Закономерности изменения силы кислот

Все предложенные объяснения закономерностей в изменении силы кислот, собранные в табл. 11, учитывают количество эквивалентных атомов кислорода в анионе кислоты, которое повышается от одного для очень слабых кислот Х(ОН)ш до четырех для очень сильных — ХОз(ОН)тп. Отрицательный заряд аниона будет равномерно распределен между этими атомами кислорода. Были высказаны различные точки зрения на то, почему распределение заряда стабилизует ион и, следовательно, усиливает кислоту. Одно из объяснений основано на электростатической модели. Оно исходит из того, что электростатическая энергия заряженной системы тем меньше, чем больше ее объем. Другой подход базируется на квантовой теории и объясняет стабилизацию либо резонансом или мезомерией нескольких структур иона, либо (что то же самое) понижением энергии молекулярной орбитали за счет делокализации электронов по нескольким связям. Хотя квантовый подход должен быть более фундаментальным, однако оценить его пригодность для обсуждаемой проблемы довольно трудно, так как применение этого подхода зависит отточки зрения на природу связей X— О в молекуле кислоты и в анионе. Например, процесс диссоциации хлористой кислоты можно представить следующими двумя схемами [c.118]

Закономерности изменения свойств низших оксидов и соответствующих амфолитов и кислот аналогичны закономерностям, свойственным высшим оксидам и их производным. Основный характер амфолитов в подгруппах возрастает с номером периода, сила кислот уменьшается в том же порядке. У одного и того же элемента низшие оксиды являются менее кислотными, чем высший оксид. [c.463]

НЕКОТОРЫЕ ЗАКОНОМЕРНОСТИ ИЗМЕНЕНИЯ СИЛЫ КИСЛОТ В РАСТВОРАХ [c.214]

Закономерности изменения силы кислот [c.13]

Выведенные уравнения для зависимости силы кислот и относительной силы кислот от свойств растворителей хорошо описывают экспериментально найденные закономерности. На основании выведенных уравнений изменение силы кислот под влиянием растворителей может быть подсчитано из независимых данных. [c.343]

Теперь мы попытаемся объяснить наблюдаемую закономерность в изменении силы кислот, используя сведения о структуре этих соединений. На рис. 19-6 показано предполагаемое расположение атомов в этих молекулах. Очевидно, что в каждом случае для отщепления протона необходим разрыв водород-кислородной связи. Последовательное уменьшение прочности связи водород — кислород при переходе от хлорноватистой кислоты к хлорной объясняет закономерность в изменении кислотных свойств. Как объяснить тот факт, что прочность связи изменяется в приведенном ряду Формально мы говорим, что степень окисления хлора изменяется в ряду кислот от 1+ до З-Ь, 54- и 74-, но в действительности ионов С1% l " , и С1 " в этих кислотах не существует. Степень окисления введена лишь условно для подсчета электрических зарядов, как указывалось в разделе 12-3.3. На самом же деле увеличивается лишь число атомов кислорода, связанных с центральным атомом хлора. Каждый раз, когда образуется новая связь кислорода с хлором, от атома хлора, а следовательно, и от первичной связи О — С1 оттягивается некоторая доля общего числа электронов. В результате этого электроны оттягиваются и от связи О — Н, которая потому ослабляется. [c.535]

На заре развития электронных представлений в химии Коссель объяснил изменение силы кислот в ряду HF С НС1 < НВг < Н1 ослаблением чисто электростатического (кулоновского) взаимодействия Н с анионом по мере увеличения его размера. Тогда это послужило одним из наиболее наглядных и убедительных доказательств применимости модели жестких ионов. Данный исторический пример поучителен в том смысле, что хорошее на первый взгляд объяснение природной закономерности отнюдь не гарантирует правильность примененной трактовки. [c.314]

В. Белякова. Мы сами понимаем, что в этом некоторый недостаток данной схемы, но закономерность в изменении силы кислот безусловно сохраняется. [c.132]

Важно отметить, однако, что внутри группы галогенов при переходе от легких к тяжелым элементам наблюдаются не только сходство физических и химических свойств, но и их закономерное изменение. Так, температуры плавления и кипения, а также удельный вес постепенно возрастают, углубляется окраска, уменьшается прочность двухатомных молекул свободных галогенов. Также закономерно изменяются при переходе от F к J химические свойства — ослабевают окислительные свойства галогенов, падает реакционная способность по отношению к водороду и металлам, но возрастают прочность кислородных соединений, сила галогеноводородных кислот и их восстановительная способность. Иными словами, в группе г алогенов, так же как и во всех других группах [c.61]

Закономерности изменения кислотности Льюиса также связаны с положением элемента в периодической таблице это видно из сравнения силы льюисовских кислот общей формулы МХ [87]. [c.344]

Обсудите химию элементов группы VHB. Выскажите причины закономерного изменения свойств. Рассмотрите реакции галогенов с металлами, водородом, водой, раствором гидроксида натрия, растворами галогенидов щелочных металлов. Примите во внимание также реакции галогенидов натрия с серной кислотой и силу галогеноводородных кислот. [c.437]

Закономерности, определяющие последовательность в изменении апротонных кислот, которые представлены в этих рядах, достаточно очевидны. Отметим лишь полную логичность последнего ряда, поскольку в нем уменьшается тенденция к отщеплению (и соответственно — устойчивости) катиона именно поэтому сила кислот в ряду Xs уменьшается от йода к хлору, так как молекула йода гораздо легче отщепляет катион I+, чем молекула хлора — весьма неустойчивый катион С1+. [c.44]

Во многих случаях факторы, вызывающие изменения в положении равновесия реакции, не могут быть определены экспериментально. Однако при изучении структурных изменений в связи с кислотно-основным равновесием удалось установить, что смещение электронного облака и образование диполя также может вызвать изменение в потенциальной энергии. Трудно ожидать, что теория, принимающая во внимание только молекулярную структуру кислот и оснований, позволит всегда решить в любом и каждом случае проблему силы кислот или оснований боз учета природы растворителя. Весьма трудно установить единую закономерность для органических соединений, поэтому связь между молекулярной структурой и кислотностью и основностью будет продемонстрирована на некоторых характерных примерах. [c.73]

VI и VII групп периодической системы изменение свойств по рядам Та V , — r i и Re — идет весьма закономерно. Во всех трех рядах наблюдается увеличение силы кислот, уменьщение их устойчивости, усиление окислительной активности и переход от бесцветных соединений к окращенным. [c.91]

Для соединений с гидроксильными группами и аквакомп--лексов металлов теория Усановича устанавливает четкую связь между потенциалом центрального и положительного ионов и кислотностью. Сила кислоты увеличивается по мере увеличения силы, отталкивающей атом водорода в группе ОН от положительного заряда. При этом наблюдаются следующие закономерности изменения силы кислоты в зависимости от места, которое центральный атом занимает в периодической системе элементов [c.404]

Важные закономерности изменения силы кислоты присущи неорганическим оксикислотам (табл. 11). Это отмечают многие авторы [16], хотя они и трактуют их по-разному. Как показано в таблице, кислоты подразделяются в зависимости от п в общей формуле ХОп(ОН)щ на четыре группы. Сила кислоты возрастает с увеличением гг и не меняется околь-либо значительно яри изменении величины т. [c.117]

О закономерностях изменения силы кислородсодержащих кислот можно судить по значениям первой константы диссоциации этих кислот в водных растворах СКОН), т. е. Н0С1, В(ОН)з, 51(0Н)4. Те(ОН)б (т-0) являются слабыми кислотами (для них а ,<10Л NO(OH), т. е. НКО , 80(0Н)2, т. е. Н ЗОз, Ю(ОН)з, т. е. Н5Ю (т -1) - значительно сильнее (для них /С.-10- +10- ) КОИОН), т. е. НЫОз. 502(0Н)2, т. е. Нз80< (/и - 2) - сильные кислоты. [c.271]

Объясните закономерности в изменении таких свойств водородных соединений в ряду Н2О —Н2Р0, как летучесть, термическая устойчивость, сила кислот в водных растворах, восстановительные свойства. [c.114]

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]

Однако вряд ли сольватация — единственная причина закономерного изменения свойств нуклеофилов, так как даже для незаряженных нуклеофилов нуклеофнльность возрастает при переходе сверху вниз в группе периодической таблицы. Такие нуклеофилы не столь сильно сольватированы, а изменение природы растворителя не оказывает на их нуклеофильность такого большого влияния (265]. Для объяснения можно использовать принцип жестких и мягких кислот и оснований (т. 1, разд. 8.4) [266]. Протон представляет собой жесткую кислоту, а алкильный субстрат (который можно рассматривать как кислоту Льюиса по отнощению к нуклеофилу, рассматриваемому как основание) намного мягче. Тогда в соответствии с принципом ЖМКО, приведенным в т. 1, разд. 8,4, следует ожидать, что алкильная группа по сравнению с протоном будет взаимодействовать предпочтительно с более мягкими нуклеофилами. Поэтому больщие по размеру, легче поляризуемые (более мягкие) нуклеофилы с большей силой (относительной) притягиваются к алкильному атому углерода, чем к протону. Это можно объяснить и по-другому чем выше поляризуемость нуклеофила, тем легче деформируется электронное облако, поэтому большие нуклеофилы в большей степени способны реально передать электронную плотность на субстрат, чем маленькие нуклеофилы, электронные облака которых более плотны. [c.77]

Одним из наиболее валяных факторов, определяющих силу кислот и оснований, является природа используемого растворителя, особенно если растворитель участвует в устанавливающихся в системе равновесиях, как это бывает в большинстве случаев. Изменение растворителя приводит не только к изменениям зиачен1П1 констант кислотности, но зачастую и к изменению ряда относительной кнслопюсти для конкретной серии соединений. Весьма характсрны. 1 примером в этом смысле является то, что кислотность алифатических спиртов в газовой фазе возрастает в ряду первичные <С вторичные < третичные спирты [10], тогда как при использовании обычных растворителей обнар живается обратная завнсимость. (Найдено, что толуол по своей кислотности располагается между метанолом и этанолом.) Подобные закономерности найдены и для кислотно-основных свойств аминов в газовой фазе [10]. [c.69]

На примере СГ-ПМС показан неспецифический характер адсорбции паров гексана и увеличение избирательной адсорбции диэтилового эфира с ростом содержания кремневой кислоты в соосажденных адсорбентах. Определены изостерические теплоты адсорбции и энтропии адсорбции гексана и диэтилового спирта на двухкомпонентных адсорбентах. Выявлено закономерное изменение величин термодинамических функций адсорбции диэтилового эфира в зависимости от соотношения метильных и гидроксильных групп на поверхности силикополиметил сил океанах. Величины изостерических теплот адсорбции диэтилового эфира постепенно растут с увеличением содержания кремневой кислоты в соосажденных адсорбентах. В то же время теплоты адсорбции гексана на двухкомпонентных адсорбентах различного состава остаются практически без изменений (рис. 3). [c.66]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология