Константы ионизации (диссоциации) слабых кислот и оснований

В табл. 5-3 указаны константы ионизации ряда кислот в водных растворах там же приведены оценки для сильных кислот, маскируемые растворителем в водном растворе. Диссоциация протонированного растворителя Н3О на гидратированные протоны и HjO представляет собой просто миграцию протонов от одних молекул воды к другим и должна характеризоваться константой равновесия = 1,00. Если в качестве растворителя используется аммиак, все кислоты, сопряженные основания которых слабее, чем NHj, вследствие выравнивающего действия растворителя окажутся полностью ионизованными сильными кислотами. Таким образом, как фтористоводородная, так и уксусная кислоты в жидком аммиаке являются сильными кислотами. [c.217]

Константы ионизации (диссоциации) слабых кислот и оснований [c.375]

В пояснениях к табл. 8 и 29 приведен ряд примеров применения констант ионизации слабых электролитов и произведений растворимости в различных расчетах, производимых в аналитической химии. При этом мы исходили из современной теории Диссоциации электролитов Дебая-Гюккеля. Хотя эта теория и является в настоящее время общепринятой, все же в учебниках аналитической химии обычно все расчеты, связанные с К ионизации слабых кислот и оснований и с 8р, даются без учета ионных сил различных растворов (а следо вательно, и влияния посторонних солей), а коэфициенты активностей разных ионов или заменены я кажущимися степенями ионизации (что не всегда можно делать) или же совсем игнорируются (принимаются равными единице). [c.7]

Ионизация слабых кислот. Существует несколько различных способов определения констант ионизации слабых кислот и оснований. Наиболее распространенный метод включает потенциометрические измерения с водородным или стеклянным электродами. Метод измерения электропроводности был уже описан ранее (стр. 392). Выражение для константы диссоциации слабой кислоты НА в воде имеет вид [c.457]

Реакция смеси слабой кислоты и ее соли или слабого основания и его соли. Буферные растворы. Диссоциация слабой кислоты на ее ионы зависит от величины константы ионизации [c.27]

Константы ионизации (диссоциации) В растворах слабых кислот и оснований [c.370]

Очевидно, чем больше р/Са, тем слабее кислота. В табл. 3 приведены рКа некоторых наиболее часто встречающихся в химической практике слабых кислот. Соответствующее выражение для константы ионизации основания можно получить аналогичным способом, используя уравнение (1.156). Причем удобнее рассматривать обратную реакцию (1.156) "и характеризовать ионизацию основания с помощью константы диссоциации сопряженной кислоты ВН" . Например, в случае водного раствора аммиака [c.54]

Задачи, связанные с ионизацией слабых оснований, могут быть решены так же, как и в случае слабых кислот, если воспользоваться выражением для константы диссоциации Ка кислоты, сопряженной данному основанию. Сопряженной называется кислота, которая образуется в результате реакции протона с основанием. Для основания В, например NHз, не содержащего гидроксильной группы, можно записать [c.216]

Помимо фосфатных групп, в нуклеиновых кислотах содержатся слабые кислые и основные группы пуриновых и пиримидиновых оснований, состояние ионизации которых зависит от значения pH. Способные к присоединению протона аминогруппы — NH2 входят в состав аденина, цитозона и гуанина в первых двух они характеризуются близкими значениями рК (4,2—4,6) аминогруппа гуанина является более слабым основанием (рК 3,3). Гуанин и тимин содержат кислотные группы —СО—N11—, которые в результате кето-енольной таутометрии могут находиться в состоянии —С(ОН)—N— и при этом способны к диссоциации с отщеплением протона. Величина рК этих групп 9,2—9,8. Электростатическое влияние фосфатных групп обусловливает отличие констант ионизации пуриновых и пиримидиновых оснований в нуклеотидах и нуклеиновых кислотах от значений, характеризующих те же основания в изолированном состоянии или в состоянии, когда они связаны только с остатками сахаров. [c.29]

Константами ионизации характеризуют силу кислот и оснований. Чем больше величина константы, тем сильнее и ионизация электролита в растворе. Поскольку константа диссоциации не зависит от концентраций растворов, она лучше характеризует склонность электролита к распаду на ионы, чем степень диссоциации. Экспериментальная проверка показала, однако, что закон разведения справедлив только для слабых электролитов. [c.49]

Уравнение (3-46) и его упрощенные формы также можно использовать для выражения концентрации водородных ионов в растворе соли слабой кислоты и слабого основания. По теории Бренстеда, раствор соли В№А можно рассматривать как наполовину нейтрализованный раствор эквимольной смеси кислот НА и ВН+. Чтобы образовалась соль состава ВН+А, кислота НА должна быть более сильной, чем ВН+. Поэтому константы ионизации К и /С2 можно заменить константами Ка и Кш/Кь (где Кь — классическая константа диссоциации основания). Тогда уравнение (3-46) принимает следующий вид [c.53]

При нагревании растворов слабых оснований освобождение ионов водорода происходит вследствие увеличения константы диссоциации воды при повышенных температурах это увеличение весьма значительно (при 100° константа диссоциации примерно в 40 раз больше, чем при 25°). В случае растворов солей слабых кислот ионы водорода освобождаются вследствие увеличения константы ионизации кислоты с температурой (которая в общем меньше, чем в первом случае). Поэтому в растворе первого типа влияние нагрева более сильно (температурный коэффициент больше) и кривые отгонки более выпуклы. [c.114]

Показано, что для ионизированных веществ значения являются функцией концентрации растворенного вещества. В случае неионизированных веществ эта зависимость Ка от концентрации связана, в основном, с относительным сродством смолы к воде и растворенному веществу. Часто возникает трудность при определении ионизированных и неионизированных веществ, а именно, при какой степени диссоциации вещество можно рассматривать как ионизированное Резких границ здесь установить нельзя. Соляная кислота может очень хорошо отделяться от уксусной Ка= 1,75X10 ) и еще в достаточно хорошей степени отделяется от трихлоруксусной кислоты (/( =2Х 10 ) Таким образом, относительно сильные кислоты, как уксусная и даже три-хлоруксусная, могут вести себя как неионизированные вещества. Нужно отметить, что во второй системе ионизация трихлоруксусной кислоты подавляется присутствием соляной кислоты. При другом разделении трихлоруксусная кислота, ведущая себя как ионный компонент, может быть почти полностью отделена от дихлоруксусной кислоты (/ rf=5x 10 ). Некоторые вещества с константами ионизации менее чем Ю ведут себя, в основном, как неионизированные. Это наводит на мысль о возможности разделения слабых кислот или оснований посредством нейтрализации до соответствующего значения pH, при котором наиболее сильный компонент превращается в соль. [c.188]

Чтобы установить сравнительную меру кислотности растворов сильных кислот или определить силу очень слабых оснований, Гаммет [43, 85] выражал кислотность через степень ионизации ряда индикаторов, являющихся слабыми органическими основаниями. Для установления шкалы кислотности он выбрал группу индикаторов, имеющих одинаковый зарядовый тип и близких по молекулярной структуре, а именно нитроанилины, м- и и-Нитроанилины, выбранные в качестве эталонных оснований, являются достаточно сильными, так что термодинамические константы диссоциации их сопряженных кислот ВН+ в воде могут быть измерены. Величиньл р/(а этих двух эталонных оснований составляют 2,50 и 0,99. Соотношение [В]/[ВН+] для этих индикаторов можно измерить вполне надежно в пределах 100-кратного изменения кислотности. Для /г-нитроанилина это соответствует как разбавленным водным растворам сильной кислоты, так и растворам, содержащим до 15% сильной кислоты. В более кислых растворах соотношение [В]/[ВН+] слишком мало и не может быть измерено с достаточной точностью Более слабое основание о-нитроанилин (р/Со = = —0,29) можно применить в том же интервале кислотности, что и л-нитроанилин, а также в растворах более сильных кислот и тоже в пределах 100-кратного изменения кислотности. Интервал кислотности 4-хлор-2-нитроанилина рКа = —1,03) перекрывает интервал о-нитроанилина, и его можно применять с растворами еще более сильных кислот. Выбраны 16 индикаторов из группы нитроанилинов, полностью соответствующие широкому интервалу pH, вплоть до кислотности, равной 100%-ной серной кислоте, и превосходящие эту кислотность. [c.108]

Установить зависимость константы скорости от кислотноосновных свойств субстрата оказалось труднее. Отчасти это обусловлено тем, что участвующие в каталитической реакции вещества обычно являются столь слабыми кислотами или основаниями, что измерить соответствующие константы диссоциации непосредственно не удается. Другое обстоятельство, которое следует учитывать, состоит в том, что исследуемая серия субстратов часто включает соединения, содержащие заместители вблизи реакционного центра (как, например, соединения, содержащие группу —СНХСО—). Между тем серии, составленные из молекул катализатора обычно представляют собой ряды, члены которых получаются введением заместителя вдали от реакционного центра (например, серии карбоновых кислот или фенолов). В дальнейшем мы увидим, что второй тип реакционных рядов характеризуется лучшей корреляцией между константами скоростей и равновесия. Тем не менее такие корреляции несомненно существуют для серий субстратов, ЧТО было впервые отчетливо показано Пирсоном и Диллоном [10] при сопоставлении скоростей ионизации карбоновых кислот в воде. Если рассматривают только химически схожие вещества (например, кетоны или кето-эфиры), наблюдают хорошее соответствие между р/С и значениями констант ионизации. Однако отдельные отклонения здесь обычно больше, чем в том случае, когда варьируют молекулы катализатора. Корреляция нарушается, если исследуемый ряд состоит из карбоновых кислот разных типов. Например, нитрометан диссоциирует в воде примерно в 10 раз медленнее, чем бензоилацетон, несмотря на то что их константы диссоциации очень близки по величине. [c.241]

Константа К.С названа условной относительной константой кислотности. Она соответствует константе ионизации кислоты Ка или константе гидролиза соли слабого основания Кьул теории электролитической диссоциации. [c.149]