Равновесия кислотно-основного типа

В данной главе рассмотрено несколько важных типов равновесий, существующих в водных растворах. Прежде всего нас интересовали кислотно-основные равновесия в растворах, содержащих два или несколько растворенных веществ, а также равновесия при растворении. Мы узнали о том, что диссоциация слабой кислоты или слабого основания подавляется в присутствии сильного электролита, который создает в растворе какой-либо ион из числа участвующих в равновесии. Это явление может служить примером влияния общего иона. [c.136]

Для индикаторов типа амфолитов, а также для основных индикаторов характерна аминная группа —Такие индикаторы по своим кислотно-основным свойствам являются производными аммиака и в общем виде изображаются формулой К—ЫН , где К — органический радикал. Изменение окраски таких индикаторов обусловлено сдвигом равновесия [c.307]

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]

IV. ТЕРМОДИНАМИЧЕСКИЕ ВТОРИЧНЫЕ ИЗОТОПНЫЕ ЭФФЕКТЫ А. РАВНОВЕСИЯ КИСЛОТНО-ОСНОВНОГО ТИПА [c.133]

При рассмотрении равновесий кислотно-основного типа было бы логично в первую очередь привести экспериментальные данные по вторичным изотопным эффектам в паровой фазе или по крайней мере в неполярных растворителях. Однако эти вопросы мы обсудим в разд. 1УБ и вместо этого начнем с кислотно-основных равновесий в наиболее полярном растворителе — воде. Это связано главным образом с тем, что единственный строгий расчет вторичного изотопного эффекта, исходя из формальной теории изотопных эффектов, был выполнен к настоящему времени только для реакции ионизации муравьиной кислоты в воде. Таким путем можно будет естественным образом перейти от теоретического рассмотрения, с которым мы имели дело до сих пор, к эмпирическому подходу, являющемуся, по-видимому, наиболее удобным способом рассмотрения более сложных систем, [c.133]

Сольватационное равновесие комплекса порождает в ряде случаев равновесие кислотно-основного типа. Например [c.257]

Однако отметим, что вода и ионы Н+ и ОН", с которыми она находится в равновесии, тоже могут обмениваться электронами в ходе реакции, которую нужно отнести не к кислотно-основному типу, а к окислительно-восстановительному. [c.297]

В противоположность ионным и кислотно-основным равновесиям, которые устанавливаются мгновенно, сольватационные равновесия типа (ХП,23) протекают во времени. Комплексы, для которых сольватационное равновесие устанавливается достаточно быстро, называют лабильными комплексы, которые образуются медленно, называются инертными. [c.336]

Подробное и всестороннее рассмотрение разнообразных равновесий в растворах комплексных соединений приведено в фундаментальной книге Гринберга [247]. Применительно к неводным растворам следует особо отметить сольватационные и миграционные равновесия и реакции кислотно-основного типа. [c.230]

Изменение химического состава катализатора под влиянием среды весьма часто не приводит к образованию новой фазы, но заметно сказывается на каталитической активности. В окисных полупроводниковых катализаторах это связано с обогащением или обеднением окисла кислородом по сравнению со стехиометрическим составом. Такого типа явления наблюдались, например, в реакции разложения метанола на окиси цинка [101 ] и в реакции окисления водорода на окиси никеля [102]. Для кислотно-основных катализаторов такого типа влияние среды на катализатор связано со степенью гидратации, а следовательно, с величиной функции кислотности катализатора. Действительно, при реакциях гидратации-дегидрата-ции всегда существует равновесие гидратированных и дегидратированных форм катализатора [c.49]

Экстракция минеральных и органических кислот нейтральными экстрагентами типа ТБФ, сульфоксидами и др. представляет большой научный и практический интерес, во-первых, для исследования кислотно-основных равновесий экстрагентов, во-вторых, при выявлении возможности экстракции кислот из водных растворов. [c.45]

Вода играет на нашей планете роль важнейшего растворителя. Трудно даже представить себе, как могла бы существовать во всей своей сложности живая материя, если бы эту роль вместо воды играла какая-нибудь иная жидкость И дело не только в изобилии воды, но и в ее исключительной способности растворять самые разнообразные вещества. Водные растворы, встречающиеся в природе, будь то биологические жидкости или морская вода, содержат в себе много растворенных веществ. Следовательно, в этих растворах может осуществляться множество равновесий. В гл. 15 мы обсуждали равновесия с участием слабых кислот и оснований. Однако мы ограничили свое рассмотрение растворами, содержащими только одно растворенное вещество. В данной главе будут рассмотрены кислотно-основные равновесия в водных растворах, содержащих два или несколько растворенных вешеств. Кроме того, мы расширим наше изучение равновесий в водных растворах, включив в обсуждение другие типы реакций, в частности реакции, в которых участвуют слабо растворимые соли. [c.110]

В последние годы М. И. Кабачником с сотрудниками [1] разработаны новые взгляды на таутомерное равновесие в растворах как равновесие кислотно-основного типа. Оказалось возможным применить к нему принцип современной теории кислотпо-основного протолитического равновесия Бренстеда-Измайлова, что позволило количественно оценить влияние среды иа положение равновесия гг решить ряд других важных вопросов таутом( рии. [c.57]

К этому же типу относятся процессы переноса протона, лежащие в основе кислотно-основных равновесий [c.68]

Апротонные растворители либо совсем не вступают в процессы протолитического (кислотно-основного) взаимодействия с растворенным веществом, либо слабо проявляют кислотно-основные свойства. В их среде кислотно-основное равновесие осуществляется без заметного протонно-донорно-акцепторного участия молекул растворителя.К этому типу растворителей относят жидкие углеводороды (бензол, толуол, гек-сан и др.) и жидкие галогенпроизводные углеводородов (хлороформ, четыреххлористый углерод, дихлорэтан и др.). [c.399]

В первом случае равновесие (а) смещается влево —в сторону кислотного типа диссоциации, а во втором —вправо, в сторону основного типа диссоциации. В том и другом случае реакция идет до полного растворения осадка Zn(0H)2. [c.208]

Как показывают стрелки, кислая среда смещает равновесие в сторону диссоциации по основному типу. Происходит это потому, что образующиеся ионы ОН связываются ионами Н среды (с образованием молекул Н2О). Наоборот, в щелочной среде подобным Же образом связываются ионы Н , что благоприятствует диссоциации по кислотному типу. Благодаря возможности такого смещения равновесий диссоциации практически нерастворимые в воде амфотерные гидроокиси способны растворяться и в кислотах, и в щелочах. [c.192]

Расчеты кислотно-основных равновесий используют для решения двух основных типов задач а) нахождение pH раствора по известным равновесным концентрациям растворенных веществ [c.45]

Аналогия также заметна в методах, используемых для получения информации, которую может дать изучение этих двух основных типов реакций. В обоих случаях тенденцию реагентов самопроизвольно превращаться в продукты можно оценить при использовании пары сравнения. Для окислительно-восстановительных равновесий определяют стандартный потенциал электрода, который позволяет сравнить силу восстановителей и окислителей по отношению к паре Н2/2Н . Для кислотно-основных равновесий определяют величину pH, которая позволяет сравнить силу кислот и оснований по отношению к паре НгО/НзО" . Эти аналогии не устраняют различия между окислительно-восстановительными и кислотно-основными реакциями, так как в первом случае речь идет о переносе электронов, а во втором — о переносе протонов. [c.297]

Для амфотерных гидроксидов это значение pH, соответствующее изоэлектрической точ е, определяется соотношением констант их диссоциации по кислотному и основному типам. В молекулах белков содержится больщое число различных кислотных и основных групп в боковых цепях образующих их аминокислот, а также концевые группы — КНз и —СООН, имеющие различные значения констант диссоциации. Поэтому ионное состояние белковой молекулы в растворе с некоторым значением pH определяется сложным ионизационным равновесием различных ионогенных групп. [c.252]

Константы равновесия отдельных типов химических реакций имеют разный смысл и названия. Так, в кислотно-основных реакциях константа равновесия представлена константами диссоциации кислот или оснований, например [c.47]

Для количественных расчетов необходимо знать численные значения констант равновесия соответствующих реакций. Для многих реакций различных типов — комплексообразования, окислительно-восстановительных, кислотно-основных — они найдены путем экспериментального определения концентрации реагирующих частиц в равновесных системах или рассчитаны теоретически, исходя из термодинамических параметров систем. Значения констант можно найти в таблицах, например, в справочнике Ю. Ю. Лурье Справочник по аналитической химии (М., Химия, 1989). Тем не менее эти таблицы не охватывают всего многообразия химических реакций. Во многих случаях для сложных химических процессов приходится [c.47]

Вторая часть книги содержит разнообразный материал описательной химии. Основной упор здесь сделан на изложение неорганической химии, которое сопровождается последовательным выявлением периодических закономерностей в свойствах различных типов соединений. Более подробно, чем обычно, рассматривается химия простых анионов и катионов, а также оксианионов различных элементов и их кислородсодержащих кислот на современном уровне изложены основы химии координационных соединений, в том числе вопросы их строения, устойчивости и стереоизомерии. Сравнительно более лаконично подана органическая химия, хотя по существу затронуты все важнейшие стороны этой обширной области химии, включая механизмы органических реакций, химию полимеров и биохимию. В конце книги помещена не совсем обычная для учебных пособий глава, посвященная актуальной теме—связи химии с загрязнением окружающей среды. Во второй части книги постоянно применяются структурные представления, законы химического равновесия и подходы, использующие теоретические воззрения на природу кислотно-основных и окислительно-восстановительных процессов. Благодаря этому описательная химия превращается из несколько монотонного перечисления свойств веществ и наблюдаемых закономерностей их поведения в увлекательное объяснение научных, практических, а нередко и известных из повседневного опыта фактов на базе химических представлений. [c.5]

Разработка указанных методов изучения ионно-молекулярного равновесия коренным образом изменила состояние исследований в области кислотно-основных реакций в газовой фазе (и ряда других реакций см. разд. 5.2). Теперь стало возможным сравнивать трудно объяснимые ситуации в растворах с простыми процессами в газовой фазе, а также определять в газовой фазе кислотность любых соединений — от самых слабых кислот типа метана до самых сильных. В растворах же в силу выравнивающего эффекта растворителя или низкой растворимости можно изучать только ограниченное число кислот. [c.134]

В разд. 3.3.1 и 4.2.1 уже рассматривались равновесия типа кислота Бренстеда — основание Бренстеда, в которых сам растворитель участвует как кислота или как основание. В этом разделе будут приведены примеры влияния растворителей на такие реакции переноса протона, в которых растворитель непосредственно не участвует. Интерес к исследованию такого рода кислотно-основных равновесий в неводных растворителях стимулировали основополагающие работы Барроу и др. [164], изучавших кислотно-основные реакции между карбоновыми кислотами и аминами в тетрахлорметане и хлороформе. [c.160]

В книге на современном уровне кратко изложены теоретические основы гравиметрии и титриметрии - образование и свойства осадков, типы химических равновесий в гомогенных и гетерогенных растворах описаны кривые титрования проанализированы ошибки в кислотно-основном, осацительном, комплексимет-рическом и окислительно-восстановительном титровании. Подробно рассмотрены аппаратура и техника проведения всех операций в количественном химическом анализе. Все расчеты проведены с учетом новых данных о величинах констант, стандартных потенциалов и т.п. [c.2]

В свете всего изложенного вполне вероятно высказанное выше предположение о том, что смен ение полос в спектрах поглощения аммиачных растворов нитро- и полинитрофенолов вызвано возникновением комплексов кислотно-основного типа и обусловлено присутствием нитрогрупп в бензольном кольце. Равновесие смещено в сторону комплексообразования неодинаково у разных изомеров. [c.297]

Как следует из данных, приведенных в разделе о кислотных и основных свойствах комплексов, в тех случаях, когда находящаяся внутри комплекса координированная группа представляет собой способную к диссоциации нротонсодержащую молекулу типа КН или же остаток К, способный к присоединению протона (протонов), сольватационное равновесие может быть осложнено равновесием кислотно-основного тина. [c.424]

Возвращаясь к растворителям, в которых ассоциация ионов отсутствует или может быть учтена, интересно рассмотреть эффект изменения природы растворителя с позиций коэффициентов активности. Для данного растворителя коэффициенты активности обычно определяют так, что Д—>-1 при бесконечном разбавлении, а отклонения Д от единицы возникают из-за нарушений законов разбавленных растворов, например вследствие межионного притяжения. Предположим, что все константы равновесия экстраполированы на бесконечное разбавление, и, таким образом, коэффициенты активности этого типа можно опустить. Когда мы рассматриваем эффект, обусловленный изменением растворителя, то все коэффициенты активности должны быть отнесены к бесконечному разбавлению в данном растворителе, в качестве которого для наших целей удобно выбрать воду. Мы можем затем определить коэффициент активности для частицы 1 в любом растворителе с помощью соотношения А0°=/ Г1п/° где АС° — изменение свободной энергии при перенесении одного моля вещества 1 из разбавленного раствора в исследуемом растворителе в раствор равной концентрации в стандартном растворителе (воде). Соответствующий коэффициент активности называется вырожденным [34]. Он равен коэффициенту распределения частиц 1 между водой и исследуемым растворителем для случая разбавленных растворов. Если константа равновесия кислотно-основного взаимодействия А1-ьВ2Ч А2-1-В1 в воде равна К°, соответствующая константа равновесия в любом другом растворителе К связана с первой соотношением [c.86]

Потенциометрический метод исследования химического равновесия применим в тех случаях, когда возникновение и установление равновесного потенциала электрода отвечают состоянию химического процесса в растворе иными словами, когда выполняется строгая термодинамическая зависимость Е =/(а), где а - активность потенциалопределяюшего компонента, участвующего одновременно в химической реакции. Среди различных типов химического равновесия, изучаемых методами потенциометрии, кислотно—основные процессы и комплексообрааование занимают одно из ведущих мест. [c.103]

Из уравнения (3.75) следует, что тепловому эффекту в 5 кДж/моль соответствует изменение р/С на 0,03, при изменении температуры на 10°. Тепловой эффект диссоциации многих слабых кислот и оснований в водных растворах находится в пределах от —12,0 до 12,0 кДж/моль, что соответствует изменению рЛ примерно на 0,071 единицы при изменении температуры на 10°. Это сравнительно небольшое число, поэтому во многих химикоаналитических расчетах кислотно-основных равновесий влиянием температуры пренебрегают. Наибольшее влияние температура оказывает на процессы типа (3.44), связанные с диссоциацией воды на ионы. Процесс НОН = Н+ + 0Н существенно эндо-термичен (АЯ = 56,1 кДж/моль), поэтому с увеличением температуры константы равновесия таких процессов заметно увеличиваются. [c.61]

Протонная теория дает четкий критерий для отнесения химических реакций к типу кислотно-основных, позволяет выражать в количественной форме основные характеристики протолитическюс равновесий и расположить водородсодержащие вещества в ряд по возрастанию их способности отдавать протон. Эти достоинства обеспечили широкое использование протонной теории в химической практике. В то же время этой теории свойственна ограниченность в связи с тем, что она не рассматривает большое число веществ кислотного характера, не содержащих водорода. [c.285]

Следует иметь в виду, что соли, гидролизующиеся по разному типу, при смешивании в растворе взаимно усиливают гидролиз друг друга, так как их растворы имеют противоположные кислотно-основные характеры и нейтрализуются. Например, в растворе А1С1з рН<7, а в растворе МагСОз рН>7, и тогда при их смешивании происходит связывание Н+ из первого раствора с ионами ОН из второго с образованием Н2О, что смещает равновесие гидролиза в сторону образования продуктов полного разложения солей [c.172]

Калориметрическому измерению теплот реакций кислотно-основного взаимодействия обычно предшествует исследование равновесий и выбор оптимальных концентрационных условий проведения калориметрического опыта. Равновесия в растворах миогоосновных кислот удобно представить в виде так называемых диаграмм равновесия, показывающих относительное содержание отдельных продуктов ступенчатой диссоциации в зависимости от pH раствора. Доля каждой частицы рассчитывается по уравнениям типа (Х1.43), считая анион кислоты центральным ионом, а ионы водорода лигандам. [c.279]

В противоположность ионным и кислотно-основным равновесиям, которые устанавливаются мгновенно, соль-ватационные равновесия типа (1.29) протекают во времени. [c.58]

С. приводит к тому, что тип р-рителя изменяет скорость хим. р-цш1 (до 10 раз), определяет относит, устойчивость таутомеров,. конформеров, изомеров, влияет на механизм р-ций. Положения кислотно-основных равновесий в значит, степени определяются сольватирующей способностью р-ри-тЁля, Подробнее о влиянии С. ва физ.-химь характеристики растворенных в-в и их реакц. способность см. в ст. Реакции в растворах. [c.379]

Любое состояние химического равновесия может быть описано константой равновесия К. Это очень полезный параметр, и он может быть использован для описания большого ряда аналитически важных химических процессов, та- ких, как кислотно-основные взаимодействия, комплексообраэованне, а также окислительно-восстановительные (редокс) реакции. Гетерся енные равновесия играют важную роль в современных аналитических методах разделения, таких, как экстракция и хроматография. Константа равновесия — это средство, с помопц>ю которого могут быть представлены и подробно описаны химиче-ские равновесия всех типов. Введение этой характеристики системы позволяет объяснять и моделировать особенности химических процессов в сложных системах. [c.121]

Приведенные примеры показывают, что при использовании констант равновесий следует четко оговаривать форму записи соответствующего уравнения и строго придерживаться общепринятых договоренностей на сей счет, если таковые имеются. Например, кислотно-основные равновесия (равновесия переноса протона, разд. 6.1) традиционно принято записывать как процессы диссоциации, а равновесия комплексообразования (разд. 6.2) — наоборот, как процессы ассоциации. Кроме того, для диссоциации многоосновных кислот принято использовать только ступенчатые констанш, а для равновесий комплексообразования возможно использование как ступенчатых, так и общих констант. Подробнее эти соглащения будут обсуждены в разделах гл. 6, посвященных описанию отдельных типов химических равновесий. [c.85]

Наиболее распространенными побочными реакциями с участием лиганда являются реакции лротонцровшия (кислотно-основные), а с участием иона металла — реакции комплексообразования с другими лигандами, присутствующими в системе (СГ, НИз, СНзСОО и т. д.) важный случай реакций такого типа — образование гидроксокомплексов. Условные константы устойчивости, таким образом, зависят от pH и состава раствора. Если известны концентрации частиц, принимающих участие в побочных реакциях, и константы соответствующих равновесий, то можно легко рассчитать молярные доли и и условную константу устойчивости. [c.147]

Вопрос о том, является ли закон Ламберта — Бера точным, обсуждался во многих работах. В настоящее время считают, что закон в основе своей правилен, хотя возможности его применения не столь универсальны, как предполагали раньше. Закон точно выполняется, если наблюдаемое поглощение обусловлено частицами одного типа. Это условие, однако, в ряде случаев нарушается поэтому имеет смысл указать на наиболее часто встречающиеся причины его невыполнения. Отклонения от закона Ламберта — Бера наблюдаются 1) когда различные формы поглощающих частиц находятся в равновесии, как, например, в случае таутомерии или кислотно-основного равновесия 2) в системах, имеющих ясно выраженную тенденцию к ассоциации либо молекул растворенного вещества между собой, либо между молекулами растворенного вещества и растворителя (например, в случае комплексов, образованных как за счет водородных связей, так и вследствие ван-дер-ваальсовых сил) 3) когда имеет место тепловое равновесие между основным состоянием и достаточно низко расположенным электронным уровнем возбужденного состояния (явление термохромизма). [c.85]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология