Константа диссоциации таблица

Таблица 1.3, Константы диссоциации ряда электролитов лри различных концентрациях

Таблица 7, Константы диссоциации воды и некоторых слабых кислот и оснований в водных растворах при 18—25 °С

Таблица 28. Относительные константы диссоциации оснований в различных растворителях (стандарт—анилин)

Таблица 26. Константы диссоциации некоторых слабых кислот и оснований при 298 К

Таблица 14.2. Константы диссоциации органических кислот при 25°С

Таблица 7. Константы диссоциации МНОГООСНОВНЫХ кислот при 18 °С

Таблица 23. Константы диссоциации слабых кислот и слабых основании

Таблица 8. Константы диссоциации кислот растворах при 25 С

Таблица 5.2. Истинные термодинамические константы ионизации в водных растворах некоторых кислот и оснований. К — константа кнслот-ности, Кь — константа основности, /С, — константа диссоциации по первой ступени, ЛГг — константа диссоциации по второй ступени и т. д.

Таблица 2.Ю. Константы диссоциации некоторых соединений и ионов в воде при 25 " С

Таблица VI. . Константы диссоциации некоторых электролитов при 298 К

Таблица 35. Константы диссоциации оснований

В табл. 17-4 приведены значения стандартной свободной энергии для реакции диссоциации SO3 при различных температурах, вычисленные по экспериментальным данным о константе диссоциации. По мере повышения температуры стандартное изменение свободной энергии для рассматриваемой реакции становится все более отрицательным, а константа равновесия возрастает, и для установления равновесия реакция должна все более смешаться вправо. Приведенные в этой таблице данные позволяют определить теплоту и энтропию реакции. Для того чтобы понять, как это делается, разделим левую и правую части уравнения (17-13) на Т, при этом получится соотношение AG°/T = АН°/Т — AS°, называемое уравнением Гиббса-Гельмгольца. Если воспользоваться этим уравнением и построить график зависимости величины AG°/T от 1/7 то тангенс угла наклона графика к оси абсцисс в каждой точке графика дает значение АН° при соответствуюшей температуре. [c.110]

Таблица 45. Константы диссоциации кислот в различных растворителях

Таблица 2 Влияние температуры на константу диссоциации ионогенной группы трипсина, участвующей в реакции гидролиза п-нитроанилида N-бeнзoил-DL-apгининa. Условия опыта ионная сила 0,1 М (0,033М СаСЬ)

Определение эквивалентной электрической проводимости слабого электролита при бесконечном разведении. Расчет константы диссоциации по методу Фуосса и Брэя. Для многих слабых электролитов, в том числе лекарственных соединений, не имеется справочных таблиц предельных подвижностей ионов и предельной электрической проводимости электролита в целом, а без них невозможен расчет констант и степени диссоциации. Поэтому величины X" определяют экспериментально разными методами. Наиболее простым из них является метод Фуосса и Брэя. Согласно этому методу, уравнение (10.31) приводят к виду [c.153]

Таблица 5.2 Константы диссоциации кислот при 25°С

В связи с этим, а также с уменьшением объема аудиторных часов особое значение приобретает самостоятельная работа студентов. С этой целью был разработан ряд индивидуальных заданий для студентов технологического факультета УГНТ по расчету кривых титрования с обоснованием способа титрования, выбором индикаторов и расчетом индикаторных ошибок. Перед хорошо успевающими студентами ставится более сложная задача, требующая применения знаний по математике и информатике. Им было предложено составление программ для расчета кривых титрования кислотно-основного, окислительно-восстановительного титрования с оформлением их в виде таблиц и графических зависимостей. В ходе расчета задаются константы, характеризующие реагенты константа диссоциации, стандартные окслительно-восстановительные потенциалы и концентрации растворов. Результаты расчетов наглядно иллюстрируют зависимость изменяющихся характеристик раствора от перечисленных выше факторов и их влияние на вид кривых титрования и могут быть использованы при изучении теоретического материала на занятиях. [c.173]

Ю. Ю. Лурье. Расчетные и справочные таблицы для химиков. Госхимиздат, 1947 (332 стр.). Книга является справочником для аналитиков химических лабораторий. В ней помещены основные справочные и расчетные таблицы. Приведены таблицы факторов, величины эквивалентных и молекулярных весов наиболее важных соединений, данные о растворимости солей, константы диссоциации кислот и оснований, таблицы окислительных потенциалов и потенциалов полуволн, сведения об индикаторах методов нейтрализации и окисления-восстановления и т. д., а также таблицы логарифмов и ряд других величин. [c.484]

Таблица 13. Результаты определения степени и константы диссоциации ассоциированного электролита (1 = 25 °С)

Таблица 3.7. Формулы для расчета (НзО+1 и (ОН-) в растворах протон- или гидроксилсодержащих солей с учетом соотношения констант диссоциации и концентраций

Выбрать растворитель для того или иного титрования можно, строго говоря, только на основании данных о константах диссоциации кислот и оснований и данных о ионном произведении среды. Кроме того, во многих случаях выбор неводного растворителя и условий титрования может быть сделан на основе выведенных выше уравнений и описанных примеров применения неводных растворителей для улучшения условий титрования. Для того, чтобы облегчить пользование неводными растворителями, приводим сводную табл. 48 условий титрования, составленную в соответствии с нашей классификацией применения неводных растворителей для улучшения условий титрования. В этой таблице для каждого титрования приведены объекты титрования, растворители, титрующий раствор, применявшиеся электроды (при потенциометрическом) и индикаторы (при визуальном) титровании. [c.461]

Таблица 5.1. Константы скорости и константы диссоциации для реакций производных циклогептаамилозы с ж-нитро- и ж-трет-бутилфенилацетатом [176]

При рассмотрении растворов в другом растворителе необходимо составить аналогичную таблицу истинных термодинамических констант диссоциации в этом растворителе, причем для значения истинной термодинамической константы диссоциации самого растворителя выбирается, конечно, другая величина. [c.479]

Вычислите константы диссоциации в водных растворах НР, НС1, НВг и Н1 (при 25° С) на основании следующих данных (табл. 57). Объясните данные таблицы и результаты вычислений. [c.156]

Таблица 2.14. Константы диссоциации некоторых кислот в Hj OOH при 20 "с

В табл. 23 приведены отнощения первой и второй констант диссоциации двухосновных карбоновых кислот. Сформулируйте вопрос, рассмотрев данные таблицы. Сделайте выводы. [c.75]

По уравнениям (10), (14) и (15) определяют термодинамические характеристики диссоциации ассоциированного электролита (для вычисления и А5т используют значение константы диссоциации при 60 С, см. табл. 12). Экспериментальные и расчетные данные записывают в таблицы (см. табл. 13 и 14). [c.92]

Соотношение (15.29) позволяет вычислить для любой слабой кислоты, если известна константа диссоциации сопряженного ей основания, либо, наоборот, вычислить К,, для слабого основания по известной величине для сопряженной ему кислоты. Поэтому в таблицах достаточно указывать константы диссоциации только кислот или только оснований. Например, в приложении Д не приводятся значения для анионов слабых кислот, поскольку их можно вычислить по включенным в таблицу значениям для сопряженных кислот. [c.93]

В современных таблицах констант диссоциации обычно приводится только величина Киа- Уравнение (3.12) позволяет получить величину К1-- [c.38]

Пример. Вычислить с помощью стандартных таблиц константу диссоциации водяного пара при Т = 1000° К. [c.132]

Для большинства слабых электролитов константы диссоциации сведены в таблицы. Например, /Сд (СНзСООН)==1,76-10 , < д(NH40H) = l,79 10- 7( (H N)=4,79-10-i . Здесь более слабым электролитом является H N. Следовательно, зная /Сд, можно судить о силе электролита. [c.210]

Так как константа диссоциации с изменением концентрации раствора не меняется, она дает более общую характеристику электролита, чем степень диссоциации. Это верно, однако, лишь для слабых электролитов, растворы которых содержат сравнительно немного ионов. Напротив, у сильных электролитов начинает заметно сказываться наличие электростатического взаимодействия ионов друг с другом, результатом чего являются отклонения от закона действия масс и изменение величины К при разбавлении раствора. Поэтому в приводимой таблице константы диссоциации (при обычных температурах) даны только для некоторых слабых электролитов. [c.176]

Таблица 47. Константы диссоциации некоторых цпетных индикаторов в воде, неводных и смешанных растворителях (в единицах рйГ)

Составляя подобным же образом таблицу изменения потенциала водородного электрода при титровании сильных кислот слабыми основаниями, слабых кислот сильными или слабыми основаниями (и наоборот) убедимся, что скачок потенциала р зко уменьшается с понижением степени диссоциации реагирующих кислот и оснований. Это обстоятельство отражено в уравнениях (76) и (96), поскольку в них входят константы диссоциации кислот и оснований. [c.42]

Надо иметь в виду, что в таблице даны константы диссоциации, отвечающие отщеплению второго гидроксила М(ОН)+ч М + + ОН , который удерживается двухзарядным катионом М +, конечно, прочнее, чем первый теряемый гидроокисью М(0Н)2 ион гидроксила. [c.32]

Константа полной диссоциации многоосновной кислоты равна произведению ее констант диссоциации по ступеням. Например, для Н3РО4 из приведенных в таблице основного текста данных получается следующее значение К [c.182]

Как видно из табл. XVIII, 1, значения термодинамических констант диссоциации слабых кислот, растворенных в воде, проходят через максимум, который для приведенных в таблице кислот лежит в интервале между О и 60° С. Это можно объяс- [c.461]

Таблица 14.4 Термодинамические константы диссоциации СН3СООН в водном растворе при 25°С

Величина называется константой диссоцнацни основания по аналогии с константой диссоциации кислоты К , описывающей свойства слабых кислот. В табл. 15.5 указаны названия, структуры и значения К , ряда слабых оснований в водных растворах. Бо.лее подробная таблица с аналогичными данными содержится в приложении Д. Обратим внимание на то обстоятельство, что все основания перечисленные в табл. 15.5, принадлежат к двум разным типам азотсодержащие соединения и анионы. Большинство слабых оснований, с которыми нам предстоит встречаться в данном курсе химии, относится именно к этим двум типам. Отметим также, что все приведенные в таблице основания содержат неподеленные пары электронов. С их помощью образуется химическая связь с протоном Н при взаимодействии с ним основания. [c.90]

При решении задач этого раздела следует в необходимых случаях пользоваться таблицей констант диссоциации электролитов (табл. 6 нрнложения), [c.130]

После смешения ионы Н+ и СН3СООН- образуют некоторое количество уксусной кислоты, диссоциация которой как слабого электролита подчиняется закону действия масс и онч-сывается константой диссоциации, численное значение которой находим в справочных таблицах (или определяем при помощи рН-метра, см. с. ) [c.170]

Постоянные Гаммета а рассчитаны главным образом исходя из значений констант диссоциации замещенных бензойных кислот. Значения ст. усредненные по данным для ряда реакционных серий, даны в скобках. В таблице приведены также значения сг = Оп и а+ = От в случае тех заместителей, для которых одно из этих равенств с несомненностью вытекает из строения. [c.397]

Располагая таблицей истинных термодинамических констант диссоциации, легко рассчитать константу диссоциации основания. Исходя из уравнения (ХУИ1,42), записываем [c.478]

Определение константы диссоциации бромкреэолового пурпурного. Бромкрезоловый пурпурный представляет собой слабую кислоту. С точки зрения метода МО ЛКАО определить переходы электрона, в результате которых появляется полоса поглощения. Какова природа смещения полосы Концентрация кислоты 7,4-Ю моль/л. Буферные растворы взять в пределах pH от 3,2 до 12. Составы буферных растворов приведены в таблице. [c.83]

В таблице VIII-3 приведены константы диссоциации некоторых слабых электролитов. [c.198]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология