Константа диссоциации иона HSO в растворах хлористых солей

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]

Этот способ вычислений можно использовать, например, для определения pH раствора хлористого аммония. Ион аммония - слабая кислота, диссоциирующая в соответствии с уравнением МН+ 4- Н О + Н . Константа кислотной диссоциации иона аммония составляет 5,5 10 °. Однако, если рассматривать хлористый аммоний как соль слабого основания - аммиака, то можно пользоваться значением константы основной диссоциации аммиака, которая равна 10 V 5,5-10 ° = 1,8-10 , и проводить вычисления на основе формулы (16). [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]

Приготовляют ряд смесей с различными общими концентрациями из кислоты, константа диссоциации которой точно известна (например, найдена с помощью измерений э. д. с. элементов без жидкостного соединения), и из соли этой кислоты таким образом, получают ряд значений для В и для а — В. Затем измеряют э. д. с, элементов, состоящих из водородного электрода в этих растворах и электрода сравнения. Для соединения исследуемого раствора с электродом сравнения служит солевой мостик, наполненный насыщенным раствором хлористого калия. На основании полученных таким путем значений Е, а также значений В я а — В, вычисленных по известному составу смеси кислоты и соли (ср. стр. 422) и рКа кислоты, можно определить левую часть уравнения (4) для ряда растворов с различной ионной силой. Эти значения, изображенные графически как функция от ионной силы, ложатся на прямую, причем при ионной силе, равной нулю, отрезок [c.466]

Такие элементы могут служить только для определения констант диссоциации, но для этой цели они очень удобны. Буферное действиё смесей растворов используется для того, чтобы точно и просто измерять малые концентрации водородных ионов при относительно низких значениях ионной силы. Экстраполяция полученных данных производится на короткие промежутки и является практически прямолинейной. Концентрация слабой кислоты HR и концентрации двух солей MR и M I подбираются приблизительно равными в качестве катиона М обычно служит натрий или калий. Применение электрода серебро-хлористое,] серебро имеет ряд практических преимуществ, однако в тех случаях, когда этот электрод неприменим, можно использовать и другие электроды. [c.463]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология