Кислоты, водородные, сила таблица

Нормальные потенциалы, определяющие положение элементов в ряду напряжений, установлены еще не для всех металлов главной подгруппы II группы при помощи непосредственных измерений. В табл. 46, кроме измеренных нормальных потенциалов, приведены значения, вычисленные Макишима ХМак1зЫта, ср. стр. 182). Из данных таблицы видно, что элементы главной подгруппы II группы по силе своего электроположительного характера значительно приближаются к щелочным металлам. Последовательность нормальных потенциалов здесь та же, что и последовательность потенциалов ионизации. Эффект гидратации ионов, оказывающий в ряду щелочных металлов сильное влияние на величины их нормальных потенциалов, в ряду щелочноземельных металлов отступает на второй план. Это связано с тем, то разности между теплотами гидратации и энергиями ионизации (см. табл. 46) в группе щелочноземельных металлов значительно больше, чем в группе щелочных металлов. В обеих группах теплоты гидратации ионов меньше, чем энергии ионизации, и значительно меньше, чем сумма последних и теплот сублимации. Металлы обеих групп вытесняют водород из воды и кислот и в соответствии с этим обнаруживают отрицательный потенциал по отнощению к водородному электроду. Причина этого заключается не в стремлении указанных металлов перейти в раствор в виде положительных ионов , как это часто полагают, а в стремлении ионов водорода к разрядке с образованием молекулы Нг, т. е. свободная энергия реакции (1) [c.265]

Силу окислителей и восстановителей можно условно оценить количественно с помощью электрохимических методов, обозначив в виде так называемых нормальных окислительно-восстановительных потенциалов (Ео). Эти потенциалы выражают в вольтах, причем их значения находят экспериментально, условно принимая за нуль потенциал нормального водородного электрода, т. е. потенциал равновесной системы, содержащей 2 н. раствор серной кислоты, насыщенный при 25° газообразным водородом. Нормальные потенциалы других систем возрастают от нуля как по мере увеличения окислительной активности данной системы, так и по мере увеличения ее восстановительной активности. Но эти значения принимают различный знак. Чаще всего для всех систем, которые являются окислителями по отношению к системе водорода, ставят знак плюс , а для всех систем, которые являются восстановителями по отношению к системе водорода, — знак минус . Значения этих потенциалов приведены в таблице на стр. 268. Каждая система, стоящая в ней выше, является окислителем по отношению к системе, стоящей ниже, независимо от абсолютного значения и знака потенциала и, наоборот, каждая система, стоящая ниже, является восстанови- [c.82]

ПО комплексам кислот различного типа (ОН, NH, ЗН и СН) с триэтиламином. Хотя их значения рКа лежат в довольно узких пределах, эти кислоты представляют собой доноры протона весьма различной силы энергии водородной связи с фиксированным акцептором протона — диметилсульфоксидом (см. табл. 3) варьируют в пределах 1 —10 ккал моль, т. е. пробегают практически весь диапазон, характерный для этого вида межмолекулярных взаимодействий. Поскольку скорости перехода протона в комплексах указанных кислот с триэтиламином попадают в интервал времен, измеримых методом динамического ЯМР при различных температурах, они не могут непосредственно сравниваться друг с другом. Поэтому в таблице приведены значения температуры, при которой мономолеку-лярпая константа скорости равна 10 сев 1. Видно, что с ростом энергии водородной связи в таутомерном комплексе скорость перехода протона резко возрастает и энергия активации падает. [c.249]

У водородных кислот сила кислоты увеличивается с молекулярным весом. Так, сила кислот HgO, HgS, HaSe, Н Те возрастает в том же порядке. Галоидоводородные кислоты НС1, НВг, HI являются сильными кислотами и могут рассматриваться как полностью диссоциированные в воде, за исключением HF, являющейся слабой кислотой. Это соотношение в силе кислот является выражением того факта, что химические силы обычно уменьшаются при возрастании размера атома или иона. Легче отщепить водород от большого иона, чем от маленького з. При рассмотрении периодической таблицы элементов можно убедиться, что сила этих кислот убывает с уменьшением электроотрицательности элементов. Электроотрицательный элемент оттягивает электроны к себе тогда вероятность того, что эти электроны окажутся поделенными с водородом, уменьшается, и он в этом случае более легко переходит в ионное состояние. Однако у водородных кислот электроотрицательность отрицательного элемента не всегда имеет значение. [c.421]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология