Константы диссоциации (нестойкости) некоторых комплексных ионов

Таблица 8. Константы диссоциации воды в некоторых слабых кислот и оснований в водных растворах ЗЗГ Таблица 9. Произведение растворимости малорастворимых веществ 332 Таблица 10. Области перехода некоторых индикаторов 332 Таблица И. Степень гидролиза солей 333. Таблица 12. Стандартные электродные потенциалы некоторых окислительно-восстановительных систем 335 Таблица 13. Константы нестойкости некоторых комплексных ионов 335. Таблица 14. Растворимость КаС1 и КгСггО 335 Таблица 15. Растворимость некоторых солей и оснований в воде 336 Таблица 16. Стандартная энтальпия образования некоторых веществ 336

Константы диссоциации (нестойкости) некоторых комплексных ионов [c.327]

Значения констант нестойкости некоторых комплексных ионов приведены в приложении 5. Чем ниже константа нестойкости комплекса, тем прочнее комплекс, тем меньше концентрация в растворе простых ионов, образующихся при диссоциации комплекса. [c.239]

Константа диссоциации Кц комплексного иона характеризует способность распадаться на образующие его частицы и называется поэтому константой нестойкости Км- Как и любая константа равновесия, константа нестойкости зависит только от природы комплексного иона и растворителя, а также от температуры и не зависит от активности веществ в растворе. В табл. 33 приведены константы нестойкости некоторых комплексных ионов при 298 К. [c.251]

Диссоциация комплексных ионов, подобно диссоциации обычных молекул, процесс обратимый, подчиняется закону действия масс и характеризуется соответствующей константой диссоциации, или константой нестойкости К, причем, чем меньше эта константа, тем комплексный ион более устойчив. Например, константа нестойкости некоторых комплексных ионов будет [c.364]

В связи с тем что определение ступенчатых констант нестойкости (относящихся к каждой -последовательной ступени диссоциации) представляет большие экспериментальные и расчетные трудности, для некоторых комплексных ионов даются общие константы нестойкости, т. е. отвечающие полной диссоциации на все имеющиеся во внутренней сфере лиганды [c.393]

Между двумя электродами из одного металла, погруженными в растворы, одинаковых солей различной концентрации, возникает э. д. с., зависящая только от разницы в концентрации солей (и температуры). Такого типа гальванические элементы называются концентрационными. Они используются при определениях растворимости солей, констант диссоциации кислот и оснований, констант нестойкости комплексных ионов и т. п. pH растворов определяется при помощи концентрационных элементов. Во второй части гл. 3 Вы познакомитесь с концентрационными элементами, научитесь вычислять pH и некоторые важные константы (ПР, Кнест), а также узнаете о направлении реакций коррозии и последовательности осаждения металлов при электролизе. (О вычислении pH и ПР см. в Программированном пособии по общей химии , стр. 252—303.) [c.91]

Сопоставление общпх констант нестойкости (сы. табл. 13] с константами диссоциации некоторых кислот подтверждает точку зрения Хайндмэна о соответствии между силой водородных кислот и прочностью комплексных ионов, образуемых Ри (IV) с их анионами. Как видно из табл. 13, Рп (IV) образует наиболее прочные комплексы с карбопат-ионами. [c.79]

Расчеты растворимости осадков при образовании комплексов связаны с некоторыми затруднениями. Обусловлено это тем, что для многих комплексных соединений пока не установлены константы диссоциации (константы нестойкости или устойчивости). Кроме того, комплексные ионы, аналогично многоосновным кислотам, образуются и диссоциируют ступенчато. Состояние равновесия между отдельными формами комплексных групп зависит от концентрации лиганда и кислотности раствора. [c.176]

Диссоциация комплексных ионов с образованихем соответствующих простых ионов (илн ионов н молекул ) подчиняется закону действия масс н может быть охарактеризована некоторой ко 1стантой, называемой константой нестойкости комплекса. Так, например, в случае комплекса [А Нз)2]+ имеем [c.117]

Комплексные соединения, образуемые трилоном Б с различными ионами, — комплексонаты — имеют различную прочность, которую количественно принято выражать константой нестойкости. Константой нестойкости К называют константу диссоциации комплексного иона. Чем меньше ее величина, тем устойчивее комплекс. Прочность комплексного соединения удобнее выражать величиной, равной отрицательному логарифму константы нестойкости (р/С). В этом случае получаются целые. положительные числа чем больше значение рК, тем выше прочность соответствующего комплекса. В табл. 4 приведены значения констант нестойкости (р/С) для некоторых комплексонатов. [c.61]

Существенно новым в методике применения ионного обмена для исследования диссоциации комплексных соединений является предложенный недавно В, И. Парамоновой [13] метод кривых относительного поглощения комплексообразователя катионитом и анионитом. Этот метод позволяет полуколичественно определить области существования различных продуктов диссоциации комплексных соединений, установить их знак заряда в растворе, а в некоторых случаях и их состав, определить существование нейтральных комплексных моле1 ул и их концентрацию в растворе, а также определить константы нестойкости многих комплексов (в некоторых случаях и ступенчатые). [c.131]

При химических взаимодействиях в растворах всегда образуются смеси электролитов и присутствуют различные ионы. Одни из них образуются в результате диссоциации сильных электролитов, другие — слабых электролитов. Некоторые ионы вступают в реакцию, при этом образуются новые малодиссоциированные соединения, малорастворимые осадки, комплексные соединения или продукты реакций окисления — восстановления. Таким образом, в процессе титрования растворы представляют собой сложные системы, в которых в ряде случаев имеется несколько химических равновесий, в том числе и автопротолиз растворителя. Концентрация ионов зависит от общего состояния системы в каждый момент титрования. Поскольку состояние системы определяется термодинамическими константами, характеризующими химические равновесия, эти величины могут служить критериями применимости методов. К ним относятся константы диссоциации кислот, оснований, амфолитов (в неводных растворах также константы диссоциации солей), константы автопротолиза растворителей, константы нестойкости комплексов, произведения активностей осадков, окислительновосстановительные потенциалы и т. д. Термодинамические величины характеризуют полноту протекания реакций, а следовательно, и значения равновесных концентраций ионов. Теоретические кривые титрования дают возможность устанавливать, при каких значениях указанных констант кривые кондуктометрического титрования имеют излом, позволяющий найти точку эквивалентности. При этом реакции не обязательно должны протекать практически до конца, так как смещение ионных равновесий происходит в продолжение всего процесса титрования. Поэтому в основу кондуктометрических определений могут быть положены реакции в какой-то мере обратимые, что недопустимо в ряде случаев при использовании классических химических методов и некоторых физико-химиче-ских методов анализа. [c.38]

Применяя для промьвки колонки раствор цитрата аммония при рН = 5,0, можно разделить барий и стронций. Все три иона, образующиеся при ступенчатой диссоциации лимонной кислоты, или два иона—при диссоциации винной кислоты, способны образовать комплексные ионы с разделяемыми катионами. При pH—7, например, лимонная кислота оказывается почти полностью диссоциированной до трехзарядных анионов. Процесс образования комплексов зависит от величины pH и концентрации ионов аммония. Комплексы, получаемые с различными катионами, имеют разные значения констант нестойкости при одном и том же значении величины pH. В качестве комплексообразователей, кроме лимонной и винной кислот и их солей, можно также применять молочную, сульфосалициловую, щавелевую кислоты и их соли, а также некоторые др гие вещества. Опыты показывают, что наиболее эффективного разделения ионов можно достигнуть при адсорбции смеси катионов в верхней части колонки (что гарантирует от проскока), применяя последующее последовательное извлечение ионов путем промывки колонки подходящими комплексообразующими реагентами. Улучшения разделения можно достигнуть, уменьшая скорость промывки, изменяя размер частиц сорбента, повышая температуру, изменяя высоту колонки, увеличивая обменную емкость сорбента (например, путем замены одного сорбента другим с более высокой обменной способностью). [c.111]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология