Константы диссоциации вычисление

По этой же причине константа диссоциации, вычисленная по формуле [c.91]

Вычисленная константа /Сд несколько изменяется с концентрацией. Вполне независимой от концентрации является константа диссоциации, вычисленная с учетом (хотя и слабых) межионных сил (через активности, см. стр. 36 и 39). [c.154]

С разбавлением раствора электролита вероятность взаимодействия ионов в растворе уменьшается, степень электролитической диссоциации увеличивается. При этом константа диссоциации, вычисленная для данного слабого электролита, в сильно разбавленном растворе имеет постоянное значение (табл. 27). [c.191]

Активность ионов и молекул. Опыт показывает, что сильные электролиты закону действующих масс не подчиняются их константы диссоциации, вычисленные по уравнению (11.5), не являются постоянными величинами при различных концентрациях. [c.102]

В водных растворах сильных электролитов (кислот и щелочей) ионная сила больше нуля, а коэффициент активности иона водорода не равен единице. В этих случаях упрощенное определение pH приводит к отклонениям от действительных величин, так как в присутствии посторонних ионов истинная константа диссоциации воды не равна константе диссоциации, вычисленной по молярным концентрациям. [c.37]

При сравнении констант диссоциации, полученных методом электропроводности и методом измерения э. д. с., следует помнить, что в первом случае берутся объемные концентрации, т. е. грамм-ионы или моли в 1 раствора, тогда как во втором — весовые концентрации в молях на 1 кг растворителя. Это различие связано с тем, что при использовании экспериментальных данных электропроводности удобнее применять объемные концентрации, тогда как стандартные состояния при изучении э. д. с. выражают обычно в моляльных концентрациях. Если Кс VI Кт — константы диссоциации, вычисленные соответственно на основании объемных и весовых концентраций, то легко показать, что Кс равно КтР, где р — плотность раство-рителя при температуре опыта. Для воды при 25° р = 0,9971, откуда Кс для уксусной кислоты, вычисленное из измерения э. д. с., равно 1,749-10" , а из данных электропроводности. 1,753-10 . Если учесть, что эти методы основаны на раз- [c.424]

Предположение о применимости уравнений (67) и (68) приводит к равновесным константам , которые заметно изменяются с составом следовательно, диссоциация хлористого кадмия по этим двум механизмам не играет важной роли. В то же время константы диссоциации, вычисленные по уравнению [69], не зависят от концентрации, так что механизм диссоциации хлорида кадмия явно выражается равенством [69]. Используя [c.230]

Перечислите основные исторические этапы изучения лиганд-рецепторного взаимодействия. 2. Дайте определение понятиям рецептор , лиганд , аффинность . 3. С помощью схемы опишите лиганд-рецепторное взаимодействие. 4. Получите уравнение, связывающее концентрацию ли-ганд-рецепторных комплексов с временем реакции лиганд-рецептор . 5. Какими уравнениями описываются процессы ассоциации и диссоциации лиганд-рецепторных комплексов Почему 6. Какова раз.мерность констант скоростей ассоциации и диссоциации, равновесной константы диссоциации Каковы наиболее часто встречаемые значения этих констант 7. Как можно определить константу скорости ассоциации и диссоциации 8. Как можно определить концентрацию рецепторов и их аффинность 9. Выведите уравнение Скэтчарда. 10. Каковы современные представления о структуре и функции рецепторов 11. Что такое принцип структурной комплиментарности 12. Сравните фермент-субстратное и лиганд-рецепторное взаимодействие. 13. Можно ли определить концентрацию рецепторов и их аффинность исходя из кинетических исследований 14. Всегда ли совпадают величины констант диссоциации, вычисленные по тангенсу угла наклона в координатах Скэтчарда и вычисленные как отношение констант скоростей диссоциации и ассоциации 15. Какие типы рецепторов вы знаете По какому принципу называются рецепторы 16. Дайте определение понятиям агонист и антагонист . [c.354]

Константа диссоциации, вычисленная для данного электролита при определенной температуре и в определенном растворителе, имеет постоянные значения только для слабых электролитов в сильно разбавленных растворах. Постоянство константы можно проследить на примере уксусной кислоты. [c.134]

В 1890 г. на основании закона действия масс С. Аррениус развил представление о гидролизе солей и вывел уравнения для констант гидролиза, а в 1893 г. показал, что сильные электролиты не подчиняются закону действия масс. В следующем году ассистент В. Оствальда немецкий физикохимик Г. Бриг показал неприменимость закона разбавления к сильным электролитам. Аномалия в растворах сильных электролитов заключалась в следующем. С увеличением концентрации электролита наблюдалось практическое увеличение константы диссоциации, вычисленной по закону разбавления, в то время как константа не должна зависеть от концентрации. Отклонение сильных электролитов от закона разбавления Оствальда Аррениус в 1899 г. объяснил их практически полной диссоциацией. [c.53]

Значения степени диссоциации одного и того же сильного электролита могут различаться при разных методах ее определения, поэтому константы диссоциации, вычисленные из степени диссоциации, зависят как от концентрации электролита, так и от метода измерения а. Таким образом, константы диссоциации сильных электролитов не являются постоянными. В то же время нет никаких экспериментальных указаний на наличие в растворе сильного электролита молекул типа Na l, NaaS04, и т.п., хотя по значениям степени диссоциации концентрация должна быть вполне достаточной для их обнаружения. Все эти проблемы разрешает теория сильных электролитов. [c.285]

Термодинамические константы диссоциации (вычисленные с учетом коэффициентов активности) обозначены звездочкой, концентрационные (кажущиеся)— без звездочкн- [c.277]

Эксперименгально установлено, что сильные электролиты не подчиняются закону действующих масс, поскольку их константы диссоциации, вычисленные по уравнению (6.2] , не являются постоянными величинами. [c.90]

Постоянная 0,566 была получена несколько условным способом, путем сравнения констант диссоциации, вычисленных с помощью рНнАс, с известными для них значениями в воде. [c.197]

Кривая потенциометрического титрования КЭДТТА (рис. 8, кривая 1) имеет две буферные области. Первая (нижняя) отвечает отщеплению трех первых протонов, происходящему практически одновременно к , к , к ). Верхняя буферная область соответствует образованию ионов и (/С4, /са). Значения первых трех констант диссоциации, вычисленные по уравнению (22), [c.44]

Правомерность этой операции с особой наглядностью вырис01вы-вается, если константу диссоциации вычислять по уровнению закона разведения. В литре воды константа диссоциации, вычисленная по этому уравнению, будет [c.157]

Здесь Kdiss— истинная константа диссоциации, вычисленная из измерений на полимере с одной концевой группой, К ус—константа равновесия циклизации с образованием ионного тройника. Анализ этой схемы показывает, что проводимость раствора выше, чем ожидается при простой диссоциации на ионы. Циклизация уменьшает количество свободных ионов —S и сдвигает ионную диссоциацию вправо. Следовательно, концентрация заряженных частиц увеличивается и данные по проводимости дают завышенное значение константы диссоциации. Ионные тройники [c.435]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология