Константы диссоциации кислот классические

Константы диссоциации органических кислот могут быть определены различными методами—по электропроводности и потенциометрическим путем при этом получаются незначительно отличающиеся друг от друга данные. Расчет констант раньше проводили на основе закона разбавления Оствальда (классические константы), в настоящее же время учитывают активности ионов (термодинамические константы). Вследствие этого константы диссоциации, определенные различными методами и вычисленные различным путем, несколько отличаются друг от друга. Например, для уксусной кислоты были рассчитаны следующие значения констант диссоциации [c.137]

Диссоциация слабых электролитов подчиняется закону действующих масс и может быть количественно охарактеризована константой равновесия. Классическим примером слабого электролита может служить уксусная кислота в разбавленном водном растворе. В таком растворе устанавливается равновесие диссоциации СНзСООН СНзСОО + Н . Количественно этот процесс характеризуется степенью диссоциации и константой диссоциации. Степенью электролитической диссоциации а называют отношение числа молекул, распавшихся на ионы, к общему числу молекул [c.430]

При химических взаимодействиях в растворах всегда образуются смеси электролитов и присутствуют различные ионы. Одни из них образуются в результате диссоциации сильных электролитов, другие — слабых электролитов. Некоторые ионы вступают в реакцию, при этом образуются новые малодиссоциированные соединения, малорастворимые осадки, комплексные соединения или продукты реакций окисления — восстановления. Таким образом, в процессе титрования растворы представляют собой сложные системы, в которых в ряде случаев имеется несколько химических равновесий, в том числе и автопротолиз растворителя. Концентрация ионов зависит от общего состояния системы в каждый момент титрования. Поскольку состояние системы определяется термодинамическими константами, характеризующими химические равновесия, эти величины могут служить критериями применимости методов. К ним относятся константы диссоциации кислот, оснований, амфолитов (в неводных растворах также константы диссоциации солей), константы автопротолиза растворителей, константы нестойкости комплексов, произведения активностей осадков, окислительновосстановительные потенциалы и т. д. Термодинамические величины характеризуют полноту протекания реакций, а следовательно, и значения равновесных концентраций ионов. Теоретические кривые титрования дают возможность устанавливать, при каких значениях указанных констант кривые кондуктометрического титрования имеют излом, позволяющий найти точку эквивалентности. При этом реакции не обязательно должны протекать практически до конца, так как смещение ионных равновесий происходит в продолжение всего процесса титрования. Поэтому в основу кондуктометрических определений могут быть положены реакции в какой-то мере обратимые, что недопустимо в ряде случаев при использовании классических химических методов и некоторых физико-химиче-ских методов анализа. [c.38]

Задачи работы определение стандартной ЭДС гальванического элемента расчет классической и термодинамической константы диссоциации кислоты. [c.101]

Сейчас, однако, известно, что эффект поля может быть весьма существенным. В классической работе Кирквуда и Уэстхей-мера [27], посвященной этому вопросу, было показано, что больщие отличия между первой и второй константами диссоциации двухосновных кислот, например малоновой и янтарной, можно качественно объяснить именно эффектом поля. При потере первого протона возникает сопряженное основание типа НООС—R—С00 . Эффект поля, обусловленный заряженной группой —СОО, препятствует ионизации второго протона. [c.519]

Если значения а , скорректированные на изменения восприимчивости, постоянны при использованных условиях, то измерения а в зависимости от состава раствора могут применяться для изучения равновесия. В принципе данные о А,В) можно анализировать методами, аналогичными методам, применяемым для обработки данных А А, В) (см. гл. 13, разд. 1). Хотя техника ядерномагнитной спектроскопии не может еще дать результаты высокой точности, она особенно ценна для исследования равновесия в растворах кислот и оснований, слишком слабых или слишком сильных, чтобы их можно было изучить классическими методами. Например, химический сдвиг протонов относительно сдвига для воды использовался для изучения диссоциации азотной [7, 60, 70], хлорной [60, 70], серной [60, 72], три-фторуксусной [71] и гептафтормасляной [73] кислот и гидроокисей аммония [58] и натрия [60]. Найденное для умеренно сильной йодноватой кислоты рД хорошо согласуется с величинами, полученными классическими методами [69]. Амин-протонное равновесие было изучено с помощью протонных сдвигов относительно иона тетраметиламмония [55. Аналогично, константы диссоциации азотной [59, 104], трифторуксусной [71], хлорной [105] и галогенводородных кислот [105] были получены по химическим сдвигам галогена и азота относительно недиссоциированных кислот (см. рис. 69). Химический сдвиг протонного магнитного резонанса относительно сдвига для чистого хлороформа был использован для изучения комплексообразования в бинарных системах хлороформ — ацетон и хлороформ — триэтиламин [74]. [c.351]

Константы диссоциации, выражаемые уравнениями (8.1) и (8.2), называют классическими (или концентрационными) константами и обозначают Кс (в отличие от термодинамических констант, которые обозначают Кя)- В общем виде для кислоты НА и основания ВОН (1,1-валентных электролитов) [c.115]

Определение константы диссоциации слабой кислоты. Для определения классической константы диссоциации слабой кислоты (Кс) используют буферные смеси исследуемой кислоты и ее соли. Например, для определения константы диссоциации салициловой кислоты используют смеси салициловой кислоты (НА) и салицилата натрия (ЫаА) приблизительно в равных концентрациях. При этом готовят серию растворов, чтобы иметь возможность определения Кс как среднего арифметического или Ка как экстраполяционного значения на бесконечное разбавление. [c.187]

Растворы слабых электролитов. Для того чтобы сопоставить буферную емкость с pH и концентрацией слабого электролита в буферном растворе удобным и достаточно точным является применение классической константы диссоциации к, записанной через концентрации вместо термодинамической константы К, выраженной через активность . Для слабой кислоты НА константа к может быть записана [c.97]

Следует отметить, что в водных растворах численные значения константы К д совпадают с численными значениями константы диссоциации кислоты согласно классической теории. В этом легко убедиться, сравнивая выражения этих констант. Например, для уксусной кислоты имеем [c.50]

Связи констант диссоциации кислот с физическими характеристиками среды и, прежде всего, с е посвящены классические исследования Бренстеда (1922—1934 гг.). В соответствии с общей [c.217]

Константы диссоциации электролитов могут рассчитываться на основе концентраций молекул и ионов (Кс) или же их активностей (Ка). В первом случае эти константы часто называют классическими, во втором — термодинамическими. Строго говоря, классические константы диссоциации (которые большей частью и указываются в литературе) правильно характеризовали бы электролит лишь при (i = О, т. е. в его бесконечно разбавленном растворе. Однако у слабых электролитов расхождения Кс и Ка обычно невелики (например, при 25 °С для 0,1 М раствора уксусной кислоты Кс = 1,85 lO S, а Ка = 1,70-10 ). Они становятся тем значительнее, чем сильнее рассматриваемый электролит и выше общая концентрация раствора. [c.185]

Точные измерения показывают, что даже такая слабая кислота, как уксусная, не сохраняет постоянным значение Кс при изменении концентрации. Классической теорией трудно объяснить зависимость константы диссоциации от температуры. Согласно теории увеличение температуры должно приводить к возрастанию Кс, поскольку в основе теории лежит представление о том, что ионы в растворах ведут себя аналогично газам. Между тем кривая зависимости Кс от температуры, например для случая уксусной кислоты, проходит через максимум. [c.290]

Для кислот константа К аналогична константе диссоциации (по классической теории С. Аррениуса). [c.66]

Следует отметить, что для водных растворов численные значения константы К1 совпадают q численными значениями константы диссоциации кислоты классической теории. В этом легко убедиться, [c.47]

В классической теории электролитической диссоциации Аррениуса важной характеристикой диссоциации электролита является константа диссоциации, выражаемая через равновесные концентрации ионов и молекул. Так, например, соотношение для константы диссоциации уксусной кислоты имеет вид [c.430]

Цель работы. 1. Практическое ознакомление с классическим методом определения электропроводимости раствора электролита и степени электролитической диссоциации растворенного вещества. 2. Определение удельной электропроводимости растворов уксусной кислоты различной концентрации (от Ve н. до Vo4 ) 3. На основании полученных экспериментальных данных вычислить а) эквивалентную электропроводимость указанных выше растворов б) степень электролитической диссоциации тех же растворов в) константу электролитической диссоциации уксусной кислоты. Принадлежности для работы. Аккумулятор выключатель индукционная катушка с регулируемым прерывателем реохорд магазин сопротивлений (1—1000 ом)- сосуд для измерения электропроводимости растворов телефон (лучше с ламповым усилителем) электрические провода и соединительные клеммы два стакана на 300 мл две бюретки на 50 мл с делениями в 0,1 мл-, растворы 1,0 н. СН3СООН и [c.46]

Для величины классической константы диссоциации уксусной кислоты в воде при 25° в зависимости от ионной силы раствора были получены следующие данные [c.283]

Хотя классическая константа диссоциации Ка и является достаточно надежной мерой относительной силы двух кислот в одном и том же растворителе, однако она абсолютно непригодна для сравнения силы одной и той же кислоты в разных растворителях. Это можно легко видеть, рассмотрев уравнение [c.358]

Коэффициенты активности незаряженной формы кислоты обычно принимаются равными единице [37, 32, 152]. Вычисление коэффициентов активности имеет смысл только в том случае, когда определение кажущейся константы диссоциации (или концентрационной — классической — константы) производится в растворах определенной и небольшой ионной силы [200, 151, [c.89]

Уравнение (3-46) и его упрощенные формы также можно использовать для выражения концентрации водородных ионов в растворе соли слабой кислоты и слабого основания. По теории Бренстеда, раствор соли В№А можно рассматривать как наполовину нейтрализованный раствор эквимольной смеси кислот НА и ВН+. Чтобы образовалась соль состава ВН+А, кислота НА должна быть более сильной, чем ВН+. Поэтому константы ионизации К и /С2 можно заменить константами Ка и Кш/Кь (где Кь — классическая константа диссоциации основания). Тогда уравнение (3-46) принимает следующий вид [c.53]

Л до — Константа диссоциации основания. Характеризует состояние равновесия в обратимой диссоциации слабого основания МОН (в классической теории кислот и оснований Аррениуса) [c.204]

Для любой температуры мы можем вычислить, пользуясь вышеприведенной формулой, константу диссоциации, а следовательно, и степень диссоциации (см. стр. 165) водяного пара. Контроль вычислений осуществляется самыми разнообразными методами . По-мимо классического метода газового тока, в основных чертах описанного в разделах о синтезах серной кислоты и аммиака, мы укажем лишь на метод Фиг. 58. полупроницаемой перегородки, [c.231]

В рамках данного подхода механизм влияния природы растворителя на кислотность фенолов может быть описан одновременно как с позиций классического электростатического подхода, так и с позиций образования достаточно прочных ассоциатов. Так, уменьшение диэлектрической проницаемости при переходе от воды к неводному растворителю приводит к увеличению сил электростатического притяжения между протоном и фенолят-анионом и соответственно к уменьшению константы диссоциации. Если говорить о специфических взаимодействиях, то переход от воды к диметилсульфоксиду или диметилформамиду, которые практически не обладают электроноакцепторными свойствами, приводит к резкому ослаблению сольватации фенолят-анионов, не имеющих кислых протонов, в то время как недиссо-циированные молекулы могут быть вовлечены в образование комплексов с участием ОН-групп как с молекулами воды, так и апротонного растворителя, обладающих сравнимыми электроно-донорными свойствами. Результатом таких взаимодействий является энергетическая дестабилизация фенолят-аниона при увеличении концентрации неводного компонента, что выражается в увеличении величины рАГд, которая по своей сути характеризует энергию Гиббса диссоциации молекул слабой кислоты. Оба указанных эффекта [c.94]

После работ И. Бренстеда и К. Педерсена (1924 г.), показавших существование математической зависимости константы скорости каталнтической реакции от констант диссоциации катализаторов, наиболее интересное подтверждение правила ЛСЭ обнаружили в 1935 г. Л.Хаммет и Г. Бёкхард (независимо друг от друга) при изучении скоростей замещенных бензойных кислот и диссоциации соответствующих кис.лот [1, стр. 125]. Через два года Хаммет [370] предложил свое ставшее впоследствии классическим уравнение этой зависимости. Таким образом, как и при помощи уравнений формальной кинетики, можно предвычислять скорости однотипных реакций близких по строению соединений. [c.161]

Константы диссоциации определены почти исключительно измерением электропроводности или потенциометрическим путем. При их расчете раньше всегда клали в основу закон разбавления Оствальда. В настоящее время на основании теории Дебая — Хюккеля [3], расширенной Онзагером [2], учитывают действующие между ионами силы, электрострикцию растворителя под влиянием ионов и броуновское движение ионов. Вычисленные таким образом константы в отличие от классических называют термодинамическими . Рассчитанные обоими путями константы не очень отличаются между собой, например для л-бромбензойной кислоты /Стерм15,4 10. Найден- [c.572]

Если реагент НХ имеет амфотерный характер, то катион можно рассматривать как двухосновную кислоту с константами ионизации К — Кю1Кь и Кг = Ка, где Кь и Кц — классические константы основной и кислотной диссоциации. В этом случае концентрацию аниона можно определить из выра- [c.281]

Этот метод дает хорошие результаты для не слншксм разбавленных растворов в интервале pH 4—10 выраженная в величинах р/г =—представляет собой классическую константу диссоциации органической кислоты. [c.582]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология