Сила протонных кислот в воде

Обратимся к рассмотрению гидридов простых анионов в водных растворах и постараемся выяснить, насколько больше их кислотность кислотности воды. Сила протонной кислоты в водном растворе измеряется тем, насколько смещено вправо равновесие реакции [c.329]

СИЛА ПРОТОННЫХ кислот в ВОДЕ [c.36]

Растворители, в которых в большой степени проявляются различия в силе кислот (или оснований), называются дифференцирующими. Проявление дифференцирующего действия имеет большое практическое значение. Оно дает возможность при выборе соответствующего неводного растворителя проводить анализ и разделение таких веществ, которые в водном растворе ведут себя практически одинаково. Дифференцирующими растворителями для кислот являются уксусная кислота, этанол, ацетон и другие органические растворители, обладающие меньшим сродством к протону, чем вода. [c.300]

Вода, акцептируя протон сильно кислоты, проявляет свойства основания. Сила растворенной в воде кислоты определяется ее действием н,а воду, обусловленным состоянием приведенного выше равновесия. Например, карбоновые кислоты оказывают слабое влияние на состояние этого протолитического равновесия, т. е. являются слабыми кислотами. [c.416]

Причину понижения силы электролитов в амфотерных растворителях по сравнению с водой можно назвать уверенно более низкая, чем в воде, диэлектрическая проницаемость. Тяга к протону, т. е. степень основности, у большинства амфотерных растворителей выражена более отчетливо, чем у воды. Так, энергия сродства к протону у воды равна 707, а у метанола 753 кДж/моль . Но поскольку ДП метанола почти в 2,5 раза меньше, чем у воды, кислоты в нем существенно ослаблены по сравнению с водой. [c.62]

По этой причине невозможно различить силу перечисленных кислот в водных растворах. Другими словами, самой сильной кислотой, сила которой может быть измерена в воде, оказывается Н3О . Вещества, являющиеся лучшими донорами протонов, чем Н3О, образуют этот ион в воде и создается впечатление, что все они обладают одинаковой силой как кислоты. Указанный эффект называется выравнивающим действием воды на силу кислот. Чтобы можно было провести различие между силой таких кислот, необходимо использовать какой-либо растворитель, являющийся худшим акцептором протонов, чем вода, в котором эти вещества окажутся не полностью ионизованными. Таким образом удается установить, что относительная сила перечисленных выше кислот убывает в такой последовательности [c.249]

Степень перехода протонов к воде находится в очень хорошем соответствии со строением оксианиона, а также с ионным потенциалом гипотетического центрального иона Х"+, обладающим формальным ионным зарядом и +. Подобная уже знакомая нам закономерность (см. разд. 14.3) позволяет судить о силе кислородсодержащих кислот. Рассматривая структуру общего ви- [c.362]

Положения кислотно-основных равновесий (6.4) и (6.5) и величины соответствующих констант (6.7) зависят от природы растворителя. Если растворитель более сильный акцептор протонов, чем вода (например, аммиак), то в нем все величины рК уменьшаются, а сила кислот возрастает. В этом случае ряд кислот, являющихся слабыми в водных растворах, могут стать сильными. Чем сильнее основные свойства растворителя, тем больше кислот нивелируется в нем [c.125]

Гантч рассмотрел вопрос об относительной силе сильных минеральных кислот, которые в воде представляют собой полностью диссоциированные кислоты, такие, как соляная, хлорная и т. д. Согласно Гантчу, в воде минеральные кислоты имеют одинаковую силу и являются сильными кислотами, так как в воде нет исходных кислот, а только их ониевые соли нет хлорной и соляной кислот, а только ониевые соли этих кислот. Для того чтобы сравнить относительную силу хлорной, соляной и других сильных кислот, нужно выбрать растворитель, который обладал бы меньшим сродством к протону, чем вода. Можно ожидать, что в таком растворителе часть кислот будет образовывать ониевые соли и являться сильными кислотами, а другая часть кислот уже не будет образовывать ониевых солей. В качестве такого растворителя, который, в отличие от воды, не нивелировал бы, а дифференцировал свойства кислот, проявляя различие в кислотных свойствах, Гантч выбрал уксусную кислоту. [c.299]

Сила кислот и оснований в воде. В водных растворах сила кислоты определяется тем, насколько полно она отдает протоны воде, в то время как сила основания — насколько полно оно захватывает протоны у воды — поэтому сила кислот и оснований варьирует в широких пределах. Количественно сила кислот или оснований оценивается константой равновесия для реакций переноса протона между ними и молекулой растворителя — чем больше константа равновесия, тем больше сила кислоты или основания. Константу равновесия обычно обозначают для кислот через Ка и для основания — Кь- [c.102]

Для многоатомных ионов, кроме размера, имеют зна чение структурные факторы, особенно наличие гидрофильных групп. При одинаковых размерах и одинаковой структуре интенсивность взаимодействия аниона с водой определяется степенью его гидролиза или силой соответствующей кислоты. Чем выше сродство аниона к протону, [c.200]

Сильные кислоты должны столь же резко разниться друг от друга по силе, как и слабые кислоты так, сверхсильная хлорная кислота по численному значению ее константы диссоциации должна в миллиард раз превосходить соляную кислоту. В водных растворах сильных кислот эта разница не проявляется потому, что все они диссоциируют в своих водных растворах практически нацело и вследствие этого кажутся нам одинаково сильными вода как бы нивелирует силу сильных кислот. Но в растворителях с меньшим сродством к протону разница в силе кислот должна сказываться. [c.174]

Реакции между электролитами в жидком аммиаке протекают сходно с тем, как они протекают в водной среде. Так как молекула аммиака притягивает к себе протон от молекул кислот (образуя ион аммония) с большей силой, чем молекула воды (образуя ион гидроксония), многие кислоты, слабые в водной среде, становятся сильными в аммиачной. Роль щелочей в аммиачной среде играют растворимые амиды, роль носителя кислотных свойств — ион аммония, а основных—ион NHj . [c.430]

Поскольку в водных растворах вода присутствует в большом избытке, любая кислота, сопряженное основание которой слабее, чем HjO (т.е. имеет меньшее сродство к протону, чем HjO), должна быть почти полностью ионизована. По этой причине невозможно установить различие между силой таких кислот, как НС1 и H IO4 (хлорная кислота) в водных растворах. Обе эти кислоты в водном растворе полностью диссоциированы и поэтому являются сильными кислотами. Однако в растворителях, обладающих меньшим сродством к протону, чем вода, можно установить различия между НС1 и H IO4. Если в качестве растворителя используется диэтиловый эфир, хлорная кислота по-прежнему обладает свойствами сильной кислоты, но НС1 ионизуется лишь частично и, следовательно, оказывается слабой кислотой. Диэтиловый эфир не так сильно сольвати-рует протон, как вода (рис. 5-4). (Сольватация-это обобщение понятия гидратации, применяемое к любым, в том числе неводным растворителям.) Положение равновесия в реакции [c.217]

Аммиак и амины являются более сильными основаниями, чем вода. Для количественной оценки силы оснований служит величина константы основности к (подобно константе кислотности К у карбоновых кислот и фенолов). Она определяегся способностью оснований (аминов) отрывать протон от воды и определяется из равновесия [c.136]

Ионы в растворе могут появиться и путем переноса протона от молекулы растворенного вещества на молекулу растворителя или наоборот. Например, сильная кислота при растворении в воде передает свой протон молекуле воды, в результате чего образуется катион оксоний Н3О+ и анион кислоты. Первоначально образуется ионная пара, которая легко диссоциирует в воде в силу высокой диэлектрической постоянной последней. Аналогично растворение. аммиака в серной кислоте приведет к образованию ионов NHJ и аниона HSO4, В растворителях с низкой диэлектрической постоянной, которые мог т либо отдавать протон, либо обладают неподеленной парой электронов, способной принимать протон от кислоты, образование ионной пары происходит, но не сопровождается ее диссоциацией, и свободных ионов в растворе не образуется. [c.125]

Различают растворители нивелирующие и дифференцирующие. Нивелирующие растворители сглаживают различия в силе кислот (или оснований). Для кислот такими растворителями будут вещества с большим сродством к протону ЫНз, М2Н4, (гидразин), Н2О. Дифференцирующие растворители способствуют усилению различий в силе кислот (или оснований). Проявление дифференцирующего действия имеет большое практическое значение. Оно дает возможность, подобрав соответствующий неводный растворитель, проводить анализ и разделение веществ, которые в водном растворе ведут себя практически одинаково. Для кислот дифференцирующие растворители — СН3СООН, С2Н5ОН, (СНз)гСО (ацетон) и другие органические растворители обладают меньшим сродством к протону, чем вода. [c.285]

Сила кислоты в водном растьсре определяется тем, насколько полно она будет отдавать протоны молекулам воды, а сила основания — насколько полно оно принимает протоны молекул воды, и оценивается константой равновесия реакции переноса протона между ними и молекулой растворителя. Чем больше константа равновесия, тем больше сила кислоты или основания. Константу равновесия обозначают для кислоты Ка, Для оснований — Кв- [c.205]

Такие однозарядные катионы металлов как Ад(Н20)2, Ма(Н20)4 и КСНгО) слишком слабые, как доноры протонов, чтобы показать явные кислотные свойства в воде и поэтому не влияют на pH водного раствора (за исключением вторичного влияния ионной силы на автопротолиз воды). Катионы щелочноземельных элементов — Мд(Н20) +, Са(НгО) +, 8г(Н20)4+иВа(НгО) + по существу нейтральны и не влияют на pH водных растворов. Однако двузарядные катионы таких переходных металлов как Ре(Н20) , Си(НгО) +, Сд(Н20)1+, 2п(Н20) + и Ы1(Н20) можно приближенно сравнить по силе кислот с ионом аммония, поскольку реакции перехода протона типа [c.107]

Анализ литературных данных за последние годы показывает, что исследования велись по пути оценки кислотной силы уже общепризнанной кислоты и подсчета числа кислотных центров на каталитической поверхности. Дискуссия в литературе идет по вопросу о типах кислотных центров [1 —14], существующих на поверхности алюмосиликатных катализаторов и ответственных за их каталитическую активность. Мнения разделяются на две основные группы. Одна группа авторов [1, 4, 5, 9, 14] поддерживает ту точку зрения, что каталитическая активность связана с наличием в алюмосиликатном комплексе протона (кислоты типа Брен-стеда), обуславливающего легкость обменных реакций и многочисленные реакции углеводородов. Другая группа авторов [2, 3, 7, 10—13] считает, что такая протонизированная структура в виде кислоты не стабильна в отсутствие оснований и более вероятным является участие в катализе алюмосиликатной структуры без протона с недостатком электронной пары в валентной оболочке атома А1, т. е. кислоты типа Льюиса. Такая структура может объяснить легкость превращений углеводородов (хотя причина десорбции продуктов реакции остается неясной), но не объясняет наличия максимума активности катализаторов одного состава от содержания воды в нем и легкости обменных реакций без предварительной гидратации апротонных центров. Так, в работе Дэнфорса вода интерпретируется как сокатализатор [10]. Гельдман и Эммет [И], исследовавшие водородный обмен между изобутаном и дейтерированным катализатором крекинга в отношении природы активных центров А —51, также допускают либо наличие, либо присоединение молекул воды на кислотных центрах Льюиса прежде, чем изобутан претерпит активированную адсорбцию на поверхности катализатора. Таким образом, и эти авторы признают, что для объяснения обмена и протекания самой каталитической реакции па центрах Льюиса требуется предварительная гидратация поверхности. [c.247]

Оксикислотам можно приписать формулу МО (ОН) , и оказывается, что их сила, измеряемая первой константой кислотной диссоциации) отчетливо зависит от т и мало зависит от п. Качественно это можно объяснить тем, что каждый сильно электроотрицательный атом кислорода, связанный с М, оттягивает электроны от связи или связей М—ОН и тем самым облегчает отрыв протонов. Кислоты типа Н0С1, В(ОН)д, Si(0H)4 и Те(ОН)в— исключительно слабые, с обычно меньше 10 , тогда как кислоты с одним кислородом (например, ЫО(ОН), 50(0Н)а и Ю(0Н)5) значительно сильнее, хотя все же еще довольно слабые К.1 обычно между 10" и 10" ). Если имеются два или три атома кислорода, кислоты в воде не отличаются по силе, но в уксусной кислоте (как указывалось выше) перхлорная кислота с п = 3 гораздо сильнее, чем азотная или серная кислота с п = 2. [c.209]

Вода является довольно сильным основанием и будет принимать протоны от сильной протонной кислоты с образовапием гидксо-ниевых ионов, следовательно в разбавленной водной системе нельзя изучать кислоты, более сильные, чем ион гидроксопия. Несмотря на это, был проведен ряд исследований каталитической кислотности в водных системах. Применявшиеся методы состояли в титровании гидроокисями щелочных металлов [25, 56, 147—150], выделении кислоты из катализаторов посредством ионного обмена и ее последующего определения [22, 151—153], измерении количества углекислоты, выделяющейся из раствора бикарбоната, и исследовании скорости инверсии тростникового сахара [22, 103]. Хотя эти методы, особенно в первых работах по определению кислотности катализаторов крекипга, дали ценные сведения о химическом поведении и кислой природе катализаторов, их нельзя рекомендовать для измерения кислотности на поверхностях сильно дегидрирующих катализаторов крекинга [22, 88, 147]. Хэнсфорд [88] считает, что адсорбция гидроокиси щелочного металла в большей степепи является мерой удельной поверхности, чем кислотности катализатора. Это в действительности было бы так, если бы адсорбция измерялась по величине pH. Но вместе с тем титрование очень слабым раствором гидроокиси при величине рИ, близкой к нейтральной, могло бы дать полезные сведения, подобные тем, которые получаются при измерениях ионного обмена. Мы уже видели, что измерения ионного обмена могут дать некоторые сведения о кислотности поверхности прокаленных катализаторов. Как показал Планк [152], измерение величины ионного обмена с применением ацетата аммония дает результаты, очень хорошо согласующиеся с крекирующей способностью катализатора. Холм и др. [154] установили, что существует превосходное соответствие между каталитической активностью катализатора реакции полимеризации пропилена и величиной ионного обмена с ацетатом аммония. Последующие исследователи предлагали ввести индекс кислотной силы, основанный на константе равновесия реакции обмена. Значение этой константы равновесия также было рассмотрено Планком [118], который показал, что ее величина находится в соответствии с рКо в диапазоне 3,2- 3,6 для гидратированной в воде алюмосиликатной кислоты. [c.78]

Таким образом, в соответствии с уравнением (2 1) все сильные кислоты уравниваются (нивелируются) в силе под влиянием ам-фипротного растворителя — Н2О, являющейся слабым основанием (протонное сродство як о =773 кДж/моль). Этот эффект называют нивелирующим и говорят, что вода оказывает нивелирующее действие на силу сильных кислот (рис. 1). Естественно возникает Вопрос, почему только на силу сильных кислот Это объясняется тем, что слабые кислоты являются слабыми донорами протонов, а вода в свою очередь является относительно слабым акцептором протонов, что мешает их взаимодействию друг с другом по типу взаимодействия сильных кислот с водой. [c.25]

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]

КИСЛОТ. Эти зависимости были ясно установлены раннилш исследованиями Холла с сотрудниками на примере растворов в ледяной уксусной кислоте [16]. Их исследования производились по методу потенциометрического титрования с помощью хлоранильного электрода. Авторы показали, что кислоты, сильные в воде, оказываются еще более сильными в ледяной уксусной кислоте и что, хотя в воде различия в их силе выравниваются, сила этих кислот в уксусной кислоте колеблется в довольно широких пределах. Так, НСЮ, в этих растворах значительно сильнее, чем НзЗО . Это явление представляет собою естественное следствие очень малого эффекта выравнивания различий в силе кислот в данном растворителе. Что касается оснований, то Холл с сотрудниками показали, что даже такое слабое основание, как гуанидин, может хорошо титроваться в уксуснокислом растворе с помощью НСЮ4, причем полученные ими потенциометрические кривые обнаруживали резкий излом в конечной точке. Однако ацетамид является слишком слабым основанием, чтобы давать резкую конечную точку. Если бы была сделана попытка титровать гуанидин в водном растворе, то должно было бы произойти распределение протонов между гуанидином и водой, основные свойства которой не могут считаться ничтожно малыми по сравнению с основными свойствами гуанидина. Однак о в ледяной уксусной кислоте основные свойства растворителя слишком незначительны, чтобы успешно конкурировать с гораздо более сильным основанием — гуанидином, и резкость конечной точки не у.меньшается. [c.504]