Константы уравнений для констант диссоциации

Если продукт диссоциации электролита способен к дальнейшей диссоциации, в растворе устанавливается несколько равновесий, каждое из которых характеризуется соответствующей константой (ступенчатой константой диссоциации). Например, ортофосфорная кислота в водном растворе диссоциирует по уравнению [c.96]

По классической теории Аррениуса при т0,01 - 0,1 степень диссоциации сильных электролитов а = 0,75- 0,95. Вычисляемые отсюда константы диссоциации резко изменяются с концентрацией, т. е. не являются константами. Степень диссоциации, вычисленная по электропроводности, существенно отличается от найденной для концентрированных электролитов по уравнению (XVI, 6). Имеются и другие факты, указывающие на то, что степень диссоциации сильных электролитов значительно выше вычисляемой по теории Аррениуса. Так, каталитическое действие ионов гидроксония (Н3О+) в сильных электролитах изменяется пропорционально общей концентрации растворенного вещества, что указывает на независимость степени диссоциации от концентрации. [c.394]

О том, куда сместится равновесие, можно сделать вывод, если написать уравнение константы диссоциации для уксусной кислоты [c.87]

Подставив эти выражения в уравнение константы диссоциации, получим [c.273]

Решение. По значению pH находим концентрацию ионов водорода и подставляем найденную величину в уравнение константы диссоциации уксусной кислоты [c.105]

Вывод выражения (10.18) отличается от вывода (10.7) лишь введением уравнения материального баланса по субстрату, [5]о= = [5] + [5 ]. Из сравнения выражений (10.7) и (10.18) очевидно, что ионизация субстрата приводит к зависимости значения Хт(каж) от pH, анализ которой позволяет найти константу диссоциации субстрата Кс- [c.224]

Так как pH = - lg [Н ] = 12, то концентрация катионов водорода [Н ] = М0 . Подставляем значения известных величин в уравнение константы диссоциации Кд ц и находим соотношение концентраций [c.79]

Согласно уравнению (а) равновесие в водной фазе характеризуется константой (истинная константа диссоциации дитизона) [c.141]

Подставляя значения (VI, 79) и (VI, 80) в уравнение константы диссоциации (VI, 78), получим [c.214]

Рассмотрим раствор, содержащий уксусную кислоту и ацетат натрия. Из уравнения константы диссоциации СНзСООН следует, что [c.274]

В условиях химического анализа раствор часто содержит смесь сильной и слабой кислоты или сильного и слабого основания. Рассчитаем концентрацию ионов водорода и ацетат-ионов в растворе О,ЮМ Ha OONa в присутствии 0,05М НС . Через л обозначим концентрацию ионов водорода, появившихся в растворе в результате диссоциации уксусной кислоты. Концентрация СНаСОО - ионов за счет этого процесса также будет равна х. Однако в этом растворе имеется 0,05 М НС , диссоциированная нацело, поэтому равновесная концентрация ионов водорода в растворе будет равна л + 0,05, а недиссоциированных молекул уксусной кислоты 0,1—X. Подставляем равновесные концентрации в уравнение константы диссоциации уксусной кислоты [c.45]

Из уравнений констант диссоциации угольной кислоты получим [c.9]

На основании изложенных представлений можно вывести дтя рК слабого сшитого полиэлектролита уравнение, напоминающее аналогичное выражение для растворимой поликислоты (Х1П.9), и вычислить с его помощью рК активных групп и емкость ионита при заданном значении pH раствора Однако для практических целей обычно достаточно определить кажущуюся константу диссоциации Ку , которая рассчитывается по результатам потенциометрического титрования катионита щелочью, т. е по зависимости количества поглощенных им ионов Ыа+ от pH равновесного раствора, одновременно можно установить область pH, где работает слабокислый [c.587]

НгЗ 5= Н + НЗ-а уравнение константы диссоциации имеет вид [c.39]

Активность ионов водорода и pH буферных смесей могут быть рассчитаны из уравнения константы диссоциации слабой кислоты. [c.305]

В седьмой главе мы уже говорили, что в последнее время многими исследователями были приняты отдельные элементы нашей схемы диссоциации кислот и оснований. В соответствии с принятыми схемами для характеристики процесса диссоциации эти исследователи применяли уравнения, которые совпадают с перечисленными выше частными случаями нашего уравнения (8,7). Так, Корей (1953) характеризует процесс диссоциации в пиридине тремя константами константой ионизации К — эквивалентной нашей константе превращения, константой диссоциации К" — эквивалентной [c.600]

Подставим в это уравнение величину Сц+ 7н из уравнения константы диссоциации кислоты [c.457]

Из уравнения константы диссоциации следует [c.120]

В последней строке в объемных процентах даны степени диссоциации окиси углерода, рассчитанные на основании экспериментальных данных исходя из них можно вычислить константу диссоциации по формуле (13), выведенной на стр. 75 для аналогичного равновесия. Из приведенных данных следует, что двуокись углерода при атмосферном давлении и температуре выше 2600° уже наполовину диссоциирована. При повышении давления степень диссоциации двуокиси углерода уменьшается, что следует уже из уравнения реакции на основании принципа Ле Шателье. Зависимость степени диссоциации от давления и температуры количественно выражается уравнением (13), стр. 75. При температурах выше 5000° и давлении атм СО2 практически полностью расщеплена на СО и О2. [c.485]

При исследовании обратимых ингибиторов определение зависимости константы ингибитора (константы диссоциации комплекса фермент — ингибитор Кд от температуры позволяет рассчитать А/ , АЯ и А5 для взаимодействия ингибитора с ферментом. При этом используются те же уравнения термодинамики, которые применяются для анализа реакции с субстратом. Таким образом, для реакции образования комплекса Е1 [c.135]

Если первоначально в растворе было С молей, а распалось на ионы Са, то недиссоциированными осталось С — Са молей в 1 л. Подставив в уравнение константы диссоциации эти значения концентраций, получим [c.170]

При условии, что все компоненты систе-мы хорошо растворимы, т. е. не выпадают в твердую фазу, как, например, бывает при травке серной кислотой, ионный состав и степень перехода определяются следующими уравнениями константа диссоциации травящей кислоты [c.592]

Используя уравнения констант диссоциации и К , на основании (34) можно рассчитать концентрацию катионной формы аминокислоты [c.107]

Из (34) и уравнений констант диссоциации можно установить [c.108]

Как видно из уравнения, одновременно связываются ионы Н и ОН , т. е. происходит образование двух слабых электролитов уксусной кислоты и гидрата окиси аммония. Реакция раствора подобных солей зависит от относительной силы образующихся кислоты и основания. Если константа диссоциации основания равна константе диссоциации кислоты (как в данном случае [c.41]

В случае образования 1) двух молекул новых веществ из судной молекулы исходного вещества А = В + С), 2) трех молекул — из двух молекул исходного вещества (2А = 2В + С) или 3) четырех молекул — из двух молекул исходного вещества (2Л = ЗВ + С) уравнения константы диссоциации примут следующий вид (если диссоциация этих веществ протекает эндотермически) [c.182]

Если обозначить концентрацию электролита, распадающегося на два иона, через С, а степень его диссоциации в данном растворе через а, то концентрация каждого из ионов будет oi, а концентрация неднссоциированных молекул С(1 — а). Тогда уравнение константы диссоциации принимает вид i [c.239]

Решение. Подставим значения известных величин в уравнение константы диссоциации угольной кислоты по второй ступе1ш [c.168]

Найдем соотношение между константой диссоциации слабого основания, концентрацией соли и [Н+] или pH. Принимая, что [ЫН40Н] = [Н- ] в соответствии с уравнением гидролиза и [ЫН4+]=Сс (гидролизу подвергается малая часть присутствующих в растворе катионов благодаря невысокой константе диссоциации основания), приведенное выше выражение константы гидролиза можно записать в виде [c.313]

Следовательно, слабая диссоциация уксусной кислоты еще в большей степени будет подавлена, и практически концентрация недиссоциированных молекул СН3СООН может быть принята равной общей концентрации кислоты. Так как соль полностью диссоциирует, можно принять общую концентрацию анионов (не учитывая небольшого их количества, образующегося при диссоциации кислоты) равной общей концентрации соли в буферном растворе. Исходя из этого, уравнение константы диссоциации можно представить в следующем виде [c.73]

Выразим pH через концентрацию катионов водорода pH = -1я[1НГ] = 4, отсюда [Н ] = ЫО ". Нодставив значения известных величин в уравнение константы диссоциации угольной кислоты, получим значение соотношений концентраций гидрокарбонатного иона и угольной кислоты [c.78]

Напишем уравнение константы диссоциации для слабого бина] ного электролита К1Ап [c.86]

С целью получения дополнительных данных о механизме рассматриваемой реакции мы исследовали ее кинетику в окиои дейтерия. Скорость окисления я-аллилпалладийхлорида в окиси дейтерия заметно выше, чем в обычной воде. Наблюдаемая величина изотопного кинетического эффекта лри высоких концентрациях ионов хлора (3,0 г-ион/л и больше) не превышает 1,07, но заметно возрастает при уменьшении концентрации ионов хлора, достигая 1,25—1,30 при [С1 ] =0,5 г-ион/л. Скорость окисления я-аллилпалладийхлорида в окиси дейтерия так же, как и в обычной воде, описывается уравнением (5). Тангенс угла наклона прямой шри переходе от воды к окиси дейтерия практически не изменяется, в то время как отрезок, отсекаемый на осн ординат, уменьшается в 2,0—2,5 раза. По-видимому, к-1 также не зависит от протонного состава растворителя и, следовательно, наблюдаемый изотопный эффект обусловлен изменениями йг//г-2 и Ы. Вероятно, большая доля этого эффекта вызвана изменениями йг/А-г. Константы диссоциации протонных кислот в окиси дейтерия в 2,0—3,0 раза меньше, чем в воде [3]. [c.444]

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]

Для аналитических целей применяют раствор дитизона в органическом растворителе ( I4, СНСЬ и др.). Реакции же с катионами металлов происходят в водной фазе. Таким образом, над раствором дитизона в органическом растворителе находится водная фаза, в которую при взбалтьГвании частично переходит дитизон и диссоциирует по уравнению (I). Согласно уравнению (I) равновесие в водной фазе характеризуется константой (истинная константа диссоциации дитизона) [c.312]

Здесь следует предупредить читателей относительно некоторой несогласованности в толковании константы Михаэлиса — Ментен. В настоящей книге дано практически наиболее удобное определение константы Михаэлиса — Ментен, принятое Холдейном [15], Олберти [2], а также Диксоном и Уэббом [10]. Между тем Рей-нер [29] считает такое определение неправильным и ограничивает употребление Км особым случаем, когда эта величина выражает истинную константу диссоциации фермент-субстратного комплекса. Лайдлер [22] указывает, что в уравнении Михаэлиса — Ментен j m представляет собой константу диссоциации ES [c.42]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология