Константа диссоциации иона HSO, определение уравнение

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]

Метод определения константы гидролиза из констант диссоциации. Все описанные выше методы дают только приближенные значения так называемой константы гидролиза соли наиболее точный метод определения истинной константы гидролиза состоит в использовании термодинамической константы диссоциации слабой кислоты, или слабого основания, или обоих веществ вместе, а также ионного произведения воды. Для этого применяют уравнения (4), (5) и (23). Полученные таким образом результаты строго приложимы только к растворам при бесконечном разведении, но можно сделать поправку на влияние ионной силы среды, используя уравнения Дебая—Гюккеля. Перечисленные выше методы представляют интерес, поскольку они дают определенные экспериментальные доказа- [c.513]

Сущность метода. Находится распределение ионов стронция между обменником и двумя растворами, один из которых содержит определенное количество комплексного аниона. Константу диссоциации можно вычислить, зная количество активного стронция, адсорбированного смолой, и концентрацию лимонной кислоты. Целесообразно работать с очень разбавленными растворами, в которых примерно одинаковые концентрации ионов, чтобы избежать ошибки, связанной с изменением объема при смешении. При данных условиях опыта винная и лимонная кислоты диссоциируют полностью [29] и константы диссоциации выражаются следующими уравнениями [281 [c.253]

Нетрудно видеть, что это уравнение совпадет по форме с уравнением (51) и тем не менее оно правильно описывает поведение реального раствора. Это достигается благодаря тому, что в уравнение (74), в отличие от уравнения (51), входят не концентрации ионов и с и недиссоциированных молекул электролита с , а соответствующие активности а+, а и а . Значения активностей выбираются так, чтобы величина константы диссоциации оставалась одной и той же, независимо от общей концентрации электролита. Константа диссоциации в отличие от константы диссоциации, находимой по уравнению (51), будет поэтому действительно постоянной величиной для данного электролита при определенной температуре. [c.36]

Метод, примененный Шубертом с сотрудниками [1—12] для определения констант диссоциации многочисленных 1 1-комплексов, основан на предположении, что концентрация металла в обеих фазах очень мала, а, ионная сила является величиной постоянной. Только при этих условиях справедливо уравнение (X, 19). Далее предполагается, что МЬ является единственным образующимся комплексом, что он не имеет заряда или заряжен отрицательно и представляет собой одноядерный комплекс. Кроме того, не должно происходить заметной адсорбции комплекса на ионите. Незначительным поглощением комплекса ионитом без большой погрешности можно пренебречь [3] . [c.345]

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]

Уравнение (10) представляет собой уравнение (9), выраженное в единицах концентрации и коэффициентов активности кислоты и основания. Для точной работы необходимы поправки на ионную силу либо путем расчета коэффициентов активности из предельных уравнений Дебая — Хюккеля, либо путем определения значений при разной ионной силе и экстраполирования к нулевой ионной силе. Для разбавленных растворов эти поправки невелики (обычно меньше 0,1 единицы рК), и когда значения р )Г сравниваются со значениями, определенными при той же концентрации, то поправки имеют тенденцию к сокращению. Константа диссоциации, полученная без поправок на ионную силу [т. е. но уравнению (10) без последних двух членов], носит название кажущейся константы диссоциации и часто обозначается ЛГ тогда [c.371]

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]

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]

Между константой и степенью диссоциации слабого электролита существует определенная взаимосвязь, которую можно выразить математически. Для этого обозначим молярную концентрацию электролита НЫОг через С, а степень диссоциации кислоты через а. Тогда при равновесии концентрация каждого из образующихся ионов будет равна Са, а концентрация недиссоциированных молекул С—Са=С —а). Подставив эти обозначения в уравнение константы диссоциации азотистой кислоты (6.2), получим [c.89]

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]

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 ПАН-2 и ТАН-2 показано [211], что независимо от природы растворителя (диоксан, этанол, ацетон, ДМФА) при его концентрации в растворе 20—50 об.% можно вывести единое уравнение, связывающее условную константу диссоциации реагента с диэлектрической проницаемостью раствора. Найденную закономерность нужно учитывать для повышения селективности определения. При уменьшении диэлектрической проницаемости среды взаимодействие лиганда с определяемым ионом должно протекать в более кислой среде из-за увеличения кислотных свойств протонированного гетероатома, в то же время должна увеличиваться устойчивость комплекса вследствие возрастания основности оксигруппы (табл. 45). [c.97]

Уравнение (VI. 1) формально находится в соответствии с простой теорией Оствальда, хотя в действительности общая константа диссоциации является функцией отдельных равновесных процессов, включая диссоциацию и таутомеризацию [9, глава 5]. Несомненно следует принимать во внимание возможные резонансные структуры после того, как структура молекулы меняется вследствие потери протона. Чтобы учесть эффекты — солевой и среды, необходимо знать электрические заряды частиц Hin и In, что позволяет оценить коэффициенты активности. Вычисления такого рода являются явно неудовлетворительными в случае больщих и сложных молекул и ионов. Кроме того, неясно, как проводить эти расчеты для амфиона. Указанные неопределенности составляют основное препятствие для очень точных определений pH с помощью индикаторов. [c.128]

Для определения константы диссоциации измеряют электропроводности растворов слабого электролита при убывающих концентрациях от 0,5 до 0,001 г-экв л. Вычисляют по уравнениям (XII, 12) и (XII, 1) удельную и эквивалентную электропроводности, по уравнению (XII, 9) степень диссоциации и по уравнению (XII, 13) константу диссоциации. Предельную электропроводность Хд получают по уравнению (XII, 5), электропроводности ионов см. в Приложении II, табл. -6. [c.154]

Вычисленные концентрации ионов аммония, подобно соответствующим концентрациям в табл. 78в, вообще выще, чем концентрации ионов аммония, установленные при помощи стеклянного электрода. Расхождение может, конечно, обусловливаться систематической экспериментальной ошибкой при определении концентрации иона аммония. Но оно может быть также вызвано тем, что часть имеющейся аммонийной соли адсорбируется углем, или, скорее, тем, что предположение, на котором основаны расчеты, а именно, что уголь связывает весь осаждающийся кобальт в виде гидроокиси кобальта, оказывается необязательно правильным. pH изучаемых равновесных растворов непосредственно не определяли, а вычисляли на основании найденных концентраций аммиака и аммонийной соли. При этом было принято, что показатель константы кислотной диссоциации иона аммония при 30° и рассматриваемых ионных силах (0,172 и 0,173 соответственно, см. стр. 287) равен 9,10. При рассчитанном значении pH 10,55 не только аквопентаммин-, но также и диаквотетраммин-ионы полностью превращаются в гид-роксо-комплекс. Поэтому можно было вычислить константы гидролиза прямо из уравнений [c.282]

Исследование обычно проводится следующим образом. Вначале строится кривая титрования кислоты при тех же условиях (равная ионная сила), при которых хотят исследовать комплексообразование, однако без добавления ионов металла. Из этой кривой можно определить значения констант диссоциации кислоты, играющей роль лиганда . Затем снимают кривые титрования в присутствии ионов соответствующего металла. Из этих кривых можно рассчитать константы устойчивости образующихся комплексов, для чего необходимо сделать некоторые предположения о возможных реакциях комплексообразования. Обычно имеется ряд фактов, указывающих на определенный вид реакций комплексообразования, поэтому число теоретически возможных уравнений реакций может быть заранее сведено к минимуму. [c.199]

Недавно Анг [194] предложил для определения близких по значению констант диссоциации двухосновной кислоты следующее интересное решение. Выбираются точки, лежащие на середине наклонных участков кривой зависимости оптической плотности от pH с экстремумом и имеющие одну и ту же ординату О и разные абсциссы, которым отвечают два значения активности ионов водорода а-х и (рис. 25). Из уравнения (173) и соотношения О = = г Сй (где е — общий молярный коэффициент погашения данного раствора) для двух таких сопряженных растворов, следует [c.86]

Для определения констант Ki я достаточно измерить оптическую плотность при трех различных значениях pH (при постоянной ионной силе) и решить систему трех уравнений типа (186) при неизвестных х, у, z. Величина х сразу дает значение первой константы диссоциации, z позволяет вычислить значение второй константы, а у — величину молярного коэффициента погашения продукта первой ступени диссоциации НА . [c.87]

Приближенные методы определения констант диссоциации оснований. Описанные выше методы определения констант диссоциации кислот в принципе применимы также к основаниям для вычислений можно использовать аналогичные уравнения, причем во всех выражениях в индексах ион водорода заменяют ионом гидроксила и наоборот. Так как произведение и при данной температуре имеет определенную величину (ср. табл. 61), то можно вычислить Лон- экспериментального значения [c.440]

Применяя уравнение константы диссоциации, нетрудно подсчитать, какое изменение концентрации того или иного иона (например, иона ОН ) вызывает прибавление к раствору электролита определенного количества электролита с одноименным ионом. Это иллюстрируется следующим примером. [c.52]

При помощи уравнения константы диссоциации нетрудно подсчитать, какое изменение концентрации того или иного иона (например, иона ОН ) в растворе слабого электролита вызывает прибавление к нему определенного количества сильного электролита с одноименным ионом. [c.89]

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]

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]

Х-2-17. Хинин ( 20H24N2O2) — основание (Q), которое может принимать два протона. Первая и вторая константы диссоциации равны A i = 2,0-10 и /(2=1,35-10- °. Раствор приготовлен добавлением 0,10 моля хинина и 0,10 моля НС к 1,00 кг воды при 25° С. а) Определите ионную силу раствора. Использовав полученный результат и уравнение Дебая — Хюккеля, найдите приближенно коэффициент активности каждого иона Б этом растворе, б) Напишите уравнения, решения которых дадут моляльность каждой химической частицы в растворе, за исключением воды. Примите, что активность воды равна единице, в) Сделайте необходимые упрощения для определения моляльности ОН и хинина в растворе. [c.118]

В этом уравнении А—функция от точности установления конечной точки титрования пря титровании с цветными ин(ди-каторами А = 2,30. АрН (ЛрН — ошибка в установлении pH при помощи цветных индикаторов), при обычном потенциометрическом титро1вании до точки перегиба А = 0,158Аже Амв—ошибка прибора при определении электродвижущей силы). Величина/Стпредставляет сложную функцию от концентрации основания или кислоты, их констант диссоциации и произведения ионов воды. Точность титрования зависит от величины гиперболического синуса зЬ величины Д. [c.869]

Работы последних лет в области методики определения концентрации Н -ионов стеклянным электродом дают возможность определить pH с точностью 0,02—0,03 pH. Так как стеклянный электрод может быть применен для измерений pH в растворах перекиси водорода, представлялось возможным, измерив pH раствора, содерл аш его на 2 моля Н2О2 1 моль щелочи, определить константу электролитической диссоциации, пользуясь буферным уравнением [c.45]

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]

Эта неопределеиность обусловлена тем, что в силу наличия зависимости измеряемой величины pH от концентраций ацетатных и гидроксильных ионов (уравнение константы диссоциации уксусной кислоты и уравнение ионного произведения воды) оказывается невозможным из анализа кривой зависимости от pH однозначно установить, какие комплексы образуются в растворе. Определению состава комплексов будут посвящены последующие сообщения. [c.212]

Значения кажущейся константы диссоциации в растворах уксусной кислоты 1,0 1,74 3,44 и 5,21 М концентрации были найдены экспериментально. Для этого к раствору кислоты добавлялось определенное количество ацетата натрия и с помощью стеклянного электрода измерялось вначение pH. Измерения производились при 25°С и ионной силе 1,0. При подставлении найденных значений pH и заданной концентрации ацетатных ионов в уравнение (1) для указанных выше концентраций были получены значения р нлс равные 4,58 4,50 4,41 и 4,28 соответственно. [c.221]

Для определения константы скорости диссоциации и рекомбинации муравьиной и уксусной кислот Делахей и Фильштих использовали соотношения для переходного времени Тр при восстановлении азобензола с потреблением Ш-ионов. Согласно уравнению (2. 539), произведение ъУХр при гальваностатических измерениях линейно зависит от плотности тока I, если имеет место медленная реакция, в данном случае возникновение Н -ионов по реакции диссоциации. По уравнениям (2. 539) или (3. 19) можно определить константу скорости из наклона прямой 11/ — I. [c.546]

Формула для определения pH в растворе соли, образованной анионами слабой кислоты и катионами сильного основания (например, СНзСООМа) выводится аналогично только что выведенной, только вместо Коен, здесь следует взять /Скисл., так как в этих формулах [Н 1 определяется величиной константы диссоциации слабого компонента. Разделив выражение [№] [ОН 1=/Сн20 на уравнение закона ионного равновесия, примененного к диссоциации СН3СООН, и проведя сокращение, получим равенство [c.180]

Несколько позже Дено и Шризгейм [11] и Окамото и Браун [12] показали, что уравнение Гаммета с величинами о, определенными из констант диссоциации бензойных кислот, не соблюдается в случае пара-заместителей еще для ряда других реакционных серий. Последние характеризуются резким повышением электроноакцепторных свойств реакционного центра в ходе активации (например, образование карбоний-ионов) . То же самое относится и к реакциям замещения в ароматическом ряду [14—16]. [c.23]

Известное значение подвижности иона натрия можно суммировать с подвижностью НА и получить величину для соли NaHA далее можно определить зависимость эквивалентной электропроводности от концентрации, предположив, что для этого применимо уравнение Онзагера. Так как электропроводность кислоты HgA, а также НС1 и Na l при различных концентрациях известна, то, следовательно, имеются все данные, необходимые для определения константы диссоциации НаА как одноосновной кислоты. Правда, этот метод нельзя считать [c.428]