Кислотно-основные системы

РАВНОВЕСИЕ В МНОГОКОМПОНЕНТНЫХ КИСЛОТНО ОСНОВНЫХ СИСТЕМАХ [c.50]

Наконец, существует еще одна важная аналогия между кислотами и основаниями — с одной стороны, и окислителями и восста-иовителями —с другой. Так, в случае кислотно-основных реакций для того, чтобы какое-нибудь соединение проявляло кислотное свойство, необходимо присутствие в растворе основания, обладающего большим сродством к протону, чем основание, образуемое из кислоты, отдающей протон. Подобным же образом и в окислительно-восстановительных реакциях электроны не могут существовать растворе в свободном состоянии, для того чтобы какой-нибудь восстановитель проявлял свои свойства, необходимо присутствие окислителя, имеющего ббльщее сродство к электронам, чем окислитель,— продукт окисления данного восстановителя. Следовательно, точно так же, как в кислотно-основных системах, следует говорить не об отдельном окислителе или восстановителе, а об окислительно-вос-становительных системах, компонентами в которых являются окисленная и восстановленная формы одного и того же соединения. [c.344]

Для ТОГО чтобы В -приведенных схемах реакция протекала слева направо, необходимо, чтобы Bo i был более сильным восстановителем, чем образованная из Ок2 его сопряженная форма Bo j., и А] была бы более сильной кислотой, чем получаемая вследствие реакции кислота Аг, являющаяся сопряженной формой основания Вг. Согласно всему сказанному Oki/Bo i, Окг/Восг, Ai/Bi, А2/В2 являются соответственно окислительно-восстановительными и кислотно-основными системами. Отсюда в соответствии с приведенными ранее примерами следует говорить об окислительно-восстановительных системах, или парах Fe V Fe +, I2/ I-, u +/ u и т. д. [c.344]

ПРИМЕР ПРОСТОЙ КИСЛОТНО-ОСНОВНОЙ СИСТЕМЫ [c.166]

Логарифмическая диаграмма дает значения равновесных концентраций всех компонентов кислотно-основной системы в зависимости от pH. [c.124]

Таким образом, данная кислотно-основная система обладает наибольшим буферным действием при условии равенства концентраций кислоты и соли или, соответственно, основания и соли. При изменении соотношений Сосн/Сс или Сс/Ск буферная емкость уменьшается. Если при этом pH раствора выходит за пределы значения 1 (или рЛ с(в> 1), буферная емкость [c.604]

Кислотно-основные системы играют важную роль в биологических реакциях, и надо уметь оценить с помощью соответствующей количественной шкалы как кислотность (или основность) растворов, так и относительную силу кислот и оснований. Показатели рК и pH используются как раз для. этой цели. [c.149]

Кислотно-основное взаимодействие у лигнина подчиняется теории ЖМКО (теории жестких и мягких кислот и оснований) в органической химии. Лигнин при таком подходе рассматривается как сложная кислотно-основная система, а протекающие реакции как кислотно-основные взаимодействия жестких и мягких кислот и оснований. В этом взаимодействии особенно важны уровни энергии так называемых граничных орбиталей кислот и оснований. У оснований - это высшая заполненная молекулярная орбиталь (ВЗМО), содержащая передаваемую пару электронов, у кислот -это низшая свободная молекулярная орбиталь (НСМО), предоставляемая для взаимодействия. Жесткие основания и кислоты имеют малую поляризуемость и низкие энергии граничных орбиталей, тогда как мягкие основания и кислоты имеют высокую поляризуемость и высокие энергии граничных орбиталей. К жестким основаниям относят анионы НО", КО, КСОО", а также молекулы Н2О, КОН, ЫНз, ЫН2-МН2 и т.п., к мягким основаниям относят, например, анионы Н8", К8 , ЗзО]", карбанионы, молекулы непредельных и ароматических соединений. Мягкость оснований в определенной степени отражает их нуклеофильность. К жестким кислотам относят протон, катионы щелочных металлов и т.п., к мягким - катионы ряда переходных металлов, хиноны, [c.442]

Перенос протона в кислотно-основных системах описываете схемой [c.31]

Кривые кислотно-основного титрования позволяют проследить за качественными и количественными изменениями титруемого раствора, подобрать условия определения конкретного вещества и выбрать наиболее подходящий индикатор для фиксирования точки эквивалентности ТЭ. Эти кривые представляют собой зависимость pH раствора от объема добавляемого титранта. Для оценки кислотно-основного равновесия иногда строят логарифмические рН-диаграммы, для чего по оси абсцисс откладывают значения pH, а в области отрицательных значений оси ординат — значения десятичных логарифмов концентраций (рис. 13.1). По логарифмическим диаграммам можно определить равновесные концентрации всех компонентов кислотно-основной Системы в зависимости от pH. [c.208]

Анализ в неводных средах с помощью термометрического титрования можно проводить на таких же приборах, как и анализ в водных растворах. Метод может быть применен к анализу любого вещества, которое ведет себя как кислота или как основание в соответствующем растворителе. В качестве растворителей могут быть использованы органическая жидкость или любая другая неводная жидкая система, включая расплавленные соли. Метод ие ограничивается только кислотно-основными системами изучена возможность применения окислительно-восстановительных титрований и титрований с осаждением нерастворимого соединения. [c.95]

КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ СИСТЕМЫ [c.97]

Г. Кислотно-основные системы [c.528]

Если свойство раствора зависит только от отношения Са/ в в кислотно-основной системе [c.35]

Проблема регулирования pH отличается от регулирования температуры или концентрации . Во-первых, величина pH является логарифмической функцией концентрации. Во-вторых, буферная емкость кислотно-основной системы может расти от нуля до своего максимального значения и снова снизиться до нуля в интервале 2 ед. pH. Поэтому регулирование pH не является линейным. Для достижения адекватного регулирования изменений pH приходится применять способ пропорционально-возвратного действия. [c.369]

В отличие от аммиака, этилендиамин способен присоединить два иона водорода это несколько усложняет расчет кривой образования для систем этилендиаминовых комплексов на основании измерения только водородных ионов. Как принято в химии комплексных соединений, обозначим этилендиамин через еп и две его кислотные формы через епН+ и епН . Две ступенчатые константы кислотной диссоциации обозначим через епн, епн соответственно. Кроме того, введем следующие величины для кислотно-основной системы этилендиамина [c.209]

Следует заметить, что мы ничего не сказали о заряде кислоты А, которая может находиться в виде нейтральной молекулы НА или катиона ВН+, как, например, ион аммония. Кислота не может быть анионом НА , так как такой анион является также и слабым основанием, тогда речь уже будет идти о двух кислотно-основных системах (помимо воды). Классическое уравнение гидролиза катиона слабого основания [c.43]

Для выяснения количественного влияния растворителя рассмотрим реакцию (4-22) между растворителями 81 и Зг и одной и той же кислотно-основной системой (А, В). Активности различных частиц в двух растворителях будем обозначать через (да)1, (йа)2 и т. д., примем обычные условия стандартного состояния, а именно по мере приближения концентрации к нулю активность частиц каждого вида становится приблизительно равной концентрации, а активность каждого растворителя принимается за единицу. [c.82]

До сих пор мы обсуждали главным образом либо довольно устойчивые соединения [типа соединений углерода и других неметаллов, рассмотренных в гл. И —13, 18, 25 и 30 (см. т. 1 и 2)], либо лабильные вещества, лабильность которых связана с потерей и приобретением электронов (окисление—восстановление) или атомов водорода и кислорода (кислотно-основные процессы). Однако существуют и другие лабильные кислотно-основные системы. Некоторые из них обсуждались в гл. 37 в связи с проблемами синтеза. Такие термодинамически устойчивые частицы, находящиеся в измеримом равновесии кислотно-основного типа со своими фрагментами, которые являются стабильными молекулами, называются комплексами. Некоторые комплексы являются ионами, некоторые электронейтральны. [c.310]

РАВНОВЕСИЯ ОТДЕЛЬНОЙ КИСЛОТНО-ОСНОВНОЙ СИСТЕМЫ В ВОДЕ [24, 25] [c.46]

Катализирующие частицы В и ВН в противоположность 8 и 3" несомненно должны находиться в равновесии, если кислотно-основная система не является очень инертной. Следовательно [c.164]

В 1923 г. Я. Бренстед дал новое определение понятий кислоты и основания, согласно которому кислота — вещество, способное отдать протон (донор протонов), а основание — вещество, способное принять протон (акцептор протонов). Согласно этому определению, вещества НА и НВ+ — кислоты, а вещества А и — основания. Таким образом, в протолитической реакции участвуют две кислотно-основные системы система НА/А и система НВ+/В. [c.205]

Однако в кислотно-основных системах поведение жидкого аммиака имеет одно существенное отличие от воды. Больщая доступность неподеленной электронной пары аммиака облегчает координацию этой молекулой протона с образованием иона аммония ННГ. Это отражается в большем сродстве к протону у аммиака. Таким образом, ион аммония образуется в жидком аммиаке легче, чем ион оксония в воде, так что протонные кислоты диссоциируют в жидком аммиаке легче, а следовательно, являются более сильными кислотами. Например, ацетат аммония в жидком аммиаке —сильная кислота, хотя уксусная кислота в водном растворе только слабая кислота. Ацетамид — только слабое основание в водном растворе, однако в жидком аммиаке он проявляет кислотные свойства [c.327]

Потенциал инертного, например, платинового электрода, погруженного в раствор, измеренный (или пересчитанный) относительно стандартного водородного электрода, — главная переменная в окислительно-восстановительной системе, также как pH — главная переменная в кислотно-основной системе. При равновесии все окислительно-восстановительные пары имеют один и тот же потенциал Е, и уравнение Нернста (см. раздел 1.5) дает соотношение между Е и концентрациями различных ионов в растворе. Для некоторой полуреакции [c.339]

Пример П1. 4. Для некоторой кислотно-основной системы найдено уравнение [ОН ] + 2,1 10 [ОН"] + 6,0- 10" = [он"] - 1,8 10" == О [c.79]

Любые частицы в растворе, образованные из двух или нескольких более простых частиц, которые также могут существовать независимо в растворе, называются комплексными. Комплексы обычно заряжены положительно или отрицательно, но могут быть и в виде электронейтральной частицы (комплексные соединения). Кислотно-основным системам присуще некоторое своеобразие, поскольку комплексы в них образуются объединением ионов водорода и центральной группы, подобной ННз или P0 . [c.221]

Расчет равновесия с участием комплексов представляет часто более трудную задачу, чем подобный же расчет для многоосновных кислот, из-за присутствия в заметных концентрациях нескольких разнотипных частиц. Однако, если известен pH кислотно-основной системы, то легко произвести расчет концентраций и всех остальных существующих в растворе частиц точно также, если известна концентрация лиганда, то для одноядерного комплекса легко рассчитать и концентрации всех остальных частиц в растворе. Как будет видно из последующих примеров, графические методы, используемые для кислотно-основных систем, применимы и к системам, содержащим комплексы. [c.223]

Так как мы имеем дело с кислотно-основной системой, следует привлечь ионное произведение воды [c.253]

Особенно важным свойством, обусловливающим поведение кислотно-основной системы в разных растворителях, является диэлектрическая проницаемость. При низкой диэлектрической проницаемости растворителя могут иметь место ассоциация ионов и гомосопряжение, что приводит к модификации обычно простых реакций переноса протонов. [c.69]

Точка Р, в которой Е — ЕЬ, называется точкой системы — по аналогии с точкой, в которой pH = р/Са для кислотно-основной системы. Раствор с потенциалом, близким к потенциалу точки системы, содержит сравнимые концентрации Ре + и Ре "" его свойства аналогичны свойствам кислотно-основного буфера. Добавление небольшого количества окислителя вызовет переход Ре + Ре + и лишь незначительно изменит потенциал раствора. [c.342]

Простейшие индикаторы pH являются кислотно-основными системами, в которых кислотная форма Ц и основная форма 1в имеют разные цвета [c.382]

Индикаторы pH, являющиеся кислотно-основными системами, применяют для определения концентрации ионов водорода в различных растворах, а также для определения конца реакций, если в них принимают участие ионы водорода. Показателем изменения концентрации ионов водорода может служить как возникновение или изменение окраски (цветные индикаторы [8, 9, 10]), [c.99]

В противоположность этому подчеркивает, что здесь в действительности речь идет не о двойном обмене , но лишь о переходе определенной заряженной частицы, а именно крайне подвижного протона, от одной кислотно-основной системы к конкурирующей второй системе (ср., например, стр. 284). Определение Брёнстеда позволяет выяснить, в каком процессе проявляется сила химического притяжения, а также позволяет понять влияние растворителя оно имеет значительно более широкий и общий смысл, чем классическое определение. В действительности вследствие образования соли, ионы которой лишь в незначительной степени участвуют в процессе, для взаимодействия между кислотой и основанием характерно еще образование недиссоциированной и незаряженной молекулы, которую можно рассматривать как растворитель [220]. В четырех случаях обмена кислоты и основания, которые возможны, по данным Эберта, только в первом образуется молекула растворителя, во втором и третьем в противоположность этому она не образуется, а в четвертом молекула растворителя даже расходуется. [c.280]

Поцставив в эту формулу значения [а] и [в], попучкм основную формулу цля расчета равновесной концентрации ионов водорода во всех растворах, в которых присутствуют цве кислотно-основные системы (уравнения 1 и 2) [c.65]

В кислотно-основной системе (в том смысле, в каком этот термин применяет Бренстед [3]), центральная группа М является. V-кислотным основанием и MA.iv —iV-основной кислотой, образованной присоединением N протонов. В окислительно-восстановительной системе центральная группа М соответствует полностью окисленному, а MA,v—полностью восстановленному соединению, образованному обратимым присоединением N электронов или атомов водорода. Если рассматривать атом водорода как ион водорода плюс электрон, то окислительно-восстановительные процессы всегда можно формально свести к электронным процессам. Окислительно-восстановительные системы существенно отличаются от кислотпо-основяых тем, что в последних промежуточные соединения всегда присутствуют в различимых концентрациях, а в окислительно-восстановительных системах это наблюдается очень редко. В качестве наиболее важных примеров следует отметить уже упомянутые краситель Вурстера и пиоцианин, а также равновесие между ионами Мп (II), Мп (III) и Мп (IV), изученное ГрубейХуберихом [4]. В указанной системе (в отличие от других случаев изменения валентности ионов металла, например при окислении Sn (И) до Sn (IV), Au (I) до Au (III) или T1 (1) до T1 (III) промежуточный ион [c.20]

Кислотно-основные реакции, протекающие в водных растворах, характеризуются гораздо легче, чем какие-либо иные виды химического взаимодействия в воде, поскольку эти реакции в основном связаны лищь с переходом ионов водорода от донора к акцептору протонов. Используя эти реакции, можно получить подробные сведения об идентичности реагирующего вещества и продукта в реакциях переноса протона, а также с некоторой достоверностью установить наличие равновесия и определить константы равновесия, которые управляют поведением кислотно-основной системы. В настоящей главе мы рассмотрим вопросы, касающиеся природы кислот и оснований в воде, методы расчетов равновесий в кислотно-основных системах, а также теорию и методы кислотно-основной титриметрии. [c.99]

Кислотно-основные системы особенно хорошо удовлетворяют этим требованиям. Переход протона между кислотой и основанием является чрезвычайно быстрым процессом, который по своей природе протекает строго стехиометрично. Кроме того константы равновесия для многих кислотно-основных реакций имеют значительную величину, поэтому можно легко достичь резкой и воспроизводимой конечной точки титрования. И в заключение, существует множество кислотно-основных индикаторов, которые претерпевают отчетливые цветовые изменения при различных значениях pH и тем самым могут быть использованы для точного обнаружения точки эквивалентности. [c.130]

Кривые образования и диссоциации были использованы нами при рассмотрении равновесий в кислотно-основных системах. Впервые кривую образования применил в 1915 г. Н. Бьеррум в классическом исследовании тиоцианатных комплексов хрома. В случае изучения равновесия комп.чексообразования при помощи [c.229]

Типичными равновесиями являются а) равновесия, которые включают кислотно-основные системы, где может осуществляться конкуренция за ионы водорода (теория Бренстеда) или за перенесение свободных электронных пар на незаполненные орбитали (теория Льюиса) б) равновесия, которые включают окислительно-восстановительные процессы, где идет конкуренция за элек- [c.115]