О силе кислот и их амфотерности

Взяв за основу электростатическую модель строения вещества, теория предложила количественный метод оценки силы кислоты и основания как функции ионного потенциала. Если в каком-либо соединении, в состав которого входит водород, центральный ион имеет положительный заряд, то кислотность увеличивается по мере повышения заряда и уменьшения радиуса иона. При отрицательном заряде иона с увеличением потенциала иона кислотность снижается, а основность увеличивается. В зависимости от того, потенциал какого иона преобладает в амфотерном соединении, вещество обладает либо кислотными, либо основными свойствами. [c.403]

Падение силы кислот при переходе от воды к этиловому спирту еще больше и составляет 5—6 единиц для бензойных-кислот. Уменьшение силы кислот в бутиловом спирте и л(-крезоле лишь незначительно больше, чем в этиловом спирте. Константы диссоциации катионных кислот во всех амфотерных растворителях изменяются очень мало, обычно они уменьшаются на 0,5—1.5 единицы в показателе степени, а в некоторых случаях даже возрастают. Индикаторы-кислоты уменьшают свои константы. Индикаторы-основания мало их изменяют. [c.321]

Кислота определяется, как вещество, обладающее измеримой способностью отщеплять водородные ионы. С этой точки зрения сила кислот представляет собой количественное выражение этой способности. Гидролиз, по Т. Лоури, протекает через предварительную ионизацию двойной связи, т. е. обычная форма эфира под действием ионов Н+ или ОН" переходит в амфотерную молекулу. Принципиально реакция заключается в присоединении элементов воды с образованием приведенного выше комплекса эфир Н О. [c.550]

По сравнению с хлором в случае брома и иода равновесие еще больше сдвинуто влево (рЛ 8,2 и 12,7 соответственно для брома и иода). Образующиеся бромноватистая НОВг и иодноватистая HOI кислоты не выделены в индивидуальном состоянии, а соли — гипобромиты и гипоиодиты — вполне стабильны в отсутствие влаги. Вследствие уменьшения ОЭО галогенов в ряду Н0С1, НОВг и HOI сила кислот падает р/С соответственно равны 7,6 10,7 и 12,4. Очень слабая иодноватистая кислота проявляет амфотерность [c.368]

Кислотность кислородсодержащих кислот. Амфотерные частицы и амфипротонные частицы. Сила кислоты и формальный заряд ее центрального атома. [c.465]

Аналогичные рассуждения применимы ко всем амфотерным растворителям. Влияние растворителей на силу кислот и оснований графически представлено на рис. 30, где изображены границы областей кислотности и щелочности в некоторых растворителях. [c.86]

О силе кислот и их амфотерности [c.75]

Как изменяется сила оснований в ряду Qa(OH)s, 1п(0Н)з, Т1(0Н)з Написать уравнения реакций, характеризующих свойства указанных гидроксидов основные кислотые амфотерные [c.233]

Естественно, что число кислот в кислых растворителях и число оснований в основных растворителях значительно меньше числа кислот и оснований в амфотерном растворителе — воде. Так, кислоты, сильные в воде, в кислотных растворителях являются слабыми. При этом (в растворителях с не очень разнящимися значениями е) сила кислоты в кислом растворителе будет тем меньше, чем более кислым является растворитель. [c.224]

Из табл. 9-5 также видно, что ири данной структуре сила кислоты уменьшается ио мере увеличения размера центрального атома. Такой порядок изменения иллюстрируется примером СЮН, ВгОН и ЮН, где р/С имеет значения соответственно 7,2 8,7 и 11,0. Эта закономерность была использована Картледжем при первых попытках найти зависимость между структурой кислоты и ее силой. Рассматривая кислоты и основания как гидроокиси соответственно неметаллов и металлов, Картледж показал, что для того, чтобы решить является ли гидроокись кислотой, основанием или амфотерным, может служить ионный потенциал Ф, представляющий собой отношение заряда центрального иона к его радиусу. По Картледжу, если /Ф < 2,2, гидроокись является основанием, при 2,2-< /ф< 3,2 гидроокись амфотгрна, а ири / Ф > 3,2 — кислота. [c.344]

Амфотерные растворители нивелируют силу кислот и оснований до ионов лиония и лиата. Однако в окислительно-восстановигепьных системах аналогичное явление наблюдается не столь явно. Казалось бы, в воде окислители с Е° > 1,23 (Е° полуреакции О2 + 4Н +4е = 2Н2О) и восстановители с Е° < О (полуреакции 2Я + 2е = Hj Т) не должны существовать (рис. 6.9). В отличие от большинства реакций с перено-Рис. 6.9. Область термодинамической сом протона реакции с переносом устойчивости окислителей и восстанови- электрона могут протекать медленно [c.184]

Способ получения пиридинмонокарбоновых кислот окислением соответствующих пиколинов является достаточно общим, и его можно сравнить с аналогичным методом получения бензойной кислоты окислением толуола в ароматическом ряду. В отличие от окисления толуола, эта реакция идет в гомогенной среде вследствие того, что пиколин растворим в воде. К этому нужно добавить, что метод выделения продуктов окисления в обоих случаях существенно различен, так как пиридинкарбоновые кислоты в силу своего амфотерного характера растворяются как в кислотах, так и в щелочах. [c.439]

Гидроксиды элементов VA группы в высшей степеии окисления отвечают гидроксидам с кислотными свойствами сила кислот в водном растворе уменьшается от азотной кислоты к мышьяковой. В степени окисления (+111) элементы VA группы образуют слабые кислоты HNO2, Н3РО3 и НзАзОз или амфотерные гидроксиды SbO(OH) и В1(0Н)з. По сравнению с соответ-ствуюш,имн соединениями IVA группы данные гидроксиды более кислотные, 8 по срапнению с соединениями VIA группы — менее кислотные. [c.339]

В амфотерных растворителях в отличие от апротных растворителей не могут существовать любые кислоты и основания. Если они сильнее, чем ион лиония и ион лиата, то превращаются в последние. Поэтому в амфотерных растворителях шкала кислотности и основности ограничена. Различия в силе кислот (а также оснований) нивелируются, так как частично, а то и полностью вместо молекул различных кислот возникают одни и те же ионы лиония. Например, в водных растворах азотной, галоидоводородных, серной и хлорной кислот фактически присутствует только одна кислота — ион гидроксония Нз0 . [c.128]

Амфотерные растворители, такие, как НгО, ROH, NHg или R O2H, не только ограничивают область возможных значений рКа, но через сольватацию и диэлектрические эффекты оказывают сильное влияние на ионизационное равновесие. Например, сильные кислоты, растворенные в уксусной кислоте, хотя они не целиком ионизованы, образуют сольватированный протон СНзС02Н2% обладающий гораздо большей силой кислоты, чем НдО" . [c.37]

В ряду НгЗОз — НгЗеОз — НгТеОз сила кислот уменьшается (/С1 соответственно равна 2-10 , 2-10 и 3-10 ), причем у селенистой кислоты проявляются очень слабо выраженные основные свойства. Так, при взаимодействии Нг5еОз с безводной НСЮ4 образуется соль [5е(0Н)з] + (С104)-. Теллуристая кислота амфотерна., [c.457]

Тип III, по мнению Хекстра, — промежуточный между первым и вторым, реализуется в нормальных урана-тах шелочноземельных металлов, которые образуются при воздействии сильных оснований на гидрат трехокиси урана, проявляющий в силу своей амфотерности в этих условиях свойства слабой кислоты H2UO4. Длина ураниловой связи в уранатах близка к 1,9 А, кратность около 1,5. Шесть или четыре вторичных связи имеют соответственно кратность около 0,5 и 0,8. [c.58]

П р и м е ч а н и е. Не следует смешивать классификацию растворителей, (. снованную па характере участия их в кислотно-основном процессе,—амфотерные, кислые и основные, с классификацией по признаку их влияния на относительную силу кислот, солей и оснований, проявляющегося в их способности изменять соотношения в силе электролитов,—нивелирующие и дифференцирующие растворители. [c.146]

У кислородных кислот сила кислоты в значительной мере определяется электроотрицательностью центрального элемента. Для кислот, имеющих сходное строение, например НзЗОз и НзЗеОз, кислота, содержащая более отрицательный элемент, в данном случае НаЗОд, оказывается более сильной. У особенно электро-лоложительных элементов гидроокиси являются основаниями, а не кислотами, а в промежуточных случаях они амфотерны. [c.422]

Смотреть страницы где упоминается термин О силе кислот и их амфотерности: [c.311] [c.83] [c.300] [c.95] [c.96] [c.242] [c.74] [c.260] [c.61] [c.61] [c.85] [c.471] [c.75] [c.77] [c.315] [c.101] [c.448] [c.184] [c.245] [c.265] [c.241] [c.260]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология