Акво-основания

Соответствующими акво-основаниями являются [c.373]

На основании того, что 1 г-акв КОН (56,1) соответствует 1 г-акв НС1 (36,4), составляем пропорцию [c.128]

Необходимо также знать, при какой концентрации аква-ион элемента находится в мономерной форме. На основании большого числа исследований поведения ионов 2г, Т1, Ы в водных растворах известно, что полимеризация зависит от кислотности растворов и наблюдается при концентрации растворов выше 5 10 — 1 моль/л. Сведения о /(уст аква-комплексов изучаемого иона элемента и их способности к замещению молекул воды на другие лиганды (их инертности) можно получить, главным образом, из периодической литературы число таких работ пока не очень велико. [c.43]

Испытуемый раствор соли редкоземельного элемента или смеси элементов этой группы, приготовленный, как указано на стр. 205, и качественный состав которого известен, помещают в предварительно высушенную кювету спектрофотометра. Пользуясь кривыми спектров поглощения растворов аква-комплексов редкоземельных элементов (см. рис. 55) и данными табл. 13 и 14, определяют область длин волн, в которой есть характерные для данного элемента полосы поглощения. Снимают спектр поглощения испытуемого раствора в этой области длин волн по отношению к дистиллированной воде, производя измерения через 0,5—1 нм. Пользуясь данными табл. 13, 14, по формуле (1.9) вычисляют концентрацию исследуемого раствора на основании измеренной оптической плотности в соответствующем максимуме поглощения. [c.207]

Здесь приведены упрощенные уравнения процессов гидролиза солей. В настоящее время твердо установлено, что гидролиз солей многокислотных оснований обычно протекает через образование комплексных соединений (акво- и гидроксокомплексов). Тогда гидролиз солей алюминия более точно (по трем ступеням) можно представить так [c.186]

В последнее время найдено, что гидролиз солей многокислотных оснований обычно протекает через образование сложных соединений (акво- и гидроксо-аквокомплексов). Тогда гидролиз солей алюминия более точно можно представить так [c.117]

Химические свойства. Характер диссоциации Э(0Н)2 закономерно изменяется от Ве(ОН)2 (амфотер) до Ва(ОН)2 (сильное основание). Ве(ОН)г, растворяясь в кислотах и щелочах, образует аква- и гидроксокомплексы [c.199]

Химические свойства Характер диссоциации Э(0Н)8 закономерно изменяется от Ве(ОН)а (амфотер) до Ва (ОН)г (сильное основание) Ве(ОН)а, растворяясь в кислотах и щелочах, образует аква- и гидроксокомплексы [c.199]

Реакция восстановления и нормальные электродные потенциалы. Имеется немало примеров, когда для получения простых веществ реакцией восстановления в качестве исходного объекта выбирают оксиды или аква-комплексы и реже — галогениды. Минеральное сырье, представляющее собой сульфиды, в ряде случаев также восстанавливают после превращения в оксиды (цинк, свинец). О характере восстановителей можно составить представление на основании табл. 3.14 перечисление разделов 2.1—2.5 и содержащихся в них реагентов выполнено с учетом возрастания трудности восстановления. Поскольку [c.138]

Механизмы реакций замещения. Комплексы с координационным числом 6. Среди комплексов этого типа больше всего изучены комплексы Со(1П), а также Сг(1П) и элементов платиновой группы. Трудности измерений в активных комплексах обусловлены тем, что образующиеся комплексы почти все являются аква-комплексами, поэтому был исследован достаточно ограниченный круг систем. К нуклеофильным реакциям замещения относятся мономолекулярные реакции, для которых скорость реакции определяется разрывом связи при отщеплении основания Льюиса (механизм S.nI), а также бимолекулярные реакции, для которых скорость реакции определяется образованием связи координирующимся основанием и наблюдается много промежуточных продуктов с координационным числом 1 (механизм 5n2). Однако, когда координационное число равно 6, механизм реакций нуклеофильного замещения существенно иной, чем в случае тетраэдрического углерода. Этим отличием дело не ограничивается. Поскольку комплекс слабо связывает молекулы растворителя за пределами первой координационной сферы, они образуют вторую координационную сферу, причем это происходит не только в водных, но и в неводных растворах. Кроме того, комплексные ионы часто образуют с ионами-партнерами ионные пары. Обычно при замещении лигандов в комплексах реа ция начинается с обмена лигандами в координационной сфере. Если обозначить [c.247]

Определение констант кислотной диссоциации на основании изучения гидролиза в растворах чистой соли металла возможно только для самых сильных акво-кислот. В случае очень слабых акво-кислот слишком большую роль играют небольшие примеси кислот или оснований в исследуемой соли. По этой причине многочисленные исследования гидролиза солей металлов, описанные в литературе, практически не имеют значения. [c.67]

Независимость скорости обмена от концентрации бромида, а также обнаруженный авторами совместно с Л. Е. Никольской эффект возраста раствора, т. е. увеличение скорости обмена в постоявшем растворе по сравнению со свежеприготовленным, дает достаточное основание для того, чтобы принять, что обмен идет через промежуточное образование акво-пона согласно схеме [c.488]

KNH2+Hg, а получающийся в результате раствор дает щелочную реакцию с фенолфталеином и способен нейтрализовать кислоты. Амид калия, растворенный в жидком аммиаке, ведет себя как основание. Его называют аммоно-основанием. Он аналогичен гидрату окиси калия (акво-основанию) также и в том отношении, что может получаться путем замены атома водорода в молекуле растворителя атомом металла. Как и сильные основания в водных системах, он сильно ионизирован и создает благодаря этому высокую концентрацию отрицательных ионов растворителя (NHj ). Отсюда следует, что любое вещество, дающее те же отрицательные ионы, что и растворитель, будет вести себя в данном растворителе как основание. Так, уксуснокислый натрий, растворенный в ледяной уксусной кислоте, представляет собою основание, и даже натрий-метил в жидком метане также можно считать основанием. [c.495]

I —двухаарядиые основания, В2+ главным образом акво-поны [М(НгО)п ОН)2+ 2 — двухзарядныо основания, В2- Л—нейтральные основания, ВО, замещенные анилины В-, главным образом карбоксилат-ионы. [c.486]

Рассматривая влияние природы аддендов на кислотно-основные свойства комплексов, необходимо учитывать, что рассмотренная закономерность изменения кислотных свойств при переходе от аква- к амминокомплексам оправдывается не всегда. Например, этнлендиаминовые комплексы более сильные кислоты, чем аммиакаты, в то время как МНз более слабое основание, чем МН2—СН2—СН2—МНз. [c.289]

На основании полученных данных показано, что в реакции обмена [Нп1а]2- лимитирующей стадией является не диссоциация аква-комплекса, а переход протона в лиганде от атома азота к карбоксильной группе [c.432]

Если акво-ионы металлов побочных групп представляют собой химическое соединение в большей степени, чем гидратированные ионы щелочных или щелочноземельных металлов, то можно ожидать, что первые имеют наибольшую теплоту гидратации. Конечно, нельзя надеяться на то, что эта закономерность всегда справедлива, но ее можно применять, когда сравниваемые ионы имеют одинаковые заряд и радиусы. С таким ограничением это кажется справедливым, хотя не является причиной какого-нибудь значительного эффекта. Это видно из табл. 10, Б которой теплота гидратации некоторых ионов металлов в газообразном (СОСТОЯНИИ сравнивается с радиусом ионов (по Полингу и Гольдшмидту). Приведенные теплоты гидратации частично вычислены Латимером [24] на основании циклических процессов Фаянса — Борна, отчасти Уэббом [25], который использовал диэлектрические свойства воды и кажущийся радиус иона металла (вычисленный из парциального мольного объема и полной теплоты гидратации электролита при бесконечном разбавлении). Наконец, в табл. 10 сравниваются вычисленные значения теплот гидратации с теплотой образования некоторых ионов типичных амминов металлов в водном растворе. Часть данных принадлежит автору, другая часть взята из опубликованных калориметрических исследований. Можно видеть, что теплота образования амминов, которая, конечно, зависит от числа связанных молекул аммиака, увеличивается с устойчивостью аммиачного комплекса, о в целом очень мала по сравнению с теплотой гидратации. [c.80]

На основании материала табл. 49 был произведен полный расчет спектров всех аммин-ионов никеля по аналогии со сделанным ранее вычислением для аммин-ионов меди (II). Автор благодарен Йохансену за выполнение очень обширных и трудоемких расчетов. Задача заключалась в решении системы линейных уравнений. Если обозначить молярные коэффициенты экстинкции акво-иона никеля и шести ионов амминов никеля через о и Е , 2 Е соответственно, то молярную экстинкцию [Е) любого раствора, состав которого дается коэффициентами а, можно записать так [c.200]

Из вычисленных молярных коэффициентов экстинкции аммин-ионов никеля можно повторно рассчитать экспериментально найденные средние значения экстинкции. Такой расчет был сделан, и полученные величины для исходных растворов в табл. 49 сравнили со значениями, найденными непосредственно. Можно видеть, что рассчитанные и найденные величины экстинкции для акво-ионов никеля почти одинаковы, однако это несомненно лишь потому, что только чистый водный раствор никеля дает, по существу, вычисленные значения Ео- Более интересно то, что найденные и рассчитанные молярные коэффициенты экстинкции аммиачных растворов никеля тоже, по-видимому, совпадают в пределах экспериментальной ошибки. На основании усредненных значений Йохансен нашел среднюю ошибку экспериментальных коэффициентов экстинкции, которая должна быть равна 0,02 единиц экстинкции, в то время как средняя ошибка вычисленных значений экстинкции аммин-ионов никеля равна величинам, данным в последней строке табл. 50. По легко [c.200]

Измерения, о которых будет идти речь в настоящей главе, включают частично потенциометрическое титрование соли кобальта (II) феррицианидом при постоянной концентрации этилендиамина, частично аналогичные титрования смесей соли триэтилендиаминкобальта (III) и соли кобальта (II) при различных концентрациях этилендиамина. Первые из упомянутых измерений показали, что окислительно-восстановительный потенциал хорошо определялся и был постоянным для растворов с раз-ли1 ными соотношениями солей кобальта (II) и (III), в то время как измерения с различными концентрациями этилендиамина давали удовлетворительное подтверждение кривой образования системы этилендиаминовых комплексов кобальта (II) (получен-нсй, как описано в предыдущей главе, путем измерений с водородным электродом). Окислительно-восстановительный потенциал системы акво-ионов кобальта (который так высок — почти 1,8 в по сравнелнк с нгрчальным водородным электродом,—что его можно измерить только в сильнокислом растворе) автор не определял, а вычислял на основании результатов измерений, имеющихся в литературе. Комбинацией найденных нормальных потенциалов с известной общей константой устойчивости системы комплексов кобальта (II) (Кз = 10 ) была вычислена соответствующая константа для системы этилендиаминовых комплексов кобальта (III). Полученное значение (Кз = 10 - [c.230]

Новая теория кислот и оснований предложена в связи с исследованиями комплексных акво- и гидроксосоединений тяжелых металлов, провзденных Пфейффером > и Вернеромв 1906 — 1907 гг. У центрального иона аквосоединения координированы молекулы воды, у иона гидроксосоединения координированы гидроксильные группы, у аквогидроксосоединений имеются и молекулы воды и гидроксильные группы. [c.67]

В этой теории подчеркяуго участие воды при диссоциации кислот и оснований и проводится различие между ангидро- и акво-соединениями. [c.72]

Окись хрома(П1). n Og— вещество зеленого цвета со структурой корунда (стр. 286, ч. 2). Оно образуется при горении металла з кислороде, при термическом разложении окислов Сг - или бихромата аммония, а также при обжиге водной окиси r.jOg-nHjO. Последняя (часто называемая гидроокисью хрома, хотя содержание воды в сй не постоянно) выделяется в виде осадка при добавлении щелочи к растворам солей Сг . Сильно прокаленная окись хрома инертна по отношению к кислотам и основаниям, но в обычных условиях она, так же как ее гидратированная форма, представляет собой амфотерное соединение, легко растворимое в кислотах с образованием акво-понов [Сг(Н20) 1"+ и в концентрированных щелочах с образованием хромитов. Вещества, присутствующие в раство-)ах хромитов, точно не идентифицированы, но, вероятно, это Сг(0Н)с1 и [Сг (ОН)з (Н 0)1 . Из таких растворов можно выделить кристаллические соединения состава М Сг(ОН)з+,Дгг=3—5), а также аналогичные соли щелочноземельных металлов. [c.233]

Согласно Пирсону [541—543] многие неорганические и органические соединения в твердом, жидком и газообразном состоянии представляют собой комплексы льюисовых кислот и оснований. Например, Mg b в твердом состоянии состоит из кислоты Mg + координированной шестью соседними С1--ионами — лигандами, проявляющими свойства основания. В водном растворе Mg2+-Honbi координируются с шестью молекулами воды как с основанием, образуя сольватированные аква-ионы i[Mg(H20)6)] +. Ионы хлора также образуют кислотно-основные непрочные комплексы с водой [СЦНгО) ]-. [c.145]

В то же время было введено понятие об ангидро-основанпях, т. е. соединениях, которые, присоединяя воду, превращаются в истинные основания (акво-осповапия). [c.373]

Эти взгляды имели большое значение для последующего развития теории кислот, оснований и гидролиза. Самым существенным в них является базирующееся на акво-гидроксо-превращениях представление о том, что основными свойствами должны обладать соединения, способные к присоединению понов водорода, а кислотными — способные к присоединению понов гпдроксила. Это было большим шагом вперед по сравнению с представлениями теории электролитической диссоциации. Однако указанные причины появления кислотных и основных свойств не являются единственно возможными. [c.374]

Фосфор — более типичный комилексообразователь, чем азот. Трактовка фосфорной кислоты как продукта диссоциации акво-иона [Р(0Н2)4] понятна на основании соображений, приведенных выше (стр. 580). Такая трактовка применима и к азотной кислоте. [c.584]

Справочник химика 21

Химия и химическая технология