Аквакислоты

Вообще, почти все гидратированные ионы металлов можно рассматривать как аквакислоты. Впрочем, ионы щелочных и щелочноземельных металлов практически не проявляют свойств кислоты, так как эти ионы имеют сравнительно большие размеры, малый заряд, а следовательно, не могут отщеплять протон от молекул гидратной оболочки. Совсем иначе обстоит дело с ионами элементов побочных групп периодической системы, имеющих малый размер и высокий электрический заряд. Например, ион [Ре(Н20)б] + имеет рКа = 2,2 и относится к сильным кислотам. [c.385]

Имеются два типа кислот в растворах галогеноводородов, как это следует из двух различных, но дополняющих друг друга определений кислот. Это или акцепторы галоген-ионов, например галогенид-ные соединения бора, или доноры протонов, как, например, сильные аквакислоты. Данные об электропроводности растворов кислот в НГ приведены в табл. 16 и 21. [c.99]

Это представление, справедливое для гидроксосоединений тяжелых металлов, было соверщенно произвольно обобщено Вернером и распространено на гидроокиси щелочных и щелочноземельных металлов, хотя между гидроксосоединениями металлов восьмой группы и гидроокисями МОН и М(0Н)2 (где М — щелочной или щелочноземельный металл) существует принципиальная разница. В силу этого, а также некоторых других обстоятельств положения Вернера об ангидрокислотах, аквакислотах, ангидро- и акваоснованиях вскоре было оставлено. [c.282]

Такие комплексы называют аквакислотами. Характерной для Р1 (-1-4) является сильная двухосновная кислота Нз[Р1С1в] и ее соли. [c.425]

Характеристические соединения. Элементы первой диады образуют летучие оксиды Кп04 и 0804. Это единственные в своем роде примеры соединений, в которых степень окисления элемента УПШ-группы равна -Н8, т.е. отвечает номеру группы. В силу координационной насыщенности эти оксиды не присоединяют воду, поэтому им не отвечают гидроксиды. Они способны растворяться в воде, химически с ней не взаимодействуя. Кислотный характер этих оксидов проявляется лишь в их способности образовывать комплексные соли с основными гидроксидами, например К2[0804(0Н)2]. Отвечаюпдае подобным комплексным солям кислоты называются аквакислотами, наприме]) Н2[0804(0Ы)2]. [c.497]

Учитывая комплексообразование, А. Вернер (1907) предложил теорию ангидро- и аквакислот и оснований. Согласно этой теории, в водном р-ре безводные к-ты, т. наз. ангидро-кислоты (А) и ангидрооснования (В), превращаются в аквакислоты [АОН] Н и акваоснования [ВН] ОН", к-рые диссоциируют [c.393]

В случае Н2О как сокатализатора порядок формирования системы имеет еще большее значение из-за ее высоких основных свойств и способности аквакомплексов к распаду с генерированием других активных протогенных частиц, например галогенводородов. Если эта возможность исключена, как в случае приготовления RAl l2 H20 по специальной методике [71, 76], образование комплексной аквакислоты является движущей силой в обеспечении нуклеофильного участия, необходимого для образования и стабилизации промежуточного соединения. В связи с этим из двух возможных путей инициирования аквасистемами (МеХ , + Н2О) [c.73]

Важность образования кооперативных промежуточных комплексов и связь процессов взаимодействия комплексной аквакислоты с мономером и формирования противоиона подтверждаются кванто-химическими расчетами системы С4Н8-КпА1С1з п Н20 [203, 204], которыми оценивались значения параметров, характеризующих кислотную силу аквакомплексов хлоридов алюминия заряд на атоме Н протонодонора (qH) и энергия протона из комплекса (ЗЕ е р) - показатель кислотности (5рка). Известно, что они коррелируют с каталитической активностью комплексов в электрофильных реакциях [18, 205. [c.74]

Соответственно, Вернер предложил классифицировать кислоты на ангидридо- и аквокислоты. Например, H I - это ангидридокислота, ей соответствует аквакислота H l-OHj, которая диссоциирует по схеме НСЮН - Н+, [c.501]

Попытки приготовить ион P I3OH+ при взаимодействии сильных аквакислот с хлорокисью фосфора в хлористом водороде также оказались неудачными [c.98]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология