Константа константа диссоциации

По классической теории Аррениуса при т0,01 - 0,1 степень диссоциации сильных электролитов а = 0,75- 0,95. Вычисляемые отсюда константы диссоциации резко изменяются с концентрацией, т. е. не являются константами. Степень диссоциации, вычисленная по электропроводности, существенно отличается от найденной для концентрированных электролитов по уравнению (XVI, 6). Имеются и другие факты, указывающие на то, что степень диссоциации сильных электролитов значительно выше вычисляемой по теории Аррениуса. Так, каталитическое действие ионов гидроксония (Н3О+) в сильных электролитах изменяется пропорционально общей концентрации растворенного вещества, что указывает на независимость степени диссоциации от концентрации. [c.394]

Поскольку константа вторичной диссоциации меньше на четыре порядка (а ее рК 2 соответственно больше на четыре единицы), вклад вторичной ионизации в образование водородных ионов в десятки тысяч раз меньше, чем вклад первичной ионизации. Поэтому вторичная диссоциация оказывает пренебрежимо малое влияние на концентрацию продукта первичной ионизации, НСО . [c.246]

Константы скорости прямых стадий можно найти из рКа соответствующей функциональной группы и константы скорости обратной (диффузионно-контролируемой) реакции в виде 10 Ка-с и (10 - lu)/ < a M соответственно, где Ка — константа кислотной диссоциации ВН /С( — константа ионизации воды. Константа скорости всего процесса имеет максимальное значение, равное с , при условии Ка 10 М. Действительно, при Ка < Ю М меньше, чем 10 с , становится константа скорости диссоциации кислоты ВН (реакция а) с другой стороны, если Ка > 10 М, меньше, чем предельное значение 10 , становится константа скорости гидролиза основания (реакция б). Таким образом, максимальная константа скорости кислотно-основного катализа с участием воды равна 10 с [c.273]

Для определения термодинамической константы диссоциации (см. 8.6) готовят растворы в широком интервале концентраций (0,001- 0,05 моль/л) и экстраполируют полученные для каждого раствора значения рКс= — gK на бесконечное разбавление (ионная сила / = 0). Типичная зависимость рКс = 1) представлена на рис. 10.7. Она значительно отличается от зависимости а = /(с), представленной на рис. 10.8. При уменьшении концентрации электролита Кс стремится к предельному значению Ка, а степень диссоциации — к единице. [c.152]

Постоянная К называется константой диссоциации. Она характеризует способность электролита диссоциировать н. ) ионы. Чем больше К, тем больше ионов в растворе. Константа диссоциации не зависит от концентрации электролита, а потому является более общей характеристикой электролита,чем степень диссоциации а. Она зависит от природы электролита, природы растворителя (разные диэлектрические постоянные) и от температуры. [c.96]

Каждая ступень диссоциации слабых многоосновных кислот и слабых многокислотных оснований характеризуется определённой константой диссоциации К , Кг, Кз (см. табл. 22), причем К1>К2>Кз- Это объясняется тем, что энергия, которая необходима для отрыва иона Н " или ОН от нейтральной молекулы кислоты или основания, минимальна. При диссоциации по следующей ступени энергия увеличивается, потому что отрыв ионов происходит от противоположно заряженных частиц. [c.189]

При повышении температуры диссоциация воды усиливается и константа равновесия диссоциации возрастает, что указывает на смещение равновесия в сторону образования ионов. Однако из выражения для AG° следует, что с повышением температуры положительное значение изменения изобарного потенциала увеличивается и, следовательно. вероятность прохождения процесса диссоциации уменьшается. Объясните это противоречие. Обсудите знак изменения энтропии при диссоциации. [c.288]

Гидроокись алюминия — амфотерное соединение — может реагировать и с кислотами, и с основаниями с образованием солей. На этом основании обычно считают, что она является одновре.менно и основанием, и кислотой. Вычислена даже константа диссоциации так называемой одноосновной алюминиевой кислоты К=6,3-10 (при 25°С) [1279]. Однако Реми [1107] считает, что способность гидроокиси алюминия образовывать соли с основаниями объясняется не отщеплением Н" -ионов при диссоциации, а дальнейшим присоединением к AJ (ОН)з ионов ОН. [c.13]

Таким образом, завершая анализ результатов работ по исследованию равновесия бисульфит - сульфит, можно отметить наличие в специальной и справочной литературе значительно различающихся величин термодинамических параметров. Очевидно это связано с целым рядом ограничений и допущений, применяемых исследователями. В большей степени этого удалось избежать авторам работ [52, 199, 56]. Полученные ими значения термодинамических констант мы и будем в дальнейшем использовать при описании состава сульфитных растворов. В табл. 1.11 указаны значения термодинамической константы рК в зависимости от температуры. Обобщенные литературные данные по термодинамическим характеристикам ион-молекулярных равновесий в сульфитных растворах приведены в табл. 1.12, а на рис. 1.16 представлена графически функциональная зависимость термодинамических констант диссоциации сернистой кислоты от температуры. [c.68]

Константы диссоциации, полученные с помощью описанных в предыдущих разделах методов, приведены в табл. 164 — 166. Табл. 164 содержит константы диссоциации, найденные для водных растворов при различных температурах. В табл. 165 приведены константы диссоциации воды, муравьиной, уксусной и пропионовой кислот и глицина в смесях диоксан — вода для температур О — 50° с интервалами через 5°. Табл. 166 содержит кислотные и основные константы диссоциации некоторых аминокислот в водных растворах между 1 и 50°. Во всех случаях при соответствующих таблицах имеются ссылки на первоисточники. [c.472]

В экспериментах по диссоциации партнерами по столкновениям (М) были в основном инертные газы (обычно Аг), диссоциирующие молекулы (Ха) или образовавшиеся в реакции атомы (X). Было установлено, что константы скорости диссоциации располагаются в соответствии с неравенством (Аг)<й(Х2)< <.к Х). Численно это выражается отношениями 1 10 30 для диссоциации О2, 1 4 30 для диссоциации Нг и 1 3 20 для диссоциации N2. Наилучшее соответствие между различными исследованиями наблюдается для М = Аг (в настоящее время часто с точностью до множителя два и лучше). Для М = Хг, и X точность оказывается несколько худшей. Систематическое сопоставление литературных данных, опубликованных до 1967 г., дано в работах [6] позднейшие ссылки вплоть до конца 1969 г. включены в библиографию для Нг [7], Ог [8], О2 [9] и N2 [10]. Ниже обсуждаются только некоторые, до определенной степени произвольно выбранные типичные данные. [c.21]

В последней строке в объемных процентах даны степени диссоциации окиси углерода, рассчитанные на основании экспериментальных данных исходя из них можно вычислить константу диссоциации по формуле (13), выведенной на стр. 75 для аналогичного равновесия. Из приведенных данных следует, что двуокись углерода при атмосферном давлении и температуре выше 2600° уже наполовину диссоциирована. При повышении давления степень диссоциации двуокиси углерода уменьшается, что следует уже из уравнения реакции на основании принципа Ле Шателье. Зависимость степени диссоциации от давления и температуры количественно выражается уравнением (13), стр. 75. При температурах выше 5000° и давлении атм СО2 практически полностью расщеплена на СО и О2. [c.485]

Уже в 1891 г. Меншуткин, поставив перед собой задачу исследовать влияние различных заместителей на скорость этерификации в бензольном растворе замещенных алкоголей и сравнить полученные результаты с найденными Оствальдом величинами констант сродства [97, стр. 263], показал, что в сопоставляемых опытах влияние элементов и групп будет того же порядка, но, как и следовало ожидать, противоположно по действию элемент, производя уменьшение скорости этерификации алкоголя, увеличивает константу диссоциации кислоты [там же, стр. 276—277]. Однако автор не удовлетворился найденной параллельностью и поставил вопрос шире ...если различие в электролитической диссоциации и может объяснить изменение в энергии кислот под влиянием заместителей, то как объяснить аналогичные изменения в свойствах замещенных алкоголен..., применяя такие условия реакции, при которых электролитическая диссоциация (последних. — В. К.) не может возникнуть [там же, стр. 278]. [c.44]

Например, рядом авторов [167, 425, 619, 893, 1086, 1087] было описано эмпирическое соотношение между константами диссоциации реагентов Кца и константами устойчивости комплексов, образуемых одним и тем же ионом металла с различными органическими реагентами [см. также уравнение (73)]. Такого рода соотношения не имеют общего значения, поскольку они обычно приложимы лишь к весьма немногим рядам близких по свойствам лигандов (3-дикетоны, производные 8-оксихинолина и т. п.). Показано, что в некоторых случаях устойчивость внутрикомплексных соединений существенно ниже ожидаемой на основе констант диссоциации соответствующих реагентов. Эти отклонения объясняют влиянием стериче-ских препятствий, числа циклов и т. д. [418, 429]. [c.55]

А. Д. Крутикова привели диаграммы растворимости систем капролактам—вода, капролактам—хлороформ—вода и капролактам—метиленхлорид—вода. При этом оказалось, что в слое органического растворителя в тройных системах содержится в 2—2,4 раза больше капролактама, чем в водном слое. Данные о константах диссоциации аминокарбоновых кислот с различным числом СНз-групп привел недавно Бартелл . Константы диссоциации амино- и карбоксильной группы аминокапроновой кислоты равны для аминогрупп Ка = 10-3.25 для карбоксильной группы С увеличением молекулярного веса полиамида, полученного из аминокапроновой кислоты, константы диссоциации обеих групп уменьшаются и для полиамидов с молекулярным весом около 10 000 /< д=10- - о и /С =10- . В общем виде для вычисления констант диссоциации можно пользоваться эмпирическим уравнением Л = 10 ( + 2). С увеличением молекулярного веса величины Ка и быстро уменьшаются и при М>22 ООО приближаются к нулю. Этим, по мнению автора статьи, объясняется трудность получения полиамидов с более высоким молекулярным весом. [c.420]

Различное положение интервала перехода у разных индикаторов объясняется тем, что константы диссоциаций у них не одинаковы. Индикаторы, для которых константы диссоциации близки к величине 10— имеют интервал перехода, приблизительно совпадающий с нейтральностью среды (например, нейтральный красный, лакмус). Если константа диссоциации индикатора больше 10— (например, равна 10 5), т. е. интервал индикатора передвинут в сторону меньших значений pH (например, метилоранжевый). Эти индикаторы в нейтральной среде имеют такую же окраску, как в щелочной. Если же, напротив, константа диссоциации индикатора меньше 10—то интервал перехода этого индикатора оказывается сдвинутым в щелочную сторону (фенолфталеин и др.). Эти индикаторы в нейтральной среде имеют такую же окраску, как и в кислой среде. [c.94]

Титрование сильной кислоты в присутствии слабой и определение обоих компонентов такой смеси возможно, если константа (константы) диссоциации слабой кислоты будет удовлетворять определенным условиям. Выясним, при каких условиях сильная кислота в присутствии слабой может быть оттитрована с относительной погрешностью не более чем 1 % (слабая кислота в этот момент прореагирует со шелочью, очевидно, не больше, чем на 1%). Если слабая кислота НА оттитрована не более [c.210]

Найдем соотношение между константой диссоциации слабого основания, концентрацией соли и [Н+] или pH. Принимая, что [ЫН40Н] = [Н- ] в соответствии с уравнением гидролиза и [ЫН4+]=Сс (гидролизу подвергается малая часть присутствующих в растворе катионов благодаря невысокой константе диссоциации основания), приведенное выше выражение константы гидролиза можно записать в виде [c.313]

Весьма интересно влияние давления на ионное равновесие водных растворов электролитов. Исследования, выполненные при 25°С и при давлениях до 300 МПа, показали, что константы диссоциации целого ряда органических кислот в водных растворах возрастают при увеличении давления от атмосферного до 300 МПа в среднем в 3,5 раза, а для некоторых оснований (например, КН40Н) в 12...14 раз. Отсюда видно, что диссоциация исследованных соединений сопровождается уменьшением объема. Причиной этого является гидратация (в общем случае сольватация) образующихся ионов в гид-ратной (сольватной) оболочке, окружающей ион, молекулы растворителя расположены более плотно (электрический заряд на ионе), чем в объеме растворителя. Исследования показали, что уменьшение объема при диссоциации большинства кислот составляет 10...12 см /моль При более высоких давлениях константа диссоциации возрастает весьма сильно константа диссоциации ЫН40Н прн 45 °С увеличивается при росте давления от атмосферного до 1200 МПа более чем в 500 раз. Отсюда можно заключить, как возрастает химическая активность данного соединения в условиях высокого давления. В качестве еще одного примера возрастания степени диссоциации слабых электролитов с повышением давления можно привести данные, согласно которым константа диссоциации пиперидина в метиловом спирте при 45 С возрастает в 1000 раз при увеличении давления с атмосферного до 1200 МПа. [c.116]

Разбавленные растворы слабых электролитов близки по свойствам к идеальным растворам. Равновесие в таких растворах определяется константой диссоциации. Степень диссоциации слабого электролита, определенная для разбавленного электролита различными способами, дает удовлетворительные совпадения. Один из способов определения степени диссоциации слабого электролита основан на измерении осмотического давления, понижении давления пара, понижении температуры замерзания или повышении температуры кипения. В этом случае величина измеренного свойства для электролитов оказывается в i раз больше по сравнению с неэлектролитами, причем изотонический коэффициент i достаточно простым соотношением связан со степенью диссоциации. Так, в частаом случае бинарного электролита, молекулы которого распадаются на два иона, например для гидроокиси аммония, получается следующее выражение изотонического коэффициента ( 69) через степень диссоциации [c.238]

Диссоциация эт1 лен1л1гк0ля. Этиленгликоль является очень слабой кислотой, с ничтожно малой степенью диссоциации. Константа диссоциации этиленгликоля в водных растворах при 25 С равна 6,6-10 13 [4, т, 3, с. 87], а константа автопротолиза при 30 °С равна 15,60 [23]. В изопропиловом спирте константа диссоциации этиленгликоля равна 19,17, а в жидком аммиаке при —38 "С — 7,3 24]. [c.51]

Водный раствор имеет весьма слабую кислую реакцию и плохо проводит электрический ток пе,рвая константа диссоциации равиа 1,7 10 при 18° и 2,3- 10 при 25°. (В присутствии нейтрального глицерина или, что еще лучше, маинита СбНв(ОН)а образуется комплексная глицерин- или маннитборная кислота, константа диссоциации -которой составляет около [c.413]

Значения константы диссоциации 8-метоксихинолина и 8-метоксихинальдина как оснований лишь слегка превышают значения константы соответствующих оксисоединений это свидетельствует о том, что гидроксильная груп па в положении 8 не оказывает большого влияния на константы диссоциации, вследствие чего 8-оксихинолины не являются амфолитами. [c.105]

Почти все точные данные о зависимости констант диссоциации от температуры были получены путем измерения электродвижунщх сил элементов без жидкостных соединений, содержащих слабые электролиты. Кроме того, все имеющиеся в настоящее время точные значения констант диссоциации для растворов в смесях воды с неводиыми растворителями в широком интервале температур были получены также путем измерения электродвижущих сил элементов без жидкостных соединений. В настоящей главе будут рассмотрены основы этого метода и его применение к определению констант диссоциации воды, слабых кислот п амфолитов в воде и в водных растворах солей, а также в смесях воды с органическими растворителями. Будут описаны методы определения зависимости констант диссоциации от температуры и рассмотрены таблицы термодинамических величин, связанных с реакциями диссоциации. [c.449]

Из формул (VIII.1) и (VIII.2) можно определить константу диссоциации и степень диссоциации. Для этого необходимо знать АНая и 7 s и форму кривой ликвидуса, которая вблизи точки плавления, отвечающей соединению, должна быть определена довольно точно. Напомним, что приведенные для константы диссоциации и степени диссоциации формулы имеют значение лишь для идеальных систем. Что касается степени диссоциации, то не следует понимать ее в обычном смысле этого слова. Рентгеновские исследования показали, что в жидком состоянии имеется известная упорядоченность (ближний порядок) вблизи рассматриваемой частицы (молекул, атомов, ионов). Эта упорядоченность тем меньше, чем дальше мы будем отходить от этой частицы. Возможно, что а характеризует степень нарушения упорядоченности блин него порядка, наступающей при плавлении кристаллического соединения. [c.106]

Замещение несколькими атомами галоида действует сильно отрицательно однако, каждое последующее замещение действует слабее предыдущего. У структурно-изомерных ненасыщенных кислот, различающихся только положением двойной связи, положению р—тг соответствует наибольшая величина константы диссоциации, ббльшая, чем для положения а — р. При смещении двойной связи в более удаленные положения 7 — 8 или 8 — е, сила кислоты уменьшается. Действие отрицательных и положительных заместителей, сказывающееся на величине константы диссоциации, объясняется главным образом взаимодействием полей двух дипольных rpjran. ia TO наблюдается параллелизм между, изменением констант диссоциации и дипольных моментов заместителей. [c.175]

Проведенное нами ранее [1] изучение электропроводности ацетатов железа в концентрированных растворах уксусной кислоты (от 80,48 до 98,7 вес. % СНзСООН) позволило рассчитать константы диссоциации этих солей в растворителе, который можно рассматривать как СН3СООН с переменным содержанием воды. Величины констант диссоциации РеАсз и РеАса представлены в таблице. Зависимость р реАс от 1/0 (й — экспериментальная константа диссоциации, полученная путем экстраполяции переменной концентрационной константы диссоциации соли на область бесконечно разбавленных растворов, в которых, по условию нормировки, коэффициенты активности ионов и молекул равны 1 при 25° С О — диэлектрическая проницаемость растворителя) имеет линейный характер (рис. 1). Величины О рассчитаны из литературных данных [2]. [c.244]

Если при рассмотрении устойчивости комплекса ограничиться этими двумя наиболее важными факторами, то ее нетрудно связать с влиянием содержащихся в молекуле лиганда заместителей на донорн -ю силу лигандов. Уже Брюль-ман и Верхок [133] отметили параллелизм между константой нестойкости комплексного соединения и константой основности лиганда для сходных по своему строению органических соединений. Отсюда уже один шаг до применения корреляционных соотнощений. Действительно, в ряде работ указывается на корреляцию а-константами констант диссоциации металлокомплексов. Так, например, константы диссоциации монопиридинатов никеля [c.277]

В соответствии с данными Каргина (1929), константа диссоциации при 20° равна 1,5 10" 12. Эта величина приблизительно соответствует константе диссоциации ортофос- форной кислоты в третьей ступени (см. стр. 678), но она очень низка, например, по сравнению с константой диссоциации угольной кислоты на первой ступени. Тем не менее концентрация ионов НзО ъ i М водном растворе Н2О2 значительно выше, чем в совершенно чистой воде. [c.77]

Табл. 14 показывает, что константа диссоциации типичного слабого электролита — уксусной кислоты при изменении концентрации в 1000 раз меняется примерно на 30%, причем и эти изменения частично вызваны неточностью измерений. В том же самом диапазоне концентраций кажущаяся константа диссоциации сильного электролита MgS04 меняется на 1320%. Для другого типичного сильного электролита КС1 в том же диапазоне концентраций кажущаяся константа диссоциации меняется в 42 раза. [c.132]

Титрование 1 н. кислот 1 н. щелочами. Кислоты, имеющие константы диссоциации больше 1 можно точно титровать по фенолфталеину. Если константы диссоциации лежат между 1 10" и 3-10 , можно применять ти.молфталеии и не пользоваться растБором- свидетелем . Кислоты с еще меньшими константами диссоциации показывают такое слабое изменение pH в точке эквивалентности, что применение раствора- свидетеля становится необходимым в этом случае можно титровать кислоту с константой диссоциации 5- 10 ° при точности титрования, близкой к 0,5%. Лучшие индикаторы для таких титрований — нитрамин и тропеолин 0. Так как щелочность титруемого раствора в точке эквивалентности очень велика, можно в качестве раствора- свиде-теля взять очень разбавленный раствор едкого натра (рОН = = 14 — рТ), но тогда надо принять меры, чтобы он не поглощал углекислого газа из воздуха. Лучше применять раствор карбоната натрия. Но, поскольку концентрация соли в конце титрования I н. раствора велика (0,5 н.), лучше всего применять в качестве раствора- свидетеля раствор натриевой соли титруемой кислоты, компенсируя таким образом солевую ошибку индикатора. [c.141]

Второй способ состоит только в вычислении. Например, в случае аминотиола можно предположить, что активные участки настолько хорошо отделены, что не влияют друг на друга, за исключением влияния их электростатических зарядов, если они ими обладают. Таким образом, можно предположить, что Kd имеет значение, близкое к величине константы диссоциации обычной одноосновной кислоты (например, 2H5SH), и соотношение между Ка и Ко (т. е. влияние NHj-групиы) может быть определено из электростатической теории . Таким же образом можно считать Кв приближенно равной константе диссоциации 2H5NH3, и Кс может быть вычислена из Кв- Несоответствие значений Ki и К , вычисленных таким путем, экспериментально полученным данным указывает на плохой учет структурных параметров (например, в расчете электростатических эффектов). сЗни должны подгоняться ДО тех пор, пока не будет полного соответствия, т. е. вычисление косвенным путем указывает на структуру, которую в данный момент имеет макромолекула. Другой недостаток чисто термодинамического представления равновесия через п констант заключается в том, что не учитываются различия между макромолекулами с разными реагирующими участками и макромолекулами, у которых все или некоторые реагирующие участки могут быть одинаковы. По существу же в последнем случае вопрос может быть сильно упрощен. Например, отщепление водородных ионов для такой кислоты, как НООС—( Hj) —СООН описывается термодинамически с помощью двух констант, так же как в случае упомянутого выше аминотиола. Однако значительно проще [c.601]