Измерение силы кислот и оснований

Предложенная Н. А. Измайловым [1] схема диссоциации электролитов в растворе явилась основанием для вывода количественной зависимости силы кислот, оснований и солей от свойств растворителя. За меру силы электролита в растворе принимается обычная константа диссоциации (/(об.), измеренная методами электропроводности или электродвижущих сил. Эта константа представляет отнощение произведения активности ионов, образованных при. диссоциации электролитов, к активности недиссоциированных частиц вещества [c.18]

Естественно, для проведения как теоретических, так и прикладных исследований проведенное выше чисто качественное сопоставление недостаточно. Необходимо осуществить количественную оценку силы кислот и оснований, для чего следует определить критерий оценки этой силы и создать шкалу количественных измерений. [c.198]

Она выражается в дробных частях от единицы или в процентах. Степень гидролиза зависит от температуры и разбавления. Степень гидролиза можно вычислить из силы кислоты и основания, из которых соль образована. И, наоборот, измерение степени гидролиза используют часто для определения силы (точнее констант диссоциации) слабых кислот и оснований. [c.879]

ИЗМЕРЕНИЕ силы КИСЛОТ И ОСНОВАНИЙ [c.86]

В этой книге под термином константы ионизации понимаются те константы, которые употребляются для измерения силы кислот и оснований. Их часто не совсем верно называют константами диссоциации, но этот термин неточен, так как ионизация— это небольшой участок обширного поля явления диссоциации. Например, субстраты — это продукты диссоциации энзимов, мицеллы диссоциируют на мономеры и при температуре около 700° С молекулы иода диссоциируют на атомы. Известно множество таких равновесных процессов, и исследователи прилагают большие усилия для определения соответствующих констант диссоциации. Подавляющая часть таких процессов является диссоциацией, но не ионизацией. С другой стороны, цвиттерионы — продукт ионизации, но не диссоциации. Следовательно, в данном случае термин константа диссоциации — не подходящий синоним, хотя иногда он и употребляется. [c.9]

Мерой силы электролитов во всех случаях для кислот, оснований и солей принимается обычная константа их диссоциации, измеренная методами электропроводности или электродвижущих сил, при которых непосредственно определяется активность (концентрация) ионов, а концентрация незаряженных частиц определяется по разности между исходной концентрацией и концентрацией ионов. Эта константа представляет отношение произведения активности заряженных частиц, образованных при диссоциации электролита (ионов), к активности недиссоциированных форм вещества. [c.307]

Можно было бы думать, что растворитель без протонов будет идеально подходить как среда для изучения относительной силы кислот и оснований, поскольку сам растворитель совершенно инертен и не может нп принимать, ни отдавать протоны. Такого рода измерения были сделаны, но в толковании их результатов много неясного. Пре кде всего, использование таких растворителей затруднено вследствие их малой диэлектрической проницаемости, которая обычно имеет величину 2 или 3. Поэтому заряженные частицы в таком растворе образуют двойные ионы и происходит сильная ассоциация. При таких условиях обычные методы определения силы кислоты становятся ненадежными и константа равновесия уже ие имеет такого простого вида, как в растворителе с большой диэлектрической проницаемостью. Об относительной силе кислот и оснований в растворителях с малой диэлектрической проницаемостью имеется очень мало данных. [c.339]

Количественную шкалу для выражения силы кислот в растворах высокой концентрации можно получить на основании измерений их протонодонорной способности эту величину можно определить, исходя из степени протонирования в таком растворе какого-либо индикатора, а именно из соотношения Сшп /Ст- Ясно, что при сравнении различных кислот нельзя пользоваться индикаторами, которые в условиях эксперимента полностью протонированы, поскольку в этом случае отношение [c.58]

Сила кислот и оснований в водных растворах всегда ограничена соответствующими значениями для ОН и Н3О . Измерения можно проводить также в других растворителях, например в уксусной кислоте для очень слабых оснований и сильных кис.чот или в жидком аммиаке для очень слабых кислот и сильных основа [c.87]

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]

Кислотно-основные явления. Теория электролитической диссоциации Аррениуса объясняет кислотные свойства растворов присутствием ионов водорода, а основные — ионов гидроксила. Нейтрализация рассматривается как реакция образования воды и соли. Поскольку степень диссоциации может быть определена посредством измерения электропроводности, то сила кислот и основании сопоставляется по их электропроводности. Эти представления иногда называют водной теорией кислот и оснований или теорией их электролитической диссоциации. [c.159]

С другой стороны, степень протекания протолитической реакции зависит не только от силы кислоты и основания, но также от диэлектрической проницаемости растворителя и других факторов. Измерения кислотности имеют важное практическое значение, так как позволяют предсказать полноту протекания [c.173]

Наряду с определением активности и pH потенциометрический метод широко применяется и для определения общей концентрации кислоты или основания потенциометрическое титрование). Сущность этого метода заключается в измерении потенциала электрода (погруженного в титруемый раствор), изменяющегося по мере титрования, причем в эквивалентной точке происходит резкое его изменение. Ход процесса в большей мере зависит от силы кислоты и основания, применяемых в опыте. [c.437]

Обе константы значительно меньше единицы, поэтому мы можем сделать вывод, что ион аммония является более сильной кислотой, чем вода (или, что то же самое, аммиак — более слабое основание, чем ион гидроксила). Однако непосредственное количественное сравнение неосуществимо, поскольку даже введение величин моляльностей воды и аммиака в выражения (4-8) не сделает их идентичными. Количественное измерение силы аммиака и гидроксильного иона как оснований может быть осуществлено путем применения растворителя — эталона сравнения, в котором аммиак и вода будут взяты в виде разбавленного раствора. Однако, как это будет показано ниже, относительная сила оснований в некоторой степени зависит от выбранного растворителя-эталона. [c.77]

Определение понятий твердого основания и твердой кислоты связано с проблемой измерения щелочных свойств твердой поверхности. Для этих целей можно воспользоваться индикаторным методом. Так, например, известно, что фенолфталеин при адсорбции на твердых телах основного характера окрашивается в малиновый цвет. Употребляя различные индикаторы, можно сравнить силу поверхностных оснований. Мы воспользовались для оценки щелочных свойств поверхности другим методом определением количества адсорбированной на поверхности основания слабой кислоты — фенола или крезола — и прочности ее связи с поверхностью путем десорбции. По этим данным, число адсорбционных центров близко к числу ионов О или ОН на поверхности окислов II группы [17]. Весьма возможно, что каталитические центры на поверхности твердых оснований совпадают с центрами слабых оснований или с числом анионов па поверхности. [c.274]

Как предположили, независимо друг от друга, Горди [4], Дэвис [5], Н. Д. Соколов [6] и Кольтгофф [7], первичной реакцией между кислотой и основанием следует считать образование с помощью водородных связей молекулярных соединений различного состава и полярности. Криоскопические [1, 8—10], спектральные [4, 11, 12] и диэлектрические [13] измерения подтвердили это предположение. Повышение силы кислоты и основания приводит к увеличению полярности возникающих между ними водородных связей, обусловливая возможность завершения кислотно-основного взаимодействия переходом протона [c.63]

Первый член в правой части имеется и в отсутствие ассоциации ионов. Как и в случае функций кислотности в водных растворах, он отражает независимость функции кислотности HQ(B)W от природы основания при условии, что В1 и В2 (а также В1Н+ и В2Н+) характеризуются одинаковыми свободными энергиями переноса из растворителя S в воду, или, если различия между ними компенсируются отношением, которое входит в состав (1.170). Отношение констант Кех является мерой относительной стабильности ионных пар ВН+ А , которые обычно образуют водородные связи и на которые влияют разнообразные ближние взаимодействия (см. гл. 3, разд. З.Б), в том числе сила кислоты ВН+ Второе следствие состоит в том, что предельные значения HQ(B)W в разбавленных растворах различных кислот НА не совпадают, если измерения производят с одним и тем же индикатором. Так, применяя (1.168) к разбавленным эквимолярным растворам кислот НА1 и МА2, получим [c.133]

Область сравнительного определения р/Са может быть расширена при использовании в качестве растворителя как более сильных, так и более слабых оснований, чем Н2О. Проводя соответствующие измерения в ряде растворителей с увеличивающейся основностью (и используя в качестве эталона кислоту, чья кислотность находится почти у нижнего предела значений кислотности в одном растворителе и у почти верхнего предела — в другом растворителе), можно определить силу кислоты вплоть до таких слабых кислот, как метан (р/Са 43). [c.65]

J. Самый удобный и точный метод определения констант диссощ1а-ции (силы) кислот основан на измерении электропроводности их растворов. Измеряют электропроводность растворов данной кислоты различной концентрации, лучше всего при 25, откуда легко вычислить удельную и молекулярную электропроводность Л (см. т. I). Значения Л увеличиваются с уменьшением концентрации, приближаясь к некоторому конечному преде 1у, который только в очень редких с.пучаях может быть определен непосредственным измерением. Этот предел — молекулярная электропроводность при бесконечном разведении А, — может быть определен косвенно, о чем см. т. I. Температурный коэфициент Aqq равен 1,5% на один градус . [c.360]

Лемер и Лукас [57] применили функцию Но для измерения силы слабых оснований в ледяной уксусной кислоте. Функции кислотности растворов соляной кислоты в смесях этанола, ацетона, диоксана и воды были использованы для изучения сольватации протона в кислородсодержащих растворителях [58]. Аналогичные данные были получены для водно-меганольных сред [59]. [c.153]

Универсального метода измерения силы кислот и оснований, удовлетворительного для любых систем, нет. Силу кислот и оснований в протонных растворителях, таких, как вода, можно адекватно выразить значениями констант кислотности и основности по Брёнстеду — Лаури. Поскольку сольватированный катион водорода является сильнейшей кислотой, которая может существовать в протонных растворителях (см. разд. 9), сопряженные основания каждой кислоты конкурируют между собой за обладание этим катионом. Более сильное основание реагирует с катионом водорода и образует более слабую кислоту. Кроме того, значения рКк и р/Со для кислот и оснований часто могут быть скоррелированы со значениями электроотрицательности и с индуктивным влиянием, особенно если сравниваемые соединения построены одинаково. [c.203]

Рассмотрим теперь кратко методы, применяемые для измерения силы кислот и оснований, особенно в водном растворе. Большинство обычных методов состоит в непосредственном определении концентрации кислоты А или основания В в растворе с известной суммарной концентрацией обеих частиц, Лучший способ измерения концентраций, который не приводит к смещению равновесия в системе, основан на использовании оптических свойств вещества, таких, как способность поглощать электромагнитное излучение (в видимой и ультрафиолетовой областях) или способность рассеивать свет (спектроскопия комбинационного рассеяния). В случае кислот или оснований умеренной силы спектр чистых А или В можно получить экспериментально, добавляя избыток протонов или гидроксил-ионов в раствор. Если кислота достаточно сильная (ТОЮ" ), реакция А + Н20ч=г В + Нз0+ будет очень быстро протекать в направлении слева направо. Поэтому, чтобы получить люстаточно большое отношение [А]/[В], может оказаться необходимым использовать концентрированные растворы. Применение концентрированных растворов ниосит [c.39]

Во-первых, важнейшие протонные кислоты, такие, например, как НС1 и H2SO4, не находят себе места в теории Льюиса, так как не содержат ковалентных связей, хотя их химическое поведение является основой для построения всех теорий кислот и оснований. Поэтому они занимают совершенно особое место в теории. Другим недостатком теории Льюиса является трудность количественного измерения относительной силы кислот и оснований, что легко доступно с помощью теории Бренстеда. Поэтому теория Льюиса не позволяет предсказать положение равновесия реакции и ее направление. Это можно объяснить тем, что более широкое обобщение, предложенное Льюисом, не позволяет количественно оценить некоторые важные факторы поведения кислот и оснований. [c.393]

Уже в XVII в. перед учеными встают вопросы почему именно так, а не иначе протекает онределепная химическая реакция, как измерить силы химического сродства различных веществ друг к другу Путь к решению этих вопросов был найден в изучении количественных отношений веществ, подвергающихся превращению. Другой принцип измерения сродства был основан иа реакциях вытеснения в растворах солей одного металла другим, а также одной кислоты другой. Если первый из этих методов оказался количественным, то второй — качественным. [c.103]

Не менее выразительно неводное титрование и смеси оснований. На рис. 5 изображена кривая кондуктометрического титрования, заключающегося в измерении электропроводности растворов, четырехкомпонентной смеси диэтиламин + п-хлоранилин + дифенил-амин + ацетамид. Титровался в данном случае, разумеется, не водный раствор. В воде провести титрование подобной смеси было бы делом еоверщенно безнадежным, так как все ее компоненты в этом растворителе — очень слабые основания. В уксусной же кислоте сила этих оснований существенно возрастает по сравнению с водой. Для мочевины, например, этот рост составляет 7 ( ) порядков. Низкая же ДП уксусной кислоты обеспечивает дифференцирование силы оснований, позволяющее уверенно определить содержание каждого из них в смеси. [c.64]

В. Оствальда) сложилось представление, основанное на теори электролитической диссоциации, что носителем кислотны свойств служат ионы водорода и что сила кислот пропорцис нальна концентрации ионов водорода. Сила же оснований опре деляется концентрацией гидроксид-ионов. Поэтому нейтрализа ция кислоты основанием сводится к взаимодействию ионов водо рода и гидроксогруппы с образованием молекул воды. Это пред ставление подтверждалось измерениями теплот нейтрализаци различных кислот основаниями. [c.246]

Предельные монокарбоновые кислоты. Реакция ионизации слабых кислот, т.е. их протолитическая реакция с слабоосповпыми растворителями, в частности с водой, приводит, как уже отмечалось в томе I, к равновесию, поддающемуся особенно точному измерению. Константа равновесия некоторой кислоты, называемая константой кислотности Ка, является мерой силы кислоты говорят, что кислота сильная или слабая в зависимости от того, является ли ее константа большой или малой. Аналогичным образом сила оснований выражается константами основности Кь. (О широко применяемом методе выражения этих констант в логарифмической форме, а также о выражении Кь через Ка см. том I.) [c.23]

При растворении в амфотерном растворителе — воде или спирте — лишь немногие углеводороды (и ограниченное число их производных) способны реагировать как кислоты и основания, и обмен водорода в СН-связях, наиболее перспективный для выяснения реакционной способности и особенностей строения органических соединений, происходит сравнительно редко. Кислотные свойства веществ очень усиливаются при их растворении в таком протофильном растворителе, каким является, например, жидкий аммиак. Это было ранее показано в работах по кислотному катализу в жидком аммиаке, по электропроводности растворов в нем и другими физико-химическими измерениями (о кислотах и основаниях в жидком аммиаке см. обзор [7]). Уксусная кислота, сероводород и даже п-нитрофенол становятся равными по силе соляной, азотной и хлорной кислотам. Это и понятно все перечисленные кислоты в жидком аммиаке превращаются в аммонийные соли, и фактически реакцию аммонолиза катализирует одна и та же кислота — ион аммония. Такие вещества, как мочевина и ацетамид, практически нейтральные в воде, в жидком аммиаке частично ионизируют и превращаются в ионы С0(МН2)МН", Hз ONH . Названные вещества катализируют реакцию аммонолиза и реагируют со щелочными металлами с выделением водорода. В аммиачном растворе амид калия (сильное основание) нейтрализует слабые кислоты — инден, флуорен, трифенилметан, дифенилметан и т. д. с образованием окрашенных анионов углеводородов [c.38]

О соответствии между скоростью дейтерообмена и силой кислот и оснований, участвующих в нем, позволяют судить также результаты измерений кинетики дейтерообмена между трифторуксус-ной кислотой и алкилбензолами. [c.70]

Полярность продуктов присоединения кислот к основаниям доказана прямыми измерениями диэлектрических свойств их растворов. Такие измерения в тройных системах, состоящих из кислоты, основания и растворителя (в частности, бензола), выполнены несколькими авторами [14, 51, 52]. Я. К. Сыркин и Л. Собчик [53, 54] измерили диэлектрическую поляризацию Р более тридцати систем, состоящих из растворов стехиометрических количеств кислоты и основания в бензоле, и сравнивали с суммарной поляризацией двух компонентов. Разность А1ежду наблюденной и вычисленной величиной, равная ДР, характеризует силу взаимодействия между реагентами. Определены также дипольные моменты молекулярных соединений, образующихся в растворе. Разность между дипольным моментом молекулярного соединения и векторной суммой моментов связей веществ, его образующих, дает представление о полярности водородной связи. [c.272]

В табл. 9.3.1, 9.3.2 и 9.3.3 представлены характерные значения констант диссоциации (выраженные через р/Са) для ряда галогенкарбоновых кислот в воде. Галогензаместитель повышает силу кислоты по сравнени1б с незамещенной с увеличением расстояния между карбоксильной группой и галоген-заместителем (-заместителями) эффект резко ослабляется. На основании измерений серии жестких бициклических кислот [33] показано, что эффекты заместителей можно объяснить в терминах эффекта поля. Влияние [c.144]

Поэтому Ло характеризует способность раствора переносить протон к основанию В, и этим показателем удобно пользоваться как мерой кислотности разбавленных и концентрированных растворов. Если по аналогии с разбав ленными растворами в качестве меры кислотности ввести отрицательный логарифм Лй (Яо=—lgfto), получим удобную количественную оценку силы кислоты. Значение Но тем более отрицательно, чем больше кислотность раствора. Например, измерения Гаммета показали [6], что для 5%-ного раствора серной кислоты Яо=0,11, для 10%-ного 0,31, для 50%-ного 3,4, для 90%-ного 8,9, для 95%-ного 9,85 и для 100%-ной серкой кислоты Яо=—12,2. [c.67]

Константы диссоциации были также определены на основании данных об э. д. с. цепей с переносом и по кривым потенциометрического титрования. Значения р/С, полученные потенциометрическим методом, согласуются с кондуктометрическими измерениями. Исследования Шкодина показали, что безводная уксусная кислота увеличивает силу всех оснований по сравнению с таковой в воде. [c.51]

ДМСО, как было указано выше, является акцептором протонов, г. е. ведет себя как слабое или сильное основание, в зависимости от партнера, принимающего участие в данной реакции. При опре-целенных условиях ДМСО проявляет также слабые протонодонорные свойства, являясь относительно слабой кислотой. Результаты измерения силы некоторых кислот в ДМСО свидетельствуют о том, что для многих из них кислотность (р/Сл) в воде выше, чем в ЦМСО, вопреки представлениям- о том, что основность ДМСО выше основности воды (468]. [c.123]

Непосредственным следствием вышесказанного должно было бы явиться то, что измерение силы ряда замещенных кислот илк-оснований должно давать нам меру относительной электроотркц -тельности замещающих атомов или групп. Проблема, однако, осложняется, как и предвидел Льюис, тем, что электрические влияния не обязательно должны передаваться только вдоль атомных цепей, но могут действовать и непосредственно. Так, если бы не играли никакой роли иные факторы, кроме электроотрицательности [c.44]