Индикаторное равновесие

Общее уравнение индикаторного равновесия имеет вид [c.70]

ПОДРОБНОЕ РАССМОТРЕНИЕ ИНДИКАТОРНЫХ РАВНОВЕСИЙ [c.133]

Классификацию кислот Ганч обосновывал не только измерением спектров поглощения, но и другими методами. Так, об изменении состояния кислоты при действии растворителя и о неодинаковой природе гомогенных кислот он судил по результатам кинетических измерений (катализ разложения диазоуксусного эфира и инверсии сахара) и по смещению индикаторного равновесия. [c.81]

В аммиачных растворах солевой эффект при кислотном катализе и смещение индикаторного равновесия при добавлении солей выражены сильнее, чем в воде, и проявляются при значительно меньших концентрациях электролитов. [c.265]

Кислоты ионизированы в большей или меньшей степени и их растворы проводят электрический ток, катализируют реакции аммонолиза органических соединений и смещают индикаторное равновесие или сами являются индикаторами. [c.269]

Начиная с 1947 г. Дэвис с сотрудниками [20] выполнила серию работ, посвященных изучению индикаторных равновесий в бензольных растворах. Эти работы привели ее к точке [c.255]

В теории электролитической диссоциации (Оствальд н Аррениус, 1880—1890 гг.) было показано, что водородсодержащие соединения, обладающие кислотными свойствами, образуют в водном растворе ионы водорода. Применение закона действующих масс к равновесию диссоциации привело к формулировке констант диссоциации в качестве рациональной количественной меры силы кислоты. Подобно этому, основные свойства связывали с образованием в растворе гидроксильных ионов, а взаимно антагонистическое действие кислот и оснований объясняли реакцией Н++0Н Н20. Все это позволило определить кислоты и основания как вещества, образующие в водном растворе ионы водорода и гидроксил-ионы соответственно. Такое определение было общепринятым в течение следующих 30 или 40 лет. За это время было получено много количественных соотношений для процессов диссоциации и гидролиза, для буферных растворов, и для индикаторных равновесий, таким образом, многие результаты получили удовлетворительное объяснение. [c.15]

Уже давно известно, что мицеллы как коллоидные ассоциаты оказывают существенное влияние на индикаторное равновесие. Еще в 20—30 годах были проведены эксперименты с целью установления так называемой индикаторной ошибки , вносимой коллоидами [104, 241]. Изучали также ошибку, вносимую белками при [c.308]

Индикаторное равновесие в мицеллярных системах [c.309]

Влияние катионных и анионных ПАВ на индикаторные равновесия [105, 106] [c.312]

Индикаторное равновесие для присоединения протона к ненасыщенным соединениям может быть изучено аналогичным путем, описанным для взаимопревращения спирт—ион карбония. Это также кислотно-основная реакция (по Бренстеду), и к ней применимо уравнение 4.11) для функции кислотности Яо Гаммета . [c.98]

Если данные по средней области индикаторного равновесия можно описать с помощью функции кислотности Ях, то в пределах этой области изменение отношения ав/авн+ соответствует функции Ях- Согласованность графиков на рис. 9.2—9.4 убедительно показывает, что такое поведение существует и за пределами средней области. Это не опровергается кажущейся несогласованностью с данными по низким и высоким степеням превращения индикатора, так как в этих случаях возрастает погрешность определения /, вызванная неточностью величин 8в и Евн+. [c.381]

Указанные трудности можно продемонстрировать на некоторых конкретных системах. Хотя значение /С=24 для азотной кислоты, полученное методами ЯМР и спектроскопии комбинационного рассеяния, пока еще кажется бесспорным, опубликованные в 1957 г. данные [2] для большого числа других. кислот не подтвердились более поздними работами. Для хлорной кислоты первоначально было принято [3] значение /С=38, т. е. полагали, что эта кислота лишь немного сильнее азотной. Однако последующие работы выполненные с применением спектроскопии комбинационного рассеяния [4, 5] и метода ЯМР [6], показали, что хлорная кислота полностью диссоциирована в растворах с концентрацией по крайней мере вплоть до 8—ЮМ. Для константы диссоциации метансуль-фокислоты были получены значения /С=73 6 и Д =16 2 из спектров комбинационного рассеяния [7] и ЯМР [8] соответственно. В то же время два других автора [9, 10], интерпретируя равновесия с участием данной кислоты и индикатора, приводят значения /С=4 и 13. Не лучше обстоит дело в случае несколько более слабой трифторуксусной кислоты. Результаты недавнего тщательного измерения [11] константы диссоциации этой кислоты хорошо согласуются со значениями, полученными методами ЯМР и спектроскопии комбинационного рассеяния. Однако из-за трудностей экстраполяции авторы не смогли определить величину К более точно, чем в интервале 4<К<8. Несмотря на то что указанный интервал для константы К является достаточно широким, он не перекрывает большинство других данных. Например, первоначальные измерения методом ЯМР [3] дают значение К= = 1,8. Метод рефрактометрии [12] приводит к /С= 1,1 0,3, а согласно результатам изучения индикаторных равновесий [c.41]

Можно было бы поэтому ожидать, что уксусная кислота будет реагировать с большинством кислот лишь в очень небольшой степени — и это полностью подтверждается экспериментально. Так, в уксусной кислоте кислоты H IO4, НВг, H2SO4, rt-толуолсульфокислота и НС1 (которые полностью диссоциированы в воде) образуют ряд с понижающимися величинами рК- Этот вывод следует из измерений электропроводности, индикаторных равновесий, а также из данных по потенциалам хлоранилового электрода как в растворе исследуемой кислоты, так и в процессе титрования ее основанием. Вследствие низкой диэлектрической постоянной концентрация свободных ИОНОВ в уксусной кислоте очень мала. Даже в случае наиболее сильной кислоты — хлорной — только около половины ее молекул превращается в ионную пару МеСОгН -СЮ . Это показывает, что уксусная кислота представляет собой очень слабоосновную среду, а не просто среду, имеющую малую ионизующую силу вследствие низкой диэлектрической постоянной. Растворы хлорной и бромистоводородной кислоты в ледяной уксусной кислоте обладают более сильными кислотными свойствами, чем их водные растворы, и они нашли практическое применение для титрования очень слабых оснований, таких, как оксимы, или амиды, которые невозможно определить посредство.м титрования в водном растворе. [c.62]

При 15,5°С растворы, содержащие 0,042 М. едкого натра-(-0,01 % тропеолина О [1 аОз8СеН4М=МСвНз(ОН)г, рА 5г 12] и 0,0172 Ж двуокиси углерода-4" 0,01 % тропеолина О, смешивались в смесительной камере в отношении 68,8 62,9 и быстро пропускались через трубку [271]. Спектрофотометрирование вдоль трубки показало, что в текущей жидкости через время 1 после смешения раствор имеет ту же оптическую плотность, что и раствор 0,01 тропеолина О в едком натре с концентрацией с. В табл. 235 приведены соответствующие значения и с. Контрольные опыты показали, что индикаторное равновесие достигается менее чем за 1 10 сек. [c.437]