Константы кислотной формы ионита

Условная константа равновесия по форме напоминает концентрационную константу равновесия, однако она зависит от условий — от целого ряда параметров, таких, как температура, концентрации реагентов, ионная сила раствора, концентрации других веществ, присутствующих н растворе, pH раствора и т. д., тогда как истинная термодинамическая константа равновесия зависит только от температуры. Тем не менее, использование условной константы равновесия в практических расчетах бывает полезным, например, при описании экстракционных и кислотно-основных равновесий, процессов комплексообразования и в других слу (аях. [c.76]

Справочник состоит из б разделов, составленных в общепринятой табличной форме. В первом разделе Неорганические вещества. Физические свойства и реакционная способность приведены формулы и названия, относительные молекулярные массы, некоторые физические свойства (температура фазовых переходов, окраска, агрегатное состояние), а также сведения о реакционной способности (химических свойствах) веществ по отношению к распространенным растворителям и реактивам (воде, этанолу, хлороводородной, серной и-азотной кислотам, гидроксиду натрия и гидрату аммиака). В последующих разделах охарактеризованы атомные, молекулярные и термодинамические свойства атомов, молекул, радикалов и ионов неорганических веществ, существующих в индивидуальном состоянии и в водном растворе. Представлены относительные атомные массы элементов, свойства природных и радиоактивных изотопов, электронные формулы атомов, энергии ионизации и сродство к электрону для атомов и молекул, энергии и длины химических связей, строение (геометрическая форма) молекул веществ, в том числе и комплексных соединений Приведены термодинамические константы веществ во всех агрегатных состояниях (газ, жидкость, твердое состояние, состояние водного раствора), окислительно-восстановительные потенциалы, константы кислотности и основности, константы устойчивости комплексов в водном растворе и растворимость веществ в воде. В последнем разделе Номенклатура неорганических веществ сформулированы правила составления химических формул и на их основе химических названий веществ. [c.5]

Константа кислотности угольной кислоты по первой ступени, учитывающая равновесие ионов со всем количеством диоксида углерода в растворе (как в форме СО2, так и в виде угольной кислоты), выражается соотношением [c.410]

Тщательное исследование Кольтгофа и Брукенщтейна [39—42] показало, что кислотно-основные свойства в ледяной уксусной кислоте могут быть поняты только с помощью представлений об ионизации растворенного вещества и ассоциации образующихся ионов в ионные пары, а также в триплеты и квадруплеты. Константа ионизации кислоты или основания в уксусной кислоте (с учетом образования ионных пар) позволяет получить значительно более полезные выражения для силы кислоты или основания, чем это дает простая константа диссоциации . Диэлектрическая проницаемость ледяной уксусной кислоты мала (6,13 при 25° С) даже сильные электролиты имеют константы диссоциации меньше 10 [41, 43—45]. Для наиболее сильной (хлорной) кислоты в ледяной уксусной кислоте Брукенштейн и Кольтгоф нашли р/С равными 4,87 в то время как для соляной кислоты рК равно 8,55. Поэтому в таких растворах имеется немного ионов эффектом ионной силы (солевой эффект) можно пренебречь. Сложность равновесий в ледяной уксусной кислоте подтверждается тем, что индикаторные основания колориметрически отзываются на ассоциированную форму (ионные пары) кислоты, а не на активность протона. Кажущаяся сила кислоты зависит от выбранного индикаторного основания, и эта величина может отличаться от значения, найденного потенциомет-рически. [c.198]

Расчеты растворимости осадков при образовании комплексов связаны с некоторыми затруднениями. Обусловлено это тем, что для многих комплексных соединений пока не установлены константы диссоциации (константы нестойкости или устойчивости). Кроме того, комплексные ионы, аналогично многоосновным кислотам, образуются и диссоциируют ступенчато. Состояние равновесия между отдельными формами комплексных групп зависит от концентрации лиганда и кислотности раствора. [c.176]

Уравнения для концентрации ионов Н3О+ в растворе слабого основания и для концентрации ионов 0Н в растворе слабой кислоты имеют аналогичную форму. Единственное различие состоит в том, что вместо константы кислотной диссоциации появляется константа основной диссоциации, а вместо концентрации кислоты, конечно, концентрация основания. [c.90]

Основываясь на том, что, как свидетельствуют экспериментальные данные, константы кислотности оснований (катионных кислот) сравнительно мало изменяются при переходе от растворителя к растворителю (см. гл. VI), Гамметт предложил оценивать кислотность любых растворов по степени превращения индикатора основания в его ионную форму. [c.412]

Так как константа диссоциации кислотной формы гидроокиси мышьяка (III) значительно больше, чем основной, то в растворе ионов As3+ значительно меньше, чем ионов AsO , и только в сильнокислых растворах имеется большое количество ионов As +. [c.495]

В отличие от аммиака, этилендиамин способен присоединить два иона водорода это несколько усложняет расчет кривой образования для систем этилендиаминовых комплексов на основании измерения только водородных ионов. Как принято в химии комплексных соединений, обозначим этилендиамин через еп и две его кислотные формы через епН+ и епН . Две ступенчатые константы кислотной диссоциации обозначим через епн, епн соответственно. Кроме того, введем следующие величины для кислотно-основной системы этилендиамина [c.209]

Если вещество А является слабым основанием, таким, как ион хлора, можно ограничиться одним вторым уравнением. Сравнение уравнений (ХХП.1) и ХХП.2) показывает, что константа кислотной ионизации Ка для комплекса гидратированного протона с рассматриваемым лигандом аналогична обратной величине константы образования комплекса иона металла с тем же самым лигандом. Величины, обратные константам образования, часто называют константами диссоциации. Так же как и константы кислотной ионизации, константы образования комплексов с ионами металлов (называемые также константами стабильности) обычно приводят в логарифмической форме, рКа и р/(1 соответственно. [c.400]

Поскольку практически невозможно найти растворители, отличающиеся друг от друга только диэлектрической проницаемостью при равных кислотности и основности, расчеты по уравнению (4.10) обычно плохо согласуются с экспериментальными даннылми. Кроме того, сольватирующая способность и полярность растворителя определяются не только его диэлектрической проницаемостью. Помимо чисто электростатического кулоновского взаимодействия существуют другие типы специфического и неспецифического взаимодействия, в том числе ион-ди-польное, диполь-дипольное, образование водородных связей и ионных пар и т. д. К тому же модель, используемая для описания электростатического взаимодействия, не учитывает реальные форму и размеры конкретных ионов. Например, в отличие от карбоновых кислот константа кислотности пикриновой кислоты при переходе от этанола к воде возрастает только в 1500 раз (см. табл. 4.1). Это объясняется делокализацией отрицательного заряда аниона пикриновой кислоты по всей довольно большой молекуле, в результате чего энтальпия сольватации этого аниона значительно уступает энтальпии сольватации анионов карбоновых кислот. Это означает, что при повышении сольватирующей способности растворителя стабильность пикрата меняется в иной степени, чем у анионов карбоновых кислот, в которых отрицательный заряд в большей или меньшей степени локализован только на двух атомах кислорода. [c.131]

Для создания абсолютной шкалы кислотности и основности Гаммет предложил использовать индикаторный метод, а стандартом брать кислотность ионов гидроксония Н3О+ или гидроксила НО в бесконечно разбавленных водных растворах. У индикаторов нейтральная (В) и протонированная (ВН+) формы обладают разной цветностью, поэтому спектрофотометрическим методом легко определить концентрации этих форм. Имея целый набор индикаторов с разными константами кислотности и основности, измеренными в разбавленных водных растворах, можно определять абсолютную кислотность и основность любой среды. [c.148]

Уменьшение лизина в ионите (Ар = 0,54) говорит об ослаблении его кислотных свойств в ионите, а из уравнения (11) следует, что различие констант ионизации в ионите и в растворе определяется отличием констант ионного обмена соответствующих форм лизина. Предпочтительная [c.264]

Таким образом, имеются две промежуточные ионизированные формы. Одна из форм—диполярный ион (стр. 531), а вторая — нейтральная молекула. У этих двух форм получаются одинаковые кривые титрования, и константа кислотной диссоциации первой ступени равна [c.468]

Таким образом, концентрация гидроксил-ионов, генерируемых свободной основной группой, сильно понижается. Константа диссоциации образующегося метиленового производного, по-видимому, на три порядка меньше константы диссоциации первоначальной аминогруппы [8]. Харрисом была тщательно исследована количественная сторона этого вопроса [9] и было установлено, что если в точке эквивалентности концентрация формальдегида равна 16%, то константы кислотной диссоциации аминокислот в водно-формоловой среде на несколько порядков выше, чем в воде. По закону действующих масс следует ожидать, что величина наблюдаемой константы диссоциации будет зависеть от концентрации формальдегида в растворе. Харрис [9] подтвердил это в отношении глицина. На степень диссоциации в значительной мере влияют органические растворители [10]. Сильно полярные алифатические аминокислоты наиболее растворимы в высокополярных растворителях. В растворителях с низкой диэлектрической постоянной диполярные ионы переходят в незаряженную изомерную форму. Влияние заряженных групп сказывается также и на ионизации. [c.103]

ОС—ОН легко разрывается (обычно по ионному типу) и образуется R— =0, так называемый ацил-катион. Группа с=0 оказывает сильное влияние на связь 0-Н, вследствие чего эта связь поляризуется и получает способность к кислотной диссоциации в полярных протоноакцепторных растворителях. Константа кислотной диссоциации карбоновых кислот в Ю" раз больше, чем у спиртов. Наиболее сильной из монокарбоновых кислот является муравьиная К = 2Л(Г ). Для остальных ее гомологов константа имеет порядок 10 (от 1,8-10" для уксусной кислоты до 1,4-10" для капроновой кислоты СНз(СНз)4С00Н). И наоборот, карбонильная группа в составе -СООН и -СОО" изменяет свои свойства, присущие ей в составе альдегидов и кетонов, почти целиком теряя способность к реакциям присоединения нуклеофилов (В", В) или их протонированных форм (ВН, ВН . Все же протекание данных реакций возможно, но с малой константой равновесия. Эта особенность карбоксильной группы может быть обусловлена быстрыми внутримолекулярными процессами обмена протоном между -ОН и С=0. [c.482]

Значения констант Брёнстеда или смешанных констант, которые определены на стр. 21, часто приводятся для равновесий диссоциации кислот и оснований. Так как эти значения включают концентрации кислотных форм и сопряженных с ними оснований, а также активность водородного иона, то они справедливы только для определенной ионной среды. Константы Брёнстеда, значения которых обычно получают из потенциометрических измерений активности водородных ионов, более полно обсуждаются в разд. 3, А гл. 7. [c.43]

В водных растворах эти радикалы могут присоединять протоны, и легкость, с которой они это делают, характеризует их константы кислотности. Протонизация радикалов сопровождается большими изменениями в спектре и, изучая это изменение как функцию изменяющегося pH раствора, можно определить константу кислотности. Было показано, что рК иминорадикала РЬЫН составляет около 7, т. е. радикал является более сильным основанием, чем соответствующий анилин, рК которого 4,6. Феноксил и его алкилзамещенные имеют рК также ближе к 7, однако их протонизованные формы неустойчивы и быстро распадаются. Фенилзамещенные феноксилы образуют устойчивые ионы, отличающиеся своими спектрами поглощения от нейтральных радикалов (рис. 23). рК трифенилфеноксила соответствует кислотности 15 N серной кислоты в 50%-ном водном этаноле. Точное значение функции кислотности этой смеси неизвестно, однако приближенно можно полагать, что рК 1, т. е. радикал является очень слабым основанием [29]. [c.83]

Минимум на кривой растворимости объясняется существованием незаряженной формы комплексона в растворе, максимум — образованием протонированных катионов продуктов присоединения ионов водорода к молекуле ЭДТА (катионы типа аммония Н5и Н ) [48—55]. Константы кислотной диссоциации катионов ЭДТА Нв +(рА ) и (рА ) приводятся [c.93]

В смеси воды и спирта константа ионизации бромфеноло вого синего в 10 раз меньше, чем в воде при тех же условиях константа диссоциации метилового оранжевого в 10 раз больше. Определите чувствительность обоих индикаторов к водородным ионам, если кислотная форма обоих индикаторов в чистой воде едва заметна при [Н+] = 10-. [c.75]

Почти всегда НК является слабой кислотой, и при реакции кислотность раствора будет важной переменной. Если комплекс стабилен, т. е. слабо диссоциирует, его можно получить в растворе минеральной кислоты, несмотря на слабую ионизацию реагента. Так, например, хотя дифенилтио-карбазон имеет константу кислотной диссоциации 10 , дитизонат ртути можно получить в 6 М серной кислоте. Роданистоводородная кислота представляет одно из немногих исключений из правила слабых кислот. Это сильная кислота, и образование с нею комплексов металлов мало зависит от концентрации водородных ионов, поскольку металл присутствует в виде Ме , а не в гидролизованных формах. Продукт реакции МеН и даже сам реагент, по всей видимости, очень слабо растворимы в кислом растворе. [c.126]

Значительное преобладание протонированной формы над не-протонированной, вообще говоря, еще не гарантирует того, что реагировать будет протонированная форма [201], поскольку не-протонированная форма должна вступать во взаимодействие с электрофильной частицей быстрее, чем протонированная. Для выяснения того, реагирует ли соединение в виде нейтральной молекулы или иона, предложены критерии [201], основанные на измерении констант скорости реакции при различной кислотности среды, определении активационных параметров и сопоставлении наблюдаемой скорости реакции со скоростью реакции родственного соединения, заведомо существующего в форме иона, например нодметилата пиридина при изучении реакцих пиридина в кислой среде. [c.65]

При анализе кинетического уравнения (439) в широком интервале pH принимали во внимание [248], согласно работам Беликова и сотр. [246], общий кислотно-основный катализ. Были найдены константы скорости k+i и k-i с участием различных доноров и акцепторов протона. При этом была получена [248] константа кислотной диссоциации молекул аци-формы нитроциклогексана Ka=i,5 10 . Интересно отметить, что в области pH =10 12 реакция диссоциации нитроциклогексана проходит практически только с участием ионов 0Н и при pH = onst кинетика описывается уравнением необратимой реакции первого порядка (табл. 34) [248], [c.273]

Очевидно, что Кг К Кш, Кз = Кх/Кц и К == КЖтКя, где /Сд — константа, определенная в предыдущем разделе. Если /Сд велика, но точно не известна, можно определить только Кз и K . Необходимо отметить, что многие карбонильные соединения могут также давать енолят-анионы и что даже в том случае, когда равновесное содержание енола очень мало, с помощью боль-ишпства экспериментальных методов различить два вида анионов невозможно. Вероятно, в случае простых альдегидов и кетонов (единственные классы карбонильных соединений, кислотность которых в настоящее время исследована) количество еиолят-ионов чрезвычайно мало, однако это предположение необходимо проверить, например спектрофотометрически, используя быструю реакцию енолят-ионов с галогенами. Уже сообщалось [95], что гексафтор-ацетилацетон и теноилтрифторацетон, являющиеся очень сильными кислотами в водном растворе, в 1 М растворе гидроокиси натрия ионизируются очень слабо. Как отметили Стюарт и Ван дер Линден [891, в этом случае стабильной формой иона является енолятная, которая медленно образуется из очень небольшого количества присутствующего негидратированного кетона. [c.244]

Рассмотрим теперь вопрос о равновесиях в первичных и вторичных нитропарафинах. Эти вещества существуют обычно в виде нормальных нитросоединений в равновесии с очень малыми количествами аг и-изомеров. Тернбул и Мэрон [69] определили содержание этих изомеров в водных растворах простейших представителей указанного ряда. Они определяли кондуктометри-ческим методом сначала константу кислотности аг и-соединения, что возможно благодаря медленному превращению его в нитроформу, а затем константу кислотности нитроизомера, что возможно, учитывая почти полное его образование. Поскольку ионы этих двух форм являются общими, то из отношения констант кислотности можно установить равновесное содерн<ание изомеров в смеси. [c.678]

К числу весьма распространенных методов сравнения кислотности в различных растворителях (как, впрочем, и сопоставления кислотности растворов в одном растворителе) относится метод Гаммета (1932). В основе этого метода лежит положение о том, что константы кислотности оснований и катионных кислот не зависят от растворителя (см. раздел IX. 4). Если какой-либо индикатор является по отношению к раствору основанием, то степень превращения индикатора из молекулярной в ионную форму может служить мерой кислотности среды. Если выразить активности молекулярной и ионной форм индикатора через и agfJ+, то кислотность среды выразится функцией [c.235]

Используя величину рК = 10,08 для о-ОН-фенилбензоата, константы скорости щелочного гидролиза анионной формы или ионных пар анионной формы и кислотной формы к , можно оценить соотношение скоростей этих двух форм при различных концентрациях щелочи. Например, при 25°С, при qjj- = 0,1 [c.87]

Я+Г / Д2 +. .. + КгК2... К, К К2..... Кг - константы последовательной кислотной диссоциации комплексообразующего реагента) — концентрация ионов водорода, совпадающая с концентрацией ионрв-вытеснителей при использовании катионита в Н -форме, г-экв/л. [c.201]

Соли окиси хрома применяются главным образом в качестве протрав при крашении тканей и для хромового дубления кож. Большинство их хорошо растворимо в воде. С химической стороны эти соли интересны тем, что цвет их растворов меняется в зависимости от условий (температуры раствора, его концентрации, кислотности и т. д.) от зеленого до фиолетового. В частности, на холоду обычно наблюдается сине-фиолетовая окраска, а при нагревании — зеленая. Такое изменение окраски связано с различной гидратацией иона Сг . В кристаллическом состоянии большинство солей Сг имеет фиолетовый цвет, но некоторые известны в обеих формах. Осаждение Сг(ОН)з из их растворов под действием щелочей начинается при pH 5уЗ. Полная константа основной диссоциации гидроокиси хрома (по схеме Сг(ОН)з Сг" + ЗОН ) оценивается в 7 10 , а константа первой ступени кислотной диссоциации (по схеме Сг(ОН)з = H -f r0 -fH20) составляет 9-10 . [c.378]

КИСЛОТНО-ОСНОВНЫЕ ИНДИКАТОРЫ (рН-ииди каторы), вещества, способные изменять окраску или люминесценцию в зависимости от pH среды. Примен. для уста новления конца р-ции между к-тами и основаниями (гл. обр. при кислотно-основном титровании) или др. р-ций, если в них участвуют ионы Н , а также для колориметрич. определения pH р-ров. Равновесие в водном р-ре К.-о. и. можно представить в виде 1п -Н Н2О 1пь -1- НзО- -, где 1пя и 1пб — соотв. кислая и основная формы, к-рые у цветного индикатора окрашены различно. Константа равновесия этого процесса наз. константой индикатора Kta- [c.257]