Константа диссоциации кислоты равновесия

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. [c.39]

Таким образом, например, показатель константы диссоциации кислоты р/Сд, соответствующий переходу протона к молекуле воды, становится численно равным показателю константы равновесия процесса отщепления протона (p/ A) [c.48]

При нейтрализации карбоновых кислот щелочью образуются соли, В водном растворе соли щелочных металлов значительно гидролизуются. Константа гидролитического равновесия равна отношению константы диссоциации воды к константе диссоциации кислоты. [c.170]

Константа равновесия реакции диссоциации называется константой диссоциации вещества МА. Константы диссоциации кислот или гидроксидов являются характеристикой силы этих соединений. [c.137]

В принципе расчеты с использованием констант образования ничем не отличаются от расчетов констант диссоциации кислот или оснований. Это становится совсем очевидным, если записать уравнение (20-1) как реакцию диссоциации o(NH3)g , а не ассоциации реагентов в этом случае константа диссоциации должна определяться выражением, обратным Кобр. Однако в равновесиях с участием комплексных ионов принято пользоваться константами образования. [c.242]

Константа диссоциации кислоты К , или константа кислотности (разд. 15.5),-константа равновесия, характеризующая степень переноса протона от вещества к воде как к растворителю. [c.104]

Кс — константа равновесия, вьфаженная в концентрациях, (моль л) Кд — константа диссоциации кислоты, моль/л [c.6]

Следовательно, чем меньше константа диссоциации кислоты кисл, тем больше константа гидролиза Кг, тем сильнее положение равновесия реакции смещено вправо и тем выше щелочность раствора, т. е. больше значение pH. [c.311]

Потенциометрический метод — также один из наиболее эффективных и наиболее важных методов исследования равновесий в растворах и расплавах. Из данных по ЭДС рассчитывают константы диссоциации кислот и оснований, константы устойчивости координационных соединений, ПР малорастворимых солей и другие константы равновесия. В настоящем разделе кратко рассмотрен вопрос об определении pH, поскольку рН-мет-рические измерения часто используются для решения различных задач и имеют, таким образом, универсальный характер. [c.176]

В растворах, содержащих кислоты или основания, всегда образуется то или иное количество водородных или гидроксильных ионов, которые будут влиять на состояние равновесия. Константа диссоциации этого равновесия выражается уравнением [c.77]

Это уравнение носит название закона разведения Оствальда . Константа равновесия в данном случае называется константой диссоциации кислоты, а ее числовое значение может служить мерой силы кислоты. [c.170]

Константа диссоциации кислоты мала. При Сравнительно небольших парциальных давлениях двуокиси углерода соблюдается линейная зависимость между Рсо и общим содержанием СО 2 в растворе (в мол. долях). Уравнение Генри может быть использовано при высоких давлениях процесса, если содержание СО в растворе не более 0,015 мол. долей, или при замене давления летучестью. Константа равновесия процесса приближенно описывается эмпирическим уравнением [1] [c.114]

Константы равновесия отдельных типов химических реакций имеют разный смысл и названия. Так, в кислотно-основных реакциях константа равновесия представлена константами диссоциации кислот или оснований, например [c.47]

ХИМИЧЕСКОЕ РАВНОВЕСИЕ В ЖИДКОЙ ФАЗЕ Константы диссоциации кислот и оснований [c.77]

Кажущаяся константа диссоциации кислоты К зависит от концентрации солей. По мере приближения концентраций электролита и кислоты к нулю К стремится к К- В этой главе будет использоваться К без штриха для обозначения как предельной величины константы диссоциации, так и ее величины при некотором частном значении ионной силы раствора, поскольку с точки зрения термодинамики в обоих случаях это истинные константы равновесия. В исследованиях, где рассматриваются константы диссоциации слабых кислот, часто бывает удобно использовать величину рК, представляющую собой десятичный логарифм от константы диссоциации, взятый со знаком минус [c.212]

Из выведенных общих уравнений вытекает основное положение, что диссоциация сильных в воде электролитов кислот, солей и оснований в неводных растворах подчиняется закону действия масс. Указанные схемы процессов и уравнения, связывающие константы отдельных равновесий с обычными константами диссоциации кислот и оснований, становятся теперь общепринятыми, [c.21]

Аналогичный результат получают, если в первоначальной стадии равновесия в качестве кислоты участвует ион водорода тогда Kz представляет собой константу диссоциации кислоты ВН+. Таким образом, реакцию относят к общему кислотному катализу, несмотря на то что ее можно рассматривать как неявный основной катализ. Для реакции необходимы и основание и кислота, и в водном растворе это условие обеспечивается автоматически. Хорошо известный пример, иллюстрирующий данное условие, содержится [c.64]

Биологические электролиты обычно слабые, иными словами, они мало диссоциированы. Константа диссоциации кислоты, т. е. константа равновесия К реакции НА Н+ + А равна [c.61]

Таким образом, при растворении в воде соли сильного основания и слабой кислоты раствор приобретает щелочную реакцию вследствие гидролиза. Чем меньше константа диссоциации кислоты, тем сильнее равновесие гидролиза соли этой кислоты смещено вправо. [c.109]

Используя этот подход, можно вычислить константы равновесия окислительно-восстановительных реакций, произведения растворимости, константы образования комплексных ионов и константы диссоциации кислот и оснований. Единственное, что для этого необходимо — зто представить соответствующую реакцию в виде суммы полуреакций. Если известны значения стандартных потенциалов, то расчет можно провести так же, как и в двух предыдущих примерах. Однако если необходимые стандартные потенциалы неизвестны, то можно составить гальванический элемент, пригодный для экспериментального определения констант равновесия. [c.290]

Ка — константа диссоциации кислоты Кс — константа равновесия, выраженная через мольную концентрацию [c.17]

Истинная константа диссоциации кислоты НА в соответствии с равновесием (145) равна [c.74]

В случае протолитических равновесий в окислительно-восстановительных системах возможно точное потенциометрическое определение близких по значению констант диссоциации кислоты [2, 295]. [c.94]

Равновесие этой реакции, устанавливаемое в узком интервале pH, можно охарактеризовать константой диссоциации кислоты ВН+ [c.67]

Фундаментальными исследованиями уксусного ангидрида как растворителя занималась Евстратова с сотр. [187—193]. Она сформулировала критерии, определяющие скачок потенциала при кислотно-основном титровании [194—196], разработала теоретические основы потенциометрического метода титрования, определила ионное произведение УА, исследовала кислотно-основное равновесие в УА, измерила константы диссоциации кислот и органических оснований в неводных растворах (и в том числе в УА). [c.56]

J — враи1ательное квантовое число /—вектор плотности потока диффузии, моль/см -с К—константа равновесия /<а-константа диссоциации кислоты, моль/л [c.4]

В кал дом случае предполагается, что активность воды постоянна и входит в константы диссоциации кислоты и основания Ка и Яь-В первом равновесии частица А является акцептором протона. Следовательно, по определению Бренстеда — Лоури, она является основанием, и ее называют сопряженным основанием кислоты НА. ПодоАно эгому, ВП" может отдавать протон, и ее называют сопряженной кислотой основания В. В первом равновес1ш НгО играет роль основания, так как она принимает протон от НА. а HjQ-.— сопряженная ему кислота. Во втором равновесии НгО играет роль кислоты, а ОН- — сопряженное ей основание. [c.405]

Из выведенных общих уравнений вытекает основное положение, что диссоциация сильных в воде электролитов кислот, солей и оснований в неводных растворах подчиняется закону действия масс. Указанные схемы процессов и уравнения, связывающие константы отдельных равновесий с обычными константами диссоциации кислот и оснований, становятся теперь общепринятыми, о чем свидетельствует ряд работ, появивщихся в советской и иностранной литературе. Уравнения и схемы равновесий других авторов Кольтгофа и Брукенштейна 4, 44, 45], Берга и Патерсона [46], Смита и Эллиота [47], Халбана [48], Корея (49], Садыка и Фуоса [50] и других, как показывает критический анализ их работ, являются частными случаями общей схемы равновесия, предложенной Н. А. Измайловым. [c.21]

Обычно величины констант диссоциации много меньше единицы, например константа диссоциации уксусной кислоты в воде при 25° С равна 0,0000176, что удобнее записать как 1,76 а еще лучше как 10" . При таком способе написания констант диссоциации кислот особенно удобно сопоставлять силу разных кислот, сравнивая показатели степени при 10. При этом, простоты ради, опускают знак минус у показателя степени. Взятый с положительным знаком отрицательный показатель (иначе говоря, десятичный логарифм) обозначается как р . В данном примере р = 4,75. Основность оснований мон но сравнивать, измеряя сопряженных кислот (например, в случае аммиака констайту диссоциации иона КЩ) или же константу равновесия [c.159]

Окислительно-восстановительный потенциал Стандартный окислительно-восстановител ь-ный потенциал Стандартный окислительно-восстановитель-ный потенциал при pH 7 Постоянная Фарадея Изменение свободной энергии Стандартное изменение свободной энергии- Стандартное изменение свободной энергии при pH 7 Константа скорости Константа равновесия Константа диссоциации кислоты -1ё Ка [c.8]

Вайн-Джонс22 показал, что при определении соотношения констант диссоциации кислот путем подбора кислоты-эталона основность растворителя элиминируется. Если Ао — кислота, применяемая как эталон при измерении силы кислоты А, то Котн. = Ка/Ка . Относительная константа диссоциации Котп. по существу является константой равновесия реакции [c.85]

Константы равновесия кислота—основание для двух сопряженных систем, участвующих в этой реакции, соответствуют первой и второй константам диссоциации кислоты Н2СО3 [c.321]

В электролите с высокой буферной емкостью величину pH, т. е. величину [Н" ], можно считать постоянной, так что в уравнение (2. 336) можно подставить к = к ек 1Н+]. Соответственно константа равновесия этой реакции К = к,/к = Лрек [Н+]//гдисс = = [Н+1/, к с Кн = [Н+] [А"]/[НА] — константой диссоциации кислоты. Тогда константу скорости диссоциации к = /Сдисс можно определить из уравнения (2. 356) [c.542]

Кислотно-основные взаимодействия. Исследованию кислотноосновного равновесия и определению констант диссоциации кислот и оснований в ацетонитриле посвящены многие работы Кольтгофа, Коутзи, Чантоони и др. [87, 97, 357—361]. [c.105]

Поэтому положительности (ф) и отрицательности (0) Дерика, величины которых обратно пропорциональны логарифмам констант диссоциации кислот и оснований в воде, а также факторы, отражающие влияние расположения заместителя на константу диссоциации соединения, лишь уточнили характер уже рассмотренной ранее в общих чертах связи между строением органических электролитов и их ионизацией [328, стр. 1182]. Однако в отличие от ряда своих предшественников Дерик не пытался использовать введенные им величины 0 и ф для количественной корреляции констант скоростей или констант равновесия других реакций [24, стр. 17] и не пробовал на основе полученного экспериментального материала сделать более широкие обобщения о природе взаимосвязи свойств органической молекулы (целого) и составляющих ее атомов (составных частей) (сравнить с [164]). [c.100]

Константы диссоциации кислот и оснований. Если приложить закон действия масс к равновесию между кислотой НА и растворителем 8, обладающим основнъши свойствами, т. е. к равновесию [c.419]