Константа диссоциации иона HSO, определение методом

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]

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]

Потенциометрия представляет собой метод определения концентраций веществ, а также различных физико-химических величин, основанный на измерении потенциалов электродов. Измерение электродных потенциалов и нахождение зависимости между ними и концентрацией (активностью) определяемых компонентов позволяет установить не только концентрацию (активность) ионов, но и ряд других характеристик константы диссоциации слабых электролитов и константы устойчивости комплексных соединений, произведения растворимости малорастворимых осадков, стандартные и формальные электродные потенциалы, окислительно-вос-становительные потенциалы, стехиометрические коэффициенты в химических реакциях, число электронов, участвующих в потенциа-лопределяющей стадии и т.д. По величине потенциала индикаторного электрода можно оценить также глубину протекания и направление окислительно-восстановительных реакций между реагирующими веществами. [c.171]

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]

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]

В этой главе мы рассмотрим, как зависит электродвижущая сила (з. д. с.) цепей с переносом и без переноса от свойств растворителя, концентрации и свойств растворенного электролита. Мы уже касались этих вопросов во второй главе при рассмотрении методов определения единых нулевых коэффициентов активности То и концентрационных коэффициентов активности т - Величина электродвижущей силы тесно связана с состоянием - электролитов в растворах. Поэтому измерения э. д. с. широко применяются при исследовании многих свойств сильных и особенно слабых электролитов при определении констант диссоциации, констант гидролиза, ионного произведения среды, буферной емкости и т. д. Большое значение имеет измерение э. д. с. для определения pH. В тесной связи с изучением электродвижущих сил находятся вопросы стандартизации pH в водных и особенно в неводных растворах. Широкое применение имеег измерение электродвижущих сил в аналитической химии цpJ потенциометрическом и полярографическом анализе и т, д. [c.702]

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]

Константы диссоциации электролитов в растворе определяются на основании данных об электропроводности, измерения электродвижущих сил и определения оптических свойств. Первые два метода пригодны и для определения констант ассоциации ионов. [c.123]

Э. ц. составляют основу химических источников тока. Измерения эдс соответствующим образам подобранных Э. ц. позволяют находить коэф. активности компонентов электролитов, числа переноса ионов, произведения растворимости разл. солей, оксвдов, константы равновесия ионных р-ций (константы диссоциации слабых к-т и оснований, константы устойчивости растворимых комплексов, в т. ч. ступенчатые константы). Эдс хим. Э. ц. однозначно связана с изменением свободной энергии Гиббса ДО в ходе соответствующей хим. р-ции Е = -АО/пР (п - число участвзтощих в р-ции электронов Р - число Фарадея), поэтому измерения эдс могут использоваться для расчета АС, причем часто электрохим. метод определения как относительно простой и высокоточный имеет существенные преимущества перед термохим. методами. Применение ур-ния Гиббса-Гельмгольца к Э. ц. при постоянном давлении приводит к соотношению [c.463]

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 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]

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]

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

Определение константы диссоциации наиболее важного амфолита — воды путем измерения электродвижущей силы элементов без жидкостных соединений было рассмотрено в 1. Все другие амфолиты, исследованные этим же методом, представляют собой алифатические аминокислоты. Как было показано ранее [43 — 46], электронейтральиые молекулы этих соединений в растворе являются главным образом диполярными ионами (амфионы), несущими положительный и отрицательный заряды. Обозначая такие молекулы через можно изобразить кислотную и основную диссоциации простых аминокислот с помощью следующих схем [c.469]

Для электролитов средней силы зависимость константы диссоциации, определенной по методу Оствальда, от концентрации оказывается существенно более сильной, чем для слабого электролита. Причина заключается в том, что при тех же концентрациях электролита достигается более высокая концентрация ионов. [c.452]

Если константа диссоциации индикатора известна, то измерение глубины окраски, отвечающей отношению а/(1—а), позволяет определить pH раствора. Этот метод часто называют методом Михаэлиса. Чтобы уменьшить солевую ошибку, следует пользоваться формальной константой диссоциации индикаторной кислоты, соответствующей ионной силе исследуемого раствора. При определении значений формальных констант диссоциации индикаторов полезно применять буферные растворы, pH которых измерено электрометрическим методом (стр. 134). [c.144]

Диссоциация воды. Степень и константа диссоциации воды. Активная и общая кислотность. Ионное произведение. Точка нейтральности. Водородный показатель (pH). А етоды определения pH. Теория индикаторов. Буферные растворы. Колориметрический метод определения рн. Потенциометрический метод определения pH. KoHueHtpaunoH-ные элементы. Водородный электрод. Соотношение между каломе-левым и водородным электродами. Потенциометрическое титрование. Кривые титрования. Определение pH методом изучения скоростей химических реакций, катализируемых водородным ионом. [c.132]

Константы диссоциации сульфофталеинов определены в большом числе работ [458—467]. Имеющиеся различия в значениях, полученных разными авторами (табл. 2.46) [302], могут быть объяснены несколькими причинами. Это, прежде всего, разное качество исследуемого препарата, степень его очистки, что весьма важно, учитывая возможность примеси в нем продуктов неполного аминометилирования фенола. Отмечаются различия в значениях, полученных и при работе с очищенными препаратами при определении констант диссоциации разными методами, например спектрофотометрическим [466] и методом ПМР [467]. Влияет также ионная сила раствора, различная, например, в работах [462, 463]. [c.260]

Первые измерения константы диссоциации молекулы Н2О были выполнены Аррениусом (1890—1893). Он использовал свою теорию гидролиза и экспериментальные данные относительно гидролиза в растворах. Скорость гидролиза зависит от концентрации Н и ОН ионов. Кольрауш оценил значение К НзО из данных по электропроводности чистой воды. Наиболее красивый метод определения постоянной диссоциации молекулы Н2О был рассмотрен выше (Эйген и Майер, 1958). [c.154]

Метод расчета констант диссоциации в водноорганических смесях с помощью ионного обмена применен для определения константы [c.13]

Общеизвестные методы определения констант диссоциации с помощью визуальной колориметрии, как прямые, когда слабый электролит или его ионы окрашены, так и косвенные, связанные с применением цветных индикаторов и стандартных буферных растворов, значительно уступают в точности современным кондуктометрическим и электрометрическим методам. Однако если заменить визуальное сравнение интенсивности окраски доступной в настоящее время объективной фотоэлектрической методикой [38], то тем самым будет устранен наиболее важный источник ошибок этого способа. С помощью фотоэлектрической колориметрии может быть достигнута очень большая точность. Фотоэлектрический метод был впервые применен для точного определения константы диссоциации Гальбаном и Эбертом [39] при [c.467]

Заметим, что значения констант диссоциации, определенные разными методами, различны, что обусловлено не только погрешностями соответствующих методик, но и принципиальными их различиями. Так, кондуктометрия позволяет определять равновесную концентрацию свободных (разумеется, сольватированных) ионов в то же время спектрофотометрия дает информацию о суммарной концентрации ионов, находящихся как в свободном состоянии, так и в виде ионных ассоциатов (см. схемы (1—И) и (1—16)). [c.43]

Следует заметить, что метод электродвижущих сил приложим для определения коэффициентов активности как сильных, так и слабых неполностью диссоциированных электролитов, у которых константы диссоциации могут быть заметно меньше единицы. Кроме того, работами последних лет показано, что ионы типичных сильных электролитов находятся в равновесии с ионными ассоциатами. Константы этих равновесий могут быть больше или меньше единицы. [c.93]

Ионные пары не участвуют в электропроводности растворов, т, е. ведут себя аналогично молекулам, в то время как по оптическим свойствам они обычно отличаются от молекул и близки к ионам. Поэтому константы диссоциации, определенные электрохимическими и оптическими методами, очень часто различны. Это различие делается особенно значительным, когда константу диссоциации измеряют в растворителях с низкой диэлек- [c.14]

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]

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]

Для определения второй константы диссоциации двухосновной кислоты также нужно знать эквивалентную электропроводность промежуточного иона НА". Если значение настолько велико, что его можно определить методом электропроводности, то, следовательно, НА диссоциирует слишком сильно для того, чтобы для соли NaHA можно было точно определить эквивалентную электропроводность из экспериментальных данных. Как было указано выше, в старых работах по определению делалось предположение о постоянстве отношения Хдд- к Хд—, однако при этом получаются ненадежные результаты, не имеющие серьезной ценности. Если известны числа переноса, то в некоторых случаях их можно использовать для определения Х д- и таким образом вычислить вторую константу диссоциации кислоты. Этот метод был использован для определения серной кислоты на первой ступени диссоциации она является очень сильной кислотой, а на второй ступени диссоциация, хотя и очень значительна, но все же гораздо меньше, чем на первой [11]. [c.429]

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]

Оствальд [56] был первый, кто соединил представления Гульдберга и Вааге о химическом равновесии с теорией электролитической диссоциации Аррениуса [4]. Он показал, что константа диссоциации моноосновной кислоты может быть рассчитана на основе измерений электропроводности, а в 1889 г. опубликовал значения Ki для первой ступени диссоциации 216 карбоновых кислот [56, 57]. Аррениус [5] также использовал метод электропроводности для определения значений К муравьиной и ук сусной кислот. Из полученных результатов он вычислил концентрацию свободных водородных ионов в растворах, содержащих как кислоту, так и соответствующую натриевую соль. Полученные значения довольно хорошо согласовались с экспериментальными значениями концентрации водородных ионов, которые были рассчитаны из скорости инверсии саха-юзы. Позднее измерения электропроводности использовались Зредигом [20] для определения констант основной диссоциации [c.25]

В амперометрии измеряется диффузионный ток при соответствующем приложенном потенциале и уравнение (8-1) непосредственно, применяется для определения концентрации какой-либо формы. С другой стороны, в полярографии ток измеряется как ( )ункция приложенного потенциала и определяется для полярографической полуволны. Пуш [57] определил константу диссоциации карбоновой кислоты амперометрическим методом в 1916 г. Однако химики много лет не признавали ам-перометрию, и этим методом было определено лишь несколько констант устойчивости. Полярография была разработана приблизительно в 1920 г. Гейровским, который вскоре оценил ее применимость для изучения ионного равновесия [18]. Тем не менее вплоть до 1950 г. не делалось никаких попыток строгого полярографического определения ступенчатых констант устойчивости [8, 60]. Метод можно применять непосредственно только к строго ограниченному ряду ионов металлов, но об- [c.212]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология