реакциями, в которые вступает один или несколько участников основного процесса. Это могут быть реакции взаимодействия катиона с компонентом буферного раствора, аниона слабой кислоты с протоном и т. д. В этом случае для расчета равновесий в растворе удобно использовать так называемые условные константы равновесия, которые относятся к фиксированной концентрации какого-либо компонента или компонентов раствора, например к постоянному значению pH. Условные константы равновесия связаны с концентрационными, или термодинамическими, простыми соотношениями. Практическое применение условных констант равновесия будет рассмотрено позднее. [c.27]

Соответствующие концентрационные константы кислотной диссоциации Кх и К2 кислот НЬ и НгЬ " будут равны [c.196]

Для расчета буферной емкости растворов слабых кислот или оснований с их солями — буферных систем, наиболее часто применяемых в рН-метрии, уравнение (X. 29) непригодно, так как оно выведено только для растворов сильных кислот и оснований. Для разбавленных растворов слабой одноосновной кислоты уравнение для концентрационной константы диссоциации Кс может быть записано следующим образом [c.602]

Концентрационные элементы широко используют в химической исследовательской практике для определения многих важных констант растворимости, произведения растворимости, константы нестойкости комплексного иона, ионного произведения воды, констант диссоциации кислот и оснований, для нахождения концентрации ионов и т. п. [c.337]

Из сказанного можно также заключить, что понятия о силе кислоты и кислотности принципиально отличаются друг от друга. В то время как сила кислоты в любом растворителе обусловливается ее константой диссоциации, кислотность определяется активностью ионов лиония, связанной с основностью данного растворителя, их концентрацией и их концентрационными и едиными коэффициентами активности. Например, слабая в воде кислота в среде основного растворителя становится сильной, но ее неводный раствор может быть менее кислым, чем в воде, [c.421]

Возможность прогнозирования ус ловий хроматографического разделе ния анионов и катионов по концентрационным константам обмена показана И. К. Цитовичем и Ж. Н. Гончаренко [74] на примере ионообменной сорбции переходных металлов четвертого периода на катионите КУ-2 в Н-форме. В качестве элюирующих растворов применялись водно-спиртовые среды, 1 н. по соляной кислоте и содержащие различные количества метанола или этанола (50 и 80%). Для иллюстрации возможности расчета оптимальных условий элюирования при хроматографическом разделении ионов приведем основные результаты, полученные в исследованиях указанных авторов. [c.134]

НВ — аминоуксусная кислота) в водном растворе НВ, к которому прибавили щелочь, в присутствии катионов меди(П) Си . Известно, что концентрационные константы равновесии ( I) и (II) равны при комнатной температуре [c.77]

Рассчитаем величину pH в ацетатном буферном растворе. Концентрационная константа кислотной диссоциации уксусной кислоты равна [c.137]

Концентрационные константа Ка диссоциации кислоты НХ и константа устойчивости комплекса р для водной фазы, очевидно, оказываются равными [c.253]

Определить концентрацию ионов водорода и концентрационную константу ионизации уксусной кислоты. [c.95]

В [218, 219] вторая константа диссоциации сернистой кислоты определена на основании измерения pH стеклянным электродом при титровании едким натром растворов бисульфита калия концентрацией 0,064 - 0,320 М при ионной сипе 0,016 - 2,960. Растворы бисульфита готовили путем разведения растворов пиросульфита калия. Значение концентрационных констант рассчитывалось по формуле [c.60]

К началу XX в. теория электролитической диссоциации достигла больших успехов. На ее основе были объяснены многочисленные и разнообразные экспериментальные данные по электропроводности растворов, осмотическому давлению, температурам замерзания и другим физико-химическим свойствам растворов. Однако ряд экспериментальных данных теория объяснить не могла. Так, константа диссоциации электролита, выражаемая уравнением типа (152.4), в широком интервале концентраций изменялась. Особенно резкая концентрационная зависимость наблюдалась у водных растворов неорганических кислот, оснований и их солей (H2SO4, НС], NaOH, K l и т. п.). Разные экспериментальные методы часто приводили к неодинаковым значениям степени диссоциации электролита в одних и тех же условиях. [c.431]

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]

Существенное влияние на константу диссоциации индикатора, его интервал перехода, область pH перехода, спектральные и другие свойства индикатора оказывают многие внешние факторы температура, присутствие нейтральных электролитов, неводных растворителей, коллоидов и т. д. Наличие в растворе индикатора так называемых посторонних нейтральных электролитов вызывает солевой эффект. Уравнение (2.11) показывает, что чем выше заряд ионизированных форм индикатора, (HInd + или Ind ), тем заметнее будет солевой эффект, вызывающий обычно уменьшение численного значения pKnind- т. е. увеличение концентрационной константы диссоциации индикатора, и, как следствие, смещение интервала перехода. У биполярных цвиттер-ионов этот эффект сравнительно невелик. Изменение окраски индикатора часто связывают со сдвигом равновесия диссоциации индикатора, хотя в действительности введение электролита увеличивает диссоциацию не только индикатора, но "и слабой кислоты, находящейся в растворе. Наличие нейтральных солей в растворе часто вызывает уменьшение интенсивности окраски индикатора. [c.59]

Нитрозо-2-нафтол и 2-нитрозо-1-нафтол представляют собой слабые кислоты их показатели концентрационных констант диссоциации, найденные спектрофотометрнческим методом, равны соответственно 7,63 н 7,24 [665]. Эти числа были подтверждены позже [368] методом растворимости. Растворимость обоих соединений в насыщенном водой хлороформе составляет 1,35 и [c.32]

Так как концентрационные константы определялись для сильно разбавленных растворов химически чистых кислот и оснований, то их значения можно принять за истинные константы. Вот почему в сильно разбавленных растворах, в которых значения коэффициентов активностей равны единице, а lg/i=0, можно пользоваться приближенными формулами, применяемыми для вычисления pH и рОН. [c.97]

Как уже указывалось, в разбавленных водных растворах молекулы кислот отдают протоны воде в различной степени, зависящей от силы кислоты, так что в разбавленных растворах сильных кислот эффективной частицей является ион гидроксония Н3О+. Кислотность , или тенденция таких растворов отдавать протон какому-либо основанию, измеряется как концентрация иона гидроксония, и обычно ее рассматривают как pH раствора. Рассчитать или измерить концентрацию иона гидроксония в таких разбавленных растворах не очень трудно, однако в случае более концентрированных растворов возникают большие трудности величины, рассчитанные из констант диссоциации кислоты и измеренные часто по электродвижущим силам соответствующих концентрационных элементов, представляют собой активности-, способы же расчета концентрации иона гидроксония из активности не известны, за исключением расчета для разбавленного раствора. Трудности определения и измерения pH в концентрированных растворах были достаточно четко выявлены Бейтсом [38]. [c.72]

Уравнение (III. 15) показывает, что концентрационная константа Ка зависит от коэффициентов активности НВ, Н3О+ и В-, а следовательно, и от ионной силы р,. В случае нейтральной кислоты НВ для Ка получается уравнение [c.41]

Кроме кислотно-основных равновесий мы применили описанный метод к исследованию равновесий комплексообразования. Исследование системы фумаровая кислота—кадмий—едкий натр на фоне перхлората натрия в области, в которой осадок фумарата натрия еще не образуется, показало, что все кажущиеся нарушения материального баланса по ионам водорода можно скомпенсировать подбором его эффективного коэффициента активности , причем комплексообразования не обнаружено. Для системы, в которой вместо фумаровой использована ма-леиновая кислота, обнаружен комплекс состава 1 1, причем без варьирования коэффициента активности иона водорода интерпретация данных была затруднительной. В этих расчетах использованы концентрационные константы кислот, вычисленные по тому же методу для систем без кадмия. [c.129]

Между двумя электродами из одного металла, погруженными в растворы, одинаковых солей различной концентрации, возникает э. д. с., зависящая только от разницы в концентрации солей (и температуры). Такого типа гальванические элементы называются концентрационными. Они используются при определениях растворимости солей, констант диссоциации кислот и оснований, констант нестойкости комплексных ионов и т. п. pH растворов определяется при помощи концентрационных элементов. Во второй части гл. 3 Вы познакомитесь с концентрационными элементами, научитесь вычислять pH и некоторые важные константы (ПР, Кнест), а также узнаете о направлении реакций коррозии и последовательности осаждения металлов при электролизе. (О вычислении pH и ПР см. в Программированном пособии по общей химии , стр. 252—303.) [c.91]

Как скажется изменение ионной силы раствора на смещении равновесия и значениях констант равновесия (концентрационных) следующих реакций 1) диссоциация воды 2) диссоциация уксусной кислоты 3) реакция гидролиза NH4 I 4) растворимость Ag l. [c.290]

В заключение необходимо отаетить, что определенные нами константы являются концентрационными в том смысле, что они справедливы для ионной среды, в которой были получены экспериментальные данные, т.е. для раствора серной кислоты и сульфата калия с ионной силой, равной 0,6. Используемая в работе величина pH фактически является показателем активности ионов водорода, т.е. величиной, непосредственно сопоставимой с результатами измерений с помощью стеклянного электрода. В то же время другие члены в выраже-72 [c.72]

НА] и [ВОН] — концентрации (в г-ион на 1л) недиссоциированиых молекул кислоты или основания и /Сд — соответственно константы ионизации концентрационные и по активное тям а-—степень ионизации кислоты или основания. [c.370]

Концентрационная константа диссоциации уксусной кислоты и ионное пронзведенне воды при 25° С равны [c.15]

Исходная концентрация хлороформа 9,95-10 М. Средняя концентрация [МаОМе] в течение реакции 1,10 0,01 М (больщой, практически постоянный избыток). Покажите, что реакция имеет первый порядок по СС1з, и определите константу скорости. Кинетика окисления щавелевой кислоты сульфатом церия исследовалась в концентрационной цепи типа Р1 81 II 82 [94]. [c.133]

Для выбора оптимальных условий хроматографического разделения были рассчитаны объемы промывных растворов, соответствующие максимумам выходных кривых для каждого иона (Ктах), при задэнных величинах концентрации элюентов по иону-вытеснителю. Эти расчеты выполнялись при помощи уравнения Г, М. Колосовой и М. М. Сенявина (П. 97) путём подстановки в него известных значений концентрационных констант ионного обмена, взятых из табл. 6. В табл. 8 приведены в качестве примера расчетные величины Утах для элюирования катионов раствором соляной кислоты, содержащим 80% этанола. [c.136]

Цель работы — определение составов комплексных соединений общей формулы M Ax(OH)y, образующихся в водных растворах кислоты НА, и нахождение их констант устойчивости. Составы комплексных соединений, отвечающие набору чисел q, х, у, находят по угловым коэффициентам экспериментальных кривых частных зависимостей Д<р — потенциала ИСЭ, обратимого к катионам М "+, или электродного (окислительного) потенциала электродов 1-го рода или амальгамных электродов — от показателей независимых концентрационных переменных pH, рСо и рСд. Константы устойчивости комплексов определяют графически или методом последовательных приближений, используя для этой цели уравнение потенциала Дф и кривые частной зависимости Дф = Дф(рН). Ионная сила поддерживается постоянной (поуказанию преподавателя). [c.665]

Лиганды в растворе могут находиться в различггых формах и участвовать в побочных равновесиях (т. е. помимо участия в равновесии комплексообразования). Если, например, свободньп лиганд обладает выраженными основными свойствами (типичный случай), то он может взаимодействовать с кислотами и присоединять протоны. Таких побочных равновесий может быть несколько. Чтобы учесть все формы нахождения лиганда в растворах, вводят понятие условной концентрационной константы устойчивости комплекса или условной концентрационной константы нестойкости комплекса, которые по форме написания аналогичны формулам для концентрационных констант устойчивости и нестойкости комплекса. [c.194]

Задача 426-428. Титровали 20,00. ш > ксуснон кислоты с концентрацией Со (моль/л) при постоянной ионной силе М и постоянном pH. Титрование вели двумя титрантами один (кислотой) с концентрацией Мк, второй (щелочь) с концентрацией Мщ. Для соблюдения постоянства pH сначала добавляли Ук мл первого титранта, затем из микробюретки Ущ мл второго титранта до возвращения стрелки рН-метра в исходное состояние. По полученным данным рассчитать концентрацию ионов [Н ] и концентрационную константу уксусной кислоты. [c.96]

Во всех случаях, когда речь идет о кислотно-основиых равновесиях, следует иметь в виду различие между термодинамической (активност-ной) Ка и концентрационной Кс константами равновесия. Термодинамическая константа является истинной мерой равновесия, в то время как концентрационная константа обычно представляет собой экспериментально определяемую величину различие констант проявляется в особенности для не очень разбавленных растворов. Так, например, константы равновесия /Са и /Сс в уравнении (1) при условии невысокой концентрации кислоты определяются следующим образом (в этом случае концентрация или активность растворителя практически постоянны) [c.67]

Принимая во внимание, что решение вопроса о реализации МР в суспензиях Р-СзЗ и СдЗ и вычисление величины действующего пересыщения невоз-мояаю без знания ионного состава раствора, нами была изучена кинетика растворения этих силикатов в воде при одновременном определении в растворе [ Оз], [СаО] [общая и Са(0Н)2]. Ионный состав раствора был рассчитан, исходя из полученных данных с использованием значений констант многоступенчатой диссоциации о-крем-невой кислоты, приведенных в работе [5]. Как видно из рис. 1, для суспензий р-Сз5 и СзЗ характерен быстрый спад [8102] в жидкой фазе. Постоянный во времени концентрационный уровень по ЗЮа наблюдается лишь в разбавленных суспензиях Р-СаЗ. В более концентрированных системах на кинетических кривых имеются ярко выраженные максимумы. [c.233]