Константа диссоциации истинная

Таблица 5.2. Истинные термодинамические константы ионизации в водных растворах некоторых кислот и оснований. К — константа кнслот-ности, Кь — константа основности, /С, — константа диссоциации по первой ступени, ЛГг — константа диссоциации по второй ступени и т. д.

О более точных расчетах pH в концентрированных растворах и об учете влияния ионной силы на активность раствора см. гл. ХХИ, 6. Используя изложенные там методы, можно вычислить истинные значения ионного произведения воды, термодинамические константы диссоциации кислот и оснований и дру- [c.486]

В растворе устанавливается равновесие, константа которого раина отношению истинных термодинамических констант диссоциации или, что то же самое, отношению термодинамических констант диссоциации Запишем реакции диссоциации воды и диссоциации гидроксония. В обоих случаях диссоциация протекает с участием одной молекулы воды, присоединяющей протон [c.477]

Непостоянство констант диссоциации, которое наблюдалось у многих слабых электролитов уже в области умеренных концентраций, также связано с проявлением этих взаимодействий и, в частности, сил межионного взаимодействия, не предусмотренного и неучитываемого классической теорией электролитической диссоциации. С увеличением концентрации электролита количество ионов в растворе увеличивается и интенсивность их взаимодействия между собой и с растворителем возрастает, что вызывает изменение константы диссоциации и ряда других эффектов (эффекты неидеальности). Отклонения от идеальности количественно учитывают с помощью коэффициентов активности у (см. с. 365). Поэтому классическую константу диссоциации слабого электролита [см. уравнение (152.4)] следует заменить на истинную термодинамическую константу диссоциации К°, выраженную через активности участников процесса [c.432]

Истинную константу протолитической диссоциации можно получить также при условии, что значения коэффициентов активности могут быть рассчитаны или найдены экспериментально. В первом случае определяют значение кажущейся константы диссоциации в растворе такого разбавления, что коэффициенты активности могут быть вычислены, например, с помощью полу-эмпирического уравнения Дэвиса-. [c.657]

В табл. 85—87 приведены константы электролитической диссоциации кислот и оснЬваний в водных растворах. Соединения расположены в алфавитном порядке. Для угольной кислоты и гидроксида аммония приводятся также истинные константы диссоциации, учитывающие, что не весь растворенный СО2 или МНз находится -в растворе в виде Н2СО3 (или МН40Н). [c.138]

Истинные термодинамические константы диссоциации в водных растворах при 18 С (константы кислотной диссоциации) [c.476]

Строго говоря, константа К диссоциации при конечном зна-, чении ионной силы является эффективной величиной. Истинная константа Л" =/С Уд-ДнА Уцд коэффициенты активности соответствующих частиц). Однако поскольку отношение коэффициентов активности обычно близко к единице, можно с хорошим приближением принять, что К. — К, т. е., что эффективная константа достаточно хорошо описывает поведение низкомолекулярного электролита в водном растворе. Для низкомолекулярных электролитов константа диссоциации является характеристической величиной. Она не зависит от концентрации, степени диссоциации электролита и связана с изменением стандартной энергии Гиббса ионизации молекул уравнением [c.116]

Величина /(снзСоон называется истинной термодинамической константой диссоциации указанной кислоты на свободный протон и основание, или константой кислотности ее ни в коем случае нельзя смешивать с термодинамической константой рав-нэвесия уксусной кислоты с гидроксонием и основанием. [c.474]

При рассмотрении растворов в другом растворителе необходимо составить аналогичную таблицу истинных термодинамических констант диссоциации в этом растворителе, причем для значения истинной термодинамической константы диссоциации самого растворителя выбирается, конечно, другая величина. [c.479]

Поскольку сильные электролиты диссоциированы в растворе нацело, самый термин константа диссоциации для них лишен содержания. Этим, собственно, и следует объяснить неудачи попыток применения к растворам истинно сильных электролитов уравнений (Х1У.138) —(Х1У.141). [c.387]

В литературе имеются подробные данные о константах диссоциации примерно 50 кислот в смесях метилового и этилового спиртов с водой с содержанием от 20 до 95% спирта. В основном эти данные получены Михаэлисом и Митцутани, Брайт н Бриско. Их данные недостаточно точны, так как измерения во всех случаях производились в цепях с водным каломелевым электродом и полученные величины отнесены к бесконечно разбавленному водному раствору понов водорода как единому стандартному состоянию. Обычно при содержании до 85% спирта эти константы мало отличаются от истинных, но при большем его содержашш отличия достигают 1,5—2,5 единицы р Г, как показывает их сопоставление с данными Бардлея и Льюиса. Несмотря на эти недостатки, найденные величины правильно характеризуют относительную силу кислот в смесях. [c.278]

Подобным образом можно анализировать температурные зависимости констант ингибирования или констант диссоциации ионогенных групп активного центра фермента. Однако при анализе зависимостей констант равновесия ферментативной реакции от температуры следует принимать во внимание, что они могут быть эффективными величинами. Так, например, константы Михаэлиса в обш,ем случае не являются истинными константами равновесия даже при наличии двухстадийного механизма ферментативной реакции [см. уравнение (6.7)]. Более того, даже если изучаемый процесс равновесный, его константа равновесия может оказаться эффективной величиной, зависящ,ей, например от pH среды [см. уравнение (6.182)]. В этом случае при корректном анализе температурной зависимости реакции необходимо учитывать теплоты ионизации ионогенных групп субстрата или активного центра фермента. [c.264]

Из рис. 28 видно, что экспериментальная зависимость эфф от pH имеет острый максимум. Это означает, что численные значения Ка и Кь близки, так что раздельное определение этих констант графическим методом не представляется возможным. Для определения констант диссоциации Ка и Кь и истинного значения константы скорости реакции к в случае острого максимума рН-зави-симости обработку экспериментальных данных можно проводить по следующей схеме [c.62]

В ряде случаев колоколообразная зависимость эффективных кинетических параметров от pH имеет острый максимум (без плато) (рис. 107). Это означает (см. уравнение 6.183), что численные значения констант диссоциации ионогенных групп, контролирующих ферментативную реакцию Кл и К в на схеме 6.177), близки, так что раздельное определение этих констант каким-либо из перечисленных графических методов не представляется возможным. В этом случае для определения значений констант диссоциации (а также истинных, не зависящих от pH значений кинетических или равновесных параметров ферментативной реакции) анализ экспериментальных данных следует проводить следующим методом (на примере выражения 6.183) [c.263]

Второй недостаток теории Аррениуса связан с игнорированием ион-ионного взаимодействия. Ионы рассматривались как частицы идеального газа, а следовательно, не учитывалось обусловленное кулоновскими силами притяжение катионов и анионов и отталкивание одноименно заряженных ионов. Пренебрежение ион-ионным взаимодействием, совершенно непонятное с физической точки зрения, приводило к нарушению количественных соотношений теории Аррениуса. Так, например, строгая проверка уравнения (1.7) показывала, что константа диссоциации К не остается постоянной, а изменяется с концентрацией электролита. Наиболее отчетливо этот эффект проявляется в растворах сильных электролитов, истинная степень диссоциации которых о. близка к единице (так называемая аномалия сильных электролитов ). Но даже в ра-2 19 [c.19]

В справочнике для гидроксида аммония приведено две, константы диссоциации — истинная, /(nh.oh = 6,3-10 и кажущаяся, Knh.oh—1,79 10-. В чем состоит причина их различия Как они определены Какой константой следует пользоваться для расчета pH раствора кислоты или прогидролизовав-щейся соли [c.81]

Ингибиторы, структурно аналогичные субстрату, способны связы- аться с субстрат-связывающим центром. В случае истинного конкурент-.ного ингибирования должна иметь место конкуренция между субстратом и ингибитором за связывание с одним и тем же центром, а кроме того, связывание одного из этих лигандов должно исключать связывание другого. Сродство ингибитора к ферменту количественно выражается константой ингибирования Ki, которая представляет собой константу диссоциации комплекса фермента с ингибитором Е1 [c.27]

Определение истинной константы диссоциации кислоты НА заключается в нахождении значений р/С с помощью измерений э.д.с. элемента (VII) с переменным содержанием M I и спектрофотометрических измерений, позволяющих найти логарифм отношения концентраций протолитических форм кислоты. Полученные значения р/С представляют графически (рис. X. 30) в виде функции корня квадратного из ионной силы, а для I — I-валентного электролита — корня квадратного из концентрации соли M I. [c.658]

Коэффициент активности недиссоциированной кислоты обычно принимают равным единице. Расчеты показывают, что с помощью этого уравнения можно вычислить значение истинной константы диссоциации кислоты с точностью 0,1 по значениям кажущейся константы диссоциации, найденным в растворах с ионной силой до 0,8. [c.657]

I 1 равными. Концентрация соли M I пе- ременна. Э.д.с. элемента (VII) опре-УГ-/0 делится уравнением = ° — Ig/га Активность h выразим через истинную константу диссоциации кислоты НА. Тогда Разделим обе части полу- [c.658]

Располагая истинными термодинамическими константами диссоциации, можно легко и просто находить константы, характеризующие различные ионные равновесия. Рассмотрим, например, диссоциацию воды, состоящую в том, что одна молекула отдает протон, а другая этот протон присоединяет. Таким обра- [c.476]

Работа 6. Определение истинной константы диссоциации слабой кислоты [c.664]

Кажущаяся константа диссоциации кислоты К зависит от концентрации солей. По мере приближения концентраций электролита и кислоты к нулю К стремится к К- В этой главе будет использоваться К без штриха для обозначения как предельной величины константы диссоциации, так и ее величины при некотором частном значении ионной силы раствора, поскольку с точки зрения термодинамики в обоих случаях это истинные константы равновесия. В исследованиях, где рассматриваются константы диссоциации слабых кислот, часто бывает удобно использовать величину рК, представляющую собой десятичный логарифм от константы диссоциации, взятый со знаком минус [c.212]

Истинная концентрация недиссоциированных молекул Н,СОз в крови незначительна и находится в прямой зависимости от концентрации растворенного углекислого газа (СО, + Н,0 <=> Н,СОз). Поэтому удобнее пользоваться тем вариантом уравнения, в котором рКд, дз заменена кажущейся константой диссоциации Н,СОз, учитывающей общую концентрацию растворенного СО, в крови [c.587]

Если ионная сила ц в водном растворе электролита больше нуля, а коэффициент активности не равен единице, то упрощенное вычисление pH приводит к заметным отклонениям от действительных величин, так как в присутствии посторонних ионов истинная константа диссоциации чистой воды /(а не равна /( . Например, ран+ Для 0,01 М раствора НС) в присутствии 0,01 М раствора КС1 2,03, а в присутствии 0,01 М раствора MgSO, 2,05. Вследствие того, что ан + =/н+ 1Н + ], истинное значение водородного показателя равно РдН=рН + [c.57]

Константу гидролиза можно также найти, пользуясь константами кислотности (истинными термодинамическими константами диссоциации). На основании уравнения гидролиза типа (XVin, 46) записываем для кислот, т. е. для веществ, отдающих Н+ [c.481]

Это обстоятельство позволяет выбрать в качестве отправной величины истинную термодинамическую константу диссоциации иона НзО значение которой очень важно знать при изучении водных растворов. Ради упрощения расчетов полагаем н,о + равным 55,5. Подставим это значение константы в уравнение (XVIII, 35) [c.475]

Зторой недостаток теории Аррениуса был связан с игнорированием ион — ионного взаимодействия. Ионы рассматривались как частицы идеального газа, а следовательно, не учитывалось обусловленное кулоновскими силами притягательное взаимодействие катионов и анионов и отталкивательное взаимодействие одноименно заряженных ионов. Пренебрежение ион— ионным взаимодействием, совершенно непонятное с физической точки зрения, приводило к нарушению количественных соотношений теории Аррениуса. Так, например, строгая проверка уравнения (1.7) показывала, что константа диссоциации К не остается постоянной, а изменяется с концентрацией электролита. Наиболее отчетливо этот эффект проявляется в растворах сильных электролитов, истинная степень диссоциации которых а близка к единице (так называемая аномалия сильных электролитов ). Но даже в растворах слабой уксусной кислоты зависимость К от концентрации СНзСООН значительно превосходит возможные ошибки измерений. Ниже приведены константы диссоциации К для водных растворов КС1 и СНзСООН при 25 С [c.16]

Располагая таблицей истинных термодинамических констант диссоциации, легко рассчитать константу диссоциации основания. Исходя из уравнения (ХУИ1,42), записываем [c.478]

УГОЛЬНАЯ КИСЛОТА H O,, образуется при растворении СО2 в воде. Проявляет св-ва слабой к-ты. Равновесие СОз + НгО НзСОз смещено влево, поэтому меньшая часть СО2 находится в р-ре в виде Hj O,. Для У. к. константы диссоциации АГ, =4,27 10 (25 °С), = 4,68 10 (25 °С). Эго кажущиеся константы диссоциации они отнесены к общему кол-ву Oj в р-ре, истинное значение а , = 1,32-10- (25 С). [c.30]

Истинную константу ионизации угольной кислоты можно определить путем кондуктометрического измерения при повьпиенной разности потенциалов. Было найдено, что истинная константа диссоциации при 25°С равна 1,3-10" . Из присутствующего диоксида углерода (концентрация в водном растворе 0,15моль/л) лишь 0,37% связано с водой в виде Н2СО3. Константа диссоциации по второй ступени вьфажается соотношением [c.16]