Кислот и оснований сила кислот

В дифференцирующих растворителях проявляются значительные различия в силе кислот, оснований и других электролитов. Многие кислоты и основания, полностью диссоциированные в водном растворе, существенно различаются по силе в дифференцирующих растворителях. Например, дифференцирующим эффектом по отношению к сильным кислотам обладает безводная уксусная кислота и другие слабые акцепторы протонов. Понятие о дифференцирующем растворителе не является абсолютным, так как для одной группы веществ растворитель может быть дифференцирующим, а для другой — нивелирующим. Например, жидкий аммиак является дифференцирующим растворителем по отношению к сильным основаниям, но нивелирующим по отношению к кислотам. Более универсальным дифференцирующим эффектом обладают диполярные апротонные растворители, под влиянием которых изменяется сила и кислот, и оснований. [c.36]

Падение силы кислот при переходе от воды к этиловому спирту еще больше и составляет 5—6 единиц для бензойных-кислот. Уменьшение силы кислот в бутиловом спирте и л(-крезоле лишь незначительно больше, чем в этиловом спирте. Константы диссоциации катионных кислот во всех амфотерных растворителях изменяются очень мало, обычно они уменьшаются на 0,5—1.5 единицы в показателе степени, а в некоторых случаях даже возрастают. Индикаторы-кислоты уменьшают свои константы. Индикаторы-основания мало их изменяют. [c.321]

Кривые титрования кислот средней силы изогнуты и могут давать пологий минимум, не имеющий аналитического значения. Например, кривая титрования 0,1 н. раствора дихлоруксусной кислоты (рКа=1.25) сильным основанием имеет слабый изгиб вблизи точки эквивалентности, а монохлоруксусной кислоты (рКа = 2,75) — пологий минимум (рис. 6, б). [c.79]

Н. А. Измайлов предложил теорию диссоциации электролитов (кислот, оснований и солей). При рассмотрении влияния растворителя на силу кислот он исходил из того положения, что ионизация кислот в растворе осуществляется в несколько стадий, первой из которых является образование продукта присоединения растворителя к молекуле кислоты НА [c.261]

Установленный нами механизм диссоциации кислот, оснований и солей и предположенная универсальная схема процесса диссоциации явились основанием для вывода количественной зависимости силы электролитов (кислот, оснований и солей) от свойств растворителей. Приводим схему диссоциации солей, эквивалентную общей схеме, и схемы диссоциации кислот и оснований [c.307]

Равновесие всегда сдвинуто в сторону образования слабой кислоты и слабого основания. Сила кислот и оснований определяется значениями их констант диссоциации (разд. 6.2.4.1). В сопряженной паре, чем сильнее кислота, тем слабее основание, и наоборот. [c.113]

Что касается оснований, то в уксусной кислоте их сила нивелируется и определяется силой основания СНзСОО . Так, для щелочей справедливо уравнение (е). Основания, более сильные, чем слабое основание СН зСОО , в уксуснокислом растворе становятся полностью диссоциированными, но сила их определяется лишь силой иона СНзСОО [c.85]

Сила кислот и оснований в воде. В водных растворах сила кислоты определяется тем, насколько полно она отдает протоны воде, в то время как сила основания — насколько полно оно захватывает протоны у воды — поэтому сила кислот и оснований варьирует в широких пределах. Количественно сила кислот или оснований оценивается константой равновесия для реакций переноса протона между ними и молекулой растворителя — чем больше константа равновесия, тем больше сила кислоты или основания. Константу равновесия обычно обозначают для кислот через Ка и для основания — Кь- [c.102]

Потенциометрическая кислотно-основная титриметрия обладает и рядом других преимуществ. Потенциометрический метод позволяет, во-первых, записывать полные кривые титрования, которые представляют особую ценность для исследования смесей кислот или оснований в водных или неводных растворителях во-вторых, дает возможность использовать графический или расчетный методы для нахождения точек эквивалентности, что является необходимым в анализе многокомпонентных систем в-третьих, получить количественную информацию об относительных силах кислот и оснований. Например, как показано на рис. 4-9, при титровании фосфорной кислоты стандартным раствором гидроксида натрия получают кривую титрования с двумя ступенями, соответствующими последовательным реакциям [c.397]

Силы кислот и оснований в льюисовском смысле не являются постоянными свойствами рассматриваемых частиц, они некоторым образом меняются в зависимости от природы партнера. Так, порядок основности ряда льюисовских оснований может меняться если меняется тип кислоты, по отношению к которой определяется эта основность. Это будет обсуждено в разд. 7.9. [c.204]

Сильные и слабые основания. При титровании основания кислотой получаются результаты, совершенно аналогичные тем, которые были описаны выше для обратного процесса. При нейтрализации сильного основания хорошо проводящий ион гидроксила замещается анионом с меньшей электропроводностью, поэтому по мере прибавления кислоты электропроводность раствора убывает. Если пользоваться для титрования сильной кислотой, то после достижения конечной точки электропроводность начинает возрастать точно так же, как в случае, изображенном на рис. 24 если же применять слабую или очень слабую кислоту, величина электропроводности почти перестает меняться. При титровании кислотой средней силы после эквивалентной точки происходит незначительное увеличение электропроводности. Во всех этих случаях кривые пересекаются под сравнительно большими углами если можно воспрепятствовать доступу углекислоты из воздуха, то лучший метод кондуктометрического титрования кислот любой силы состоит в том, чтобы добавлять раствор кислоты к титрованному раствору сильной щелочи. [c.118]

Сила кислоты (основания), обусловленная способностью этих соединений ионизироваться с образованием промежуточных соединений — ионных пар, которые могут в известной мере диссоциировать на свободные или сольватированные ионы в среде данного растворителя. В этом случае сила кислоты (основания) тоже зависит от растворителя, но не так, как в случае 2. Ионные лары существуют при определенных условиях, в частности, этому способствуют низкие значения е растворителей. При значительной тепловой флуктуаций противоположно заряженные частицы, составляющие ионные пары, диссоциируют, чему весьма способствует сольватация ионов. Плохая сольватация или полное отсутствие сольватации благоприятствуют ассоциации ионов. Возможность образования ассоциатов зависит от соотношения между кулонов-скими силами и энергией теплового движения. [c.32]

Нейтральную реакцию имеют растворы солей, образованных сильными основаниями и сильными кислотами.Соли же, образованные слабым основанием и сильной кислотой или наоборот, не имеют нейтральной реакции.Объясняется это взаимодействием солей с водой. Взаимодействие ионов соли с водой, сопровождающееся обычно изменением концентрации ионов Н или ОН в растворе, называют гидролизом соли. В зависимости от силы кислоты и основания, образовавших соль, гидролиз протекает различно. Рассмотрим типичные случаи гидролиза солей. [c.144]

При титровании в водных растворах сильными основаниями или кислотами рН1 кислот и оснований зависят от рА титруемых электролитов, их концентрации и ионной силы раствора. Отклонения Д устанавливают по номограммам, приведенным на рис. 4.1. Отклонение Д] наблюдается для сравнительно сильных кислот или оснований и при их разбавлении, определяется по рис. 4.1, а, построенному в координатах Д1 — (рКа(Ь) [c.53]

Мы видим, что оценка силы кислот с точки зрения химического равновесия позволяет считать воду слабой кислотой. Вода диссоциирует с образованием ионов Н+, причем о степени диссоциации можно судить по ее константе равновесия, как и в случае других кислот. Далее мы увидим, что подобное сравнение силы кислот позволит сделать важный вывод о концепции кислота — основание. [c.285]

В результате реакции между кислотой 1 и основанием 2 образуются новая кислота 2 и новое основание 1. Возникает вопрос в каком направлении пойдет реакция Почему кислота 1 взаимодействует с основанием 2, а не кислота 2 с основанием 1 Ответ на этот вопрос уже частично приводился в разд. 2-7. В основе этого ответа лежит понимание конкурентного действия двух кислот разной силы (кислота 1 и кислота 2) и двух оснований разной силы (основание 1 и основание 2). Более сильное основание, легче присоединяющее протон, образует сопряженную кислоту, которая является более слабой кислотой. Более сильная кислота избавляется от протонов легче, чем более слабая, образуя сопряженное более слабое основание. Отсюда следует общее, уже упоминавшееся выше правило реакция кислота—основание будет всегда протекать в направлении образования более слабой кислоты и более слабого основания. [c.41]

При титровании кислот основаниями или оснований кислотами одинаковому количеству эквивалентов кислоты и основания в растворе соответствуют различные значения pH, которые зависят от сил л взаимодействующих при титровании кислоты и основания. Кривая, характеризующая зависимость pH титруемого раствора кислоты (или основания) от количества (обычно объема раствора, в мл) добавленного основания (или соответственно кислоты), называется кривой титрования. Эквивалентной точкой называется точка на кривой титрования, отвечающая одинаковым количествам эквивалентов кислоты и основания в растворе. Если достижение эквивалентной точки требуется определить по индикатору, то следует пользоваться таким индикатором, который изменяет свою окраску при значении pH, отвечающем эквивалентной точке. Рассмотрим несколько примеров. [c.471]

При недостаточно резких перегибах кривых титрования смесей близких по силе кислот и оснований можно заменить воду соответственно подобранным более протогенным растворителем, например уксусной кислотой. При этом сила кислот уменьшается, ио неодинаково, так что разница в силе кислот возрастает и при их совместном титровании на кривой изменения pH наблюдаются более резкие перегибы. Поэтому окраска индикатора изменяется в пределах меньшего объема добавляемого основания, что позволяет более точно определять эквивалентные точки, отвечающие завершению титрования кал дой из кислот смеси. [c.480]

Гидролиз представляет собой реакцию нейтрализации между кислыми (электрофильными) ионами металла и водой, обладающей основными свойствами. Всякий ион металла будет взаимодействовать в той или иной стенени в зависимости от его силы как кислоты с (нуклеофильными) анионами. Чем выше положительный заряд иона металла, тем сильнее его кислые (электро-фильные) свойства и тем больше будет степень комплексообразования с анионами. Таким образом, гидролиз является особым случаем образования комплексных ионов, который представляет собой общий случай взаимодействия. Для иона металла (определенной степени окисления) сила образования комплексного иона будет в общих чертах родственна величине щелочности аниона X . О щелочности данного аниона часто можно судить на основании силы кислоты НХ [c.199]

Реакции взаимодействия между основанием и кислотой приводят к образованию соли и воды и называются реакциями нейтрализации. При эквивалентных количествах сильного основания и сильной кислоты такая реакция всегда доходит до конца, давая нейтральный раствор. Однако, если кислота или основание слабые, то реакция не доходит до конца, и даже если она протекала мелсду эквивалентными количествами кислоты и основания, полученный раствор может обладать кислой или щелочной реакцией в зависимости от относительной силы кислоты и основания (ср. стр. 298—299). [c.301]

Сила кислот и оснований зависит от степени их диссоциации в водных растворах. Например, раствором слабой борной кислоты (слабо диссоциированной) можно промывать глаза, а сильная соляная кислота (полностью диссоциированная) разрушает ткани тела. Плавиковая (фтористоводородная) кислота разъедает стекло, поэтому ее хранят в пластмассовых сосудах или в парафинированных склянках. Однако эта кислота слабая, так как в ее водном растворе почти нет ионов водорода. Сильные кислоты в водных растворах полностью ионизированы, а слабые кислоты в этих же условиях практически не ионизированы. Кислоты средней силы занимают промежуточное положение. [c.96]

Предложены уравнения кривых титрования кислот, оснований и солей, в которых учитывается неполная диссоциация солей [90, 299, 300]. Пй основе этих уравнений изучены [301—303] условия кондуктометрического титрования кислот, оснований и солей в водно-диоксановой среде [45% (масс.) диоксана]. Кислотные и основные свойства электролитов в этом растворителе по сравнению с водой ослабляются. Среднее значение рКс солей равно 1. Эквивалентные электропроводности всех ионов снижаются. Однако подвижности водородных гидроксильных ионов еще имеют аномально высокие значения по сравнению с другими ионами и равны соответственно 145,2 и 62,2 [303]. Построены теоретические кривые титрования кислот различной силы (р/(ц 1 —13) сильным основанием (р/Сь=1) при р/(с = 1. Установлены типы кондуктометрических кривых титрования и показана возможность определения в 0,05 н. растворах всех кислот, имеющих рКа 12. Изучены условия титрования 0,05 н. растворов кислот различной силы [c.197]

Теоретические предпосылки позволяют сделать некоторые общие выводы. Аналитические возможности кондуктометрического определения кислот и оснований в водно-органических растворителях расширяются, если разница условного p/ s смешанного растворителя и pKw воды больше, чем разница в рК кислот и оснований в данном смешанном растворителе и в воде. Следовательно, увеличение pKs должно быть больше, чем депрессия силы кислот и оснований (выраженная в единицах рЛ"). При этом повышаются границы р/С кислот и оснований, лимитирующие возможности определении как сильными, так и слабыми титрантами. Это объясняется тем, что с ростом pKs растворителя уменьшается степень сольволиза солей при постоянной величине р/Са кислот и р/Сь оснований, образующих соли. Следует также учитывать, что степень сольволиза солей уменьшается с ростом р/Сс- Поэтому границы рКа кислот и р/Сь оснований, допускающие их определение, устанавливаются при постоянных значениях р/Сс. [c.198]

Кислоты и сила кислот. По Льюису, кислота — акцептор, а основание-донор электронной пары. Кислотами, по Льюису, являются AI I3, ВРз, Н+ и т. д. Согласно определению Бренстеда, кислота является донором, а основание — акцептором протона. Каждая кислота Бренстеда сопряжена с основанием [c.158]

Протонизирующую силу кислоты выражают также посредством функции кислотности Ид), характеризующей состояние равновесия при комплексообразовании кислот и оснований в органических расгвори-телях. В качестве оснований чаще всего используют индикаторы, изменяющие окраску в зависимости от силы кислоты, что позволяет исследовать систему спектроскопическими методами. При этом важно, чтобы в спектре идентифицировались полосы ассоциированиого и свободного оснований. [c.234]

Как уже говорилось выше, влияние иеводных растворителей сказывается не только в изменении К кислот и оснований, но и в изменении соотношения в силе кислот или оснований. Это обстоятельство значительно расширяет возможность кислотно-основного титрования, так как в неводных растворах можно дифференцированно титровать смеси электролитов, К которых в водном растворе очень близки. Возможность раздельного титрования смеси кислот или оснований определяется соотношением /Снап, п/Анап, I или Кв, и/Кв. ъ В среде дифференцирующих растворителей эти соотношения оказываются значительно меньше, чем в водных растворах. [c.427]

Растворители, такие, как ледяная уксусная кислота, выравнивают силы оснований, и большинство аминов в этой системе становятся одинаковыми по силе. Как видно из рис. 3, основания с рЛГи(Н20) более 4,8 (пиридин) в этой среде одинаковы по силе однако уксусная кислота не выравнивает все основания и даже в этой среде возможна некоторая дифференциация. В уксусной кислоте основания с р)(Г (Н20) менее 0,8 и более 4,8 должны проявлять достаточно различные силы, так что оказывается возможным прямое титрование каждого основания. Однако определение более слабых оснований нецелесообразно, поскольку получаются плохо определяемые конечные точки. Следовательно, уксусная кислота не является очень хорошим дифференцирующим растворителем, так как полезная область растворителя ограничивается эффектом выравнивания. [c.21]

Хотя установлено, что большая часть кислот, оснований и солей является ионогенами, однако степень ионизации их водных растворов весьма различна. Так, граммолекула хлористого водорода, растворенная в 10 л 1воды, содержит приблизительно в 70 раз больше водородных ионов, чем эквивалентное количество уксусной кислоты той же концентрации то же самое соотношение применимо к растворам гидроокиси натрия и гидроокиси аммония. Так как сила кислоты или основания определяется степенью их ионизации, то хлористоводородная кислота приблизительно в 70 раз сильнее, чем уксз/сная кислота, а гидроокись натрия или калия приблизительно в 70 раз сильнее, чем гидроокись ам.мония. [c.19]

Влияние неводных растворителей сказывается не только в изменении /Сдисс. кислот и оснований, но и в изменении соотношения в силе кислот или оснований. Это обстоятельство значительно расширяет возможность кислотно-основного титрования, так как в неводных растворах можно дифференцированно титровать смеси электролитов, Кдисс- которых в водном растворе очень близки. Возможность раздельного титрования смеси кислот или осно- [c.46]

В амфотерных растворителях в отличие от апротных растворителей не могут существовать любые кислоты и основания. Если они сильнее, чем ион лиония и ион лиата, то превращаются в последние. Поэтому в амфотерных растворителях шкала кислотности и основности ограничена. Различия в силе кислот (а также оснований) нивелируются, так как частично, а то и полностью вместо молекул различных кислот возникают одни и те же ионы лиония. Например, в водных растворах азотной, галоидоводородных, серной и хлорной кислот фактически присутствует только одна кислота — ион гидроксония Нз0 . [c.128]

Область явлений, относящихся к взаимному влиянию атомов, непосрелстввнно не связанных друг с другом, весьма обширна. Наиболее характерным примером является различие в силе кислот и оснований, например различная сила жирных кислот при замещении одного из атомов водорода в углеводородной цепи на F, С1, Вг, J, NO2, N, СНз и др. Так, константы диссоциации замещенных уксусных кислот (см. стр. 555) показывают, что галоиды, непосредственно не связанные с атомом водорода карбоксильной группы, оказывают на него влияние, отличное в каждом конкретном случае. [c.143]

Понятно, что реакция растворов рассматриваемых солей будет нейтральной только, если образующиеся при гидролизе основание и кислота имеют близкие по величине константы диссоциации, т. е. практически равны по силе. Растворы же таких солей, как (ЫН4)25 или (ЫН4)4СОз, которые образованы более сильным основанием по сравнению с соответствующей кислотой, имеют слабощелочную реакцию (рН 9,2). [c.230]

Большинство современных анионитов представляет собой слабые органические основания. Они хорошо извлекают из растворов ационы сильных кислот и очень слабо или совсем не извлекают анионов слабодиссоциирующих кислых продуктов, например фенола, синильной, кремниевой, борной и других кислот. Повышение силы кислоты и валентности иона способствует замещению гидроксильного иона другими анионами. [c.66]

Первоначально Н. Бьеррум провел элементарные электростатические расчеты применительно к дикарбоновым кислотам с обшей формулой НООС(СН2)пСООН. В табл. 7 приведены полученные им результаты для кислот, у которых п=0, 1. .. 7. Сравнивая величины первой и второй констант ионизации, можно оценить влияние отрицательного заряда на отщепление второго протона. При этом следует пользоваться константами ионизации, экстраполированными к нулевому значению ионной силы, так как присутствие солей изменяет электростатические взаимодействия, в результате чего коэффициенты активности становятся отличными от единицы. Разности Ар/Со — log4, приведенные в третьем столбце табл. 7, определяют вклад электростатических взаимодействий в изменение константы второй ступени ионизации. В отсутствие электростатического взаимодействия в третьем столбце должен стоять 0. В столбцах 4 и 5 приведены расстояния г между центром отрицательного заряда молекулы и отщепляемым протоном, найденные соответственно из предположения о максимально вытянутой конфигурации молекулы и из предположения о свободном вращении вокруг всех связей. В столбце 6 приведены значения г, вычисленные на основании теории Бьер-рума. Для глутаровой кислоты и кислот с еще большим молекулярным весом эти значения, промежуточные между значениями г в столбцах 4 и 5, вполне правдоподобны однако для низших кислот величина г оказывается, так же как и для глицина, слишком малой. [c.98]

Для количественного рассмотрения равновесий в растворах амфолитов мы можем воспользоваться методами, которые уже, хотя бы частично, обсуждались выше. Формулы, которые мы получаем, похожи на зависимости, выведенные для смеси слабой кислоты и слабого основания. Рассмотрим систему двух слабых кислот разной силы (с различными значениями констант диссоциации) в эквимолярной смеси. Если мы добавим к этой системе половину того количества сильного основания, которое необходимо для полной нейтрализации раствора, то получим раствор, в котором более сильная кислота будет полностью диссоциирована, а более слабая кислота будет в недиссоциированной форме. Другими словами, мы здесь имеем дело со смесью основания (сопряженного с более сильной кислотой) и слабой кислоты, диссоциированной в небольшой степени. [c.142]

Исследование кислотно-основных взаимодействий в различных растворителях показывает, что не только сила, но и соотно шения в силе кислот и оснований меняются в зависимости от среды. Это обстоятельство побудило химиков отказаться от рассмотрения растворителя при определении кислот и оснований и принимать во В1нимание только строение вещества. Так, по Брэнстеду [240], кислотами называются доноры протонов, а основаниями— их акцепторы. Льюис [241] несколько расширил определения Брэнстеда, предложив называть основаниями вещества, обладающие свободной электронной парой, а кислотами — акцепторы электронов. [c.146]

В чистой воде, диссоциирующей на ионы по схеме Н2О Н+ОН , концентрации № и ОН одинаковы и равны 10 граммиона/литр, поэтому для чистой воды pH = = 1 (10 ) = 7. С уменьшением концентрации водородных ионов pH возрастает, с ростом концентрации водородных ионов pH уменьшается — в кислы х растворах поэтому pH 7, а в щелочных растворах pH > 7. Всякое добавление в раствор кислоты или щелочи, естественно, меняет pH раствора. Существуют, однако, смеси, в которых pH при разбавлении, концентрировании или добавлении кислот или щелочей меняется относительно слабо. Такие смеси называются буферными и представляют обычно раствор, содержащий какую-либо слабую кислоту и ее соль или слабое основание и его соль. Рассмотрим, например, смесь уксусной кислоты СН3СООН и уксуснонатриевой соли СНзСООМа. Поскольку уксусная кислота является слабой кислотой, она диссоциирует в водном растворе на ион № и анион СНзСОО не полностью, а лишь в малой степени. Соль же полностью диссоциирована на катион N3+ и ОНзСОО . Если добавить в раствор другую кислоту, например соляную, то при отсутствии в растворе соли СНзСООКа произошло бы сильное увеличение концентрации водородных ионов, т. е. сильное уменьшение pH. Наличие же соли приводит к тому, что анионы СНзСОО связывают часть добавленных ионов № и тем ослабляют действие добавки НС1, подобно тому как буфера на вагонах смягчают действие сил удара, воспринимая на себя часть этого действия — отсюда и возникло название буферных смесей . Поскольку при обработке ионнообмен- [c.105]

Так, в растворителях более кислых, чем вода, степени диссоциации многих кислот уменьшаются. Например, в безводной уксусной кислоте сильная азотная кислота становится в 4000 раз слабее хлорной, хотя в воде эти кислоты близки по силе. Это зависит не только от уменьшения диэлектрической постоянной растворителя, но и от большой про-толитической функции уксусной кислоты. Сила же оснований в кислотных растворителях, наоборот, увеличивается. [c.283]

Изучены условия кондуктометрического титрования смесей двухосновных кислот и солей, образованных слабыми основаниями и сильными кислотами. Если сумма р/Са двухосновной кислоты и рКь основания, образующего соль. < 12. сначала нейтрал нзуется кислота, затем вытесняется основание из его соли. На рис. 79 показаны кривые хронокондуктометрического титрования раствором NaOH смесей 0,075 н. растворов NH4 I с двухосновными кислотами различной силы. В. смесях с NH4 I при указанной концентрации возможно кондуктометрическое определение всех кислот, имеющих р/Са < 7. Изменение электропроводности раствора при нейтрализации кислот соответствует их силе. В смесях, содержащих хромовую и малеиновую кислоты, наблюдается дифференцированное титрование кислот по ступеням нейтрализации (кривые 3, 4). Поэтому кривые кондуктометрического титрования имеют три излома. Во всех остальных случаях кривые титрования имеют только два излома, первый излом соответствует полной нейтрализации кислоты, второй — вытеснению аммиака. [c.163]

Потенциометрическое титрование широко применяется в органической химии. Метод этот может быть легко приспособлен д.тя мнкротитрования- п даст возможность титровать либо очень слабые кислоты и основания, либо очень сильно разбавленные растворы кислот и оснований, а также эти кислоты в присутствии окрашенных веществ, окислителей и коллоидов. По кривой титрования можно установить также и число оттитрованных групл. По точке эквивалентности можно определить экви-/валентные веса, а следовательно, и вероятные молекулярные веса органических кислот или оснований, силу кислоты или основания и, наконец, степень ионизации функциональных групп. Определение эквивалентных весов необходимо в исследованиях, посвященных определению строения вещества, а также может быть использовано для определения чистоты веще- [c.576]