Константа логарифм отрицательный

РцН — водородный показатель, вычисленный по активности ионов Н рОН — гидроксильный показатель рК —отрицательный логарифм константы, напримеррК — отрицательный логарифм ионного произведения воды [c.440]

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 органических соединений как правило, невелики, и их численные значения обычно имеют множитель 10 в отрицательной степени, что при частом использовании несколько загромождает текст. Поэтому чаще используют величиН Ы — логарифмы значений с обратным знаком. Например, уксусная кислота имеет [c.10]

Во многих случаях бывает удобно выражать константу ионизации отрицательным логарифмом ее величины смысл такого представления К станет понятен несколько позже. Например, логарифм величины 10" равен — 5, а отрицательный логарифм этой величины равен 5. Отрицательный логарифм величины 1,8-10 равен [c.267]

При построении зависимости значений pH одноосновных кислот различной силы, т. е. при разных pKs, от соответствующей общей концентрации Со получают кривые, изображенные в нижней части рис. Д.37. При замене в уравнении (46) pH на рОН и pKs на рКв (отрицательный десятичный логарифм константы основности основания) получают кривые Со/рН для ос- [c.121]

Изобарный потенциал процесса всегда уменьшается (становится все более отрицательной величиной) с ростом константы равновесия, но при этом температура, при которой протекает процесс, должна оставаться постоянной. Для диссоциации воды с повышением температуры константа возрастает, но логарифм константы, оставаясь отрицательной величиной, уменьшается по абсо-лютному значению. В произведении Г lg К температура возрастает, а логарифм константы равновесия уменьшается, но, поскольку степень роста температуры выше по сравнению с уменьшением логарифма константы, все произведение в целом увеличивается с повышением температуры. Следовательно,, по температурному изменению изобарного потенциала не всегда можно судить о характере изменения константы равновесия и направлении его смещения. [c.87]

Практически в качестве константы используют отрицательный логарифм Ка так называемый рКл > величина которого тем меньше, чем больше сила кислоты [c.86]

Нитрилтриуксусная кислота является трехосновной кислотой — HgL. Кривая ее потенциометрического титрования имеет две буферные области (рис. 25), первая из которых соответствует диссоциации дв5 Х первых протонов, вторая — диссоциации третьего. Математической обработкой кривых нейтрализации вычислены [11, 28] соответствующие константы диссоциации, отрицательные логарифмы которых р/е = 1,89 р/сз = 2,49 p/ig = 9,73. [c.85]

Диссоциацию кислоты на ионы характеризует константа диссоциации кислоты. Отрицательный логарифм константы диссоциации кислоты называется силой кислоты рКд. Чем меньше рКд, тем сильнее кислота диссоциирует на ионы. В водном растворе соляная кислота — сильный электролит (рКд = 0,4), а в этаноле — слабый электролит (рКд = 1,95). [c.421]

Условные обозначения и сокращения рса — отрицательный десятичный логарифм концентрации кислоты р/Са — отрицательный десятичный логарифм константы диссоциации кислоты рсь — отрицательный десятичный логарифм концентрации гидроксида рКь — отрицательный десятичный логарифм константы диссоциации гидроксида рсс — отрицательный десятичный логарифм концентрации соли. [c.145]

Очевидно, чем сильнее кислота, тем ее константа ионизации больше. Для характеристики силы кислоты часто вместо К применяют отрицательный десятичный логарифм ее численного значения и обозначают р/С [c.229]

По аналогии с pH отрицательные десятичные логарифмы значений этих констант обозначают pA"s или р/Св соответственно. Положение равновесия реакций (I) и (И) зависит, как было указано, от растворителя. Это значит, что рК одной и той же кислоты или одного и того же основания различно в зависимости от растворителя. Было показано, что отношение констант диссоциации или разность значений р/С кислот или оснований Лри переходе от одного растворителя к другому примерно остается неизменным, если кислоты или основания химически родственны. Эмпирически можно определить кислотность растворителя в виде определенной шкалы потенциалов. Предпосылкой успешного потенциометрического титрования, как известно, является достаточно большой скачок потенциала в области точки эквивалентности. При титровании раствора наиболее сильных кислот растворами наиболее сильных оснований в данном растворителе получают максимальный скачок потенциала. [c.342]

Из формул (6.37), (6.38) и (6.41), (6.42) видно, что знак логарифма реальной константы равновесия определяется знаком разности Е — 2 (индексом 1 обозначена та пара, окисленная форма которой находится в левой стороне уравнения редоксиравновесия). В свою очередь, при положительном логарифме константа больше единицы, при отрицательном — меньше единицы [c.102]

Обычно принято выражать силу кислот в величинах отрицательного логарифма константы рЛГ = —Ig А д . На основании выведенных уравнений получим [c.270]

Для т > 1 получаются такие же соотношения, которые были получены для кривых титрования слабых кислот сильными основаниями [уравнения (3.4.1)—(3.4.4)1. Однако в случае реакций осаждения вместо р/( у в них подставляют отрицательный логарифм произведения растворимости продукта реакции рК . Для хелата типа МеУ , являющегося продуктом реакции, в этом случае используют показатель константы неустойчивости комплекса л ц1з, [c.66]

Р в отрицательный логарифм константы диссоциации основания. [c.56]

Р а — отрицательный логарифм константы диссоциации кисло- [c.57]

Обычно по аналогии с величиной pH используют отрицательный логарифм этой константы, обозначая его рКа- [c.154]

Сложением отрицательных логарифмов констант равновесий получают отрицательный логарифм константы суммарного равновесия [c.116]

Аналогичным путем можно вычислить отрицательный логарифм (р = —1ё) для числа, выражающего собой концентрацию любого иона или [Ап 1, константу [c.240]

Нитрилотриуксусная кислота, сокращенно обозначаемая НдХ, при нейтрализации сильным основанием ведет себя, как сильная двухосновная кислота, которую можно с точностью оттитровать по метиловому красному. Потенциометрическая кривая ее титрования также имеет нормальную форму, соответствующую израсходованию двух эквивалентов щелочи. Поведение нитрилотриуксусной кислоты подробно изучал Г. Шварценбах [1] потенциометрические измерения он производил при помощи стеклянного электрода и в качестве нейтрализующего раствора применял гидроокись тетраметилаМ мония, чтобы исключить возможное образование комплексного соединения с ионами натрия или калия. Для удаления углекислоты из титрующего раствора он взбалтывал суспензию окиси серебра с гидроокисью тетраметиламмоиия. Математической обработкой кривых нейтрализации (рис. 1, кривая I) Шварценбах вычислил соответствующие константы диссоциации, отрицательные логарифмы которых следующие [c.10]

Произведение ступенчатых констант устойчивости К1-Кг Кп = Кп называется полной, или общей, константой устойчивости отрицательный логарифм обозначают р/Сми- При обсуждении равновесий, например, в случае омплексометрического титрования при различных значениях pH часто используют общую константу устойчивости промежуточных комплексов. Поэтому целесообразно ввести отдельный символ р для обозначения этой константы. [c.43]

Уравнения (3.18) — (3.21) устанавливают связь между константами диссоциации, выраженными в т(фминах активности и концентрации, Подобным же образом можно установить связь и для других случаев химического равновесия в идеальных и в реальных растворах. Так, иапример, водородный показатель в реальных растворах должен быть равен отрицательному десятичному логарифму активности иопов водорода [c.78]

В связи со способностью к протоннрованию приобретают особое значение данные о силе кислот и оснований. Удобно характеризовать силу кислоты и основания отрицательными логарифмами констант диссоциации и ассоциации рКк = lgЛ к и рКо = — Ко, где [c.90]

Минеральные и карбоновые кислоты, как и кислрты Льюиса, присоединяются к олефинам, и по их способности к протонированию можно судить о силе кислот или оснований, которые характеризуются отрицательными логарифмами констант диссоциации и ассоциации рКк = Кк и рКо = —15Ко, где Кк= [Н+][А-] ВН+ о --[НА] [Н+] — кислота Б — основание. [c.65]

В качестве реакции сравнения, в которой гидролиз сложного эфира (I) проходил бы по тому же механизму, но без дополнительных нековалентных взаимодействий со стероидным фрагментом нуклеофила, выбрана реакция соединений (I, а—ж) со свободным имидазолом. Для незаряженных эфиров (I, а—в) логарифм константы скорости взаимодействия с нуклеофилом (II) gkn прямо пропорционален логарифму константы скорости взаимодействия с имидазолом ghrn (рис. 18). Соединения (I, г—е) реагируют несколько быстрее за счет электростатического взаимодействия разноименных зарядов в молекулах реагентов. Это проявляется положительным отклонением величины lg n от нормировочной прямой, полученной для незаряженных эфиров (рис. 18). В противоположность этому соединение (I, ж) обнаруживает отрицательное отклонение из-за отталкивания одноименных зарядов в молекулах реагентов. [c.73]

ЛИЧИНОЙ pH, ПО НИМ нельзя определить равновесные концентрации кислоты и аниона (или основания и катиона). Но для оценки кислотно-основного равновесия необходимо знать именно эти величины. Такую возможность дают так называемые логарифмические рН-диаграммы. Для их построения откладывают на оси абсцисс значения pH, а в области отрицательных значений оси ординат — значения десятичных логарифмов концентраций (в одинаковом масштабе). На рис. Д.39 изображена логарифмическая диаграмма, построенная для одноосновной кислоты СбНзСООН с константой диссоциации /(5 = 6,46 моль/дм (р/С5 = 4,19) и общей концентрацией Со=10 2 моль/дм . На примере диаграммы, изображенной на рис. Д.39, можно дать методику применения логарифмической диаграммы общую концентрацию Со определяют в точке, в которой ветвь кривой НХ (линия кислоты), параллельная оси pH, или соответственно кривой X (линия основания) пересекает ось ординат, так что в этой точке пересечения lg = lg o. Силу кислоты, характеризующуюся константой диссоциации Ks, определяют по уравнению pH = pJ < s, беря значение pH на параллельной ветви кривой НХ, начиная с которого (при одном и том же масштабе по осям [c.123]

Все термодинамические константы равновесия подсчитаны с учетом коэффициентов активности. Значения нормальных потенциалов полуэлемен-тов Ец обычно отнесены не к единице концентрации, а к единице активности. Величина pH, как известно, является отрицательным логарифмом активности, а не концентрации ионов водорода. Все методы измерения pH — электрометрический, индикаторный — дают не значения концентрации водородных ионов, а непосредственно указывают на активность водородных ионов. [c.20]

При какой-то определенной реакции среды количество диссоциированных молекул индикатора будет равно количеству недиссоциированных молекул. В этом случае [Hind] = [Ind ], т. е. их отношение будет равно единице. Следовательно, в этом случае концентрация водородных ионов будет численно равна константе диссоциации /С, т. е. [Н+]=/С. Взяв отрицательные логарифмы этих величин, получим рН = р/С, т. е. водородный показатель равен показателю константы диссоциации. В этих условиях окраска раствора будет иметь смешанный цвет (например, красный+жел-тый = оранжевый). [c.84]

Аналогичное по форме уравнение может быть выведено для щелочной буферной смеси слабого основания МОН и его соли МА с тем лишь отличием, что вместо рКкшл в это уравнение входит отрицательный логарифм константы диссоциации слабого основания. [c.129]

Для удобства вместо К (константа диссоциации) используется отрицательный десятичный логарифм этой величины рК (подобно pH). Такой же смысл имеют рКцест йпя комплексов, рПР для труднорастворимых солей (ПР — произведение растворимости). [c.302]

В заключение отметим, что константы равновесия, сложных процессов и реакций, которые требуют для своего определения данных о равновесных концентрациях ряда компонентов, всегда вычисляются с существенно большими ошибками, чем сами концентрации. Поэтому лишены разумных оснований попытки определения констант с точностью до процентов. Необходимо ясно сознавать, что меры точности в определении аналитических концентраций и констант многокомпонентных реакций существенно различны. Константы, приводимые с тремя значащими цифрами, например 3,62-или 1,44-10 , как правило, претендуют на неоправданно завышенную точность определения. При оценке констант в лучших случаях погрешности достигают десятков, в ху1д-ших — сотен процентов. Поэтому значения констант следует приводить с заведомым округлением до одной, двух значащих цифр или, используя логарифмическую шкалу рК, lgP (отрицательный логарифм константы диссоциации, логарифм константы образр-вания комплекса), округлять до 0,05—0,1 единиц p (lgP). [c.131]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология