Константы диссоциации некоторых оснований при

Таблица 26. Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований при 298 К

Константа электролитической диссоциации является характеристикой силы электролита. Чем константа диссоциации кислоты или основания больше, тем сильнее данный электролит. Например, уксусная кислота (/С = 1,85 10 ) во много раз сильнее цианистоводородной, у которой К = 4,8 10 , и примерно в 10 раз слабее муравьиной, у которой К — 1,8 10". В качестве примера в табл. 50 приведены константы диссоциации некоторых слабых электролитов. [c.237]

Метод расчета концентрации ионов водорода и гидроксид-ионон в растворах слабых кислот и слабых оснований несколько сложнее, чем метод расчета для сильных электролитов, и проводится с исполь. юванием констант их диссоциации, В табл. 23 приведены константы диссоциации некоторых слабых электролитов, а также отрицательные логарифмы констант пК-, (рК,,= [c.304]

Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований в водных растворах для разных ступеней диссоциации [c.389]

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

IV. КОНСТАНТЫ ДИССОЦИАЦИИ НЕКОТОРЫХ ОСНОВАНИЙ [c.199]

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

Константы диссоциация некоторых слабых оснований при 25°С [c.223]

Х.В.З. Константы диссоциации некоторых азотсодержащих оснований в воде [c.72]

Ниже приведены константы диссоциации некоторых слабых оснований [c.220]

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

Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований [c.199]

Значения констант диссоциации кислоты, основания, соли, константы автопротолиза растворителя, исходная концентрация кислоты считываются и выводятся на широкую печать под заголовком. Н присваивается значение НО и при этом значении Н рассчитываются концентрации анионов кислоты В, катионов основания С и анионов растворителя Г по уравнениям (12—И) со значениями СВ в первой точке титрования. По полученным значениям О, С и Г из уравнения электронейтральности (11) находится последующее значение Н (НП), затем находится разница между предыдущим и последующим значениями Н Т = но — НП. Так как выбор НО до некоторой степени произволен, то для определения направления движения к Нравн в программе предусмотрен блок автоматического выбора знака шага У, Приближение Н к равновесному значению идет с постоянным шагом до перемены знака у Т. При перемене знака значение шага уменьшается вдвое и остается постоянным до следующей перемены знака у Т. Расчеты продолжаются до тех пор, пока абсолютное значение Т не станет меньше наперед заданной величины ЕР8 при выполнении этого условия pH, равное —1 [Н2М+], вычисляется и на печать выводятся значения СВ и равновесных концентраций ионов (Н2М+], [Ап ], [ВН+], [М ] в первой точке титрования. Затем расчеты выполняются для второй, третьей и т. д. точек титрования и заканчиваются, когда просчитываются значения равновесных концентраций ионов в конечной точке титрования (при О Р + 1, где Q — число точек титрования). [c.26]

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

В табл. 1 приводятся для водных растворов константы диссоциации некоторых органических кислот и оснований [2, 3], содержащихся в коксохимических продуктах. [c.8]

Спирт обладает свойством сильно понижать константы диссоциации азотсодержащих оснований. Это дает возможность титровать соли довольно сильных оснований, титрование которых в чисто водной среде не удается. Поскольку константы диссоциации различных оснований и индикаторов в спирто-водных смесях пока еще точно неизвестны, теоретический расчет ошибок титрования здесь опущен и приведены лишь некоторые практические подробности. [c.193]

КОНСТАНТЫ ДИССОЦИАЦИИ НЕКОТОРЫХ СЛАБЫХ КИСЛОТ И СЛАБЫХ ОСНОВАНИЙ ПРИ 18—25° [c.312]

Коэффициенты распределения и константы диссоциации некоторых пиридиновых и хинолиновых оснований [c.423]

Выражения (4.10) — (4.12) позволяют рассчитать константы гидролиза солей. Необходимые для расчета данные констант диссоциации некоторых слабых кислот и оснований приведены в табл. 5, для ионного произведения воды при комнатной температуре может быть принято значение /( =0,9-10 Ч [c.55]

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

То же относится и к соответствующим основаниям. В табл. 53 приведены константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований. [c.287]

Другое существенное осложнение состоит в том, что некоторая часть адсорбционных центров медленно связывается с белком. Иногда эта зависимость от времени такова, что для полного насыщения может потребоваться не менее часа. Ясно, что в этих случаях подход, основанный на равновесии, неприменим. Такие труднодоступные центры связываются с белком в процессе длительного нанесения его на колонку. Если нанесение белка на колонку занимает много времени, то обычно много времени требуется и для выхода белка из колонки. Таким образом, при быстрой элюции какое-то количество фермента остается на колонке и элюируется позже, что вызывает размывание задней границы белковой зоны (об(разование хвоста ). Это явление уже обсуждалось выше в рамках представлений о равновесии при анализе коэффициентов распределения и изменения констант диссоциации. Некоторые белки могут остаться на колонке, особенно если при изменении состава буфера происходит сжатие адсорбента, что в конце концов приводит к захватыванию белка в труднодоступном центре связывания. [c.100]

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]

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]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология