Кислотно-основное равновесие в воде

В расчетах равновесий обычно принимают ионное произведение воды с достаточной точностью равным Кцо = 1,00 10 при комнатной температуре. (Более того, в расчетах кислотно-основных равновесий принято записывать Кн о просто как 10 .) Это означает, что в чистой воде, где концентрации ионов водорода и гидроксидных ионов совпадают, [c.211]

Вода играет на нашей планете роль важнейшего растворителя. Трудно даже представить себе, как могла бы существовать во всей своей сложности живая материя, если бы эту роль вместо воды играла какая-нибудь иная жидкость И дело не только в изобилии воды, но и в ее исключительной способности растворять самые разнообразные вещества. Водные растворы, встречающиеся в природе, будь то биологические жидкости или морская вода, содержат в себе много растворенных веществ. Следовательно, в этих растворах может осуществляться множество равновесий. В гл. 15 мы обсуждали равновесия с участием слабых кислот и оснований. Однако мы ограничили свое рассмотрение растворами, содержащими только одно растворенное вещество. В данной главе будут рассмотрены кислотно-основные равновесия в водных растворах, содержащих два или несколько растворенных вешеств. Кроме того, мы расширим наше изучение равновесий в водных растворах, включив в обсуждение другие типы реакций, в частности реакции, в которых участвуют слабо растворимые соли. [c.110]

Протонная теория кислот и оснований рассматривает гидролиз как частный случай кислотно-основного равновесия протон переходит от мо.лекулы воды к данному иону или от данного иона к молекуле воды. Например, гидролиз иона аммония можно выразить уравнением [c.258]

Решение. Запишем уравнение кислотно-основного равновесия ацетат-иона в воде [c.17]

Решение. Записываем уравнение кислотно-основного равновесия иона аммония в воде [c.18]

Изложенные представления о кислотно-основных равновесиях лежат в основе современной трактовки кислотно-основных свойств вещества в растворах. Действительно, чистая вода всегда будет представлять собой нейтральную среду, так как содержание ионов и НО одинаково. Чистая [c.88]

Существованием ионных пар можно пренебречь также в растворителях с высокой диэлектрической проницаемостью е, например в воде. Если ионы склонны к ассоциации, а также в средах с низкими значениями е, диссоциация ничтожно мала. Как видно, в кислотно-основных равновесиях растворитель играет не меньшую роль, чем природа кислот и оснований. С точки зрения равновесия из многочисленных свойств растворителей имеет значение донорно-акцепторное сродство к протону и диэлектрическая проницаемость. [c.121]

Если кислота НА в уравнении (4.5) имеет заряд +1 (г=0 например, ЫН4 ), то правая часть уравнения (4.10) сводится к разности между двумя обратными радиусами (2д = 0), которая часто равна или близка к нулю. Следовательно, изменение диэлектрической проницаемости практически не должно влиять на равновесие ионизации такой кислоты (например, ЫН4 ). Это и понятно, поскольку в соответствующем кислотно-основном равновесии [уравнение (4.5)] не возникают новые и не нейтрализуются имеющиеся заряды. Кроме того, между положительно заряженными частицами НА и нейтральным сопряженным основанием А отсутствует электростатическое притяжение. Действительно, сила кислоты-катиона МН4 в этаноле примерно в 10 раз меньше, чем в воде, что примерно соответствует уменьшению основности при переходе от этанола к воде (табл. 4.1). [c.129]

Положения кислотно-основных равновесий (6.4) и (6.5) и величины соответствующих констант (6.7) зависят от природы растворителя. Если растворитель более сильный акцептор протонов, чем вода (например, аммиак), то в нем все величины рК уменьшаются, а сила кислот возрастает. В этом случае ряд кислот, являющихся слабыми в водных растворах, могут стать сильными. Чем сильнее основные свойства растворителя, тем больше кислот нивелируется в нем [c.125]

Почему наличие ионов Ка и СГ не влияет на кислотно-основное равновесие в воде [c.203]

Первая стадия представляет кислотно-основное равновесие по Бренстеду — Лоури (разд. 1.19). При растворении серной кислоты в воде, например, происходит следующая реакция [c.161]

Исходя из несомненно правильного допущения об идентичности аниона енола и аниона кетона, М. И. Кабачник развил фундаментальную теорию таутомерии как кислотно-основного равновесия. Ход его мыслей мы приведем в несколько упрощенном виде. При электролитической диссоциации енола и кетона в растворителях, подобных воде, спирту, эфиру, бензолу, эти растворители не остаются индифферентными и играют роль льюисовых оснований (см. стр. 158). Поэтому уравнения электролитической диссоциации обеих таутомерных форм следует изобразить так [c.419]

Вода и ее сопряженное основание, ион гидроксила, участвуют в кислотно-основном равновесии, включающем комплексы, например [c.107]

Нивелирующее действие и дифференцирующая способность растворителя. В воде так называемые минеральные кислоты хлорная, серная, хлористоводородная, бромистоводородная, иодистоводородная и азотная кислота — являются одинаково сильными, и невозможно решить, существует ли реальная разница в силе этих кислот. Так, для хлорной и хлористоводородной кислот можно записать следующие кислотно-основные равновесия в воде [c.158]

Кислотность и основность являются не абсолютными, а относительными свойствами соединений кислотные свойства обнаруживаются лишь в присутствии основания основные свойства — только в присутствии кислоты, в качестве растворителя при изучении кислотно-основных равновесий обычно используется вода. По отношению к воде как к кислоте или как основанию определяют кислотно-основные свойства соединений. [c.101]

В этих кислотно-основных равновесиях вода играет роль основания. Но, будучи амфолитом в других кислотно-основных равновесиях, она может выполнять и роль кислоты, например [c.99]

Кислотно-основные равновесия более чувствительны к изменению диэлектрической проницаемости и основности среды. При уменьшении диэлектрической проницаемости приобретает значение образование ионных пар или ассоциатов более высокого порядка. Кортюм и Андрусов [29] нашли, что относительно неустойчивые ионные пары Бьеррума, присутствующие в метанольных растворах, спектроскопически неразличимы от свободных ионов. В ледяной уксусной кислоте, диэлектрическая проницаемость (6,1) которой значительно меньше, чем у метанола (32,7), цветные реакции индикаторов связаны с ионизацией и с диссоциацией ионных ассоциатов [30, 31]. Для этого растворителя не наблюдается простой зависимости, которая имеет место в воде, между отношением концентраций щелочной и кислой форм индикатора и концентрацией ионов водорода [32]. В апротонном растворителе, например бензоле, свободные ионы, возможно, не играют значительной роли во взаимодействии кислот и оснований, несмотря на перемену окраски индикатора. [c.139]

КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ РАВНОВЕСИЕ В ВОДЕ [c.36]

Значение /Са=Ю 3 соответствует истинной константе кислотной диссоциации Н2СО3. Если же учитывать и растворенный СО2, получают важную для практики кажущуюся константу К К <К ). На кислотно-основное равновесие, устанавливающееся при растворении СО2, можно влиять, например сдвигать его в сторону образования ионов СОз путем добавления ионов ОН-. Следует заметить, что образование кислоты при растворении СО2 в воде происходит медленно (опыт 10), так как присоединение молекулы воды к двойной связи С = 0 идет не по ионному механизму. [c.561]

Кислотно-основное равновесие с участием СО2. В воде взмучивают СаСОз, пропускают в эту суспензию СО2 и добавляют каплю фенолфталеина. После обесцвечивания индикатора осадок растворяется. Одну часть этого раствора нагревают, к другой добавляют раствор, содержащий ионы ОН-. В обеих пробирках вновь выпадает СаСОз. [c.566]

Из уравнения (3.75) следует, что тепловому эффекту в 5 кДж/моль соответствует изменение р/С на 0,03, при изменении температуры на 10°. Тепловой эффект диссоциации многих слабых кислот и оснований в водных растворах находится в пределах от —12,0 до 12,0 кДж/моль, что соответствует изменению рЛ примерно на 0,071 единицы при изменении температуры на 10°. Это сравнительно небольшое число, поэтому во многих химикоаналитических расчетах кислотно-основных равновесий влиянием температуры пренебрегают. Наибольшее влияние температура оказывает на процессы типа (3.44), связанные с диссоциацией воды на ионы. Процесс НОН = Н+ + 0Н существенно эндо-термичен (АЯ = 56,1 кДж/моль), поэтому с увеличением температуры константы равновесия таких процессов заметно увеличиваются. [c.61]

Изложенные представления о кислотно-основных равновесиях лежат в основе современной трактовки кислотно-основных свойств веществ в растворах. Действительно, чистая вода всегда будет представлять собой нейтральную среду, так как содержание ионов Н3О+ и ОН одинаково. Чистая серная кислота также имеет нейтральную реакцию из-за равенства концентраций ионов Нз504+ и Н504". Свойства этих жидкостей резко изменяются при введении в воду даже малых количеств серной кислоты или, наоборот, при добавлении к серной кислоте малых количеств воды. Сравнение по ионным произведениям процессов [c.92]

Объясните, почему степень протолиза не является универсальной характеристикой кислотно-основного равновесия в протонной теории (в отличие от констант кислотности и основности). Если степень протолиза слабой кислоты НА в воде равна 0,277о, а слабой кислоты НВ—8,3%, можно ли (да, нет) утверждать, что кислота НВ сильнее кислоты НА ]1сли да, то при каком дополнительном условии [c.44]

Сдвиг кислотно-основного равновесия в растворах аммино- и аквокомплексов определяется величиной pH среды. Прп высоких значениях pH растворов (в присутствии щелочи) равновесие амидо- и гидроксореакций сдвигается в сторону отщепления протонов от координированных молекул воды и аммиака. При низких значениях pH растворов (в присутствии кислоты) равновесие смещается в сторону образования акво- и амминокомплек-сов [c.390]

Таким образом, несмотря на наличие 50% воды такие растворы щелочей во многих случаях ведут себя аналогично твердой щелочи, что позволяет применять их вместо неудобных в практическом отношении твердофазных систем. В то же время присутствие воды несмотря на ее низкую активность иногда проявляется, особенно при наличии кислотно-основных равновесий (например, при возможности альдольной конденсации). [c.28]

Если принять, что, несмотря на большую разницу в р/Са (для ацетона 20, для воды 16), ацетон и вода конкурируют между собой в кислотно-основных равновесиях, приводящих к диацетоновому nnpiv. и если учесть, что в присутствии 507о-ного водного NaOH вода и ОН в бензол-ацетоновом слое отсутствуют и реакция с водой может проходить только [c.44]

Это позволяет нам записать образование комплексов как ступенчатое присоединение лигандов, а не как замещение лигандов, поскольку высвобождаемую воду можно исключить из соответствующего выражения закона действующих масс. Дело в том, что в обьпных условиях работы с растворами постоянной НОННОЙ силы активность воды в растворе не меняется. ТЪгда формальную реакцию комплексообразования вьфажают с помощью ступенчатой константы комплексообразования К, и соответствуюшдх общих констант pi или Используя эти константы, следует применять те же понятия активности, которые мы обсуждали в связи с подходом Силлена для среды с постоянной ионной силой, теорией Дебая—Хюккеля для бесконечно разбавленных систем и рассмотрением кислотно-основных равновесий [c.165]

Если в крови увеличивается количество оснований, то они, взаимодействуя со слабой угольной кислотой, образуют ионы бикарбоната и воду. При этом не происходит сколько-нибудь заметных сдвигов в величине pH. Кроме того, для сохранения нормального соотношения между компонентами буферной системы в этом случае подключаются физиологические механизмы регуляции кислотно-основного равновесия происходит задерж- [c.587]

Гольдшмидт [57] в Норвегии продолжал начатые в 1889 г. замечательные исследования кислотно-основных равновесий в анилине как растворителе полученные им данные в значительной степени способствовали пониманию того факта, что в спирте вода ведет себя как основание. Мартинсен [58], также в Норвегии, количественно изучил скорости нитрования. Появилось достойное внимания, но изолированное исследование Меервейна и Ван Эмстера по перегруппировке камфенгидрохлорида [59]. Как ни хороши были эти работы, не они определяли стиль того времени. В книге Генриха Теории органической химии (1921 г.), которая тогда была библией думающих химиков-органиков, не содержится никаких упоминаний [c.124]

Особенно сильное влияние па положение равновесия оказывает переход из газовой фазы в pa tвopитeль Ь в случае реакций, в которых частица отщепЛяет протон (см. выше, раздел 1.5.3.2), Концентрация свободных протонов в растворе очень мала, поскольку они очень сильно сольватированы. Растворители, являюш иеся одновременно п-ДПЭ, такие как, например, водй, могут связывать протон химически, что приводит к следующему кислотно-основноМу равновесию [c.134]

В последнее время появились работы по кислотно-основному взаимодействию в среде ацетонитрила, трет-бутилового спирта, диметилсульфоксида и ряда других растворителей. Кислотно-основное равновесие в ацетонитриле исследовали Кольтгоф, Брукен-штейн и Шантони [91—95]. Было найдено, что в среде ацетонитрила хлорная кислота диссоциирована полностью, в то время как другие сильные в воде кислоты являются слабыми электролитами (р/Сл = 5—9). Серная, азотная, хлористоводородная и бромистоводородная кислоты диссоциируют согласно уравнению [c.29]

Величина pH согласуется как с экспериментальными методами измерения pH, так и с термодинамическими уравнениями кислотно-основного равновесия в данном растворителе. Хотя pH становится равным pH в среде, содержащей большое количество воды, однако эта величина не связана непосредственно с активностью протона по водной щкале pH представляет собой набор шкал, а не единую универ- р, сальную щкалу кислотности, д Следовательно, два раствора в средах, отличающихся по составу растворителя, могут иметь одинаковые pH, но совершенно по-разному проявлять себя в кислотно-основных реакциях. [c.207]

С точки зрения электролитической теории как будто небольшая разница для процесса, присоединяется ли при кислотном катализе временно к реагирующим молекулам недиссоциированная молекула кислоты или присоединяется такой комплексный катион, как сольватированный растворителем водородный ион, или соответственно при щелочном катализе присоединяется недиссоцииро-ванное основание, анион кислоты, гидроксильный ион или другой акцептор протонов, вызывающий отдачу протона реагирующей молекулой. Каталитическое поведение различных доноров-протонов и акцепторов-протонов выражается константами их удельного каталитического действия, отражаюхцими индивидуальные скорости, с которыми происходят отдача и принятие протонов. Специфическое каталитическое действие комплексных ионов, образованных из Н+ ионов и молекул растворителя, часто весьма различно. Комплексные ионы воды <Нз0)+, спирта (СаН50Н2)+. В смешанном растворителе, например воде, содержащей спирт, устанавливается равновесие между отдельными видами комплексных ионов, и небольшой сдвиг в нем может сильно влиять на ход реакции. Комплексы, образованные Н+ ионами и молекулами спирта НОН+, могут быть каталитически более активны, чем те комплексы, которые образованы Н+ ионами и молекулами воды НОН . С этой точки зрения Гольдшмитд [191, 192] пытался объяснить замедляющее действие воды в кислотном катализе при реакции этерификации в спиртовых растворах. На основе химического равновесия, известного как кислотно-основное равновесие, можно получить определение кислоты и основания [c.205]

Точка зрения Бренстеда существенно изменила наши взгля. ды на природу кислот, оснований и солей и на реакции вза-имодейстЕия между ними. На основании теории Бренстеда можно охватить с единой точки зрения все явления, наблюдающиеся в растворах кислот и оснований. Необходимо с новой точки зрения рассмотреть типичные кислотно-основные равновесия и создать новую номенклатуру. На необходимость такой номенклатуры указал Клагес. Он приводит ряд примеров, которые показывают, какие осложнения вызывает отсутствие такой номенклатуры. Например, ониевые соли, в частности гидроксониевые соли в воде, с одной стороны, мы рассматриваем как диссоциированные кислоты, с другой стороны, по аналогии с аммониевыми солями, как соли. Одно и то же вещество, например, уксусную кислоту в растворе хлорной кислоты следует рассматривать как основание, в воде — как кислоту. В связи с этим Клагес предлагает рассматривать соли, которые образуют катионы состава (р-ль + Н) как кислоты, а соли, которые образуют анионы состава (р-ль — -Н), — как основания. Старые и новые понятия — кислота и основание — не совпадают. Кислоты по терминологии Бренстеда являются по Клагесу свободными формами кислот . Старые понятия кислот и оснований относятся к продуктам их взаимодействия с растворителем. По Бренстеду все реакции, в которых участвуют кислоты или основания, представляют реакции двойного протолитического равновесия, поэтому необходима их классификация и сопоставление со старой номен- [c.510]

Следует упомянуть о методе ван дер Гейджа и Дахмена , который может послужить эмпирическим руководством в вопросе выбора растворителя. Авторы измеряли с помощью стеклянного и каломельного электродов интервал изменения потенциала в каждом растворителе от крайних значений кислотности до крайних значений основности. Они исследовали кислые раство- рители (уксусную и трифторуксуспую кислоты), нейтральные (хлорбензол, ацетонитрил, ацетон, метиловый и изопропиловый спирты,воду) и основные (н-бутиламин, этилендиамин, пиридин, диметилформамид). Пригодность для титрования определялась отношением так называемого потенциала полунейтрализации данной кислоты или основания к крайним величинам потенциалов в данном растворителе. Для смесей разница между потенциалами полунейтрализации в 200—300 мв в большинстве случаев оказывается достаточной для осуществления избирательного титрования. Из соображений, высказанных по поводу кислотно-основного равновесия в уксусной кислоте (раздел 4-5), ясно, что в растворителях с очень низкой диэлектрической проницаемостью потенциал полунейтрализации должен находиться в прямой зависимости от концентрации. Более того, сила основания, очевидно, зависит от силы нейтрализующей его кислоты и наоборот . Поэтому концепция потенциала полунейтрализации может найти лишь ограниченное применение. [c.121]

Зависимость силы кислоты от диэлектрической постоянной растворителя. Выше было показано (стр. 164), что теория протолитического кислотно-основного равновесия предвидит линейную зависимость между 1пЛ лв и / Ее впервые подтвердил Уинн-Джонс сопоставивший опытные данные относительно констант ионизации кислот в воде, метиловом и этиловом спиртах. При этом он считал бензойную кислоту стандартной. [c.175]

Вопросом о влиянии диэлектрической постоянной растворителя на кислотно-основное равновесие в растворе много занимался Кильпат-рик 5-8б Он нашел что отношение констант ионизации 25 производных бензойной кислоты к константе ионизации бензойной кислоты в воде этиленгликоле, метиловом и этиловом спиртах с значительной точностью выражается уравнением (82) [c.175]