Диссоциация кислотная и основная, уравнение

Теории индикаторов. На основе теории электролитической диссоциации Оствальд в 1894 г. создал ионную теорию индикаторов. По этой теории кислотно-основные индикаторы рассматривают как слабые органические кислоты, основания и амфотерные соединения, у которых цвет недиссоциированных молекул и ионов имеет различную окраску. Индикаторы-кислоты диссоциируют по уравнению [c.273]

Кислотно-основные свойства аминокислот могут быть выражены обычными уравнениями диссоциации вещества как кислоты и как основания, с отвечающими им константами. Например, для глицина [c.207]

По Бренстеду, кислоты — это частицы, способны отщеплять протоны, а основания — частицы, способные их присоединять. Протон может выделяться только в том случае, если в системе есть основание, способное этот протон присоединять. Кислотно-основное взаимодействие поэтому представляет собой двойное протолитическое равновесие, в котором принимают участие две пары сопряженных кислот и оснований. Например, диссоциация уксусной кислоты описывается следующим уравнением [c.88]

Выражение (5-34) для константы диссоциации слабой кислоты получено при помощи двух уравнений, основанных на законах сохранения. Это уравнение материального баланса, согласно которому общее количество аниона кислоты в растворе остается постоянным, а также уравнение баланса зарядов, согласно которому раствор в целом должен оставаться нейтральным. Выражение для константы диссоциации слабой кислоты может рассматриваться как квадратное уравнение, которое решают прямым путем или методом последовательных приближений оно справедливо для растворов, кислотность которых достаточно высока, чтобы можно было пренебречь вкладом в [Н ] самодиссоциации воды. В противном случае приходится пользоваться более сложным соотношением (см. приложение 5). Кислотно-основные индикаторы сами являются слабыми кислотами или слабыми основаниями, обладающими различной окраской в диссоциированной и недиссоциированной формах. [c.257]

Чаще встречается частный случай этого равновесия [уравнение (VI,10)], чем общий [уравнение (VI,10а)], так как при диссоциации кислот среда участвует в равновесии. Однако могут быть случаи, при которых среда пе участвует в кислотно-основном равновесии. Это относится к кислотно-основному равновесию в инертных растворителях. Примером может быть взаимодействие аминов с кислотами в бензоле или в четыреххлористом углероде. [c.269]

Общие рекомендации по выбору растворителя для титрования. Из уравнений (11.40) —(11.43) следует, что полнота протекания кислотно-основных реакций прямо пропорциональна константе диссоциации растворенного соединения и обратно пропорциональна ионному произведению растворителя. Обе эти величины определяются диэлектрической проницаемостью растворителя. Полные уравнения для констант равновесия включают еще константы диссоциации титрантов и образующихся солей. Если образующиеся соли нерастворимы, то в уравнения входят величины произведений растворимости. [c.200]

Основные научные исследования относятся к электрохимии растворов. Первые работы были посвящены изучению адсорбции на твердых адсорбентах. Исследовал (1940—1948) кислотно-основное взаимодействие в неводных растворителях. Развил (1949) теорию кислотно-основных реакций, согласно которой взаимодействие кислот и оснований в растворах происходит путем образования промежуточных комплексов и ионных пар с незавершенным переходом прогона. Разработал количественную теорию диссоциации электролитов в растворах и объяснил дифференцированное действие растворителей на силу электролитов. Вывел общее уравнение для константы диссоциации электролитов, включающее ряд частных уравнений, предложенных другими исследователями, в том числе И. Н. Брён-стедом. Создал новые методы фи-зико-химического анализа применительно к неводным растворам. Развил теорию действия стеклянных электродов. Разработал адсорбционные методы выделения алкалоида морфина из мака. [c.207]

Химические теории кислот и оснований. Эти теории на первое место выдвигают химизм взаимодействия между растворенным веществом и растворителем, в результате которого вещество проявляет кислотные или основные свойства. Пфейфер и Вернер первые указали на роль химического взаимодействия при диссоциации кислот и оснований и при проявлении кислотно-основных свойств. Кислотно-основные процессы рассматривались ими как процессы образования комплексных соединений. Диссоциация кислот и оснований представлялась следующими уравнениями [c.11]

Исходя из несомненно правильного допущения об идентичности аниона енола и аниона кетона, М. И. Кабачник развил фундаментальную теорию таутомерии как кислотно-основного равновесия. Ход его мыслей мы приведем в несколько упрощенном виде. При электролитической диссоциации енола и кетона в растворителях, подобных воде, спирту, эфиру, бензолу, эти растворители не остаются индифферентными и играют роль льюисовых оснований (см. стр. 158). Поэтому уравнения электролитической диссоциации обеих таутомерных форм следует изобразить так [c.419]

Возможность и точность кислотно-основного титрования индивидуальных веществ в данном растворителе определяются величиной константы титрования (Кт), которая зависит от ионного произведения среды (К), в которой проходит титрование, и константы диссоциации титруемого вещества в этой среде (Ка) (отщепление протона). Для случая титрования кислот Кт = К/Ка, для случая титрования оснований Кт = Ка. При раздельном титровании смесей двух кислот или двух оснований константы титрования соответственно выражаются уравнениями Кт = Ка(2)/Ка(1). или Кт = Ка(1)/Ка(2), где индексы 1 и 2 обозначают порядок нейтрализации. [c.124]

Явление, которое определяется как кислотная или основная диссоциация, представляет собой в действительности процесс переноса протона или протолиз. Этот процесс происходит с участием растворителя и формально описывается с помощью уравнения (VII.2). Полнота кислотно-основной или солеобразующей реакции в равной степени зависит как от кислых или основных свойств растворителя, так и от свойств растворенной кислоты или основания. Если образуются ионы, то на полноте диссоциации сказывается также величина диэлектрической проницаемости растворителя. [c.162]

При этом следует заметить, что чаще встречается частный случай этого равновесия (уравнение 7, 10), чем общий (уравнение 7, 10а), так как при диссоциации кислот среда участвует в равновесии. Однако могут быть случаи, при которых среда не участвует в кислотно-основном равновесии. [c.531]

Существенным для подбора гетерогенных кислотно-основных катализаторов является применимость к гетерогенному катализу уравнения Бренстеда. Ввиду отсутствия жидкой фазы, и следовательно явления диссоциации, уравнение Бренстеда [c.55]

Иодирование ацетона было первой реакцией, для которой точно установлено наличие общего кислотно-основного катализа. Исследовано большое число кислых и основных веществ и определены их каталитические константы [19]. В табл. 21 приведены некоторые каталитические константы для этой реакции все указанные вещества являются незаряженными кислотами, константы диссоциации которых также представлены в табл. 21. Уравнение Бренстеда связывает каталитические константы с константами диссоциации [c.325]

Определение константы диссоциации кислотного или основного индикатора или красителя основано соответственно на уравнениях (XVI,5а) и (XVI,56) для кислоты [c.231]

Обсуждая кислотно-основной катализ реакций водородного обмена, надо прежде всего иметь в виду закономерности, установленные для гомогенного катализа в растворах [2 . Таково известное уравнение Брен-стеда константа скорости реакции пропорциональна константе диссоциации катализатора в степени меньше единицы, k=gK . Сходное соотношение описывает эффект изменеиия силы субстрата как протолита при заданном катализаторе [15, 2]. [c.219]

Изменения потенциала в зависимости от каждого из этих параметров (при постоянстве остальных) геометрически выражаются кривой, состоящей из ряда линейных участков. Точки пересечения двух соседних линейных участков отвечают соответствующей константе кислотНо-основной диссоциации или комплексообразования. На линейном участке значение концентрации одного из веществ (комплексов) значительно превышает все остальные слагаемые уравнения (31), т. е. на линейном участке [c.195]

Уже в первых статьях Бренстеда [15] утверждалось, что эта теория полностью приложима к описанию кислотно-основных реакций в бензольных растворах, например к реакциям с индикаторами. Последующие работы других авторов служили обоснованию такого вывода. Например, Ла Мер и Доу-нес [16], помимо изучения реакций с индикаторами, осуществили также электрометрическое и кондуктометрическое титрование между кислотами и основаниями в этом растворителе. Позднее методика титрования была значительно усовершенствована [18] и, несмотря на очень низкую электропроводность бензольных растворов (в 10 раз меньшую электропроводности соответствующих водных растворов), были получены вполне четкие и довольно точные результаты. Уравнение Бренстеда, связывающее константу скорости реакции, катализируемой кислотами в данном растворителе, с их константами диссоциации (в воде) (см. стр. 65), удалось подтвердить [19] применительно к бензольным растворам. [c.255]

В этих уравнениях заряд кислотно-основной пары НА, А не указан. Конечно, свободная энергия ионизации или диссоциации кислоты связана с рК уравнением [c.319]

Однако если в механизм реакции входит равновесие с участием слабых кислот или оснований, то можно наблюдать более высорсую скорость реакции в 020. Причина этого состоит в том, что константы диссоциации слабых кислот и оснований в О2О меньше, чем в Н2О (в 2—4 раза). Ионное произведение тяжелой воды 7(о2о = 0,145-10 также более чем в пять раз меньше, чем ионное произведение Н2О (разд. 35.4.1.4). Этот фактор становится особенно существен при кислотно-основном катализе. Вернемся к уравнению (135) можно легко понять, что в случае специфического кислотного катализа, т. е. при наличии предшествующего протолитического равновесия ([реакция (131)], скорость катализируемой реакции в О2О оказывается больше, чем в Н2О. Константа скорости в уравнении (135) равна [c.200]

Рубинштейном с сотр. [45] предложен графический метод расчета констант кислотно-основной диссоциации ионогенных групп ионита и ионитного комплекса с однозарядным металлом. В основе графического метода лежат предложенные авторами уравнения расчета указанных констант с помощью экспериментальных изотерм сорбции. [c.122]

Это соотношение справедливо для всех сопряженных кислотно-основных пар. В большинстве таблиц констант диссоциации приведены константы либо кислоты, либо сопряженного основания, так как одну из них легко вычислить по величине другой по уравнению (3-11). [c.43]

Кислотно-основные равновесия рассчитывают путем рещения исход ной системы уравнений относительно концентрации ионов лиония и вычисления pH раствора. Чем сложнее состав раствора, тем более сложной будет его математическая модель. Часто для упрощения процесса вычислений, особенно для водных растворов, вводят допущения и исходную систему уравнений приводят к уравнению, имеющему аналитическое решение, как, например, в работах [3,5—8]. Такой подход неприемлем, если требуется проведение точных химических расчетов, когда необходимо знание равновесных составов сложных систем. В неводных растворах математические модели усложняются, что вызвано добавочными равновесиями, связанными, например, с неполной диссоциацией солей. [c.8]

Кислотно-основные индикаторы — слабые органические кислоты, диссоциирующие в растворах по уравнению HlndsrtH + - - Ind . Окраска молекулярной (Hind) и анионной (Ind) форм различается. Это связано с тем, что в процессе диссоциации индикатора происходит таутомерная перегруппировка, приводящая к изменению строения молекулы, обусловливающего окраску соединения. [c.180]

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]

Из уравнения (3.75) следует, что тепловому эффекту в 5 кДж/моль соответствует изменение р/С на 0,03, при изменении температуры на 10°. Тепловой эффект диссоциации многих слабых кислот и оснований в водных растворах находится в пределах от —12,0 до 12,0 кДж/моль, что соответствует изменению рЛ примерно на 0,071 единицы при изменении температуры на 10°. Это сравнительно небольшое число, поэтому во многих химикоаналитических расчетах кислотно-основных равновесий влиянием температуры пренебрегают. Наибольшее влияние температура оказывает на процессы типа (3.44), связанные с диссоциацией воды на ионы. Процесс НОН = Н+ + 0Н существенно эндо-термичен (АЯ = 56,1 кДж/моль), поэтому с увеличением температуры константы равновесия таких процессов заметно увеличиваются. [c.61]

Остановимся подробнее на методе электронно-ионного баланса . В уравнениях окислительно-восстановительных реакций, протекающих в водных растворах, коэффициенты гораздо удобнее подбирать с помощью электронно-ионных уравнений. Они отличаются от электронных уравнений тем, что в них записывают ионы или молекулы того состава, который действительно отве- 1ает существованию их в водном растворе с точки зрения теории электролитической диссоциации. Кроме того, электронные уравнения не учитывают характер среды (кислая, нейтральная, щелочная), а, как известно, окислительно-восстановительные реакции зависят от кислотности (основности) среды, в которой они протекают. [c.199]

Калориметрическому измерению теплот реакций кислотно-основного взаимодействия обычно предшествует исследование равновесий и выбор оптимальных концентрационных условий проведения калориметрического опыта. Равновесия в растворах миогоосновных кислот удобно представить в виде так называемых диаграмм равновесия, показывающих относительное содержание отдельных продуктов ступенчатой диссоциации в зависимости от pH раствора. Доля каждой частицы рассчитывается по уравнениям типа (Х1.43), считая анион кислоты центральным ионом, а ионы водорода лигандам. [c.279]

Приведенные примеры показывают, что при использовании констант равновесий следует четко оговаривать форму записи соответствующего уравнения и строго придерживаться общепринятых договоренностей на сей счет, если таковые имеются. Например, кислотно-основные равновесия (равновесия переноса протона, разд. 6.1) традиционно принято записывать как процессы диссоциации, а равновесия комплексообразования (разд. 6.2) — наоборот, как процессы ассоциации. Кроме того, для диссоциации многоосновных кислот принято использовать только ступенчатые констанш, а для равновесий комплексообразования возможно использование как ступенчатых, так и общих констант. Подробнее эти соглащения будут обсуждены в разделах гл. 6, посвященных описанию отдельных типов химических равновесий. [c.85]

Рассматривая кислотно-основную диссоциацию протеинов, Линдерстрём-Ланг [8] нашел очень простое уравнение наклона кривой образования, справедливое для систем с большими значениями N. Если ввести обозначения, принятые здесь, то формулу Линдерстрём-Ланга можно записать в следующем виде [c.35]

Эти авторы исследовали влияние pH на скорость гидролиза ацетилхолина ацетилхолинэстеразой электрического органа Ele trophorus ele tri us, и, пользуясь уравнениями (см. стр. 107), вычислили константы диссоциации ионогенных группировок активного центра. Они оказались равными рКь 7,2 и рКа 9,3. Позднее Лейдлер [115], включив в схему реакций, катализируемых ацетилхолинэстеразой, некоторые добавочные процессы (образование комплекса ES из Е и S, торможение реакции избытком субстрата и некоторые другие), получил в результате расчета значения рКь 7,2 и рКа 10,3. В дальнейшем подробный анализ влияния pH на кинетику действия ацетилхолинэстеразы был проведен Крупкой и Лейдлером [116, 117] на основе общей теории кинетики многоступенчатых ферментативных реакций. Авторы предположили возможность кислотно-основной [c.181]

Диэлектрическая постоянная кислотного растворителя — уксусной кислоты еще ниже —около 6,1 при 20 °С. Однако, как показали Кольтгофф и Брукенштейн [7, 8], в уксусной кислоте экспериментальное определение pH возможно, а полученные данные полезны для характеристики кислотно-основного взаимодействия в этом растворителе. Интересно заметить, что при низкой диэлектрической постоянной растворителя возможно следующее упрощение. Из-за высокой степени ассоциации ионная сила раствора может оказаться настолько незначительной, что активности ионов можно считать равными соответствующим концентрациям. Тем не менее сообщалось, что константы диссоциации оснований, определенные методом буферной емкости в уксусной кислоте, содержащей от О до 5 вес.% воды, свидетельствуют о межионных солевых эффектах, которые легко рассчитать по уравнению Дебая — Хюккеля, и об эффектах среды, которые согласуются с уравнением Борна [88]. Измерение кислотности в уксусной кислоте можно успешно осуществить с помощью электрода хлоранил — тетрахлоргидрохинон, используя в качестве электрода сравнения каломельный электрод, приготовленный на основе уксусной кислоты как растворителя [8]. [c.348]

Пластун [377—379] исследовала процессы кислотно-основного взаимодействия, протекающие в ацетонитриле и других растворителях, и условия потенциометрического титрования кислот. Выведены соответствующие уравнения кривой титрования кислот и по теоретическим кривым потенциометрического титрования установлены критерии титрования, которыми являются значения термодинамических констант диссоциации и константы автопротолиза растворителя Ks- Построено большое число теоретических кривых титрования и проведено экспериментальное сопоставление их с теоретическими кривыми потенциометрического титрования пикриновой кислоты раствором триэтиламина и пиридина в среде ацетонитрила. [c.107]

Обобщая сказанное, следует отметить, что каждый из этих трех способов расчета правилен и полезен. Первые два позволяют вычислить не зависящее от pH изменение стандартной свободной энергии, а третий — изменение стандартной свободной энергии в зависимости от pH. Таким образом, третий способ расчета дает величины AG , относящиеся только к тем значениям pH, для которых они были вычислены. При использовании двух первых способов расчета изменений свободной энергии по уравнению (П.21) необходимо знать истинные концентрации всех веществ с учетом кислотно-основного равновесия. Для. третьего способа достаточно знать общие концентрации. Третий способ, по-видимому, наиболее удобен при решении различных биохимических проблем. Во-первых, биохимические реакции, как правило, протекают при pH, равном или близком к 7,0. Во-вторых, для расчета изменений стандартной свободной энергии при помощи первого или второго способа необходимо знать величины констант диссоциации кислот, принимающих участие в реакции, а эти величины для биологически ваншых соединений часто неизвестны. И наконец, первый способ не совсем удобен с методологической точки зрения, так как он часто не вполне точно отражает истинную реакцию, протекающую в растворе. [c.27]

Зная константу равновесия реакции (X) lg/(p и константу кислотно-основной диссоциации ионогенных групп полимера рКа, из этого уравнения можно рассчитать со-ста (га) и константу устойчивости ионитного комплекса (Ig/Сует). Константу равновесия /Ср(Х) можно записать также в виде [c.139]

Зная, какие частицы переходят от одного вещества к другому, можно к реакциям комплексообразования подойти так же, как к кислотно-основным реакциям. Пусть это будут частицы С1 . В равновесиях, представленных уравнениями типа (1), происходит переход ионов h от молекул хлоридов, например Hg b, к молекулам Н2О. Можно построить шкалу значений рС1 = = -lg[ l сольватир.] И характеризовать равновесия значениями констант диссоциаций комплексов, например [c.603]

Уравнение (3.1) соблюдается только для систем, в которых светопоглощающими центрами являются частицы лишь одного сорта. Если при изменении концентрации будет изменяться природа этих частиц вследствие, например, кислотно-основного взаимодействия, полимеризации, диссоциации и т. д., то зависимость Л от с не будет оставаться линейной, так как молярный коэффициент поглощения вновь образующихся и исходных частиц не будет в общем случае одинаковым. [c.52]

Эти примеры показывают, что полнота реакции зависит как от константы диссоциации титруемого вещества, так и от константы автопротолиза растворителя. Наличие обеих констант диссоциации в уравнении можно, очевидно, легче понять, если рассмотреть каждую кислотно-основную реакцию как конкуренцию за протоны. Так, например, глубина протекания реакции (12-4) зависит от того, насколько успешно молекулы растворителя НСООН конкурируют с молекулами основания В за ионы водорода Н+, число которых ограничено стехиометрией реакции. Эффективность каждого участника в этом соревновании определяется его константой диссоциации Кз я К ь соответственно. Аналогично реакцию (12-8) можно представить как конкуренцию между ионами А и СгНБО за ионы Н+ успех каждого из них определяется величинами Ка и Кз- [c.287]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология