Диссоциация воды и шкала

Значение pH, равное 7, отвечает нейтральному раствору лишь при 25° С. Прп использовании шкалы )Н следует иметь в виду, что константа диссоциации воды Кш очень сильно зависит от температуры, увеличиваясь почти в сто раз в интервале от 20 до 100° С [c.39]

Диссоциация воды и шкала pH [c.75]

Для определения pH растворов перечисленных солей в стакан емкостью 50 мл налейте приблизительно 40 мл раствора исследуемой соли. Прежде чем измерять pH, электроды прибора 2—3 раза сполосните дистиллированной водой. После этого переключатель рН-метра установите в положение pH 1—14. По этой шкале найдите ориентировочное значение pH раствора. Затем перейдите на более чувствительный диапазон измерений. Определите и запишите точное значение pH. Зная исходную концентрацию растворов исследуемых солей, константы диссоциации гидроксидов, образующих эти соли, легко рассчитать теоретическое значение водородного показателя для каждой соли. [c.64]

При отрицательном приращении энтальпии Я (экзо-термичности процесса) условие выполняется автоматически, если энтропия S при этом не уменьшается, поскольку температура Г в шкале Кельвина имеет только положительное значение и она в любом случае оказывается больше отрицательного значения отношения АН/AS. Однако и отрицательное изменение энтропии не исключено при растворении полярных полимеров в полярных растворителях (воде). Как было показано выше, диссоциация ионогенных групп молекулярной цепи делает ее более жесткой — увеличивает персистентную длину 1р участков цепи. Соответственно этому уменьшается число эффективных свободно-сочлененных звеньев N= L/lp в цепи с контурной длиной L, а с ним — и конфигурационная энтропия полимера St kN в растворе по сравнению с энтропией в монолитном состоянии, в таком случае отношение АН AS положительно и представляет собой некоторую критическую температуру. Растворение становится, согласно уравнению (3.16.33а), возможным только при увеличении температуры до величины большей, чем критическая. В ряде случаев такая температура недостижима из-за ограниченной термостойкости полимера или растворителя, и поэтому полимер оказывается нерастворимым. [c.737]

С повышением температуры раствора увеличиваются концентрационные константы равновесия реакции диссоциации, например ионное произведение воды (25 С — Kw = = 1,00-10- 100 °С-/С 1 =55,00-10- ), при этом сужается естественная шкала кислотности воды, и если нейтральная среда при 25 °С характеризуется [Н + ] = [ОН ] =10 , то при 100 С [Н + ] = [ОН-] =7,41-10-". Это приводит к уменьшению диапазона pH кривых титрования и уменьшению скачка титрования (рис. 13.14, 13.15). [c.227]

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]

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]

Через сг обозначены константы, характеризующие переменный заместитель X им может быть только мета- и пара-замещен-ный фенил. В качестве стандартного заместителя (а 0) избран незамещенный фепил. Константа серии р характеризует рассматриваемый процесс или свойство. В качестве стандартного процесса (р = 1) для калибровки шкалы а-постоянных избрана диссоциация карбоновых кислот в воде при 25 °С. Следовательно, численные значения ст получаются исходя из определения [c.50]

Повторяя эту операцию и применяя все более основные индикаторы, мы можем расширить шкалу кислотности до все более кислых растворителей, например до смесей со все большим отношением серной кислоты и воды. Соответствующий подбор органических индикаторов позволяет расширить шкалы кислотности Гаммета до значения Яд около 13. Это значение функции кислотности Гаммета достигают в растворах, не только не содержащих воду, но содержащих достаточно большой избыток SO3. В этих условиях в результате диссоциации серной кислоты в растворе образуется такой очень сильный донор протонов, как H SO . На рис. 3-16 показаны кривая зависимости функции кислотности Гаммета ffg от концентрации серной кислоты и кривая зависимости значения lg[H30+] от этой концентрации максимального значения кривая достигает в растюре с концентрацией около 10 М. [c.160]

Здесь г+ и г — заряды катиона и аниона (в единицах элементарного заряда) / — ионная сила раствора в молярной шкале концентраций /г — число гидратации электролита, т.е. число молей воды, связанных в гидратных оболочках ионов одним молем электролита V — число ионов, образующихся при диссоциации одной молекулы электролита а — активность воды в растворе т — моляльная концентрация электролита. [c.59]

Параметр а в уравнении Гаммета отражает влияние мета- или пара-замещенного фенила на величину константы равновесия реакции диссоциации карбоновых кислот в воде при 25 °С, выбранной в качестве стандартной (р = 1). Калибровка шкалы о, в которой стандартным заместителем (а = 0) избран незамещенный фенил, производится по формуле [c.42]

Согласно теории электролитической диссоциации Аррениуса — Оствальда (1887), химическое соединение может рассматриваться как кислота или основание только тогда, когда при диссоциации в водной среде оно образует соответственно ионы водорода или гидроксил-ионы. При этом нейтрализация представляет собой взаимодействие кислоты и основания , приводящее к образованию воды и соли. Из теории Аррениуса следует, что основным признаком взаимодействия Н-кислоты с ОН-основанием служит образование дополнительной молекулы воды и твердой или растворенной в воде соли. Следовательно, при взаимодействии кислоты и основания образуется вода Н ОН = HgO. Это уравнение лежит в основе понятия нейтральности и служит для построения шкалы значений pH, определяющих кислотность или щелочность среды. [c.10]

Временная шкала первичных процессов приведена в табл. 9.1 и сходна с аналогичной шкалой для воды. Тем не менее следует подчеркнуть некоторые различия. Например, в результате ионных реакций, которые включают нейтрализацию, диссоциацию [c.262]

Ричи и Ушолд [61 установили электрометрическую шкалу pH в диметилфсульфоксиде по разбавленным растворам моногидрата толуолсульфокислоты, для которого при концентрациях 10 —10 М э. д. с. линейно зависит от логарифма концентрации кислоты с наклоном 0,059, характерным для сильных кислот. Предполагалось, что вода значительно менее основна, чем растворитель, так что наблюдаемая картина относится к поведению сильной кислоты, а не соли оксония. При титровании разнообразных слабых кислот в 0,001 М концентрации цезиевой солью диметилсульфоксида (СНзЗОСН Сй) зависимость э.д.с. от gxl —x), где х—оттитрованная доля, линейна и имеет наклон 0,059. Это указывает на то, что электрод функционирует правильно, а осложнения, вызванные неполной диссоциацией цезиевой соли или гомосопряжением, несущественны. Эти электрометрически найденные р приведены в табл. 9.8. [c.395]

Присоединение бензольного кольца к алкильной группе значительно облегчает кислотную диссоциацию, соседней С з-Н-связи и обеспечивает тем самым повышенные кислотные свойства соответствующего углеводорода. Для примера ниже сравниваются значения рК ряда углеводородов (табл. 10.2). Значения рК слабых кислот, какими в общем являются углеводороды, измеряют в специальных условиях с применением сверхсильных оснований, а затем пересчитывают полученные значения, приводя их к шкале, в которой вода служит стандартным растворителем. [c.470]

В сообщении о результатах тщательного изучения второй ступени диссоциации фосфорной кислоты в воде и в растворах, содержащих 10 и 20 вес. % метанола с помощью гальванического элемента без переноса, составленного из водородного и хлорсеребряного электродов, Эндер, Телчик и Шефер [30] высказали мнение, что активность ионов водорода является общей мерой кислотности. Однако они не предложили способа ее оценки в неводных и смешанных среда . Аналогичного вида гальванический элемент был применен Парксом, Крокфордом и Найтом [31] для определения величины раН цитратных и фосфатных буферных растворов в водно-метанольном растворителе, содержащем 10 и 20 вес. % метанола. Величина раН была определена как отрицательный логарифм активности ионов водорода (молярная шкала). Коэффициент активности ионов водорода принимает значение, равное 1, при бесконечном разбавлении в каждом из смешанных растворителей. Поэтому рйН = —lg( H-si/H) (где коэффициент активности у выражен в шкале молярности с). [c.196]

В качестве стандартного заместителя избран СНз. Стандартный процесс (отношение констант скоростей для щелочного и кислотного гидролиза сложных эфиров R OOR с переменным заместителем R), использованный Тафтом для установления первоначальной шкалы величин а, неудобен с практической точки зрения. Вследствие этого позже предложено использовать в этих целях константы диссоциации карбоновых кислот в воде при 25 °С [37, с. 562 74]. [c.51]

Чтобы установить сравнительную меру кислотности растворов сильных кислот или определить силу очень слабых оснований, Гаммет [43, 85] выражал кислотность через степень ионизации ряда индикаторов, являющихся слабыми органическими основаниями. Для установления шкалы кислотности он выбрал группу индикаторов, имеющих одинаковый зарядовый тип и близких по молекулярной структуре, а именно нитроанилины, м- и и-Нитроанилины, выбранные в качестве эталонных оснований, являются достаточно сильными, так что термодинамические константы диссоциации их сопряженных кислот ВН+ в воде могут быть измерены. Величиньл р/(а этих двух эталонных оснований составляют 2,50 и 0,99. Соотношение [В]/[ВН+] для этих индикаторов можно измерить вполне надежно в пределах 100-кратного изменения кислотности. Для /г-нитроанилина это соответствует как разбавленным водным растворам сильной кислоты, так и растворам, содержащим до 15% сильной кислоты. В более кислых растворах соотношение [В]/[ВН+] слишком мало и не может быть измерено с достаточной точностью Более слабое основание о-нитроанилин (р/Со = = —0,29) можно применить в том же интервале кислотности, что и л-нитроанилин, а также в растворах более сильных кислот и тоже в пределах 100-кратного изменения кислотности. Интервал кислотности 4-хлор-2-нитроанилина рКа = —1,03) перекрывает интервал о-нитроанилина, и его можно применять с растворами еще более сильных кислот. Выбраны 16 индикаторов из группы нитроанилинов, полностью соответствующие широкому интервалу pH, вплоть до кислотности, равной 100%-ной серной кислоте, и превосходящие эту кислотность. [c.108]

Иногда при неполном растворении указанное количество щелочи приходится несколько увеличивать, однако при этом надо следить за тем, чтобы индикатор не показал щелочной окраски. После нейтрализации содержимое ступки количественно переносят в литровую колбу, доводят дистиллированной водой до метки и фильтруют. К стандартной шкале и к испытуемым лробам воды должен прибавляться индикатор одной и той же порции пои-готовления и при ломощи одной и той же капельницы. При употреблении рекомендуемых иногда спиртовых растворов индикаторов Кларка н Лебса в малобуферных водах возможна значительная ошибка в кислую сторону вследствие кислотной природы индикаторов. В особенности большое значение это имеет три определении кислых болотных вод с ничтожной буфер ностью, так как в этом случае константа диссоциации применяемого индикатора (бромкрезоловый пурпуровый pH=6,3) уже превышает первую константу диссоциации углекислоты. [c.44]

Из приведенных данных видно, что с ростом температуры /Снао существенно увеличивается, т. е. возрастает диссоциация молекул воды на ионы. При 25 С Л н20 Ю следовательно, при этой температуре концентрации ионов гидроксония и гидроксид-ионов в чистой воде, а также в любом водном растворе электролита, имеющем нейтральную реакцию, равны 10 кмоль/м . Концентрацию ионов гидроксония, по предложению Зоренсена, также принято вырал ать в логарифмической шкале, обозначая логарифм активности (концентрации) нонов гидроксония, взятый со знаком минус, символом pH. Таким образом, при но+ [c.68]

Кроме указанных неверных утверждений о методологических основах и несуществующих скрытых целях нашей работы Б. И. Степанов приводит возражения по существу ее выполнения и выводов, с которыми также нельзя согласиться. Опровергаемая нами для данного случая схема превращения по ионизационному механизму им совершенно неправильно понята, хотя в нашей статье (и в ней же цитированной более подробной предыдущей работе [41) вопрос ясно изложен. Речь идет не о кислотной диссоциации с образованием свободного водородного (или оксониевого) иона, а о протолитической реакции обратимого переноса протона между двумя молекулами. Поэтому константа электролитической диссоциации толуола в эфире не может служить критерием возможности или скорости такого переноса. В той же шкале константы электролитической диссоциации флюорена и ксантена равны 10——10 28 д,1.о де мешает им обменивать водород на дейтерий в связях С—Н по ионизационному механизму. Неверно и то, что представление о кислотных функциях толуола противоречит всем представлениям органической химии замещение в нем метильного водорода металлами хорошо известно. Столь же неосновательно утверждение Б. И. Степанова, что мы не могли заметить обмена, так как при малых величинах равновесной концентрации дейтерия и константы электролитической диссоциации обмен должен был бы дать ощутимые результаты лишь через промежутки времени, в колоссальное число раз превышающие возможности экспериментатора. Мы не знаем, на каких вычислениях основаны эти соображения (если на величине константы кислотной диссоциации толуола, то они неверны, см. выше), но они во всяком случае не имеют ничего общего с реальным химическим мышлением. Действительно, чисто формально можно допускать, что любая не подтверждаемая опытом реакция все же идет неизмеримо медленно, но ни один химик не станет искать в ней причину превращений, наблюдаемых в рамках времени, отвечающих обычным лабораторным условиям. В то же время мы нашли, что обмен не достигает 0,5% от равновесного за время до 68 ч при температуре до 168° С, тогда как нитрование в несравненно более мягких условиях (за 2 ч при 15° С) дает 8% фенилнит-рометана [51. Сопоставление этих данных ясно показывает, что реакция нитрования толуола в боковой группе не может идти через стадию таутомерного превращения по ионизационному или какому-либо иному механизму из тех, которые дают возможность для обмена с водой. Здесь же нужно отметить, что возражение Б. И. Степанова о недоказательности наших опытов из-за недостаточной точности изотопного анализа основано на элементарной ошибке. Мы указываем, что полный обмен каждого атома водорода должен был дать повышение плотности воды от сожжения на 260 у, т. е. всего на 1300—1560 у, так как в случае таутомеризации в обмене участвуют пять или шесть таких атомов (метильные, орто- и, возможно, пара-). Мы же нашли в восьми опытах — [c.169]

Ддя проверки применимости испытуемой общей шкалы б -констант для корреляции эффектов заместителей в некоторых других реакционных сериях проведена обработка величин log к диссоциации спиртов (хон) и тиолов (XSH) в воде при 2%°, карбоновых кислот в ЛМСО идайАпри 25° и реакции дегидратахдаи гидратов кетонов (вода, 25°) согласно уравнению (8). [c.113]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология