Равновесия кислот и оснований

Иногда вещества могут дать равновесие кислота — основание без участия других соединений, т. е. в гомогенном [c.139]

Нитруемые соединения не пассивны и участвуют в равновесии кислота — основание посредством присоединения протона или положительного иона. Скорость реакции нитрования, по этой причине, зависит не только от активности нитрующего агента, но и от строения нитруемого соединения чем больше последнее содержит групп, сообщающих ему основной характер, тем оно более реакционноспособно по отношению к кислоте (в данном случае нитрующему агенту). [c.142]

Если вместо кислот по Лаури—Бренстеду принять кислоты по теории Льюиса, то титрование ионов металла при помощи комплексообразующего реагента будет являться особым случаем равновесия кислота— основание. Нейтрализация по Льюису — это образование координационной ковалентной связи, например [c.297]

По протолитической теории способность данного соединения быть кислотой или основанием зависит от конкретных условий его существования. В одних условиях данное соединение может функционировать как донор протонов и быть кислотой, в других — как акцептор протонов, т. е. быть основанием. Если какая-то частица теряет свой протон, иными словами проявляет свойства кислоты, он неизбежно должен перейти к другой частице, которая будет, таким образом, играть роль основания. Поскольку эта реакция в той или иной мере обратима, остаток первой частицы, появившийся после потери протона, должен обладать некоторыми основными свойствами. (Эн способен возвратить себе протон от присоединившей его частицы, которая поэтому будет обладать известными кислотными свойствами. Так как в растворах не существует свободных протонов, в равновесии кислота — основание должны участвовать две пары взаимосвязанных кислот и оснований [c.83]

Следующим логическим шагом в нашем исследовании должно быть выяснение того, сколь хорошо эта теория может предвидеть влияние замены растворителя на любые явления, которые обычно связываются с проявлением 1 - и М-эффектов. Так как эти эффекты в отличие от эффектов поляризуемости не переменны во времени и так как проблемы кинетики реакций связаны, кроме того, с переменными во времени эффектами, то для решения поставленной нами задачи пригодны лишь равновесные явления. Среди этих последних наиболее удобными являются равновесия кислота — основание. [c.409]

Константа равновесия может быть определена так же, как и ранее, только на основе кривой титрования. При этом следует учитывать, что число групп, реагирующих с ионом водорода, вдвое превышает число участков, связывающих металл, и что каждый связанный ион металла лишает две группы возможности участвовать в равновесии кислота—основание т. е. если применяется уравнение (31-7) и л—число участков, реагирующих с металлом, то следует последний член уравнения умножить на 2. [c.652]

В некоторых случаях вещества могут дать равновесие кислота—основание без участия других соединений, т. е. в гомогенном состоянии или в индиферентном растворителе вещество одновременно может быть и акцептором и источником протонов (донором). Хорошо известным примером таких веществ является вода, которая может дать равновесную систему прп участии двух молекул воды [c.93]

Установлено [44], что спектры поглощения цис- и транс-Со еп)2 а20)1 в водных растворах быстро изменяются спектр равновесного раствора соответствует спектру смеси цис-транс-язомеров. Позднее [55] было обнаружено, что это измененпе происходит гораздо медленнее в кислых растворах, чем в водных этот результат говорит о том, что гидроксо-акво-комплекс Со(еп)2(Н20)ОН изомеризуется гораздо легче, чем диакво-комплекс. Например, растворенные в воде цис- и тракс-[Со(еп)2(Н20)ОН]Вг дают идентичные спектры (30 мин при комнатной температуре), в то время как в растворе в бромистоводородной кислоте (pH 1) спектры различны. Это довольно запутанная система равновесий кислота основание и цис стране [c.246]

Теория электролитической диссоциации позволила дать научное определение понятиям кислота , основание , буферная емкость раствора , создать теорию индикаторов, объяснить процессы ступенчатой диссоциации, гидролиза солей и т. д. Ниже рассмотрены некоторые примеры приложения это["1 теории к химическому равновесию в растворах. [c.38]

НА означает кислотную форму. Кислоты расположены в таком порядке, что в направлении сверху вниз сила кислот уменьшается. А -сопряженное кислоте основание сила оснований сверху вниз возрастает. Обший вид уравнения равновесия НАг Н" -ьА константа равновесия определяется выражением [c.220]

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]

Титрование кислот, оснований и ряда солей полностью основано на кислотно-основных равновесиях. Наряду с этим необходимо иметь в виду, что подробное изучение кислотно-основных свойств растворов, изменения кислотности в процессе нейтрализации, теория индикаторов и другие теоретические проблемы имеют значение не только для объемного анализа, но и для других важных областей науки. [c.291]

Можно легко показать, что константа равновесия К реакций между кислотой и основанием А1 + В2 < В1+Аз может быть получена из констант сопряженных пар кислота — основание [c.382]

Кислотно-основные свойства сопряженной пары кислота — основание могут проявиться только в присутствии другой сопряженной пары. Константа равновесия реакции [c.235]

Значение pH раствора связано с влиянием этой величины на положение кислотно-основных равновесий. Следует подчеркнуть, что кислотно-основные равновесия устанавливаются очень быстро, за ничтожные доли секунды, т, е. практически всегда имеем дело с установившимся равновесием (исключение составляют равновесия с участием псевдокислот, у которых происходит ионизация С—Н-связн, например в случае нитрометана). Для любой сопряженной пары кислота — основание именно концентрация ионов водорода определяет соотношение между количеством кислоты и основания, поскольку [c.238]

Согласно этой теории кислота — протонсодержащее вещество НА, являющееся донором своего протона основание — вещество Е, акцептирующее протон, отданный кислотой. В общем случае реагент-кислота НА и реагент-основание Е, а также продукт-основание А" и продукт-кислота НЕ конкурируют между собой за обладание протоном, что приводит обратимую кислотно-основную реакцию к состоянию протолитического равновесия. Поэтому в системе присутствуют четыре вещества двух сопряженных пар кислота — основание НА/А и НЕ /Е. Вещества, проявляющие кислотные или основные свойства, называют протолитами. [c.120]

Можно заметить, что величина константы равновесия Кд основания связана с величиной константы кислотности Ка сопряженной ему кислоты действительно, [c.237]

При более подробном анализе равновесий (9.14) и (9.15) с учетом коэффициента распределения можно получить количественные зависимости концентраций кислоты, основания, степени извлечения от концентрации ионов водорода, т. е. от pH среда. [c.253]

Константы равновесия кислота—основание для двух сопряженных систем, участвующих в этой реакции, соответствуют первой и второй константам диссоциации кислоты Н2СО3 [c.321]

При фенилировании дегидробензола в жидком аммиаке (стр. 63 и стр. 89) нуклеофильный субстрат В сталкивается с конкурентом — основным растворителем, который присутствует в большой концентрации. Результаты этой конкуренции находят свое отражение в относительных выходах продуктов арилирования АгВ и АгКНг или, менее надежно, в абсолютном выходе АгВ. Так, предпочтительно осуществляется второе и третье фенилирование аммиака в ди- и трифениламин поэтому реакция с субстратом В не останавливается на монофенилиро-вании, что усложняет рассмотрение. Более того, накоплению большого числа значений скоростей присоединения мешает отсутствие знания равновесия кислота — основание и, наконец, неизвестно, присоединяются ли к дегидробензолу аммиак или амид калия, или и тот и другой. Таким образом, имеющиеся малочисленные данные могут дать только качественную последовательность. Способность ВН-соединений действовать в качестве акцепторов дегидробензола уменьшается в рядах [c.101]

Предположим, что имеется п участков, реагирующих с металлом, и каждый из них состоит из двух групп, способных связывать ион Н . Для простоты можно предположить, что обе группы одинаковыкак это имеет место при реакции цинк—инсулин Пусть 0м=Ум/ —доля этих участков, занятых ионами металла То же количество кислотных групп лишается возможности участ вовать в равновесии кислота—основание. Оставшиеся группы принимавшие участие в этом равновесии, распределяются еле дующим образом [c.651]

Скорости установления равновесия с водой сильно отличаются для различных веществ так для СН2О она велика, а в случае ацетона мала. Однако скорости этих реакций очень чувствительны к катализу кислотами, основаниями и даже ионами металлов. (Превращение Н2СО3 и НСО" в СО2 — очень важный биохимический процесс, происходящий в легких под действием ферментов.) [c.489]

В водных растворах ионы металлов являются льюисовскими кислотами, а такие комплексные ионы, как Fe(N0)2 Сг(Н20)Г и А1К ", можно рассматривать как комплексы кислота — основание. Благодаря большой валентной оболочке атомов неметаллов, находящихся ниже второго ряда периодической таблицы элементов (3, Р, С1, Вг, I и т. д.), они могут проявлять свойства как кислот, так и оснований Льюиса. Ион 1 в реакции с ионами металлов (кислота Льюиса) может действовать как основание, давая весьма стабильные комплексы, такие, как ]ig(I) . С другой стороны, 1а может действовать как кислота в реакциях с донорами электронов, приводя к образованию комплексов с различной стабильностью. Равновесие к реакции I" - - 1а 1 в 0,1 М водном растворе сильно сдвинуто вправо (А рави = 140 л1молъ), АН° = — 4,0 ккал. [c.499]

Если В обозначает основание, равновесие описывается уравнением В + Н О ВН" + ОН", в котором ВН" представляет собой сопряженную основанию В кислоту. Основания расположены в таком порядае, что при движении сверху вниз сила оснований возрастает, а сила сопряженных им мслот, наоборот, умеиьшается. Выражение для константы равновесия имеет вид [c.223]

Тогда сила кислоты чистой воды равна рКа = 15,74 в разбавленном водном растворе это равновесие влечет за собой следующую зависимость между силой кислоты (АНилиВН" ) и силой сопряженного кислоте основания (A или В) [c.37]

Сопоставление различных схем и уравнений с нашей схемой и нашими уравнениями показывает, что предложенные схемы и уравнения являются частными случаями нашей общей схемы равновесия (с. 308), приложимой н диссоциации кислот, оснований и солей. Из сопоставления следует, что ряд исследователей (Хальбан и Литманович, Корей, Кольтгоф и Брукенштейн) не учли возможности образования продуктов присоединения неионного характера другие исследователи (Смит и Элиот, Берг и Петерсон) не учли возможности образования ионных пар. [c.313]