Константа диссоциации иона HSO, определение

ПОТЕНЦИОМЕТРИЯ—метод определения различных физико-химических величин, основанный на измерении э. д. с. обратимых гальванических элементов. П. широко применяется в аналитическо " химии для определения концентрации веществ в растворах, активности ионов, констант диссоциации слабых кислот и оснований, констант устойчивости комплексных соединений, произведения растворимости и др. Благодаря П. по многих случаях можно беспрерывно контролировать производство и автоматизировать многочисленные производственные процессы. [c.202]

Поскольку слабые кислоты диссоциируют в воде лишь частично, слабая кислота, например уксусная, создает в водном растворе меньшую концентрацию ионов водорода, чем полная концентрация добавляемой в раствор кислоты. В таких случаях для определения концентрации ионов водорода и проведения связанных с этим расчетов приходится обращаться к выражению для константы диссоциации слабой кислоты. Чтобы пояснить сказанное, вычислим pH 0,0100 М раствора уксусной кислоты. Из примера 4, в котором рассматривалась азотная кислота, нам известно, что 0,0100 М раствор сильной кислоты имеет pH 2,00. Поскольку уксусная кис- [c.229]

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]

По определению показатель pH характеризуется активностью ионов Н+, т. е. ионов только одного вида. Но посредством опыта можно найти только среднюю ионную активность (для 1 — 1-валентного электролита а — а+а , стр. 36). Ввиду этого понятие активности ионов водорода является условным, и шкалу значений pH приводят в соответствие с такими величинами (например, константами диссоциации), значения которых могут быть определены точно. Измерения pH потенциометрическим методом дают согласованные с условной шкалой данные. [c.155]

Титрование смеси кислот или оснований. Дифференцированное титрование смеси сильных кислот или щелочей в водной среде невозможно по понятной причине концентрация водородных ионов в каждый момент титрования соответствует суммарному содержанию всех кислот или щелочей в растворе, С другой стороны, при титровании раствором щелочи можно определить сильную кислоту в присутствии слабой с точностью, зависящей от константы диссоциации слабой кислоты (А р д). Так, чтобы выяснить, какова должна быть величина для обеспечения заданной точности определения сильной кислоты, необходимо проследить за изменением pH в процессе титрования, пользуясь следующими расчетными формулами [c.68]

Между степенью диссоциации а (величиной, показывающей, какая часть растворенных молей электролита распалась на ионы) и константой диссоциации существует определенная зависимость, выраженная законом разбавления Оствальда [c.40]

Константа диссоциации кислоты определенная обычными методами, т. е. методами, которые дают возможность непосредственно оценивать активность ионов, а активность остальных веществ — по разности, представляет отнощение [c.308]

Если потенциалопределяющими ионами являются ионы Н+ и ОН , то отсутствие заряда на поверхности (например, оксидов элементов) будет соответствовать определенному значению pH, называемому изоэлектрической точкой. В этой точке числа положительных и отрицательных зарядов одинаковы — общий заряд поверхности равен нулю. Очевидно, что изоэлектрическая точка зависит от кислотно-основных свойств вещества. Сродство к протону можно представить следующими константами диссоциации [c.50]

Определение проводимости и констант диссоциации ионных пар [c.269]

В предыдущих параграфах десятой главы были рассмотрены принципиальные вопросы кислотности растворов, а ранее, в девятой главе, мы рассмотрели применение э. д. с. для определения констант диссоциации, ионного произведения и т- д- [c.801]

При изучении пиридиновых комплексных соединений никеля [551 внесено дополнение к методу Яцимирского, которое дало возможность находить константы диссоциации без определения потенциала полуволны иона металла. Авторы проводят касательную к кривой, построенной в координатах Ец — lg С , под углом, тангенс которого tg а равен 0,015, считая, что эта область кривой должна соответствовать доминированию катионов металла Ме и комплексов МеЬ. Применение рассмотренного дополнения к методу Яцимирского особенно важно в случае необратимого восстановления на электроде катионов (Ш , Со + и др.). [c.60]

Диэлектрическая проницаемость этилендиамина, равная 12,5, означает, что образование ионных пар в нем происходит довольно интенсивно, хотя и в меньшей степени, чем в уксусной кислоте. Несмотря на то, что в этилендиамине, как и в уксусной кислоте, электролиты диссоциируют не полностью, в связи с более высокой диэлектрической проницаемостью этого растворителя константы диссоциации ионных пар более высокие, порядка 10- для наиболее сильных электролитов. Это означает, что при использовании уравнений (4-29), (4-32) и (4-36) допущения, сделанные в отнощении концентраций для уксусной кислоты, часто оказываются несостоятельными применительно к этилендиамину. Так, для многих расчетов нельзя допустить, что концентрация недиссоциированного электролита равна аналитической концентрации. Кроме того, образование ионных пар в соли, продукте реакций нейтрализации, очень важно при определении положения равновесия. Анионы кислот в этилендиамине обычно слабо сольватированы, поэтому имеет значение гомосопряжение [см. уравнение (4-37)]. Так, соотношение активностей для фенола в этилендиамине Она / на а [c.90]

Из результатов определения уменьшения светопоглощения (при валовых концентрациях фторида в 10 раз больших, чем указанные выше) Бабко и Клейнер вычислили и значение константы диссоциации иона РеР [c.590]

Прямое измерение энтальпии этого процесса связано с некоторыми трудностями, обусловленными в основном небольшой степенью гидролиза карбонатов щелочных металлов, тогда как определение энтальпии обратного процесса — нейтрализации кислой соли — легко осуществимо. Определив энтальпию такого процесса Q , легко найти искомую величину энтальпии гидролиза карбонатов щелочных металлов (на 1 моль соли), используя константу диссоциации угольной кислоты по второй ступени К2, ионное произведение воды Л НгО и степень гидролиза аг [c.73]

Из этого следует, что в качестве ионных агрегатов, находящихся в химическом равновесии со свободными ионами, в растворе присутствуют ионные пары. Определенные таким образом значения константы диссоциации ионных пар позволяют установить соблюдение следующего уравнения для свободной энергии образования ионных пар в случае 1 1, [c.168]

Неводные растворы еще мало исследованы, и значения констант диссоциации в них, необходимые, например, для оценки условий и возможности количественного определения, как правило, отсутствуют в литературе. Величины ионных эквивалентных проводимостей при бесконечном разбавлении, достаточно полно представленные для водных растворов, для неводных растворов также мало изуче- [c.68]

Метод ЭДС используют для определения pH растворов, констант диссоциации электролитов, ионных произведений растворителей, констант гидролиза солей, растворимости веществ, коэффициентов активности ионов, констант устойчивости комплексных соединений. [c.81]

В момент, когда будет оттитровано 99% сильной децимолярной кислоты, концентрация ионов водорода в растворе составит 0,1-0,01 = 1,0-10 моль/л, т. е. в растворе будет pH 3,0. Константа диссоциации слабой кислоты, рассчитанная по уравнению (10.21), показывает верхний предел величины, при которой возможно определение сильной кислоты с относительной погрешностью не более 1 % /С < 1 -10 -10 , т. е. /С < 1 -10 . Вполне понятно, что чем меньше константа диссо ации слабой кислоты и чем больше концентрация сильной, тем более точным будет определение сильной кислоты. Критерий 1-10 показывает, например, что относительная погрешность определения соляной кислоты в присутствии уксусной (Лен,СООН = 1.74-10 ) превысит 1%. В присутствии щавелевой (/ i = 5,6-10 ) или фосфорной (/ l = 7,6-10 ) кислоты относительная погрешность определения НС1 будет еще больше. [c.210]

Метод может быть реализован в варианте прямой кондукто-метрии или кондуктометрического титрования. Прямую кондук-тометрию используют для определения концентрации растворов сравнительно редко, поскольку регистрируемый аналитический сигнал не избирателен электропроводность раствора — величина аддитивная, определяемая наличием всех ионов в растворе. Прямые кондуктометрические измерения успешно используют, например, для оценки чистоты растворителя, определения общего солевого состава морских, речных и минеральных вод, а также для определения таких важных для аналитической химии величин, как константы диссоциации электролитов, состав и константы устойчивости комплексных соединений, растворимости малорастворимых электролитов. [c.104]

Рассмотрим метод э. д. с. для определения констант равновесия ионных реакций на примере константы диссоциации слабой кислоты НА [c.130]

Уравнение третьего приближения теории Дебая — Гюккеля имеет простую форму, но константа С лишена определенного физического смысла. Р. Робинсон и Р. Стокс (1948) предложили иную количественную интерпретацию роста lg/ "> при высоких концентрациях электролита. По теории Робинсона — Стокса формула второго приближения (III.55) должна применяться не к свободным, а ксольватированным ионам, мольная доля которых по отношению к свободному растворителю отличается от мольной доли ионов без сольватной оболочки. На это, в частности, указывают экспериментальные значения параметра а, превышающие сумму кристаллографических радиусов катиона и аниона. Таким образом, возникает необходимость установления связи между коэффициентами активности и / /( сольв)- При этом применяется тот же прием, как и при установлении связи между стехиометрическим коэффициентом активности бинарного электролита и истинным коэффициентом активности ионов при учете его частичной диссоциации [см. уравнения (111.21) — (III.26)]. Окончательный результат можно представить в виде [c.42]

Для определения термодинамической константы диссоциации (см. 8.6) готовят растворы в широком интервале концентраций (0,001- 0,05 моль/л) и экстраполируют полученные для каждого раствора значения рКс= — gK на бесконечное разбавление (ионная сила / = 0). Типичная зависимость рКс = 1) представлена на рис. 10.7. Она значительно отличается от зависимости а = /(с), представленной на рис. 10.8. При уменьшении концентрации электролита Кс стремится к предельному значению Ка, а степень диссоциации — к единице. [c.152]

Концентрационные элементы широко используют в химической исследовательской практике для определения многих важных констант растворимости, произведения растворимости, константы нестойкости комплексного иона, ионного произведения воды, констант диссоциации кислот и оснований, для нахождения концентрации ионов и т. п. [c.337]

Прочность комплексного иона характеризуется константой диссоциации, называемой константой нестойкости комплексного иона. Так, ион [Ре(СЫ)б] диссоциирует по ступеням, каждая из которых описывается определенным значением константы диссоциации [c.392]

Метод определения скоростей всех составляюш,их реакций был разработан Дэвисом [37], который одновременно с Монком [106] определил значительное число констант диссоциации ионных пар в водных растворах. В данном случае для ионных пар МбдОз и МВгСНзСОО+ имеем следуюш,ие выражения для констант диссоциации [c.158]

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]

Следует помнить, что ионы в жидком аммиаке проявляют более слабые кислотные свойства, чем ионы НзО в воде, и что Кх — константа диссоциации но определению Брёнстеда — характеризует силу кислоты только лишь в определенном растворителе. Кроме того, уже было отмечено, что бессмысленно сравнивать константы диссоциации кислот в разных растворителях [26]. Так, сульфат аммония мало растворим, поэтому кислотность раствора серной кислоты в жидком аммиаке мала. [c.58]

На основании кинетических данных по зависимости скорости полимеризации стирола от концентрации инициатора и определения константы диссоциации ионных пар методом электропроводности были оценены абсолютные константы скоростей роста цепи на ионных парах и свободных ионах [35, 167]. Скорость роста цепи при температуре 25 С возрастала в 350—400 раз при переходе от ионных пар (противоион Li , среда ТГФ) свободным ионам [36]. В работе Байуотера и Ворсфолда [60а] сообщается, что при полимеризации изопрена под действием литийорганических инициаторов константа диссоциации ионных пар на свободные ионы составляет 5-10 (на 3 порядка ниже, чем в случае стирола и бутадиена), а активность свободных ионов в актах роста цепи превосходит активность ионных пар в 14 ООО раз (табл. 12). [c.374]

Межионные расстояния в водных растворах взяты из работ [15, 16], Для ионов кальция межионные расстояния (а) в уксусной кислоте не рассчитывались, так как не были найдены константы диссоциации их квазимолекул. При расчете аса + в муравьиной кислоте нам было неизвестно, ведут ли себя кальциевые соли как одноодновалентные электролиты или как двух-одновалентные электролиты. Рассчитанные межионные расстояния являются величинами весьма приближенными, так как константы диссоциации квазимолекул, определенные в одних и тех же растворителях различными авторами, колеблются в довольно значительных пределах. [c.86]

Основные особенности процессов полимеризации неполярных мономеров в полярных средах, отличающие их от реакций, протекающих в присутствии каталитических количеств тех же самых или аналогичных полярных агентов, связаны с появлением в этих условиях свободных карбанионов. Значительно большая реакционная способность последних по сравнению с ионными парами делает заметным их участие в процессах полимеризации даже при невысоких значениях констант диссоциации ионных пар Кд. Факты, которые привели к заключению о наличии определенного вклада реакции роста на свободных ионах в процессах анионной полимеризации, были установлены Шварцем при исследовании системы стирол — нафталиннатрий — ТГФ в начале 60-х годов. Прежде чем к ним обратиться, отметим, что свободпоионный механизм полимеризации был сформулирован значительно раньше Хиггинсоном и Вудингом 1952 г.) на примерах процессов, протекающих в среде жидкого аммиака под действием амидов металлов I и П групп. Инициирующим [c.61]

Проведенная нами статистическая проверка показала, что такая линейность действительно соблюдается с хорошей точностью ( г > 0,99, в составляет 1-5% от величины аЛ с) для водных растворов 47 электролитов. Полученные при этом значения констант диссоциации ионных пар К(рК) значительно отличаются от значений, полученных методами Фуосса или Шедловского , что неудивительно, поскольт у само определение ассоциатов ионных пар иное. [c.266]

Формула (1) для определения константы диссоциации справедлива только для растворов слабых электролитов. В растворах сильных электролитов возникают силы электростатического взаимодействия ионов. Поэто1 у для сильных электролитов равновесные концентрации ионов в уравнении заменяются на соответствующие активности ионов. [c.138]

Титрование многоосновной кислоты (или ее средней соли) до кислой соли. Кроме рассмотренных определений, имеется ряд других определений, как титрование солей слабых неорганических оснований (например Al l,) с образованием нерастворимого основания, титрование некоторых комплексных ионов (например SiF,.--) и т, д. Наиболее часто применяется титрование многоосновных кислот (или их средних солей) с образованием в точке эквивалентности кислой соли. Ранее было показано, что кислые соли могут иметь как кислую, так и щелочную реакцию, в зависимости от соотношения ступенчатых констант диссоциации. Поэтому для выбора индикатора необходимо в каждом отдельном случае рассчитывать pH соотЕСТствую-щей кислой соли. [c.313]

Целью работы является определение степени и константы диссоциации уксусной кислоты при разных концентрациях. Для СН3СООН значения подвижностей ионов равны (пренебрегая зависимостью от температуры) [c.71]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология