Сила кислот шкала

Естественно, для проведения как теоретических, так и прикладных исследований проведенное выше чисто качественное сопоставление недостаточно. Необходимо осуществить количественную оценку силы кислот и оснований, для чего следует определить критерий оценки этой силы и создать шкалу количественных измерений. [c.198]

Изучая такие равновесия, можно определить силу кислот и оснований Льюиса, но построение шкалы этих сил, которая имела бы общее значение, не имеет смысла. [c.46]

Для характеристики силы кислоты используют также рКк водного раствора кислоты, обесцвечивающей титрующий краситель,—эту величину обозначают Н. По шкале Н 2,4-дихлоранилин, например, является слабым основанием (Я=2), а антрахинон —сильной кислотой (Н=—8,3), соответствующей 90%-ной серной [c.90]

Следовательно, при диссоциации оснований происходит передача протона от растворителя к веш еству, являющемуся основанием, а не наоборот. Это не мешает рассматривать уже образованные продукты взаимодействия оснований с растворителем в качестве катионных кислот в единой шкале силы кислот. Этот прием имеет и принципиальное и практическое значение он ун е давно используется в аналитической химии независимо от теории кислот и оснований. Универсальная схема диссоциации кислот и количественная теория влияния растворителя на диссоциацию катионных кислот, вытекающая из данной схемы, может быть применена лишь для таких случаев диссоциации, когда действительно диссоциирует заряженная кислота, т. е. вещество, отдающее протон и несущее на себе положительный заряд например, если диссоциирует вещество такого типа [c.298]

Кислотно-основные системы играют важную роль в биологических реакциях, и надо уметь оценить с помощью соответствующей количественной шкалы как кислотность (или основность) растворов, так и относительную силу кислот и оснований. Показатели рК и pH используются как раз для. этой цели. [c.149]

Изложенные соображения позволяют установить шкалу относительной силы кислот и оснований. Относительная сила кислот для доноров протонов измеряется степенью завершенности их реакций с каким-либо общим основанием в состоянии равновесия. Аналогичным образом определяется относительная сила оснований для акцепторов протонов. В табл. 14.2 приведены некоторые часто встречающиеся вещества, которые расположены в порядке убывания силы кислотности. Поскольку со слабой кислотой сопряжено сильное основание и, наоборот, образующиеся в указанных реакциях основания располагаются в обратном порядке по силе основности. [c.248]

Количественную шкалу для выражения силы кислот в растворах высокой концентрации можно получить на основании измерений их протонодонорной способности эту величину можно определить, исходя из степени протонирования в таком растворе какого-либо индикатора, а именно из соотношения Сшп /Ст- Ясно, что при сравнении различных кислот нельзя пользоваться индикаторами, которые в условиях эксперимента полностью протонированы, поскольку в этом случае отношение [c.58]

Белл пришел к выводу, что уравнение Бренстеда применимо к реакциям, протекающим в бензоле и хлорбензоле и катализируемым кислотами, даже если воспользоваться значениями констант диссоциации кислот в воде. Этого можно было ожидать, так как шкалы относительной силы кислот в этих растворителях и в воде достаточно близки (см. табл. 26 и 27). [c.193]

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]

Здесь и далее под силой кислот и оснований подразумеваются соответственно их относительная протонодонорная (Р ) и электроно-донорная ( ) способности к ВС [24], существенно отличные от силы тех же соединений в процессах ионизации. Разумеется, мы не опираемся на порождающее упомянутые Р-, /-шкалы эмпирическое правило факторов [c.114]

Какова шкала силы кислот, которую удается измерять при помощи реакций водородного обмена в аммиачных растворах Полностью ответить на этот вопрос трудно, но можно высказать некоторые соображения и привести отдельные данные. [c.131]

Таким образом, в воде и в любом водном растворе всегда имеется какое-то количество ионов водорода. Если в воду или водный раствор добавить кислоту, то количество ионов водорода увеличится в зависимости от силы кислоты, т. е. от способности кислоты к диссоциации. Если же добавить щелочь, то соответственно увеличится количество гидроксид-ионов, а количество ионов водорода уменьшится. По количеству имеющихся в растворе ионов водорода можно определить кислотность раствора, т. е. содержание ионов водорода. Кислотность характеризуется шкалой pH. [c.39]

Теперь, если оценить все четыре величины правой части уравнения, можно разработать шкалу относительной силы кислот и оснований Льюиса. [c.363]

В левой стороне шкалы находятся соединения, отдающие хлорид-ионы (т. е. подобные кислотам, отдающим ионы Н+). Они размещены в порядке понижения способности отдавать С1"-ионы (аналогично порядку понижения силы кислот). С правой стороны находятся соединения, присоединяющие С1--ионы (подобные основаниям в шкале pH), и чем ниже стоит такое соединение в шкале, тем сильнее его способность присоединять С1 -ионы (аналогично порядку повышения силы оснований). [c.604]

Шкала кислотности. Рассматривая действие кислоты НА на различные основания, можно построить шкалу кислотности pH А = —1д[НА], принимая, что сила кислоты НА превышает силу растворителя Н5, как кислоты, К<Кв (рис. 367). [c.613]

Длина шкалы кислотности определяется величиной р/( — pA" s. Она будет тем больше, чем больше будут разниться по своей силе кислоты НА и HS, т. е. чем более сильной кислотой будет НА и чем более слабой кислотой будет HS. [c.614]

Однако приведенная константа сразу выражает относительную силу обоих реактантов и не дает возможности расчленить относительную силу кислоты А1 и основания Вг, а значит, и сравнивать их с силой других кислот и оснований. Поэтому выбирают одно стандартное основание и находят константы равновесия реакций с ним различных кислот, получая таким образом шкалу относительной силы кислот. Аналогично поступают и с основаниями, для оценки которых также подбирают некоторую стандартную кислоту. [c.68]

Константы протолитической диссоциации — важнейшие характеристики кислот. Они позволяют получить картину распределения кислоты между недиссоциированной кислотой и продуктами ее диссоциации в зависимости от pH раствора. Величины констант диссоциации определяют силу кислот (оснований) в данном растворителе и позволяют построить сравнительную шкалу протонодонорных (протоноакцепторных) свойств кислот (оснований). [c.30]

Серьезным недостатком теории Льюиса является, наконец, отсутствие последовательной и единообразной шкалы силы кислот и оснований. Можно только установить относительную силу кислот (по отношению к определенному основанию) и относительную силу оснований (по отношению к определенной кислоте , но получаемые шкалы обычно между собой не сравнимы. Если, например, сравнивать между собой фторидные комплексы бериллия(II) и меди (II), то большая прочность первых позволяет предположить, что бериллий (II) является более сильной кислотой, чем медь(П). Но мы не можем переносить эту зависимость на другие системы. При сопоставлении силы кислот относительно молекулы МНз в качестве основания Льюиса мы пришли бы к прямо противоположному заключению в связи со значительно большей прочностью аммиачных комплексов меди(П) по сравнению с аммиачными комплексами бериллия(П). Эти трудности установления единой шкалы могут быть результатом того, что теория Льюиса пытается упорядочить и свести к общим принципам много разнообразных типов химических реакций, в которых более или менее решающую роль играют другие факторы, помимо образования координационной связи. Однако во многих случаях теория Льюиса оказалась очень полезной, позволив разъяснить ход ряда реакций и интерпретировать свойства веществ. [c.223]

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]

ПОД действием кислого воздуха (угольной кислоты), цвет фиалкового сиропа при этом пе меняется. Если таким способом исследовать чувствительность всех синих растительных экстрактов к кислотам, то можно составить шкалу изменения цвета, позволяющую определять относительную силу кислот . [c.168]

Гамметом был разработан способ сравнения силы сильных протонных кислот (полностью распадающихся в воде на ионы) не только в водных, но и неводных средах. В основу этого метода была положена индикаторная шкала кислотности и введена удобная величина, характеризующая силу кислоты,— функция кислотности Но. [c.376]

Эти соотношения показывают 1) что а с возрастанием [Н+] уменьшается 2) когда [Н] имеет одинаковое численное значение с константой диссоциации, тогда оно равно а и р=1/2. Сравнивая а со шкалой pH, на рис. 55 находим точку перехода при pH, которое имеет то же значение, что и отрицательный логарифм константы диссоциации рК. Ход этой кривой одинаков для всех кислот и идентичен с недиссоциированной частью р кислоты. В зависимости от силы кислоты кривые ложатся на различных местах рН-шкалы и в противоположность слабым кислотам относительно сильные кислоты дают симметрию своих кривых при низких значениях pH. [c.196]

Обьршо используют шкалу молярности и за стандартное состояние иринимают водный раствор, в котором активность X равна 1 моль/л ири 25°С. Таким образом, в уравненин (3.12) можно сократить все размерности и член, в который входнт Далее, если рассматривать процессы только в разбавленных растворах, то можно принять, что отношение коэффициентов активности одинаково для всех кислот и близко к единице. Тогда в качестве относительной меры силы кислоты в разбавленном водном растворе ири данной температуре можно использовать константу кислотности (АН), которая определяется выражением [c.228]

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]

АрС298 уже не пригодна для сравнения термодинамической устойчивости. В качестве меры относительной термодинамической кислотности (силы кислоты) непосредственно используют рКг в соответствующем растворителе. В табл. 1,5.3 приведены значения р Са различных растворителей в порядке уменьшения их кислотности [1.5.1], Все величины отнесены к воде, как к растворителю. Однако эксиериментально определить их в водных растворах удается лишь примерно до малонового эфира более слабые кислоты не способны протонировать воду, наоборот, вода протонирует их анионы. В этом случае необходимо перейти к другому растворителю, например в аммиаке можно определить рКа до величины 34, Определив рКа какого-либо соединения параллельно Б воде и аммиаке, можно соотнести эти две шкалы друг с другом. Насыщенные углеводороды представляют собой наиболее слабые кислоты. Для метана величина р/(а = 57 означает [c.134]

В амфотерных растворителях в отличие от апротных растворителей не могут существовать любые кислоты и основания. Если они сильнее, чем ион лиония и ион лиата, то превращаются в последние. Поэтому в амфотерных растворителях шкала кислотности и основности ограничена. Различия в силе кислот (а также оснований) нивелируются, так как частично, а то и полностью вместо молекул различных кислот возникают одни и те же ионы лиония. Например, в водных растворах азотной, галоидоводородных, серной и хлорной кислот фактически присутствует только одна кислота — ион гидроксония Нз0 . [c.128]

Сравнение силы кислот в апротном растворителе. В протолитически неактивном растворителе одинаково оправдан выбор любой кислоты в качестве стандартной. Шкалу относительной силы кислот получают, вычисляя относительные константы кислотности по уравнению (22)4 [c.166]

В 1923 г. Бренстед распространил Ьрименение кислотной константы ионизации и на основания. В самом деле, силу кислот и оснований гораздо удобнее выражать в одной шкале, подобно тому, как удобнее пользоваться шкалой pH как для характеристики кислотности, так и для характеристики щелочности. Таким образом, константа ионизации для аммиака будет [c.17]

Силу кислоты количественно можно выразить с помощью-константы равновесия ее диссоциации, называемой константой диссоциации Ка (рис. 8.33), Чем больше величина Ка, тем сильнее кислота. Так, уксусная кислота (/Са = 1,8-10- ), конечно,, слабая кислота (сравните НС1, Яа °о), но тем не менее сильнее спирта (Ка 10 ). Силу кислот (кислотность) иногда также 1выражают в логарифмической шкале величинами рЯа, где р а = —Ig /Са. [c.189]

Прямое сравнение значений р/Ск позволяет получить только качественную оценку относительной силы только слабых кислот (сильные кислоты нивелированы по силе). В работе [30] была предложена количественная шкала силы кислот и оснований в любых растворителях. Сравнение между двумя кислотами или основаниями проводится по значениям степеней протекания кислотно-основных реакций с растворителем, которые суммированы (в некотором интервале концентраций) от О до 1. Это отвечает интегралу (5) закона разбавления Оствальда, который равен единице для сильных кислот и оснований (5 = 1) и стремится к нулю для очень слабых кислот и оснований (S-vO). Например, сравнение силы хлороводородной и уксусной кислот проводят следующим образом. В воде 5h i=1, [c.203]

Применяя серию подходящих индикаторов, можно получить всю шкалу относительной силы кислот для любого растворителя [68]. Определена относительная сила однозамещенных бензойных кислот в метиловом и этиловом спиртах [69] результаты [70] сравнивались с данными непосредственных измерений константы равновесия реакций, представленных уравнением (23). Трудностей экстраполяции уравнения (22) можно избежать, если индикатор и другая кислота имеют заряд одного и того же типа. Такие измерения дают относительную силу кислот в да1шом растворителе без каких-либо предположений, не относящихся к области термодинамики. [c.79]

Следовательно, сила любого основания возрастает с увеличением кислотности растворителя, а сила любой кислоты — с увеличением его основности. Сила основания или кислоты связана также с численным значением диэлектрической проницаемости (ДП) растворителя. Наконец, сила кислоты или основания в значительной степени определяется ионным произведением (константой автопролиза) растворителя Кв, протяженность шкалы pH данного растворителя обусловливается показателем константы [c.289]