Константа диссоциации иона HSO таблица

Таблица 8. Константы диссоциации воды в некоторых слабых кислот и оснований в водных растворах ЗЗГ Таблица 9. Произведение растворимости малорастворимых веществ 332 Таблица 10. Области перехода некоторых индикаторов 332 Таблица И. Степень гидролиза солей 333. Таблица 12. Стандартные электродные потенциалы некоторых окислительно-восстановительных систем 335 Таблица 13. Константы нестойкости некоторых комплексных ионов 335. Таблица 14. Растворимость КаС1 и КгСггО 335 Таблица 15. Растворимость некоторых солей и оснований в воде 336 Таблица 16. Стандартная энтальпия образования некоторых веществ 336

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

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]

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 6 Константы диссоциации некоторых комплексных ионов

Величина /Сдисс представляет собой константу диссоциации комплексного иона на простые, а Куст выражает собой степень стойкости комплексного иона. Чем. ниже тем больше простых ионов комплексообразователя будет находиться в растворе. Величины констант нестойкости различных комплексных ионов приводятся в справочных таблицах. [c.103]

Чем больше величина константы, тем менее устойчив комплексный ион (таблицу нестойкости комплексных ионов смотри в приложении, стр. 253). Во многих случаях, диссоциация комплексного иона может быть доказана с помощью соответствующего реактива. Прочность комплексных ионов зависит от концентрации раствора. Высокая концентрация способствует комплексообразованию, разбавление же раствора часто вызывает разложение комплексных ионов. [c.164]

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]

Уместно напомнить, что классическая термодинамика является наукой феноменологической, т. е. ее результаты не зависят от выбранной атомно-молекулярной модели явления. Важно только, чтобы на всех этапах расчетов модель оставалась неизменной. Если выбрана диссоциативная модель с определенной константой диссоциации, то и концентрацию ионов в растворе нужно вычислять, исходя из этой константы. Кроме того, независимо от состава системы должно соблюдаться постоянство К , рассчитанного по уравнению (232), в какие бы реакции не вступали ионы или молекулы данной системы. Поэтому при использовании табличных термодинамических данных следует обращать внимание на модель, которая была использована при их расчете. Эта модель обычно указывается в скобках. Например, если в таблице указано не-диссоциированный , это означает, что при определении термодинамических свойств этой частицы не учитывалась ее диссоциация на ионы. Поэтому это значение [c.405]

Примечание. В этой и последующей таблицах констант числа первой колонки обозначают константы ступенчатой диссоциации комплексных ионов с отщеплением одного адденда, а числа последующей колонки — общие константы диссоциации комплексов. [c.20]

В табл. 7 показаны степени диссоциации уксусной кислоты в растворах с различной молярной концентрацией и ее константа диссоциации. Из таблицы видно, что, независимо от концентрации раствора, константа диссоциации уксусной кислоты остается величиной постоянной (в пределах погрешности опыта). Постоянство констант диссоциации у слабых электролитов подтверждает правильность представлений о наличии равновесия в растворах между недиссоциированными молекулами и ионами. [c.50]

Из значений констант диссоциации ионных пар в муравьиной и уксусной кислотах [13, 14] были рассчитаны интегральные функции С1 Ь) и по их значениям из таблиц [12] найдены значения й, а затем по формуле для Ь рассчитаны межионные расстояния в А (табл. 5). [c.86]

Дэвис [ЗОН произвел большое количество расчетов подобного рода и составил таблицы [31] констант диссоциации разнообразных солей, в особенности солей со сложными типами валентности. Некоторые типичные результаты приведены в табл. 22. На основании значений К для многих из этих солей можно предположить, что в растворах электролитов, состоящих из ионов высокой валентности, диссоциация является далеко не полной. Однако с таким выводом нельзя согласиться полностью и без оговорок, потому что вычисление К зависит от произвольного выбора некоторых кри-цых электропроводности, необходимых для того, чтобы изобразить поведение гипотетического полностью диссоциированного электролита. При наших вычислениях мы воспользовались кривой для хлористого калия и получили очень хорошо согласующиеся между собой значения К для азотнокислого калия. Если бы мы применили в качестве стандартной любую другую экспериментальную кривую, то значения К сильнее менялись бы с изменением концентрации. Эта трудность увеличивается в случае таких солей,, как сернокислый цинк, потому что ни для одного 2,2-валентного электролита еще не найдена кривая электропроводности, приближающаяся со стороны больших значений к кривой, вычисленной по предельному закону. Поэтому нам трудно решить вопрос о том, каково нормальное поведение полностью диссоциированного 2,2-валентного электролита. До тех пор, пока этот вопрос не будет достаточно надежно решен, физический смысл этих значений К следует считать невыясненным. [c.148]

Таблица 3.1<5 Константы скорости образования и диссоциации ионных пар (25°С)

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]

Из таблицы видно, что независимо от концентрации раствора константа диссоциации уксусной кислоты остается величиной постоянной (в пределах погрешности опыта). Постоянство константы диссоциации слабых электролитов подтверждает правильность представлений о наличии равновесия в растворах между недиссоциированными молекулами и ионами. [c.29]

Книга известного венгерского ученого, неоднократно переиздававшаяся как в Венгрии, так и в других странах. Это справочник, содержащий основные электрохимические данные проводимость, ионные подвижности, числа переноса, изоэлектрические точки, константы диссоциации органических и неорганических кислот и оснований и многие другие электрохимические свойства водных и неводных систем. Все данные представлены в единицах СИ, а в некоторых таблицах и в традиционных единицах. [c.488]

М раствором этилендиамина, о чем уже сказано было выше. Чтобы получить законное основание для расчета в системах этилендиаминовых комплексов, концентрационные константы диссоциации этилендиамина определяли при тех же условиях, при которых осуществлялось титрование систем комплексов металлов. Единственным отличием была замена комплексообразующего иона металла на некомплексообразующий ион аналогичного металла. В качестве такового использовали ион бария, и только в одном случае — в качестве пробы — ион магния. В табл. 51 и 52 представлены результаты титрования 0,2 и 0,5 п. растворов соляной кислоты (0,1 М относительно хлорида бария и 1 и. относительно хлорида калия). В этих и последующих титрованиях стандартным раствором служил раствор 0,005 н. соляной кислоты в 1 н. растворе хлорида калия (pH 2,301). В таблицах Е — потенциалы, измеренные по сравнению с каломельным электродом, причем учитывается знак потенциала, и [c.211]

Можно было бы ожидать, что раздельное титрование сильных минеральных кислот может быть осуществлено и в других кислых растворителях. Однако приведенные в таблице 67 данные о рК сильных кислот и о ионном произведении кислых сред показывают, что, хотя константы диссоциация сильных кислот уменьшаются с падением диэлектрической [c.900]

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]

Таким образом, эта кинетическая схема [15] удовлетворительно объясняет основные кинетические особенности реакции независимо от того, рассматривается ли этот процесс в прямом или обратном направлении. Схема согласуется с постоянством величины к в течение данного кинетического опыта и с независимостью ее от начальных концентраций. Она объясняет также, почему константа к в работах Ингольда умёньшается по мере протекания реакции и принимает различные значения для растворов переменной концентрации. Правильность предложенного нами механизма была установлена в работе [54], в которой определяли скорости реакции н-бутил-п-бром- бензолсульфоната с хлористым, бромистым и иодистым литием, а также хлористым, бромистым и иодистым тетра-н-бутиламмонием. Константы диссоциации этих шести солей варьируют от 2,7.-10 до 6,9-10 г-ион/л (табл. 8.5). Во втором столбце таблицы приведены стехиометрические константы второго порядка , рассчитанные по методу Ингольда. В третьем столбце даны бимолекулярные константы скорости реакции между органическим бромидом и ионами С1 , Вг и 1 по механизму, описанному выше. Скорости,, с которыми и-бутил-п-бромбензолсульфонат реагирует с этими же ионами, относятся как 1,00 0,23 0,05. Как отметил Уинстейн [54], поучительно сопоставить эту последовательность с относительными скоростями реакций бромистого метила с ионами галогенов в том же растворителе и при той же температуре в рамках интерпретации кинетики и механизма процесса по Ингольду. Для 01 , Вг и 1 скорости должны относиться как 1,00 21,7 41,7, если исходить из стехиометриче-ских констант скорости второго порядка, полученных с использованием литиевых солей и опубликованных [10, 18, 30] под общим на-.званием Кинетика взаимодействия хлорид-, бромид- и иодид-цо ов (курсив наш) с простыми бромистыми алкилами в ацетоне . [c.214]

Таким образом, индикатор принимает строго промежуточную окраску в таких растворах, в которых концентрация ионов гидроксония численно равна константе диссоциации индикатора. В таблице приведены значения константы диссоциации наиболее употребительных индикаторов. [c.104]

Используя полное уравнение, можно определить Ка и Къ при низких концентрациях субстрата, в то время как при высоких его концентрациях можно определить К п и К ъ- Знание этих констант диссоциации позволяет проникнуть в природу групп в комплексе и свободном ферменте на основании этих данных можно определить, какие группы подвергаются влиянию комплексообразования, и поэтому получить некоторые сведения о группах, являющихся активными при образовании комплекса с субстратом. Лэйд-лер [62[ составил таблицу данных, показывающих влияние на величину К комплексообразования, протекающего по тем местам молекулы, которые подвергаются ионизации, и, кроме того, связывающих эти эффекты с изменениями скорости и константы Михаэлиса при изменении pH. Там, где такие сведения оказываются непол ными, иногда для вычисления Ка или Къ можно воспользоваться методом, предложенным Диксоном (381. Сведения о группах, участвующих в комплексообразовании, были получены для взаимного превращения ионов фумаровой и малеиновой кислот в присутствии фумаразы [63J, для гидролиза сахарозы в присутствии сахаразы [64[, для гидролиза ацетилхолина при наличии холинэстеразы и ацетилхолинэстеразы [65[ и для окисления 2-амино-4-оксиптеридина в присутствии ксантиноксидазы [38]. [c.135]

Примечание. В таблице приведены значения термодинамической константы диссоциации воды. В качестве стандарта принята чистая вода при соответствующей температуре. В разбавленных растворах приближенно равно ионному произведению воды (активность О [c.129]

Проведенное нами ранее [1] изучение электропроводности ацетатов железа в концентрированных растворах уксусной кислоты (от 80,48 до 98,7 вес. % СНзСООН) позволило рассчитать константы диссоциации этих солей в растворителе, который можно рассматривать как СН3СООН с переменным содержанием воды. Величины констант диссоциации РеАсз и РеАса представлены в таблице. Зависимость р реАс от 1/0 (й — экспериментальная константа диссоциации, полученная путем экстраполяции переменной концентрационной константы диссоциации соли на область бесконечно разбавленных растворов, в которых, по условию нормировки, коэффициенты активности ионов и молекул равны 1 при 25° С О — диэлектрическая проницаемость растворителя) имеет линейный характер (рис. 1). Величины О рассчитаны из литературных данных [2]. [c.244]

Отсюда ясно, что буфер должен быть наиболее эффективным при [НВ]= В ], так как в этом случае раствор будет одинаково устойчивым и при добавлении кислоты, и при добавлении щелочи. Из уравнения (IV.9) следует, что в точке максимальной эффективности буфера /Са=(Н+). Поэтому для подбора буферной системы в желаемом интервале pH необходимо обратиться к таблицам значений констант диссоциации кислот и выбрать затем такую систему, для которой рН рЛ а, где рКа = —log Д д. Так, например, смесь уксусная кислота — ацетат действует как буфер в пределах 3,7<рН<5,7, а смесь аммиак — ион аммония— в пределах 8,3<рН<10,3, причем, когда pH достигает предельных значений, оба раствора теряют буферные свойства. Область максимальной эффективности буферной смеси не зависит от концентрации составляющих ее компонентов. От них зависит, однако, емкость буфера, причем для каждой данной суммарной концентрации компонентов наибольшая емкость будет при рН = р/Са. Чем больше концентрация компонентов буферной смеси и чем ближе значения pH и р/Са, тем больше количество кислоты или щелочи, которое можно добавлять к буферу, не вызывая сильного изменения pH. [c.75]

Эти различия в электроноотталкивающей способности или относительных положительных или отрицательных свойств органических групп могут быть продемонстрированы путем сравнения силы уксусных кислот, содержащих различные заместители. Если замещающая группа является электроноотталкивающей, то она будет отдавать электроны, усиливая ковалентную связь кислотного водорода если же эта группа является электронопритягивающей, то она будет облегчать ионное отщепление кислотного атома водорода. В табл. 4 сила кислот выражена в отрицательных логарифмах константы диссоциации. Эти значения взяты из более полной таблицы Л. Физера и М. Физер [11]. [c.33]

Величина К и называется константой диссоциации электролита прн данной температуре. Это более общая характеристика раствора, чем а, так как константа диссоциации от концентрации не зависит. Легко заключить, что чем больше К (сравнивать следует при одной и той же температуре), тем сильнее электролит, тем больше ионов в растворе. Она зависит от природы электролита, природы растворителя и температуры. Значения для слабых электролитов приводятся в таблицах справочников. [c.79]

Выбрать растворитель для того или иного случая титрования можно строго говоря, только на основании данных о константах диссоциации кислот и оснований и данных о ионном произведении среды. Эти данные для ряда кислот и ос иований во многих растворителях приведены в таблицах седьмой и восьмой глав. [c.917]

Комиссия по равновесным данным (председатель — американский профессор Дж. Наиколлас) составляет и готовит к публикации таблицы констант устойчивости, констант экстракции, констант диссоциации. Подбираются стандартные ионные среды, обсуждаются символы и термиты, относящиеся к смешаннолиганд-ным комплексам. Большая работа связана со сбором данных о раетворнмост , [c.225]

Таблица 3.28 Влияние растворителя на константы скорости возврата, сольволиза и диссоциации ионных пар при ацетолизе грео-З-анизил-2-бутилброзилата [548]

Константы диссоциации соответствующих кислот приведены в литературе, а равновесная концентрация водородных ионов определяется величиной pH исследуемой системы. С помощью найденных констант устойчивости вычисляют концентрации отдельных комплексных форм Np , при этом [NpOi =/Ср/Д ор [М]. Результаты расчетов сводят в общую таблицу. [c.443]

ТАБЛИЦА 36 Отрицательные логарифмы констант диссоциации п-крезолметилениминодиуксусной (КМИДА) и бензилиминодиуксусной (БИДА) кислот и логарифмы констант устойчивости их комплексов с ионами металлов [c.162]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология