Константы анионной кислоты

Выражение (5-34) для константы диссоциации слабой кислоты получено при помощи двух уравнений, основанных на законах сохранения. Это уравнение материального баланса, согласно которому общее количество аниона кислоты в растворе остается постоянным, а также уравнение баланса зарядов, согласно которому раствор в целом должен оставаться нейтральным. Выражение для константы диссоциации слабой кислоты может рассматриваться как квадратное уравнение, которое решают прямым путем или методом последовательных приближений оно справедливо для растворов, кислотность которых достаточно высока, чтобы можно было пренебречь вкладом в [Н ] самодиссоциации воды. В противном случае приходится пользоваться более сложным соотношением (см. приложение 5). Кислотно-основные индикаторы сами являются слабыми кислотами или слабыми основаниями, обладающими различной окраской в диссоциированной и недиссоциированной формах. [c.257]

Концентрация аниона А - в растворе двухосновной кислоты HjA, для которой Kl > Ка, приблизительно равна второй константе диссоциации кислоты. [c.54]

Концентрацию аниона слабой кислоты в буферном растворе часто без заметной погрешности можно приравнять концентрации соли, т. е. [СНзСОО ] = Сд, а общую концентрацию слабой кислоты — ее равновесной концентрации, т. е. [СНзСООН] = Сд. Тогда константа диссоциации кислоты будет иметь вид [c.54]

Из этого примера можно сделать общий вывод концентрация аниона в растворе двухосновной кислоты НгА, для которой приблизительно равна второй константе диссоциации кислоты. [c.37]

По этой схеме можно рассматривать диссоциацию уже готовой катионной кислоты, т1 е. гидролиз соли основания в различных растворителях, но не влияние растворителя на диссоциацию основания. Из этой схемы вытекает ложное следствие, что диссоциация основания происходит за счет взаимодействия его с растворителем с образованием ионов лиония М№, а не за счет взаимодействия с молекулами растворителя с образованием ионов лиата (М — Н ). Конечно, в растворе всегда есть ионы лиония и ионы лиата однако в результате диссоциации оснований в растворе всегда появляется избыток ионов лиата (М — Н) . Таким образом, первичным процессом является взаимодействие незаряженной молекулы основания с молекулами растворителя с образованием ионов по схеме В + М В№ + (М — Н) . Диссоциация основания в водном растворе зависит от константы кислотности молекул Н.2О или константы основности иона ОНа не от константы кислот- ности иона НдО" или константы основности молекулы Н О, как это имеет место в случае незаряженных или анионных кислот. [c.298]

Из этого уравнения следует, что отношение ионного произведения среды к константе незаряженной кислоты зависит не от суммы энергий сольватации ионов, а от их разности, но в отличие от оснований — от разности энергий двух анионов, а не катионов. Если эти энергии близки ( С(М-Н)- СА-). уравнение упростится [c.352]

Рассмотрим влияние растворителей на силу отрицательно заряженных — анионных кислот. Экспериментальные данные говорят о том, чт соотношение первой и второй констант диссоциации двухосновных кислот под влиянием растворителей изменяется мало. [c.356]

Из этого уравнения следует, что сила анионных кислот, как и всех остальных типов кислот, зависит от отношения констант кислотности диссоциирующей анионной кислоты и растворителя. Для анионных кислот аависимость от диэлектрической проницаемости выражена сильнее, чем у незаряженных кислот множитель при борновском члене для анионных кислот равен 4, а не 2 2 сол равна разности между суммой энергии сольватации двухвалентного аниона и иона лиония и энергией сольватации одновалентного иона. [c.357]

Из уравнения (VII,69) следует, что сила анионных кислот несколько иначе зависит от свойств растворителя, чем сила незаряженных кислот. Для сравнения зависимости силы анионных кислот от свойств растворителя с такой же зависимостью силы незаряженных кислот найдем выражение для их относительной силы Ig (ЛСн,а/ на-)- Для этого запишем величину Ig К ц — первой константы диссоциации двухосновной кислоты [c.357]

При титровании двухосновных кислот, слабо диссоциирующих по первой и второй ступеням, проводимость увеличивается. Для дифференцированного титрования этих кислот по ступеням нейтрализации необходимо, чтобы кислоты имели не только достаточную разницу в константах диссоциации, но и отличались подвижностями НАп - и Ап -ионов. Так как подвижности анионов (кроме ОН ) в общем мало различаются, вероятность получения резких изломов мала. Обычно наблюдается один излом, соответствующий полной нейтрализации кислоты. Верхние границы рКа для двухосновных кислот, определяемых в водных растворах при различных концентрациях, аналогичны рассмотренным для одноосновных кислот при этом возможность определения кислоты зависит от величины второй константы Диссоциации кислоты. [c.80]

Многие слабые кислоты и продукты их диссоциации избирательно поглошают излучение видимой области спектра и поэтому окрашены. Цвет раствора, содержащего кислоту и ее анион, определится отношением их концентраций, которые зависят от константы диссоциации кислоты и от pH раствора. Слабые кислоты, одна или обе формы которых окрашены, применяют в качестве кислотно-основных индикаторов. По изменению окраски индикатора можно определить pH раствора или установить точку эквивалентности при кислотно-основном титровании. [c.598]

Константы устойчивости (нестойкости) являются фундаментальными количественными характеристиками прочности связи между ионами металлов и лигандами в растворе подобно тому, как константы диссоциации кислот или произведения растворимости труднорастворимых соединений характеризуют соответственно прочность связи аниона кислоты с протонами или аниона кислоты с катионом металла в осадке. [c.243]

Эффект этот будет тем сильней, чем меньше константа диссоциации кислоты, анион которой входит в состав комплекса. Разложение комплекса будет проходить тем в большей мере, чем больше концентрация водородных ионов (чем ниже pH раствора). [c.264]

Расстояние, на которое переносится протон, составляет в среднем 0,8 нм, что примерно в 3 раза больше радиуса иона. Перенос протона на отрицательно заряженный анион кислоты происходит, наоборот, существенно медленнее, чем встреча в воде нейтральных частиц. Например, ОН" реагирует с анионами фосфорных кислот с константой скорости 2 10 для [c.494]

Для четырехвалентного плутония в основном наблюдается соответствие между устойчивостью комплексных соединений и константой диссоциации кислоты, анион которой является комплексующим аддендом. [c.50]

Широко распространенными растворителями являются спирты. Этанол имеет сравнительно высокие донорное и акцепторное числа (табл. 5.1) и относительно хорошо сольватирует протон и анион кислоты, но в результате низкой диэлектрической проницаемости (25 против 78 у воды) константы диссоциации карбоновых кислот К-СООН в этаноле почти в 10 ниже, чем в [c.141]

В рамках теории электронных смещений влияние заместителя на константу ионизации кислоты объясняется путем уменьшения или увеличения электронной плотности на реакционном центре, что способствует или, наоборот, препятствует присоединению протона к аниону. Естественно предположить, что заместитель одновременно влияет на легкость взаимодействия кнслоты и ее аниона с молекулами растворителя и что изменение интенсивности сольватации влияет и на Д р и на Д1п< Прямым подтверждением параллельного влияния сольватации на Д р и на Д1п(3 является работа [161, в которой реакция [c.521]

Рнс. 3.5. Зависимость константы экстракции кислоты от энергии гидратации аниона (экстрагент — триоктиламин в циклогексане) [c.162]

Таким образом, реакция раствора кислой соли мом<ет быть как щелочной (если гидролиз аниона преобладает над его диссоциацией), так и кислой (в обратном случае). Это определяется соотношением константы гидролиза соли и соответствующей константы диссоциации кислоты. В рассмотренном примере константа гидролиза аниона превышает соответствующую константу диссоциации кислоты, поэтому раствор нмеет слабо щелочную реакцию. При обратном соотношении (например, при гидролизе NaHSOs) реакция раствора кислая. [c.263]

Чем сильнее анион удерживает ион Н+ тем трудаее осуществим прямой процесс и легче — обратный. Поэтому, чем меньше константа диссоциации кислоты, тем менее устойчива ее аммонийная соль. Так, соль сильной кислоты НС1 — хлорид аммония NH4 I вполне стабилен при комнатной температуре, соль слабой угольной кислоты (/ l = 4,2-10 ) в этих условиях заметно разлагается, а NH4OH, который можно рассматривать как соль Н2О (Л = 1,8-10 ) не может быть выделен в виде индивидуального вещества. [c.399]

Таким образом, гидролиз по аниону протекает в тем большей степени, чем слабее соответствующая аниону кислота (прочнее связь Н — А), т. е. меньщее значение константы ионизации кислоты Ккаса- [c.185]

Наоборот, на растворимость осадков, являющихся солями слабых кислот, кислотность раствора оказывает очень существенное влияние Так, ионы jO "" могут взаимодействовать с ионами кальция, образуя осадок щавелевокислого кальция. HoBbi O " могут реагировать такл е с ионами Н , образуя молекулы слабой щавелевой кислоты. Образование или растворение щавелевокислого кальция, степень осаждения кальция и другие характеристики равновесия зависят от концентраций реагирующих веществ, а также от величин константы диссоциации кислоты и произведения растворимости осадка. Величины произведений растворимости углекислого бария и щавелевокислого бария почти одинаковы. Однако угольная кислота слабее щавелевой, т. е. анион СО при прочих равных условиях связывается с ионами водорода сильнее, чем анион С О . Поэтому ВаСО, легко растворяется в уксусной кислоте, а растворимость ВаС О при тех же условиях почти не изменяется. Если два осадка являются солями одной и той же кислоты, например сульфидами, то при прочих равных условиях растворимость в кислотах зависит от величины произведения растворимости. Известно, что путем изменения концентрации ионов водорода достигаются многочисленные разделения катионов в виде сульфидов, фосфатов и других соединений металлов с анионами слабых неорганических и органических кислот. Таким образом, значение кислотности раствора для осаждения и разделения металлов очень велико. [c.39]

Они соответствуют реакциям катионной кислоты ЗН+ (а), нейтральной кислоты 5Н (б) и анионной кислоты 5Н (в). В случае (а) между компонентами реакции не происходит кулоновского взаимодействия, величина которого зависит от диэлектрической проницаемости (ДП) растворителя. В случае (б) и еще в большей степени в случае (в) эти взаимодействия про- являются сильнее они тем больше, чем меньше значение ДП. Равновесие обеих реакций тем сильнее сдвинуто в прямом направлении, чем больше значение ДП, и наоборот. Из этого следует, что константы кислотности катионных кислот зависят не от значения ДП, а только от основности растворителя. Напротив, кислотность нейтральных и еще в большей степени анионных кислот в растворителях с низким значением ДП меньше, чем в растворителях с высокой ДП, если допустить, 1что кислотность растворителя не изменяется. Если катионная и нейтральная кислоты, находящиеся в смеси, из-за сходства кислотных свойств титруются совместно, то при переходе к. растворителю с другим значением ДП становится возможным их дифференцированное титрование. Это правило применимо также и при титровании кислоты яо двум ступеням диссоциа- ции. Если растворитель характеризуется низким, значением ДП, то кислоту можно нейтрализовать последовательно по жаждой ступени диссоциации, в то время как в растворителе с высокой ДП происходит нейтрализация по двум ступеням одновременно (рис. Д. 146). Растворители с небольшими зна- чениями ДП обладают большой склонностью к образованию ассоциатов различных типов, в связи с чем двухступенчатые процессы могут быть кажущимися. Образование растворенными частицами ассоциатов и взаимодействие их с растворите- [c.344]

Величина называется константой диссоцнацни основания по аналогии с константой диссоциации кислоты К , описывающей свойства слабых кислот. В табл. 15.5 указаны названия, структуры и значения К , ряда слабых оснований в водных растворах. Бо.лее подробная таблица с аналогичными данными содержится в приложении Д. Обратим внимание на то обстоятельство, что все основания перечисленные в табл. 15.5, принадлежат к двум разным типам азотсодержащие соединения и анионы. Большинство слабых оснований, с которыми нам предстоит встречаться в данном курсе химии, относится именно к этим двум типам. Отметим также, что все приведенные в таблице основания содержат неподеленные пары электронов. С их помощью образуется химическая связь с протоном Н при взаимодействии с ним основания. [c.90]

Теоретическое пояснение. Фотометрическим методом определяют константы диссоциации кислот и оснований, у которых молекулярная и ионная формы имеют различную окраску. Такие соединения применяют в качестве индикаторов. Перемена окраски связана с диссоциацией. Положим, что индикатор является слабой кислотой, при этом молекулы Hind бесцветны, а анионы lnd окрашивают раствор. Реакция диссоциации выражается уравнением [c.129]

В завершенном кислотно-основном процессе происходит передача протона от кислоты к основанию, в результате чего основание протонизируется и образуется катион и анион кислоты. В растворах образуются сольватированные ионы лиония и сольватированные анионы, находящиеся в свободном или связанном состоянии. Обычно считают, что сила кислот и оснований в растворах определяется их способностью образовывать свободные ионы. Мерой этой силы является константа диссоциации кислоты на свободные ионы. [c.301]

ДНА- = ( аНА- м/ амн+) [(I mH++ —I hA )/- (VII,69) где ifojjA- — константа собственной кислотности анионной кислоты НА". [c.357]

Сдисс —для кислот эта величина определяется константами двух равновесий — константой собственной кислотности кислоты (Ка), характеризующейся сродством аниона кислоты к протону и константой собственной кислотности гюнов лиония растворителя н.м характеризующейся сродством молекулы растворителя к протону или обратной ей величиной — константой собственной основност) растворителя Кь, нм, т. е. [c.393]

Константы диссоциации этих промежуточных стадий (ступеней) приведены в табл. 7. Как видно из приведенных данных, по мере увеличения номера стадии (ступени) диссоциации уменьшается величина К. Электролиты, имеющие несколько ступеней диссоциации, диссоциируя по первой ступени, в большинстве случаев являются сильными электролитами, а по второй и особенно третьей — слабыми. Для органических кислот значение константы тем меньше, чем длиннее алифатическая цепочка. Объясняется это явление тем, что оторвать Н+-ион от аниона гораздо труднее, чем от незаряженного атома. В случае же длинной цепи в органической кислоте кулоновские силы взаямодействия между Н+-ионом и отрицательно зар яженным концом молекулы уменьшаются. Н. А. Измайлов показал, что при переходе от растворителя к растворителю константы диссоциации кислот изменяются в миллионы раз, а соотношения в силе кислот в тысячи раз. [c.71]

Для получения более отчетливой точки эквивалентности необходимо или уменьшать Кш, или увеличивать Ка и Кь- Изложенные выше выводы можно применять к любому растворителю, если заменить Кю на соответствующее ионное произведение. Так, например, для этилового спирта ионное произведение меньше Кш в 10 раз, а константы рКа кислоты ЫН4+ или RNHз+ или аниона основания СНзСОО в этиловом спирте только немного меньше, чем в воде (так, для ЫН4+ р/Са = 9,3 в воде и 11,3 в этиловом спирте). Отсюда видно, что нейтрализация таких кислот и оснований в спиртовом растворе происходит полнее, чем в воде. [c.40]

Опыт показывает, что скорость реакции пропорциональна электропроводности, т. е. концентрации ионов Н+. Скорость возрастает также с прибавлением к реагирующей системе солей с тем же анионом, что и кислота. Это явление было названо вторичным солевым эффектом. Между тем добавление такой соли согласно теории электролитической диссоциации умень- нает константу диссоциации кислоты и, следовательно, концент-щию ионов водорода. Таким образом, вторичный солевой ффект показывает, что активны не только ионы Н+, но и анионы кислоты. Кроме того, оказалось, что каталитически активны и молекулы недиссоциированной кислоты. [c.331]

Если Ка < 10 , как, например, в случае борной кислоты, то npii больших разбавлениях следует учитывать гидролиз аниона кислоты R. Так как тн в растворах таких слабых кислот очень мало, можно считать mHR = Wi-fmoH и — и оценить значение тон по константе [c.464]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология