Уксусная кислота кислотно-основное равновесие

Соотношение между Ка и Къ Для сопряженных кислотно-основных пар. Существует количественное соотношение между константой равновесия Ка) для реакции переноса протона между водой и кислотой по Бренстеду — Лоури и константы равновесия Кь) для реакции переноса протона между водой и сопряженным с той же кислотой основанием. Например, для уксусной кислоты и сопряженного с ней основания — ацетат-иона соответствующие равновесия будут иметь следующий вид [c.104]

По Бренстеду, кислоты — это частицы, способны отщеплять протоны, а основания — частицы, способные их присоединять. Протон может выделяться только в том случае, если в системе есть основание, способное этот протон присоединять. Кислотно-основное взаимодействие поэтому представляет собой двойное протолитическое равновесие, в котором принимают участие две пары сопряженных кислот и оснований. Например, диссоциация уксусной кислоты описывается следующим уравнением [c.88]

По характеру участия в кислотно-основном процессе все растворители можно разделить на две большие группы на апротонные и протолитические. Апротонные растворители не вступают в протолитическое взаимодействие с растворенным веществом. Если в этих растворителях осуществляется кислотно-основное равновесие, то оно происходит без участия растворителя. Таким растворителем по отношению к большинству кислот является четыреххлористый углерод, бензол, толуол и другие. Уксусная кислота в бензоле не проводит тока, так как бензол не является акцептором протонов. Но если к бензольному раствору прибавить анилин, он будет взаимодействовать с уксусной кислотой, и такой раствор проводит ток. [c.273]

Здесь прямая реакция кислотно-основного равновесия представляет гидролиз ацетата, а обратная — реакцию нейтрализации уксусной кислоты сильным основанием. [c.99]

На основании исследования кислотно-основных равновесий в ледяной уксусной кислоте с помощью функции кислотности Гамметта, а также расчетов констант по данным Кольтгофа и Вильмана, Смит и Элиот в 1950 г. приняли, что при диссоциации образуются промежуточные продукты [c.299]

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]

Поэтому равновесие между ионизованной и неионизованной формами после замещения должно быть более сильно смещено в сторону неионизованной формы по сравнению с муравьиной кислотой. Действительно, как показывает опыт, уксусная кислота р/(а 4,76) является более слабой, чем муравьиная (р/(а 3,77). Однако общее изменение структуры небольшой молекулы муравьиной кислоты при замене Н-атома на СНз-группу. настолько велико, что приведенное выше простое объяснение может и не отражать основные причины наблюдаемого различия. Вполне возможно, что существенное изменение формы молекулы муравьиной кислоты при замещении Н-атома на СНз-группу может привести к сильным различиям в их способности к сольватации. Для выяснения этого вопроса вспомним, что константа кислотности /Са связана с изменением стандартной свободной энергии ионизации А0° соотношением [c.75]

Теория кислот и оснований Бренстеда — Лоури, которая более подробно будет рассмотрена в гл. 4 в связи с описанием неводных растворителей, может быть использована также и для рассмотрения водных растворов. Если все классы доноров протона рассматривать как кислоты, то нет необходимости делать какое-либо различие между ионизацией уксусной кислоты и гидролизом иона аммония. Подобным же образом поведение иона ацетата как основания ( гидролиз ) в принципе идентично поведению аммиака как основания ( ионизация ). Таким образом, количественную трактовку кислотно-основного равновесия можно значительно упростить, если не учитывать концепцию гидролиза, в которой нет необходимости. В соответствующем месте мы проведем сопоставление наших уравнений с уравнениями, вытекающими из классической теории, специально для того, чтобы подчеркнуть преимущества этой более современной концепции. [c.36]

Для растворителей с диэлектрической проницаемостью менее 25 кислотно-основные равновесия имеют более сложную форму. В связи с этим применение ледяной уксусной кислоты — растворителя с низкой диэлектрической проницаемостью — рассмотрено в отдельном параграфе. [c.91]

КИСЛОТНО-ОСНОВНОЕ РАВНОВЕСИЕ В ЛЕДЯНОЙ УКСУСНОЙ КИСЛОТЕ [c.91]

Сравним силу этих кислот в ледяной уксусной кислоте, тогда кислотно-основные равновесия будут иметь вид [c.158]

Фундаментальными исследованиями уксусного ангидрида как растворителя занималась Евстратова с сотр. [187—193]. Она сформулировала критерии, определяющие скачок потенциала при кислотно-основном титровании [194—196], разработала теоретические основы потенциометрического метода титрования, определила ионное произведение УА, исследовала кислотно-основное равновесие в УА, измерила константы диссоциации кислот и органических оснований в неводных растворах (и в том числе в УА). [c.56]

Подробное обсуждение значений констант ионизации на основании изменений энергии и энтропии в этом процессе более уместно проводить в книге, специально посвященной вопросам термодинамики, а не структурной органической химии. Однако и в настоящей книге нелишне остановиться на некоторых факторах, относящихся к этому вопросу. Так, установлено, что очень важную роль играет природа растворителя, чего и следовало ожидать, поскольку растворитель может быть основанием или акцептором протонов. Однако роль воды в кислотно-основных равновесиях не определяется исключительно ее основными свойствами. Вода является очень хорошим ионизирующим растворителем по двум другим причинам она обладает высокой диэлектрической проницаемостью (80) и довольно высокой поляризуемостью. Влияние первого из этих свойств приводит к тому, что при возникновении взаимодействия кислота — основание электростатическое протяжение между катионами и анионами, которое определяет возможность их обратной рекомбинации в кислоту и основание, снижается настолько, что ионам обеспечивается возможность независимого существования в течение более длительного времени. Высокая поляризуемость молекул воды приводит к тому, что участвующие в сольватации молекулы воды стабилизируют ионы, обеспечивая дисперсию их избыточного заряда. Поэтому, если воду заменить другим растворителем с меньшей сольватирующей способностью или менее основным, то величины Ка для данной кислоты в этих двух разных растворителях будут существенно отличаться. Так, показано, что степень ионизации уксусной кислоты в смеси метанол — вода уменьшается по мере роста содержания мета- [c.411]

Для буферной системы 1-го типа, например ацетатной, концентрацию ионов Н+ в растворе легко вычислить, исходя из константы кислотно-основного равновесия уксусной кислоты [c.111]

Если сравнить характер кислотно-основного титрования в ледяной уксусной кислоте и в воде, то можно заметить, что в первом случае наблюдаются некоторые специфические особен-ности з. Мы здесь рассмотрим некоторые равновесия, возникающие при титровании слабого основания В хлорной кислотой, полагая сначала, что наблюдения за изменением кислотности производятся с помощью измерений потенциала электрода, а в другом случае — с помощью индикатора. [c.93]

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]

В качестве растворителя для титрования слабых оснований была предложена ледяная уксусная кислота. При детальном рассмотрении кислотно-основного равновесия в этом растворителе в связи с его низкой диэлектрической проницаемостью (е = 6,1 при 25 °С) чрезвычайно важно учитывать образование ионных пар. Константа автопротолиза уксусной кислоты равна 3,5-10 , т. е. в ней можно дифференцировать достаточно широкий набор слабых оснований. В то же время ледяная уксусная кислота оказывает нивелирующее действие на все сильные основания. [c.167]

Кривые титрования уксусной кислоты, Н2РО4 и (см. рис. 4-11) мало различаются по форме. Это позволяет предположить, что все они отражают какую-то общую закономерность, характерную для процесса титрования слабых кислот. Так оно и есть на самом деле. Форма кривой титрования любой слабой кислоты описывается уравнением Хен-дерсона-Хассельбаха, анализ которого помогает понять буферные свойства крови и тканей в организмах млекопитающих (т. е. свойства, обеспечивающие поддержание в них требуемых кислотно-основных равновесий). Ниже приведен простой вывод этого уравнения и даны несколько задач, которые можно решить с его помощью. [c.97]

По своим свойствам растворители сильно различаются. Поэтому для тех растворителей, амфотерность которых гораздо слабее, чем у воды, выражение кислотно-основных возможностей в этих простых терминах может иметь ограниченную ценность. Например, закономерности, установленные для водных растворов, могут оказаться слабо выраженными или совсем не выполняться в других растворителях. В отсутствие хорощо выраженной самодиссоциации растворителя некоторые основные компоненты раствора могут взаимодействовать с данной кислотой по-разному, что приводит к крайне специфическому поведению, которое не может быть отражено с помощью лищь одной шкалы измерений. Растворители с диэлектрическими постоянными значительно меньшими, чем у воды, благоприятствуют ассоциации противоположно заряженных ионов, что также приводит к отклонению от поведения, ожидаемого на основе кислотно-основного равновесия в воде. Эти сложности поведения хорошо иллюстрируются данными, полученными для ледяной уксусной кислоты — растворителя с диэлектрической постоянной, близкой к 6 при 20 °С [7, 8]. [c.309]

Другой метод заключается в построении графиков [6—9], с тем или иным приближением отражающих поведение равновесных систем. Такие графики непосредственно дают представление о том, какие вещества оказывают влияние на равновесие, а какие — нет (например, см. рис. 7-1, 11-2 и 11-8). Для простых систем, а также в случае, если у экспериментатора хорошо развито химическое чутье, в таких графиках нет необходимости. Если же система сложная или у химика еще не выработалась интуиция, графические построения позволяют быстро оценить определенные химические системы. Все большее распространение получают так называемые логарифмические графики с ведущей переменной. Такие графики большей частью состоят из ряда прямых линий с угловыми коэффициентами О, +1, или —1. Для кислотно-основных равновесий ведущей переменной обычно является pH для окислительно-восстановительных равновесий — электрохимический потенциал. Обычно допускают некоторое упрощение, например, что общая концентрация и коэффициенты активности остаются постоянными при изменении ведущей переменной. Для кислотно-основных равновесий узловая точка системы — это точка, абсцисса которой равна р/Са, а ордината Ig o (где Со — начальная концентрация). На рис. 3-1 представлен логарифмический график для 10 М водного раствора уксусной кислоты (р/Са = 4,7). Такой график строят [7] путем выбора двух осей одна для значений pH в интервале от О до р/Са,, а другая — для значений Ig , соответствующих изменению концентрации С на несколько порядков. Для ионов водорода и гидроксида строят прямые линии с наклоном 1, соответствующие уравнению lg[OH-] = pH — р/Сш. Далее находят узловую точку системы при pH = 4,7 и Ig Со = —2. От узловой точки системы проводят горизонтальную и две нисходящие прямые с угловыми коэффициентами О, +1 и —1. Наконец, под точкой системы отмечают точку на 0,3 единицы ниже и соединяют прямые линии для каждого компонента системы короткими кривыми, проходящими через эту точку. Ордината 0,3 (или lg2) появляется как результат того, что при рН = р/(а Ig [СНзСООН] = = Ig [СНзСОО-] = Ig (С0/2) = ig Со - Ig 2. [c.40]

Как говорилось выше, для оценки полярного эффекта можно использовать данные по кислотно-основны. равновесиям, например, константы диссоциаци. ) замещенных уксусных кислот в водных растворах [c.57]

В присутствии второго компонента буферного раствора — сильного электролита СНзСООЫа кислотно-основное равновесие уксусной кислоты СНзСООН сдвинуто влево (принцип Ле Шателье). Поэтому концентрация недиссоциированных молекул СНзСООН практически равна концентрации кислоты, а концентрация ионов СНзСОО,- — концентрации соли. В таком случае уравнение (3.25) принимает следующий вид [c.111]

Достоинства теории сольвосистем очевидны закономерности кислотно-основного равновесия распространяются на весьма большое число растворителей, по отношению к которым вода занимает частное и отнюдь не исключительное положение. Теория эта позволила дать четкий прогноз относительно поведения веществ в определенных растворителях, вследствие чего оказалось возможным осуществить ряд важных синтезов (см. раздел 11.2). Вместе с тем, теории сольвосистем свойственны и очевидные недостатки сведение кислотно-основного взаимодействия исключительно к одному механизму, а также невозможность ни предсказать, ни даже объяснить проявление кислотных или основных свойств и протекание кислотно-основного взаимодействия в растворителях, не способных к автонротолизу. Несомненным недостатком этой теории является также исключение из круга кислотно-основного взаимодействия реакций, протекающих не в своем растворителе, как, например, взаимодействие хлорного олова и пиридина в растворе уксусной кислоты. [c.21]

Кислый вкус обусловлен присутствием ионов водорода, образующихся при диссоциации различных кислот (например, уксусной, угольной или фосфорной), добавляемых к напиткам типа колы для улучшения вкусовых качеств. Предполагают, что вкусовые рецепторы, расположенные на боковой части языка, содержат большое количество ионизированных при pH ротовой полости карбоксильных групп (—СОО ). В кислой среде кислотно-основное равновесие смещается в сторону образования протонированной формы белка (—СООН). В результате изменяются суммарный заряд на поверхности белка и его надмолекулярная структура. Изменение формы белковых молекул инициирует соответствующий сигнал, поступающий через нейронные цепи в мозг. [c.465]

В равновесиях (1), (3) и (6) вода является акцептором протона (основанием), а в (2) и (3) —донором протона (кислотой). Равновесие (3), в котором одна молекула воды является основанием по отношению к другой, осуществляющей кислотную функцию, также свидетельствует об амфотерном характере воды и является примером автопротолитического равновесия. Уксусная кислота проявляет кислотные свойства по отношению к воде (1) и основные — по отношению к безводной азотной кислоте (4). Последняя, в свою очередь, ведет себя как основание при взаимодействии с более сильной кислотой H IO4 (5). Дигидрофосфат-ион в воде проявляет кислотные свойства (6), а в значительно более кислой среде — основные (7). [c.44]

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]

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]

Следует заметить, что каждое из этих уравнений представляет в упрощенной форме кислотно-основную реакцию. Так для уксусной кислоты мы должны были бы изобразить переход протона от уксусной кислоты к молекуле воды, в то время как в уравнении автопротолиза воды следовало показать переход протона от одной молекулы воды к другой. Однако поскольку мы проводим расчет равновесия кислотноосновной реакци в одном растворителе — т. е. всегда участвует в реак- [c.109]

Растворение в воде слабой кислоты, например уксусной НАс, не сводится просто к НАс Н +Ас, а является реакцией НАс+НгО Н,0 +Ас . При этом НАс является кислотой — донором протона, тогда как НаО является основанием — акцептором протона. Поскольку происходит и обратная реакция, ион оксония является кислотой, а ацетатный ион — основанием. Уксусная кислота и ион ацетата называются сопряженной кислотно-основной парой, так же как и вода и ион оксония. Кислотами или основаниями могут быть как нейтральные молекулы, так и катионы н анио)1ы. Помимо рассмотренных выше равновесий, ЫН и Н304 могут считаться примерами кислот, а Ре(Н20)40Н — примером основания (см. стр. 291). Некоторые молекулы илн ионы могут и акцептировать и отдавать протоны они называются амфотерными. Наглядными примерами такого поведения являются вода и ион бисульфата. [c.206]

Весьма вероятно, что равновесие первой реакции, подобно диссоциации НХ в воде, сильно смещено вправо. Однако электропроводность раствора обусловлена второй реакцией, поэтому и трактовка силы кислоты должна основываться на второй реакции. Те же аргументы применимы для растворов в безводной уксусной кислоте, диэлектрическая проницаемость которой равна 6,13. Если такой подход верен, то возникает вопрос, является ли устойчивость ионной пары мерой кислотности. В водной среде (еяа80) ассоциация ионов пренебрежимо мала и играет роль лишь перенос протона. Следовательно, когда мы говорим о кислотности в воде и в растворителе с малой е, речь, по-видимому, идет о совершенно различных вещах, по крайней мере для основных растворителей. По-видимому, трактовка силы кислоты зависит от того, будет ли относительное сродство аниона кислоты к протону того же порядка, что и электростатическое притяжение аниона к сольватированному протону. [c.529]

В этом двойном протолитическом равновесии участвуют две пары взаимодействующих кислот и оснований. Члены каждой кислотно-основной пары называют сопряженными кислотой и основанием. При этом слабой кислоте соответствует сильное основание, и наоборот. Например, слабой уксусной кислоте СН3СООН [c.87]

В этом двойном протолитическом равновесии участвуют две пары взаимодействующих кислот и оснований. Члены каждой кислотно-основной пары называют сопряженными кислотой и основанием. При этом слабой кислоте соответствует сильное основание, и наоборот. Например, слабой уксусной кислоте СН3СООН соответствует довольно сильное основание СН3СОО", которое энергично присоединяет протон. А относительно сильному основанию NH соответствует слабая кислота NH , отдающая свои протоны только сильным основаниям. По теории Бренстеда кислоты и основания называются протолитами. [c.88]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология