Хлорная кислота равновесие

Поскольку в водных растворах вода присутствует в большом избытке, любая кислота, сопряженное основание которой слабее, чем HjO (т.е. имеет меньшее сродство к протону, чем HjO), должна быть почти полностью ионизована. По этой причине невозможно установить различие между силой таких кислот, как НС1 и H IO4 (хлорная кислота) в водных растворах. Обе эти кислоты в водном растворе полностью диссоциированы и поэтому являются сильными кислотами. Однако в растворителях, обладающих меньшим сродством к протону, чем вода, можно установить различия между НС1 и H IO4. Если в качестве растворителя используется диэтиловый эфир, хлорная кислота по-прежнему обладает свойствами сильной кислоты, но НС1 ионизуется лишь частично и, следовательно, оказывается слабой кислотой. Диэтиловый эфир не так сильно сольвати-рует протон, как вода (рис. 5-4). (Сольватация-это обобщение понятия гидратации, применяемое к любым, в том числе неводным растворителям.) Положение равновесия в реакции [c.217]

Если к хлорной воде прибавлять щелочь, то вследствие нейтрализации хлорноватистой и соляной кислот равновесие в системе [c.488]

Через В обозначают основание (подобно ВОН в воде), подчеркивая этим тот факт, что основанием может быть соединение, не содержащее гидроксил-иона. Уравнение (11.38) показывает, что константа равновесия реакции, протекающей при титровании основания хлорной кислотой в среде спирта, определяется отношением константы диссоциации основания и ионного произведения растворителя. [c.198]

Аналогично, константу равновесия реакции при титровании оснований хлорной кислотой В-(-СНзСООН " ВН++ СНзСООН можно выразить уравнением [c.199]

Наши опыты показали, что металлический свинец количественно восстанавливает ион висмута в перхлоратном растворе при комнатной температуре в короткое время. В то я е время металлический висмут не вытесняет свинце из подкисленного хлорной кислотой раствора перхлората свинца. На основании этих опытов можно сделать вывод о том,, что равновесие [c.287]

Первая стадия быстрая и представляет собой кислотно-основное равновесие, вторая стадия по предположению является лимитирующей, третья стадия также является быстрой и представляет собой обратную реакцию второй стадии. По аналогичным механизмам протекают реакции с участием ионов угольной, азотистой и хлорной кислот. В этом случае для скорости обмена справедлива закономерность, отмеченная выше в п. 3, что, вероятно, обусловлено увеличением электронной плотности на связи О—X с ростом степени окисления X и затрудненностью разрыва этой связи. Н+ оттягивает электроны от атома О и снижает электронную плотность на связи О—X, способствуя ее разрыву. Более детальное обсуждение полученных результатов затрудняется отсутствием данных по энергиям различных связей X—О в ионах кислородсодержащих кислот. [c.171]

В литературе имеются указания на то, что в безводном ацетонитриле и водородный, и хлорсеребряный электроды дают неправильные результаты, однако стеклянный электрод позволяет получить ценные сведения . Хлорная кислота, по-видимому, является единственной из всех неорганических кислот, которая полностью диссоциирует в ацетонитриле [50]. Другие кислоты относятся к относительно слабым (кажущиеся константы диссоциации соляной и азотной кислот имеют порядок 10 ). Вероятно, начальное равновесие диссоциации описывается уравнением 2НА Н+- -АНА-. К сожалению, растворы кислот в ацетонитриле не стабильны. Этот факт не получил удовлетворительного объяснения. Нестойкость растворов кислот приводит к уменьшению во времени концентрации ионов водорода [51]. [c.199]

Для изучения равновесий реакций комплексообразования были выбраны условия, при которых цирконий и гафний существуют в растворе в виде мономерных негидролизованных ионов Zr и НГ . Это выполняется при концентрации элемента меньше 5-10 М и высокой концентрации ионов водорода — 2 М. В качестве электролита, поддерживающего высокую кислотность, использовали хлорную кислоту. [c.294]

Если сравнить характер кислотно-основного титрования в ледяной уксусной кислоте и в воде, то можно заметить, что в первом случае наблюдаются некоторые специфические особен-ности з. Мы здесь рассмотрим некоторые равновесия, возникающие при титровании слабого основания В хлорной кислотой, полагая сначала, что наблюдения за изменением кислотности производятся с помощью измерений потенциала электрода, а в другом случае — с помощью индикатора. [c.93]

Пробу чистого металлического ванадия массы 5,10 г обработали 500 мл 0,500 М раствора V0I. Определите, в какой форме существует ванадий в состоянии равновесия и рассчитайте концентрации этих форм. Допустим, что раствор изолирован от воздуха для предотвращения побочного окисления соответствующих ионов ванадия, что концентрация раствора составляет 1,00 Р по хлорной кислоте и что любой реакцией между ионом водорода и ионами ванадия можно пренебречь. [c.312]

Комплексы легко растворимы в бензоле и экстрагируются преиму щественно т 2 М раствора хлорной кислоты. Найдены коэ( ици-енты распределения циркония и гафния при экстракции их из 2 М раствора хлорной кислоты растворами теноилтрифторацетона а бензоле [5211. При этой кислотности константы равновесия для экстрагирования циркония и гафния соответственно составляют [c.88]

Было найдено, что подходящим альтернативным титрантом служит 0,1 н. раствор хлорной кислоты в диоксане. Влияния равновесия, как для раствора хлорной кислоты в смеси уксусного ангидрида и уксусной кислоты, здесь не наблюдается. Увеличение разбавления уксусного ангидрида значительными количествами диоксана сказывается лишь на понижении чувствительности из-за уменьшения диэлектрической постоянной раствора, с таким титрантом при потенциометрическом определении получаются хменее воспроизводимые результаты. [c.153]

Таким образом, равновесие (1) в безводной хлорной кислоте довольно сильно смещено в сторону кислоты. Концентрация ангидрида и моногидрата невелика — менее 2 мол. %. Однако даже эта небольшая концентрация ангидрида сильно сказывается на некоторых химических свойствах хлорной кислоты. [c.24]

Приведенное выше равновесие, доказанное для жидкой кислоты, не препятствует кристаллизации безводной хлорной кислоты. [c.55]

В процессе титрования оснований в растворе устанавливается несколько равновесий между растворенными частицами, растворителем и продуктами реакции. Например, при титровании амина НЫНг в безводной уксусной кислоте уксуснокислым раствором хлорной кислоты протекают следующие реакции [c.219]

Хотя НС1О4 является самой сильной из известных кислот, наличие недиссоциированных молекул в ее растворах установлено несколькими методами. Как видно из рис. УП-Ю, заметным оно становится лишь в достаточно крепких растворах. Для константы равновесия НС1О4 Н -Ь С1О4 получено значение К = 38. По другим данным, хлорная кислота ионизирована в растворах еще значительнее, чем то показано на рис. УП-Ю. [c.264]

В настоящей работе нами определена устойчивость (по величине рЯ Б.+ для равновесия в хлорной кислоте ROH + Н+ R" -Ь Н2О) ряда ферро-цепилметильпых соединений (1—IX) и проанализировано влияние заместителей в свободном пятичлеппом кольце молекулы ферроцена на устойчивость -ферроценплкарбониевых ионов. Полученные данные приведены в таблице. [c.55]

Диаграмма равновесия пар—жидкость для системы хлорная кислота—вода при концентрациях от О до состава азеотропной смеси (72.4% НСЮ ) построена Уиком . Он сообщил также данные о температурах кипения (при 18 мм рт. ст.) растворов, содержащих 30—100 мол. % H 10J. [c.27]

Смит и Эллиот , применяя в качестве индикаторов а-нафтол-бензоил и о-нитроанилин, вычислили функцию кислотности Гаммета для разбавленных растворов ряда сильных кислот в ледяной уксусной кислоте. Используя данные Колыгофа и Уил-мэна по электропроводности, они подсчитали, что константа диссоциации хлорной кислоты в растворе ледяной уксусной кислоты составляет 9-10 . Это было интерпретировано как результат диссоциации ионной пары. При добавлении к раствору воды устанавливается равновесие [c.32]

Предполагают, что катализаторы влияют только на скорость реакции. Однако в некоторых случаях при обратимой гомогенной реакции (реакция этерификации) равновесные концентрации компонентов, вероятно, изменяются с изменением концентрации катализатора. Так, Тримбль и Pичapд oн установили, что кажущаяся константа равновесия реакции между этиловым спиртом и уксусной кислотой при 30 °С возрастает в 4 раза при увеличении концентрации хлорной кислоты от нуля до 25 мол. %, но объяснить это явление они не смогли. Джонс и Лапорт , ранее отметившие каталитическое влияние соляной кислоты на эту реакцию, предположили, что оно может быть вызвано гидратацией соляной кислоты, в результате которой изменяется активная концентрация или степень ассоциации молекул воды. Безусловно, аналогичное объяснение может быть справедливо и для кажущегося сдвига равновесия, замеченного в присутствии хлорной кислоты. [c.159]

Кейли и Хьюм показали, однако, что в случае простого титрования, когда титрант имеет одинаковую с титруемым раствором температуру и изменение температуры происходит только в результате химической реакции, начальный участок кривой тигроваиия можио экстраполировать и получать, таким образом, скорректированную величину АТ для эквивалентной точки реакции. Использование способа определения АТ по величине первоначального наклона кривой особенно удобно, потому что он характеризует теплоемкость начальной системы, в которой ведется измерение. Закругление кривой у конечной точки титроваиия, вызванное незавершенностью реакции, при этом не влияет на результат определения величины теплового эффекта реакции. Ошибка, связанная с различием температур титранта, находящегося в запасном резервуаре, и титруемого раствора является минимальной, так как реагент в конце бюретки находится в термическом равновесии с титруемым раствором. Величина теплоты реакции между ацетатом натрия и хлорной кислотой в ледяной уксусной кислоте, полученная Кейли и Хьюмом, хорошо согласуется с ранее опубликованными данными. [c.134]

В последнее время появились работы по кислотно-основному взаимодействию в среде ацетонитрила, трет-бутилового спирта, диметилсульфоксида и ряда других растворителей. Кислотно-основное равновесие в ацетонитриле исследовали Кольтгоф, Брукен-штейн и Шантони [91—95]. Было найдено, что в среде ацетонитрила хлорная кислота диссоциирована полностью, в то время как другие сильные в воде кислоты являются слабыми электролитами (р/Сл = 5—9). Серная, азотная, хлористоводородная и бромистоводородная кислоты диссоциируют согласно уравнению [c.29]

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]

Гидратация ненасыщенных соединений, например обратимая гидратация кротоновой кислоты в jS-окси-масляную кислоту в 1,06-2,06 N растворе хлорной кислоты реак-дия первого порядка константа равновесия 5,0 при 90° и 3,4 при 111° энергия активации гидратации 38,0 ккал, дегидратации 48,1 ккал теплота реакции 10,1 ккал 2742 [c.123]

Точка зрения Бренстеда существенно изменила наши взгля. ды на природу кислот, оснований и солей и на реакции вза-имодейстЕия между ними. На основании теории Бренстеда можно охватить с единой точки зрения все явления, наблюдающиеся в растворах кислот и оснований. Необходимо с новой точки зрения рассмотреть типичные кислотно-основные равновесия и создать новую номенклатуру. На необходимость такой номенклатуры указал Клагес. Он приводит ряд примеров, которые показывают, какие осложнения вызывает отсутствие такой номенклатуры. Например, ониевые соли, в частности гидроксониевые соли в воде, с одной стороны, мы рассматриваем как диссоциированные кислоты, с другой стороны, по аналогии с аммониевыми солями, как соли. Одно и то же вещество, например, уксусную кислоту в растворе хлорной кислоты следует рассматривать как основание, в воде — как кислоту. В связи с этим Клагес предлагает рассматривать соли, которые образуют катионы состава (р-ль + Н) как кислоты, а соли, которые образуют анионы состава (р-ль — -Н), — как основания. Старые и новые понятия — кислота и основание — не совпадают. Кислоты по терминологии Бренстеда являются по Клагесу свободными формами кислот . Старые понятия кислот и оснований относятся к продуктам их взаимодействия с растворителем. По Бренстеду все реакции, в которых участвуют кислоты или основания, представляют реакции двойного протолитического равновесия, поэтому необходима их классификация и сопоставление со старой номен- [c.510]

Значения реальных потенциалов пар Ре — Ре и — Сг , найденные из кривых потенциометрического титрования, приведены в табл. 32 (см. стр. 313). Потенциал бихромата, как и следовало ожидать, обычно увеличивается с увеличением кислотности. Однако изменения, связанные с природой кислоты, в настоящее время не могут быть объяснены. Так, потенциал бихромата в 0,1 М растворе хлорной кислоты настолько мал, что скачок потенциала едва различим Необходимо дальнейшее изучение этого вопроса, особенно в связи с исследованиями окисных пленок на инертной поверхности электрода. С практической точки зрения следует подчеркнуть, что скорость достижения электродного равновесия, особенно вблизи конечной точки или после нее, уменьшается с разбавлением. Тем не менее сама по себе реакция протекает количественно и достаточно быстро даже при предельном разбавлении. Нам удалось определить 1 мг хрома в 100 мл раствора ( 10 Л1 бихромат) с точностью порядка 1%, применяя амперометрический метод об-наружения конечной точки, описанный Кольтгофом и Меем [c.485]

Это наводит на мысль, что безводная серная кислота предм ставляет собою, возможно, сильно забуференную систему, в которой сдвиг равновесия под влиянием хлорной кислоты происходит весьма медленно и заметным образом может сказаться только при большом избытке хлорной кислоты. [c.65]

Рис. 119, Спектры комбинационного рассеяния безводной фосфорной кислоты, водного раствора (ионы [СЮ4] ) хлорной кислоты, безводной хлорной кислоты и эквимоляряой смеси обеих безводных кислот (соединение [Р(0Н)4][С104] в равновесии со свободными кислотами).

В этой книге сделана попытка обобщить по возможности весь экспериментальный материал, относящийся к химии безводной хлорной кислоты. Отчасти книга носит справочный характер, особенно глава о физических свойствах и термодинамических функциях хлорной кислоты. Некоторые вопросы химии хлорной кислоты подробно обсуждаю гея ипервь е. В частности, это относится к термическому разложению, методам синтеза и природе равновесия в безводной кислоте. [c.3]

Было даже высказано мнение, что бозводпая хлорная кислота вообще не кристаллизуется как индивидуальное соединение [4]. Вследствие существования в безводной жидкой кислоте равновесия [c.54]

Моногидрат в свою очередь частично диссоциирует с образованием безводной кислоты, чем, вероятно, и объясняется появление дыма над дигидратом во влажном воздухе. Таким образом, растворы хлорной кислоты близкие по составу дигидрату, представляют собой сложную систему, содержаидую одновременно в равновесии несколько гидратных форм. [c.60]

В системе хлорная кислота — вода обнаружен один азеотроп с температурой кипения при атмосферном давлении 203°С и составом, близким дигидрату (72,4 вес.% НСЮ4) [2]. Растворы кислоты с концентрацией ниже 72,4% НСЮ4 находятся в равновесии с паром, более бедным кислотой, чем жидкость. Пар под растворами выше 72,4%-ной НСЮ4 приближается по составу к безводной хлорной кислоте (см. рис. 1 и 12). [c.60]

Причиной оводнеиия образующейся соли является уже известное равновесие в безводной хлорной кислоте [c.66]