Сила кислоты также Кислотность

В силу большого разнообразия структур особенно большой интерес представляет кислотность в газовой фазе и в растворе С—Н-кислот [113, 123]. В газовой фазе кислотность некоторых С—Н-кислот возрастает в следующем ряду (для сравнения здесь указана также кислотность некоторых О—Н-кислот [120]) [c.135]

Появляется избыток ионов ОН", т. е. среда становится щелочной-Этот случай наиболее характерен для доноров средней силы — для двух- и многозарядных анионов (СО3, РО4, SO3, а также N ), т, е, кислотных остатков слабых и средней силы кислот. Очевидно, чем слабее кислота, тем гидролиз протекает интенсивнее. [c.210]

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]

В зависимости от относительной электрофильности используемых растворителей, имеющих основной характер, в этих растворителях изменяется также и относительная сила кислот и кислотных аналогов (см. табл. 31) [176]. [c.100]

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, что обусловлено, с одной стороны, увеличением числа ионов лиония, а с другой стороны, уменьшением активности Н+-ионов. [c.442]

Следовательно, сила основания возрастает с увеличением кислотности, а сила кислоты —с увеличением основности растворителя. Сила основания или кислоты связана также с величиной диэлектрической проницаемости г растворителя. [c.392]

Легкость протекания кислотно-основной реакции зависит, конечно, от силы кислоты и основания, но она зависит также и от другого свойства, называемого жесткостью или мягкостью кислоты или основания [88]. Это свойство нельзя точно измерить, его можно только качественно описать [88а]. Оно имеет следующие характеристики [c.338]

Строение молекулы может оказывать самое различное влияние на ее кислотность или основность. Обычно в большинстве молекул одновременно действуют два или несколько эффектов, а также эффекты растворителя поэтому очень трудно, а иногда невозможно сказать, какой вклад вносит каждый эффект в силу кислоты или основания. Особенно трудно интерпретировать небольшую разницу в кислотности или основности структурно сходных молекул относить ее к какому-то конкретному эффекту следует с большой осторожностью. [c.340]

Аналогия также заметна в методах, используемых для получения информации, которую может дать изучение этих двух основных типов реакций. В обоих случаях тенденцию реагентов самопроизвольно превращаться в продукты можно оценить при использовании пары сравнения. Для окислительно-восстановительных равновесий определяют стандартный потенциал электрода, который позволяет сравнить силу восстановителей и окислителей по отношению к паре Н2/2Н . Для кислотно-основных равновесий определяют величину pH, которая позволяет сравнить силу кислот и оснований по отношению к паре НгО/НзО" . Эти аналогии не устраняют различия между окислительно-восстановительными и кислотно-основными реакциями, так как в первом случае речь идет о переносе электронов, а во втором — о переносе протонов. [c.297]

Однако точка максимального наклона кривой потенциометрического титрования достаточно часто не соответствует точке эквивалентности. Это происходит в тех случаях, когда определяемые ионы и ионы титранта имеют различные заряды, т е. стехиометрия реакции отличается от соотношения 1 Г Точка максимального наклона -образной кривой находится с той стороны от точки эквивалентности, где в избытке присутствует ион с меньшим зарядом. Ошибка титрования возрастает при увеличении произведения растворимости осадка в осадительном титровании, при уменьшении силы кислоты или основания в кислотно-основном титровании и при уменьшении прочности комплексов в комплексонометрическом титровании. Несовпадение точки эквивалентности и точки максимального наклона наблюдается также тогда, когда индикаторный электрод обратим лишь к одному из титруемых ионов или крутизна электродных функций к титруемому иону и иону-титранту различна. [c.248]

Из уравнений (18) и (19) следует также, что сила любой кислоты возрастает с уменьшением кислотности растворителя, т. е. с увеличением основности растворителя, а сила любого основания возрастает с падением основности или увеличением кислотности растворителя. Сила кислот и оснований увеличивается с увеличением энергии сольватации ионов, которая возрастает с увеличением диэлектрической проницаемости растворителя и дипольного момента его молекул. Эти уравнения позволяют оценить силу электролита по независимым данным. Однако недостаточность и малая точность значений величин протонного сродства и химической энергии сольватации многих ионов резко ограничивает эту возможность. [c.25]

С другой стороны, степень протекания протолитической реакции зависит не только от силы кислоты и основания, но также от диэлектрической проницаемости растворителя и других факторов. Измерения кислотности имеют важное практическое значение, так как позволяют предсказать полноту протекания [c.173]

Оствальда, которые, как предполагалось, зависят только от положения соответствующих лигандов. Теперь приведем некоторые соображения по поводу того, что в действительности определяет соответствующие р-множители в различных случаях. Для многоосновных кислот взаимодействие кислотных групп, расположенных одна от другой значительно дальше, по своей природе является почти исключительно электростатическим, так что здесь 3-множители определяются главным образом зарядом отдельных кислотных групп и расстоянием между ними. Аналогично электростатический эффект наблюдается в комплексных акво-кислотах или в системах комплексов, где лигандами служат отрицательно заряженные анионы. Но здесь появляется дополнительный остаточный эффект, которым нельзя пренебречь. Этот остаточный эффект, который один определяет лиганд-эффект в системах с нейтральными молекулами, до некоторой степени, возможно, вызван отталкиванием диполей, индуцированных в лигандах центральным ионом (или постоянных диполей, ориентированных в поле центрального иона). Но, по мнению автора, вообще невероятно, чтобы это взаимодействие составляло значительную, не говоря об основной, часть остаточного эффекта. Более вероятно предположить, что остаточный эффект во всех системах комплексов прежде всего обусловлен влиянием лигандов на энергию связи с центральной группой. Это толкование также лучше согласуется с обычным представлением о том, что силы связи действуют главным образом между центральной группой и лигандами. Кроме того, это единственное непосредственное объяснение того факта, что остаточный эффект часто является отрицательной величиной в системах комплексов. [c.51]

Из рис. 146 с ясностью следует, что величины рНр разбавленных растворов соляной кислоты практически не изменяются при переходе от воды к спиртам. Наоборот, величины рА резко возрастают. В отличие от этого, величины рНр ацетатного буфера сильно возрастают в связи со значительным ослаблением силы кислоты. Величина рА этого буфера изменяется мало и не падает, как в случае растворов НС1, а несколько возрастает. Из рис. 146 следует также,что ни величина Hq, ни величина И( ) не передают действительного хода зависимости единой кислотности с изменением растворителя. Более того, величина //( ) одного и того же раствора, измеренная с помощью различных индикаторов [2,4-динитрофенол ( ( )) и димедон (//( ))] расходятся. Б этаноле они отличаются более чем на единицу рА. Еще большее расхождение между величинами рА, Яд и Я< ) для растворов сильных кислот, где они разнятся на 2 —4 единицы. [c.801]

Под влиянием растворителя изменяется не только сила кислот и оснований, но и соотношение в ионном произведении растворителей и силе кислот или оснований, а также и соотношение в силе кислот и соответственно в силе оснований. Поэтому применение неводных растворителей может значительно улучшить условия кислотно-основного титрования. [c.872]

Константа протолитической диссоциации — основная характеристика растворов кислот и оснований. Ее значение определяет силу кислоты (основания) в данном растворителе. Константы диссоциации позволяют построить сравнительную шкалу протондонорных и протонакцепторных свойств кислот и оснований в разных растворителях, а также характеризовать кислотно-основные свойства растворителей. Константы протолитической диссоциации, дающие количественное описание протолитических реакций, играют важную роль в физической химии растворов, в аналитической химии, координационной химии и др. [c.591]

Вызывает удивление, что величину Avs не пытались использовать в качестве меры кислотности. На нескольких примерах Барроу показал, что AVs (так же как и В) обнаруживает монотонную зависимость от силы кислоты [139], тогда как Хаггинс и Пиментел (также на небольшом числе примеров) нашли исключения из этой простой закономерности [9791. В табл. 22 [c.83]

Стабильность этих соединений находится в прямой зависимости от силы кислот чем сильнее кислота, тем менее прочно молекулярное соединение такой кислоты с ВР3. В этом случае также не исключен комплексообразующий механизм. Однако ВРз как комплексообразующий катализатор слабее, feм кислотные катализаторы на его основе ВРз-НгО, СНзОН-ВРз, НзР04-ВРз и ряд других. [c.21]

Протонизирующую силу кислоты выражают также посредством функции кислотности Ид), характеризующей состояние равновесия при комплексообразовании кислот и оснований в органических расгвори-телях. В качестве оснований чаще всего используют индикаторы, изменяющие окраску в зависимости от силы кислоты, что позволяет исследовать систему спектроскопическими методами. При этом важно, чтобы в спектре идентифицировались полосы ассоциированиого и свободного оснований. [c.234]

Уравнения (IV.15) — (1У17) используют также для определения I и а в неводных растворах кислот и оснований. Согласно современной теории кислот и оснований Бренстеда и Лоури кислоту определяют как вещество, способное отдавать протон, а основание — как вещество, способное принимать протон от кислоты. Реакция присоединения водорода называется реакцией протонирования. Нейтрализация сопровол<дается переходом протона от кислоты к основанию, причем кислота или основание может быть нейтральной молекулой или ионом. Кажущаяся сила кислот и оснований в любом растворителе зависит от степени их взаимодействия с растворителем. Это определяется кислотностью или основностью самого растворителя. [c.47]

Первый тип —изменение относительной силы кислот различной химической природы. По отношению к кислотам дифференцирующее действие проявляют практически все растворители. Наиболее яркие примеры-изменение относительной силы бензойной кислоты и 2,6-динитрофенола, хлороводородной кислоты и MOHO- или дихлоруксусной кислот. Бензойная кислота и фенол (или производные фенола) являются кислотами, но по своему химическому характеру это соединения, принадлежащие к различным классам. Кислотность растворов бензойной кислоты обусловлена наличием карбоксильной группы, а кислотность растворов фенола — наличием оксигруппы. Хлороводородная и хлоруксусная кислота также сильно различаются по своей химической природе НС1 — минеральная кислота, хлоруксусные кислоты принадлежат к классу органических карбоновых кислот. Дифференцирующее действие проявляется в следующем. В воде бензойная кислота и 2,6-динитрофенол — кислоты приблизительно одинаковой силы. Однако в этаноле бензойная кислота становится почти в десять раз слабее 2,6-динитрофенола. Наибольшее дифференцирующее действие проявляет ацетон — в нем названные кислоты различаются по силе примерно в 45 раз. В воде хлороводородная кислота диссоциирует в 25 раз сильнее хлоруксусной кислоты. Однако в ацетоне хлороводородная кислота становится сильнее хлоруксусной в 9-10 раз. [c.93]

Этот так называемый эффект выравнивания силы кислот наблюдается также для оснований. В серной кислоте все основания имеют также одну и ту же силу. По мере уменьшения кислотных свойств растворителя в ряду серная кислота — уксусная кислота —. фенол — вода — пиридин — бутиламин растворенные в них основания становятся постепенно слабее и разница между ними становится более четко выраженной. В порядке уменьшения силы сильны.ми основаниями для не-водного титрования являются метилат калия, метилат натрия, метилат лития и гидр оокись тетрабутиламмония. [c.150]

Реакционный комплекс иногда называют комплексом столкновения, однако совершенно очевидно, что простого столкновения далеко недостаточно для образования структуры, в которой возможен перенос протона. Работа W , которую необходимо затратить для образования реакционного комплекса, представляет собой по существу ту часть А на, которая не зависит от изменений р/СанА. Величина Ц/ , необходимая для переноса протона с членов гомологического ряда кислородных кислот на один и тот же субстрат, согласно предположению, определяется потерями энтропии при фиксации молекулы кислоты и свободной энергией ее десольватации. Свободная энергия десольватации третичных аминов практически не коррелирует с их основностью. Сольватация аминов обусловлена главным образом ван-дерваальсовскими взаимодействиями, которые играют заметную роль и при сольватации ионов, поэтому разумно предположить, что свободная энергия десольватации аммониевых солей также никак не связана с их кислотными свойствами. Было показано, что даже прочность водородных связей лишь слабо коррелирует с силой кислот. Таким образом, в ряду родственных кислот [c.133]

Кроме шкалы Яо (функции кислотности Гаммегга), существует большое число шкал функций кислотности (Я, с различными индексами), которые установлены для индикаторов иных классов, тогда как Яо получена с серией нитро- и галогенопроизводных анилина для растворов с большим интервалом кислотности. Различные серии Я/ изменяются с неодинаковой скоростью при нарастании кислотности. Это обстоятельство связано с различием хромофорных систем выбранных индикаторов, с неодинаковым воздействием на них протона (одного из сильнейших ауксохромов), а также с различной сольватацией основной (В) и кислой (ВН форм различных индикаторов. Это привело Гаммегга, основоположника теории функции кислотности, к заключению о том, что понятия абсолютной силы кислоты или основания не имеют смысла и что нельзя построить абсолютную шкалу кислотности растворителей. [c.147]

Выбор кислоты и ее концентрации зависит от вида гидролизуемого образца и цели гидролиза. При анализе древесины (см. 3.2.7 и 3.2.9) и ее осахаривании (см. 18.3) используют главным образом минеральные кислоты различной концентрации — серную, соляную, а также фосфорную и азотную, реже трифторуксусную кислоту (ТФУ). Силу кислоты характеризуют показателем р/(а (НС1—6 Н ЗОд — 3 HNOэ — 1,32 СРдСООН + 0,23 Н3РО4+ 1,96 НСООН + 3,7 СН3СООН + 4,8). Кроме показателя рКв на скорость гидролиза гликозидных связей влияют гидролитическая активность (выражаемая значением pH), коэффициент активации иона гидроксония (выражаемый функцией кислотности Гаммета), а также температура и давление. Повышение температуры и давления увеличивает скорость гидролиза в некоторой степени, в зависимости от указанных выше характеристик кислоты [94, 100]. [c.218]

Для изучения кислотности поверхности можно также использовать адсорбцию паров пиридина. Для этого Парри привлек инфракрасную спектроскопию [52]. Этот метод позволяет, по крайней мере принципиально, различить льюисовские и бренсте-довские кислотные центры на поверхности. На льюисовских центрах молекулы пиридина должны прикрепляться посредством координационной связи, тогда как на бренстедовских центрах они должны переходить в ионы пиридина РуН+. К сожалению, на практике валентное колебание связи N — Н в ионе пиридина характеризуется полосой поглощения, которая сильно расширена за счет водородной связи. Тем не менее в области частот кольца должны быть обнаружены другие особенности. Так, полосы при 1540, 1640 и 1485 см характеризуют протонную кислотность (по Бренстеду), в то время как полоса в области 1440—1465 см характеризует апротонную кислотность (по Льюису), активность которой можно оценить из частоты полосы. Этим методом было найдено, что на поверхности кремнезема молекулы пиридина удерживаются только за счет водородной связи (они удаляются после откачки при 150°). Для дегидратированной окиси алюминия характерны, вероятно, по меньшей мере два типа льюисовских кислотных центров, отличающихся по силе кислот. Было установлено, что алюмосиликатные катализаторы крекинга обладают как льюисовской, так и бренсте-довской кислотностью, причем обе они уменьшаются при добавлении ионов щелочных металлов. [c.306]

Согласно теории электролитической диссоциации носителем кислотных свойств является катион Н, присутствующий в водных растворах всех кислот (в гидратированном состоянии). Следовательно, чем ВЫП16 степень ионизации кислоты и чем выше ее концентрация, тем больше в растворе ионов водорода и тем сильнее она в химическом огаошении. Сила щелочей также опредеяяе гся степенью их диссоциации и концентрьцией ионов ОН", создаваемой ими в растворе. [c.26]

Нашими работами [8, 18—20] показано, что обменная адсорбция из растворрв солей избирательно выводит активные центры алюмосиликатного комплекса, практически не затрагивая обменных центров окислов, присутствующих, как правило, в избытке. Этот метод, по нашему мнению, позволяет точно фиксировать каталитическую активность образцов по мере введения иона щелочного металла в катализатор, Метод титрования катализатора в безводной среде веществами основного характера с применением различных индикаторов [16] является удовлетворительным для определения кислотной силы и числа кислотных мест, однако результаты зависят от величины молекул основания. Этот метод не дает четкого разграничения природы кислоты также и потому, что оставляет возможность образования комплекса Кат. Н КК и дает завышенные значения кислотности, определяемые этим методом по сравнению с расчетом на один атом Л1 [16]. [c.83]

Тщательное исследование Кольтгофа и Брукенщтейна [39—42] показало, что кислотно-основные свойства в ледяной уксусной кислоте могут быть поняты только с помощью представлений об ионизации растворенного вещества и ассоциации образующихся ионов в ионные пары, а также в триплеты и квадруплеты. Константа ионизации кислоты или основания в уксусной кислоте (с учетом образования ионных пар) позволяет получить значительно более полезные выражения для силы кислоты или основания, чем это дает простая константа диссоциации . Диэлектрическая проницаемость ледяной уксусной кислоты мала (6,13 при 25° С) даже сильные электролиты имеют константы диссоциации меньше 10 [41, 43—45]. Для наиболее сильной (хлорной) кислоты в ледяной уксусной кислоте Брукенштейн и Кольтгоф нашли р/С равными 4,87 в то время как для соляной кислоты рК равно 8,55. Поэтому в таких растворах имеется немного ионов эффектом ионной силы (солевой эффект) можно пренебречь. Сложность равновесий в ледяной уксусной кислоте подтверждается тем, что индикаторные основания колориметрически отзываются на ассоциированную форму (ионные пары) кислоты, а не на активность протона. Кажущаяся сила кислоты зависит от выбранного индикаторного основания, и эта величина может отличаться от значения, найденного потенциомет-рически. [c.198]

Введение атома элемента С высокой электроотрицательностью в молекулу кислоты также может вызвать в ней сдвиг электрон- -ной плотности и усилить кислотные свойства. Так, замена атома водорода в метильной группе уксусной кислоты на атом галогена увеличивает силу кислоты, которая растет в ряду кислот иодук-сусная — фторуксусная. С увеличением числа атомов галогенов в молекуле значения Ка возрастают еще больше. [c.35]

Тот факт, что хлорирование характеризуется одинаковой избирательностью в карбоновых кислотах разной силы, показывает, что переходные состояния имеют одинаковую структуру и заряды в кольце во всех случаях примерно одинаковы. Поскольку сольватация определяется только карбоксильной группой, эффективные размеры молекул различных кислот также близки друг к другу. Поэтому энергия сольватации зависит только от степени нуклеофильности растворителя, а эта величина антибатна кислотности. Трифторуксусная кислота является очень сильной кислотой, и соответственно она очень слабо нуклеофильна здесь сольватация кольца должна быть незначительной, обуславливая тот факт, что хлорирование согласуется с нормальным индуктивным порядком. По мере уменьшения кислотности нуклеофильная сольватация переходного состояния усиливается. Поэтому отношение/Сп -СНз Кп-трет-С Н ВОЗраСТабТ В рЯДу. трифторуксусная кислота, муравьиная кислота, уксусная кислота. [c.148]

Метод титрования катализатора в безводной среде веществами основного характера с применением различных индикаторов [16] является удовлетворительным для определения кислотной силы и числа кислотных мест, однако результаты получаются зависимыми от величины молекул основания. Этот метод иа наш взгляд не дает четкого разграничения природы кислоты также и потому, что оставляет возможность образования комплекса КН ЫН (на это указывает совпадение величин кислотности, определенной по методу титрования и методу обменной адсорбции из водных растворов солей [13], а также завышенные значения кислотности, определяемой титрованием, по сравнению с расчетом на один атом А1 [16]. В работе Джонсона [16] величина кислотности, определенная по бутиламину для катализаторов с малым содержанием А12О3 (от 0,12 до 10%) и предполагаемым полным взаи.модействием всего АЬОз с ЗЮг, была выше, чем ожидаемая теоретически для одного эквивалента кислоты, приходящегося на 1 атом А1. [c.248]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология