Константа кислотно-основной реакци

Нет никаких причин, по которым нельзя было бы описывать эту реакцию при помощи константы кислотно-основного равновесия, как это сделано для кислот в табл. 5-3. Согласно теории Бренстеда-Лаури, ион аммония NH4 представляет собой сопряженную кислоту основания NH3. Совсем не обязательно, чтобы в кислотно-основной паре нейтральной была именно кислота, а основание несло на себе электрический заряд, как это имеет место в парах НС1/С1 и H N/ N . Ион NH можно отнести к кислотам, точно так же как НС1 или H N, и хотя эта кислота слабее, чем НС1, но она оказывается сильнее, чем H N. Таким образом, реакцию аммиака с протоном можно рассматривать как диссоциацию кислоты [c.221]

В этой главе мы применяли представления о химическом равновесии к водным растворам, особенно к кислотно-основным реакциям и реакциям осаждения. Мы воспользовались выражением для константы равновесия, введенным в гл. 4, подставляя в него концентрации в молярных единицах (моль-л ). Поскольку концентрация воды в растворах, особенно в разбавленных, остается практически постоянной, можно включить эту концентрацию, [Н2О], в константу равновесия. [c.256]

Соединения щелочных металлов синтезировались исходя из доступности исходных реагентов и лёгкости их вовлечения в технологические процессы. Для оценки способности органических соединений вступать в реакцию с щелочами были рассмотрены теоретические константы кислотно-основного равновесия последних. В табл. 1 приведены значения Ка и рКа при 25 °С некоторых органических кислородсодержащих соединений, исследованных в данной работе органических оксигенатов или их аналогов. [c.98]

Основные научные исследования относятся к электрохимии растворов. Первые работы были посвящены изучению адсорбции на твердых адсорбентах. Исследовал (1940—1948) кислотно-основное взаимодействие в неводных растворителях. Развил (1949) теорию кислотно-основных реакций, согласно которой взаимодействие кислот и оснований в растворах происходит путем образования промежуточных комплексов и ионных пар с незавершенным переходом прогона. Разработал количественную теорию диссоциации электролитов в растворах и объяснил дифференцированное действие растворителей на силу электролитов. Вывел общее уравнение для константы диссоциации электролитов, включающее ряд частных уравнений, предложенных другими исследователями, в том числе И. Н. Брён-стедом. Создал новые методы фи-зико-химического анализа применительно к неводным растворам. Развил теорию действия стеклянных электродов. Разработал адсорбционные методы выделения алкалоида морфина из мака. [c.207]

Общие рекомендации по выбору растворителя для титрования. Из уравнений (11.40) —(11.43) следует, что полнота протекания кислотно-основных реакций прямо пропорциональна константе диссоциации растворенного соединения и обратно пропорциональна ионному произведению растворителя. Обе эти величины определяются диэлектрической проницаемостью растворителя. Полные уравнения для констант равновесия включают еще константы диссоциации титрантов и образующихся солей. Если образующиеся соли нерастворимы, то в уравнения входят величины произведений растворимости. [c.200]

Количественной характеристикой кислотно-основных реакций служит их константа равновесия. В случае собственной диссоциации растворителя в роли количественной характеристики выступает ионное произведение растворителя, т. е. для реакции [c.284]

Константы равновесия отдельных типов химических реакций имеют разный смысл и названия. Так, в кислотно-основных реакциях константа равновесия представлена константами диссоциации кислот или оснований, например [c.47]

Путь, по которому протекает реакция, зависит от констант кислотно-основных равновесий, входящих в общую схему, и от кинетики электронных переходов н химических реакций. [c.55]

Бросается в глаза аналогия между окислительно-восстановительными и кислотно-основными реакциями только в первых переносится электрон, а во вторых — протон. Так же, как и при оценке силы кислот и оснований, константа полной реакции отражает лишь относительную силу окислителя или восстановителя. [c.178]

Согласно Шварценбаху [69], под термином маскирование можно понимать все химические процессы (кислотно-основные реакции, процессы комплексообразования, осаждения и окисления-восстановления), которые предотвращают дальнейшие превращения маскируемого вещества. Рингбом [70] определяет маскирование как процесс, приводящий к такому изменению условной константы равновесия некоторой реакции, при котором эта реакция идет лишь в незначительной степени или с практически не измеримым выходом. [c.176]

Пример 25-5. Кислотно-основная реакция в буферном растворе протекает по механизму А" + Н Р. Зависимость константы скорости от температуры дается выражением [c.255]

За ТЭ можно выразить [А] через [Т], воспользовавшись для этого константой реакции титрования Кт Для кислотно-основных реакций [c.37]

В ТЭ рассчитываемый параметр определяется только константой реакции титрования, например для кислотно-основных реакций [c.37]

Для полной кислотно-основной реакции А] 1- Вг ч—А.2 - - В] константа равновесия определяется уравнением [c.76]

Переходя к выяснению зависимости скорости кислотно-основных реакций от функции кислотности, Гаммет [117—119] заметил, что между константой скорости и Но существует соотношение [c.341]

Основные научные работы посвящены кинетике органических реакций. Ввел (1932) особое аналитическое понятие — функцию кислотности Но и предложил уравнение, выражающее зависимость скорости кислотно-основных реакций от Но. Установил (1932—1935) количественное соотношение между кинетическими параметрами реакции и структурой участвующих в ней органических соединений. Одно из таких соотношений (между константами равновесия или скорости реакции замещенных производных бензола и соответствующих незамещенных производных) получило название уравнения Гам-мета. Автор учебника Физическая органическая химия (1940). [c.125]

Л. П. Гаммет выдвинул особое аналитическое понятие — функцию кислотности Но и предложил уравнение, выражающее зависимость константы скорости кислотно-основных реакций от Но. [c.676]

Перенос электрона относится к наиболее фундаментальным явлениям физической химии, лежащим в основе большинства окислительно-восстановительных и кислотно-основных реакций, исследуемых в самых различных областях химии и биологии. Их широкое исследование стимулировало развитие как теоретических представлений, так и поиск достаточно простых модельных систем для проверки предсказаний теории. Среди изучаемых моделей особое место принадлежит электродным реакциям, важной особенностью которых по сравнению с гомогенными реакциями переноса электронов в конденсированной фазе является линейная связь энтальпии процесса с потенциалом электрода, позволяющая плавно ее изменять при сохранении остальных условий протекания реакции. Благодаря этой дополнительной степени свободы можно определить не только температурную зависимость константы скорости реакции (например, энергию активации в случае аррениусовской зависимости), но и установить ее связь с энергетикой элементарного акта. Именно по этой причине результаты изучения простейших электродных реакций обеспечивают более всестороннюю проверку выводов теории переноса электронов в полярных средах. [c.202]

Уже в первых статьях Бренстеда [15] утверждалось, что эта теория полностью приложима к описанию кислотно-основных реакций в бензольных растворах, например к реакциям с индикаторами. Последующие работы других авторов служили обоснованию такого вывода. Например, Ла Мер и Доу-нес [16], помимо изучения реакций с индикаторами, осуществили также электрометрическое и кондуктометрическое титрование между кислотами и основаниями в этом растворителе. Позднее методика титрования была значительно усовершенствована [18] и, несмотря на очень низкую электропроводность бензольных растворов (в 10 раз меньшую электропроводности соответствующих водных растворов), были получены вполне четкие и довольно точные результаты. Уравнение Бренстеда, связывающее константу скорости реакции, катализируемой кислотами в данном растворителе, с их константами диссоциации (в воде) (см. стр. 65), удалось подтвердить [19] применительно к бензольным растворам. [c.255]

Как и многие общепринятые и полезные понятия, термин основность имеет много значений и ему невозможно дать абсолютно однозначного определения. Обычно неизвестно, какие именно частицы непосредственно вступают в кислотно-основную реакцию. Поэтому символы химических уравнений, используемые для определения констант равновесия, являются лишь абстракциями, представляющими кислоты и основания как бы находящимися в газообразном состоянии. Чаще же всего основания и сопряженные им кислоты вовлечены в многочисленные и неизвестные виды ассоциаций, сольватаций и пары ионов, которые легко изменяются в зависимости от природы растворителя, концентрации и температуры. Поэтому очень часто в силу необходимости мы даем символы реагирующих соединений, неправильные с точки зрения действительного описания реагирующей системы. Однако поскольку мы обычно изучаем термодинамические свойства системы, находящейся в очень быстром обратимом равновесии, то различные родственные соединения, образовавшиеся из основания, ведут себя как одно соединение, а не как различные компоненты смеси. То, что мы обычно не знаем истинной природы изучаемых соединений, часто служит причиной аномалий порядков основности. [c.198]

При рассмотрении этих уравнений легко заметить, что в каждой реакции происходит перенос протона от одного соединения к другому. При обратной реакции протон перемещался бы в противоположном направлении. Константы равновесия указывают на то, что большинство этих реакций не идет до конца, т. е. в большинстве случаев наблюдается заметная обратная реакция. Тщательные экспериментальные исследования показали, что вообще все реакции могут идти в любом направлении. Основные положения теории Бренстеда сводятся к следующему 1) при кислотно-основных реакциях имеет место конкуренция двух различных оснований за обладание протоном, 2) при реакции кислоты (донора протонов) с основанием (акцептором протонов) нз кислоты получается сопряженное с ней основание, а из осно- [c.37]

По этой причине влияние осаждающего агента на потенциал элемента всегда может быть объяснено на основании влияния этого осаждающего агента на концентрацию одной или нескольких реагирующих частиц. Аналогично концентрация реагирующих частиц может изменяться в результате образования молекул комплексных соединений, например Ag+-г2 NHз = Ag(NHs)2 и других кислотно-основных реакций. Это позволяет использовать преимущества измерения потенциала элемента для определения констант равновесия большинства кислотно-основных реакций, происходящих в жидкой фазе. Газофазные реакции менее доступны для изучения с помощью электрохимических элементов, поскольку газовая фаза обычно не проводит электричества. Однако иногда могут быть исследованы даже газофазные равновесия. Например, по давлению газа определяют его растворимость в жидкости, которая связана с потенциалом элемента. Следовательно, в отдельных случаях возможно использование потенциалов электрохимического элемента для изучения равновесий в газовой фазе. [c.108]

В большинстве систем, которые мы до сих пор обсуждали в этой главе, мы наблюдали конкуренцию среди нескольких частиц только за одну общую частицу, например протон, электрон или какой-нибудь ион. В этом случае существует одно основное равновесие. Конечно, вполне возможны системы, где протекают несколько конкурирующих взаимодействий окисление — восстановление, кислотно-основные реакции и реакции осаждения, которые могут одновременно конкурировать за несколько частиц. В таких системах конечное равновесное состояние включает все динамические равновесия, так что равновесная концентрация каждой частицы будет одновременно удовлетворять все константам равновесия для каждой реакции в отдельности. Живые системы — прекрасный пример чрезвычайно сложных совместных равновесий. Одна из причин сложности изучения живых систем заключается во взаимозависимой природе множества равновесий. [c.111]

Огромное количество литературы посвящено применению неводной титриметрии, в то время как данных, характеризующих основные константы равновесия во многих растворителях, исключительно мало. Мы не сможем дать здесь исчерпывающий перечень всех возможных применений неводной титриметрии, читатель может найти нужные ему сведения в монографиях [42—46] и в обзорных статьях [47, 48] отдельные аспекты проблемы рассмотрены ниже. Данные о новых практических разработках в этой области следует искать в литературе, посвященной органической химии, нефтехимии и фармацевтической химии. Практические рекомендации можно извлечь из ранних трудов [42, 43, 49]. Большинство исследований направлено на выяснение стехиометрических соотношений кислотно-основных реакций, непригодных для аналитических целей в водной среде, а также на сравнение результатов, полученных при использовании различных индикаторов, с [c.132]

Для оценки силы таких кислот и оснований предложено несколько методов. Наиболее простой из них — расчет степени взаимодействия по энтальпии реакции. В некоторых случаях энтальпия может быть непосредственно измерена калориметрическим методом, но чаще ее рассчитывают по измеренным константам равновесия кислотно-основных реакций при различных температурах (наклон графической зависимости 1п/С от 1/7 равен АН/Я). Для экспериментального измерения констант равновесия могут быть использованы разные варианты спектрофотометрического метода. Различие между поглощением одного из реагентов (кислоты или основания) и кислотно-основного [c.206]

Следующий вопрос, с которым мы сталкиваемся, — это вопрос о том, какое именно физическое свойство может наиболее достоверно характеризовать основность. Измерение констант равновесия включает по крайней мере три или четыре соединения основание и сопряженную ему кислоту, кислоту и сопряженное ей основание, не говоря уже о сольватированных соединениях. Хорошо известно, что порядок измерения основности в некотором ряду веществ может измениться даже на обратный, если для координации использовать кислоты с различными стерическими требованиями [50]. Аналогичная инверсия может наблюдаться и при более слабых взаимодействиях оснований с донорами водородной связи [30]. Поэтому можно было бы попытаться использовать некоторые свойства свободной молекулы в газовой фазе, такие, как дипольный момент или ионизационный потенциал, чтобы получить идеальный или внутренний фактор основности, который дает значение электронной плотности в точке основности молекулы. Хотя такие измерения лучше коррелируются с идеализированной моделью (контролируемой, например, с помощью индукционного эффекта), они далеки от реальности химического эксперимента. Поскольку химик обычно имеет дело с реакциями, которые происходят между молекулами в растворе, для него очень важны эмпирические данные о системах в условиях эксперимента. Поэтому измерение термодинамических констант кислотно-основных реакций представляется наиболее реальцым путем оценки основных свойств веществ. [c.198]

Чтобы с достаточной точностью найти рассматриваемую константу, по крайней мере в некоторых из экспериментальных систем должна быть достаточно большая концентрация ионов, к которым обратим электрод. Практически важный частный случай — исследование кислот средней силы. Экспериментально найдено, что для кислот с рК 3 смешанные константы, определенные титрованием по Спикмену при выполтшнии исследований на постоянном ионном фоне по методу [3], заметно меняются вдоль кривой титрования. Подбор константы формальной реакции совместно с константой кислотно-основного равновесия по програлгме [4] позволяет этот дрейф ликвидировать. В таблице приведен пример для титрования салициловой кис- [c.126]

Однако, несмотря на то что были проведены исследования многих кислотно-основных реакций, оказалось невозможным установить однозначную последовательность изменения жесткости (мягкости) кислот и оснований. При изменении вещества сравнения константы равновесия менялись, а иногда происходило изменение даже направления найденной ранее последовательности. Вообще говоря, оказалось, что результаты изиерений сравнимы только [c.400]

Полная кислотно-основная реакция (VI.6 1), т. е. реакция диссоциации кислоты НА в растворителе ЗН, характеризуется константой равновесия -К,,д, которая связана с Ккасл и Коса соотношением [c.184]

Как и в спиртах, глубина протекания кислотно-основных реакций в ЛУК определяется отношением констант диссоциации титруемых соединений и ионного произведения растворителя. В протогенных растворителях усиливаются основные свойства растворенных веществ (см. 8.3), а кислотные свойства их уменьшаются. Поэтому условия титрования кислот, например, в ЛУК ухудшаются в связи с уменьшением К иа и Кспа/Кз- Улучшение титрования оснований обусловливается увеличением и уменьшением Ка по сравнению с [c.199]

Индифферентные растворители обладают апротонным характером, и вещество, молекулы которого сами по себе способны к присоединению или отщеплению протонов, в среде апротонных растворителей ионов не образует. Однако неэлектролиты растворяются в них хорошо, поэтому индифферентные растворители особое значение имеют в анализе молекулярных соединений. Протолитические водоподобные растворители характеризуются ау-топротолитическими или амфипротными свойствами. В их среде в известных случаях могут происходить кислотно-основные реакции также и с веществами, не способными обмениваться протонами с молекулами воды. Константы протолиза обычных кислот и оснований в таких растворителях изменяются в такой же последовательности, как константы протолитических равновесий в воде. Однако в зависимости от константы аутопротолиза растворителя они постепенно могут достигнуть значительных различий. [c.49]

Механизм любой химической реакции включает последовательность стадий, сведения о константах скорости и равновесия по каждой стадии, о составе и геометрии переходного состояния на каждой стадии, о составе и строении сольватных оболочек и др. Кислотно-основные реакции считают более или менее простыми. Основанием дпя такого заключения служат два обстоятельства нещюбный порядок реакций с переносом протона и большая скорость большинства таких реакций. В водных растворах скорость реакции [c.138]

Если энергия активации реакции не превышает 20 кДж- моль (5 ккaл мoль ), то ее скорость зависит от скорости сближения реагирующих частиц в растворе. Поскольку энергия движения молекулы через инертный растворитель посредством диффузии также составляет около 20 кДж-моль , то в контролируемых диффузией реакциях это движение является наиболее медленной стадией. Почти все реакции рекомбинации радикалов имеют очень низкую энергию активации и в растворителях с обычной вязкостью, как правило, относятся к числу контролируемых диффузией. Так, скорость рекомбинации простых алкильных радикалов в инертных растворителях изменяется в диапазоне от 10 до 10 ° л-моль -с при 25°С [410]. Известно, что к контролируемым диффузией реакциям относится и взаимодействие между противоположно заряженными ионами, например кислотно-основная реакция между сольватированными протоном и гидроксид-ионом. Из всех жидкофазных реакций константа скорости этой реакции является одной из наиболее высоких вводе при 25°С она равна 1,4-10" л моль -с [411]. [c.384]

Значения констант кислотности (Ка) и рКа, рКв некото-ых растворимых в воде кислот (сопряженных кислот) [13] иведены в таблице 6-3 Положение осложняется тем, что не существует уни-рсального растворителя, поэтому наряду с водой для из-ерения констант кислотности, основности применяются и е растворители ацетонитрил, ацетон, хлорбензол, то-ол, бензол, гептан, пропиленгликоль, метанол, этанол, этиловый эфир, 1,4-диоксан, нитрометан, диметилформ-, пиридин, этилендиамин, жидкий аммиак, уксусная ислота, серная кислота и др J Константы кислотности слабых кислот, нерастворимых в воде, определяют в других растворителях относи-ьно друг друга, измеряя константы равновесия реакций а (79) в разных растворителях и выстраивая таким обра- зом единую шкалу кислотности [c.185]

Кислотно-основные реакции, протекающие в водных растворах, характеризуются гораздо легче, чем какие-либо иные виды химического взаимодействия в воде, поскольку эти реакции в основном связаны лищь с переходом ионов водорода от донора к акцептору протонов. Используя эти реакции, можно получить подробные сведения об идентичности реагирующего вещества и продукта в реакциях переноса протона, а также с некоторой достоверностью установить наличие равновесия и определить константы равновесия, которые управляют поведением кислотно-основной системы. В настоящей главе мы рассмотрим вопросы, касающиеся природы кислот и оснований в воде, методы расчетов равновесий в кислотно-основных системах, а также теорию и методы кислотно-основной титриметрии. [c.99]

Кислотно-основные системы особенно хорошо удовлетворяют этим требованиям. Переход протона между кислотой и основанием является чрезвычайно быстрым процессом, который по своей природе протекает строго стехиометрично. Кроме того константы равновесия для многих кислотно-основных реакций имеют значительную величину, поэтому можно легко достичь резкой и воспроизводимой конечной точки титрования. И в заключение, существует множество кислотно-основных индикаторов, которые претерпевают отчетливые цветовые изменения при различных значениях pH и тем самым могут быть использованы для точного обнаружения точки эквивалентности. [c.130]

Было показано, что реакции крекинга кумола, диспропорциопи-рования, изомеризации цепи и другие можно использовать для сравнения не только числа кислотных центров Бренстеда, по и числа центров Льюиса. Используя эти реакции, Морачевский и Войцеховский [105] сопоставили два алюмосиликата с 14 и 25% (масс.) AI2O3. Сравнивая константы скоростей и энергии активации перечисленных реакций, они пришли к заключению, что различия в активности катализаторов строго обусловлены общим числом кислотных центров н соотношением количеств центров Бренстеда и Льюиса. Более того, 25%-й алюмосиликат в четыре раза активнее, чем 14%-й, так как у них соотношение числа центров Бренстеда и Льюиса равно четырем. Эти результаты показывают, что долю активных кислотных центров можно измерить, определив каталитическую активность катализатора в любой из вышеуказанных реакций. Число кислотных центров, найденное с помощью кислотно-основных реакций, можно использовать только как приближенный показатель. Однако недостаточно установить абсолютное число кислотных центров, более важно получить данные о распределении силы кислотных центров, для того чтобы найти взаимосвязь активности катализатора в данной реакции с числом имеющихся кислотных центров. [c.44]

Основные научные работы посвящены исследованию сверхбыстрых химических реакций импульсными методами. Совместно с Р. Дж. Р. Норришем соацал (1950) первую установку импульсного фотолиза. Ими впервые были получены спектры поглощения многих простых свободных радикалов, изучен механизм их превращений, показано существование быстрых рекомбинационных процессов. Им удалось зарегистрировать спектральную картину развития реакции хлора с кислородом, инициируемую световым импульсом. Исследовал быстрые реакции в кондеч-сированной фазе. Предложил метод определения абсолютного квантового выхода триплетных состояний. Разработанные им приемы изучения деградации энергии триплетных молекул позволили представить детальную картину быстрых процессов, следующих за фотовозбуждением. Установил основные кинетические закономерности реакций переноса электрона и атома водорода. Определил константы кислотно-основного равновесия для синглетных и триплег-ных состояний ароматических молекул нашел связь между константами скорости реакций и природой возбужденного состояния. Исследовал механизм первичных фотохимических реакций на модельных системах фотосинтеза. Одним из первых создал установки импульсного лазерного фотолиза. [c.404]

Для характеристики кислотно-основного взаимодействия каждой кислоте (А) и каждому основанию (В), помимо параметра, определяющего их силу (5), необходимо приписать второй параметр (о), названный Пирсоном параметром мягкости 214]. С помощью этих двух параметров константа равновесия кислотно-основной реакции А+В=ёьАВ,- может быть выражена уравнением [c.71]

Константа автопротолиза /С5= [ЫН4+] ЫН2 ] имеет очень низкое значение, равное 1,9-при —50 °С [242]. По данным других авторов, оно равно 5-10- и 2-10 [250, 251]. NH4+-Иoны, являясь аналогами НзО+-ионов, имеют кислотный характер КН2 -ионы — аналоги ОН -ионов — обладают более сильными основными свойствами, чем ОН--ионы в воде. Подвижности аммоний- и амид-ионов в жидком аммиаке равны 142 и 166 соответственно, т. е. значительно ниже подвижностей ионов гидроксония й гидроксила в воде (350 и 198 соответственно). Взаимодействия аммониевых солей с амидами металлов и неметаллов в среде жидкого аммиака представляют собой типичные кислотно-основные реакции [c.80]

Теория Льюиса — наиболее общая из трех обсуждавшихся-здесь теорий, поскольку она рассматривает множество кислот и оснований. Для применения теории Льюиса необходимо знать структуру вещества и заселенность его электронных орбиталей. Какую из теорий можно с наибольшим успехом применить к решению данной проблемы, зависит от самой проблемы. Все трц теории подчеркивают конкурентный характер кислотно-основных реакций теория Аррениуса трактует эти реакции на основе гидроксильных ионов, стремящихся захватить водородные ноны теория Бренстеда говорит о различных основаниях, конкурирующих друг с другом за обладание протоном теория Льюиса объясняет наблюдаемые явления с помощью представлений о различных кислотах, конкурирующих за обладание неподеленными электронами различных оснований. В каждом случае состояние равновесия можно описать константой равновесия, зависящей от концентрации конкурирующих веществ в состоянии равновесия. Значения этих констант можно определить экспериментально и использовать их зате.м для расчета ожидаемых характеристик в родственных системах. На практике, как правило, действитель- [c.42]

Таким образом, константа ионизации катионокислоты Ка является отношением Kw/Kb, т. е. классической константой гидролиза катиона (сопряженной кислоты) слабого основания. Следовательно, для раствора, содержащего ионы аммония, кислотно-основную реакцию можно записать следующим образом [c.48]

Для кислотно-основных реакций, обычно протекающих быстро, используют непосредственно табличные константы ионизации. Для окислительно-восстановительных реакций, многие из которых протекают медленно, таблицы электродных поте1(циалов могут служить лишь руководством при определении условий равновесия, но не больше, так как они не характеризуют ни скорость реакций, ни их механизм. Так, из данных таблицы электродных потенциалов можно ожидать количественной реакции между Се и Аз" , реакции, которая протекает слишком медленно и не представляет интереса в отсутствие катализатора. Более того, механизм реакций часто бывает непонятен. Например, восстановление Мп до Мп" представляется весьма сложным. Стехиометрия окислительно-восстановительных реакций тоже бывает довольно сложн.ой часто несколько окислительно-восстановительных реакций проходят одновременно. Для ускорения медленно протекающей реакции используют катализатор. В случае же неудовлетворительной [c.309]

Зная константу равновесия реакции (X) lg/(p и константу кислотно-основной диссоциации ионогенных групп полимера рКа, из этого уравнения можно рассчитать со-ста (га) и константу устойчивости ионитного комплекса (Ig/Сует). Константу равновесия /Ср(Х) можно записать также в виде [c.139]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология