Константы диссоциации некоторых кислот при

I, Константы диссоциации некоторых кислот и оснований (при 25 С) [c.221]

Константы диссоциации некоторых кислот при 25°С [c.219]

Константы диссоциации некоторых кислот элементов 3 периода периодической системы следующие [c.197]

Константы диссоциации некоторых кислот и оснований в водных растворах [c.276]

Х.В.2. Константы диссоциации некоторых кислот в воде [c.70]

Ниже приведены константы диссоциации некоторых кислот и оснований. [c.152]

Таблица 111-19. Константы диссоциации некоторых кислот

При этом действие -/-эффекта возрастает в ряду I < Вг < С1 < Р. В табл. 21.1 приведены константы диссоциации некоторых кислот. [c.607]

Константы диссоциации некоторых кислот в воде при 25 °С даны в таблице 2-2 [10, с 83, 925] [c.91]

Можно попытаться сравнить сильные кислоты, применив вместо воды другой растворитель, в котором их диссоциация будет ограниченной, т. е. эти кислоты станут слабыми. Таким растворителем может быть, например, безводная уксусная кислота, в которой по степени (или по константе) диссоциации некоторые кислоты, сильные в воде, можно расположить в ряд [c.67]

Отрицательные логарифмы кажущихся констант диссоциации некоторых кислот в 0.1 Л1 растворах КС1 при 20° [c.21]

III. КОНСТАНТЫ ДИССОЦИАЦИИ НЕКОТОРЫХ КИСЛОТ [c.198]

Таблица 2.14. Константы диссоциации некоторых кислот в СНзСООН при 20° С

Константы диссоциации некоторых кислот и оснований (при 25 Ц, если не указано особо). Курсивом даны константы, основанные на активностях [c.337]

Константы диссоциации некоторых кислот, оснований и воды [c.165]

Общие указания относительно получения солей карбоновых кислот дать трудно, так как одни кислоты хорошо растворимы в воде, другие нерастворимы. Кроме того, способность к образованию солей зависит от силы кислоты (константы диссоциации). Некоторые кислоты, нерастворимые в воде, переходят в раствор в виде солей при прибавлении щелочей или аммиака. Особенно удобно пользоваться аммиаком, избыток которого можно удалить при выпаривании раствора, в котором остается чистая соль. Этот путь непригоден для получения солей очень слабых кислот, так как при выпаривании соль гидролизуется и аммиак улетучивается. Поскольку аммонийные соли идентифицировать нельзя, путем обменного разложения с растворимыми солями металлов получают нерастворимые или труднорастворимые кристаллические соли металлов и органических кислот. [c.488]

Константы диссоциации некоторых сильных кислот в водных растворах при 25 °С [c.242]

Таблица 2.14. Константы диссоциации некоторых кислот в Hj OOH при 20 "с

Протон в уксусной кислоте сольватируется очень слабо, поэтому диссоциация кислот в этч)м растворителе затруднена. Кислоты, сильные в водном растворе. Становятся слабыми в уксусной кислоте. В табл. 2.14 приведены константы диссоциации некоторых кислот в среде взводной уксусной кислоты. Все эти кислоты являются слабыми в среде уксусной кислоты, но неодинаково слабыми. В водном растворе H IO4 и HNO -одинаково сильные кцслоты, а в безводной СНзСООН азотная кислота в 4000 раз слабее хлорной кислоты. Таким образом, в среде уксусной кислоты становятся более заметными различия в силе кислот. [c.300]

Константа диссоциации угольной кислоТы по первой ступени составляет A =4,45 10" кремневой кислоты— 2,2 10 °. Для сравнения приведем константы диссоциации некоторых кислот — сильных электролитов НС1— 11-10 Н1-Ы0". HsSO.-MO, HN03-4,36-10> и т. д. [c.171]

Константы равновесия таких реакций чаще называются константами ионизации, или константами диссоциации. Численные значения констант диссоциации некоторых кислот, часто обозначаемых символом К1 (индекс а от англ. a id— кислота), приведены в табл. 4-4. Обратите внимание, что все эти кислоты различаются по своей способности отдавать протон. Для более сильных кислот, таких, как муравьиная или молочная, характерны более высокие значения констант диссоциации, тогда как для более слабых кислот, к которым относятся, например, ион Н2РО4,-более низкие значения. Одна ю наиболее слабых кислот, приведенных в табл. 4-4,-ион NH , обла- [c.91]

В табл. 2 приведены константы диссоциации некоторых кислот и оснований, а на рис. 1 — кривые диссоциации. На рис. 1, на оси абсцисс нанесены значения pH, а на оси орди- 5 нат процент диссоциации или концентрация щелочного компо-ента (диссоциированной формы), выраженная в процентах к общему количеству взятого вещества. [c.17]

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]

В табл. 1.3 приведены значения констант диссоциации некоторых растворов различной концентрации. Только для очень слабых электролнтов (растворы аммиака и уксусной кислоты) константа [c.43]

Если пользоваться значениями активности, то законы химиче ского равновесия можно применять н к сильным электролитам, В частности, при этом можно получить значения констант дне-социации сильных кислот. В выражении константы диссоциации вместо концентраций нонов и неднссоциированных молекул будут стоять их активности. Несмотря на некоторую формальность такого рода констант, они полезны, так как дают возможность сравнивать друг с другом свойства сильных кислот. В табл. 14 приведены константы диссоциации некоторых сильных кислот, выраженные через активности. [c.242]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология