Константы диссоциации кислот и оснований в водных растворах

В табл. 5-3 указаны константы ионизации ряда кислот в водных растворах там же приведены оценки для сильных кислот, маскируемые растворителем в водном растворе. Диссоциация протонированного растворителя Н3О на гидратированные протоны и HjO представляет собой просто миграцию протонов от одних молекул воды к другим и должна характеризоваться константой равновесия = 1,00. Если в качестве растворителя используется аммиак, все кислоты, сопряженные основания которых слабее, чем NHj, вследствие выравнивающего действия растворителя окажутся полностью ионизованными сильными кислотами. Таким образом, как фтористоводородная, так и уксусная кислоты в жидком аммиаке являются сильными кислотами. [c.217]

Катионы сильных оснований N3+, a +, Ва + и анионы сильных кислот С1, 505 не принимают участия в этих реакциях, поскольку не могут образовать с ионами воды и ОН малодиссоциированных соединений. Таким образом, водные растворы уксуснокислых солей (ацетатов), образованных сильными основаниями, имеют щелочную реакцию, а растворы аммониевых солей сильных кис лот — кислую реакцию. В случае ацетата аммония и катион, и анион принимают участие в реакции гидролиза, однако раствор сохраняет нейтральную реакцию, так как образующиеся уксусная кислота и гидроксид аммония — электролиты равной силы (с. 127), В других случаях, например при гидролизе NH4 N, для определе ния характера раствора необходимо сопоставить константы диссоциации слабого основания и слабой кислоты, образующихся при гидролизе соли. [c.130]

Зная Ка, можно найти термодинамическую константу диссоциации уксусной кислоты в водном растворе /Сд, сн-соон- Эту константу можно определить на основании опытных данных. [c.475]

Эти соображения имеют общий характер, и, следовательно, для решения вопроса о том, какую реакцию будет иметь водный раствор гидросоли, образованной сильным основанием и двухосновной слабой кислотой, следует сопоставить константу гидролиза гидросоли и вторую константу диссоциации кислоты. [c.135]

В этом случае pH водных растворов солей больше, равен или меньше 7, т. е. реакция раствора кислая, если константа диссоциации кислоты больше константы диссоциации основания, или щелочная, если константа диссоциации основания больше константы диссоциации кислоты, или нейтральная, если сила кислоты и сила основания одинаковы. [c.114]

Х-2-18. Константа диссоциации миндальной кислоты в водном растворе при 25°С 4,29-10 константа диссоциации п-анизидина (основание) 5,13-10 . Раствор приготовлен добавлением 0,040 моля миндальной кислоты и 0,060 моля п-анизидина к 1000 г воды при 25° С. (Только одна фаза присутствует при равновесии.) а) Определите ионную силу раствора. Используя полученный результат и уравнение Дебая — Хюккеля, найдите коэффициент активности каждого иона в растворе, б) Составьте уравнения, решения которых дадут моляльность каждой химической частицы [c.118]

Вместе с тем, применяя к растворению уксусной кислоты уравнение (15.2) и законы равновесия, можно определить из экспериментальных данных для этой реакции константу равновесия, которая даст много полезных сведений об этом процессе. Уксусная кислота представляет собой типичную слабую кислоту, диссоциирующую в водных растворах всего на 1%. Применение понятия о константе равновесия целесообразно и ко многим другим слабым кислотам. Аналогичный подход используется и при рассмотрении диссоциации слабых оснований. Однако такой подход мало пригоден для сильных кислот и сильных оснований, водные растворы которых настолько диссоциированы на ионы, что это затрудняет рассмотрение их растворения как равновесного процесса. [c.265]

Большинство веществ, образующих кислые водные растворы, относится к числу слабых кислот. Степень диссоциации кислоты в водной среде можно охарактеризовать константой равновесия реакции диссоциации. Обозначим произвольную кислоту через НХ (или ХН), где X соответствует формуле сопряженного основания, которое остается после отщепления от кислоты протона. Тогда можно записать равновесие диссоциации [c.81]

Фосфин РНз изучен наиболее подробно. Молекулы фосфина представляют собой пирамиды с углом Н—Р—Н, равным 93,7 . Фосфин в чистом виде самопроизвольно не воспла.меняется, но часто загорается в присутствии следов Р.2Н4 или Р4. Фосфин легко окисляется воздухом и может образовывать взрывчатые смеси. Фосфин крайне ядовитое вещество. Эти свойства являются причиной его практической непригодности. В отличие от аммиака он не ассоциирован в жидком состоянии и только умеренно растворим в воде. Измерения pH водных растворов фосфина показывают, что растворы не проявляют ни основного, ни кислотного характера константа диссоциации кислоты и константа диссоциации основания [c.346]

Недавно описано [9а] титрование слабым основанием в безводной среде. Катализатор, суспендированный в бензоле, титровался н-бутиламином с п-диметиламиноазобензолом в качестве индикатора. Этот индикатор не окрашивает чистый силикагель или чистую окись алюминия. В этой же системе подвергался титрованию в водном растворе ряд твердых кислот известной силы. Оказалось, что этот метод пригоден для кислот, константа диссоциации которых в водных растворах составляет 1 10 или больше. Результаты таких титрований рассматриваются ниже в связи с вопросом о соотношении кислотности и каталитической активности. [c.195]

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]

Как уже указывалось, в разбавленных водных растворах молекулы кислот отдают протоны воде в различной степени, зависящей от силы кислоты, так что в разбавленных растворах сильных кислот эффективной частицей является ион гидроксония Н3О+. Кислотность , или тенденция таких растворов отдавать протон какому-либо основанию, измеряется как концентрация иона гидроксония, и обычно ее рассматривают как pH раствора. Рассчитать или измерить концентрацию иона гидроксония в таких разбавленных растворах не очень трудно, однако в случае более концентрированных растворов возникают большие трудности величины, рассчитанные из констант диссоциации кислоты и измеренные часто по электродвижущим силам соответствующих концентрационных элементов, представляют собой активности-, способы же расчета концентрации иона гидроксония из активности не известны, за исключением расчета для разбавленного раствора. Трудности определения и измерения pH в концентрированных растворах были достаточно четко выявлены Бейтсом [38]. [c.72]

Имеется и другой путь преодоления этого затруднения растворить сухой остаток алкалоида в спирте и титровать полученный раствор непосредственно кислотой. Как было отмечено (стр. 157), спирт понижает константы диссоциации слабого основания и индикатора, а также и произведение ионов воды. Большинство алкалоидов, которые можно очень четко оттитровать в водных растворах (при помощи метилкрасного), нельзя точно определить в 50%-ном спирте это особенно относится к 0,01 н. растворам. Для пояснения приведем следующий пример. [c.162]

КОНСТАНТЫ ДИССОЦИАЦИИ КИСЛОТ и ОСНОВАНИИ В ВОДНЫХ РАСТВОРАХ [c.232]

Величина называется константой диссоцнацни основания по аналогии с константой диссоциации кислоты К , описывающей свойства слабых кислот. В табл. 15.5 указаны названия, структуры и значения К , ряда слабых оснований в водных растворах. Бо.лее подробная таблица с аналогичными данными содержится в приложении Д. Обратим внимание на то обстоятельство, что все основания перечисленные в табл. 15.5, принадлежат к двум разным типам азотсодержащие соединения и анионы. Большинство слабых оснований, с которыми нам предстоит встречаться в данном курсе химии, относится именно к этим двум типам. Отметим также, что все приведенные в таблице основания содержат неподеленные пары электронов. С их помощью образуется химическая связь с протоном Н при взаимодействии с ним основания. [c.90]

Сила кислот и оснований чаще всего характеризуется величинами р/С=—lg д и рЛ с = —1 л дис,с. При этом согласно условному делению сильные кислоты в водных растворах имеют р/( меньше нуля, слабые кислоты — больше нуля. Часто константы диссоциации кислот называются константами кислотности и обозначаются Ка (соответственно для оснований константы основности Кь)- [c.12]

Светопоглощение германиевых гетерополикислот в водных растворах и в органических растворителях практически одинаково. На основании этого делается не совсем оправданный вывод об отсутствии заметной диссоциации кислот в водных растворах. Также на основе абсорбционнометрических исследований рассчитано, что в водном растворе формула германомолибденовой кислоты — Н4[0е(М0з0ю)4Ь Н20, константа нестойкости 1,3-10" (pH = 2,4), т. е. кислота более устойчива, чем другие окрашенные гетерополикислоты, содержащие молибден [611]. [c.210]

Так как кислота Н О является самым сильным донором протонов, а следовательно, и самой сильной кислотой в водном растворе, то сопряженное с ней основание Н О является самым слабым основанием. Поэтому основания, константа основной диссоциации которых меньше 1,80-10 , не подвергаются диссоциации в воде. Их основная диссоциация невозможна, так как протоны легче будут присоединяться к молекулам растворителя, концентрация которого значительно выше концентрации растворенного вещества. [c.36]

При помощи лакмуса и других индикаторов, р/С которых близко к 7, можно легко установить, что далеко не все средние соли дают растворы, имеющие точно нейтральную реакцию. Специальные исследования показали, что нейтральную реакцию имеют только растворы солей, образованных сильными кислотами и сильными основаниями. Для всех солей, образованных сильными основаниями и слабыми кислотами, pH водного раствора больше 7, т. е. растворы их имеют щелочную реакцию. Наоборот, водные растворы солей, образованных слабыми основаниями и сильными кислотами, показывают кислую реакцию, т. е. имеют pH меньше 7. Средние соли, образованные слабой кислотой и слабым основанием, дают точно нейтральные растворы только в том случае, если константы диссоциации соответствующих кислот и оснований очень близки по величине. Во всех остальных случаях pH отличается от 7. [c.81]

Рассмотрим влияние неводных растворителей на точность титрования. Точность определения кислот (или оснований) зависит в первую очередь от их способности к электролитической диссоциации. Сильные кислоты титруются с очень незначительной погрешностью. Выше было показано, что погрешность определения слабых кислот возрастает с уменьшением их констант диссоциации. Так, погрешность определения концентрации сильной хлороводородной кислоты в водном растворе ничтожна, при титровании уксусной кислоты (рЛ[ = 4,8) она увеличивается до 0,1%, а слабую борную кислоту рК = 9,2) вое1бще нельзя определить с удовлетворительной точнсрстью — ошибка доходит до 10—12 %. При переходе от более сильных кислот (СНзСООН) к более слабым (НВОа) возрастают константы основности сопряжешых оснований в соответствии с зависимостью [c.127]

Мочевина — очень слабое основание. Водные растворы ее имеют нейтральную реакцию. Константа диссоциации К =1,5-10- . При образовании солей с кислотами мочевина ведет себя как монооснование. Твердая мочевина довольно устойчива при обычной температуре и атмосферном давлении. При температуре плавления в условиях атмосферного давления мочевина разлагается на аммиак, биурет, циануровую кислоту, аммелит и триурет. При температуре плавления в условиях вакуума мочевина сублимируется без изменения. [c.59]

Хлорапил представляет собой эквимолекулярную смесь Сб(ОН)2С14 и СвС1402. С помощью этого вещества можно измерять кислотность очень кислых растворов. В воде потенциал хлоранилового электрода против каломельного равен 0,418 В. Конант и Хелл для своей цели приняли, что потенциал хлоранилового электрода против каломельного равен не 0,418, а 0,566. Они считали, что разница на 0,148 В соответствует фазовому потенциалу, который возникает на границе уксусной кислоты и водного раствора, и изменению нормального потенциала хлоранилового электрода. Но это предположение произвольно. Эта разница очень плохо оправдана. Конант и Хелл приняли ее на том основании, что в результате введения поправки константа диссоциации пиридина в уксусной кислоте равна константе диссоциации уксусной кислоты в воде. Равенство констант принято ими па основании изучения электропроводности растворов. Одпако это предположение сомнительно, [c.412]

Большая часть сведений об электролитической диссоциации на ионы в водных растворах относится к основаниям и кислотам. Мы рассмотрим диссоциацию кислот (табл. 3.8). Первоначальные данные по константам диссоциации кислот, полученные электрометрическим и кондуктометрическим методами, обычно выражали эмпирическими соотношениями между К и различными функциями температуры. Хотя с помощью таких формул можно довольно точно описать экспериментальные данные (особенно, если К проходит через максимум или минимум в интервале температуры, при котором проводились измерения), ясно, что они не могут непосредственно привести к теоретическим обобщениям. Питцер и Мелвин-Хьюз [55, 69] независимо друг от друга и исходя из различных предпосылок, на основании анализа получоппых к тому времени данных, предложили выражать результаты подобных измерений в виде уравнения [c.64]

За последнее время в объемном анализе расширяется применение смешанных растворителей. Еще в 1935 г. К. Фишер предложил метод иодометрического определения воды путем титрования анализируемого образца в среде метилового спирта СН3ОН. Этот метод приобрел за последнее время большое распространение. Установлено, что добавление ацетона или спирта к раствору, в котором производится титрование методом осаждения, понижает растворимость осадков. Таким образом, титрование в смешанном растворителе позволяет полнее осадить вещество и более точно установить точку конца титрования. Применение смешанных растворителей оказалось весьма важным в методах нейтрализации или протолиза, в этом случае константы диссоциации кислот и оснований оказываются значительно меньшими, чем в водной среде. Например, какую-нибудь аммонийную соль в водном растворе нельзя точно оттитровать гидроокисью натрия или калия. Это зависит от того, что вблизи точки эквивалентности диссоциация NH4OH довольно велика. Однако, если проводить титрование в смешанном растворителе, содержащем только 10% воды и 90% этилового спирта, и подобрать соответствующий индикатор, то аммонийную соль можно точно оттитровать едкой щелочью. Нужно помнить, что константа диссоциации индикатора изменяется в этих условиях. Поэтому изменяется и гЛэложение интервала изменения окраски индикатора. [c.416]

В разбавленных водных растворах различных электролитов влияние растворителя остается довольно постоянным. Поэтому можно пользоваться элементарными представлениями о диссоциации, как это обычно принято, хотя необходимо иметь в виду ус-лов гость некоторых обозначений (ионы Н+ и др.). Необходимо также иметь в виду, что величина констант диссоциации кислот и оснований относится к разбавленным водным растг.орам. [c.292]

Потенциометрическое титрование можно применять в неводных средахЭтот вид титрования особенно важен для анализа лакокрасочных композиций, большинство которых не растворяется в воде. Природа растворителя влияет на величину константы диссоциации кислот и оснований. Варьируя состав растворителя, можно создать благоприятные условия для раздельного титрования компонентов таких смесей, которые в водной среде не могут быть оттитрованы раздельно. [c.68]

Весьма интересно влияние давления на ионное равновесие водных растворов электролитов. Исследования, выполненные при 25°С и при давлениях до 300 МПа, показали, что константы диссоциации целого ряда органических кислот в водных растворах возрастают при увеличении давления от атмосферного до 300 МПа в среднем в 3,5 раза, а для некоторых оснований (например, КН40Н) в 12...14 раз. Отсюда видно, что диссоциация исследованных соединений сопровождается уменьшением объема. Причиной этого является гидратация (в общем случае сольватация) образующихся ионов в гид-ратной (сольватной) оболочке, окружающей ион, молекулы растворителя расположены более плотно (электрический заряд на ионе), чем в объеме растворителя. Исследования показали, что уменьшение объема при диссоциации большинства кислот составляет 10...12 см /моль При более высоких давлениях константа диссоциации возрастает весьма сильно константа диссоциации ЫН40Н прн 45 °С увеличивается при росте давления от атмосферного до 1200 МПа более чем в 500 раз. Отсюда можно заключить, как возрастает химическая активность данного соединения в условиях высокого давления. В качестве еще одного примера возрастания степени диссоциации слабых электролитов с повышением давления можно привести данные, согласно которым константа диссоциации пиперидина в метиловом спирте при 45 С возрастает в 1000 раз при увеличении давления с атмосферного до 1200 МПа. [c.116]

Дулова В. И. и Вострилова Н. В. Спектрофотометрическое определение констант диссоциации кислот и оснований и констант перехода индикаторов в растворах. Докл. АН УзССР, 1948, № 12, с. 14—17. Резюме на узбек, яз. Библ. с. 17. Сообщ. о науч. работах членов Всес. хим. об-ва им. Менделеева, 1949, вып. 1, с. 15—17. [Реферат доклада]. 679 Жуков И. И. Примепеиие сурьмяных электродов к дифференциальному титрованию в водных и спиртовых растворах. ЖРФХО, [c.29]

В этом с.пучае pH водных растворов солей будет больше, равно или меньше 7, т. е. реакция раствора будет кислая, если константа диссоциации кислоты больше константы диссоциации основания, или щелочная, если константа диссоциации основания больше константы диссоциации кислоты, или нейтральная, если константы диссоциаций кислоты и основания, образуемых в результате гидролиза, примерно равны. Так как в примере /<, ( = 1,86 10 а /Сосн= 1 >79-Ш , т.е. их силы почти одинаковы, то раствор соли СНзСООЫН,, несмотря на большре значение /г, будет практически нейтральным. [c.184]

Применение смешанных растворителей оказалось весьма важным в методах нейтрализации, или протолиза. В этом случае константы диссоциации кислот и оснований обычно значительно больше, чем в водной среде. Например, какую-нибудь аммонийную соль в водном растворе нельзя точно оттитровать раствором гидроокиси натрия или калия, так как диссоциация NH4OH мала. Однако при титровании в смешашюм растворителе, содержащем только 0% воды и 90% этилового спирта, в присутствии индикатора аммонийную соль можно точно оттитровать едкой щелочью. Константа диссоциации увеличивается в этих условиях. Поэтому интервал скачка титрования становится большим. [c.326]

Еще в прошлом веке довольно широкое применение нашли кинетические методы определения концентрации ионов водорода и гидроксила в водных растворах. Скорость очень многих реакций зависит от pH раствора, однако наиболее широко использовались реакции инверсии тростникового сахара , омыления сложных эфиров , разложения диазоуксусного эфира , деполимеризации диацетонового спирта и триоксиметилена нейтрали-, зации нитрометана и взаимодействия между галогенидами и галогенатами . С помощью этих реакций можно определять константы диссоциации кислот и оснований, константы гидролиза и константы устойчивости разнообразных гидроксокомплексов. [c.94]