Протолиз, константа

Таблица 8.4- Константы протолиза некоторых протолитов в водных растворах при 25 °С

Если обозначить концентрацию электролита, распадающегося на два иона, через св, а степень его диссоциации в данном растворе через а, то концентрация каждого из ионов будет сва, а концентрация недиссоциированных молекул св(1 — о). Тогда уравнение константы протолиза К к, о (либо константы кислотности, либо константы основности) принимает вид [c.239]

Для дапного растворителя L вместо константы протолиза [c.72]

Константа протолиза, моль/л [c.242]

Первое равновесие — первая ступень протолиза — характеризуется константой кислотности, обозначаемой Кк1- [c.238]

Если пользоваться значениями активности, то законы химического равновесия можно применять и к сильным электролитам. В частности, при этом можно получить значения констант кислотности сильных кислот. В выражении константы кислотности вместо концентраций ионов и недиссоциированных молекул будут стоять их активности. Несмотря на некоторую формальность такого рода констант, они полезны, так как дают возможность сравнивать друг с другом свойства сильных кислот. В табл. 8.4, наряду с другими константами протолиза, приведены константы кислотности некоторых сильных кислот, выраженные через активности. [c.242]

Для солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием, константа гидролиза связана с константами протолиза кислоты и основания следующим соотношением [c.255]

К равновесию, которое устанавливается в растворе слабого электролита между молекулами и ионами, можно применить законы химического равновесия и записать выражение константы равновесия. Например, для электролитической диссоциации (протолиза) уксусной кислоты, протекающей под действием молекул воды, [c.237]

В табл. 8.4 приведены значения констант протолиза некоторых электролитов. [c.239]

Т. е. она выражается через соотношение констант кислотности соответствующих кислот по Бренстеду. Если какую-нибудь кислоту взять в качестве эталона, то силу других кислот можно выразить через константу протолиза. Для водных растворов в качестве эталонной кислоты выбран гидратированный протон — гидроксоний Нз0+. [c.265]

Электролит Константа протолиза, моль/л [c.241]

Приведите вывод соотношения между константой кислотности и константой основности для реакций протолиза в водном растворе слабой кислоты НА и слабого основания А одной сопряженной пары HA/A . Ответ подтвердите справочными данными. [c.43]

Соотношения, связывающие константу гидролиза с константами протолиза кислоты и основания, легко получить из выражения константы гидролиза. Выведем первое из них, относящееся к случаю слабой кислоты и сильного основания. Для этого учтем, что основание МОН, от которого образована соль МА, — сильное, т. е. диссоциирует нацело. Поэтому [c.255]

Особенно глубоко протекает гидроли ) солей, образованных слабой кислотой и слабым основанием. Согласно вышеприведенному выражению, константа гидролиза в этом случае обратно пропорцион а. ьна произведению констант протолиза кислоты и основания, т, е. (зе значение особенно велико. Примером этого случая может слх жить гидролиз ацетата алюминия, протекающий до основных солей [c.257]

Использование показателей кон ант равновесия реакций окисления и восстановления существенно упрощает расчеты равновесия при сочетании таких реакций с процессами протолиза, осаждения или комплексообразования. Показатель константы результирующего равновесия получают сложением показателей констант всех составляющих реакций. [c.50]

Численные значения констант протолитических пар, как это видно из приведенных примеров, обычно отличаются в 10 —10 раз . В таких случаях протолиз протекает в основном только по первой ступени, а дальнейшие реакции ид т в незначительной степени. Следовательно, ионы лиония (или лиата), концентрация которых определяет pH раствора, образуются практически только в результате протекания первой ступени протолиза. В приближенных расчетах можно принимать это допущение, если Й1 и /ег различаются между собой более чем в 1000 раз [c.57]

Значение pH раствора определяется протолизом карбонат-иона. Отношение констант [c.58]

Многоядерные гидроксокомплексы образуются также при протолизе ионов [Ве(Н20) ]2+([Ве2(0Н)(Н20)2п-1]+, [Вез(ОН)зХ X (Н20)з -3 +), ионов [В12(Н20) ]3+ ([В1б(.0Н)12(Н20)бп-12 +) и других гидратированных ионов металлов. Вычисление мольных долей и равновесных концентраций только одноядерных комплексов по методике, рассмотренной в гл. 5, в таких случаях не дает правильных результатов. При проведении расчетов необходимо учитывать также вклад в суммарную концентрацию ионов металлов, обусловленный многоядерными комплексами. Для этого используют суммарные константы их образования [c.108]

Константы протолитических пар, образовавшихся при ступенчатом протолизе (/2а,I, kx,2, ). взаимосвязаны со ступенчатыми константами образования гидроксокомплексов (Ai, k ,. ..) следующим образом [c.115]

Автопротолиз. Водородные соединения с полярной связью в жидком состоянии распадаются на ионы за счет протолиза — отщепления протона от одной молекулы и присоединения к другой. Состояние равновесия при автопротолизе характеризует константа равновесия, называемая константой автопротолиза. [c.143]

Влияние реакций протолиза катиона или аниона малорастворимого электролита на равновесие между твердой и жидкой фазами может быть показано с помощью констант суммарных равновесий или с помощью реальных констант равновесий [см. (3.16) и (3.21)]. Сначала рассмотрим константу суммарного равновесия в случае, когда анион в значительной степени протонируется, а катион практически не подвергается протолизу [c.115]

Можно пользоваться также реальными константами растворимости, вычисляемыми по формуле (8.30). Мольную долю л кt при этом находят по формуле (5.28), а мольную долю хап (при необходимости учитывать влияние протолиза аниона)—по формуле (8.28). В качестве примера на рис. 22 [c.118]

Оценку кислотно-основных свойств растворителей наиболее удобно проводить на основе констант автопротолиза растворителя, а также констант диссоциации кислот и оснований (табл. В. 18). Значения р/С относят к стандартной системе, в качестве которой выбрана вода, т. е. для получения сравнимых данных рассматривают протолиз молекул растворителя в двух направлениях [c.455]

Приведенные процессы количественно характеризуются ионными произведениями — константами авто-протолиза. Константы автопротолиза некоторых растворителей приведены в табл. 7.5. [c.128]

Пирофосфорная кислота, пирофосфаты. Пирофосфорная кислота Н4Р2О7—первый член ряда кислот с цепочечными анионами, образуется как один из продуктов при растворении Р4О10 в воде. Это сильная -четырехосновная кислота. Отдельные ступени протолиза многоосновных кислот обычно существенно отличаются. В случае пирофосфорной кислоты первая и вторая ступени мало отличаются друг от друга, так же как третья и четвертая. Этот факт связан с особенностями ее строения. Различие энергий отщепления одного протона от одного тетраэдра и второго протона от другого тетраэдра невелико. Третий протон значительно менее кислый , так как его отщепление идет от отрицательно заряженного тетраэдра. Пирофосфорная кислота имеет следующие константы диссоциации р/С1=1,0, р/С2=1,9, рКз = 6,6 и р 4 = 9,6. За исключением пирофосфатов щелочных металлов, все остальные пирофосфаты труднорастворимы в во- [c.549]

Противогазы промышленные 83, 84 Противогистаминные средства 946 Противостарители резины 493, 497 Противосудорожные вещества 942 Протокатеховая кислота 693 Протолиза константа 583 Протолитическая реакция 479, 581 Протолитическое кислотно-основное равновесие 583 Протоны 201, 203 Протромбин 108 Прототропия 490 Проферменты 108 Процинилы 748 Проционы 746 [c.539]

НОМ СОСТОЯНИИ. Количественной мерой силы кислоты является константа равновесия, которую получают, применив к протоли-тическому равновесию закон действующих масс. Для протолиза кислоты [c.379]

Константа протолитнческого равновесия, определяющая полноту протекания протолиза слабой кислоты при данной температуре, называется константой кислотности. [c.238]

Реакция растворов солей, образованных с.пабой кислотой и слабым основанием, зависит от соотношения констант прото.пиза кислоты и основания, образующих соль. Если константа кислотности кислоты больше константы основности основания, то раствор имеет слабокислую реакцию, при обратном соотношении констант протолиза — слабощелочную. [c.258]

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]

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]

Применение смешанных растворителей оказалось весьма важным в методах нейтрализации, или протолиза. В этом случае константы диссоциации кислот и оснований обычно значительно больше, чем в водной среде. Например, какую-нибудь аммонийную соль в водном растворе нельзя точно оттитровать раствором гидроокиси натрия или калия, так как диссоциация NH4OH мала. Однако при титровании в смешашюм растворителе, содержащем только 0% воды и 90% этилового спирта, в присутствии индикатора аммонийную соль можно точно оттитровать едкой щелочью. Константа диссоциации увеличивается в этих условиях. Поэтому интервал скачка титрования становится большим. [c.326]

Можно пользоваться также реальными константами растворимости, вычисляемыми по формуле (8.18). Молярную долю при этом находят по формуле (5.11), а молярную долю х (при необходимости учитывать влияние протолиза аниона) — по формуле (4.25). В качестве примера на рис. 25 показана зависимость р/С на Р Нз. По рисунку можно выяснить, выпадает или не выпадает осадок галогенида серебра, если в аммиачный раствор нитрата серебра вводят галогенид-ионы. Так, например, если Сдд = 0,1 моль/л и [На1 1 =-= 0,1 моль/л, произведение этих концентраций равно П = 0,1 -0,1== = 10 и —1 П = 2 (пунктирная прямая на рисунке). Видно, что с бромид- и иодид-ионами осадок образуется, а с хлорид-иоиами — только если pNHз > —0,26 (или [ЫНз] < 1,8 моль/л). [c.120]

Светопоглощающие элементарные объекты не должны участвовать в побочных равновесиях протолиза, комплексообразования и др. Если это все же имеет место, концентрация с зависит также от pH, рЬ и других соответствующих параметров, определяющих смещение равновесий. Учет таких зависимостей в принципе возможен с помощью реальных констант равновесий, однако это слишком осложняет положение. Наличие неучтенных побочных равновесий вызывает отклонения от уравнения (21.4). [c.291]