Константа кислотно-основной пары

Для каждой сопряженной кислотно-основной пары значения константы кислотности и константы основности связаны соотношением [c.245]

Нет никаких причин, по которым нельзя было бы описывать эту реакцию при помощи константы кислотно-основного равновесия, как это сделано для кислот в табл. 5-3. Согласно теории Бренстеда-Лаури, ион аммония NH4 представляет собой сопряженную кислоту основания NH3. Совсем не обязательно, чтобы в кислотно-основной паре нейтральной была именно кислота, а основание несло на себе электрический заряд, как это имеет место в парах НС1/С1 и H N/ N . Ион NH можно отнести к кислотам, точно так же как НС1 или H N, и хотя эта кислота слабее, чем НС1, но она оказывается сильнее, чем H N. Таким образом, реакцию аммиака с протоном можно рассматривать как диссоциацию кислоты [c.221]

Соотношение между Ка и Къ Для сопряженных кислотно-основных пар. Существует количественное соотношение между константой равновесия Ка) для реакции переноса протона между водой и кислотой по Бренстеду — Лоури и константы равновесия Кь) для реакции переноса протона между водой и сопряженным с той же кислотой основанием. Например, для уксусной кислоты и сопряженного с ней основания — ацетат-иона соответствующие равновесия будут иметь следующий вид [c.104]

Нужно заметить, что pH при гидролизе соли слабой кислоты и слабого основания зависит только от величин констант и относящихся к двум кислотно-основным парам, а не от начальной концентрации соли. Если произведение констант больше 10 , то раствор будет кислым, в противоположном случае — щелочным. [c.248]

Таблица 6 Константы кислотности кислотно-основных пар [499]

Константы кислотности кислотно-основных пар. [c.68]

Для упрощения вычислений вместо констант Ка и Кь часто используют их логарифмы с обратным знаком (р/(). рК важнейших кислотно-основных пар приведены в табл. В.5, причем все данные относятся к стандартному растворителю — воде. [c.379]

Эти константы можно выразить в зависимости от констант и К двух кислотно-основных пар. Пусть [c.247]

Это очень важное соотношение констант диссоциации сопряженных кислотно-основных пар можно представить и в следующем виде [c.282]

КОНСТАНТЫ КИСЛОТНОСТИ КИСЛОТНО-ОСНОВНЫХ ПАР в ВОДНОМ РАСТВОРЕ ПРИ 298,15 К [4, 5, 19, 20] [c.222]

Кислоты можно определить как доноры протонов, а основания-как акцепторы протонов. Сопряженная кислотно-основная пара состоит из донора протона НА и соответствующего ему акцептора протона А . Способность кислоты НА отдавать свой протон характеризуется ее константой диссоциации [c.103]

Способность любой сопряженной кислотно-основной пары обратимо отдавать протон характеризуется константой [c.512]

Величина /сд — константа данной кислотно-основной пары. Чем она больше, тем больше величина [Н3О+], тем сильнее кислота. И наоборот, чем меньше Ка, тем сильнее основание данной пары. [c.16]

Если К и К2,— константы этих двух кислотно-основных пар, то [c.18]

В табл. 1 приведены константы кислотности кислотно-основных пар. [c.27]

Соотношение между константами диссоциации для сопряженной кислотно-основной пары. Рассмотрим выражения для констант дне- [c.42]

Это соотношение справедливо для всех сопряженных кислотно-основных пар. В большинстве таблиц констант диссоциации приведены константы либо кислоты, либо сопряженного основания, так как одну из них легко вычислить по величине другой по уравнению (3-11). [c.43]

Константа равновесия сопряженной кислотно-основной пары Н1п+ НзО Н3О++ In- [c.164]

Метод применим к определению констант диссоциации кислоты или основания любой кислотно-основной пары. Необходимо только, чтобы а) и кислота, и основание были растворимы, б) их спектры существенно отличались, в) в растворе не происходили никакие побочные реакции и г) значение рКа находилось в интервале [c.184]

МОЖНО наблюдать реакции кислот и оснований с растворителем и необходимо исследовать раствор, содержащий две кислотно-основные пары с введением иногда третьей, функционирующей в качестве индикатора. Простое поведение этих систем, однако, является скорее исключением, чем правилом, и тому есть несколько причин. Расчет с помощью электростатической модели [21], поскольку в него заложены низкие диэлектрические постоянные (обычно в районе е = 2—6), предсказывает, что константы диссоциации ионных пар будут равны 10 или меньше. Существует также много теоретических и экспериментальных доказательств того, что такие ионные пары ассоциируют (за исключением максимально разбавленных растворов) в очень большие агрегаты [30]. Карбоновые кислоты, которые часто используют, сильно ди-меризованы в этих растворителях, и степень их димеризации зачастую неизвестна. Наконец, в настоящее время известно, что амины, обычно применяемые в качестве оснований, могут образовывать несколько типов комплексов с карбоновыми кислотами и фенолами. Термодинамические и спектральные исследования показали, что, помимо ионных пар типа ВН+А и ВН+(АНА)- (которые отчасти обязаны свой стабильностью водородной связи между катионом и анионом) во многих системах образуются прочные Н-связанные комплексы без переноса протона, т. е. комплексы В---НА [31]. Преобладающий тип связи определяется природой кислот и осно ваний, а также характером растворителя. В инфракрасных спектрах [32] некоторых систем обнаружена широкая полоса поглощения, что позволяет высказать предположение о быстрой осцилляции протона между двумя состояниями. Подобные широкие полосы поглощения наблюдают в спектрах водных растворов кислот и щелочей (см. гл. 2). [c.84]

Реакция (б), в результате которой образуется продукт X, не включает стадии кислотно-основного взаимодействия, хотя-может протекать с участием некоторых других реагентов присутствующих в растворе. Для простоты будем полагать,, что реакция (б) необратима либо искусственно сделана необратимой вследствие удаления продукта X по мере его образования. Если принять, что концентрация кислотно-основных пар Аг—Б ходе данной реакции поддерживается постоянной, то первую стадию можно охарактеризовать двумя константами скорости первого порядка 1 и М-г, величины которых будут зависеть от концентраций кислот и оснований, присутствующих в системе. Константу 1 можно представить в виде Й1=Ел1[В1], где Л1 —характеристическая константа скорости переноса протона к различным основаниям, к-1 связана с Ь через /Сзн — стандартную константу диссоциации субстрата. Рассматривая гипотетическое равновесие между 5Н и 5 , можно записать, что [c.168]

Полагая, что концентрация кислотно-основных пар, присутствующих в растворе, остается постоянной в ходе реакции, соответствующий кинетический анализ можно провести, как и ранее, в терминах трех констант первого порядка [c.171]

Для оснований нет необходимости устанавливать шкалу основности, для этого достаточно знать константу кислотности Ка сопряженных кислот, т. е. пар ВН+/В или АН/А относительно кислотно-основной пары Н3О+/Н2О. В случае оснований [c.161]

Основное кислотно-основное равновесие А В-ЬН+ формально очень похоже на окислительно-восстановительную реакцию Я Ох + е. И в том и в другом случае реализуемые на практике процессы получают как комбинацию двух кислотно-основных или редокс-систем. Следовательно, представляет интерес указать на главные различия между обоими упомянутыми классами явлений. Прежде всего отметим, что равновесие между двумя кислотно-основными парами почти всегда устанавливается быстро, в то время как две редокс-системы часто реагируют очень медленно. Далее, вода и аналогичные растворители обратимо участвуют в кислотно-основных реакциях, однако обычно являются индифферентными растворителями для редокс-систем (в том случае, если они не окисляются или не восстанавливаются необратимо). По этой причине силу кислот и оснований всегда определяют, рассматривая равновесие со стандартной кислотно-основной парой, обычно с растворителем, тогда как редокс-системы характеризуют потенциалом относительно стандартного электрода. Стандартные окислительно-восстановительные потенциалы, конечно, тесно связаны с константами равновесия. Например, если окислительно-восстановительный потенциал системы К—Ох измеряют по отношению к стандартному водородйому электроду, величина потенциала определяется равенством РЕ = кТ пК, где К — константа равновесия процесса К + + HзO+ч Ox- /гИг + НгО. В общем случае, однако, термодинамику таких реакций нельзя исследовать непосредственно кроме того, соответствующие константы равновесия изменяются в пределах 50—60 порядков. Для характеристики кислотно-основных равновесий, вообще говоря, можно было бы использовать редокс-потенциал на том основании, что потенциал водородного электрода в растворе, содержащем кислотноосновную пару А—В, определяется константой равновесия процесса А- -е В + /гНг. Если окислительно-восстановитель-ный потенциал данной системы измерять относительно стандартного водородного электрода, соответствующую э. д. с. можно непосредственно связать с константой равновесия реакции А-)-Н20ч=ьВ + Нз0+. Значения констант равновесия [c.57]

Сопоставляя значения условных констант устойчивости кислот и сопряженных им оснований, заметим, что для любой из рассмотренных кислотно-основных пар + 12 к а- = —lgк = 13,88 - 4,95 - 2,62 = 6,31. [c.59]

Константа К представляет собой отношение силы кислот А1 и Аг или силы оснований В1 и Вг. В принципе нельзя определить абсолютную силу кислоты или основания, можно лишь измерить силу кислоты или основания относительно какой-либо стандартной пары Ао—Во. Обычно в качестве стандартной кислотно-основной пары используется растворитель. В водных растворах возможно существование двух пар Н20-Н+—Н2О или Н2О—ОН . Тогда относительная сила кислоты НА в водном растворе равна термодинамической константе диссоциации [c.12]

АН и А , так же как В и ВН , как указывалось ранее, являются сопряженными кислотно-основными парами. Между силой кислоты (АН или ВН + ) и сопряженного с ней основания А или В существует следующая зависимость чем слабее кислота, тем больше сила сопряженного с ней основания, и наоборот. Основания часто оценивают константой кислотности соответствующей сопряженной кислоты К[ ., чем больше pKfi -. тем сильнее основание. [c.100]

Эксперименты Эйгена [74] устанавливают верхний предел скорости реакций, протекающих по механизму общего кислотноосновного катализа. Например, из табл. 1-5 следует, что скорость процессов общего основного катализа с участием имид-азола и воды (реакций, имеющих больщое значение при физиологических значениях pH) не может превыщать величину 2,5-10 се/с . Очевидно, такой же предел характерен н для ферментативных реакций, включающих аналогичные каталитические стадии. Следует иметь в виду, что, хотя скорость переноса протона возрастает при переходе к основным катализаторам с большим значением рк а (таки.м, как фенолят-ион и ион аммония), увеличение р/(а приводит к снижению концентрации каталитически активного свободного основания при нейтральных pH, в результате чего наблюдается общее снижение скорости реакции. Следовательно, имидазол остается наиболее эффективным обобщенным основанием в физиологической области pH. Были измерены также константы скоростей переноса протона между органическими кислотно-основными парами [74], которые [c.45]

А2]/[А]][В2] равна отношению гипотетических констант Н+]/[А1] и [Вг] [Н+]/[Аг]. Ее численное значение будет, следовательно, определять отношение силы кислот А1 и Аг или отношение силы сопряженных оснований Ва и Вь Поскольку оба отношения равны между собой, нет необходимости рассматривать силу кислот и оснований по отдельности. Поэтому стало общепринятым характеризовать свойства произвольной кислотно-основной пары А—В с помощью силы кислоты А. Так, мы говорим о кислотности уксусной кислоты для пары СН3СООН—СН3СОО-, а не об основности ацетат-иона, и о кислотности иона аммония для пары ЫН —МНз, а не об основности аммиака. [c.38]

Приведенные примеры легко обобщить. Пусть кислота А кислотно-основной пары А—В обладает о-протонами, способными к диссоциации, которые связаны одинаково прочно, а основание В—эквивалентными местами, к которым может присоединиться протон. Тогда каталитическая константа кислоты А связана с наблюдаемой константой диосоциации соотношением [c.237]